Prácticas de Laboratorio I-12

INSTITUTO TECNOLÓGICO DE COSTA RICA

ESCUELA DE QUÍMICA

CURSO: QU-1104

LABORATORIO DE QUÍMICA BÁSICA II

PRÁCTICAS DE LABORATORIO

PRÁCTICAS 1 a 12

2012

ÍNDICE CONTENIDO PÁGINA ASPECTOS GENERALES DE LOS INFORMES...................................................................... ........... i

PRÁCTICAS DE LABORATORIO PRÁCTICA 1 Técnicas Básicas de Laboratorio ..................................................................................... 1 PRÁCTICA 2 Solubilidad....................................................................................................................... 9

PRÁCTICA 3 Preparación de disoluciones por el método directo.........................................................12

PRÁCTICA 4 Preparación de una disolución patrón por el método indirecto.............................. .........16 PRÁCTICA 5 Análisis de la dureza de una muestra de agua ................................................................. 22 PRÁCTICA 6 Velocidad de reacción ..................................................................................................... 25 PRÁCTICA 7 Equilibrio Químico Homogéneo ..................................................................................... 28 PRÁCTICA 8 Equilibrio Químico Heterogéneo .................................................................................... 32 PRÁCTICA 9 Indicadores Ácido Base................................................................................................... 36 PRÁCTICA 10 Disoluciones reguladoras, Acción Reguladora ... ......................................................... 42

PRÁCTICA 11 Determinación experimental de la espontaneidad de algunas reacciones redox............ 49 PRÁCTICA 12 Determinación experimental del poder oxidante de tres halógenos .............................. 54

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ASPECTOS GENERALES DE LOS INFORMES

1. SECCIÓN EXPERIMENTAL

Si en el experimento usted hizo mediciones, deben aparecer:

1.1 Datos experimentales

Estos siempre van en cuadros con: número, título y nombre de las variables como encabezado de columna o fila (o mediciones) en mayúsculas, unidades e incertidumbres. Tome nota del espacio disponible, para que los cuadros quepan.

1.2 Observaciones

Si lo prefiere, la información puede ir en cuadros con: número, título y nombre de lo que va a describir como encabezado de columna o fila, en mayúsculas y considerando el espacio disponible. Si no desea hacer cuadros, la información estará escrita en forma clara, concisa y con buena redacción; señalando a qué parte del procedimiento se refiere sin describir detalladamente el procedimiento. Observar significa examinar atentamente. Aquí sólo anotará lo que observó. No hay que explicarlo; eso es parte del comentario.

2. RESULTADOS

Son los valores obtenidos después de realizar los cálculos o ecuaciones químicas que representan las reacciones químicas que se han realizado. Se presentan en cuadros como los de datos experimentales si es del caso.

3. DISCUSIÓN DE OBSERVACIONES Y RESULTADOS

En esta parte usted hace un COMENTARIO. Explicar el porqué de lo escrito en sus observaciones y resultados. Esto se hace con base en los conceptos teóricos y apoyado por la bibliografía apropiada. No vuelva a escribir lo que ya está en otros apartados de su informe. Generalmente es el apartado de mayor valor de su informe. Lo claro, conciso y coherente que sea, señala el nivel de comprensión y dominio que tiene de lo realizado.

En esta parte se incluye la discusión de la precisión y exactitud obtenida y los tipos de errores que permitan explicar el valor de la exactitud.

Me lo contaron y lo olvidé, lo vi y lo entendí,

lo hice y lo aprendí.

Confucio

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PRÁCTICA 1 TÉCNICAS BÁSICAS DE LABORATORIO

1. OBJETIVOS

1.1 Repasar algunas de las técnicas adquiridas en el Laboratorio Química Básica I.

1.2 Aprender técnicas nuevas de laboratorio: toma de muestras líquidas mediante la pipeta, lectura de volúmenes medidos en bureta, ambientación de equipo, trasvase cuantitativo y aforo de balón.

1.3 Elaborar correctamente cuadros para toma de datos.

2. MARCO TEÓRICO

Para obtener resultados reproducibles y disminuir las fuentes de error, es muy importante ejecutar las técnicas básicas de laboratorio en forma correcta. Cuando un procedimiento de laboratorio indica la aplicación de varias técnicas de laboratorio en forma consecutiva, es más importante aún, controlar y evitar la acumulación de errores por un mal trabajo.

Usted ya aprendió en el Laboratorio de Química Básica I, la forma correcta de: lavar el instrumental de vidrio, determinar masas de sólidos y líquidos por diferencia, agitar en tubo de ensayo y frasco erlenmeyer, medir temperaturas y volúmenes. En esta práctica se repasarán algunas de estas técnicas. Revise el folleto de Material de Apoyo (Parte I), Lab. Q.B.I., para recordar detalles.

Otras técnicas pueden ser novedosas para usted: ambientar, medir volúmenes con pipeta, bureta y aforar volúmenes en balones.

LAVADO DE CRISTALERÍA

Es importante que el equipo volumétrico esté totalmente limpio antes de usarlo. Los instrumentos de vidrio están limpios cuando las paredes externas e internas son mojadas uniformemente ya que el agua se adhiere a la superficie, formando una película continua.

La falta de limpieza causa irregularidades en la capa delgada de agua, observándose gotas y regiones secas. El hisopo con detergente es suficiente en la mayoría de los casos. Cuando esto no resulta, se emplea etanol o una disolución de dicromato de potasio en ácido sulfúrico o hidróxido de sodio etanólico.

Luego de lavar, el equipo se enjuaga dos veces con agua destilada. En la mayoría de los casos, no es necesario secar las paredes internas del equipo ya que se ambientan (ver a continuación) o la presencia de agua no afecta.

Solamente si el procedimiento indica que es necesario que el equipo esté seco, se enjuaga con etanol y se elimina con aire limpio a presión.

AMBIENTAR

Para garantizar que no ocurran diluciones imprevistas o se contamine la muestra, hay que ambientar las pipetas y buretas.

Ambientar consiste en agregar al equipo pequeños volúmenes de la disolución a medir e inclinar y dar vuelta para que todas las paredes internas sean lavadas y luego desechar el líquido. Esto se hace tres veces. Esta técnica consiste entonces en enjuagar el equipo con la disolución a medir.

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TRASVASE CUANTITATIVO

Esta técnica consiste en arrastrar con lavados sucesivos toda la disolución de un recipiente a otro.

Para efectuar el trasvase de la masa de una muestra medida con baja incertidumbre, ésta debe disolverse previamente en una pequeña cantidad del disolvente a utilizar. Luego con la ayuda de un agitador de vidrio se guía el fluido desde el recipiente que contiene la disolución hacia el recipiente donde se realizará la medición del volumen final. Al finalizar esta operación, lave el agitador dentro del recipiente utilizando la piseta.

Con la ayuda de la piseta, lave las paredes internas del recipiente donde disolvió la muestra. Utilizando el agitador de vidrio, trasvase el agua de lavado al mismo recipiente donde se realizará la medición del volumen final. Debe efectuar esta operación dos veces más.

LECTURA DE VOLUMEN EN PIPETA, BURETA Y BALÓN AFORADO

Por ser instrumentos tubulares de diámetro pequeño, el líquido forma un menisco que es la curvatura de la superficie libre del líquido contenido en el interior del recipiente, este menisco es que se utiliza para efectuar las lecturas.

Puede ser cóncavo (agua, alcohol, soluciones de ácidos) en líquidos transparentes o convexo (mercurio, soluciones coloreadas).

Para determinar un volumen, se lee en la escala del instrumento la marca que toca la parte inferior del menisco cóncavo. En líquidos opacos (menisco convexo) se lee la parte superior. Se deben evitar errores de paralaje, que es el error que se comete al efectuar lecturas debido a la mala ubicación del operador. Se evita el error de paralaje cuando el operador hace coincidir la dirección de la visual con la altura del menisco según, lo indica la figura 1.

Figura 1. Lectura correcta del menisco en instrumentos volumétricos.

MEDICIÓN DE VOLUMEN CON PIPETA

Las pipetas son recipientes tubulares de vidrio o de plástico que se utilizan en la medición de volumen con baja incertidumbre. Se clasifican según:

♦ el tipo de vidrio: A ó B

♦ el volumen que pueden medir, siendo:

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� volumétricas cuando se necesita precisión científica (con una sola marca para el volumen). Éstas poseen un bulbo y se usan para transferir un volumen definido de líquido.

� graduadas que se usan en operaciones rutinarias (con escala para varios volúmenes).

El tipo de calibración:

1. PARA ENTREGAR (to deliver, TD)

Son calibradas pesando el volumen de agua destilada que fluye de ellas, por gravedad, con la punta pegada a una pared del recipiente colector. Una pequeña cantidad de líquido siempre permanece en la punta y no deben ser sopladas.

TD 20 °C 1/10...

2. PARA ENTREGAR CON SOPLADO (to deliver with blow out)

Son calibradas en forma semejante a la anterior, excepto que la gota que queda en la punta, luego del vertido, es soplado al recipiente colector. Estas pipetas generalmente se identifican por una doble banda grabada (esmerilada) en la parte superior.

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LLENADO DE LA PIPETA

Luego de lavar y ambientar la pipeta, se coloca en un beaker pequeño un volumen mucho mayor del que se va a medir con la pipeta. Mida la temperatura de la disolución. Inserte la punta de la pipeta en el líquido y mantenga esta siempre dentro del líquido y en contacto con la pared interna del beaker.

El llenado de la pipeta con el líquido deseado se puede hacer manualmente o con pipeteadores automáticos.

A continuación se describe la forma manual:

Succione el líquido hasta un poco más de la marca de aforo. Rápidamente coloque la yema del dedo índice a la vez que retira la succión. Saque la punta de la pipeta del líquido pero manténgala en contacto con la pared interna del beaker. Suave y lentamente quite y aumente la presión del dedo para permitir que el líquido salga hasta que el menisco quede en la marca de aforo. Verifique que no haya burbujas de aire.

Manteniendo la pipeta en forma vertical, saque y colóquela dentro del nuevo recipiente. Con la punta en contacto con las paredes internas, permita que se vierta el líquido. Si no es de soplar, quedará una pequeña cantidad de líquido en la punta de la pipeta.

Figura 2. Pasos para aforo y vaciado de la pipeta.

MEDICIÓN DE VOLUMEN CON BURETA

La bureta a diferencia de la pipeta es un instrumento para medir volúmenes vertidos, por lo tanto su escala es en sentido contrario de la probeta. El cero se encuentra cerca de la boca del instrumento y el volumen máximo que puede medir está cerca de la llave. El menisco del líquido a medir siempre debe encontrarse entre esos límites, nunca puede salirse de ellos porque la lectura no se podría efectuar.

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LLENADO DE BURETA

Luego de lavar y ambientar la bureta, se verifica que no escape líquido por la llave o la punta cuando está cerrada.

Coloque un poco del líquido a usar en un beaker. Con la bureta en la mano y la llave cerrada, agregue el líquido desde el beaker por la abertura superior de la bureta, hasta llevar el menisco unos 3 cm por encima de la marca de cero. Abra la llave y deje salir el líquido hasta que se llene la punta de la bureta. Cierre la llave.

Verifique que no haya burbujas de aire en la punta de la bureta. Si las hay, abra la llave y haga un movimiento fuerte hacia arriba y hacia abajo hasta que salga la burbuja. Cierre la llave y revise de nuevo que no haya burbujas.

Verifique que el menisco formado por el líquido esté dentro de la escala del instrumento. No necesariamente debe estar en cero. Colóquela en el soporte. Revise que esté firme y vertical.

LECTURA DE BURETA

El volumen medido en bureta es un volumen vertido, por lo que siempre deben efectuarse dos lecturas de volumen para determinarlo: un volumen inicial y un volumen final.

La incertidumbre de las lecturas de volumen inicial y volumen final, se determinan como la mitad de la mínima división de la escala de la bureta, por lo que deben ser anotadas en el cuadro respectivo.

Para determinar el volumen vertido y su incertidumbre, se utiliza la fórmula: Volumen vertido = (volumen final – volumen inicial) ± (√ (incert. vol. Final)2 + (incert. vol. inicial)2 )

Para efectuar la lectura del volumen inicial, debe colocar la escala a la altura del ojo como lo muestra la figura 1 y determinar donde se encuentra el menisco. Proceda a leer el volumen de acuerdo con la escala del instrumento, recordando que la escala inicia en cero.

Coloque un erlenmeyer debajo de la bureta, a una altura en que la punta de la bureta quede dentro de la boca del erlenmeyer pero sin impedir el movimiento. Mentalmente sume al volumen inicial el volumen que requiere verter, hasta ahí debe llevar el menisco en la escala del instrumento. Abra la llave de la bureta en pequeños intervalos (ver técnica para abrir y cerrar la llave según la figura 3) y vierta el volumen que se requiere al erlenmeyer. Cierre la llave. Lea y anote el volumen final con su incertidumbre.

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Figura 3. Técnica para abrir y cerrar la llave de la bureta.

AFORO DE UN BALÓN

Matraz o balón aforado es un recipiente de vidrio o plástico, de fondo plano con forma de pera que tiene un cuello largo y delgado, donde se encuentra la marca de aforo, que sirve para enrasarlo. También tiene una tapa para cerrarlo una vez enrasado. El matraz está calibrado para contener un cierto volumen de líquido a una temperatura dada. Con ellos se preparan disoluciones por la exactitud del volumen, pueden ser de 10 ml, 50 ml, 100 ml, 200 ml, 250 ml, 500 ml y 1000 ml.

La técnica para preparar una disolución incluye enrasar el balón aforado, es decir, hacer coincidir el menisco con el aforo (marca de graduación en el cuello del material).

Se inicia con el lavado del balón y el tapón. Se puede verter una alícuota en el balón, o si el soluto es sólido se disuelve en un beaker con un volumen de la 1/3 del volumen del beaker y con el disolvente a temperatura ambiente. Luego se efectúa un trasvase cuantitativo con la muestra sólida disuelta según las instrucciones del apartado Trasvase cuantitativo.

Se agrega agua destilada hasta un centímetro antes de la marca de aforo. Utilizando un gotero limpio se enraza el balón, o sea, la parte inferior del menisco debe tocar la marca de aforo. Espere unos segundos entre gotas para que el agua termine de escurrir por las paredes. La parte inferior del menisco debe quedar exactamente en la marca de aforo. Si se pasa, deseche y empiece de nuevo.

Una vez enrazado se tapa y se sujeta del cuello y la tapa para homogenizar la disolución. Esto se hace invirtiéndolo repetidamente para asegurarse un buen mezclado. Una vez concluida esta operación, la disolución está preparada y ya no se agrega más disolvente para completar el volumen aunque el menisco no toque la marca de aforo.

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3. EQUIPO Y REACTIVOS

1 balón aforado de 100,0 ml 1 erlenmeyer de 125 o 250 ml

1 gotero 1 bureta de 50,0 ml 1 piseta 1 pipeta de 10,0, 20,0 o 25,0 ml 1 termómetro 1 paquete de sólido para bebida instantánea (traerlo) 1 agitador de vidrio disolución acuosa coloreada 1 espátula etiquetas (traerlas) 2 beakers de 100,0 ml 1 beaker de 500,0 ml

4. PROCEDIMIENTO

NOTA: En esta práctica NO se generan desechos tóxicos al ambiente, por lo que se disponen directamente en la pila. 4.1 MEDICIÓN DE TEMPERATURA

a) Tome aproximadamente 300 ml de agua, en un beaker de 500 ml.

b) Sumerja el termómetro en el líquido, hasta la marca de inmersión, manténgalo así hasta que no varíe la altura del mercurio. Aproximadamente 1 minuto.

c) Sin sacar el termómetro, lea en la escala la temperatura y anótela. ( ± ) °C.

d) No deseche esta agua, la utilizará en la sección 4.2, 4.3.A y 4.3.C

4.2. AGITACIÓN EN BEAKER

a) Utilizando la balanza granataria, pese por diferencia en un beaker de 100 ml, un (1) g de sólido para fresco. Complete el cuadro 1, no olvide poner el título.

b) Agregue cerca de 20 ml de agua de la reservada en 4.1.

c) Agite y disuelva el sólido completamente.

d) Reserve para la parte 4.3.A

CUADRO 1. ________________________________________________________________________ (Escriba un título adecuado)

Masa de

beaker vacío (± ) g

beaker con muestra (± ) g

muestra (± ) g

4.3 MEDICIÓN DE VOLUMEN

A. EN BALÓN AFORADO

1. Corrobore que el balón aforado de 100,0 ml esté bien lavado.

2. Tome la mezcla preparada en la técnica de agitación en beaker (parte 4.2).

3. Trasvase cuantitativamente la mezcla al balón, siguiendo los siguientes pasos: a. utilice un agitador de vidrio para dirigir el flujo del líquido del beaker hacia el interior del balón sin tener

pérdidas.

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b. enjuague tanto el interior del beaker como el agitador, con pequeñas porciones de agua destilada, (agua que empleó para la parte 4.1), utilizando la piseta y recibiendo las aguas de lavado en el balón, evitando pérdidas.

c. repita el proceso de enjuague dos veces más. d. asegúrese de retirar la última gota de la boca del beaker con el agitador. e. llene el balón aproximadamente a la mitad, con el agua destilada empleada en la sección 4.1, y haga

girar su contenido para agilizar la dilución. f. agregue agua destilada, hasta casi la marca de aforo. g. con un gotero agregar agua hasta la marca de aforo. Muéstreselo a su profesor(a) h. tape el balón e inviértalo repetidamente para, asegurarse un buen mezclado.

