Manual de Actividades Experimentales de Química MELLIZO

Manual de activid acti vidades ades experim expe rimental entales es Quími Q uímica ca

Raúl Salgado Labrada Las Tunas 2013

Cuando un profesor hace una buena actividad experimental, simplemente intenta incitar a la Química a revelar sus secretos, sencillos y espectaculares, ante la mirada escudriñadora de sus alumnos.

Tabla de contenido INTRODUCCIÓN ................................................................................................................................ ..................................................................................... ................................................ ..... 1 Tipos de actividades experimentales en la enseñanza de la Química....................................................... 3 I) LAS SUSTANCIAS SUSTAN CIAS QUÍMICAS ............................................ ........................................................................................... ................................................................. .................. 6 Actividad experimen ex perimental tal 1.1. Las propiedades de las sustancias ........................................................... 6 Actividad experimen ex perimental tal 1.2. Las sustancias puras y las mezclas .......................................................... 7 Actividad experimen ex perimental tal 1.3. Separación de lo lo s componentes de una mezcla m ezcla por decantación ............ 8 Actividad experimen ex perimental tal 1.4. Separación de lo lo s componentes de una mezcla m ezcla por filtrac filtración ión............... ............... 11 Actividad experimen ex perimental tal 1.5. Separación de los componentes component es de una mezcla por vaporización ......... 11 Actividad experimen ex perimental tal 1.6. Purificación Purificación de la sal de cocina. co cina......................................... ............................................................ .................... 12 II) LOS LOS NO N O METALES METALES Y SUS PRINCIPALES COMPUESTOS................................ C OMPUESTOS......................................................... ......................... 14 Actividad experimen ex perimental tal 2.1. Muestrario de algunos no metales comunes .......................................... 14 Actividad experimen ex perimental tal 2.2. Reacción Reacción del d el octazufre con el cobre ...................................................... .......................................... ............ 17 Actividad experimen ex perimental tal 2.3. Reacción Reacción de d e un no metal con un metal met al .................................................. 19 Actividad experimen ex perimental tal 2.4. Acción del dicloro dicloro sobre sob re bromuros y yoduros ....................................... 20 Actividad experimen ex perimental tal 2.5. Obtención de din din itrógeno a partir del aire ............................................ 21 Actividad experimen ex perimental tal 2.6. Obtención del NH 3 ................................................ ................................................................................. ................................. 22 Actividad experimen ex perimental tal 2.7. Detección del N H 3 y su basicidad.......................................................... 24 Actividad experimen ex perimental tal 2.8. Solubilidad del N H 3 en agua.................................................................. 26 Actividad experimen ex perimental tal 2.9. Reacción Reacción entre el NH 3(g) y el HCl(g) .................................................... 26 Actividad experimen ex perimental tal 2.10. Reacción Reacción de d e las disoluciones de NH 3 con las sales ............................. 27 Actividad experimen ex perimental tal 2.11. Obtención y propiedades del O2(g)...................................................... 28 Actividad experimen ex perimental tal 2.12. Obtención y propiedades del H 2(g)...................................................... 32 Actividad experimen ex perimental tal 2.13. Obtención del Cl 2. ............................................... ................................................................................ ................................. 34 Actividad experimen ex perimental tal 2.14. Reacción Reacción del d el Cl 2 con los metales ......................................................... 35 Actividad experimen ex perimental tal 2.15. Obtención del HCl(g HCl(g ) ........................................................................... ........................................ ................................... 36 Actividad experimen ex perimental tal 2.16. El surtidor de ácido ácido clorhídrico......................................................... clorhídrico......... .................................................... 38 Actividad experimen ex perimental tal 2.17. Propiedades ácidas y oxidantes del H 2SO4 frente frent e a los metales met ales ......... 39 Actividad experimen ex perimental tal 2.18. Propiedades deshidratantes del H 2 SO4................................................ 41 Actividad experimen ex perimental tal 2.19. Obtención del HNO3 ............................................................................ 42 Actividad experimen ex perimental tal 2.20. Propiedades oxidantes del HNO3 ........................................................ 44 Actividad experimen ex perimental tal 2.21. Reaccion Reacciones es del HNO3 con algunos compuestos orgánicos.................. 45 III) LOS METALES Y SUS PRINCIPALES PRINCIPALE S COMPUESTOS .................................................................. ....................................... ........................... 46 Actividad experimen ex perimental tal 3.1. Muestrario de algunos metales y aleaciones comunes .......................... 46 Actividad experimen ex perimental tal 3.2. Propiedades mecánicas de los metales ............................................. .................................................. ..... 48 Actividad experimen ex perimental tal 3.3. Reactividad de los metales ..................................................................... .......................................... ........................... 50 Actividad experimen ex perimental tal 3.4. Reacción Reacción d el magnesio con el dioxígeno diox ígeno del aire aire ................................. 51 Actividad experimen ex perimental tal 3.5. Reacción Reacción entre las disoluciones ác idas y lo lo s metales............................ metales ............................ 53 2+ Actividad experimen ex perimental tal 3.6. Identificación en la la llama llama de los iones Ca , Cu2+ , Ba2+ y Sr 2+ ........... 55 Actividad Activ idad experimental 3.7. Anfoterismo del aluminio aluminio .............................................. ....................................................................... ......................... 55 Actividad experimen ex perimental tal 3.8. Anfoterismo Anfot erismo del hidróxido hidróxido de aluminio............................................. aluminio .................................................. ..... 56 Actividad ex perimental perimental 3.9. Obtención del cobre metálico por reducción de su óxido ..................... 57 Actividad experimen ex perimental tal 3.10. Reacción Reacción del d el alum alumini inioo con el e l diyodo diyodo ................................................... ................................................ ... 58 Actividad experimen ex perimental tal 3.11. Obtención del NaOH ............................................................................ ......................................... ................................... 60 Actividad experimen ex perimental tal 3.12. Corrosión del hierro ............................................................................ ................................................... ......................... 61 IV) EL AGUA AGU A Y LAS DISOLUCIONES DISOLUCIONES .................................................................................................. ................................................................ .................................. 63

Actividad experimental 4.1. Las disoluciones acuosas y las reacciones químicas ............................. 63 Actividad experimental 4.2. Estudio de los sistemas dispersos .......................................................... 65 Actividad experimental 4.3. Determinación cualitativa de la polaridad del agua. ............................ 66 Actividad experimental 4.4. Preparación de una disolución .............................................................. 67 Actividad experimental 4.5. Factores que influyen en la velocidad de disolución de un sólido en agua ..................................................................................................................................................... 68 Actividad experimental 4.6. Solubilidad de sólidos en distintos disolventes ...................................... 70 Actividad experimental 4.7. Solubilidad de distintos sólidos en agua a tem peratura ambiente ........ 73 Actividad experimental 4.8. Solubilidad de los gases ......................................................................... 74 Actividad experimental 4.9. Cambios energéticos en el proceso de d isolución ................................. 75 Actividad experimental 4.10. Preparación de una disolución saturada. ............................................ 76 Actividad experimental 4.11. Preparación de una disolución sobresaturada. ................................... 78 Actividad experimental 4.12. Preparación de una disolución de determinada concentración másica. ............................................................................................................................................................. 79 Actividad experimental 4.13. Preparación de una disolución al tanto por ciento en masa de soluto 82 Actividad experimental 4.14. Determinación de la dureza del agua .................................................. 84 Actividad experimental 4.15. Ablandamiento del agua con zeolita .................................................... 86 Actividad experimental 4.16. Reacción entre el agua y el óxido de calcio......................................... 87 V) LAS REACCIONES QUÍMICAS......................................................................................................... 88 Actividad experimental 5.1. Cambio físico Vs. cambio químico......................................................... 88 Actividad experimental 5.2. Algunas manifestaciones de las reacciones químicas ............................ 89 Actividad experimental 5.3. Ley de conservación de la masa ............................................................ 90 VII) CINÉTICA QUÍMICA ...................................................................................................................... 92 Actividad experimental 7.1. Influencia de la temperatura en la velocidad de reacción química ....... 92 Actividad experimental 7.2. Influencia de la concentración en la velocidad de reacción química .... 94 Actividad experimental 7.3. Influencia de la superficie de contacto en la velocidad de reacción química ................................................................................................................................................ 95 Actividad experimental 7.4. Influencia de los catalizadores en la velocidad de reacción química ... 97 VI) TERMOQUÍMICA............................................................................................................................. 99 Actividad experimental 6.1. Reacciones exotérmicas y endotérmicas................................................ 99 Actividad experimental 6.2. Determinación del calor de combustión del etanol ............................. 101 VIII) EQUILIBRIO QUÍMICO.............................................................................................................. 104 Actividad experimental 8.1. Disoluciones electrolíticas y no electrolíticas ..................................... 104 Actividad experimental 8.2. Efecto de la dilución sobre la disociación iónica ................................ 106 Nota: otra variante consiste en comprobar la intensidad de la luminosidad del bombillo del equipo de conductividad en la disolución más concentrada, e ir añadiendo agua para comprobar cómo aumenta la intensidad de la luminosidad del bombillo al diluir la disolución................................. 107 Actividad experimental 8.3. Reacciones iónicas entre electrólitos. Reacción de neutralización ..... 107 Actividad experimental 8.4. Determinación del pH con el papel indicador universal ..................... 109 Actividad experimental 8.5. Preparación de indicadores caseros.................................................... 111 Actividad experimental 8.6. Determinación del pH de una disolución por el método colorimétrico ........................................................................................................................................................... 112 Actividad experimental 8.7. Equilibrio químico entre los iones cromato y dicromato .................... 114 Actividad experimental 8.8. Equilibrio químico entre el N 2O4(g) y el NO2(g) ................................. 116 Actividad experimental 8.9. Efecto del ion común........................................................................... 118 Actividad experimental 8.10. Disoluciones reguladoras del pH ...................................................... 119

Actividad experimental 8.11. Hidrólisis salina ................................................................................. 120 Actividad experimental 8.12. Aplicaciones de la Kps ....................................................................... 122 IX) ELECTROQUÍMICA....................................................................................................................... 124 Actividad experimental 9.1. Reducción del ion cobre (II) por el cinc. ............................................. 124 Actividad experimental 9.2. Propiedades reductoras del KI ............................................................ 126 Actividad experimental 9.3. Propiedades reductoras del NH 4OH.................................................... 127 Actividad experimental 9.4. Propiedades oxidantes del ion permanganato por el ion cloruro. ...... 128 Actividad experimental 9.5. La pila electroquímica Zn/Cu .............................................................. 129 Actividad experimental 9.6. La pila electroquímica Zn/H 2 ............................................................... 133 Actividad experimental 9.7. Una pila singular ................................................................................. 135 Actividad experimental 9.8. La pila seca .......................................................................................... 136 Actividad experimental 9.9. El acumulador de plomo ...................................................................... 137 Actividad experimental 9.10. Electrólisis de una disolución diluida de NaCl ................................. 139 Actividad experimental 9.11. Electrólisis de una disolución concentrada de NaCl ......................... 142 Actividad experimental 9.12. Electrólisis de una disolución concentrada de KI ............................. 143 X) QUÍMICA ORGÁNICA .................................................................................................................... 145 Actividad experimental 10.1. Determinación del C, H, N y Cl en compuestos orgánicos ............... 145 Actividad experimental 10.2. Propiedades generales de los compuestos orgánicos ........................ 148 Actividad experimental 10.3. Propiedades generales de los alcanos ............................................... 151 Actividad experimental 10.4. Obtención y propiedades del CH 4...................................................... 153 Actividad experimental 10.5. Obtención del CH 2=CH 2.................................................................... 154 Actividad experimental 10.6. Propiedades del CH 2=CH 2 ................................................................ 155 Actividad experimental 10.7. Obtención del CH ≡CH ...................................................................... 156 Actividad ex perimental 10.8. Propiedades del CH≡CH ................................................................... 157 Actividad experimental 10.9. Obtención y propiedades del benceno ............................................... 159 Actividad experimental 10.10. Comparación de las propiedades físicas del metanol y el etanol ... 160 Actividad experimental 10.11. Oxidación del etanol con mezcla crómica ....................................... 161 Actividad experimental 10.12. Reacciones de oxidación de aldehídos............................................. 162 Actividad experimental 10.13. Propiedades de la propanona .......................................................... 164 Actividad experimental 10.14. Obtención del CH 3 COOH ................................................................ 166 Actividad experimental 10.15. Obtención de la aspirina.................................................................. 166 Actividad experimental 10.16. Reacción de la glucosa frente a los reactivos de Fehling y Tollens 167 Actividad experimental 10.17. Obtención de jabón .......................................................................... 168 Actividad experimental 10.18. Ensayos característicos de algunas proteínas ................................. 170 XI) APÉNDICE ..................................................................................................................................... 173 11.1. Útiles más frecuentes en el laboratorio escolar....................................................................... 173 11.2. Orientaciones generales para el trabajo en el laboratorio escolar ........................................ 184 11.3. Medidas generales de precaución durante la manipulación de sustancias químicas ............. 189 11.4. Reactivos e indicadores comunes. Su preparación .................................................................. 191 11.5. Tabla periódica de 18 columnas .............................................................................................. 196 11.6. Serie de actividad de los metales ............................................................................................. 198 11.7. Tabla de solubilidad de algunos compuestos en agua ............................................................. 199 11.8. Algunos valores relacionados con el Sistema Internacional de Unidades y el Sistema Métrico Decimal ............................................................................................................................................. 200 11.9. Reactivos químicos alternativos de fácil adquisición .............................................................. 206

11.10. Inventario de reactivos químicos utilizados en la ejecución de las actividades experimentales descritas en este manual ................................................................................................................... 208 Bibliografía ....................................................................................................................................... 211

Manual de actividades experimentales de Química

INTRODUCCIÓN Profesor, este libro que ahora sostiene en sus manos constituye la materialización de un viejo proyecto, largamente acariciado por el autor en función de perfeccionar el proceso de enseñanzaaprendizaje de la disciplina Química y reivindicar su carácter de ciencia teórico-experimental. Va destinado, principalmente, al joven profesor, a ese que con mucho compromiso por su profesión y con muchas dudas, emprende la labor docente. La obra comienza con una breve explicación de la naturaleza y objetivos de los diferentes tipos de actividades experimentales (demostraciones, experimentos y prácticas de laboratorio) que suelen emplearse durante las clases de Química, y se destaca la estructura didáctico-metodológica de cada una de ellas. Después se proponen más de cien actividades experimentales, que a juicio de este autor, son las que más se adaptan al contenido de los programas de estudio, desde octav o hasta el duodécimo grado (incluso aplicable a otras educaciones), a la vez que se realiza algún comentario en forma de apuntes sobre el contenido que se aborda en cada actividad experimental. Finalmente se ofrecen, a manera de apéndices, cuestiones que no pueden faltar en cualquier libro de esta naturaleza: útiles más frecuentes del laboratorio; orientaciones generales para el trabajo en el laboratorio escolar y la manipulación de sustancias químicas; preparación de reactivos e indicadores comunes; reactivos químicos alternativos de fácil adquisición; algunos valores relacionados con el Sistema Internacional de Unidades y el Métrico Decimal, además de algunas tablas, como la periódica, la de solubilidad, la de potenciales estándar de reducción y la serie de actividad de los metales. Profesor, con estas premisas, Ud. puede ir habilitando el laboratorio escolar con los nuevos útiles y reactivos asignados a cada escuela, mas debo advertir que puede ocurrir que se agoten, entonces, habrá que buscarlos sin desmayo, recolectando aquellos materiales que se encuentran en el hogar y en diferentes lugares, y que solo un químico conoce de su valor potencial como reactivos químicos, tales como: alambres de diferentes metales, cubiertas de cinc o el dióxido de manganeso (IV) de pilas viejas, la lejía, el salfumante, la cáscara de huevo, el grafito de los lápices y, un sinfín de materiales más que harían infinito su inventario; pero no aplace el comenzar a demostrar a sus alumnos la química desde una dimensión teórico-experimental, pues es mejor demostrar una vez, que narrar mil veces. Como notará más adelante, las actividades experimentales están ordenadas, según los capítulos tradicionales abordados en el estudio de la Química general descriptiva y sobre la base de las dos directrices generales de la enseñanza de la disciplina: las sustancias y las reacciones químicas, comprendidas en: metales, no metales, el agua, las disoluciones, cinética, termoquímica, electroquímica y nociones de química orgánica. Independientemente de la complejidad instrumental u operacional, sería bueno que ejecutara el mayor número posible de actividades experimentales, ya sea en clase, en entrenamiento de concurso, en el debate profesional o de manera personal, solo así se llega a conocer profundamente tan apasionante arista de nuestra ciencia. Otro aspecto que se aborda en la obra está relacionado con la descripción de la técnica operatoria para llevar a cabo con éxito las operaciones fundamentales de cada actividad experimental, junto con un boceto del aparato o el equipo y, sobre todo, los contenedores donde ocurren las reacciones químicas y otros útiles (tubos de ensayo, vasos de precipitado, erlenmeyer, cristalizadora, gotero, probetas, etc.) para que el profesor tenga un referente de cómo armar la actividad, mas le debo Raúl A. Salgado Labrada

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advertir que en la mayoría de los casos se obvian útiles, tales como soporte universal, pinzas, rejilla amiantada, etc., por problemas de edición del libro y porque va dirigido a profesores con determinada competencia para darse cuenta de que en ellos “falta algo”. Cada uno de los pasos en la técnica operatoria tiene su justificación teórica, avalada por muchos años de práctica científica y pedagógica en casi todos los rincones del mundo. Es probable que muchas actividades experimentales le resulten atractivas y espectaculares de por sí, que sea muy interesante la sencilla acción de ver lo que pasa; entonces, le sucederá lo mismo al alumno, incluso puede llegar a envolverlo en el cautivante mundo de la química. No se trata de una antojadiza pretensión, sino del cumplimiento de una juiciosa postura en el proceso del conocimiento del mundo que nos rodea; así, mediante la explicación que precede a cada actividad experimental se podrán conocer las leyes de la química que rigen las transformaciones observadas, la relación del hecho químico con otros fenómenos que ya conozca, tanto en teoría como en la práctica, la respuesta a muchos porqués que ya les preocuparán a los alumnos y, además, la utilidad en el hogar y la economía encontrada para muchos efectos que se analicen. Si todo esto ocurre, entonces se habrán cumplido los objetivos propuestos al asumir esta obra. Le transmito la experiencia acumulada y le exhorto a que se estudie detenidamente, cada operación para que, desde la primera vez que la realice, lo haga bien, cuidando así su integridad y la de los alumnos y el éxito de la actividad experimental que se lleve a cabo. Hace tiempo leí, no sé dó nde, la aserción de un pedagogo cuando sentenció:”Hay dos momentos en la vida de un profesor en que se siente con mayor fuerza el no saberlo todo: el primero, cuando entra por primera vez en un aula a impartir sus primera clase; y el segundo, al sentarse a escribir un libro. Realmente los años de experiencia, el conocimiento acumulado sobre determinada materia y la disponibilidad de toda la bibliografía posible, se estrellan irreductiblemente contra el hecho de escribir un libro; pero es realmente confortante al terminarlo, saber que puede contribuir a la formación y el perfeccionamiento de otros profesores. Espero que si de alguna manera logran perfeccionar su labor docente, si cuando terminen de trabajar con él, sienten que ha despertado su interés por las actividades experimentales, me dispensarían el más anhelado de los estímulos posibles al mero fruto de tantas horas de trabajo, entonces, estaré recompensado. Siempre se ha dicho que perfectible es una palabra que parece haber sido creada para cualificar a toda obra humana; por supuesto, esta tampoco escapa a tal calificativo. El esfuerzo de preparación de este trabajo, ha contado con el auxilio de muchos colegas, con valiosas observaciones y aportación personal: ninguno la objetó; recomendaciones para su mejoramiento y ampliación, sí; señalamientos ante presumibles errores, también. Con estos elementos se trabajó y se actuó en consecuencia. Esto es lo que hace, según sus opiniones, que esta obra pueda ser puesta a disposición de los profesores de Química, sin importar el nivel y tipo de Educación, por cuanto, como material de consulta es válido para todos por igual. Soy deudor de una enorme gratitud por sus aportes y, continuo apoyo y aliento, en especial a la Dr.C. Yolanda Peña Acosta y al M.Sc. Oreste Landrove Ramírez. Raúl A. Salgado Labrada.