4. Anote el volumen de la mezcla preparada, que corresponde al volumen del balón con su incertidumbre Volumen = ( ± ) ml.

B. CON PIPETA

a) Ambiente (ver marco teórico) un beaker de 100,0 ml con la mezcla contenida en el balón aforado, sección 4.3.A.

b) Coloque un pequeño volumen de la disolución en el beaker ambientado y ambiente la pipeta que se encuentra en su lugar de trabajo.

c) Deseche el residuo del beaker.

d) De la disolución restante en el balón aforado, vierta cerca de 50,0 ml en el beaker.

e) Mida una alícuota (volumen conocido con baja incertidumbre) del líquido con la pipeta ambientada.

f) Vierta el volumen contenido en la pipeta en otro beaker de 100,0 ml y anote el volumen de la pipeta. Volumen = ( ± ) ml

g) Repita los pasos e) y f).

h) Deseche y lave. C. EN BURETA

a) “Ambiente” una bureta de 50,0 ml con agua destilada reservada en la sección 4.1. b) Llene la bureta (ver marco teórico) con agua destilada reservada en la sección 4.1. c) Determine la incertidumbre de la bureta, anótela en el cuadro 2. d) Lea y anote el volumen inicial (ver marco teórico). e) Coloque un erlenmeyer de 125 ml debajo de la bureta, a una altura adecuada. Abra la llave de la bureta en

pequeños intervalos y vierta un volumen de 10,0 a 12,0 ml de agua al erlenmeyer. f) Anote el volumen final con su incertidumbre en el cuadro 2. g) Efectúe una segunda determinación repitiendo los puntos d, e y f, el nuevo volumen vertido será de 14,0 a

15,0 ml. Puede conservar en el erlenmeyer el líquido vertido anteriormente. h) Efectúe una tercera determinación repitiendo los puntos d, e y f, el volumen vertido esta vez será de 28,0 a

30,0 ml de agua. Verifique que el volumen contenido en la bureta es suficiente para efectuar esta operación, de no ser así agregue agua a la bureta hasta que la cantidad le permita verter el volumen indicado de una sola vez.

i) Deseche y coloque la bureta en el soporte, con la punta hacia arriba y la llave abierta para que se escurra.

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CUADRO 2.________________________________________________________________________________ (Escriba un título adecuado)

VOLUMEN

DETERMINACION

INICIAL

( ± ) ml

FINAL

( ± ) ml

VERTIDO ( ± ) ml

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2

3

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PRÁCTICA 2 SOLUBILIDAD

1. OBJETIVO

1.1 Determinar cualitativamente la solubilidad de varios solutos en agua y en éter de petróleo.

1.2 Explicar las solubilidades encontradas utilizando los conceptos teóricos.

1.3 Identificar un disolvente incógnita utilizando la solubilidad del soluto.

2. MARCO TEÓRICO

2.1 SOLUBILIDAD

La máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una cantidad determinada de disolvente necesaria para formar una mezcla homogénea a una temperatura dada, se conoce como solubilidad de ese soluto en ese disolvente.

La solubilidad de una sustancia se expresa generalmente en g de soluto/100 g de disolvente a una temperatura dada. También puede expresarse como solubilidad molar (mol/l), esto es el número de moles de soluto en un litro de disolución (saturada) a una temperatura dada.

El hecho de que una sustancia se pueda disolver en otra depende de:

a. la naturaleza tanto del disolvente como del soluto (tipo de sustancia, fuerzas intermoleculares, constante dieléctrica y polaridad, entre otros).

b. la temperatura a la cual se forma la disolución (proceso exotérmico o endotérmico). c. la presión, si el soluto es un gas.

Si una sustancia es muy poco soluble, por ejemplo 0,02 moles de soluto por 1 litro de disolución, suele clasificarse como insoluble. Cuando dos líquidos son mutuamente insolubles, se dice que son inmiscibles.

Para determinar cualitativamente la solubilidad de un soluto, se debe emplear una proporción de 0,1 g o 0,2 ml del soluto en 3 ml de disolvente, ya que si se adiciona mucho soluto, una saturación del disolvente induce a un resultado falso.

3. CUESTIONARIO PREVIO

3.1 Defina los siguientes términos: a. soluto d. solubilidad g. constante dieléctrica b. disolvente e. miscible h. suspensión c. disolución f. sedimentación i. precipitación

3.2 Diferencia entre sedimentación y precipitación.

3.3 ¿Qué propiedades físicas le permiten observar experimentalmente que una sustancia es soluble, insoluble o parcialmente soluble en otra? Explique.

3.4 El éter de petróleo y el kerosene (canfín) son mezclas de hidrocarburos. Investigue el tipo y naturaleza química de los compuestos que conforman el éter de petróleo y el kerosene. Escoja un compuesto de cada una de estas mezclas, busque la fórmula estructural y cópiela.

3.4 Busque en un libro de Química Orgánica la fórmula desarrollada de la sacarosa y cópiela. 3.6 Complete el cuadro 3 del formato de informe en la sección de discusión, clasificando las sustancias en iónicas,

covalentes polares o covalentes no polares y escriba el tipo de interacción interpartícula que presentan consigo mismo y con los disolventes cuando se mezclan:

a) con agua: sulfato de cobre (II) pentahidratado, iodo, sacarosa, etanol y kerosene

b) con éter de petróleo: sulfato de cobre (II) pentahidratado, iodo, sacarosa, etanol y kerosene.

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3.7 Complete el cuadro 4 del formato de informe en la sección de discusión, clasificando las sustancias en iónicas,

covalentes polares o covalentes no polares y escriba el tipo de interacción interpartícula que presentan consigo mismo y con los disolventes cuando se mezclan hexano y 1-propanol como disolventes y glucosa como soluto.

4. REACTIVOS Y EQUIPO DE LABORATORIO

1 gradilla 25 ml de éter de petróleo 10 tubos de ensayo limpios (5 de ellos secos) 10 ml de etanol etiquetas autoadhesivas (traerlas) 10 ml de kerosene (canfín) agua destilada una punta de espátula de:

sacarosa, iodo, sulfato de cobre (II) pentahidratado y glucosa

5. PROCEDIMIENTO

5.1 DETERMINACIÓN DE LA SOLUBILIDAD DE VARIOS SOLUTOS EN AGUA Y EN ÉTER DE

PETRÓLEO

a. Anote la temperatura ambiental del laboratorio. Los reactivos líquidos se encuentran en buretas debidamente identificadas, en la mesa de trabajo.

b. En 5 tubos de ensayo secos y numerados del 1 al 5, agregue aproximadamente 1 ml de éter de petróleo.

c. En otros 5 tubos de ensayo numerados del 6 al 10, añada aproximadamente 1 ml de H2O destilada.

d. Agregue simultáneamente al: tubo 1 y 6 una punta de espátula de sacarosa y agite

tubo 2 y 7 una punta de espátula de sulfato de cobre (II), pentahidratado y agite.

tubo 3 y 8 una punta de espátula de yodo y agite (el yodo se lo entregará su profesor).

tubo 4 y 9 0,5 ml de etanol y agite

tubo 5 y 10 0,5 ml de canfín y agite

e. Anote sus observaciones en los cuadros 1 y 2 del informe.

5.2 Una vez que completó la información de los cuadros, solicite a su profesor(a) la incógnita para su identificación. 5.3 Usted recibirá un tubo de ensayo con un disolvente que puede ser 1-propanol (C3H8O) o hexano (C6H14). Uno de

ellos es de naturaleza covalente polar y el otro covalente no polar. 5.4 Con base en la información del cuadro 1, realice pruebas de solubilidad que le permitan identificar si el

disolvente incógnita es 1-propanol o hexano.

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CUADRO 1: CARACTERÍSTICAS FÍSICAS DE DISOLVENTES Y LA INCOGNITA

Sustancia Fórmula Polaridad x 10-30 C.m

Masa Molar (g/mol)

Densidad (g/ml)

Solubilidad

Constante dieléctrica

Disolvente polar

_______ 6,7 0,79 ______ 22,8

Disolvente no polar

_______ 0 0,80 ______ 6

Naftaleno

C10H8 0 128 1,14 Soluble en disolvente no

polar e insoluble en disolvente

polar

-----

Nitrato de potasio

KNO3 ------ 101 1,20 Soluble en disolvente

polar e insoluble en disolvente no

polar

-----

5.5 Anote sus observaciones en el cuadro 1 del informe. 5.6 DESECHOS. Una vez concluida la parte experimental de la práctica y del informe y anotadas sus

observaciones, deseche los residuos en los recipientes respectivos ubicados en la mesa de cemento, como se detalla a continuación:

Recipiente 1: Desechos de éter de petróleo con embudo y bola de algodón. Recipiente 2: Desechos de sulfato de cobre Recipiente 3: Desechos de canfín Recipiente 4: Desechos de yodo con embudo y bola de algodón. En un recipiente 1 se ponen los desechos de los tubos que contienen esta sustancia y sacarosa, sulfato de cobre, yodo, etanol y canfín. En un recipiente rotulado 2 se ponen los desechos del tubo que contiene agua y sulfato de cobre. En un recipiente 3 se desecha el contenido del tubo con agua y canfín. En un recipiente 4 se desecha el contenido del tubo de agua y yodo. Los contenidos de los tubos de agua con sacarosa y con etanol se pueden desechar en la pila, ya que sus concentraciones son muy bajas y van al proceso oxidativo de la planta de tratamiento del TEC. Lave el equipo y devuélvalo al asistente.

5.7 En la sección de resultados anote la solubilidad de los solutos en su incógnita e identifique si es hexano o 1-

propanol 5.8 Justifique la identificación de la incógnita, utilizando sus observaciones y fundamentos teóricos estudiados.

Debe referirse a la solubilidad de la incógnita en el disolvente, considerando en su explicación: polaridad, tipo y magnitud de fuerzas y constante dieléctrica.

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PRÁCTICA 3 PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES POR MÉTODO DIRECTO

A. CONCENTRACIÓN EXACTAMENTE CONOCIDA B. CONCENTRACIÓN APROXIMADA

1. OBJETIVOS:

1.1 Preparar mediante el método directo una disolución acuosa de concentración aproximada y una disolución de concentración exactamente conocida o patrón.

1.2 Aplicar correctamente la técnica de: medición de masa y volúmenes, trasvase cuantitativo, aforo y agitación.

1.3 Calcular la concentración de las disoluciones preparadas.

2. MARCO TEÓRICO

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Está compuesta por el soluto que es la sustancia presente en menor cantidad de moles y el disolvente que está en mayor cantidad de moles. Una disolución puede ser gaseosa, sólida o líquida. En estas prácticas se estudiarán disoluciones líquidas, llamadas disoluciones acuosas, porque el soluto inicialmente es sólido o líquido y el disolvente es agua.

Existen varios criterios para la clasificación de disoluciones; entre ellos está el que relaciona la cantidad de soluto y de disolvente presentes en una disolución; éstos son:

a) diluida y concentrada b) insaturada, saturada y sobresaturada c) concentración (cantidad de soluto presente en una cantidad dada de disolvente o de disolución).:

porcentaje (m/m, m/v, v/v), molaridad (mol/l), molalidad (mol/kg), fracción molar (X) y partes por millón (mg/l).

Si al preparar una disolución, el equipo empleado es de alta incertidumbre (por ejemplo balanza granataria, probetas, etc.), la incertidumbre en las lecturas es alta; al calcular la concentración, las cifras significativas son pocas, a estas disoluciones se les llama de “concentración aproximada”. Una disolución de KCl en agua, preparada en esta forma sería (0,8 ± 0,1) mol/litro y sería de concentración aproximada aunque se haya empleado un soluto tipo primario en su preparación. Pero si es preparada con equipo de baja incertidumbre, (balones aforados y balanza analítica) la concentración sería (0,804 ± 0,001) mol/litro y a ésta disolución se le llama disolución patrón o estándar.

Para calcular la concentración de una disolución, dependiendo de la unidad de concentración deseada, deben considerarse los siguientes datos:

♦ masa del soluto (si es sólido) ♦ volumen del soluto (si es líquido) ♦ volumen total de la disolución o volumen del disolvente ♦ pureza del soluto ♦ densidades de los componentes de la disolución

Por ejemplo para calcular la concentración en mol/l de una disolución preparada a partir de un sólido puro en agua, tendríamos que:

molA = masa del sólido (g) x 1 molA

ldisolución A Volumen total de la disoluciónA(l) masa A(g)

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2.1 MÉTODO DIRECTO

Existen dos métodos para preparar disoluciones de concentración exactamente conocida: el directo y el indirecto. Para la preparación de disoluciones de concentración aproximada se usa también el método directo.

En ésta práctica se empleará el método directo en la preparación de la disolución patrón de iones Ca2+ a partir de CaCO3 y la disolución de concentración aproximada de EDTA.

El método directo consta de cinco pasos: 1.- Medición de masa o volumen del soluto. 2.- Disolución de la muestra en una pequeña cantidad de disolvente. 3.- Trasvase de la mezcla del punto 2 a un recipiente con el volumen adecuado para contener la disolución. 4.- Completar con disolvente el volumen final de la disolución. 5.- Agitación para homogenizar la disolución.

Dependiendo del soluto, el equipo (alta o baja incertidumbre), las técnicas de laboratorio y la medición realizada en la preparación de una disolución, ésta puede ser de concentración aproximada (con alta incertidumbre, pocas cifras significativas) o de concentración exactamente conocida o disolución patrón (con muy baja incertidumbre, muchas cifras significativas).

Para detallar y comparar la información de equipos, técnicas y posibles fuentes de error, consulte la hoja de comparación de preparación de métodos que se encuentra al finalizar la práctica 4 en este folleto. 2.2 SUSTANCIAS TIPO PRIMARIO

Para la preparación de disoluciones se puede trabajar con varias calidades de reactivos: tipo primario, calidad reactivo o calidad industrial. En un laboratorio usted encontrará de tipo primario o de calidad reactivo.

Para que una disolución sea patrón se debe escoger un soluto tipo primario. Se le denomina tipo primario, si cumple con las siguientes características:

1. Disponible con casi un 100 % de pureza, como máximo, un 0,01 a 0,02 % de impurezas. En este caso, debe conocerse la naturaleza y cantidad de cada una de ellas.

2. Reaccionar fácil y estequiométricamente, con la sustancia a analizar.

3. Alta estabilidad química, no reaccionar con los componentes del aire o descomponerse en el tiempo, fácil de secar y no muy higroscópica; que permita determinar su masa sin atrapar humedad ambiental.

4. Alta masa molar; tal que los errores por determinar la masa de la muestra, sean mínimos.

5. Fácil adquisición y bajo costo. Se utilizará carbonato de calcio tipo primario para preparar una disolución patrón de iones Ca 2+ por el método directo. El CaCO3 no es soluble en agua, por lo que primero se hace reaccionar con HCl para liberar los iones Ca 2+ por descomposición del CO3

2-, es por esta razón que la disolución no es de CaCO3 sino de iones Ca 2+.

La ecuación de la reacción de CaCO3 con HCl para liberar los iones Ca 2+ es la siguiente: CaCO3 (ac) + 2 HCl (ac) → Ca2+

(ac) + 2 Cl - (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

Por ser pocas las sustancias que cumplen con todos los requisitos anteriores, no siempre se encuentra con un tipo primario adecuado para un análisis en particular.

En esta sesión también se preparará una disolución de EDTA de concentración aproximada para emplearla la próxima semana.

En los casos en que se requiere una disolución patrón y el soluto es calidad reactivo, es necesario recurrir al método indirecto, tal como se describe en la práctica 4.

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3.1 Dé la diferencia entre:

a) determinación cualitativa y determinación cuantitativa

b) diluir y disolver

3.2 ¿Qué se entiende por trasvasar cuantitativamente un líquido?

3.3 Se determina la masa de (0,5342±0,0002) g de CaCO3 (MM = 100,1 g/mol), se disuelve en una disolución de HCl 6 molar y luego se trasvasa a un balón aforado y se diluye con agua destilada hasta (250,0±0,1) ml. Calcule: a) la molaridad , b) la incertidumbre y reporte el resultado con las cifras significativas correctas.

3.4 Establezca diferencias entre la preparación de una disolución patrón por el método directo y otra de concentración aproximada (consulte la hoja de comparación al final de la práctica 4).

3.5 ¿Cómo prepararía 100 ml de una disolución acuosa de Etilendiaminotetracetato disódico (EDTA) 0,05 mol/l, a partir del compuesto sólido (MM = 372,24 g/mol). Indique los pasos a seguir, así como el equipo y las técnicas a utilizar.

3.6 ¿Qué es un desecador? ¿Qué son “agentes desecantes”? ¿Qué utilidad tiene el desecador, desecantes o ambos para las sustancias de esta práctica?