Raúl A. Salgado Labrada

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Tipos de actividades experimentales en la enseñanza de la Química La enseñanza de la Química es una de las más costosas en cualquier lugar del mundo por la cantidad de equipos, útiles y reactivos químicos que involucra, de ahí, la importancia de aprovechar al máximo las actividades experimentales en el proceso docente-educativo. Ellas sirven como un importante medio en la formación de una concepción científica del mundo, bajo la premisa de que: es mejor demostrar una vez, que narrar cien veces. Las actividades experimentales desempeñan un papel decisivo en determinados aspectos del proceso docente-educativo, ya que sirven: 1. como fuente del conocimientos de los fenómenos químicos; 2. como medio necesario y, en ocasiones único, para demostrar la validez o no de una hipótesis; 3. como uno de los recursos para la formación de hábitos y habilidades prácticas en el manejo de aparatos, equipos, útiles y reactivos químicos; 4. como vía para formar intereses en los alumnos hacia la química, desarrollando en este sentido, el carácter observador, la curiosidad y la iniciativa; 5. como técnica para fijar los conocimientos ya adquiridos. La Química es una ciencia teórico-experimental, la producción de las sustancias necesarias al hombre constituye una de las tareas fundamentales del quehacer humano, así como esencial es el papel que desempeña la industria química en la economía del país; por eso, en los programas de la disciplina están consideradas las actividades experimentales que, en dependencia de las circunstancias didácticas, metodológica y organizativas del contenido y el propósito del profesor, pueden diseñarse como demostraciones, experimentos de clase o como prácticas de laboratorio; ellas tienen un grupo de cualidades que las distinguen entre sí. Ellas son:

La demostración: es un experimento de corta duración que realiza el profesor o ejecutan uno o dos alumnos por encargo de aquel como parte de la clase, para acumular, en un plazo breve, el material empírico y hacer algunas generalizaciones; sin embargo, no brinda la posibilidad de enseñar a obtener independientemente los conocimientos, ni crear hábitos experimentales. Por estas razones, la misma se debe completar con los otros tipos de actividades experimentales. La demostración se emplea cuando: 1. los alumnos no dominan las técnicas operatorias y no conocen los aparatos y equipos; 2. no se dispone de la cantidad suficiente de aparatos, equipos, útiles y reactivos químicos; 3. se necesita ahorrar tiempo; 4. en correspondencia con las normas de seguridad, a los alumnos no se les pueden entregar determinados aparatos, equipos, útiles y reactivos químicos; 5. por sus características y poder conv incente, brinda posibilidades óptimas en el proceso de docenteeducativo. La didáctica de la demostración comprende los siguientes aspectos:


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1. explicación (ante, durante o al final de la demostración) del contenido de la clase, para hacer comprender o conocer a los alumnos lo relacionado con lo que se ha de demostrar (o se ha demostrado) experimentalmente; 2. presentación de los útiles y reactivos a utilizar y relacionar a los alumnos con los diversos medios con que cuenta el laboratorio químico escolar, de manera que aprendan sus características, usos y formas de manipularlos. 3. ejecución de la técnica operatoria y de las normas de seguridad a través del seguimiento de determinadas acciones, operaciones y cierto razonamiento, que conduce a la certeza sobre el hecho químico que se afirma teóricamente. 4. conclusiones para terminar de formar el conocimiento o idea que se llega como consecuencia de un razonamiento relacionado con la propia demostración realizada por el profesor.

El experimento de clase: es una actividad de corta duración, pero a diferencia de la demostración, esta lo ejecutan los alumnos por orden del profesor en el transcurso de una clase, sin perder el hilo de la exposición, empleando las técnicas más sencillas de la experimentación. El experimento de clase persigue desarrollar hábitos y habilidades en el manejo de aparatos, equipos, útiles y reactivos químicos, así como la comprobación de algunas cuestiones teóricas y el diseño de técnicas sencillas de laboratorio. No es una actividad docente esencialmente evaluativa. La didáctica del experimento de clase se asemeja mucho a la de la demostración, con la diferencia de que es ejecutada, básicamente, por los alumnos. Hoy día el experimento de clase no se emplea sistemáticamente en nuestras escuelas por razones económica,s ya que su ejecución implica el uso de más útiles y reactivos que una demostración; sin embargo, mantiene su vigencia metodológica. Siempre que se tengan a mano suficientes materiales, es oportuno realizar este tipo de actividad experimental.

La práctica de laboratorio: es una forma de trabajo práctico, se desarrolla como una tarea experimental que debe solucionar el alumno en el transcurso de una unidad o terminada esta; tiene una duración de 1 o 2 horas-clase. La práctica de laboratorio es una actividad docente eminentemente evaluativa dirigida a comprobar el desarrollo de hábitos y habilidades en el manejo de aparatos, equipos, útiles y reactivos químicos, así como cuestiones teóricas y del diseño de técnicas de laboratorio. La práctica de laboratorio, por lo general, se realiza de manera independiente, y sus objetivos fundamentales son los siguientes: 1. recapitular y profundizar los contenidos estudiados; 2. desarrollar el trabajo independiente; 3. desarrollar habilidades y hábitos prácticos; 4. familiarizar a los alumnos con algunos procedimientos experimentales de investigación. La didáctica de la práctica de laboratorio comprende los siguientes aspectos: I) Objetivo: define el trabajo que debe realizar el alumno para demostrar el hecho experimental. Se debe enunciar en infinitivo; por ejemplo: comprobar experimentalmente la influencia de la Raúl A. Salgado Labrada

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temperatura y la concentración en la velocidad de una reacción química; preparar una disolución al tanto por ciento en masa de soluto; determinar la constante de disociación iónica del ácido acético. II) Cuestionario previo: persigue comprobar el nivel de preparación teórica, que relacionado con la actividad experimental posee el alumno, lo que posibilita hacer las consideraciones previas del experimento o la práctica de laboratorio. III) Inventario de útiles y reactivos a utilizar: se hace mediante una lista de todo el material que se va a utilizar, la cantidad y las cualidades de estos. IV) Técnica operatoria: se describen las diferentes acciones y operaciones necesarias para dar cumplimiento a la actividad experimental; se enfatiza en todas las medidas organizativas y las normas de seguridad a fin de evitar accidentes. V) Conclusiones: como colofón de la actividad, permite llegar mediante la valoración y el razonamiento, al conocimiento o la idea más acabada acerca del asunto de la actividad experimental; se desarrolla también mediante tareas o preguntas que se le indican al alumno y se corrobora la hipótesis formulada. No se puede olvidar que tanto para los experimentos de clase como las prácticas de laboratorio se necesita que el profesor exija siempre el riguroso cumplimiento de las normas de seguridad, la preparación minuciosa y comprobación de la técnica operatoria, a fin de ev itar que al pasar por alto algún detalle, la actividad experimental fracase o se produzca algún accidente. Toda práctica de laboratorio requiere de un informe resumen del desarrollo de la actividad: el informe de esta (que se elabora después de concluida la actividad experimental), contiene los siguientes aspectos: 1. encabezamiento: título de la actividad experimental, nombre y apellidos de los integrantes del equipo de trabajo, grado, grupo y fecha; 2. objetivo: se declara en función de lo que se quiere demostrar, determinar, comprobar, etc., en la práctica de laboratorio; 3. respuestas al cuestionario previo y formulación de hipóyesis; 4. inventario de útiles y reactivos utilizados en la práctica de laboratorio; 5. descripción de la técnica operatoria; 6. registro de las principales observaciones realizadas durante la ejecución de la técnica operatoria de la práctica de laboratorio; 7. conclusiones: respuestas a las tareas y cuestiones indicadas para el resumen de la práctica de laboratorio. Es muy importante señalar que cualquiera de las actividades experimentales que se presentan, pueden ser habilitadas como demostración, experimento de clase o como práctica de laboratorio; ello solo requiere que el profesor le dé la estructura didáctico-metodológica y organizativa que la adecue para tal propósito, de esta manera nunca queda restringida la actividad a lo que se consigna en el libro de texto en materia de actividades experimentales, y potencia la libertad para que el docente escoja la más conveniente para los alumnos, para la clase y para él. Raúl A. Salgado Labrada

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I) LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS Actividad experimental 1.1. Las propiedades de las sustancias Apuntes sobre el contenido: Los objetos existentes en la naturaleza tienen variadas formas, tamaño, color, olor, sabor, densidad, temperatura de fusión y de ebullición, etc., son cuerpos físicos formados por diferentes sustancias químicas; así, por ejemplo, un conductor eléctrico está hecho del metal cobre, el creyón de un lápiz, de grafito. Esas sustancias químicas se pueden diferenciar por sus características propias, es decir, por sus propiedades. Cada sustancia, bajo las mismas condiciones, presenta propiedades constantes; por ejemplo, siempre a temperatura y presión estado ambiental (TPEA), el agua solidificará a 0ºC y ebullirá a 100 ºC. Las propiedades de las sustancias pueden ser generales: aquellas que son comunes a muchas sustancias; por ejemplo, el color, el olor, el sabor, entre otras. Existen cientos, miles de sustancias que son del mismo color, entonces, es necesario apoyarnos también en otras propiedades que son específicas de cada sustancia, como las temperaturas de fusión y de ebullición, la densidad, el calor específico; estas propiedades que permiten diferenciar unas sustancias de otras, porque son propias de cada una, se llaman propiedades específicas. También las propiedades se pueden clasificar en intensivas y extensivas; las propiedades intensivas son aquellas que no dependen de la cantidad de sustancia o del tamaño de un sistema, por lo que el valor permanece inalterable al subdividir el sistema inicial en varios subsistemas, por este motivo no son propiedades aditivas. Ejemplos de propiedades intensivas son: temperatura, velocidad, volumen específico, punto de fusión y de ebullición, densidad, viscosidad, dureza, solubilidad, etc.; en general todas aquellas que caracterizan a una sustancia, diferenciándola de otras. Por el contrario, las propiedades extensivas son aquellas que sí dependen de la cantidad de sustancia o del tamaño de un sistema, son magnitudes cuyo valor es proporcional al tamaño de este. Estas magnitudes pueden ser expresadas como la suma de las magnitudes de un conjunto de subsistemas que formen el sistema original. Ejemplo de propiedades extensivas son: masa, v olumen, peso, cantidad de sustancia, energía, entropía, entalpía, etc. Muchas magnitudes extensivas, como el volumen, la cantidad de calor o el peso, pueden conv ertirse en intensivas, dividiéndolas por la cantidad de sustancia, la masa o el volumen de la muestra, resultando en valores por unidad de sustancia, de masa, o de volumen respectivamente; por ejemplo, el volumen molar, el calor específico o el peso específico. Procedimiento para la actividad experimental:


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a) Exponga un muestrario de sustancias, tales como, hierro, cobre y queroseno, agua y etanol para que los alumnos observen el color y el estado de agregación. b) Vierta en un tubo de ensayo una cantidad de arena suficiente para que el tubo flote en el agua en posición vertical y mida en él, la profundidad alcanzada. c) Repita la operación anterior sumergiendo el mismo tubo de ensayo en alcohol y en una disolución de cñpruro de sodio. Observará que en el caso del alcohol, el tubo se sumerge más que en el agua, por ser un líquido menos denso que ella. En el caso del cloruro de sodio, se sumerge menos por ser una mezcla más densa que el agua (solo sirve de patrón de comparación). d) Deje caer en el agua al hierro, al cobre y al octazufre. Observará que los metales precipitan al fondo del recipiente porque son más densos que el agua, mientras que el queroseno flota en ella por serlo menor.

Actividad experimental 1.2. Las sustancias puras y las mezclas Apuntes sobre el contenido: En química hay una declaración de principio que establece que cuando nos referimos a sustancia, damos por hecho que se trata de sustancia pura, o sea, que no está contaminada con otras, siendo una de sus características presentar, en condiciones determinadas, propiedades constantes. A la presión de 100 kPa, el etanol posee temperatura de ebullición definida de 78,3ºC; el agua solidifica a 0ºC, estas propiedades del agua y del alcohol son constantes, es decir, cada vez que calentamos etanol bajo iguales condiciones, entrará en ebullición a los 78,3ºC y esta temperatura se mantendrá fija mientras dure la ebullición; exactamente se comprobará en el caso del agua que solidificará a 0ºC. La sustancia pura no se puede descomponer en otras mediante procedimientos físicos, tales como el calentamiento o la acción de un campo magnético. Es posible que se descomponga mediante procesos químicos; si ello es posible, entonces, se trata de una sustancia compuesta como el agua, el hidróxido de cobre (II), etc.; en caso contrario, se trata de una sustancia simple como el hierro, el octazufre, etc.; sin embargo, cotidianamente es muy difícil encontrar sustancias completamente puras, sino que se presentan junto a otras formando disímiles mezclas, variadas en composición cualitativa y cuantitativa. Literalmente todo cuanto nos rodea son mezclas: el aire, el agua de mar, de río, de lago, de pozo, etc., la tierra, el humo, la leche, la sangre y cientos y miles de “sustancias” con las cuales tropezamos a diario. A ello le sumamos que no siempre es posible distinguir a simple vista si una sustancia es pura o es una mezcla, ya que aparentemente puede ser homogénea, tal es el caso de la leche fresca, pero si la observamos en el microscopio podrán verse goticas muy pequeñas de grasa, suspendidas en una masa acuosa, o si la dejamos en reposo un tiempo prudencial, en su superficie flotará una capa de grasa, por lo que la leche también es una mezcla. Procedimiento para la actividad experimental:


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a) Deposite en los papeles A y B muestras de hierro y de octazufre respectivamente e indague con los alumnos sobre la textura (estado de agregación) y el color. b) Pase un imán sobre ellas. Observará que el imán atrae a las partículas de hierro depositadas sobre el papel, mientras el octazufre no. c) Mezcle en el papel C, un poquito de hierro con otro tanto de octazufre e indague con los alumnos sobre la textura (estado de agregación) y el color. d) Incite a un alumno que lo observe a través de una lupa. e) Pase un imán sobre la mezcla. Observará que este atrae a las partículas de hierro depositadas sobre el papel, mientras que del octazufre no.

Actividad experimental 1.3. Separación de los componentes de una mezcla por decantación Apuntes sobre el contenido: Los procesos de separación de los componentes de las mezclas han estado en la cotidianidad desde tiempos inmemoriales, ha sido parte de la labor doméstica e industrial de la humanidad; por ejemplo, el decantado ordinario del arroz para lavarlo, el simple colado del café o la leche en nuestros hogares, la destilación del alcohol o el lavado de arenas auríferas para obtener el oro, así como miles de acciones que de este tipo se realizan diariamente. Los métodos más comunes para separar los componentes de una mezcla son el filtrado, el decantado, la evaporación y la destilación, realizados por separado o combinados adecuadamente, tanto en el laboratorio químico como en el hogar y en la vida práctica. La filtración consiste en trasvasar un líquido a un recipiente, a través de un filtro, para separarlo de uno o más componentes sólidos de la mezcla. Siempre lo que se filtra es el líquido, pues es este quien se cuela por el filtro. Las aplicaciones de los procesos de filtración son muy extensas, encontrándose en muchos ámbitos de la actividad humana, tanto en la vida doméstica como de la industria general, donde son particularmente importantes aquellos procesos industriales que requieren de las técnicas físcas y químicas. La filtración se ha desarrollado tradicionalmente de forma empírica. La clasificación de los procesos de filtración y los equipos, es diversa, y en general, las categorías de clasificación no se excluyen unas de otras. La pluralidad de dispositivos de filtración o filtros es tan extensa como las variedades de materiales porosos disponibles como medios filtrantes y las condiciones particulares de cada aplicación: desde sencillos dispositivos, como los coladores domésticos de café, el papel de filtro, los embudos de filtración para separaciones de laboratorio, hasta grandes sistemas complejos de elevada automatización como los empleados en la industria petroquímica y de refinado para la recuperación de catalizadores de alto valor económico, o los sistemas de tratamientos de agua potable destinada al Raúl A. Salgado Labrada

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suministro a la población y la industria; todos bajo un mismo principio, la presencia de un sólido prácticamente insoluble (o en suspensión) en un líquido y un filtro que retenga al residuo (el sólido) y deje pasar al líquido (el filtrado). La decantación se realiza para separar el líquido de una mezcla, de otro sólido o líquido prácticamente insoluble en aquel y que transcurrido un tiempo relativamente breve se deposita en el fondo del recipiente, aprovechando la acción de la gravedad. Si un líquido contiene partículas de un sólido inalteradas en suspensión, se observa, en virtud de la acción de la gravedad, la caída de partículas hacia el fondo o la tendencia a flotar a la superficie en función de su densidad y diámetro. Normalmente el líquido queda en la parte de arriba, es llamado "sobrenadante" y la materia sólida que cae, "depósito". Un ejemplo cotidiano de proceso de sedimentación ocurre en nuestros hogares cuando se almacena agua en tanques, cisternas y otros contenedores. Solo basta con agitar el agua y la semdimentación se altera. Cuando se trata de la separación de dos líquidos no miscibles, como el agua y el aceite, se utiliza un embudo de decantación que consiste en un recipiente transparente provisto de una llave en su parte inferior. Al abrir la llave, pasa primero el líquido de mayor densidad y cuando este se ha agotado se impide el paso del otro líquido cerrando la llave. La superficie de separación entre ambos líquidos se observa en el tubo estrecho de goteo. La vaporización consiste en el paso de un líquido al estado gaseoso para separarlo de uno o más componentes sólidos de una mezcla. Hay dos tipos de vaporización: la ebullición y la evaporación; la vaporización por ebullición ocurre cuando el cambio de estado ocurre por aumento de la temperatura en el interior del líquido; el punto de ebullición es la temperatura a la cual un determinado líquido hierve (a una presión dada), y permanece constante mientras dure el proceso de cambio de estado; por ejemplo, el proceso de obtención de azúcar consiste en hervir el guarapo ya que tiene un 85% de agua, al vaporizarse un gran volumen de esta se obtiene un jarabe de color amarillo llamado meladura que posee alto porcentaje de azúcar disuelto. En la vaporización por evaporación, es el cambio de estado ocurre solamente en la superficie del líquido, y se produce a cualquier temperatura; por ejemplo, una de las etapas de obtención de la sal en las salinas consiste en dejar el agua de mar “al aire” para que por evaporación del agua quede la sal.

La destilación es un caso singular de vaporización, consiste en separar, mediante ebullición y condensación, los diferentes componentes líquidos, sólidos disueltos en líquidos o gases licuados de una mezcla, aprovechando los diferentes puntos de ebullición de cada una de las sustancias, ya que este es una propiedad intensiva de cada sustancia, es decir, no varía en función de la masa o el volumen, aunque sí en función de la presión. Existen diversas modalidades de destilación: simple, fraccionada, al vacío, por arrastre de vapor, etc., pero todas se basan en el mismo principio: la diferencia en los puntos de ebullición de las sustancias. La destilación tiene amplia aplicación en la industria de refinación del petróleo y de la obtención del etanol a partir de las mieles finales de la industria azucarera. Procedimiento para la actividad experimental: 1.3.1. Separación del líquido, de un sólido:


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a) Prepare con suficiente tiempo una mezcla con 100 ml de agua y 10 g de arena previamente lavada. b) Coloque la varilla de vidrio convenientemente para evitar desparramar el líquido fuera del vaso de precipitado colector. c) Separe el agua de la arena por decantación, tal como se representa en la figura anterior. 1.3.2. Separación de dos líquidos no miscibles:

a) Arme el aparato con los utensilios y aditamentos necesarios para la decantación. b) Prepare una mezcla con 30 ml de agua y 70 ml de queroseno. c) Deposite la mezcla, con suficiente tiempo, en el embudo de decantación para que queden visiblemente divididos ambos líquidos. d) Separe el agua del queroseno por decantación, abriendo la llave del embudo separador. e) Cuando se esté acercando la línea divisoria ente los dos líquidos, cierre la llave. Separe el vaso de precipitado con el agua. f) Coloque otro vaso de precipitado y abra la llave hasta que pase la parte de la división de los dos líquidos.Cierre de nuevo la llave. g) Coloque otro vaso de precipitado y abra la llave para que vierta el queroseno. Raúl A. Salgado Labrada

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Actividad experimental 1.4. Separación de los componentes de una mezcla por filtración Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes de la actividad experimental 1.2. La filtración es un método mecánico que se utiliza para separar un sólido suspendido (como un precipitado) del líquido en el que está flotando al hacerlos pasar a través de un medio poroso por el cual el líquido puede penetrar fácilmente. La filtración es un proceso básico en la industria química, también se emplea para fines tan diversos como la preparación de café, la clarificación del azúcar o el tratamiento de aguas residuales. El líquido a filtrar se denomina suspensión, el líquido que se filtra, el filtrado, y el material sólido que se deposita en el filtro se conoce como residuo o sedimento. En los procesos de filtración se emplean cuatro tipos de material filtrante: filtros granulares como arena o carbón triturado; láminas filtrantes de papel o filtros trenzados de tejidos y redes de alambre; filtros rígidos como los formados al quemar ladrillos o arcilla (barro) a baja temperatura, y filtros compuestos de membranas semipermeables o penetrables como el usado para la separación de sólidos dispersos mediante diálisis. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Arme el aparato con los utensilios y aditamentos necesarios para la filtración. b) Prepare una mezcla con 3 g de aserrín y 100 ml de agua. c) Coloque el papel de filtro en el embudo, de manera que su vértice penetre en el cuello de este último. d) Coloque apropiadamente el embudo, de forma tal que el vástago de este toque la pared del vaso de precipitado para evitar salpicaduras. Coloque la varilla de vidrio convenientemente para evitar derramar el líquido fuera del vaso de precipitado colector. e) Filtre la mezcla haciéndola deslizar por el vidrio agitador para evitar derramarla.

Actividad experimental 1.5. Separación de los componentes de una mezcla por vaporización Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes de la actividad experimental 1.2. Raúl A. Salgado Labrada

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La vaporización es un método físico que se lleva a cabo, fundamentalmente, para separar los componentes de una disolución, siempre y cuando, lo que se desea recoger es el soluto y este no se descomponga por la acción del calor. En la vaporización se produce un cambio de estado del disolvente, que pasa de líquido a gas. La vaporización se sustenta en las diferentes temperaturas de ebullición de las sustancias que constituyen la mezcla. La vaporización del líquido puede realizarse a temperatura ambiente, cuando esto ocurre se le llama evaporación y sucede en la superficie del líquido; es el método empleado para obtener la sal común en las salinas, bajo la acción del calentamiento solar; si la vaporización precisa de calentamiento intenso, entonces se produce la ebullición; ella se realiza cuando la temperatura de la totalidad del líquido iguala al punto de ebullición del líquido a una presión determinada. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Arme el aparato con los utensilios y aditamentos necesarios para la vaporación. b) Prepare una disolución con 7 g de NaCl disueltos en 25 ml de agua. c) Vierta la mezcla en una cápsula de porcelana. d) Caliente la cápsula y separe el agua del NaCl por vaporización. Tape la cápsula con un embudo invertido o un vidrio reloj cuando la mezcla comience a hervir para evitar salpicaduras y pérdida de sal. e) Remueva la mezcla con un agitador cada cierto tiempo. f) Continúe calentando hasta la eliminación total del agua.

Actividad experimental 1.6. Purificación de la sal de cocina. Apuntes sobre el contenido: Revise los apuntes sobre el contenido de las actividades de la 1.2 a la 1.5, pues la mezcla que se va a separar en este caso, necesita más de un método de separación de los vistos anteriormente. Sería conveniente preguntar primero a los alumnos los métodos que puede emplear para separar esta mezcla y utilizar un diálogo heurístico mientras realiza la demostración. Procedimiento para la actividad experimental: a) Prepare con suficiente tiempo una muestra de sal impura, mezclando NaCl y arena lavada. b) Deposite en una hoja de papel blanco dos porciones comparativas de sal pura y al lado sal impura. Raúl A. Salgado Labrada

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c) Observe cuidadosamente ambas muestras y advierta cuáles impurezas pueden ser separadas de la sal impura. d) Deposite en un vaso de precipitado un poco de sal impura y agregue agua a discreción. Mezcle con ayuda del agitador de vidri v idrio. o. Se observará un enturbiamiento ent urbiamiento de la disolución. disolución. e) Deje reposar la disolución para que se produzca la sedimentación sedimentación de la arena. 1.3.1. Decantación de la sal impura

a) Arme el aparato con los utensilios y aditamentos necesarios para la decantación. b) Coloque la varilla de vidrio convenientemente para evitar desparramar el líquido fuera del vaso de precipitado precipitado colector. c) Comience a decantar la parte líquida de la mezcla cuidando que no que se trasvase el sólido depositado en el fondo del recipiente. En la parte líquida de la mezcla está contenido el NaCl, todavía impuro. 1.3.2. Filtración de la sal impura

a) Arme el aparato aparat o con los utensilios utensilios y aditamentos necesarios para la filtración b) Coloque la varilla de vidrio convenientemente para evitar desparramar el líquido fuera del vaso de precipitado precipitado colector. Raúl A. Salgado Salgado Labrada Labrada

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c) Comience a filtrar la parte líquida de la mezcla. En el embudo debe haber la cantidad de líquido que no llegue nunca a más de medio centímetro del borde superior del filtro, este atrapará los sedimentos de arena que q ue aún quedan en la parte líquida líquida de la sal impura. Si el líquido filtrado resulta turbio, es necesario filtrarlo nuevamente hasta que se obtenga la disolución de NaCl. 1.3.3. Ev aporación de la disolución disolución

a) Arme el aparato con los utensilios y aditamentos necesarios para la vaporización b) Vierta en una cápsula de porcelana la disolución de NaCl que ha sido filtrada, y colóquela en un aro, sujeto a un soporte. c) Encienda el mechero, colóquelo debajo de la cápsula y tápela con un embudo invertido o un vidrio reloj para evitar que el líquido a evaporar no salpique durante la ebullición, con la consiguiente pérdida de sal. d) Remueva la mezcla con un agitador cada cierto tiempo. e) Continúe calentando hasta la eliminación eliminación total tota l del agua. f) Compare Com pare la sal obtenida con la muestra pura mostrada inicialmente inicialmente en la demostración.

II) LOS NO N O METALES Y SUS S US PRINCIPALE PR INCIPALES S COM CO MPUESTOS PUE STOS algunos no metales comunes Actividad Acti vidad experimental 2.1. Muestrario de algunos Apuntes sobre el contenido: cont enido: Los no metales se encuentran en la naturaleza formando compuestos llamados llamados minerales: sustancias naturales, homogéneas, de origen diverso, de composición química definida y que constituyen la corteza terrestre. Los no metales, de acuerdo con sus propiedades físicas, pueden ser a temperatura temper atura ambiente sólidos sólidos o gases, excepto except o el Br 2 que es líquido; son malos conductores de la electricidad y el calor; los sólidos son frágiles (se rompen fácilmente al golpearlos); golpearlos); no son dúctiles ni maleables, son poco solubles solubles en agua y generalmente generalmente no tienen brillo brillo metálico. metálico. Sus temperaturas de fusión son muy variadas, pueden ser muy m uy altas a ltas como com o el carbono (diamante) con 35530C (mayor que la del tungsteno con 34230C) y muy bajas como la del H 2 con – 259 2 590C (menor que la del Hg que tiene – 8 80C); entonces, los no metales met ales son

Raúl A. Salgado Salgado Labrada Labrada

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depositarios de las sustancias con la mayor y con la menor temperatura de fusión que hay en la naturaleza1. Sustancias no metáli met álicas cas sólidas sólidas2 (representan el 62,6%).

No metal 1 C 2 B 3 Si 4 As 5 Te 6 At 2 7 Se 8 S 8 9 I 2 10 P 4

Color Color

TF ( C)

negro negro gris gris metálico gris plateado gris metálico gris metálico amarillo amarillo gris viol v ioláceo áceo Blanco Blanco plateado

3550 2076 1414 614 449 302 221 115 83 44

Tipo Tipo de sustancia atómica atómica atómica atómica atómica molecular atómica molecular molecular molecular

Tipo enlace covalente covalente covalente covalente covalente cov alente covalente covalente cov alente covalente covalente covalente

Sustancia no metálica líquida líquida (representa el 6, 25%).

1

No metal Br 2

Color Color

TF ( C)

Marrón rojizo

83

Tipo Tipo de Tipo enlace sustancia molecular covalente

Sustancias no metálicas gaseosas (representan el 31,25%).

1 2 3 4 5

No metal Cl 2 N 2 F 2 O2 H 2

Color Color

TF ( C)

verde amarillo amarillo incoloro incoloro incoloro incoloro incoloro incoloro incoloro incoloro

- 102 - 210 - 220 - 223 - 259

Tipo Tipo de sustancia molecular molecular molecular molecular molecular

Tipo enlace covalente covalente covalente covalente covalente

Los no metales meta les no conducen la la corriente eléctrica, ex cepto el carbono en forma de grafito graf ito.. Estructura de los no metales met ales

1

La sustancia más dura que existe en la naturaleza es el diamante con un valor de 10 en la escala de Mohs, que tiene un

máxim áximo o de 10. La La d ureza ureza es la opos ición ición que ofrecen las su stan cias a la penetración, la abrasión, el rayado, rayado, la cortadura, cortadura, la la s deformaciones deformaciones permanentes permanentes , etc. También También pu ede definir definirse se como como la cantidad cantidad de en ergía que ella ella abs orbe antes de romperse romperse o deformarse. 2

De las sustancias simples de los elementos químicos estables, hasta hoy descubiertos, el 86% son metales, el 10% son gas es y el 4 % s on líquidos líquidos .


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1. Estructura atómica (B, (B, C, Si…). Si…). Los sólidos sólidos de redes no metálicas atómicas están formadas, exclusivamente, por átomos unidos entre sí por cortos y fuertes enlaces covalentes apolares en toda la extensión ext ensión de la red (no hay moléculas), moléculas), como ocurre con los átomos de C donde cada uno de ellos, a su vez, está unido a otros cuatro átomos, así el movimiento de los e - se restringe a una v ibración; ibración; por eso, generalmente no conducen la electricidad ni el calor. Para separar los átomos át omos fuertemente fuertem ente enlazados se necesita gran cantidad de energía; ello explica por qué tienen elevadas temperaturas temperat uras de fusión y ebullici ebullición, ón, además de su relativa dureza. 2. Estructura molecular (H 2 , O2 , P 4 , S 8…). Las sustancias moleculares con enlace covalente cov alente apolar se caracterizan por que las moléculas están unidas entre sí exclusivamente exclusivam ente por débiles débiles fuerzas 3 atractivas intermoleculares, llamadas fuerzas de Van der Waals . Como son fuerzas débiles, para romperlas, se necesita poca energía; esto explica por qué tienen bajas temperaturas de fusión y ebullici ebullición, ón, que sean de poca dureza y que sean gases o lquido lquido a temperatura tem peratura ambiente. Al A l igual que los sólidos sólidos de redes no metáli met álicas cas atómicas, las moléculas internamente están unidas por enlaces covalentes apolares, por lo que el movimiento de los e- también se restringe a una vibración; por eso, no conducen la electricidad ni el calor. Procedimiento para la actividad activ idad experimental: experiment al:

3

Las Las fuerzas fu erzas de Van Van der de r Waals (en honor ho nor al químico químico neerlandé s J. D. Van der Waals) Waa ls) es la fuerza atractiva atract iva o repu repu lsiva entre las moléculas oléculas (o ent re partes de una misma isma molécula). molécula). Son relativamente relativamente débiles débiles comparadas con los enlaces químicos químicos normales, pero juegan un rol fundamental en la formación de las diferentes redes atómicas y moleculares. Las fuerzas de Van d er Waals Waals tienen un componen componen te atractivo atractivo que, a su vez, cons iste de tres con tribuciones tribuciones dist intas: fuerz fuerzas as dipolo permanente -dipolo permanente (fuerzas (fuerzas de Keeso m o interaccione s dipolo-dipolo; fuerzas dipolo permanente-dipolo inducido (fuerz (fuerzas as de Debye) y fuerzas fuerzas dipolo inducido inducido ins tantán eo -dipolo -dipolo inducido (fuerzas (fuerzas de London).


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a) Tome ocho erlenmeyers pequeños y enumérelos del 1 al 8 y en ellos deposite muestras de carbono, octazufre, diyodo, dibromo, dicloro, dinitrógeno, dioxígeno y dihidrógeno respectivamente. Luego ciérrelos bien con la ayuda de los tapones. Ello va a permitir que los alumnos puedan observar que los no metales se presentan en la naturaleza en los tres estados físicos: sólidos (C, S 8 y I 2 ), líquido en el Br 2 y gases como el Cl 2 , N 2 , O2 y H 2 ; que tiene variados colores: negro, amarillo, violáceo, marrón-rojizo, verde-amarillo o incoloros como en el caso del N 2 , el O2 y el H 2.