1 balanza analítica 1 probeta de 500 ml 1 balanza granataria

1 piseta con agua destilada 1 beaker de 50 m 1 beaker de 250 ml

1 probeta 10 ml 1 balón aforado de 100 ml

etiquetas adhesivas (traerlas) anteojos de seguridad (traerlos)

1 gotero 1 embudo de espiga corta 1 agitador de vidrio con punta de hule 1 punta espátula de MgCl2 . 6 H2O 1 frasco de vidrio con tapa, capacidad de 150 ml (traerlo) 1 frasco de vidrio con tapa, capacidad de 500 ml (traerlo)

5 ml de HCl 6 mol/l Sal de etilendiaminotetracetato disódico CaCO3 tipo primario previamente pesado agua destilada

5. PROCEDIMIENTO

5.1 PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN DE CONCENTRACIÓN CONOCIDA CON BAJA INCERTIDUMBRE (PATRÓN)

5.1.1 Disolución acuosa de ión calcio

a) Mida la temperatura ambiente con su respectiva incertidumbre. Anote el valor en los cuadros del informe.

b) Por no disponer de suficientes balanzas analíticas, se le dará la muestra de carbonato de calcio en un beaker de 50 ml. Los valores de las masas de beaker vacío y de beaker + muestra se pondrán en un listado en la pizarra, según el código anotado en el beaker. La incertidumbre de la balanza es de (± 0,000 1)g. Anote los valores en el cuadro respectivo de informe.

c) Adicione lentamente 5 ml de HCl 6 mol/l, por medio de las paredes del beaker y con cuidado (evite salpicaduras y use anteojos de seguridad) agite con el agitador de vidrio, hasta disolver completamente el sólido. Antes de sacar el agitador de vidrio del beaker, lávelo con agua de la piseta.

d) Agregar con la misma probeta en que se midió el HCl, 10 ml de agua destilada, agite.

e) Trasvase cuantitativamente esa disolución a un balón aforado de 100,00 ml.

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f) Agregue con cuidado agua destilada y termine de aforar con el gotero, hasta la marca de aforo del balón (la parte inferior del menisco debe coincidir exactamente con la línea de aforo del balón).

g) Muestre a su profesor(a) la disolución preparada ANTES DE AGITARLA. Anote el volumen en el cuadro respectivo.

h) Tape bien el balón, inviértalo empleando ambas manos y agite con un movimiento rotatorio.

i) Trasvase a un frasco de vidrio limpio y seco.

j) Etiquete el frasco especificando el contenido, su nombre y grupo.

k) No deseche la disolución, debe guardarse para la próxima sesión, en el sitio que el asistente indique.

5.2 PREPARACIÓN DE DISOLUCIÓN DE CONCENTRACIÓN APROXIMADA

5.2.1. Disolución acuosa de etilendiaminotetracetato disódico (EDTA)

a. Determine por diferencia (en balanza granataria) la masa de 1,0 g de etilendiaminotetracetato disódico (EDTA) en un papel. Anote en el cuadro de masas del informe, los valores con cifras significativas y la incertidumbre correctas.

b. Adicione el sólido en un beaker de 400 ml. Agregue 250 ml de agua destilada medida en probeta y agite constantemente hasta disolver completamente el sólido.

c. Trasvase a una probeta de 500 ml.

d. Agregue agua destilada hasta la marca de 500 ml. Anote en el cuadro de volúmenes. Agite.

e. Trasvasar al frasco de vidrio o recipiente (capacidad de 500 ml) que usted trae para este fin.

f. Etiquete especificando el contenido, su nombre y grupo.

g. No deseche la disolución, debe guardarse para la próxima sesión, en el sitio que el asistente indique. En esta práctica NO se generan desechos, ya que ambas disoluciones se utilizarán en la práctica 4.

6. CÁLCULOS:

Calcule la concentración mol/l para cada una de las disoluciones preparadas, las instrucciones se encuentran en el formato del informe.

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PRÁCTICA 4

PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN PATRÓN DE EDTA POR EL MÉTODO INDIRECTO

1. OBJETIVOS

1.1 Preparar una disolución patrón por el método indirecto, a partir de una disolución de concentración aproximada.

1.2 Aplicar correctamente la técnica de: agitación, medición de volúmenes y valoración.

1.3 Calcular la concentración de la disolución patrón preparada.

1.4 Comparar la técnica de preparación de una disolución patrón (directa e indirecta) con otra de concentración aproximada.

1.5 Comprobar la utilidad de las disoluciones patrón en el análisis químico.

2. MARCO TEÓRICO

Los tres tipos de métodos de análisis que se emplean en la Química Analítica son: volumétricos, gravimétricos e instrumentales. Respectivamente se basan en la medición de: volúmenes, masas y diferentes dimensiones, empleando equipo electrónico.

La preparación de disoluciones patrón es necesaria para cualquiera de los métodos de análisis, especialmente para el volumétrico, por lo económico de los reactivos y del equipo usado.

Una disolución patrón es una mezcla líquida homogénea de la que se conoce la concentración con una baja incertidumbre.

Debido a que pocas sustancias cumplen con todos los requisitos de una sustancia tipo primario, es necesario recurrir al método indirecto, para preparar una disolución patrón para un análisis en particular.

2.1 MÉTODO INDIRECTO

De la sustancia que se necesita como patrón, se prepara una disolución de concentración aproximada por el método directo y se sigue alguno de los siguientes procedimientos para determinar su concentración con el mayor número de cifras significativas:

a- Se toman alícuotas (volúmenes medidos con equipo de baja incertidumbre) de la disolución de concentración aproximada, que son valoradas con una disolución patrón, apropiada para el caso y previamente preparada por el método directo o por el indirecto.

b- Se toman alícuotas (volúmenes medidos con equipo de baja incertidumbre) de una disolución patrón y previamente preparada por el método directo o por el indirecto, que son valoradas con una disolución de concentración aproximada.

c- Se valoran muestras de un sólido tipo primario, de masa determinada en balanza analítica, con la disolución de concentración aproximada.

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2.1.1 VALORACIÓN O VOLUMETRÍA

Con este nombre se describe la técnica de trabajo de laboratorio, propia del análisis volumétrico.

La técnica está basada en una reacción química

a A + e E → Productos

entre una sustancia (A) de una disolución de concentración exactamente conocida o disolución patrón a la que se le agrega en forma gradual, desde una bureta, otra sustancia (E) de una disolución de concentración desconocida, hasta que se ha añadido una cantidad de E químicamente equivalente a la de A. De esta forma la reacción química entre las dos disoluciones se completa y se dice que se ha alcanzado el punto de equivalencia.

Para conocer cuando detener la adición de la disolución de la bureta, se utiliza una sustancia química llamada indicador.

Los indicadores son compuestos orgánicos con alta masa molecular que cambian de color dependiendo del carácter ácido o básico de la disolución, no todos los indicadores cambian de color al mismo pH. Se usan para determinar el punto final en una valoración.

De acuerdo con el tipo de reacción química con la que se esté trabajando se escoge el indicador. Los hay para reacciones ácido-base, redox, precipitación, formación de complejos coloreados, entre otros. En casi todos los casos, el indicador cambia bruscamente de color en cierto punto de la valoración (pH, concentración de alguna sustancia, potencial eléctrico, u otros).

Aún en muy poca cantidad, 2 o 3 gotas de una disolución cuya concentración generalmente es menor del 1 % m/m, es posible detectar visualmente el cambio de color. Otras características de los indicadores se discutirán en otra práctica.

Este cambio de color puede ocurrir o no en el punto de equivalencia, sin embargo lo conveniente es que se dé lo más cercano posible. Al momento en que el indicador cambia de color se le llama punto final de la valoración. Un aspecto importante en este tipo de análisis es seleccionar el indicador apropiado para que el punto final esté lo más cercano al de equivalencia.

El término valoración se refiere al proceso en el cual se mide la cantidad de volumen requerido para alcanzar el punto de equivalencia.

De la multitud de reacciones químicas que se conocen, relativamente pocas pueden utilizarse como base para las valoraciones. Los requisitos que deben satisfacer son:

1.- La reacción debe ocurrir de acuerdo a una ecuación química definida. No deben existir reacciones secundarias.

2.- La reacción debe terminar por completo en el punto de equivalencia.

3.- Debe estar disponible un indicador o algún método instrumental que permita al analista saber cuando detener la adición desde la bureta.

4.- Es conveniente que la reacción sea rápida para que la valoración pueda realizarse en unos cuantos minutos.

En el caso en que una disolución aproximada es valorada con una disolución patrón, la técnica comprende los siguientes pasos:

a- medición con la menor incertidumbre posible de un volumen (alícuota) de la disolución aproximada o disolución patrón (valorante)

b- adición de un indicador apropiado.

c- adición desde una bureta, de la disolución patrón (valorante) o disolución aproximada.

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d- detención de la adición de la disolución desde la bureta, cuando el indicador cambia de color (punto final de la valoración).

e- determinación del volumen corregido de la disolución agregada, el cual es igual a la lectura del volumen consumido por la alícuota menos el volumen consumido por el blanco.

f- preparación y valoración de un “blanco” (1).

e- cálculo de la concentración de la disolución, con base en la estequiometría de la reacción, entonces la concentración molar de la sustancia A (moleA/litrodisolución) es:

Concentración molarA = (Volumen correg.* x Molaridad)E x a moleA

Volumenalícuota

de A e moleE

en donde:

a y e: coeficientes estequiométricos de la reacción de valoración

*: Volumen corregido = (volumen consumido por alícuota - volumen consumido por el blanco(1) VolumenE y Volumenalícuota de A están en mililitros (ml) MolaridadE en mole por litro (mol/l) a y e son mole (mol)

“blanco” (1) preparación idéntica a la de la muestra, sustituyendo por disolvente, la disolución a analizar. Un ejemplo del método indirecto, es la preparación de una disolución patrón de etilendiaminotetracetato disódico (EDTA). Esta sustancia no es tipo primario (pues es un sólido, que se consigue con una pureza máxima de 97,5 %) no puede aplicarse el método directo.

Se toman alícuotas (medidas con pipetas) de la disolución patrón de carbonato de calcio, CaCO3, (preparada la semana anterior, por el método directo). Se adiciona eriocromo negro T como indicador y en este caso para proporcionar el medio adecuado para el desarrollo del color del indicador, se adiciona una disolución reguladora de pH de amoníaco-cloruro de amonio y unos cristales de cloruro de magnesio. Desde una bureta, se va agregando la disolución de EDTA de concentración aproximada (preparada la semana anterior) hasta que el indicador cambie de color.

En esta práctica se usará como indicador el eriocromo negro T, un indicador de formación de complejos con iones calcio (II) (Ca2+) y magnesio (II) (Mg2+) y cambia de color de rojo vino a azul. El cambio de color indica el punto final de la valoración. Se escogió este indicador porque el cambio de color ocurre en un punto muy cercano al que debe obtenerse cuando todo el EDTA ha reaccionado con los iones calcio (II) presentes en la disolución patrón.

La reacción entre la sustancia analizada (EDTA: C10H14N2O82-) y la sustancia que se emplea como patrón (Ca2+ ) es:

C10H14N2O82-

(ac) + Ca2+ (ac) [C10H12N2O8Ca]2-

(ac) + 2 H+

(ac)

Para obtener buenos resultados al preparar disoluciones patrón, independiente del método que se emplea, usted debe prestar atención a lo siguiente:

1- Determinar las masas (o volúmenes) con las cifras significativas necesarias.

2- Anotar toda medición que se realice. 3- Lavar muy bien todo el equipo. 4- Evitar diluciones no previstas, para ello, enjuague la cristalería con pequeños volúmenes de la sustancia a

emplear en el equipo. Esto se llama “ambientar” el equipo. 5- Adicionar y verter los volúmenes de las disoluciones con extremo cuidado, evitando del todo, derrames o

salpicaduras. 6-

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3.1 ¿De qué forma se alterarían los resultados en un análisis volumétrico, si el equipo empleado no estuviese completamente limpio?

3.2 ¿Cuál es la diferencia entre el punto final y el punto de equivalencia, en una valoración?

3.3 ¿Qué es un blanco en una valoración y para qué sirve?

3.4 Establezca diferencias entre la preparación de una disolución patrón por el método directo y el indirecto en cuánto a: tipo de soluto, técnicas y equipo utilizado.

3.5 Investigue y explique que son reacciones de formación de complejos. Dé al menos dos ejemplos.

3.6 Al valorar una disolución acuosa de EDTA con 3 alícuotas de (20,00 ± 0,03) ml de una disolución acuosa de Ca2+ (0,3670 ± 0,0004) mol/l, se obtiene los siguientes datos:

Cuadro 1. VALORACIÓN DE EDTA CON ALICUOTAS DE (20,00 ± 0,03)ml DE DISOLUCIÓN DE Ca2+ (0,3670 ± 0,0004) mol/l A (25,0 ± 0,5) °C

VOLUMEN DE EDTA

DETERMINACIÓN INICIAL (+ 0,05)ml

FINAL (+ 0,05)ml

VERTIDO (+ )ml

CORREGIDO (+ )ml

Blanco 1 2 3

0,00 0,00 24,90 0,30

0,25 24,90 49,65 25,35

(ver ecuación de la reacción química en el marco teórico)

a) Calcule la concentración molar de EDTA para cada alícuota (con incertidumbre).

b) Calcule la concentración molar promedio de EDTA (con incertidumbre).

c) Calcule la precisión relativa en partes por mil.


1 bureta de 50 ml 4 frascos erlenmeyer de 250 ml o 125 ml 1 pipeta de 20,00 ml 1 piseta con agua destilada 1 probeta de 10 ml etiquetas adhesivas (usted trae) mascarilla para gases

Frasco gotero con Indicador Eriocromo negro T 0,5% m/v preparado en trietanolamina. Agua destilada 500 ml de disolución de EDTA (preparada por usted en la sesión anterior). 100 ml de la disolución de ión calcio (preparada por usted en la sesión anterior). 14 ml de disolución reguladora de pH de NH3-NH4Cl

5. PROCEDIMIENTO

VALORACIÓN DE LA DISOLUCIÓN DE EDTA CON UNA DISOLUCIÓN PATRÓN DE Ca2+ PREPARADA POR EL MÉTODO DIRECTO.

a- “Ambiente” la bureta con 3 lavados, utilizando pequeños volúmenes de la disolución de EDTA preparada en la práctica 3.

b- Llene la bureta de 50 ml con esa disolución de EDTA.

c- Verifique el volumen de la pipeta que se encuentra en su puesto de trabajo. Anote en el título del cuadro 1 de su informe el volumen con su incertidumbre.

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5.1 PREPARACIÓN DEL “BLANCO”.

1. Mida con la pipeta una alícuota de agua destilada, colóquela en un frasco Erlenmeyer de 125 o 250 ml, etiquétela como blanco. Reserve la pipeta para la sección 5.2

2. Agregue aproximadamente 35 ml de agua destilada.

3. Adicione de 6 a 8 gotas del indicador de eriocromo negro T. Agite.

4. Adicione 3 o 4 ml de la disolución reguladora de pH. Agite. Si el color de la disolución es azul, NO es necesario valorarla y debe anotar en el cuadro 1 de su formato de informe “NO CONSUMIÓ”. Si el color es rojo vino, ejecute la valoración, paso 6 de la sección 5.2.

5.2 PREPARACIÓN DE LAS MUESTRAS.

1. Seque por fuera la pipeta y luego ambiéntela con una pequeña porción de la disolución patrón de ión calcio (preparada en la práctica 3).

2. Mida con la pipeta ambientada, 3 alícuotas de la disolución patrón de ión calcio, colocando cada una por separado en frascos Erlenmeyer de 125 o 250 ml, debidamente numerados. Estas son sus muestras.

3. Mida con probeta 35 ml de agua destilada y agregue a cada uno de los 3 frascos Erlenmeyer.

4. Adicione a cada uno de los 3 frascos Erlenmeyer de 6 a 8 gotas del indicador de eriocromo negro T. Agite.

5. Mida en la probeta de 10 ml de 3 a 4 ml de la disolución reguladora de pH. Adiciónelos únicamente al erlenmeyer que contiene la alícuota 1. Agite. El color de disolución debe ser rojo vino.

6. Coloque una hoja blanca debajo del Erlenmeyer para observar mejor el cambio de color de rojo vino a azul, lo que determina el punto final de la valoración.

7. Anote en el cuadro 1 de su formato de informe el volumen inicial de la bureta con su incertidumbre.

8. Valore esta alícuota adicionando poco a poco la disolución de EDTA. Para ello, abra la llave de la bureta permitiendo que pequeñas porciones de la disolución pasen al erlenmeyer. Agite constantemente el contenido del frasco Erlenmeyer. (CUIDADO: ESTOS PASOS DEBEN REALIZARSE EN UN TIEMPO INFERIOR A 5 MINUTOS, para evitar que el indicador se degrade). Detenga la adición al darse el cambio de color de rojo vino a azul.

9. Anote en el cuadro 1 de su formato de informe el volumen final de la bureta con su incertidumbre

10. Repita los pasos 5 al 9 para las alícuotas 2 y 3.

11. La disolución de ión Ca2+ no se desecha en la pila, se dispone en el recipiente rotulado desechos de ión Ca2+, que se encuentra en la pila.

12. El contenido de los erlenmeyers se dispone en el recipiente rotulado desechos de valoración.

13. Lave los frascos erlenmeyer y la pipeta con agua y jabón, enjuague dos veces con agua destilada.

14. “Ambiente” el frasco lavado en el punto a con la disolución de EDTA y guárdela para utilizarla en la práctica 5.

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6. CÁLCULOS

a- Determine la concentración molar para las tres alícuotas de EDTA, según:

[EDTA] = [Ca2+] x Valícuota de Ca2+ x Fc(factor conversión) x Fe(factor estequiométrico)

V EDTA corregido

[EDTA] = ( ± ) mol Ca2+ x ( ± ) ml dsn Ca2+ x 1L dsn Ca2+ x 1x103 ml dsn EDTA x 1 mol EDTA

1 L dsn Ca2+ ( ± ) ml dsn EDTA 1x103 ml dsn Ca2+ 1 L dsn EDTA 1 mol Ca2+

dsn = corresponde a: disolución de

b- Calcule la incertidumbre y el número de cifras significativas de la concentración molar para una de las alícuotas.

c- Dé la concentración molar de cada alícuota según las cifras significativas e incertidumbres calculadas en el punto b.

d- Calcule la concentración molar promedio del EDTA y dé su resultado de acuerdo con la incertidumbre obtenida en b.

e- Determine el desvío en partes por mil de la valoración del EDTA.