1 2 3 4 5 6 7 8

Z 6 16 53 35 17 7 8 1

no metal carbono (C ) octazufre (S 8 ) diyodo (I 2 ) dibromo (Br 2 ) dicloro (Cl 2 ) dinitrógeno (N 2 ) dioxígeno (O2 ) dihidrógeno (H 2 )

apariencia negro amarillo violáceo marrón-rojizo verde-amarillo incoloro incoloro incoloro

Actividad experimental 2.2. Reacción del octazufre con el cobre Apuntes sobre el contenido: Los no metales apenas alcanzan el 15% de los elementos químicos que existen en la naturaleza, sin embargo, son tan activos químicamente que son capaces de reaccionar con todos los metales y con los propios no metales, razón por la cual existen millones de compuestos químicos. ¿Por qué esta versatilidad? Porque ellos se caterizan por tener 4, 5, 6 o 7 e - en el último nivel de energía; poseen relativamente altos valores de energía de ionización y electronegatividad. Esto hace que en sus compuestos, generalmente, presenten números de oxidación (+) o (-), en dependencia del átomo del elemento al que se unen, sea más o menos electronegativo, excepto el flúor, por ser el elemento más electronegativo que presenta en todos sus compuestos 1-. En el comportamiento de los no metales en sus diferentes reacciones químicas con los metales hay dos manifestaciones químicas de estos que son comunes a todos ellos: 1. Formación de aniones (-): debido a la relativa facilidad que tienen los no metales de ganar e- y originar iones (-). Esto significa que todas las reacciones en la que participan los no metales son redox. N 0 + n e = N n2. Los no metales actúan exclusivamente como oxidantes: debido a la tendencia única de los no metales a ganar e- , les hace comportarse como agentes oxidantes (AO), cuando reaccionan con los metales (y también con algunos no metales). 8 Cu0(s) + S 80 (g) = 8 Cu2+S 2- (s) SO SR AR AO


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A continuación se representan ejemplos de reacciones químicas de los no metales (S 8 y algunos halógenos) con otros metales. El S 8 y los halógenos (F 2 , Cl 2 , Br 2 , l 2 ) reaccionan con la mayoría de los metales, a TPEA, calentados o bajo ciertas condiciones. (Todas generan un solo producto). 1) 2Li (s) + Cl 2(g) = 2LiCl(s) 2) 2Na (s) + l 2(g) = 2Nal(s) 3) 2K (s) + Br 2(g) = 2KBr(s) 4) Ca (s) + Br 2(g) = CaBr 2 (s) 5) Mg (s) + Cl 2(g) = MgCl 2 (s) 6) Zn (s) + l 2(g) = Znl 2 (s) 7) Fe (s) + Cl 2 (g) = FeCl 2 (s) 8) 2Fe (s) +3Br 2(g) = 2FeBr 3 (s) 9) 16Li (s) + S 8(s) = 8Li2 S(s) 10) 16Na (s) + S 8 (s) = 8 Na2S(s) 11) 16K (s) + S 8(s) = 8K 2S(s) 12) 8Ca (s) + S 8(s) = 8CaS(s) 13) 8Mg (s) + S 8(s) = 8MgS(s) 14) 8Zn (s) + S 8(s) = 8ZnS(s) La definición de la función química4 sal binaria, desde el punto de vista de su composición, establece, que es aquella que está formado por un metal y un no metal, por lo tanto, sulfuros, nitruros, carburos y fosfuros lo son, pero es importante discurrir en algunos aspectos interesantes respecto al comportamiento químico de estas, frente a las sales binarias típicas: los haluros. Las sales binarias (MX n ) de los halógenos cuando se disuelven el agua, se disocian en sus respectivos iones, conforme a la ecuación general MX n + H 2O = M n+(ac) + nX 1- (ac); sin embargo, los sulfuros, nitruros, carburos y fosfuros, generalmente se hidrolizan frente al agua, dando como resultado un hidróxido metálico y un gas; por ejemplo: CaC 2(s) + 2 H 2O = Ca(OH)2 (ac) + C 2 H 2(g) Al 4C 3(s) + 12 H 2O = 4 Al(OH)3(ac) + 3 CH 4(g) Mg 3 N 2(s) + 6 H 2O = 3 Mg(OH)2(ac) + 2 NH 3(g) AlN(s) + 3 H 2 O = Al(OH)3(ac) + NH 3 (g) Ca3 P 2(s) + 6 H 2 O = 3 Ca(OH)2 (ac) + 2 PH 3(g) CaS(s) + 2 H 2 O = Ca(OH)2(ac) + H 2 S(g) Na2S(s) + 2 H 2O = 2 NaOH(ac) + H 2S(g) Procedimiento para la actividad experimental:

4

Fun ción qu ímica se define como el carácter químico const ante o el conjunto de p ropiedades qu ímicas generales afines q ue pos ee un g rupo d e su st ancias , las cuales t ienden a reac cionar de formas s emejantes.


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a) Coloque en una cápsula una mezcla con una cucharadita de cobre con dos de octazufre. Tenga en cuenta que al mezclar ambos reactivos no puede provocar mucha fricción, pues se produce una reacción triboquímica, aquella que se produce por fricción. b) Acomode un fósforo de manera que quede en forma vertical, haciendo de mecha incendiaria. c) Encienda el fósforo (cerilla) y espere a que ocurra la reacción, tenga cuidado que esta puede ocurrir súbita e inesperadamente. Observará rápidamente la formación de una masa negra, el CuS. Ecuación de la reacción: 8 Cu(s) + S 8 (s) = 8 CuS(s)

Actividad experimental 2.3. Reacción de un no metal con un metal Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes de la actividad experimental anterior. Procedimieto para la actividad experimental:

a) Deposite una cucharadita de peróxido de sodio, Na2 O2 en el fondo de un tubo de ensayo y colóquelo, de forma inclinada, en un soporte universal con la ayuda de nuez y pinza. b) Encienda el mechero de alcohol y flamee, sin fijar la llama, la parte del tubo de ensayo que contienen al Na2O2. c) Tome una astilla de madera y enciéndala por uno de sus extremos. Deje pasar unos segundos y luego apáguelo para que quede un punto de ignición. Aquí hay un alto contenido de carbono, eso explica la reacción entre el dioxígeno y este no metal. d) Introduzca la astilla de madera en el tubo de ensayo. El carbón arderá en el O2 con una llama brillante. e) Al frasco donde realizó la combustión, deposite un poquito de disolución de Ca(OH)2 (agua de cal) o de de Ba(OH)2 (agua de barita); la aparición de un precipitado (CaCO3 o BaCO3 ) confirmará la presencia de CO2 . Ecuaciones de las reacciones: 1. 2 Na2O2 = 2 Na2O (s) + O2 (g) 2. C(s) + O2(g) = CO2(g)

Δ H<0 Proporciona una atmósfera rica en O2 (g)

Δ H<0

3. Ca(OH)2(ac) + CO2(g) = CaCO3 (s) + H 2O Raúl A. Salgado Labrada

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Actividad experimental 2.4. Acción del dicloro sobre bromuros y yoduros Apuntes sobre el contenido: Los halógenos (F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , At 2 ) son no metales muy activos que pertenecen al grupo VII-A. El hecho de que pertenezcan a un mismo grupo indica que sus propiedades generales son similares; además, analizadas estas individualmente, varían de forma gradual a medida que aumenta el número atómico (Z). En este sentido, el conocimiento de las características generales de un elemento del grupo, permite predecir, con alguna certeza, las propiedades de los demás elementos del mismo De acuerdo con la ley periódica, veamos algunos de los datos más significativos planteados en el diflúor, el dibromo y el diyodo. Estas sustancias simples reaccionan con los metales, con las sales haloideas, y otras sustancias.; todos reaccionan con el H 2. La actividad del flúor al yodo también disminuye. También, de acuerdo con esta ley, se puede observar que un elemento desplaza de sus compuestos a otros menos activos que él. De acuerdo con esto, podemos hacer la siguiente pregunta: ¿Desplazará de sus compuestos un halógeno a otro, según sus actividades relativas? La respuesta se logra a través del análisis de la interacción entre los halógenos y sus compuestos en orden siguiente: a) dicloro con bromuros y yoduros; b) dibromo con yoduros; c) diyodo con bromuros. ¿Qué se observa al llevar a cabo estas reacciones? Las reacciones que se producen pueden representarse por las siguientes ecuaciones: 2 NaBr(ac) + Cl 2(g) = Br 2(l) + 2 NaCl(ac) 2 NaI(ac) + Cl 2 (g) = I 2(s) + 2 NaI(ac) 2 NaI(ac) + Br 2 (g) = I 2(s) + 2 NaBr(ac) 2 NaF(ac) + Cl 2(g) = no reaccionan. Este resultado, responde afirmativamente a la pregunta anterior: Un halógeno desplaza de sus halogenuros, cuando están en disolución, a otro halógeno menos activo que él. Además, prueba una vez más, que la actividad química de ellos disminuye con el aumento del número atómico Z. Los halógenos al reaccionar ganan e- , o sea, se reducen y oxidan a las sustancias con las que reaccionan y de las cuales toman los e-. Por esta razón, decimos también, que el poder oxidante de los halógenos disminuye del diflúor al diyodo, lo cual puede resumirse de la siguiente forma:

Procedimiento para la actividad experimental:


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a) Coloque en un tubo de ensayo una disolución de KBr y, en otro, una disolución de KI. b) Hágale pasar una corriente de dicloro, o en su defecto, añádale un poquito de agua de cloro (que se prepara haciendo burbujear sostenidamente Cl 2 en agua). Se observará en el primer tubo de ensayo una coloración amarillo-rojiza por la presencia del Br 2 , y en el segundo, una coloración amarillomarrón ocasionada por la presencia de I 2. c) Como ambas disoluciones resultantes tienen colores parecidos, estos halógenos se pueden distinguir mejor si se añade a ambos tubos un poquito de CCl 4 (o CS 2 ) para disolverlos; entonces se podrá apreciar la presencia de cada halógeno de un modo definido, ya que el disolvente toma coloración rojiza con el dibromo, y violácea con el diyodo. Ecuaciones de las reacciones: 2 KBr(ac) + Cl 2(g) = 2 KCl(ac) + Br 2(l) 2 KI(ac) + Cl 2(g) = 2 KCl(ac) + I 2(s)

Actividad experimental 2.5. Obtención de dinitrógeno a partir del aire Apuntes sobre el contenido: El dinitrógeno es una sustancia molecular simple no metálica. Es un gas a TPEA que constituye aproximadamente el 78% en volumen del aire. Es relativamente inerte, incoloro, inodoro e insípido. Su densidad es 1,25 g/ml, algo más pesado que el aire (1,18 g/ml (a 25 °C). El dinitrógeno forma moléculas gaseosas diatómicas, los dos átomos que la forman comparten tres pares de e- , con lo que cada átomo adquiere configuración de gas noble. La molécula puede representarse mediante la fórmula:

El N 2 es el componente principal de la atmósfera terrestre (78,1% en volumen) y se obtiene para usos industriales mediante la destilación fraccionada5 del aire líquido.

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La d est ilación fraccionada es un proceso físico u tilizado en química para s eparar mezclas (generalmente homogéneas) de líquidos con un amplio intercambio de calor y de masa entre los vapores y los líquidos. Se emplea cuando es necesario


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En el laboratorio se pueden obtener pequeñas cantidades de N 2 puro, descomponiendo con cuidado, y bajo los efectos del calor, el nitrito de amonio, NH 4 NO2. calor NH 4 NO2 = N 2(g) + 2 H 2O También puede obtenerse fácilmente en el laboratorio pequeñas cantidades de este gas (impuro) a partir del aire mediante la combustión del O2 del aire contenido en un recipiente, dispuesto de forma conveniente en una vasija con agua. El N 2 tiene amplia aplicación comercial en la obtención de NH 3 por el proceso Haber; se emplea con posterioridad en la fabricación de fertilizantes y HNO3 a gran escala. También se usa, por su baja reactividad, como atmósfera inerte en tanques de almacenamiento de líquidos explosivos, durante la fabricación de componentes electrónicos y del acero inoxidable. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Tome una cristalizadota y v ierta agua hasta completar una tercera parte del recipiente. b) Sobre el agua coloque un fósforo, previamente insertado en una rodaja de corcho para que este flote. c) Encienda el fósforo y coloque sobre este, un vaso de precipitado invertido, de modo que su borde quede apoyado en el fondo del recipiente. Se observará que el agua sube dentro del vaso de precipitado hasta aproximadamente una 1/5 parte de su volumen, como resultado de la disminución de la presión en su interior al ser consumido el O 2 durante la combustión. En el interior del recipiente queda principalmente N 2 , mezclado con pequeñas cantidades de otros gases del aire y de algunos productos de la combustión del fósforo. d) Aleje cuidadosamente el vaso deprecipitado tratando de conservar el gas interior e introduzca otro fósforo encendido y comprobará que no hay O2.

Actividad experimental 2.6. Obtención del NH 3 Apuntes sobre el contenido: El NH 3 es un gas de olor picante, incoloro y muy soluble en agua. Una disolución acuosa saturada contiene un 45% en masa de amoníaco a 0 °C, y un 30% a temperatura ambiente. Disuelto en agua, el amoníaco se convierte en hidróxido de amonio, NH 4OH que tiene un marcado carácter básico y similar en su comportamiento químico a los hidróxidos de los metales alcalinos. sep arar sus tancias con temperaturas de eb ullición diferentes , pero cercanos entre sí. Algunos de los ejemplos más comunes so n el petróleo, la producción de e tanol y la obtención d e dinitrógeno o dioxígeno, po r citar ejemplos.


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Industrialmente el NH 3 se obtiene exclusivamente por el método denominado “ proceso Haber ” , que consiste en la reacción directa entre el N 2 y el H 2 gaseosos. N 2(g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g)

Δ Hº = -46,2 kJ/mol

Es una reacción muy lenta, puesto que tiene una elevada energía de activación, consecuencia de la estabilidad del N 2. Esto se resuelve utilizando un catalizador de óxido de hierro (III) que se reduce a hierro en una atmósfera de H 2 y aumentando la presión, ya que esto favorece la formación del producto. Aunque termodinámicamente la reacción es mejor a bajas temperaturas, esta síntesis se realiza a altas temperaturas para favorecer la energía cinética de las moléculas y aumentar así la velocidad de reacción. Además, se va retirando el amoníaco a medida que se va produciendo para favorecer todavía más la síntesis de productos. En el laboratorio, el método más convincente para obtener el NH 3 se basa en la reacción de una sal de amonio con una base fuerte, por ejemplo: 2 NH 4 Cl(s) + Ca(OH)2(ac) = CaCl 2 (ac) + 2 H 2 O + 2 NH 3(g) También puede obtenerse por acción del agua con algunos nitruros metálicos: Mg 3 N 2(s) + 6 H 2O = 3 Mg(OH)2(ac) + 2 NH 3(g) Procedimiento para la actividad experimental:

a) En un matraz se colocan 5 g de NH 4Cl y se añaden 15 ml de una disolución concentrada de NaOH. b) Se calienta suavemente para que comience a desprenderse un gas que enseguida se percibe el olor que delata la presencia del gas NH 3. c) Recoja el gas, invirtiendo el frasco colector (el tubo de ensayo). Llene varios recipientes y luego tápelos bien. d) Puede también comprobar la presencia del gas colocando una tira de papel de tornasol humedecida en la boca del recipiente. Observará que este se vuelve de color azul. Ecuación de la reacción: Raúl A. Salgado Labrada

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NH 4Cl(s) + NaOH(ac) = NaCl(ac) + H 2O + NH 3(g)

Actividad experimental 2.7. Detección del NH 3 y su basicidad Apuntes sobre el contenido: El amoníaco, NH 3 es gas de olor picante, incoloro, muy soluble en agua. Tiene una densidad de 0,73 g/ml. Una disolución acuosa saturada contiene un 45% en masa de amoníaco a 0 °C, y un 30% a temperatura ambiente. Disuelto en agua, el amoníaco se convierte en hidróxido de amonio, NH 4OH, de marcado carácter básico y similar en su comportamiento químico a los hidróxidos de los metales alcalinos. El amoníaco (NH 3 ) es el compuesto binario más importante del nitrógeno, ya que tiene múltiples aplicaciones. Es un compuesto covalente polar, en el cual cada átomo de nitrógeno comparte tres átomos de hidrógeno. La estructura de su molécula tiene cierta semejanza con la del agua y se puede representar de la siguiente forma:

Una de las propiedades químicas más acentuadas del NH 3 es su carácter básico. Ello se revela en su propia estructura: el par de e- sin compartir que posee; por ejemplo, al reaccionar con un ion H + (protón hidrógeno) forma el NH 4+ mediante un enlace covalente que recibe el nombre de enlace covalente coordinado, porque el par de e- compartidos proviene de un solo átomo, el del nitrógeno del NH 3. Luego entonces, el NH 3 acepta un protón H + y de acuerdo con la teoría ácido-base de Bronsted Lowry, es una base. Teoría que es también refrendada por Arrhenius al designar con los nombres de ácidos o bases a aquellas sustancias que se relacionan con las concentraciones de H + y OH respectivamente. Entonces, el NH 3 es una base porque acepta protones H + y porque en disolución acuosa aporta iones OH -.

El ion NH 4+ (o el NH 3 ) se puede identificar de varias formas. Entre otras son: 1. por su olor picante al desprenderse como amoníaco (es una propiedad organoléptica, aquella que se puede detectar directamente por los sentidos); 2. por su reacción alcalina al ponerse en contacto con un papel indicador de pH humedecido; Raúl A. Salgado Labrada

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3. por los humos blancos de NH 4Cl que forma cuando sus vapores se ponen en contacto con los de HCl(g) Procedimiento para la actividad experimental:

a) Tome un recipiente (debe ser preferentemente un erlenmeyer para crear mayor volumen de gas NH 3 desprendido) que contenga una disolución de amoníaco. Coloque una tira de papel de tornasol humedecida en la boca del recipiente. Observará que este se vuelve de color azul. b) Esta actividad experimental se puede hacer añadiendo unas gotas de fenolftaleína a un tubo de ensayo que contenga un poquito de disolución de amoníaco. Se observará que se enrojece, indicando la presencia de iones OH - , lo que demuestra que el NH 3 es una base, ya que como sabemos, al disolverse en agua aumenta la c(OH - ): NH 3(g) + H 2O

NH 4+(ac) + OH - (ac)

Otra vía de indagación:

a) Tome una pequeña cantidad de cloruro de amonio NH 4Cl y deposítelo en una cápsula de porcelana. b) Añada unas gotas de una disolución saturada (concentrada) de Ca(OH)2 . c) Caliente suavemente la cápsula. Se percibe el olor picante que caracteriza al amoníaco. d) Ecuación de la reacción: 2 NH 4 Cl(s) + Ca(OH)2 = CaCl 2 (s) + 2 H 2O(g) +2 NH 3(g) Raúl A. Salgado Labrada

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H 2O(g) + NH 3 (g) = NH 4OH(ac)

Actividad experimental 2.8. Solubilidad del NH 3 en agua. Apuntes sobre el contenido: La solubilidad del amoníaco en agua es una de las propiedades físicas más notable de esta sustancia; su solubilidad en agua es superior a la de todos los gases: un volumen de agua absorbe, a 0ºC, cerca de 1200 volúmenes de NH 3 (45% en masa) y cerca de 700 volúmenes del mismo a 20ºC, (30%). Como se observa la solubilidad disminuye con el aumento de la temperatura. La disolución concentrada de amoníaco común tiene, generalmente, una densidad de 0,91 g/ml y contiene un 25% en masa de NH 3. Procedimiento para la activ idad experimental:

En una cristalizadota vierta agua hasta la mitad de su capacidad y añada unas gotas de fenolftaleína. Introduzca en el agua un tubo de ensayo invertido (boca abajo) que contenga NH 3(g) y previamente tapado con una lámina de acetato, plástico o vidrio. Destape el tubo que contiene el NH 3 y observará que el agua sube a su interior al disolverse en el gas, al tiempo que la disolución se enrojece.