NOTA:

No todos los cálculos que realice deben aparecer en su informe. Ver las instrucciones en la sección de cálculos.

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PRÁCTICA 5

ANÁLISIS DE LA DUREZA DE UNA MUESTRA DE AGUA

1. OBJETIVOS

1.1 Emplear la disolución patrón de EDTA preparada en la práctica anterior, en la determinación de la dureza de una muestra de agua.

1.2 Determinar la dureza de una muestra incógnita.

1.3 Comprobar la utilidad de las disoluciones patrón en el análisis químico.

2. MARCO TEÓRICO

En esta práctica la disolución acuosa de EDTA patrón preparada previamente por el método indirecto, será empleada para determinar la dureza del agua.

La dureza del agua es una propiedad ocasionada por la presencia de cationes metálicos polivalentes. Se manifiesta por reacciones entre estos cationes y los jabones formando precipitados que disminuyen la función del jabón y también por reacciones con aniones por ejemplo sulfatos y carbonatos para formar precipitados que se depositan en las tuberías, evaporadores, calderas y que se llaman incrustaciones. La dureza de las aguas naturales se debe en gran parte a presencia de los iones Ca2+ y Mg2+.

La dureza de una muestra se expresa como mg de CaCO3 / litro de muestra (ppm de CaCO3). En Costa Rica, el Reglamento para la Calidad del Agua Potable (Gaceta, 27 de mayo 1997) establece como valor máximo recomendado para la dureza del agua 400 mg de CaCO3/l de muestra.


1 bureta de 50 ml 4 frascos de Erlenmeyer de 250 ml o 125 ml 1 pipeta 1 piseta con agua destilada 1 probeta de 10 ml etiquetas adhesivas (traerlas) mascarilla para gases

Frasco gotero con Indicador Eriocromo negro T 0,5% m/v preparado en trietanolamina. Agua destilada 100 ml de la muestra incógnita Disolución patrón de EDTA (valorada por usted en la sesión anterior). 14 ml de disolución reguladora de pH de NH3-NH4Cl

4. PROCEDIMIENTO

Se le entregará una muestra incógnita para que determine la dureza mediante la técnica de valoración, usando como agente valorante la disolución patrón de EDTA preparada en la práctica anterior.

1. “Ambiente” la bureta con un pequeño volumen de la disolución patrón de EDTA valorada en la práctica 4.

2. Llene la bureta de 50 ml con la disolución de EDTA.

3. Verifique el volumen de la pipeta que se encuentra en su puesto de trabajo. Anote en el título del cuadro 1 de su formato de informe el volumen y la incertidumbre respectivas.

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4.1 PREPARACIÓN DEL “BLANCO”

1. Mida con la pipeta una alícuota de agua destilada, colóquela en un frasco Erlenmeyer de 125 o 250 ml, etiquétela como blanco. Reserve la pipeta para la sección 5.2

2. Agregue aproximadamente 35 ml de agua destilada.

3. Adicione 3 gotas del indicador de eriocromo negro T. Agite.

4. Adicione 3 o 4 ml de la disolución reguladora de pH. Agite. Si el color de la disolución es azul, NO es necesario valorarla y debe anotar en el cuadro 1 de su formato de informe “NO CONSUMIO”. Si el color es rojo vino, ejecute la valoración, paso 6 de la sección 5.2.

4.2 PREPARACIÓN DE LAS MUESTRAS

1. Seque por fuera la pipeta y luego ambiéntela con una pequeña porción de la incógnita.

2. Mida con la pipeta ambientada, 3 alícuotas de la incógnita, colocando cada una por separado en frascos Erlenmeyer de 125 o 250 ml, debidamente numerados. Estas son sus muestras.

3. Mida con probeta 35 ml de agua destilada y agregue a cada uno de los 3 frascos Erlenmeyer.

4. Adicione a cada uno de los 3 frascos Erlenmeyer de 6 a 8 gotas del indicador de eriocromo negro T. Agite.

5. Mida en la probeta de 10 ml de 3 a 4 ml de la disolución reguladora de pH. Adiciónelos únicamente al erlenmeyer que contiene la alícuota 1. Agite. El color de disolución debe ser rojo vino.

6. Coloque una hoja blanca debajo del Erlenmeyer para observar mejor el cambio de color de rojo vino a azul, lo que determina el punto final de la valoración.

7. Anote en el cuadro 1 de su formato de informe el volumen inicial de la bureta con su incertidumbre.

8. Valore esta alícuota adicionando poco a poco la disolución de EDTA. Para ello, abra la llave de la bureta permitiendo que pequeñas porciones de la disolución pasen al erlenmeyer. Agite constantemente el contenido del frasco Erlenmeyer. (CUIDADO: ESTOS PASOS DEBEN REALIZARSE EN UN TIEMPO INFERIOR A 5 MINUTOS, para evitar que el indicador se degrade). Detenga la adición al darse el cambio de color de rojo vino a azul.

9. Anote en el cuadro 1 de su formato de informe el volumen final de la bureta con su incertidumbre

10. Repita los pasos 5 al 9 para las alícuotas 2 y 3.

11. Deseche las muestras valoradas y el blanco en el recipiente rotulado desechos de valoración.

12. Lave los frascos erlenmeyer y la pipeta con agua y jabón, enjuague dos veces con agua destilada.

13. Lo que sobra de incógnita se desecha en el recipiente rotulado desechos de incógnita. Lavar el frasco y devolverlo al asistente en la ventanilla.

14. La disolución de EDTA que no se utilizó se coloca en el recipiente rotulado desechos de disolución de EDTA. Enjuague el frasco y colocarlo en el recipiente de desecho de vidrio.

15. Complete el formato de análisis de incógnita.

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5 CÁLCULOS

Calcule la dureza de cada alícuota de la muestra incógnita, según:

Dureza = [EDTA] x VEDTAconsumido x Fc(factor conversión) x Fe(factor estequiométrico)

Vmuestra de agua

( ± ) mg CaCO3 = ( ± ) mol EDTA x ( ± ) ml EDTAdsln x 1000 ml muestra agua x 1llll EDTAdsln x 1 mol Ca2+

x 1 mol CaCO3 x 100,1 g CaCO3 x

1000 mg

1 llll muestra agua 1 llll EDTAdsln ( ± ) ml muestra agua llll de muestra agua 1000 ml EDTAdsln 1 mol EDTA 1mol Ca2+

1 mol CaCO3 1 g

a.- Calcule la incertidumbre y el número de cifras significativas para una de las alícuotas.

b.- Calcule la dureza para las otras dos alícuotas y exprésela según las cifras significativas e incertidumbres calculadas en el punto anterior.

c.- Calcule la dureza promedio del agua y dé su resultado de acuerdo con la incertidumbre obtenida en b.

d.- Determine el desvío en partes por mil de la dureza de la muestra analizada.

NOTA:

Recuerde que no todos los cálculos que realiza deben aparecer en su informe. Ver las instrucciones en la sección de cálculos.

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PRÁCTICA 6 VELOCIDAD DE REACCIÓN

1. OBJETIVOS

Observar y comprobar el efecto que sobre la velocidad de una reacción química ejercen las variables:

a. grado subdivisión b. concentración c. temperatura d. acción de un acelerador

sobre los factores:

a. frecuencia de colisión b. energético c. orientación

2. MARCO TEÓRICO

La velocidad de reacción es proporcional al producto de 3 factores: frecuencia de colisiones, factor energético y factor de dirección u orientación. Depende de la naturaleza de los reactantes, la temperatura, catalizadores, concentración, grado de subdivisión y presión.

En esta práctica se estudiará:

El efecto que produce el grado de subdivisión y la variación de la concentración de reactantes en la velocidad de la siguiente reacción:

6 HCl(ac)

+ 2 Fe(s)

2 FeCl3(ac)

+ 3 H2(g)

La temperatura en:

Mg(s) + H

2SO

4(ac) MgSO

4(ac) + H

2(g)

La acción catalítica en:

2 H2O

2(ac)

MnO2 2 H

2O

( l) + O

2(g)

Las tres son reacciones que se producen espontáneamente bajo las condiciones del laboratorio.


3.1 Explique en términos de factor frecuencia, factor energético y factor dirección, cómo afectan la velocidad de una reacción química los siguientes cambios:

a) Un aumento de temperatura en una reacción química. b) Disminuir el grado de subdivisión de un reactante. c) Un aumento en la concentración de un reactante. d) La adición de un acelerador.

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8 tubos de ensayo agua destilada 1 beaker de 250 ml 25 ml de ácido clorhídrico 3 mol/L 1 espátula acanalada 10 ml de ácido clorhídrico 0,1 mol/L etiquetas adhesivas (usted trae) 3 g de hierro en polvo 1 probeta de 100 ml 15 ml de ácido sulfúrico 3 mol/L 1 hielera 2 pedacitos de magnesio 1 gradilla 1 clavo de hierro anteojos de seguridad 15 ml de peróxido de hidrógeno al 15% en agua 0,25 g de MnO2

5. PROCEDIMIENTO

Anote la presión y temperatura ambiente.

5.1 ALGUNAS VARIABLES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN 5.1.1 Efecto del grado de subdivisión

a. Agregue 2 ml de HCl 3 mol/L a dos tubos de ensayo. b. Al mismo tiempo, agregue a uno de los tubos un clavo de hierro y al otro una punta de espátula de hierro

en polvo. c. Observe la diferencia entre ambas pruebas.

5.1.2 Efecto de la concentración

a. Agregue 2 ml de HCl 3 mol/L a un tubo de ensayo y a otro agréguele 2 ml de HCl 0,1 mol/L. b. Al mismo tiempo, añada a ambos tubos una punta de espátula de hierro en polvo. c. Observe la diferencia de ambas pruebas.

5.1.3 Efecto de la temperatura a. En un tubo de ensayo agregue 2 ml de H2SO4 3 mol/L a temperatura ambiente. b. En otro tubo de ensayo agregue 2 ml de H2SO4 3 mol/L del que está frío. Lo encuentra en la hielera

pequeña que se localiza en la mesa de cemento. c. Añada rápidamente y en forma simultánea una cinta de magnesio a cada uno de los tubos. Agite. d. Observe la diferencia entre ambas pruebas.

5.1.4 Efecto de un acelerador

a. Agregue 2 ml de H2O

2 al 15% a dos tubos de ensayo.

b. Añada a uno de los tubos una punta de espátula de MnO2 y mantenga el otro tubo de ensayo como referencia, sin agregar ninguna sustancia.

c. Observe la diferencia entre ambas pruebas. 5.2 Una vez que haya completado la información de los cuadros, deseche los contenidos de los tubos como se indica

a continuación:

� el tubo que contiene el clavo con HCl 3 mol/l se dispone en el recipiente rotulado desechos de clavo de hierro, el cual tendrá un colador para recuperar el clavo.

� los desechos de todos los tubos que contienen hierro en polvo, se disponen en el recipiente rotulado desechos de hierro en polvo, el cual tendrá un medio filtrante para recuperar el hierro.

� los desechos de los tubos que contiene H2SO4 se disponen en el recipiente rotulado desechos de H2SO4.

� los desechos de los tubos que contienen H2O2 se disponen en el recipiente, con medio filtrante, rotulado desechos de H2O2

28

5.3 Solicite a su profesor(a), las incógnitas para su identificación. Anote el código de las incógnitas. 5.4 Se le entregarán dos disoluciones acuosas incógnitas de ácido clorhídrico, pero de diferente concentración, para

que mediante pruebas químicas sencillas identifique cuál es la disolución concentrada y cuál la diluida. 5.5 Mediante una prueba química sencilla (de las que acaba de realizar en la práctica) identifique la disolución

diluida o concentrada (su profesor(a) le indicará cuál debe identificar). 5.6 Anote sus observaciones en el cuadro que le corresponda, de los que se encuentran en la sección de

observaciones. 5.7 Deseche según la instrucción del punto 5.2. Lave los tubos de ensayo y entrégueselos al Asistente de

Laboratorio. 5.8 Justifique en el informe los resultados de la práctica y de la incógnita, según las instrucciones, utilizando sus

observaciones y los fundamentos químicos estudiados. Escriba la ecuación de la reacción química que se da en la identificación de la incógnita.

29

PRÁCTICA 7 EQUILIBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO

1 OBJETIVOS

1.1 Comprobar y justificar el efecto de la variación en la concentración de los componentes en un sistema en equilibrio.

1.2 Comprobar y justificar el efecto de la temperatura en el equilibrio químico 1.3 Identificar un reactante o un producto incógnita en el equilibrio químico.

2 MARCO TEÓRICO

2.1 EFECTO DE VARIACIONES DE LA CONCENTRACIÓN SOBRE EL EQUILIBRIO QUÍMICO

Una reacción química reversible que ocurre a temperatura y presión constante y constituye un sistema cerrado, alcanza el estado de equilibrio cuando la velocidad de la reacción de formación de productos es igual a la velocidad de la reacción de formación de reactantes.

Para una reacción representada por la ecuación:

T

a A + b B c C + d D

P

donde: A y B son los reactantes

C y D son los productos

a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos de

la ecuación balanceada

Al alcanzar el estado de equilibrio químico, existe una relación constante entre las concentraciones de productos y de reactantes que se define como la constante de equilibrio, Ke y se escribe como:

Ke [C]c x [D]d

[A]a x [B]b

edondonde : [A], [B], [C] y [D] son las concentraciones

de las especies en equilibrio, en mol/L.

El valor de la Ke es típica de cada sistema químico y de la temperatura a la cual ocurre. El ámbito de las magnitudes es amplio. Hay valores muy pequeños y otros son muy grandes. Y, solamente en el caso donde la magnitud de la Ke es mucho mayor que 1, puede afirmarse que la concentración de productos es mayor a la de los reactantes.

Bajo las condiciones de equilibrio (sistema cerrado a temperatura y presión constante), las concentraciones de las sustancias permanecen constantes. Si el sistema pasa a ser abierto momentáneamente, por aumento o disminución en la concentración de los componentes, el equilibrio se rompe y al cerrarse de nuevo, se recobra el equilibrio al reaccionar formando productos o reactantes. No cambia el valor de la constante de equilibrio.

En sistemas químicos en equilibrio en donde existe una diferencia de color en los reactantes o productos, es posible estudiar las variaciones en las concentraciones de las especies, con adiciones de pequeñas cantidades (para no causar el consumo total de alguno de los componentes) de reactantes o productos gaseosos o en disolución y observar el cambio total de color que esto causa.

Las variaciones en el color de un sistema se estudia en esta práctica, bajo condiciones ambientales de temperatura y presión, en:

30

3 NaSCN(ac) + FeCl3(ac) 3 NaCl(ac) + Fe(SCN)3(ac)

Color del sistema en equilibrio naranja rojizo

donde: NaSCN(ac) y NaCl(ac) son incoloros

FeCl3(ac) es amarillo pálidoFe(SCN)3(ac) es rojo vino

En esta parte del laboratorio se tomará nota del cambio en el color del sistema al agregar en un caso NaSCN en disolución acuosa y en otro, NaCl sólido.

2.1 EFECTO DE VARIACIONES DE LA TEMPERATURA SOBRE EL EQUILIBRIO QUÍMICO

Cuando se varía la temperatura de un sistema en estado de equilibrio químico, se define un nuevo estado de equilibrio, con un valor diferente para la constante de equilibrio. Eact 1 Si el sistema está en equilibrio químico, entonces M N Eact 2 En este la formación de productos es un proceso exotérmico y la formación de reactantes es un proceso endotérmico. El diagrama de Avance de reacción versus Energía, E N Eact 1 E Eact 2 R M G Í A (kJ) N AVANCE DE REACCIÓN Para cambiar químicamente de M a N las partículas de M tienen que absorber una cantidad de energía equivalente a Eact 1.

Para cambiar químicamente de N a M, las partículas de N tienen que absorber una cantidad de energía equivalente a Eact2.

Al aumentar la temperatura ambas reacciones ocurren a mayor velocidad pero se favorece más la reacción endotérmica, pues más partículas pueden alcanzar o sobrepasar la Eact2, al tener el sistema más energía. En este ejemplo, en el nuevo estado de equilibrio es mayor la concentración de reactantes que en el caso original, ya que el nuevo valor de la constante de equilibrio es de una magnitud menor.

Si se disminuye la temperatura, también ocurren ambas reacciones pero a una menor velocidad y debido al menor contenido de energía del sistema se hace menos probable que las partículas de N adquieran suficiente energía para alcanzar la Eact 2. El resultado neto es que se favorece la formación de productos pues mayor número de partículas de M alcanzan la Eact 1 que es la menor. En el nuevo estado de equilibrio la constante de equilibrio tendrá una mayor magnitud.

¿Cómo es la variación del equilibrio con la temperatura si en un sistema la formación de productos es un proceso endotérmico?

En esta práctica se estudiará el efecto de la temperatura en un sistema cerrado, cuya reacción química es representada por la siguiente ecuación química:

31

N2O4(gas) 2 NO2(gas) ∆H° = 58 kJ color del sistema en equilibrio naranja rojizo

donde: N2O4(gas) es incoloro NO2(gas) es café rojizo

El valor de la constante de equilibrio es Ke = 4,63x10-3.

Se observará y anotará el cambio en el color de este sistema al aumentar y disminuir la temperatura, relacionándolo con la formación de reactantes o productos del sistema al alcanzar un nuevo equilibrio.


3.1 Defina los siguientes términos:

Equilibrio químico Equilibrio dinámico Equilibrio homogéneo Diferencia entre sistema en equilibrio y Constante de equilibrio cinética química

3.2 Para un sistema en equilibrio químico, explique cómo se afecta el equilibrio y la constante de equilibrio químico

cuando se dan los siguientes cambios: 1. variación en la temperatura en una reacción endotérmica 2. grado de subdivisión de un reactante 3. la adición de un catalizador (acelerador o inhibidor)

3.3 Para la siguiente reacción química que se encuentra en equilibrio, se observa una coloración celeste:

298 K

A(ac) + B(ac) C(ac) + D(ac) ∆H > 0 (incoloro) (incoloro) (azul) (incoloro)

Prediga y explique el color de la mezcla en el nuevo equilibrio con respecto al equilibrio inicial si se: • añade C • extrae D • aumenta la temperatura

4 EQUIPO Y REACTIVOS

4 tubos de ensayo 3 erlenmeyers cerrados con mezcla gaseosa de 1 gradilla NO2(g), N2O4(g) cloruro de sodio (sólido) y espátula Beaker con agua hirviendo disolución de cloruro de hierro (III) al 5 % Beaker con agua, hielo y sal disolución saturada de tiocianato de sodio Beaker con agua a temperatura ambiente 1 beaker de 600 ml con 400 ml de agua destilada Termómetros en cada recipiente 1 Agitador de vidrio

5 PROCEDIMIENTO

5.1 EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN EN UN SISTEMA QUÍMICO EN EQUILIBRIO.

a) Observe y anote la coloración de los compuestos químicos que intervienen en el equilibrio y que se

muestran en la mesa del profesor (cuadro 1). b) SU PROFESOR(A) preparará para todo el grupo el sistema en equilibrio, de la siguiente forma: al beaker de 600 ml con 400 ml de agua destilada se adicionan de 10 a 12 GOTAS DE LA DISOLUCIÓN

DE FeCl3 y de 5 a 7 GOTAS DE LA DISOLUCIÓN DE NaSCN. Se agita bien hasta lograr una coloración amarillo-naranja. Si la coloración del sistema en equilibrio es de un rojo demasiado intenso, se añade agua destilada.

32

c) Lleve a su profesor(a) 3 tubos de ensayo secos y limpios. Agregue 3 ml de la disolución con el sistema en

equilibrio en cada tubo de ensayo. d) Enumere los tres tubos de ensayo, colóquelos en una gradilla y agréguele a cada uno lo siguiente:

al tubo 1: nada, se utiliza como referencia. al tubo 2: 4 a 5 gotas de la disolución de NaSCN al tubo 3: una punta de espátula de NaCl

e) Agítelos y observe lo que ocurre en cada uno de los tubos 2 y 3, comparándolos con el de referencia (tubo 1). Anote sus observaciones en el cuadro 2.

f) Reserve el tubo con el sistema en equilibrio usado como referencia para la parte 5.3 g) Deseche el contenido de todos los tubos en que se realizaron las pruebas al sistema en equilibrio, en el

recipiente rotulado desechos de las pruebas de la mezcla en equilibrio. Lávelos y devuélvalos al asistente en la ventanilla.

5.2 EFECTO DE LA TEMPERATURA EN EL EQUILIBRIO QUÍMICO (DEMOSTRATIVO).

En la mesa de cemento encontrará preparado lo siguiente:

a. un erlenmeyer con mezcla gaseosa de NO2/N2O4 en el beaker que tiene agua hirviendo. b. un erlenmeyer con mezcla gaseosa de NO2/N2O4 en el beaker que tiene agua hielo y sal. c. un erlenmeyer con mezcla gaseosa de NO2/N2O4 en el beaker que tiene agua a temperatura ambiente. Esta

es la referencia. d. Anote en el cuadro 3 la temperatura que marca cada uno de los termómetros. e. Observe y anote en el cuadro 3 la variación del color respecto de la referencia, en los recipientes al variar

la temperatura.

5.3 INCÓGNITA

a) Solicite a su profesor(a) la incógnita y otros 3 ml del sistema en equilibrio. b) Realice una prueba química sencilla que le permita identificar si la incógnita es un reactante o un producto

del sistema en equilibrio. c) Anote sus observaciones en el cuadro 2. d) Deseche el contenido de los tubos con la disolución acuosa del sistema en equilibrio usado como

referencia, el sobrante de la incógnita y el que se usó para la prueba, en el recipiente rotulado desechos de las pruebas de la mezcla en equilibrio. Luego lávelos y devuélvalos al asistente en la ventanilla.

e) Complete el formato de informe.

33

PRÁCTICA 8 EQUILIBRIO QUÍMICO HETEROGÉNEO

1 OBJETIVOS

1.1 Comprobar experimentalmente el efecto de la concentración de los iones en el equilibrio de solubilidad. 1.2 Relacionar la magnitud del producto iónico (PI) con la constante de equilibrio de solubilidad (Kps ) para

explicar la formación o no de un precipitado. 1.3 Explicar el efecto del ión común en la solubilidad de una sustancia iónica.

2 MARCO TEÓRICO

2.1 EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD

Un sólido A en contacto con una disolución acuosa saturada en A constituye un equilibrio de solubilidad. Para un sólido iónico cualquiera como el M2Z3 en equilibrio químico con su disolución acuosa saturada:

M2Z3(s) + H2O (l) 2 M 3+

(ac) + 3 Z 2-(ac)

la constante de equilibrio será

Ke = [M3+]2 x [Z2-]3 [M2Z3][ H2O ]

en donde: [M3+], [Z2-] y [M2Z3] son las concentraciones en mol/L

Pero la concentración en mole por litro de un sólido o líquido puro es constante, como en el caso de H2O. Si aumentan o disminuyen sus moles, proporcionalmente aumenta o disminuye su volumen. Por ello es que se define un tipo diferente de constante de equilibrio denominada constante del producto de solubilidad, Kps ,tal que:

Kps = Ke x [M2Z3] x [ H2O ], entonces, Kps = [M3+]2 x [Z2-]3 Como en todos los casos de sistemas en equilibrio químico, el valor de la constante de equilibrio y por lo tanto la constante del producto de solubilidad, es típica de cada sistema químico, a una temperatura y presión determinadas. En manuales y textos hay valores de constantes del producto de solubilidad, Kps, de algunos sistemas bajo diferentes condiciones de temperatura. ¿Cómo se obtiene un sistema de este tipo?

Existen diversas formas que a continuación se indican:

1. Agregando mayor cantidad de soluto de la que el volumen de disolvente puede disolver a cierta

temperatura (más de lo que indica la solubilidad). 2. Cuando a una disolución saturada se le adiciona,

a) una cantidad extra de soluto. b) otra disolución, que contiene un ión común.

3. Al ocurrir una reacción química, se genera una o más sales poco solubles (valor de Kps pequeño), en mayor cantidad de la que puede disolverse en el medio de reacción (PI > Kps).

En esta práctica se analizarán las situaciones descritas en los puntos 1, 2b y 3 arriba mencionados, de acuerdo con:

34

CASO 1: La comprobación de este primer caso se hará al preparar una disolución de hidróxido de calcio, Ca(OH)2, en agua. Se empleará una cantidad mucho mayor del soluto que la necesaria para obtener una disolución saturada en equilibrio con sus iones, representada por la ecuación:

Ca(OH)2(s) Ca2+

(ac) + 2 OH1-(ac)

CASO 2: En este caso se comprobará el efecto del ión común, partiendo del caso 1, en que se preparó la disolución saturada de hidróxido de calcio.

Ca(OH)2(s) Ca2+(ac) + 2 OH1-

(ac) Para poder observar la evidencia física del efecto de ión común, la disolución saturada debe filtrarse para separar el exceso de Ca(OH)2(s) y recolectar el líquido supernatante en un recipiente completamente seco, para que no se diluya (mantenga la saturación). Este filtrado constituye la disolución acuosa saturada de Ca(OH)2 que contiene iones Ca2+ y OH1- en una concentración fija y determinada por el valor de la constante del producto de solubilidad (Kps) del Ca(OH)2 a la temperatura del laboratorio. Si a este sistema se le agrega una disolución acuosa diluida de NaOH

Na OH(s) Na+(ac) + OH1-

(ac) en el medio aumenta la concentración de iones OH1- (común a ambas sustancias ) y se supera la concentración de equilibrio de este ión, por lo que el sistema se desplaza hacia reactantes para recuperar el equilibrio y mantener el valor de Kps. Esto hace que disminuya la solubilidad del Ca(OH)2, observándose la aparición de una turbidez, que indica la presencia de Ca(OH)2 sólido. La cantidad de Ca(OH)2 sólido que se forma depende de la concentración del ión común adicionada. En el líquido supernatante la concentración de iones Ca2+

(ac) ahora es menor y la de OH1-(ac) es mayor, que al inicio. Siempre se

cumple que Kps = [OH1-]2 x [Ca2+], su valor no cambia al cambiar la concentración de los iones, ya que solo depende de la temperatura. CASO 3: Este caso se comprueba al hacer reaccionar disoluciones acuosas de sulfato de sodio y de nitrato de plata de diferente concentración, según:

Na2SO4 (ac) + 2 AgNO3 (ac) Ag2SO4(S) + 2 NaNO3(ac)

en donde: Na2SO4, NaNO3 y AgNO

3 en

disolución acuosa son incoloros Ag2SO4 es sólido blanco

si al realizar la mezcla de reacción se forma un sólido insoluble que se separa del líquido supernatante, depositándose por gravedad, en el fondo del recipiente se le llama precipitado. Es por ello que a los equilibrios de solubilidad se les denomina "equilibrios de precipitación". Un caso particular y muy común de equilibrio de solubilidad o de "precipitación" se presenta cuando el soluto es de carácter iónico y se emplea agua como disolvente. En este caso la ecuación del equilibrio de precipitación es

Ag2SO4(S) 2 Ag+(ac) + SO4

2-(ac)

35

La expresión de Kps sería Kps = [Ag+]2 * [SO4

2-] Experimentalmente la ocurrencia de la precipitación puede explicarse calculando el "producto iónico", PI. Se utiliza la misma expresión de la Kps, sustituyendo en la expresión las concentraciones de equilibrio por las concentraciones iniciales de los iones en las disoluciones acuosas, usadas para realizar la mezcla. Las concentraciones iniciales de cada disolución a ser mezclada se determinan de la ecuación de disociación:

Na2SO4 (ac) 2 Na+(ac) + SO4

2-(ac)

Concentración inicial 0,02 (2*0,02) 0,02

AgNO3 (ac) Ag+(ac) + NO3

1-(ac)

Concentración inicial 0,002 0,002 0,002 Como se mezclan volúmenes iguales de las disoluciones, entonces la concentración de cada especie se reduce a la mitad, por lo que para efectuar el cálculo debe dividirse entre dos cada concentración. De esta forma el cálculo de PI del ejemplo que estamos trabajando sería

PI = [Ag+]2 inicial * [SO4 2-] inicial

= (0,002/2)2 * (0,02/2) Si el resultado es

A.- PI mayor que el valor de la Kps entonces se observará la formación de un precipitado, porque la disolución estará instantáneamente sobresaturada y el sistema recupera el equilibrio precipitando el sólido, lo que da lugar a la formación del precipitado.

B.- PI menor o igual a la Kps no se formará precipitado puesto que se tendrá una disolución insaturada o saturada, respectivamente. En el caso de la disolución insaturada la concentración de los iones del producto formado no alcanzan las concentraciones de equilibrio y en disolución saturada las concentraciones de los iones del producto formado son iguales a las de equilibrio.

3. CUESTIONARIO PREVIO 3.1 Defina los siguientes términos:

a. Precipitación d. Disolución saturada b. Equilibrio de Solubilidad e. Producto iónico c. Efecto de ión común f. Líquido supernatante

3.2 Para un sistema heterogéneo en equilibrio químico, explique ¿cómo se afecta el equilibrio y la constante de

equlibrio (Kps) cuando se varía la temperatura del sistema? 3.3 Para las siguientes sustancias: Ca(OH)2 y NaOH escriba la ecuación del proceso de disociación de cada una de

ellas en agua. Para el Ca(OH)2 escriba la expresión de Kps y busque su valor numérico a 25 °C. 3.4 Utilizando la información del caso 3 del marco teórico, complete en el formato de informe, en la sección de

discusión: 3.4.1 la ecuación de la reacción entre Na2SO4(ac) y AgNO3 (ac) 3.4.2 identifique el sólido poco soluble, escriba la ecuación que representa el equilibrio de solubilidad de

esa sal, así como la expresión y el valor de su Kps. 3.4.3 calcule las concentraciones iniciales de Na2SO4(ac) y AgNO3 (ac) de acuerdo a la información del

procedimiento en la parte 5.1 3.5 Con base en la información de concentraciones iniciales y la expresión de Kps del sólido poco soluble, calcule

el producto iónico para cada mezcla. Complete el cuadro en el formato de informe, en la sección de discusión, parte 5.1 con estos resultados.

36

3.6 Explique ¿cómo se afecta la solubilidad de una sustancia, cuando a una disolución saturada de ésta, se le agrega una disolución que contiene en común uno de sus iones?

3.6 Explique ¿por qué es necesario efectuar la prueba descrita en 3.5 en un tubo de ensayo seco? 4 EQUIPO Y REACTIVOS

5 tubos de ensayo (3 deben estar SECOS) 1 beaker de 400 ml 0,5 g de hidróxido de calcio sólido 1 gradilla disol. acuosa de hidróxido de sodio 6 mol/l 1 agitador magnético disol. acuosa de nitrato de plata 0,002 mol/l 1 embudo de espiga corta seco disolución acuosa de de nitrato de plata 0,05 mol/l 1 papel de filtro disolución acuosa de sulfato de sodio 0,02 mol/l 1 espátula disol. acuosa de sulfato de sodio 0,06 mol/l triángulo de asbesto, soporte, anillo Etiquetas (traerlas)

5 PROCEDIMIENTO 5.1 EQUILIBRIO DE PRECIPITACIÓN

a.- Etiquete 4 tubos de ensayo como mezcla A, mezcla B, mezcla C y mezcla D. b.- Para efectuar cada una de las mezclas, agregue al tubo de ensayo 1 ml de cada una de las disoluciones

acuosas tal como se define en el siguiente cuadro:

CUADRO 1. CONCENTRACIONES PARA LAS MEZCLAS DE PRUEBA DE PRODUCTO IÓNICO

CONCENTRACION DE MEZCLA AgNO3 Na2SO4

A 0,002 0,02 B 0,05 0,02 C 0,002 0,06 D 0,05 0,06

c.- Agite, deje en reposo, observe y anote en el cuadro 1 las características físicas de las disoluciones

empleadas y las mezclas preparadas. d.- Disponga el contenido de los tubos de ensayo en el recipiente rotulado desechos de precipitación, el cual

tendrá un medio filtrante. Lave los tubos y devuélvalos a la ventanilla. 5.2. EFECTO DEL IÓN COMÚN

a. En la mesa de cemento se preparará la disolución saturada de Ca(OH)2 para todo el grupo. a.1- Para prepararla se determina la masa de aproximadamente 0,7 g de Ca(OH)2 en un beaker de 100 ml

y se agregan 100 ml de agua destilada. Se agita vigorosamente con agitador magnético. a.2- La mezcla anterior se filtra y el filtrado se recibe en un recipiente completamente SECO. Este es el

sistema en equilibrio, una disolución acuosa saturada de Ca(OH)2 en equilibrio con sus iones. Anote en el cuadro 2 las características físicas de este sistema.

b. Numere tres tubos de ensayo SECOS y agregue a cada uno 2 ml del sistema en equilibrio preparado en a.2 el tubo 1 será la referencia (NO agregar nada y utilizarla como comparación al efectuar las pruebas) al tubo 2 agregue lentamente una disolución acuosa de hidróxido de sodio 6 mol/l hasta que note un

cambio visible. Observe y anote las características físicas en el cuadro 2.

37

c. Los tubos que contienen la disolución acuosa Ca(OH)2, incluida la incógnita, se disponen en el recipiente rotulado desechos de la prueba de ión común. Lave los tubos y devuélvalo a la ventanilla.

5.3. INCÓGNITA

a. Solicite la incógnita a su profesor. Esta incógnita es una disolución acuosa de de nitrato de plata con una de estas dos concentraciones: 0,015 mol/l o 0,15 mol/l.

b. Con base en lo realizado en la práctica efectúe una prueba química que le permita identificar su incógnita. c. Complete la información del cuadro 1. d. Identifique si su incógnita es disolución acuosa de nitrato de plata con concentración 0,15 mol/l o

disolución acuosa de nitrato de plata con concentración 0,015 mol/l. e. Calcule el producto iónico. f. Explique con base en las observaciones, los conceptos teóricos anteriores y los cálculos de producto

iónico (PI), la identificación de su incógnita.

38

PRÁCTICA 9 INDICADORES ÁCIDO BASE

1. OBJETIVOS

1.1 Utilizar diferentes indicadores ácido-base para familiarizarse con el viraje de color y el ámbito de pH que

este cambio determina. 1.2 Emplear el color de algunas disoluciones de indicadores ácido-base, en la determinación de la acidez o

basicidad de una disolución acuosa. 1.3 Determinar el pH aproximado y clasifique como ácida, básica o neutra, una disolución acuosa incógnita.

2. MARCO TEÓRICO

Las disoluciones acuosas de las sustancias pueden ser ácidas, básicas o neutras. Esto está determinado por la relación de las concentraciones de los iones hidronio (H3O

1+) y los iones hidroxilo (OH1-) en un medio acuoso.