Actividad experimental 2.9. Reacción entre el NH 3(g) y el HCl(g) Apuntes sobre el contenido: El NH 3 es un compuesto químico muy activo, este carácter se manifiesta, fundamentalmente, en reacciones de tres tipos: de adición, de desplazamiento de hidrógeno y de oxidación. De estas las más importantes son las de adición. Por disolución del NH 3 en agua tiene lugar la formación del NH 4OH. H 2O(g) + NH 3(g)

NH 4OH(ac) (1)

En este compuesto, el ion NH 4+ desempeña el papel de metal monovalente. Por esto, la disolución electrolítica de NH 4OH tiene un carácter marcadamente básico: NH 4OH(ac)

NH 4+(ac) + OH -(ac) (2)

Sumando las ecuaciones 1 y 2 nos podemos hacer una idea general del equilibrio que hay en una disolución acuosa de NH 3: H 2O(g) + NH 3(g)


NH 4+(ac) + OH -(ac)

NH 4OH(ac)

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Debido al establecimiento de estos dos equilibrios, la disolución acuosa de amoníaco despide fuerte olor al mismo. Como esta disolución contiene relativamente poco iones OH - , el NH 4OH se considera una base débil (K = 2.10-5 ). La adición de ácidos desplazan los equilibrios que acabamos de citar, a la derecha por el efecto de combinación de los iones OH - , dando lugar a la formación de sales amoniacales; por ejemplo: HCl(g) + NH 3(g) = NH 4 Cl(s). H 2SO4 (l) + 2 NH 3(g) = (NH 4 )2SO4(s). HNO3(l) + NH 3(g) = NH 4 NO3(s). Tanto el ion NH 4+ como la mayoría de las sales son incoloras. Casi todos solubles en agua, y en las disoluciones se encuentran muy disociadas en sus respectivos iones. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Acerque un frasco con ácido clorhídrico concentrado (que estará desprendiendo vapores de HCl) a otro frasco que contenga NH 4OH concentrado (que también estará desprendiendo NH 3 ). Se observará la formación de una niebla blanca de pequeñas partículas de NH 4Cl(s).

Actividad experimental 2.10. Reacción de las disoluciones de NH 3 con las sales Apuntes sobre el contenido: El NH 3 es un compuesto químicamente activo, tiene propiedades reductoras y oxidantes, en dependencia de con quien reaccione; por ejemplo, oxida a los metales para dar el nitruro correspondiente, mientras que puede reducir a un óxido, como el de cobre (II) para producir cobre metálico. También las disoluciones amoniacales reaccionan con sales para formar otras sales amoniacales e hidróxidos insolubles. De hecho, ello constituye un método para la obtención de hidróxidos de este tipo. Estas no son reacciones redox. 3 NH 3 (g) + 3 H 2O + FeI 3(ac) = 3 NH 4 I(ac) + Fe(OH)3 (s) 2 NH 3 (g) + 2 H 2O + CoSO4 (ac) = (NH 4 )2SO4 (ac) + Co(OH)2(s) 2 NH 3 (g) + 2 H 2O + Ni(NO3 )2 (ac) = 2 NH 4 NO3 (ac) + Ni(OH)2 (s) Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. Salgado Labrada

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a) Rotule tres tubos de ensayo (1, 2 y 3) y deposite en cada uno de ellos, 3 ml de disoluciones de FeCl 3 , CuSO4 y NiSO4 , respectivamente. b) A cada tubo de ensayo añada varias gotas de disolución de amoníaco hasta observar la aparición de un precipitado pardo-rojizo en el tubo # 1; azul en el tubo # 2 y verde en el tubo # 3. Ecuaciones de las reacciones: Tubo # 1: 3 NH 3(g) + 3 H 2O + FeCl 3(ac) = 3 NH 4Cl(ac) + Fe(OH)3(s) Tubo # 2: 2 NH 3(g) + 2 H 2O + CuSO4 (ac) = (NH 4 )2SO4 (ac) + Cu(OH)2(s) Tubo # 3: 2 NH 3(g) + 2 H 2O + NiSO4 (ac) = (NH 4 )2SO4 (ac) + Ni(OH)2 (s)

Actividad experimental 2.11. Obtención y propiedades del O2 (g) Apuntes sobre el contenido: El dioxígeno (O2 ) es la sustancia más abundante en la Tierra, constituye el 21% en volumen que representa el 23 % en masa de la atmósfera, ocupa el 85,8% en masa de los océanos (el agua pura contiene un 88,8% de oxígeno) y el 46,7% en masa de la corteza terrestre como componente de la mayoría de las rocas y minerales. El O2 representa un 60% del cuerpo humano. Se encuentra en todos los tejidos vivos. Casi todas las plantas y animales, incluyendo los seres humanos, requieren dioxígeno, ya sea en estado libre o combinado, para mantenerse con vida. El dioxígeno a presión atmosférica, tiene un punto de ebullición de -182,96 °C y de fusión de -218.4 °C y, una densidad de 1,429 g/l a 0 °C. Es poco soluble en agua, bajo estas mismas condiciones 1 l de agua solo disuelve 30 ml de dioxígeno, por lo que puede recogerse por desplazamiento de la misma, sin pérdida apreciable. Este volumen que se disuelve es lo suficiente como para que los peces y las plantas acuáticas lo utilicen para su respiración. El O2 se obtiene en el laboratorio a partir de ciertas sales como el permanganato o clorato de potasio, el peróxido de bario o de sodio. Los métodos industriales más importantes para la obtención de dioxígeno son la electrólisis del agua y la destilación fraccionada de aire líquido. En este último método, se licúa el aire y se deja evaporar. En el aire líquido, el dinitrógeno es más volátil y se evapora antes, quedando el dioxígeno en estado líquido, luego este se almacena y se transporta en forma líquida o gaseosa. El dioxígeno tiene la capacidad de combinarse con muchos metales y no metales, dando lugar a reacciones que, por lo general van acompañados de calor y la formación del óxido correspondiente. Raúl A. Salgado Labrada

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Ejemplo de reacciones del dioxígeno con los metales: 1) 4 Me(s) + O2 (g) = 2 Me2O(s) (Me = metal alcalino). 2) 2 Mg(s) + O2(g) = 2 MgO(s) 3) 2 Ca(s) + O2(g) = 2 CaO(s) 4) 2 Ba(s) + O2 (g) = 2 BaO(s) 5) 2 Zn(s) + O2(g) = 2 ZnO(s) 6) 4 Al (s) + 3 O2(g) = 2 Al 2O3(s) 7) 4 Cu(s) + O2(g) = 2 Cu2 O(s) 8) 2 Cu(s) + O2(g) = 2 CuO(s) 9) 2 Fe (s) + O2(g) = 2 FeO(s) 10)4 Fe(s) + 3 O2 (g) = 2 Fe2O3(s) Ejemplo de reacciones del dioxígeno con los no metales: 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9.

O2(g) + 2 H 2(g) = 2 H 2O(g) 8 O2(g) + S 8(s) = 8 SO2(g) 12 O2(g) + S 8 (s) = 8 SO3(g) O2(g) + N 2(g) = 2 NO(g) O2(g) + 2 C(s) = 2 CO(g) O2(g) + C(s) = CO2(g) 5 O2 (g) + P 4 (s) = P 4O10 (s) (Es un dímero) O2(g) + 2 C(s) = 2 CO(g)

Procedimiento para la actividad experimental: 7.15.1. A partir de la descomposición térmica del KMnO4

a) Monte un aparato como el que anteriormente se representa, utilizando los aditamentos y accesorios necesarios. b) Coloque en el tubo de ensayo grande, KMnO4 hasta aproximadamente ¼ de su v olumen. c) Coloque una pequeña porción de algodón o lana de vidrio en la entrada del tubo de desprendimiento, para evitar que el O2 que se produce, arrastre partículas de KMnO4 , siempre cuidando que no obstruya demasiado la salida del gas. d) Eche agua en una cuba hasta un poco más de la mitad. Raúl A. Salgado Labrada

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e) Llene de agua cinco tubos de ensayo y tápelos con una placa de vidrio, acetato o plástico, colóquelos invertidos en la cuba, sin que queden burbujas de aire en su interior. Una vez aquí, retire la placa con que los tapó. f) Caliente suavemente el KMnO4 que está en el tubo de ensayo inicial. Deje escapar las burbujas de aire contenido en el interior del aparato. Introduzca en uno de los tubos de ensayo la salida del tubo de desprendimiento y recoja el O2 por desplazamiento de agua. g) Cuando el tubo de ensayo se llene totalmente de O 2 , tápelo bajo la superficie del agua, rétirelo de la cuba y colóquelo sobre una gradilla en posición normal y tapado. Llene de la misma forma los restantes tubos de ensayo. h) Cuando todos los tubos estén llenos de O2 , se retira primero el tubo de desprendimiento de la cuba y después suspenda el calor, para evitar que se produzca la reabsorción del agua al enfriarse el tubo de ensayo original. Ecuación de la reacción: calor

2 KMnO4(s) = K 2 MnO4(s) + MnO2(s) + O2(g) 7.15.2. A partir de la descomposición térmica del KClO3 o del Na2O2. Con el aparato y el procedimiento anterior, puede efectuar la reacción. Coloque una pequeña cantidad de mezcla de KClO3 y MnO2 como catalizador, en un tubo de ensayo. Caliéntelo suavemente. Siga los mismos pasos que la actividad experimental anterior. También puede hacerse con el Na2 O2 siguiendo los mismos procedimientos. Ecuaciones de la reacción: MnO 2 , calor

2KClO3(s) = 2 KCl(s) + 3 O2(g) calor

2 Na2O2(s) = 2 Na2O(s) + O2(g) (Ver la actividad experimental 2.3). 7.15.3. A partir de la descomposición del H 2O2


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a) Monte un aparato como el que anteriormente se representa, utilizando los aditamentos y asccesorios necesarios. b) Deposite en el fondo del erlenmeyer 3 o 4 g de MnO2(s) y llene el embudo separador con H 2O2 al 3%. c) Eche agua en una cuba hasta un poco más de la mitad. d) Llene de agua cinco tubos de ensayo y tápelos con una placa de vidrio, acetato o plástico, colóquelos invertidos en la cuba, sin que queden burbujas de aire en su interior. Una vez aquí, retire la placa con que los tapó. e) Deje caer poco a poco el agua oxigenada sobre el MnO2 (es el catalizador). Inmediatamente observará el desprendimiento de O2 (g). f) Deje escapar las burbujas de aire contenido en el interior del aparato. Introduzca en uno de los tubos de ensayo la salida del tubo de desprendimiento y recoja el O2 por desplazamiento de agua. g) Cuando el tubo de ensayo se llene totalmente de O 2 , tápelo bajo la superficie del agua, rétirelo de la cuba y colóquelo sobre una gradilla en posición normal y tapado. Llene de la misma forma los restantes tubos de ensayo. h) Deje finalizar la reacción. Ecuación de la reacción: MnO 2

2 H 2 O2(l) = 2 H 2O(l) + O2(g) 7.15.4. Propiedades del dioxígeno 7.15.4.1. Comburencia e identificación Introduzca en uno de los tubos de ensayo que contiene O2 una astilla de madera con un punto de ignición; si la llama se aviva, ello indica la presencia de O2. Raúl A. Salgado Labrada

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7.15.4.2. Color, olor y solubilidad Preguntar a los alumnos el color y la solubilidad de las sustancias; llamar a uno de ellos para que huela el contenido de uno de estos tubos de ensayo. La solubilidad se abordará por v ía indirecta, puede ser preguntando: ¿Por qué las plantas acuáticas y los peces pueden vivir en el agua? 7.15.4.3. Combustión con el carbono Repita el experimento anterior empleando un pedacito de carbón de madera. Al frasco donde efectuó la combustión añada 2 ml de disolución de Ca(OH) 2 o de Ba(OH)2. Esto servirá para comprobar la presencia de CO2 . Ecuación de la reacción: Ca(OH)2 (ac) + CO2(g) = CaCO3(s) + H 2O 7.15.4.4. Combustión del hierro Intoduzca en un frasco lleno de dioxígeno un pedacito de lana de acero (o un alambre fino), calentado previamente al rojo. Debe tenerse mucho cuidado, pues el Fe2O3 formado puede romper el tubo de ensayo; para evitar esto, no debe dejar que toque las paredes y colocar un poco de arena en el fondo del recipiente. 2 Fe(s) + 3 O2(g) = Fe2O3 (s)

Actividad experimental 2.12. Obtención y propiedades del H 2 (g) Apuntes sobre el contenido: Diferentes elementos químicos, combinados con el hidrógeno forman un sinnúmero de compuestos diferentes. El agua lo contiene en un 11% en masa y la arcilla, en un 1,5%. Este elemeto químico forma al dihidrógeno, una sustancia gaseosa muy reactiva reactiva, insípida, incolora e inodora. Tiene una densidad de 0,899 g/ml. El H 2 es ligeramente soluble en agua, 1 l de ella disuelve solo 21 ml de este gas, por lo que puede recogerse por desplazamiento de la misma, sin pérdida apreciable. Industrialmente se producen grandes cantidades de H 2 a partir de los combustibles gaseosos. El H 2 se separa del vapor de agua, del gas natural y de hulla, bien por licuación de los demás componentes del gas, bien por conversión catalítica del CO en CO2 , que resulta fácilmente extraíble. El H 2 puede obtenerse de distintas maneras, pero las más económicas implican su extracción a partir de hidrocarburos. El H 2 común se produce generalmente mediante el reformado con vapor de gas natural. Este proceso consiste en la reacción de una corriente de vapor de agua con metano para originar CO e H 2 , a una temperatura de entre 700 °C y 1100 °C. CH 4(g) + H 2O = CO(g) + 3 H 2(g) Otros métodos importantes para la producción de H 2 incluyen la oxidación parcial de muchos hidrocarburos: 2 CH 4 (g) + O2 (g) = 2 CO(g) + 4 H 2(g) En el laboratorio se obtiene principalmente por la acción de ácidos diluidos sobre los metales activos, como el cinc: Raúl A. Salgado Labrada

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Zn(s( + 2 HCl(ac) = ZnCl 2(ac) + H 2 (g) Fe(s) + H 2SO4(ac) = FeSO4(ac) + H 2(g) También los metales activos como el Ca, el Sr, el Ba y los metales alcalinos, son capaces de desplazar al H del agua, a temperatura ambiente para dar H 2 y el hidróxido metálico correspondiente: 2 Na(s) + 2H 2O = 2 NaOH(ac) + H 2(g) Procedimiento para la actividad experimental:

a) Coloque granallas de Zn a discreción y un embudo, cuidando que el vástago de este quede siempre debajo de la superficie líquida contenida en el erlenmeyer. b) Eche agua en una cuba hasta un poco más de la mitad. c) Llene de agua cinco frascos y tápelos con una placa de vidrio, acetato o plástico, colóquelos invertidos en la cuba, sin que queden burbujas de aire en su interior. Una vez aquí, retire la placa con que los tapó. d) Deje caer en el embudo poco a poco el HCl sobre el metal Inmediatamente observará el desprendimiento de H 2. e) Deje escapar las burbujas de aire contenido en el interior del aparato. Introduzca en uno de los frascos la salida del tubo de desprendimiento y recoja el H 2 por desplazamiento de agua. f) Cuando el frasco se llene totalmente de H 2 , tápelo bajo la superficie del agua, rétirelo de la cuba y colóquelo sobre una gradilla en posición normal y tapado. Llene de la misma forma los restantes frascos. g) Deje finalizar la reacción. h) Si acerca un fósforo encendido a la boca del frasco colector que contiene H 2 , se produce una pequeña detonación al reaccionar enérgicamente con el O2 del aire (se conoce como chasquido del perro). El H 2 se obtiene frecuentemente en el aparato de Kipp o generador de Kipp: recurso de laboratorio usado para la obtención de pequeños volúmenes de gases en frío. Su nombre viene de su inventor, Raúl A. Salgado Labrada

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Petrus Jacobus Kipp. Sus usos más comunes son la preparación de H 2S mediante la reacción de H 2SO4 con FeS , la preparación de CO2 mediante la reacción de HCl con CaCO3 , y la obtención de de H 2(g) mediante la reacción de HCl(ac) con un metal apropiado. El aparato consiste en tres cavidades dispuestas una encima de la otra. La sustancia sólida, por ejemplo el Zn, se coloca en la cavidad del medio y el ácido en la superior. Un tubo se extiende de la cavidad superior a la inferior. La cavidad central tiene un tubo con una válvula utilizada para la extracción del gas obtenido. Cuando ella está cerrada, la presión del gas en la cavidad central aumenta, empujando el ácido de vuelta a la cavidad superior hasta que deja de estar en contacto con el cin, en este caso, y la reacción cesa. Los aparatos de Kipp suelen estar hechos de vidrio o polietileno.

Obtención de H 2 con un aparato de Kipp “casero” a) Tome un frasco de boca ancha al cual le agrega HCl o salfumante hasta la mitad de su volumen aproximadamente. b) Tome un tubo de ensayo previamente perforado en el fondo (para ello aplique calor en él y golpee suavemente con un clavo por fuera, hasta perforarlo) y deposite pedacitos de vidrio en el fondo de este. c) Encima de los pedacitos de vidrio, deposite granallas de cinc (o de otro metal activo). d) Cierre herméticamente el tubo de ensayo con un tapón monohoradado, con un vidrio fusible acoplado a él y a una extensión de manguera de goma con una llave de Mohr. e) Introduzca el tubo de ensayo en el frasco con HCl, hermetícelo. Observará inmediatamente el desprendimiento de H 2 , el cual se puede recoger por desplazamiento de agua en una cuba, luego que se abre la pinza de Mohr.