El agua es una sustancia neutra a cualquier temperatura, ([H3O1+] = [OH1-]) y establece un equilibrio químico:

H20(l) + H20(l) H3O1+

(ac) + OH1-(ac) con una Kw = [H3O

+]·[OH–]=10–14

Esto indica que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH– y H3O+, con valores de ionización

Ka = Kb = 1,82x10-16 a 25 °C.

Si se dan variaciones en la concentración de iones hidronio ([H3O1+]) o de iones hidroxilo ([OH1-]) se determina la

acidez de una disolución y para medirla se usa el valor pH o potencial de hidrógeno.

El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias. La sigla significa

"potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus = peso; potentia = potencia; hydrogenium = hidrógeno).

Este término fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

pH = - log [H3O1+]

Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.

Por lo tanto, se crea una escala de pH con

log Kw = log [H3O+] + log [OH–]

–14 = log [H3O+] + log [OH–]

14 = –log [H3O+] – log [OH–]

pH + pOH = 14

Por lo que se puede relacionar directamente el valor del pH con el del pOH, 14 – pH = pOH

Si en el medio acuoso la concentración de

1. iones hidronio es mayor de la de iones hidroxilo ([H3O1+] > [OH1-]), la disolución es ácida, pH < 7

2. ambos iones es igual ([H3O1+] = [OH1-]), la disolución es neutra, pH = 7

3. iones hidronio es menor de la de iones hidroxilo ([H3O1+] < [OH1-]), la disolución es básica, pH > 7

39

INDICADORES ÁCIDO-BASE

Cuando se quiere determinar el pH de la disolución se usa un potenciómetro (medidor de pH o como se le conoce comúnmente pHmetro), una mezcla de indicadores ácido-base (indicador universal) o se utilizan varios indicadores para obtener un ámbito aproximado de pH.

Los indicadores ácido-base son ácidos y bases orgánicas o sus sales, con numerosos dobles enlaces en su estructura como se observa en los ejemplos siguientes:

Azul de Timol Rojo de metilo

Los indicadores ácido-base son sustancias que presentan un color diferente según la acidez del medio. Si por ejemplo el indicador fuese un ácido (HIndic), con el agua ocurre:

HIndic (ac)+ H2O(l) H3O1+

(ac)+ Indic1-(ac)

color A color B y

Ka = [H3O1+] x [Indic1-]

[HIndic]

Dependiendo de la concentración de H3O1+ en el medio, en el equilibrio existirá mayor o menor concentración de

HIndic (color A) o de Indic1- (color B).

¿Cuál color del indicador es el que se observa? Siempre habrá de las dos especies pero si:

[HIndic]/[Indic1-] > 10 se verá el color A y si [Indic1-]/[ HIndic] > 10 se verá el color B.

Existe un ámbito de pH en donde se obtiene una mezcla variable de los colores A y B.

Por ejemplo si se tiene como indicador el anaranjado de metilo (C14H15SN3O3), con las siguientes características

INDICADOR ZONA DE VIRAJE DE pH CAMBIO DE COLOR Anaranjado de metilo 3,1 – 4, 4 rojo – amarillo

Al agregarlo a una disolución acuosa, si el color es:

40

a.- rojo, indica que el pH del medio es 3,1 o menor ( pH ≤ 3,1)

b.- amarillo, indica que el pH es 4,4 o mayor (pH ≥ 4,4).

c.- en diferentes tonalidades de anaranjado (como resultado de la mezcla del rojo y el amarillo), indica que el pH se encuentra entre 3,1 y 4,4.

Dependiendo de estos colores y el valor de pH asociado se podría clasificar la disolución. Se clasificaría como ácida, con los colores rojo ( pH ≤ 3,1) o anaranjado (pH entre 3,1 y 4,4), pero si el color es amarillo (pH ≥ 4,4) no se puede determinar que la disolución sea ácida, básica o neutra. Por esta razón es que con un solo indicador no siempre se puede hacer la clasificación, por lo que se hace necesario emplear varios de ellos para obtener un intervalo pequeño de pH y hacer una clasificación adecuada.

Por ejemplo al utilizar dos indicadores: azul de timol y anaranjado de metilo con una disolución acuosa, el azul de timol provoca un color amarillo y el anaranjado de metilo es rojo con la muestra.

Estudiando los ámbitos de pH a los cuales cambian los indicadores se encuentra que el azul de timol es amarillo a pH mayor o igual de 2,8 y el anaranjado de metilo es rojo a pH menor o igual de 3,1. Con esto se deduce entonces que la disolución de prueba tiene un pH entre 2,8 y 3,1. Este ámbito puede ser más pequeño o más grande, dependiendo del número y tipo de indicadores empleados.

En esta práctica se comprobará experimentalmente el carácter ácido, básico o neutro de 5 disoluciones acuosas, así como del agua, empleando varios indicadores ácido-base.

Las disoluciones acuosas de sales pueden ser ácidas o básicas debido a que alguno de los iones procedentes de la sal por disociación, reacciona con el agua, o bien ser neutras si no hay reacción con el agua. De esta forma solamente se hidrolizarán los aniones procedentes de ácido débil o los cationes procedentes de base débil.

Según Brönsted – Lowry, los iones producidos en la disociación son capaces de transferir iones hidronio al agua, o también recibirlos de ella, lo que se denomina hidrólisis (deriva de dos palabras griegas, por un lado, hidro, que significa “agua”, y por otro lado lisis, que significa “rotura”).

Cualitativamente, a concentación y temperatura constante, la hidrólisis se mide por medio de la constante de equilibrio para la reacción de hidrólisis correspondiente, Ka o Kb, llamadas constante de acidez o basicidad, donde Ka, es la constante de hidrólisis ácida del catión y Kb, es la constante de hidrólisis básica en el caso del anión.

De esta forma, sin hacer cálculos o mediciones, puede estimarse si una disolución de una sustancia es ácida, básica o neutra, considerando lo siguiente:

1. Escribir las ecuaciones de disociación de la sal. 2. Escribir las ecuaciones de hidrólisis para el anión y el catión. 3. Indicar los valores de las constantes de acidez (Ka) o basicidad (Kb) para cada reacción de hidrólisis. 4. Comparar los valores de las constantes de acidez y basicidad (Ka y Kb) con la del agua.

4.1- Si su magnitud no es mayor que la del agua en al menos dos órdenes de magnitud (10-13 o menores), suponer que la concentración de iones hidronio e hidroxilo es muy cercana a la de un medio neutro (pH = 7). 4.2- Si solo la magnitud de Ka o Kb es mayor que la del agua, entonces

4.2.1- Cuanto mayor sea el valor de la constante de acidez (Ka) del catión, indica que la concentración

de iones hidronio ([H3O1+]) en el equilibrio es mayor, siendo el pH < 7 y la disolución de la sal

será ácida.

4.2.2Cuanto mayor sea el valor de la Kb, mayor es la concentración de iones hidroxilo ([OH1-]), siendo

el pH > 7. En este caso la disolución de la sal es básica.

41

4.3- Si ambas magnitudes de Ka y Kb son mayores que la del agua, se comparan entre sí de tal manera que:

Si Ka > Kb, los cationes se hidrolizan más que los aniones, siendo el pH < 7. La disolución de la sal

será ácida.

Si Kb > Ka, los aniones se hidrolizan más que los cationes, siendo el pH > 7. En este caso la disolución

de la sal es básica.

Si Ka ≡ Kb, ambos iones se encontrarán hidrolizados en proporciones similares, siendo el pH en este

caso pH=7, diciéndose que la disolución es neutra.

En esta práctica se clasificarán 5 disoluciones acuosas cuyos solutos son: H2SO4, KOH, NaCl, H3CCOONa y NH4Cl, así como del agua, empleando 4 indicadores para establecer el menor intervalo posible de pH, justificando el valor de pH y la clasificación obtenida con la información de las ecuaciones de disociación, ionización y de hidrólisis con sus respectivas constantes que se muestran en el cuadro 1.


3.1 Anote el ámbito de pH y el cambio de color para cada uno de los siguientes indicadores: azul de bromotimol,

rojo de metilo, azul de timol y timolftaleína. 3.2 ¿De qué está formado el papel pH? ¿Cuál es su función? 3.3 Defina hidrólisis por sales. ¿Qué efecto tiene la hidrólisis por sales en el pH de una disolución acuosa? 3.4 Comente la validez de la afirmación: "Con un indicador ácido-base siempre es posible saber si una disolución es

ácida o básica”. 3.5 Para las siguientes sales, escriba la ecuación de disociación y de hidrólisis correspondientes: nitrato de sodio,

cloruro de hierro (III), bromuro de potasio y para cada una indique si la disolución es ácida, básica o neutra. Justifique cada caso.

3.6 ¿Qué es un medidor de pH conocido mas comúnmente como pHmetro y cómo funciona? 4 EQUIPO Y REACTIVOS

Gotero agua destilada 2 gradilla para tubos de ensayo azul de timol 0,1% m/v 24 tubos de ensayo timolftaleína 0,1% m/v etiquetas adhesivas (traerlas) azul de bromotimol al 0,1% m/v rojo de metilo 0,1% m/v KOH 0,5 molar NaCl 0,5 molar H3CCOONa 0,5 molar NH4Cl 0,5 molar H2SO4 0,5 molar

5. PROCEDIMIENTO

5.1 Pruebas con los indicadores

a) Enjuague (solo agua) todos los tubos de ensayo que vaya a utilizar. b) Numere 4 tubos de ensayo y agregue a cada uno aproximadamente 1 ml de la disolución de ácido

sulfúrico o ascórbico 0,5 mol/l.

42

c) Agregue al primer tubo de ensayo 2 gotas de azul de timol, al segundo 2 gotas de rojo de metilo el tercero 2 gotas de azul de bromotimol y al cuarto 2 gotas de timolftaleína. Observe la coloración adquirida y anote sus observaciones en el cuadro 1 del informe.

d) Repita el procedimiento 5.1a y 5.1b para cada una de las siguientes disoluciones acuosas: KOH (hidróxido de potasio), NaCl (cloruro de sodio), H3CCOONa (etanoato de sodio), NH4Cl (cloruro de amonio) y agua destilada. Observe y anote sus observaciones en el cuadro 1.

e) Los contenidos de los tubos de ensayo de todas las pruebas, se desechan en el recipiente rotulado desechos de pruebas con indicadores.

f) Lavar los tubos de ensayo solo con agua y devolver a la ventanilla. 4.2 Incógnita Una vez que completó la información de los cuadros y devolvió los tubos limpios, solicite a su profesor(a) una muestra incógnita. Esta incógnita es una de las sustancias trabajadas en la práctica, excepto agua.

a. Con base en el procedimiento de la práctica y utilizando los indicadores que se encuentran en su mesa de trabajo (no usar más de 4 ni los mismos que se usaron en la práctica), determine a la incógnita, el ámbito de pH más pequeño posible.

b. Complete el cuadro 2 con la información solicitada. Indique el código de la incógnita en el título del cuadro.

c. Complete el cuadro 4 con la información solicitada. d. Complete en el cuadro 5 la información referente a su incógnita. e. Con la información del cuadro 5, identifique la incógnita. Anótelo en el espacio correspondiente f. Los contenidos de los tubos de ensayo de todas las pruebas, se desechan en el recipiente rotulado

desechos de pruebas con indicadores. g. Lavar los tubos de ensayo solo con agua y devolver a la ventanilla.

43

Cuadro 1. ACIDEZ Y BASICIDAD DE ALGUNAS DISOLUCIONES ACUOSAS

ECUACIONES DE IONIZACIÓN CONSTANTE DE ACIDEZ O BASICIDAD

A 25 °C RESPECTO DE Ka-Kb DEL AGUA ESTA TIENE UNA o

EL MEDIO ES

H2SO4(l) + H2O(l) - H3O

+ (ac) + HSO1-

4(ac) Ka = 1,58 x 105 Ka mucho mayor Ácido

KOH(ac) + H2O(l) - K+ (ac) + OH-

(ac) Kb ≈ 5,05 Kb mucho mayor Básico

H2O(l) + H2O(l) - H3O

+ (ac) + OH-

(ac) Ka = Kb = 1,82x10-16 - Neutro

Cuadro 2. ACIDEZ Y BASICIDAD DE DISOLUCIONES ACUOSAS DE SALES

ECUACIONES

DISOCIACIÓN HIDRÓLISIS

CONSTANTE DE ACIDEZ O

BASICIDAD A 25 °C

RESPECTO DE Ka-Kb DEL AGUA ESTA

TIENE UNA Ka o Kb

EL MEDIO ES

Na1+ Cl1-

(s) Na1+(ac) +Cl1-

(ac) Na1+(ac) + 2 H2O(l) H3O

1+(ac)+ NaOH(ac) Ka = 1,99x10-15 semejante

Cl1-(ac) + H2O(l) OH1-

(ac) + HCl(ac)l Kb = 6,33x10-16 semejante

neutro

H3C2O2Na(s) H3C2O2

1-(ac) + Na1+

(ac) Na1+

(ac) + 2 H2O(l) H3O1+

(ac)+ NaOH(ac) Ka = 1,99x10-15 semejante

H3C2O21-

(ac) + H2O(l) H3C2O2H(ac) + OH1-(ac) Kb = 5,5x10-10 mayor

básico

NH4Cl(s) NH4

1+(ac) +Cl1-

(ac) NH41+

(ac) + H2O(l) H3O1+

(ac)+ NH3(ac) Ka = 5,7x10-10 mayor

Cl1-(ac) + H2O(l) OH1-

(ac) + HCl(ac)l Kb = 6,33x10-16 semejante

ácido

44

INDICADORES ÁCIDO-BASE Los indicadores ácido–base se comportan como ácidos o bases, ya sea en agua o en otros disolventes. El equilibrio que se establece puede representarse como Ejemplo de un indicador que se comporta como un ácido H2O(l) + HIn(ac) H3O

+ (ac) + In– (ac)

Color A Color B Ejemplo de un indicador que se comporta como una base H2O(l) + In(ac) OH-

(ac) + HIn+(ac)

Color B Color A La relación de concentración de HIn y In- o de HIn+, varía en función del pH , sin embargo el ojo humano no puede detectar todos los cambios de color que se dan a diferentes concentraciones del indicador en la disolución, Ejemplo de algunos indicadores de uso más común en el laboratorio.

INDICADOR ZONA DE VIRAJE DE pH CAMBIO DE COLOR Verde de malaquita 0,0 – 2,0 amarillo - verde azulado Verde brillante 0,0 – 2,6 amarillo - verde Eosina amarillenta 0,0 – 3,0 amarillo fluorescente – verde Eritrosina B 0,0 – 3,6 amarillo – rojo Verde de metilo 0,1 – 2,3 amarillo – azul Violeta de metilo 0,1 – 2,7 amarillo – violeta Rojo de cresol 0,2 – 1,8 rojo – amarillo Violeta cristal 0,8 – 2,6 amarillo – violeta azul Azul de timol 1,2 - 2,8 rojo – amarillo Eosina azulad 1,4 – 2,4 incolora – fluorescente rosa 2-4 dinitrofenol 2,8 – 4,7 incolora – amarillo Azul de bromofenol 3,0 – 4,6 amarillo – azul violeta Rojo congo 3,0 – 5,2 azul – anaranjado amarillo Anaranjado de metilo 3,1 – 4, 4 rojo – amarillo Verde de bromocresol 3,8 - 5,4 amarillo – azul 2-5 dinitrofenol 4,0 – 5,8 incolora – amarillo Rojo de metilo 4,4 – 6,2 rojo – amarillo Rojo de clorofenol 4,8 – 6,4 amarillo – púrpura Tornasol 5,0 – 8,0 rojo – azul Rojo de bromofenol 5,2 – 6,8 anaranj.amarillo – púrpura Azul de bromoxilenol 5,7- 7,5 amarillo – azul Alizarina 5,8 – 7,2 amarillo – violeta Azul de bromotimol 6,0 – 7,6 amarillo – azul Rojo de fenol 6,2 – 8,2 amarillo – rojo violeta Rojo neutro 6,8 – 8,0 azul rojizo- anaranjado Rojo de cresol 7,0 – 8,8 naranja – púrpura Púrpura de m-cresol 7,4 – 9,0 amarillo – púrpura Azul de timol 8,0 – 9,6 amarillo – azul Fenolftaleína 8,2 – 9,8 incolora – rojo violeta Timolftaleína 9,3 - 10,5 incolora – azul Azul álcali 9,4 – 14,0 violeta – rosa Amarillo de alizarina 10,0 – 12,1 amarillo – violeta Índigo de carmín 11,5 – 13,0 azul – amarillo Amarillo de titanio 12,0 – 13,0 amarillo – rojo

45

PRÁCTICA 10

DISOLUCIONES REGULADORAS

ACCIÓN REGULADORA EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN EN LA CAPACIDAD REGULADORA

1. OBJETIVOS

1.1 Comprobar la acción reguladora de pH de una disolución acuosa de fosfatos.

1.2 Comparar el comportamiento del agua y de la disolución acuosa de fosfatos al adicionar pequeñas cantidades de ácidos o bases.

1.3 Comprobar cualitativamente el efecto de la concentración en una disolución acuosa de fosfatos para regular el pH.

1.4 Explicar el efecto de la concentración en la capacidad reguladora de una disolución acuosa de fosfatos

1.5 De entre dos disoluciones incógnitas, identifique cuál presenta mayor capacidad de regular el pH

1.6 Identificar por medio de su acción reguladora, cuál es disolución presenta acción reguladora.

2 MARCO TEÓRICO Las disoluciones reguladoras son de gran importancia química. Se definen como disoluciones formadas por un par conjugado, un ácido y su base conjugada o una base y su ácido conjugado, por lo que no reaccionan entre sí.