Actividad experimental 2.13. Obtención del Cl 2. Apuntes sobre el contenido: Raúl A. Salgado Labrada

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El método industrial más importante para obtener Cl 2 consiste en la electrólisis de una disolución concentrada de NaCl. En el laboratorio se obtiene, generalmente, al hacer reaccionar MnO2 o KMnO4 con HCl(ac). Esta reacción ocurre a temperatura ambiente; sin embargo, para que se produzca en su totalidad, es necesario calentar la mezcla reaccionante. MnO2 (s) + 4 HCl(ac) = MnCl 2(s) + 2 H 2O + Cl 2(g) 2 KMnO4(s) + 16 HCl(ac) = 2 MnCl 2 (s) + 2 KCl(ac) + 8 H 2O + 5 Cl 2 (g) Procedimiento para la actividad experimental:

a) Arme un aparato como el anterior, utilizando los aditamentos y accesorios necesarios. b) Eche 10 g de MnO2 en el fondo de un balón y por el embudo vierta sobre este, 20 ml de HCl o salfumante. c) Caliente suavemente la mezcla reaccionante para que la reacción se verifique totalmente. d) El frasco lavador intermedio contiene agua para disolver el cloruro de hidrógeno, HCl(g) que se arrastra desde el balón generador. Se observará que se empieza a depositar en el frasco colector el Cl 2 , de color verde-amarillento. El frasco se dispone boca arriba y tapado ligeramente, ya que el Cl 2 es más denso que el aire (3,14 g/ml) y tiende ir al fondo de este. Nunca trate de oler este gas que, como todos los halógenos, es tóxico; respirado en cierta cantidad irrita las vías respiratorias; pequeñas cantidades en el aire provocan tos y, en mayores proporciones puede producir hasta la muerte. f) Para concluir la actividad experimental se coloca agua en el extremo del tubo de desprendimiento y se hace burbujear por ella el Cl 2 , este se disolverá, lo que se puede notar por el olor típico que adopta la disolución (agua de cloro).

Actividad experimental 2.14. Reacción del Cl 2 con los metales Apuntes sobre el contenido: Raúl A. Salgado Labrada

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El Cl 2 es una sustancia muy reactiva químicamente. Se combina con casi todos los metales para formar cloruros, variando de unos a otros la intensidad de la reacción; por ejemplo, el sodio puesto en dicloro seco se combina lentamente, pero cuando se calienta, arde con llama brillante, formando NaCl; análogamente lo hace con el hierro o con el cobre. El hierro en polvo, previamente calentado, arde al ser sumergido en un frasco que contenga Cl 2, formando un compuesto de color carmelitarojizo, el FeCl 3; sin embargo, en ausencia de humedad, el Cl 2 prácticamente no actúa sobre el hierro, y por eso, puede guardarse y transportarse en cilindros o tubos de hierro o acero. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Coloque en la punta de una varilla apropiada, un pedazo de estopa, alambre o polvo de hierro enredado en ella (en la varilla). El alambre puede ser de cobre metálico. b) Caliéntelo intensamente en la llama del mechero y sumérjalo inmediatamente en un frasco que contenga Cl 2 (g). Observará la formación de un compuesto de color carmelita-rojizo que revela la formación del cloruro de hierro (III). Ecuación de la reacción: 2 Fe(s) + 3 Cl 2 (g) = 2 FeCl 3(s) Cu(s) + Cl 2 (g) = CuCl 2(s) En este caso, se produce un humo de color pardo, típico del cloruro de cobre (II).

Actividad experimental 2.15. Obtención del HCl(g) Apuntes sobre el contenido: El cloruro de hidrógeno es un compuesto químico de fórmula HCl, formado por un átomo de cloro unido a uno de hidrógeno. A TPEA es un gas más denso que el aire (1,27 respecto a este). Es un compuesto tóxico, corrosivo, de olor picante y sofocante. La solubilidad del cloruro de hidrógeno en agua es una de las propiedades físicas más notable de esta sustancia; su solubilidad en agua es superior a la de todos los gases, excepto al amoníaco: un volumen de agua absorbe, a 0ºC, cerca de 500 volúmenes de HCl y cerca de 300 volúmenes del mismo a 20ºC. Como se observa la solubilidad disminuye con el aumento de la temperatura.


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En su forma anhidra, no ataca metales ni aleaciones, pero en presencia de humedad produce vapores de HCl(ac) que atacan a la mayoría de los metales exceptuando la plata, el oro, el platino y el tántalo. Reacciona con el NH 3(g), liberando vapores blancos de cloruro de amonio. Cuando se encuentra en solución acuosa se le llama ácido clorhídrico, HCl(ac). A TPEA la concentración máxima es de aproximadamente 37% como ya se expresó. El ácido clorhídrico comercial, al 10-12% se le conoce con el nombre de salfumante en Cuba y otros países de habla hispana y portuguesa, ya que es fumante al aire húmedo, es decir, que forma vapores corrosivos, densos de color blanco, con aspecto de humo, de diminutas gotas de ácido clorhídrico. El HCl(g) se encuentra en las emanaciones de vapores en los volcanes y en forma de HCl(ac) en el jugo gástrico. El HCl(g) se obtiene industrialmente por combinación directa de H 2(g) y Cl 2(g) conseguidos como subproductos en la obtención del NaOH por electrólisis del NaCl. El Cl 2 (g) se quema en exceso de H 2(g) en quemadores especiales. calor

H 2(g) + Cl 2(g) = 2 HCl(g) También se obtiene industrialmente tratando NaCl con H 2SO4 concentrado en grandes retortas de hierro colado (en aplicaciones industriales, una retorta es un vaso hermético en el cual las sustancias se calientan mediante una reacción química produciendo sustancias gaseosas que se condensan en un "cuello" largo inclinado hacia abajo y se recogen luego en una vasija apropiada). La reacción ocurre en dos etapas; la primera se desarrolla a temperatura relativamente baja, y produce HCl(g) y NaHSO4. Una vez terminada la primera etapa, la mezcla de estas sustancias se lleva a otra retorta, donde se calienta al rojo, produciéndose la segunda reacción. calor

NaCl(s) + H 2 SO4(conc) 2 NaCl(s) + H 2SO4(conc)

=

calor

=

HCl(g) + NaHSO4(s) 2 HCl(g) + Na2SO4(s)

En el laboratorio se obtiene habitualmente por este método, pero en pequeña escala, verificándose, esencialmente, la segunda etapa. 2 NaCl(s) + H 2SO4(conc)

calor

=

2 HCl(g) + Na2SO4(s)



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a) Arme un aparato como el representado anteriormente, utilizando los aditamentos y accesorios necsarios. b) Coloque 10 g de NaCl en el fondo del balón. c) Vierta poco a poco H 2SO4 concentrado sobre la sal depositada en el fondo del balón, mientras se calienta suavemente. Inmediatamente se observará el des desprendimiento del gas. d) Recoja el HCl(g) en el erlenmeyer por desplazamiento del aire. Como el HCl(g) es insoluble en H 2SO4 y se separa de la mezcla reaccionante, la reacción no puede invertirse, y se hace prácticamente completa; sin embargo, si se disuelve el HCl(g) en una disolución saturada, de NaHSO4 , precipita el NaCl, pues la sal común es poco soluble en ácido clorhídrico concentrado. Si se quiere obtener ácido clorhídrico, solo basta con burbujear y disolver el gas obtenido en agua destilada.

Actividad experimental 2.16. El surtidor de ácido clorhídrico Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes de la actividad experimental anterior. Procedimiento para la actividad experimental:


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a) Arme un aparato como el representado anteriormente, utilizando los aditamentos y accesorios necesarios. b) Coloque en el erlenmeyer A, agua hasta aproximadamente la mitad de su volumen y añada unas gotas de metilnaranja (puede ser tornasol, rojo congo, etc.). c) Coloque el erlenmeyer B, que contiene HCl(g) en la posición que indica la figura. Acóplelo al frasco A y a una jeringa (puede ser a un gotero). d) Empuje levemente la jeringa para hacer llegar agua al frasco B. Inmediatamente se forma un surtidor de agua que proveniente del frasco A, debido a la gran solubilidad del HCl(g) contenido en el erlenmeyer B que crea la diferencia de presión en ambos recipientes. e) El indicador cambia de color y se enrojece si es metilnaranja o tornasol y azul, si es rojo congo, lo que indica la presencia de una disolución ácida. HCl(g) incoloro

H 2O

HCl(ac) rojo

Actividad experimental 2.17. Propiedades ácidas y oxidantes del H 2 SO4 frente a los metales Apuntes sobre el contenido: El ácido sulfúrico es la sustancia que más se produce en el mundo, por su amplísima aplicación, tanto es así, que se afirma que su consumo constituye un índice de desarrollo económico de un país. El H 2SO4 es un líquido oleaginoso incoloro cuando está puro, pero en frascos que se destapan con frecuencia no tardan en adquirir un color pardo oscuro, debido a la acción que ejerce sobre las sustancias orgánicas que hay en el ambiente en forma de polvo, a las cuales carboniza y por la interacción con las propias tapas que lo cubren, cuando son fabricadas de materiales orgánicos susceptibles a la acción de él. Es soluble en agua y muy higroscópico, por lo que se utiliza como desecante. Es importante señalar que en su avidez por el agua desprende considerable cantidad de calor, por eso, la preparación del H 2SO4 con agua debe efectuarse con mucho cuidado, añadiendo siempre el ácido concentrado al agua en pequeñas porciones, agitando continuamente para que toda el agua absorba el calor desarrollado. Generalmente se obtiene a partir de SO2 , por ox idación con HNO2 o HNO3 mediante el método de las cámaras de plomo. También se obtiene por la reacción directa del SO2 con el O2 en presencia de un Raúl A. Salgado Labrada

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catalizador (Pt), para luego hacerlo reaccionar con el agua y formar el H 2SO4 , mediante el método de contacto. El H 2SO4 frente a los metales puede reaccionar en dos formas: como ácido y como oxidante. Diluido, reacciona con los metales activos para dar la sal correspondiente y H 2 (g), manifestando sus propiedades ácidas: H 2SO4 (dil) + Zn(s) = ZnSO4(ac) + H 2(g). Aquí el H +del H 2SO4 es quien se reduce a H 2 . H 2SO4 (dil) + Cu(s) = no ocurre la reacción porque el ácido no lo hace con los metales situados después del hidrógeno en la serie de actividad de los metales. Ahora bien, el H 2SO4 posee propiedades que lo distinguen de otros ácidos; por ejemplo, concentrado y caliente, reacciona con casi todos los metales de la serie de actividad. En esta reacción se forma la sal correspondiente, dióxido de azufre y agua: 2 H 2 SO4(conc y caliente) + Zn(s) = ZnSO4 (ac) + SO2(g) + 2 H 2O(g). 2 H 2 SO4(conc y caliente) + Cu(s) = CuSO4 (ac) + SO2(g) + 2 H 2O(g). Aquí el ion S 6+del anión SO42- es quien se reduce a S 4+en el SO2 , es por eso que manifiesta propiedades oxidantes, oxidando incluso metales que están situados después del hidrógeno en la serie de actividad de los metales como lo es el cobre. El H 2 SO4 muy concentrado, particularmente, al actuar sobre el Fe o el Al, solo produce un ataque momentáneo, cesando la reacción apenas iniciada, quedando dichos metales en un estado llamado pasivo, pues entonces, pueden resistir luego la acción del ácido diluido. Este fenómeno designado con el nombre de pasivación, obedece al hecho de que el metal se recubre de una fina y densa capa de óxido que impide la acción del ácido diluido después. Ello permite utilizar recipientes hechos de estos metales para transportar H 2SO4 y HNO3 . 2 H 2 SO4(conc) + 2 Fe(s) = Fe2O3(s) + SO3 (g) + 2 H 2O Procedimiento para la actividad experimental: 7.21.1. Carácter ácido del H 2 SO4.

a) En dos tubos de ensayos diferentes, deposite un pedacito (o granallas) de Zn y Cu respectivamente. b) Añada en cada tubo de ensayo un poquito de H 2SO4 diluido. Se observará un desprendimiento de gas en el tubo que contiene el pedacito de Zn, mientras que el que contiene Cu, no ocurre cambio alguno, pues no hay reacción química. Raúl A. Salgado Labrada

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7.21.1. Carácter oxidante del H 2SO4 .

a) En dos tubos de ensayos diferentes, deposite un pedacito (o granallas) de Zn y Cu respectivamente. b) Añada en cada tubo de ensayo un poquito de H 2SO4 concentrado y luego caliéntelos suavemente a sendos recipientes. Se observará un desprendimiento de gas en ambos tubo de ensayo, significa que en estas condiciones el H 2SO4 es capaz de reaccionar, incluso con el Cu.

Actividad experimental 2.18. Propiedades deshidratantes del H 2SO4 Apuntes sobre el contenido: El H 2SO4 se distingue por su alto poder deshidratante, se combina enérgicamente con el agua, dando una serie de hidratos, de los cuales el más conocido es el H 2SO4. H 2O. Esta reacción con el agua es tan pronunciada que el ácido, no solo elimina el agua de los compuestos que la contienen, sino que con frecuencia libera también dihidrógeno y dioxígeno de dichos compuestos, sobre todo, si contienen estos elementos en igual proporción que están en el agua. Así, el papel y la madera, constituidos en su mayor parte por celulosa (C 6 H 6 O5 ) x , y el azúcar, C 12 H 22 O11 , se carbonizan en presencia del ácido sulfúrico concentrado, transformándose en carbono y agua: La deshidratación del azúcar se puede formular: -H 2O

C 12 H 22 O11 (s) = 12 C(s) + 11 H 2O Δ H < 0 Esta propiedad deshidratante del H 2SO4 es aprovechada para desecar gases, siempre y cuando no se pongan en contacto para que no reaccionen con el ácido. Procedimiento para la actividad experimental: Variante A


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a) En un vaso de precipitado deposite dos cucharadas de azúcar blanca. b) Vierta sobre el azúcar, poco a poco, ácido sulfúrico concentrado. Deje pasar unos minutos y observará que el azúcar blanca se pone negra y caliente, comienza a crecer y se sale del vaso en forma de una masa esponjosa. Esto se debe a que una vez deshidratada el azúcar, queda el carbono amorfo, el cual ocupa mayor volumen que el azúcar original. Variante B

a) Con una varilla de vidrio impregnada en ácido sulfúrico concentrado, escriba sobre un pedazo de papel en blanco la fórmula H 2SO4 . b) Ponga el papel sobre la llama de una vela (o mechero), de manera que lo caliente, cuidando que no se queme. Observará la aparición de trazos negros donde se había escrito, debido a la carbonización del papel por la acción del ácido.

Actividad experimental 2.19. Obtención del HNO3 Apuntes sobre el contenido: El ácido nítrico (HNO3 ) puro es un líquido viscoso, incoloro e inodoro. A menudo distintas impurezas lo colorean de amarillo-marrón. A temperatura ambiente desprende humos rojos o amarillos. El ácido nítrico concentrado colorea la piel de amarillo debido a la reacción xantoproteica6 que se produce. El HNO3 a nivel industrial, se obtiene mediante la síntesis del amoniaco y el dioxígeno. Ambas sustancias se combinan en un reactor de grandes proporciones en presencia de un catalizador metálico. Debido a las altas temperaturas que se emplean (700-900 ºC), se utilizan metales que

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Para ampliar so bre la reacción xantoproteica co ns ulte la actividad 2,21


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guarden sus características físicas a estas temperaturas, siendo el más apropiado el platino (Pt), en combinación con rodio (Rh) (5-10%) que le aporta más rigidez. También se obtiene mezclando N 2O5 con agua. Obtener ácido nítrico puro impone habitualmente la destilación con H 2SO4 , ya que aquel forma un azeótropo (mezcla con una temperatura de ebullición constante y fija) con el agua en una composición del 68% de ácido nítrico y 32% de agua. Las disoluciones comunes incluyen entre un 52% y un 68% de ácido. Si la disolución tiene más de un 86% de este, se nombra como ácido nítrico fumante y viene en dos variedades, blanco y rojo. El blanco fumante también llamado “puro” ya que no tiene casi agua (menos de un 1%) según el proceso. Industrialmente, también se obtiene, haciendo reaccionar el H 2SO4 , que es un ácido fuerte y fijo, con un nitrato. Este es el método que se emplea a nivel de laboratorio. H 2SO4 (ac) + 2 KNO3(s) = K 2 SO4(s) +2 HNO3 (l) El recipiente para obtener HNO3 siempre ha sido la retorta: depósito, generalmente de vidrio, que se usa en la destilación de sustancias volátiles. Consiste en una vasija esférica con un "cuello" largo inclinado hacia abajo. El líquido a destilar se pone en el balón y se calienta. El cuello actúa como un condensador, permitiendo a los vapores hacerlo y fluir a través de él y para recogerlos en un recipiente puesto al final del mismo. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Arme un aparato como el que anteriormente se representa, utilizando los aditivos y accesorios necesarios. b) Coloque en el erlenmeyer 10 g de KNO3 y 8 ml de H 2 SO4 concentrado. c) Introduzca el tubo colector en el interior del tubo de ensayo, y este, a su vez, sumérjalo en una cristalizadora con hielo y agua para propiciar la condensación del ácido nítrico. d) Caliente suavemente. Se desprende HNO3 en forma de vapor. Estos se condensan en el tubo colector y se recoge en el tubo de ensayo. e) Dentro del erlenmeyer y en el propio tubo colector se observará la presencia de vapores rojizos de NO2 gaseoso debido a la descomposición parcial del HNO3. Raúl A. Salgado Labrada

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Ecuaciones de la reacción: 2 KNO3(s) + H 2SO4 (conc) = 2 HNO3(g) + K 2SO4(s) 4 HNO3(g) = 4 NO2(g) + 2 H 2O + O2(g).

Actividad experimental 2.20. Propiedades oxidantes del HNO3 Apuntes sobre el contenido: El HNO3 se caracteriza por ser un ácido muy oxidante, en su reacción con casi todos los metales, independientemente del poder reductor de estos, en la gran mayoría de los casos NO se obtiene H 2 gaseoso. En dependencia de la concentración del HNO3 y del poder reductor del metal, el nitrógeno del ácido (con 5+) puede reducirse a cualquier número de oxidación inferior formando diferentes productos (NO2 , NO, N 2 , NH 4 NO3 , etc.). A medida que el ácido está más diluido y el metal que reacciona es más reductor, por ejemplo, Li, K, Ca, Na y Mg, será menor el número de oxidación del nitrógeno en el compuesto nitrogenado obtenido. Si el HNO3 está muy diluido frente a un metal activo, se forma dinitrógeno, incluso nitrato de amonio (en el primer caso se reduce a cero y en el segundo a 3- ): 5 Mg(s) + 12 HNO3(dil) = 5 Mg(NO3 )2(ac) + N 2 (g) + 6 H 2 O 4 Mg(s) + 10 HNO3(dil) = 4 Mg(NO3 )2(ac) + NH 4 NO3(ac) +3 H 2O Si el ácido diluido reacciona con metales menos reductores, por ejemplo, el Pb o el Cu, se forma generalmente monóx ido de nitrógeno (aquí este se reduce de 5+ a 2+): 3 Pb(s) + 8 HNO3(dil) = 3 Pb(NO3 )2(ac) + 2 NO(g) + 4 H 2O 3 Cu(s) + 8 HNO3(dil) = 3 Cu(NO3 )2(ac) + 2 NO(g) + 4 H 2O Ahora bien, si el ácido nítrico está concentrado, como producto de la reducción del nitrógeno, generalmente, se obtiene NO2 mayoritaritariamente: Pb(s) + 4 HNO3(conc) = Pb(NO3 )2(ac) + 2 NO2(g) + 2 H 2O Puede incluso reaccionar con metales poco activos que están después del H en la serie de actividad de los metales, como el Cu y la Ag (en los siguientes ejemplos se reduce a 4+ ): Cu(s) + 4 HNO3(conc) = Cu(NO3 )2(ac) + 2 NO2(g) + 2 H 2O Ag(s) + 2 HNO3(conc) = AgNO3(ac) + NO2(g) + H 2O Es tal el poder oxidante del HNO3 concentrado, que es capaz, incluso, de oxidar a los no metales como el carbono y el octazufre, por citar ejemplos: C(s) +4 HNO3(conc) = CO2(g) + 4 NO2(g) + 2 H 2O S 8(s) +48 HNO3(conc) = 8 H 2SO4(ac) + 48 NO2(g) + 16 H 2O La acción del HNO3 sobre los metales, exige por lo general, la presencia de cierta cantidad de agua, pues los nitratos que se forman son pocos solubles en el ácido concentrado y al recubrirse el metal, de una capa del nitrato formado, la reacción se debilita y se detiene al poco tiempo de haber empezado. Raúl A. Salgado Labrada

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Por otro lado, para el Al, el Pb y el Fe, producen la pasivación de estos, debido a la formación de una fina y compacta capa de óxido que impide la acción del ácido diluido. Es por eso, que en algunos recipientes metálicos se puede almacenar y transportar el HNO3. Procedimiento para la actividad experimental:

a)

Tome un tubo de ensayo y deposite en él un pedacito (o granalla de cobre).

b) Añada a discreción HNO3 diluido. c) Caliente suavemente el tubo de ensayo. Observará un burbujeo debido a la formación del NO gaseoso, gas incoloro, a la vez que se ve que la disolución se torna azul por la formación del Cu(NO3 )2. d) Repita los pasos a y b, pero ahora utilizando el HNO3 concentrado. Se observa que la disolución también se torna azul por la formación del Cu(NO 3 )2 , y que se desprenden vapores de color rojizo, debido a que el HNO3 , al actuar como oxidante, se reduce a NO2 , que tiene este color.

Actividad experimental 2.21. Reacciones del HNO3 con algunos compuestos orgánicos Apuntes sobre el contenido: El HNO3 se caracteriza por reaccionar con muchos compuestos orgánicos, por ejemplo, combustiona la madera bajo ciertas condiciones, produce la reacción xantoproteica frente a las proteínas, etc. La reacción xantoproteica es típica del HNO3 frente a compuestos nitrogenados proteicos; se caracteriza porque el ácido al reaccionar con alguna proteína, con aminoácidos portadores de grupos aromáticos, especialmente, en presencia de tirosina, se torna color amarillo limón. Si se neutraliza con un álcali, el color pasa a anaranjado oscuro. El color amarillo se debe a la formación de un compuesto aromático nitrado. La reacción recibe el nombre griego “xanthos” ( amarillo). A la reacción xantoproteica se deben las manchas amarillas que se forman en la piel, que está formada por proteínas, cuando se ha puesto en contacto con la piel el ácido nítrico. Procedimiento para la actividad experimental:


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7.25.1. Reacción xantoproteica a) Deposite en una cápsula de porcelana o de vidrio un poco de clara de huevo (proteína). b) Déjele caer unas gotas de HNO3 concentrado. Se observará que la clara de huevo tomará un color amarillo debido a la reacción entre el ácido y las proteínas que forman la albúmina del huevo. 7.25.2. Combustión de la madera en HNO3 a) Deposite en una cápsula de porcelana o de vidrio un poco de HNO3 concentrado. b) Introduzca en el HNO3 depositado en la cápsula una astilla de madera con un punto de ignición. Se observará que la madera arde con una llama brillante.

III) LOS METALES Y SUS PRINCIPALES COMPUESTOS Actividad experimental 3.1. Muestrario de algunos metales y aleaciones comunes Apuntes sobre el contenido: Los metales y las aleaciones son sustancias químicas comunes en nuestras vidas; hierro, aluminio, cobre, oro, plata son metales; el bronce, el latón, el acero, la hojalata son aleaciones, pero que están comprendidos genéricamente en el concepto de metal, porque tienen características metálicas, pero no son sustancias simples como sí lo son laquellos. El término “metal” ha sido utilizado desde tiempos remotos para designar sustancias que presentan

un grupo de características especiales y que tienen un impacto ineludible en el desarrollo de la humanidad. Es criterio de algunos especialistas que la palabra “metal ” en su acepción química, surgió en la Edad de Bronce. Ella proviene del griego “metallon” y significa mezclar, por aquello que se obtenía al unir cobre con cinc para formar el bronce (o latón). Entonces, metal es sinónimo de aleación. Metales como el oro, la plata y el cobre , fueron utilizados desde la Prehistoria. Al principio, solo se usaron los que se encontraban fácilmente en estado prácticamente puro s, pero gradualmente se fue desarrollando la tecnología necesaria para obtener nuevos metales a partir de sus menas, calentándolos en hornos mediante carbón de madera y luego desarrollando tecnologías más sofisticadas. Tal ha sido la importancia de los metales para el hombre que ha marcado sucesos trascendentales en el tiempo histórico de las distintas civilizaciones: 

la Edad del Cobre (hacia el 9500 a.C);



la Edad del Bronce (entre el 3500 a.C y el 2000 a.C.);



la Edad de Hierro (hacia el 1800 a.C.).


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De aquí se puede deducir que el hombre conoce y se ha beneficiado de los metales desde hace más de 100 siglos. Las características (químicas) generales de los metales son: 1. Tienen 1, 2 o 3 e en el último nivel de energía. 2. Poseen relativamente bajos valores de energía de ionización y electronegatividad. 3. En sus compuestos, generalmente, presentan números de oxidación positivo (+), en la medida que el átomo del elemento al que se unen es más electronegativo. 4. Las sustancias simples de los elementos metálicos son, generalmente, buenos reductores (el poder reductor de los metales aumenta, en la medida, que sea mayor el tamaño de sus átomos y menor el valor de la energía de ionización). Apariencia de los metales más comunes:

No 1 2 3 4 5 6 7 8 9

Z 12 13 26 28 29 30 50 80 82

metal magnesio (Mg) aluminio (Al) hierro (Fe) níquel (Ni) cobre (Cu) cinc (Zn) estaño (Sn) mercurio (Hg) plomo (Pb)

apariencia blanco plateado (sin la capa de óxido). plateado (sin la capa de óxido). metálico brillante con un tono grisáceo (sin la capa de óxido).. metálico brillante. metálico rojizo (sin la capa de óxido). azul pálido grisáceo (sin la capa de óxido). gris plateado brillante (sin la capa de óxido). líquido blanco plateado (sin la capa de óxido). gris azulado (sin la capa de óxido).

Apariencia de aleaciones comunes:

No 1 2

aleación oro amarillo acero dulce

composición Au, Ag, Cu. Fe, C.

3

acero inoxidable

Fe, Ni, Cr, C.

4 5 6

bronce latón magal

Cu, Sn. Cu, Zn. Mg, Al, Zn, Mn.

apariencia ejemplo amarillo metálico joyas metálico brillante con un clavos, tornillos, etc. tono grisáceo. metálico brillante. tornillería, instrumentos quirúrgicos, etc. amarillo-ocre metálico ocre-rojizo metálico metálico brillante con un carrocería de autos tono grisáceo.

Estado natural de los metales Son contados los metales que tienen bajo poder reductor. Esto explica porqué son pocos los metales que se encuentran en la naturaleza en estado puro (nativo); ejemplo de ellos son: el Cu, el Hg, la Ag, el Au y los metales del grupo del platino (rutenio (Ru), rodio (Rh), paladio (Pd), osmio (Os), iridio (Ir) y platino (Pt). El resto, generalmente, se encuentra formando compuestos llamados minerales: sustancias naturales, homogéneas, de origen diverso, de composición química definida y que forman la corteza terrestre. Raúl A. Salgado Labrada

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Metales más conocidos, su abundancia en la corteza terrestre y algunos minerales que los contienen: Metal aluminio hierro (Fe) cobre (Cu) cinc (Zn) estaño (Sn) plomo (Pb) plata (Ag) oro (Au)

Abundancia en la corteza terrestre 8% 5% 0,003 % 0,001 % 0,0006 % 0,0001 % 0,000002 % 0,00000005 %

Ejemplos de minerales que lo contiene bauxita (Al 2 O3 ). magnetita (Fe3O4 ), siderita (FeCO3 ) y pirita (FeS 2 ). cuprita (Cu2O), calcosina (Cu2S) y covellina (CuS). blenda ( ZnS) y calamina (ZnCO3 ). casiterita (SnO2 ). galena (PbS), cerusita (PbCO3 ) y anglesita (PbSO4 ). argentita (Ag 2S) y clorargirita (AgCl). calaverita (AuTe2 ).


d) Arme dos muestrarios como los anteriormente representados: uno con algunos de los metales más comunes y otro con aleaciones frecuentes. e) Ello va a permitir que los alumnos puedan observar a los metales para luego estudiar sus propiedades físicas, químicas y estructura.

Actividad experimental 3.2. Propiedades mecánicas de los metales Apuntes sobre el contenido: Los metales representan cerca del 80% de los elementos químicos que existen en la naturaleza y tan solo constituyen aproximadamente el 25% de abundancia en la corteza terrestre. Poseen un grupo de propiedades, tales como: 1. Estado físico: son sólidos a 100 kPa y 250C, excepto el Hg que es líquido bajo estas condiciones. (El cesio (Cs) y el galio (Ga) también son líquidos después de los 29 y 30 º C. respectivamente. En Cuba lo son prácticamente todo el año). 2. Color: la mayoría de los metales son de aspecto grisáceo, pero algunos presentan colores distintos; el bismuto (Bi) es rosáceo, el cobre (Cu) rojizo y el oro (Au) amarillo. La mayoría poseen un “brillo metálico”. Raúl A. Salgado Labrada

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3. Conductividad térmica y eléctrica: la propiedad que tienen los metales de conducir la electricidad y el calor constituye algo obvio y axiomático, es evidente y admitido por todos sin necesidad de demostración. Los metales también tienen un grupo de propiedades que son llamadas propiedades mecánicas, aquellas propiedades de las sustancias se refieren a la capacidad de las mismas de resistir acciones de cargas o fuerzas). Son varias las propiedades mecánicas: maleabilidad, ductilidad, tenacidad, dureza, resistencia, elasticidad, resiliencia, etc.; las más conocidas son: 1. Maleabilidad: capacidad de los metales de formar planchas, láminas delgadas al ser aplastados o comprimidos. (El oro puede laminarse hasta una diezmilésima de milímetro de espesor). 2. Ductilidad: capacidad de los metales de formar alambres e hilos al ser sometidos a esfuerzos de tracción. 3. Tenacidad: capacidad de los metales a la relativa resistencia a la deformación y roturas por golpes violentos, tracción, comprensión, torsión y flexión. 4. Dureza: capacidad de los metales a la resistencia a ser rayado por otro. Opuesta a duro, es blando. El diamante es duro porque es difícil de rayar. Es la capacidad de oponer resistencia a la deformación superficial por uno más duro. 5. Resistencia: capacidad de los metales para soportar las diversas fuerzas. Es la oposición al cambio de forma y a la separación, es decir, a la destrucción por acción de fuerzas o cargas. Todos los metales tienen una estructura, es decir, un conjunto de aspectos interrelacionados que hacen del metal una unidad estructural: enlace químico, tipo de partículas, interacciones, etc. En los metales los átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, por lo que producen estructuras muy compactas. Se trata de líneas tridimensionales que adquieren estructuras tales como: 1) cúbica centrada en el cuerpo, 2) cúbica centrada en las caras y 3) hexagonal compacta.

En estas diferentes estructuras está presente el enlace metálico que mantiene unidos los átomos de los metales entre sí, por la unión entre sus núcleos positivos (+) y los e - de valencia, que se juntan alrededor de estos como una nube electrónica, pero no pertenecen a ninguno de los átomos en particular. Las características antes descritas ayudan a explicar las propiedades mecánicas de los metales, tales como la maleabilidad, la ductilidad y la tenacidad. Estas propiedades se justifican por la presencia de las capas de átomos superpuestas entre sí y la atracción electrostática entre los núcleos de los átomos y los e- deslocalizados; ellas son las responsables de que los metales sean maleables, dúctiles y tenaces. Esto explica el porqué cuando un metal es sometido a fuerzas mecánicas externas (torsión, aplastamiento o golpes fuertes) no se dobla, se lamina y se estira, sin que se quiebre fácilmente, según el metal que se trate. Cuando un pedazo de metal se comienza a golpear para estirarlo o para hacer de él un alambre, las capas de átomos comienzan un proceso de deslizamiento, acomodo y reacomodo que involucra energía calorífica, esa es la razón por la cual cuando lo golpeamos repetidamente, este se calienta. Raúl A. Salgado Labrada

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a) Tome dos trozos de cobre (puede ser otro metal: Al, Pb, Sn, etc.). b) Llame a un alumno para que los describan brevemente y comprueben cualitativamente la temperatura que tienen (si están f río, caliente o “al tiempo”). c) Disponga de un yunque, un pedazo de acero macizo o de otro material que permita el conformado del cobre. d) Con el primer trozo conforme, golpeando repetidamente, un alambre de cobre y vuelva a comprobar la temperatura adquirida durante el laminado del metal. ¿Qué propiedad mecánica se pone de manifiesto? e) Con el segundo trozo conforme, golpeando repetidamente, una plancha de cobre y vuelva a comprobar la temperatura adquirida durante el laminado del metal. ¿Qué propiedad mecánica se pone de manifiesto?

Actividad experimental 3.3. Reactividad de los metales Apuntes sobre el contenido: La actividad (reactividad) química de los metales está dada en la capacidad de reacción química ante diversas sustancias: no metales, ácidos, sales, etc.; por ejemplo, algunos metales reaccionan vigorosamente con el agua en condiciones ordinarias, tales como los metales alcalinos, mientras que otros lo hacen únicamente cuando se calientan con vapor de agua a elevada temperatura. Una diferencia análoga de reactividad de los metales se observa cuando estos reaccionan con los ácidos. El sodio reacciona con el ácido clorhídrico con violencia casi explosiva; el cinc y el hierro reaccionan con menor rapidez, mientras que el cobre y la plata no muestran tendencia alguna en desplazar al hidrógeno, ni aun del ácido concentrado. Estudiando esta actividad relativa química de los metales más comunes, se encuentra que pueden ordenarse con arreglo a su actividad química en una sucesión denominada “ serie de actividad de los metales” o “ serie electromotriz de los metales”. Ella está dispuesta de izquierda a derecha (o de arriba a bajo) de forma decreciente de la actividad de los metales; tiene inmensa utilidad práctica, pues permite predecir el comportamiento químico (ver anexo 11.6).


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Procedimiento para la actividad experimental: a) En tres vasos de precipitado de 100 ml A, B y C, coloque 50 ml de disoluciones de cloruro de hierro (III), sulfato de cobre (II) y nitrato de plata, respectivamente. a) Introduzca en los recipientes, las láminas de Zn, Fe y Cu respectivamente. Se podrá apreciar que los resultados experimentales concuerdan con la serie de actividad de los metales. Ecuaciones químicas: A) 3 Zn(s) + 2 FeCl 3 (ac) = 3 ZnCl 2 (ac) + 2 Fe(s) Δ H<0 B) Fe(s) + CuSO4(ac) = FeSO4(ac) + Cu(s) Δ H<0 C) Cu(s) + 2 AgNO3(ac) = Cu(NO3 )2(ac) + 2 Ag(s) Δ H<0

Actividad experimental 3.4. Reacción del magnesio con el dioxígeno del aire Apuntes sobre el contenido: Los metales frente al O2 manifiestan dos propiedades químicas de los metales que son comunes a todos ellos: 1. Formación de cationes (+): debido a la relativa facilidad que tienen los metales de perder e- y originar iones (+), es decir, baja energía de ionización. Esto significa que todas las reacciones en las que participan los metales son redox. Me0 = Men+ + ne2. Los metales actúan exclusivamente como reductores, debido a la tendencia única de estos a perder e- , que les hace comportarse como agentes reductores (AR). 2 Cu0(s) + O2 0 (g) = 2 Cu2+O2- (s) SO SR AR AO También es significativo señalar la singularidad del comportamiento químico de los metales frente al O2 , por ejemplo: el Li, el Na y el K que pertenecen al grupo I-A, sus reacciones son bien distintas: 1) 4 Li(s) + O2(g) = 2 Li2O(s) [óx ido de litio]. 2) 2 Na(s) + O2(g) = Na2O2(s) [peróxido de sodio]. 3)

K(s) + O2(g) = KO2 (s) [superóxido de potasio].