Poseen la propiedad de resistir a las variaciones de pH dentro de ciertos límites, ya sea por la dilución o por la adición de pequeñas cantidades de ácidos o bases fuerte. Una disolución de este tipo contiene un componente ácido que reaccione con las bases agregadas externamente y al mismo tiempo un componente básico que reaccione con los ácidos agregados externamente. 2.1 ACCIÓN REGULADORA DE pH

Se dice que una disolución presenta acción reguladora de pH si se opone a la modificación de su concentración de ión hidronio (H3O

1+) o de ión hidroxilo (OH1-), al agregar pequeñas cantidades de ácido

o base.

Para comprobar la acción reguladora, en esta práctica usted utilizará una disolución reguladora de pH que contiene igual concentración del KNaHPO4, como la forma básica del equilibrio (base conjugada) y de la forma ácida KH2PO4, como lo indica la ecuación:

H2PO1-

4 (ac) + H

2O

(l) H3O1+

(ac) + HPO2-

4 (ac)

forma ácida forma básica este sistema en equilibrio define una constante Ka

[H3O

1+] x [HPO

4

2-]

Ka = = 6,2x10-8

[H2PO

4

1-]

46

Si existen todos los componentes del sistema el pH del medio es aproximado a -log Ka. Este equilibrio se perturba por la adición de disoluciones ácidas o básicas:

Caso A

Al agregar una disolución básica como el NaOH (ac) ocurre:

H2PO41-

(ac) + NaOH (ac) HPO4

2-(ac)

+ H

2O (l) + Na1+ (ac)

forma ácida (agregado) forma básica

Al variar las concentraciones de H2PO41- y HPO4

2- se rompe el equilibrio. Hay más de HPO42- y

menos de H2PO41-, esto es:

[H3O1+] x [HPO2-

4]

Ka ≠

[H2PO41-]

el sistema reacciona para disminuir algo la [HPO2-

4] por lo que ocurre:

HPO42-

(ac)+ H

3O

1+

(ac)

H

2PO

1 -

4(ac) + H

2O

(l)

hasta recuperar de nuevo el equilibrio. Como en el proceso se gasta H3O1+, en el nuevo equilibrio

habrá una menor [H3O1+] que en el equilibrio original. Sin embargo para efectos prácticos, se

considera que esta nueva concentración de [H3O1+] no varía bruscamente el pH de la disolución, ya

que previamente existe una alta concentración del par conjugado y la perturbación es pequeña. Para considerar que una disolución tiene acción reguladora, la variación del pH inicial respecto del pH final (intervalo de pH), no debe exceder una unidad de pH

Caso B

Al agregar una disolución ácida como el HCl(ac) ocurre:

HPO42-

(ac) + HCl

(ac) H

2PO

4

1-

(ac) + Cl

1-

(ac)

forma básica (agregado) forma ácida

Al variar las concentraciones de HPO

4

2- y H

2PO

4

1- se rompe el equilibrio. Hay más de H

2PO

4

1- y

menos de HPO4

2-, esto es:

[H3O1+ ] x [HPO4

2-]

Ka ≠

[H2PO41-]

el sistema reacciona para disminuir algo la [H2PO

4

1-] por lo que ocurre:

H2PO1-

4 (ac)

+ H2O(l) H3O1+

(ac) + HPO2-

4 (ac)

47

hasta recuperar de nuevo el equilibrio. Como en el proceso se forma H3O1+, en el nuevo equilibrio

habrá una mayor [H3O1+] que en el equilibrio original, pero no lo suficiente como para provocar

variaciones bruscas en el pH de la disolución, pues previamente existe una alta concentración del par conjugado y la perturbación es pequeña. Para considerar que una disolución tiene acción reguladora, la variación del pH inicial respecto del pH final (intervalo de pH), no debe exceder una unidad de pH

2.2 MEDICIONES DE pH

Los papeles o indicadores del pH, son una mezcla de varios indicadores impregnados en unas tiras de papel de filtro, cada cuadro cambia de color según la acidez y la lectura se hace por comparación con la caja que contiene la escala. Estos pueden usarse como guía aproximada del nivel de pH, pero pueden verse limitados en su precisión o incluso ser difícilmente interpretables cuando se trabaja con muestras coloreadas o turbias.

El pH-metro es un instrumento que mide la diferencia de potencial eléctrico en una pila electroquímica. El electrodo de medida de pH usado es el llamado electrodo de vidrio y su potencial frente al electrodo de referencia depende de la concentración de protones de la disolución en la que se encuentre sumergido. Las mediciones son mucho más exactas que las determinadas con el papel pH El uso del pH-metro es muy simple. Lavamos el electrodo con agua destilada y lo introducimos en la disolución cuyo pH queremos determinar, esperamos hasta que la lectura se mantenga estable y anotamos el valor. Después es necesario lavar de nuevo el electrodo con agua destilada antes de realizar otra medición.

48

2.2 CAPACIDAD REGULADORA

La capacidad de una disolución reguladora de pH es la medida de su efectividad para resistir los cambios de pH con la adición de ácido o base. La capacidad de la disolución reguladora de pH se puede definir cuantitativamente como la cantidad de moles de ácido o base que se requieren para cambiar el pH de un litro de disolución, en una unidad. Esto se logra experimentalmente al consumir completamente por neutralización, una de las formas (ácida o básica) del par conjugado, como se muestra en las ecuaciones:

H2PO4

1- (ac) + NaOH (ac) HPO

4 2-

(ac) + H

2O (l) + Na1+ (ac)

forma ácida agregado forma básica

HPO

42-

(ac) + HCl

(ac) H

2PO

4

1-

(ac) + Cl

1-

(ac)

forma básica agregado forma ácida

Para efectuar la neutralización se utiliza la técnica de volumetría, basada en esas reacciones de neutralización. Para detectar el punto final se utilizan indicadores ácido-base, ya que al consumirse una de las formas ácida o básica, la acción reguladora se pierde por lo que el pH cambia bruscamente, lo cual se manifiesta como un cambio de color del indicador. Se requiere de la ayuda visual de un indicador ácido-base para determinar el punto donde se ha neutralizado una de las especies y cambia en más de una unidad el pH de la mezcla. La escogencia del indicador se hace con base en la disolución con la cual se va a trabajar, utilizando: indicadores con zonas de viraje de pH menor de 7 cuando se trabaja con disoluciones ácidas y con indicadores con zona de viraje de pH mayor de 7 cuando se trabaja con disoluciones básicas. A continuación se listan algunos indicadores que pueden utilizarse en esta práctica.

INDICADOR ZONA DE VIRAJE DE pH CAMBIO DE COLOR Rojo congo 3,0 – 5,2 azul – anaranjado amarillo Anaranjado de metilo 3,1 – 4, 4 rojo – amarillo Verde de bromocresol 3,8 - 5,4 amarillo – azul Fenolftaleína 8,2 – 9,8 incolora – rojo violeta Timolftaleína 9,3 - 10,5 incolora – azul Índigo de carmín 11,5 – 13,0 azul – amarillo

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Cuanto mayor sea la concentración de la forma ácida y la forma básica del par conjugado, mayor será la capacidad de regular el pH. Si se desea una disolución reguladora de pH que controle la adición de ácidos la concentración de la forma básica debe ser mayor que la concentración de la forma ácida. Esta disolución tendrá una alta capacidad de regular una disminución de pH. Obviamente, también puede prepararse una disolución reguladora de pH que controle la adición de bases de forma que se regule un aumento en el pH. En esta práctica usted comprobará la capacidad reguladora de pH de una disolución de fosfatos, para ello determinará mediante el uso de indicadores, que el pH permanece relativamente constante al agregársele una disolución acuosa de ácido o de base fuerte. Además, probará el efecto de la concentración de la disolución de fosfatos en su capacidad reguladora de pH. 3. CUESTIONARIO PREVIO

3.1. ¿Qué es una disolución reguladora de pH y cuál es su función? 3.2 Con base en una disolución reguladora de pH, explique la acción reguladora de pH al adicionar

ácido o base a una disolución reguladora de pH. EN SU EXPLICACION USE ECUACIONES DE

LOS EQUILIBRIOS Y LAS REACCIONES INVOLUCRADAS. 3.3 Defina Capacidad reguladora de una de una disolución reguladora de pH. 3.4 Indique en forma clara y sencilla de qué depende la capacidad reguladora de una disolución

reguladora de pH. 3.5 Se cuenta con dos disoluciones reguladoras de pH constituídas de ácido acético y acetato de sodio.

Ambas tienen un pH de 5. La disolución A está compuesta de 0,05 mol/l de ácido acético y 0,1 mol/l de acetato de sodio, mientras que la disolución B contiene 0,2 mol/l de ácido acético y 0,4 mol/l de acetato de sodio. Si se le añaden pequeñas cantidades de a) HCl 0,100 mol/l a cada disolución. b) NaOH 0,250 mol/l a cada disolución. Indique cuál posee una mayor capacidad de no variar el pH y por qué?

3.6 Busque el ámbito de pH y color del viraje de la fenolftaleína y del verde de bromocresol. Indique la

disolución (NaOH o HCl) que se debe usar con cada uno de los indicadores. 3.7 Explique la función del indicador en la determinación de la capacidad reguladora de la disolución

reguladora de fosfatos. 3.8 Investigues si el agua tiene comportamiento de disolución reguladora. Escriba la ecuación de

equilibrio del agua.

50


3 frascos de erlenmeyer 100 ml de disolución reguladora de pH con un pH de 7 de: KH2PO4 y NaKHPO4 .

1 probeta de 50 ml agua destilada recién hervida libre de CO2 1 bureta de 50 ml disolución patrón de HCl 0,10 mol/l 1 prensa para bureta disolución patrón de NaOH 0,10 mol/l Etiquetas adhesivas o marcador (traerlas) papel pH Fenolftaleína al 0,1 % en etanol pHmetro Verde de bromocresol 0,1% en etanol

5. PROCEDIMIENTO 5.1. DEMOSTRACIÓN DE LA ACCIÓN REGULADORA DE pH

5.1.1 Etiquete 4 tubos de ensayo pequeños como: A-1, A-2, DR-1, DR-2 5.1.2 Añada a cada tubo de ensayo lo siguiente:

A-1 5 ml agua destilada libre CO2.

A-2 5 ml agua destilada más 0,3 ml HCl o de NaOH 0,1 mol/l DR-1 5 ml de la disolución reguladora de pH. DR-2 5 ml de la disolución reguladora de pH más 0,3 ml HCl o de NaOH 0,1 mol/l Mida los volúmenes en probeta. ∗∗∗∗ es importante que este volumen no sea excedido 5.1.3 Pruebe cada disolución con papel pH. Para ello usted recibirá 4 tiras de papel pH,

introduzca una tira de papel en el tubo de ensayo marcado A-1, manteniéndolo inclinado, de tal manera que se humedezcan todos los cuadros coloreados. Saque el papel. Repita para los otros tubos de ensayo.

5.1.4. Observe el color que adquiere el papel pH y compárelo con los colores del set de

comparación en la cajita que trae el papel pH. 5.1.5 Anote y complete la información en el cuadro 1 que se encuentra en la sección

experimental del informe. 5.1.6 Una vez que completó la información del cuadro de su informe, lleve los tubos

debidamente rotulados a la mesa de cemento, donde se encuentran beakers con la misma codificación. Con cuidado de no mezclarlos, coloque los contenidos de los tubos de ensayo en los beakers rotulados.

5.1.7 Utilizando el pHmetro, su profesor medirá el pH del contenido de los beakers, en forma

demostrativa para todo el grupo. Su profesor se encargará del desecho del contenido de los beakers.

5.1.8 Complete la información del cuadro 1 de la sección experimental (excepto los datos para

su incógnita) con los datos generados en el punto 5.1.7.

51

5.1.9 Complete la información del cuadro 3 de resultados:

5.1.9.1 Para completar la columna de intervalo de pH, calcule la diferencia entre el pH de A-1 con el pH de A-2. Proceda de la misma forma, restando el pH de D-1 a el pH de D-2.

5.1.9.2 Para completar la columna de “presenta acción reguladora” debe utilizar el intervalo de pH calculado en el punto g.1 anterior y la información de la teoría.

5.2. DEMOSTRACIÓN DE LA CAPACIDAD REGULADORA DE pH

5.2.1 Enumere DOS frascos erlenmeyer de 125 ml y añada al Número 1: 30 ml de la disolución reguladora de pH

Número 2: 15 ml de la disolución reguladora de pH y 15 ml de agua destilada Es importante que el volumen de estas disoluciones sea igual

5.2.2 Verifique si la bureta contiene disolución de NaOH o HCl 0,10 mol/l. Recuerde que esa información debe ser parte del título del cuadro 2 de la sección experimental.

5.2.3 Añada a cada frasco erlenmeyer 3 gotas de fenolftaleína o verde de bromocresol según la disolución contenida en la bureta que está en su puesto de trabajo. Revise la respuesta 3.6 del cuestionario previo

5.2.4 Anote en el cuadro 2 de la sección experimental el volumen inicial y vierta desde la bureta la disolución al erlenmeyer número 1, hasta obtener el viraje del indicador. No olvide anotar el volumen final.

5.2.5 Repita los pasos 5.2.3 y 5.2.4 en el otro erlenmeyer.

5.2.6 Deseche el contenido de los erlenmeyers en el recipiente que se encuentra en la pila.

5.3 ANÁLISIS DE LA INCOGNITA.

5.3.1 Solicite a su profesor(a) las muestras incógnitas, para su identificación 5.3.2 Su profesor le indicará si debe identificar la acción o la capacidad reguladora

de la incógnita. 5.3.3 Efectúe una prueba química sencilla que le permita identificar lo que le

solicitan para su incógnita. 5.3.4 Una vez que ha terminado de analizar su incógnita, deseche el contenido de los

erlenmeyers en el recipiente que se encuentra en la pila. 5.3.5 Lave el equipo y devuélvalo al asistente.

52

PRÁCTICA 11

DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DE LA ESPONTANEIDAD DE ALGUNAS REACCIONES REDOX

1. OBJETIVOS.

1.1 Relacionar los conceptos teóricos básicos de redox con algunas reacciones experimentales. 1.2 Escribir las ecuaciones de las reacciones experimentales a partir de sus semiecuaciones y

calcular el valor numérico del potencial normal de reacción. 1.3 Comprobar experimentalmente la espontaneidad de algunas reacciones de oxidación

reducción.

2. MARCO TEÓRICO

Las reacciones de oxidación-reducción forman una parte importante del mundo que nos rodea. Abarcan desde la combustión de combustibles fósiles hasta la acción de los blanqueadores domésticos y la obtención de metales y no metales a partir de sus minerales. Muchas reacciones redox se llevan a cabo en agua, pero esto no implica que todas las reacciones sucedan en este medio. Mientras que las reacciones ácido-base se caracterizan por un proceso de transferencia de protones, las reacciones de oxidación-reducción o reacciones redox, se consideran como reacciones de transferencia de electrones. Son consideradas procesos electroquímicos en donde la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad o la energía eléctrica se aprovecha para inducir una reacción química, en una celda electroquímica. El término oxidación se refiere a la semirreacción que implica pérdida de electrones. El término reducción se refiere a la semirreacción que implica ganancia de electrones.

Los procesos de oxidación y de reducción ocurren simultáneamente, no se da una reducción sin una oxidación, de tal modo que no hay pérdida o ganancia neta de electrones, pues los electrones que pierde una especie son ganados por la otra. Como consecuencia, hay una transferencia de electrones de la especie oxidada a la reducida.

Todo proceso de reducción, puede representarse de forma general, como sigue:

Ox + ne- Red E°reducción (1)

Donde Ox representa la forma oxidada y Red la forma reducida de la especie al ganar n electrones. El término Eºreducción (Eºr) corresponde al potencial eléctrico normal de reducción para esa semireacción, que es dado en volts. Este potencial representa una descripción cuantitativa de la fuerza con que tiende a ocurrir la reducción de esta especie con respecto del Hidrógeno (tomado como referencia, y al cual se le asignó un potencial normal de reducción igual a 0 voltio).

53

En una celda el ánodo es aquel lugar en el cual se efectúa la oxidación, mientras que el cátodo es el lugar en el que se lleva a cabo la reducción. Estos lugares pueden estar en el mismo recipiente o corresponder a sitios separados en contacto un con otro por un medio conductor. Cada reacción de oxidación-reducción consta de la suma de al menos dos semirreacciones (también llamadas hemiecuaciones, semiecuaciones o hemirreacciones), una representa el proceso de reducción y la otra el de oxidación. Cada una se representa mediante ecuaciones y tiene asociado un valor de potencial normal de reducción (Eºr). Semireacción de oxidación (ánodo) Zn Zn

2+ + 2e- Eºr= -0,76 V.

Semireacción de reducción (cátodo) Cu2+

+ 2e- Cu Eºr= +0,34 V

La ecuación de la reacción química de redox se representa como la combinación de las semiecuaciones:

Cu2+

+ Zn Zn2+

+ Cu

puede considerarse como, es posible tratar el potencial eléctrico normal de reacción en condiciones estándar como la resta del potencial normal de reducción del proceso de reducción (que ocurre en el cátodo) menos el potencial normal de reducción del proceso de oxidación (que ocurre en el ánodo).

Eºreacción= Eºcátodo - Eºánodo

Para la reacción anterior: Eºreacción= 0,34 – (-0,76) = 1,10 V

El potencial así calculado para la reacciones predice la espontaneidad de la misma:

a. si es negativo, la reacción es no espontánea (no ocurre reacción química)

b. si es positivo, la reacción es espontánea.

La espontaneidad de una reacción química puede comprobarse experimentalmente de varias formas:

a) cambios de color, b) formación de precipitados y en general cambios de solubilidad, c) producción de gases y d) producción de electricidad. En esta práctica se analizarán algunas reacciones redox con diferentes evidencias físicas de reacción, a fin de relacionar el valor del potencial normal de reacción calculado con la espontaneidad o no de las mismas.


3.1 Investigue ¿cuál es el criterio que permitió establecer la serie de actividad de los metales? 3.2 Utilizando las semiecuaciones de reducción listadas a continuación y sus valores de potencial

normal de reducción.

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Cuadro 1: POTENCIALES NORMALES DE REDUCCIÓN PARA ALGUNAS ESPECIES

SEMIRREACCIÓN E0(v)

Cl2(g) + 2 e- 2Cl1

-(ac) 1,3583

ClO31-

(ac) + 3 H1+(ac) + 2 e

- HClO2(ac) + H2O(l) 1,21

2 H1+(ac) + 2 e

- H2(g) 0,00

Fe3+(ac) + 1 e

- Fe2+

(ac) 0,771

SO42-

(ac)+ 4 H1+(ac) + 2 e- H2O(l) + H2SO3(ac) 0,172

O2(g) + 2 H1+(ac) + 2 e

- H2O2(ac) 0,695

Al3+(ac) + 3 e

- Al(s) -1,662

K1+(ac) + 1 e

- K(s)

-2,931

Fe2+(ac) + 2 e

- Fe(s) -0,447

Cu2+(ac) + 2 e

- Cu(s) 0,3419

Mg2+(ac) + 2 e

- Mg(s) -2,372

O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e- 4 OH1-

(ac) 0,401

y considerando las siguientes reacciones:

a) ClO31-

(ac) + 3 H1+(ac) + 2 Fe2+

(ac) 2 Fe3+(ac) + HClO2(ac) + H2O(l)

b) ClO31-

(ac) + H1+(ac) + H2O2(ac) O2(g) + HClO2(ac) + H2O(l)

c) ClO31-

(ac) + 3 H1+(ac) + 2 Cl-

(ac) HClO2(ac) + H2O(l)+ Cl

2(ac)

d) 2 Mg(s)+ O2(g) + 2 H2O(l) 2 Mg(OH)2(s)

e) 2 Al(s) + 3 Cu2+(ac) 2 Al3+

(ac) + 3 Cu(s) f) Fe(s) + Cu2+

(ac) Fe2+(ac) + Cu(s)

g) Cu(s) + 2 H1+(ac) H2(g)

+ Cu2+(ac)

Es requisito para realizar la práctica que usted traiga lista la sección de resultados en su formato de informe, de acuerdo a lo siguiente:

a. Para cada una de las reacciones, escriba las 2 semiecuaciones involucradas. Identifique la semiecuación de reducción y la de oxidación.

b. Calcule el potencial eléctrico normal para cada reacción, identificando los potenciales de las semiecuaciones como Eºreacción, Eºcátodo y Eºánodo.

c. Justifique en cada caso, con base en el potencial eléctrico si la reacción es espontánea o no. d. En aquellas reacciones que si ocurren, indique

(1) La especie que se reduce y la que se oxida. (2) El número de electrones involucrados en el proceso.

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3.3 Justifique ¿Por qué el ión K1+ en presencia de ión ClO3

1-(ac) o el ión SO4

2- en presencia de Al o Fe, no experimentan reacción en los sistemas anteriores?

3.4 ¿Se puede afirmar que una reacción espontánea ocurre rápidamente? Razone su respuesta.


5 tubos de ensayo 6 ml de disolución acuosa de cloruro de hierro II 0,1 molar 1 gradilla para tubos de ensayo 2 ml de disolución acuosa de cloruro de potasio 0,1 molar Etiquetas autoadhesivas Fósforos

64 ml de disolución acuosa de sulfato de cobre II al 10% m/v

1 anteojos de seguridad 2 ml de disolución acuosa de ácido clorhídrico 1 molar 1 placa y alambre de cobre 1 cinta de magnesio de 10 cm 1 placa de aluminio 1 clavo de hierro 1 beaker de 100 ml Trozos de alambre de cobre 1 medidor de voltaje y/o un sistema eléctrico pequeño.

8 ml de disolución acuosa ácida de clorato de potasio 10% m/v

1 pinza para tubo de ensayo 2 ml de peróxido de hidrógeno 30 volúmenes 5. PROCEDIMIENTO

a. Observe y anote en el cuadro 1 las características físicas que presentan los reactantes, conforme los vaya utilizando al efectuar las reacciones.

b. En el tubo número 1 coloque 4 ml de la disolución acuosa de sulfato de cobre II al 10% m/v y

agréguele un clavo de hiero. Agite. Deje reposar 10 minutos, observe y anote c. En el tubo número 2 coloque dos ml de la disolución de peróxido de hidrógeno 30 volúmenes

y agréguele 2 ml de disolución acuosa ácida de clorato de potasio 10% m/v. Agite. Deje reposar unos minutos, observe y anote.

d. En el tubo número 3 coloque dos ml de la disolución de cloruro de hierro II 0,1 molar y

agréguele 2 ml de disolución acuosa ácida de clorato de potasio 10% m/v. Agite. Deje reposar unos minutos, observe y anote.

e. En el tubo número 4 coloque dos ml de la disolución de cloruro de potasio 0,1 molar y

agréguele 2 ml de disolución acuosa ácida de clorato de potasio 10% m/v. Agite. Deje reposar unos minutos, observe y anote.

f. En el tubo número 5 coloque dos ml de la disolución acuosa de ácido clorhídrico 1 molar,

agrégale un trozo de cobre. Agite. Deje reposar unos minutos, observe y anote. g. Tome la tira de magnesio y enrolle un extremo en la pinza de tubo de ensayo. Encienda el

quemador. Acerque el extremo largo a la llama del quemador. NO lo observe fijamente. Anote.

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h. Esta reacción la efectuará DEMOSTRATIVA su profesor(a): Introduzca las placas de aluminio y cobre, que están unidas al dispositivo de medición de voltaje, beaker de 100 ml que contiene la disolución acuosa de sulfato de cobre II al 10% m/v. Observe y anote.

i. Deseche los contenidos de los tubos en los recipientes rotulados : número 1: desechos de sulfato de cobre (II), en el recipiente con colador números 2, 3 y 4: desechos de clorato de potasio número 5: desechos de ácido clorhídrico

j. Lave el equipo y devuélvalo al asistente. k. Complete el cuadro de resultados y realice la discusión de su informe.

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PRÁCTICA 12

DETERMINACIÓN EXPERIMENTAL DEL PODER OXIDANTE DE TRES HALÓGENOS.

1. OBJETIVOS.

1.1 Comprobar experimentalmente la espontaneidad de las reacciones de oxidación reducción entre

halógenos y halogenuros de sodio. 1.2 Explicar el orden del poder oxidante de los halógenos: Cl2, Br2, I2 . 1.3 Identificar una disolución incógnita de un halogenuro de sodio, usando reacciones redox.

2. MARCO TEÓRICO

En esta práctica se utilizarán los conceptos teóricos de reacciones redox estudiados en la práctica 11, pero aplicados a sistemas de halógeno - halogenuro. Los procesos de oxidación y de reducción ocurren simultáneamente, con una transferencia de electrones de la especie oxidada a la reducida.

Se utiliza el término agente oxidante para la especie que se reduce (gana electrones), haciendo que la otra especie se oxide. Y agente reductor a la especie que se oxida (pierde electrones), haciendo que la otra especie se reduzca. Conociendo el potencial normal de reducción, se puede establecer una jerarquía en el poder oxidante de las especies, estableciendo cuál especie es capaz de oxidar a otra, porque cuanto más grande sea el valor del potencial normal de reducción, mayor será el poder oxidante de la especie.

En esta práctica se analizará el poder oxidante (capacidad para hacer que se reduzca la especie con la que entra en contacto) de tres halógenos frente a halogenuros. Considerando los valores de potencial normal de reducción para los halógenos, encontramos

Cuadro 1. POTENCIALES NORMALES DE REDUCCIÓN PARA ALGUNAS ESPECIES

SEMIRREACCIÓN E0(v)

F2(g) + 2 e

- 2 F1-

(ac)

2,866

Cl2(g) + 2 e

- 2 Cl1

-(ac)

1,3583

Br2(ac) + 2 e

- 2 Br1

-(ac)

1,0873

I2(ac) + 2 e

- 2 I1

-(ac)

0,5355

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Con base en esta información se puede establecer una serie de actividad:

F2 > Cl2 > Br2 > I2

La fuerza de estos elementos como agentes oxidantes disminuye conforme se avanza del flúor al yodo, así el flúor molecular puede provocar oxidación en los iones cloruro, bromuro y yoduro en disolución. De hecho, el flúor molecular es tan reactivo que también ataca al agua, por lo que estas reacciones no pueden efectuarse en disolución acuosa. Por otro lado, el cloro molecular puede provocar oxidación de los iones bromuro y yoduro en disolución acuosa y así sucesivamente.

Las reacciones que se van a estudiar se llevarán a cabo en un medio heterogéneo, esto es, un medio de reacción constituido por dos fases: una acuosa (polar) y la otra orgánica no polar (HEXANO, BENCENO O ETER DE PETROLEO), con el propósito de poder observar si está ocurriendo o no un cambio químico. Esto se hace debido a que los halógenos (Grupo VII de la tabla periódica: F2, Cl2, Br2, I2) son moléculas diatómicas no polares y por lo tanto más solubles en compuestos no polares como el hexano (C6H14), el benceno (C6H6) o el éter de petróleo, que en compuestos polares como el agua (H2O). También se usarán en esta parte, disoluciones acuosas de los halogenuros (Cl1-, Br1-, I1-) que pueden considerarse como especies reducidas de los halógenos, son iones con carga 1- y son solvatados por el agua.

Los halógenos disueltos en ESTOS DISOLVENTES NO POLARES presentan colores característicos (color de la capa orgánica), que sirven de referencia:

a.- I2 es violeta

b.- Br2 es anaranjado

c.- Cl2 es amarillo pálido o bien incoloro

Para comprobar esta serie de actividad, se mezclarán cada uno de los halógenos con los halogenuros que no son de su especie. El primer paso debe ser el pasar el halógeno de la disolución acuosa a la capa orgánica (éter de petróleo, hexano o benceno), para que adquiera el color característico. A partir de ahí será la fase orgánica la que debe observarse. Luego se agrega la disolución acuosa de halogenuro y se observa si hay cambios en la capa orgánica.

Por ejemplo, cuando se mezcla el bromo en éter de petróleo con la disolución acuosa ioduro de sodio puede ocurrir una de las dos situaciones siguientes:

2 NaI

(ac) + Br

2(éter pet.) 2 NaBr

(ac) + I2(éter petc) (1)

ó 2 NaI

(ac) + Br2(éter pet.)

N.R. (2)

donde N.R. significa no reacciona.

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De esta reacción química redox se obtiene un potencial eléctrico normal en condiciones estándar, llamado potencial normal de reacción y que se calcula como Eº red. cátodo - Eº red. ánodo. Si éste potencial es positivo, la reacción es espontánea y si es negativo, es no espontánea (no ocurre reacción química). En esta práctica, se usarán los cambios de color para evidenciar si ocurre o no el cambio químico, asociándolo al signo del potencial de reacción.

Entonces, tomando en consideración estos aspectos

Si se da la ecuación (1), usted observará que la capa de éter de petróleo se tornará de color violeta, característica de las disoluciones de Iodo en disolvente no polar y el signo del potencial normal de esta reacción es positivo. Si se da la situación (2), no hay reacción y entonces observará que la capa de éter de petróleo conservará la coloración pardo rojizo, característica de las disoluciones de bromo en disolvente no polar y el potencial normal de reacción asociado a ésta tiene signo negativo. Con base en las evidencias experimentales mencionadas y haciendo uso del signo del potencial normal de reacción, se comprobará el poder oxidante de los tres halógenos antes mencionados 3. CUESTIONARIO PREVIO Es requisito para realizar la práctica que usted traiga esta información en la sección de resultados en su formato de informe. En el cuadro escriba las semiecuaciones respectivas de las reacciones involucradas en la práctica. Anote los valores de los potenciales normales de las semiecuaciones a la par de cada una. Escriba la ecuación completa y equilibrada. Calcule el potencial normal de reacción e indique si es espontánea o no. Indique la especie que se reduce y la que se oxida, para las reacciones espontáneas. (6 puntos)

3.1 Considere las siguientes reacciones:

a) Br2(ac)

+ 2 Cl-(ac)

2 Br-(ac)

+ Cl2(ac)

b) Cl2(ac)

+ 2 I-(ac)

2 Cl-(ac)

+ I2(ac)

c) Br2(ac)

+ 2 I-(ac)

2 Br-(ac)

+ I2(ac)

d) I2(ac)

+ 2 Cl-(ac)

2 I-(ac)

+ Cl2(ac)

e) I2(ac)

+ 2 Br-(ac)

2 I-(ac)

+ Br2(ac)

f) Cl2(ac)

+ 2 Br-(ac)

2 Cl-(ac)

+ Br2(ac)

Utilizando las semiecuaciones de reducción y sus valores de potencial normal de reducción, escriba

las semiecuaciones y ecuación de las reacciones anteriores, calcule el potencial eléctrico normal y justifique en cada caso, con base en el potencial eléctrico calculado, si la reacción es espontánea o no. Además, en aquellas reacciones que si ocurren, indique la especie que se reduce y la que se oxida.

3.2 ¿Por qué el ión Na1+ no experimenta reacción de reducción en los sistemas anteriores? 3.3 De acuerdo con la toxicidad que presentan los halógenos, indique las medidas de precaución

para el manejo de: bromo, cloro, iodo.

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3.4 Con base en la densidad de los disolventes empleados (disolvente no polar y el agua), indique si la capa orgánica (la que contiene el disolvente no polar) quedará por encima o por debajo de la capa acuosa.


6 tubos de ensayo 6 ml de disolución acuosa de cloruro de sodio 0,1 molar 1 gradilla para tubos de ensayo 6 ml de disolución acuosa de bromuro de sodio 0,1 molar 1 pinza para tubos de ensayo 6 ml de disolución acuosa de ioduro de sodio 0,1 molar 1 anteojos de seguridad 6 ml de disolución saturada de cloro en agua 1 mascarilla para gases 6 ml de disolución saturada de bromo en agua capilla extractora gases 6 ml de disolución saturada iodo en agua etiquetas autoadhesivas 3 ml de disolución de cloro en éter de petróleo (benceno o

hexano) 1 probeta de 10 ml 3 ml de disolución de bromo en éter de petróleo (benceno o

hexano) 3 ml de disolución de iodo en éter de petróleo (benceno o

hexano) PRECAUCIONES En la práctica se usan como reactantes y a la vez se obtienen como productos HALÓGENOS, estas sustancias son irritantes y en concentraciones altas son extremadamente corrosivos, por lo tanto, durante el transcurso de la práctica debe usar mascarilla contra gases. Cualquier derrame de éstos debe lavarse con abundante agua y consultar al profesor(a).

5. PROCEDIMIENTO

5.1 PODER OXIDANTE DE LOS HALÓGENOS

1) Observe y anote los colores característicos que presentan las disoluciones de cloro, bromo y iodo en éter de petróleo (benceno o hexano). (Estas disoluciones ya están preparadas y sirven como patrones de comparación, las encontrará en la mesa del profesor).

Los pasos siguientes deben realizarse en el orden indicado. 2) Coloque 1 ml de en éter de petróleo (benceno o hexano) en seis tubos de ensayo, numerados

del 1 al 6. 3) Agregue al tubo número: 1: 5 gotas de cloro en agua 4: 5 gotas de bromo en agua 2: 5 gotas de cloro en agua 5: 5 gotas de yodo en agua 3: 5 gotas de bromo en agua 6: 5 gotas de yodo en agua 4) Agite fuertemente cada tubo y observe el color de la capa orgánica. Compare con los tubos

patrones.

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5) Agregue a los anteriores tubos de ensayo, en el orden respectivo, 1 ml de una disolución

acuosa 0,1 mol/l de:

1: Yoduro de sodio 2: Bromuro de sodio 3: Yoduro de sodio 4: Cloruro de sodio 5: Bromuro de sodio 6: Cloruro de sodio

6) Agite fuertemente y observe de nuevo el color de la capa orgánica. 7) Compare el color de la capa orgánica de cada tubo con los colores de los tubos. Complete el

cuadro 2 de su informe. 8) Las disoluciones de halógenos deben desecharse en los recipientes identificados como

desechos de bromo y desechos de yodo, que se encuentran en la pila. Tenga la precaución de desechar cada disolución en el recipiente correspondiente. Lave y devuelva los tubos.

9) Una vez que completó la información de los cuadros 1 y 2, solicite a su profesor(a) una

disolución incógnita para su identificación.

9.1 Anote el código de su incógnita. 9.2 Seleccione de los reactivos que se encuentran en su mesa de trabajo, el adecuado para

identificar su incógnita y realice la prueba. 9.3 Complete el cuadro 3 de su informe.

10) Concluido el análisis de la incógnita, deseche el contenido de los tubos en los que realizó las

pruebas, en los recipientes identificados como desechos de bromo, cloro, yodo y residuos de incógnita.

11) Lave el equipo y devuélvalo al asistente. 12) Complete el cuadro de resultados y realice la discusión de su informe y de su incógnita.

Prácticas de Laboratorio I-12

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