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Sin embargo, bajo determinadas condiciones el sodio y el potasio también forman sus correspondientes óxidos (Na2O y K 2O). Esto sucede porque reaccionan con escasa cantidad de O2 formando primero el Na2 O; continuando luego la reacción con el O2 para producir el Na2O2. Se puede generalizar planteando que el O2 reacciona a TPEA con la mayoría de los metales; otros necesitan ser previamente calentados o requieren de la presencia de un cataizador. (Todos producen una sola sustancia). Ejemplos: 1. 4 Me(s) + O2 (g) = 2 Me2O(s), donde Me = metal alcalino. 2. 2 Mg(s) + O2(g) = 2 MgO(s) Δ H<0 3. 2 Ca(s) + O2(g) = 2 CaO(s) Δ H<0 4. 2 Ba(s) + O2 (g) = 2 BaO(s) Δ H<0 5. 2 Zn(s) + O2(g) = 2 ZnO(s) Δ H<0 6. 4 Al (s) + 3 O2(g) = 2 Al 2O3(s) Δ H<0 7. 4 Cu(s) + O2(g) = 2 Cu2 O(s) Δ H<0 8. 2 Cu(s) + O2(g) = 2 CuO(s) Δ H<0 9. 2 Fe (s) + O2(g) = 2 FeO(s) Δ H<0 10. 4 Fe(s)+ 3 O2(g) = 2 Fe2 O3 (s) Δ H<0 Particularmente la reacción del O2 con el Mg es muy interesante ya que este metal es altamente inflamable, entra en combustión fácilmente cuando se encuentra en forma de tiras, virutas o polvo, mientras que en forma de masa sólida arde menos. Una vez encendido, es difícil de apagar, ya que reacciona vigorosamente con el O2 presente en el aire formando MgO. Al arder en aire, el Mg produce una llama blanca muy intensa incandescente, la cual fue muy utilizada en los comienzos de la fotografía. En ese tiempo se usaba el polvo de magnesio como la fuente de iluminación (polvo de flash). Más tarde, se usarían tiras de magnesio en bulbos de flash eléctricos. El polvo de magnesio todavía se utiliza en la fabricación de fuegos artificiales y en bengalas marítimas. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Deposite una cucharadita de polvo de magnesio metálico en una cápsula de porcelana o en una rejilla amiantada o tome un pedazo de cinta de magnesio. Ráspele bien un extremo. Raúl A. Salgado Labrada

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b) Acerque un fósforo encendido a la cinta hasta que comience la combustión. Observe que el magnesio arde con una luz muy brillante dejando como residuo, un polvo blanquecino, el MgO. c) Si a este polvo se le añaden 2 o 3 ml de agua con unas gotas de fenolftaleína, se observará que la disolución se enrojece, debido a la formación de trazas de Mg(OH)2 . Ecuación de la reacción: 2 Mg(s) + O2(g) = 2 MgO(s) ΔH<0

Actividad experimental 3.5. Reacción entre las disoluciones ácidas y los metales Apuntes sobre el contenido: Generalmente los metales reaccionan con los ácidos para producir H 2 y la sal 7 correspondiente. Esto sucede con las disoluciones acuosas de los hidruros volátiles (los hidrácidos): HCl(ac), HBr(ac) y HI(ac); sin embargo, hay hidróxidos no metálicos, tales como el H 2 SO4 , el HNO3 , y los oxácidos de los halógenos (HClO, HClO2 , HClO3 , HClO4 , los del bromo, yodo, etc.) que en dependencia de determinadas condiciones de temperatura y concentración (o composición), tienen comportamientos diferentes frente a los metales. Esas circunstancias pueden ser, sencillamente estar más o menos concentrados o diluidos, o estar más o menos calientes; por ejemplo, si el H 2SO4 está diluido frente a determinados metales se obtiene como producto de la reacción el sulfato correspondiente y se desprende H 2; sin embargo, cuando el H 2SO4 está concentrado y caliente frente a determinados metales se produce el sulfato correspondiente y se desprende SO2. Otro tanto ocurre con el HNO3 , pero más complejo aún, porque este puede generar por reducción de los iones nitratos, distintos gases como el NO y el NO 2 en dependencia de las condiciones de temperatura y concentración; incluso puede dar lugar a compuestos del ion amonio (NH 4+ ) al reaccionar con metales activos. Entonces, se recomienda ser prudente en el tratamiento de estas sustancias, y para el caso de estos ácidos oxidantes8 limitarse a los ejemplos que a continuación se exponen; así los alumnos van a llegar a la conclusión de que los metales reaccionan con los ácidos, pero no siempre generan el H 2 . Para estudiar estas reacciones químicas hay que tomar en cuenta la serie de actividad (anexo 11.6) de los metales, ella nos ayuda a predecir el comportamiento de dichas reacciones. A continuación se exponen algunos ejemplos comunes de las reacciones químicas de metales conocidos con los ácidos. a) Reacción del metal con los ácidos no oxidantes (HCl, HBr, HI) para dar SAL más H 2 (g). 1)

2Li(s) + 2 HCl(ac) = 2LiCl(ac) + H 2 (g)

2)

2Na(s) + 2 HI(ac) = 2NaI(ac) + H 2 (g)

3)

2K(s) + 2 HBr(ac) = 2KBr(ac) + H 2 (g)

7

La etimología de algunas palabras proporciona ejemplos claros de la importancia que tuvo la sal en la antigüedad. El término salario en castellano, es derivado del latín salarium, que a su vez proviene de “sal” y tiene origen en la cantidad de sal que se pagaba por los bienes y s ervicios que se prestaban en diversos ámbitos s ociales. La palabra fue evolucio nando y creando s u propia familia: salario, s alsa, salero, ins ulso, salud, etc . 8 El H2 SO4 , el HNO3 y ot ros oxácidos se les con oce con el nombre de ácidos o xidantes (aunqu e todo s, de alguna manera, lo so n) para dist inguirlos de los hidrácidos, p or su capacidad de o xidar metales q ue est án incluso, des pués del H en la s erie de actividad d e los metales y qu e generan además, otros gas es distintos al H2 como so n el SO2, el NO o el NO2 .


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4)

Zn(s) + H 2SO4 (dil) = ZnSO4 (ac) + H 2(g)

5)

2 Al(s) + 6 HCl(ac) = 2 AlCl 3(ac) + 3H 2(g)

b) Reacción del metal con los ácidos oxidantes (H 2SO4 , HNO3 ) para dar SAL, AGUA y otros gases distintos al H 2 (g). 1) Zn(s) + 2 H 2SO4(conc) = ZnSO4(ac) + SO2 (g) + 2 H 2O(g) 2) Cu(s)+ 2 H 2SO4(conc) = CuSO4(ac) + SO2(g) +2 H 2 O(g) 3) 3 Cu(s)+ 8 HNO3 (dil)= 3 Cu(NO3 )2 (ac)+2 NO(g)+ 4 H 2O(g) 4) 3 Ag(s)+ 4 HNO3(dil) = 3 AgNO3(ac) + NO(g) + 2 H 2O(g) 5) Cu(s)+4 HNO3(conc)=Cu(NO3 )2(ac)+2 NO2(g)+ 2 H 2O(g) 6) Pb(s)+4 HNO3 (conc)=Pb(NO3 )2(ac)+2NO2(g)+ 2 H 2O(g) 7) 4 Zn(s)+10 HNO3(dil) = 4 Zn(NO3 )2(ac)+ NH 4 NO3 (ac) +3 H 2 O(l) Procedimiento para la actividad experimental:

a) Rotule seis tubos de ensayo con las letras A, B, C, D, E y F y sitúelos en una gradilla. b) Coloque pedacitos (no polvo) de diferentes metales en el siguiente orden: Al, Zn, Fe, Sn, Pb y Cu, previamente lijados o raspados. c) Deposite en cada tubo de ensayo 3 ml de ácido clorhídrico o salfumante. Observará que se desprende gas, revelado por el burbujeo, excepto en el tubo 6 que no ocurre reacción química alguna. d) En los tubos donde no se observe burbujeo, añada ácido clorhídrico concentrado para ver qué pasa e) Construya la tabla comparativa. Tubo 1 2 3 4

Reactivos Al y HCl(ac) Zn y HCl(ac) Fe y HCl(ac) Sn y HCl(ac)


Velocidad de burbujeo

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5 6

Pb y HCl(ac) Cu y HCl(ac)

Nota: la velocidad de burbujeo debe clasificarse en: muy rápida, rápida, ligera, lenta y muy lenta.

Actividad experimental 3.6. Identificación en la llama de los iones Ca 2+ , Cu2+ , Ba2+ y Sr 2+ Apuntes sobre el contenido: Para determinar la presencia de determinados iones que forman parte de un compuesto químico, por ejemplo, una sal, se puede utilizar una técnica analítica sencilla que se basa en detectar el color de las radiaciones luminosas que emiten los iones cuando se calientan sus compuestos en una llama; entonces, podemos, por ejemplo, identificar al ion Ca 2+ por el color anaranjado que emiten sus sales; igualmente se puede identificar al ion Cu 2+ por el color verde; los iones Sr 2+ y+Ba2+ emiten color escarlata (rojo que tiende a naranja) y verde, respectivamente.

a) Prepare una asita de platino o nicromio, bien limpia, en una varillita y sumérgela en una disolución de CaCl 2 . b) Caliéntelo en la llama. Observará una coloración naranja característica de los iones Ca2+. c) Repita la operación para disoluciones de CuCl 2 , BaCl 2 y SrCl 2 , asegurándose de que la varilla esté bien limpia. Haga notar la diferencia de coloración de los iones Cu2+ , Ba2+ y Sr 2+.

Actividad experimental 3.7. Anfoterismo del aluminio Apuntes sobre el contenido: Una sustancia anfótera es aquella que puede reaccionar como un ácido o como una base. La palabra se deriva del prefijo griego ampho- que significa "ambos". Muchos metales, tales como Zn, Sn, Pb, Al, Be, Ti, V, Fe, Co, Ge, Zr, Cr, Ag y Au forman óx idos e hidróxidos anfóteros. En esencia, estos metales pueden considerarse anfóteros. Ejemplos de óxidos e hidróxidos anfóteros: Al(OH)3: 

con un ácido: Al(OH)3(s) + 3 HCl(ac) = AlCl 3(ac) + 3 H 2O



con una base: Al(OH)3(s)9 + 3 NaOH(ac) = Na 3 AlO3(ac) + 3 H 2O

Be(OH)2 

con un ácido: Be(OH)2(ac) + 2 HCl(ac) = BeCl 2(ac) + 2 H 2O

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Para explicar esta reacción es conveniente metodológicamente escribir la fórmula del hidróxido como si fuera un ácido H3 AlO3, el estud iante enten derá mejor que el ion aluminato tiene t res cargas negativas y es el residuo del ácido que se une al metal sodio monovalente. Igual puede proceder con el de berilio, aunque debe aclararse que en ocasiones se expresa el producto como un ion co mplejo, por ejemplo: Na[Al(OH)4], Na2 Be(OH)4.


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Manual de actividades experimentales de Química 

con una base: Be(OH)2(ac) + 2 NaOH(ac) = Na2 BeO2(ac)+2 H 2O

PbO 

con un ácido: PbO(s) + 2 HCl(ac) = PbCl 2 (ac) + H 2O



con una base: PbO(s) + Ca(OH)2(ac) + H 2 O = Ca[Pb(OH)4 ](s)

ZnO 

con un ácido: ZnO(s) + 2 HCl(ac) = ZnCl 2 (ac) + H 2O



con una base: ZnO(s) + 2 NaOH(ac) + H 2O = Na2 [Zn(OH)4 ](s)


a) Coloque en el tubo de ensayo A, 3 ml de ácido clorhídrico y añada unas granallas de aluminio. b) Caliente suavemente para iniciar la reacción. Se observará enseguida el desprendimiento de un gas. c) Coloque en el tubo de ensayo B, 3 ml de hidróxido de sodio y añada unas granallas de aluminio. Se observará igualmente el desprendimiento de un gas. Ecuaciones de las reacciones: a) Con el ácido: 2 Al(s) + 6 HCl(ac) = 2 AlCl 3 (ac) + 3 H 2(g) Δ H<0 b) con la base: 2 Al(s) + 6 NaOH(ac) = 2 Na3 AlO3(ac) + 3 H 2 (g) Δ H<0 Es lógico suponer que en esta reacción se forma preliminarmente el Al(OH)3(s) que al reaccionar con más NaOH(ac) forma el aluminato de sodio.

Actividad experimental 3.8. Anfoterismo del hidróxido de aluminio Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes del contenido de la actividad experimental 3.7. Procedimiento para la actividad experimental:

8.6.1. Obtención del hidróxido de aluminio Raúl A. Salgado Labrada

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a) Coloque en un tubo de ensayo, 3 ml de disolución de hidróxido de amonio. b) Añada lentamente una pequeña cantidad de cloruro de aluminio. Se observará la formación de un precipitado blanco de hidróxido de aluminio. Ecuación de la reacción: AlCl 3(ac) + 3 NH 4OH(ac) = Al(OH)3(s) + 3 NH 4Cl(ac) ΔH<0

8.6.2. Propiedades anfóteras del hidróxido de aluminio

a) Divida en dos tubos de ensayo, el precipitado de Al(OH)3 formado en la actividad experimental anterior. b) A uno de los tubos se le añade una pequeña cantidad de NaOH y al otro HCl(ac). Se observará que desaparece el precipitado. Ecuaciones de las reacciones: 1. Al(OH)3 (ac) + 3 NaOH(ac) = Na3 AlO3(ac) + 3 H 2O Δ H<0 2. Al(OH)3 (ac) + 3 HCl(ac) = AlCl 3 (ac) + 3 H 2O

Δ H<0

Actividad experimental 3.9. Obtención del cobre metálico por reducción de su óxido Apuntes sobre el contenido:


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Muchos óxidos pueden ser reducidos con distintas sustancias que actúen como agentes reductores, como puede ser el carbono, el monóxido de carbono, el dihidrógeno y algunos metales. En estas reacciones los óxidos actúan como agente oxidantes. Este hecho se basa en las propiedades redox de las sustancias y es empleado frecuentemente para obtener metales; por ejemplos: CuO(s) + H 2 (g) = Cu(s) + H 2 O Δ H<0 3 CuO(s) + 2 Al(s) = 3 Cu(s) + Al 2O3(s) Δ H<0 Observe que ambas reacciones el Cu contenido en el óxido, con número de oxidación 2+, se reduce a Cu0 , es decir, actúa como agente oxidante, toda vez que el H 2 y el Al, se oxidan a Al 2 O3 y H 2O respectivamente. Son reacciones redox. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Mezcle meticulosamente una cucharadita de óxido de cobre (II) con igual cantidad de polvo de carbón vegetal. b) Traslade la mezcla obtenida a un tubo de ensayo y sujételo con una pinza en posición casi horizontal. c) Flamee la mezcla durante varios minutos (de 5 a 10) con una llama fuerte. Se observará el cambio de color negro de la mezcla a pardo-rojizo por el proceso de reducción del CuO a cobre metálico. Ecuación de la reacción: CuO(s) + C(s) = Cu(s) + CO(g) ΔH<0

Actividad experimental 3.10. Reacción del aluminio con el diyodo Apuntes sobre el contenido: Una de las más importantes propiedades químicas de los metales es la reactividad que tienen frente a muchos no metales, exceptuando el O2 y el H 2 por la peculiaridad de ellos. Frente a los haluros y al S 8 , calentados o bajo ciertas condiciones, forman compuestos binarios. Todas estas reacciones son redox. Veamos algunos ejemplos comunes: 1) 2 Li (s) + Cl 2(g) = 2 LiCl(s) ΔH < 0 2) 2 Na (s) + l 2(g) = 2 Nal(s) Δ H < 0 3) 2 K (s) + Br 2(g) = 2 KBr(s) ΔH < 0 4) Ca (s) + Br 2(g) = CaBr 2(s) Δ H < 0 5) Mg (s) + Cl 2(g) = MgCl 2(s) ΔH < 0 6) Zn (s) + l 2(g) = Znl 2 (s) ΔH < 0 Raúl A. Salgado Labrada

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7) Fe (s) + Cl 2 (g) = FeCl 2 (s) Δ H < 0 8) 2Fe (s) + 3 Br 2(g) = 2FeBr 3(s) ΔH < 0 9) 16 Li (s) + S 8 (s) = 8 Li2S(s) Δ H < 0 10) 16 Na(s) + S 8(s) = 8 Na2S(s) Δ H < 0 11) 16 K (s) + S 8(s) = 8 K 2 S(s) Δ H < 0 12) 8 Ca (s) + S 8(s) = 8 CaS(s) Δ H < 0 13) 8 Mg (s) + S 8(s) = 8 MgS(s) Δ H < 0 14) 8 Zn (s) + S 8(s) = 8 ZnS(s) Δ H < 0 15) 8 Fe (s) + S 8(s) = 8 FeS(s) Δ H < 0 16) 16 Fe(s) + 3 S 8(s) = 8 Fe2S 3 (s) Δ H < 0 17) 16 Al (s) + 3 S 8(s) = 8 Al 2S 3(s) Δ H < 0 18) 6 Li(s) + N 2 (g) = 2 Li3 N(s) Δ H < 0 19) 3 Ca(s) + N 2(g) = Ca3 N 2(s) Δ H < 0 20) 3 Mg(s) + N 2(g) = Mg 3 N 2(s) Δ H < 0 Procedimiento para la actividad experimental:

a) Tome un pedazo de alambre de aluminio y ráspelo para obtener una pequeña cantidad de virutas (más o menos una cucharadita). b) Deposite una cucharadita de diyodo (I 2 ), en una cápsula de porcelana o en una placa con hendiduras completamente seca, muy seca, y añada un volumen aproximadamente igual a la cantidad de aluminio. c) Mezcle bien ambos reactivos con la ayuda de un agitador de v idrio y concentre toda la mezcla en el menor espacio posible del recipiente. d) Humedezca la punta del agitador con agua y con ella toque la mezcla. Observará que comienza a desprenderse un vapor de I 2 a causa del carácter exotérmico de la reacción entre el aluminio y el diyodo. Esta actividad experimental se debe hacer con el mínimo de reactivo y en un lugar ventilado por problemas de seguridad. ¡Nunca lo haga con cantidades excesivas de aluminio y diyodo!, puede resultar explosiva. Recuerde además, que el agua actúa como catalizador para que el alumno entienda la posición de ella en la ecuación. Aunque no es objetivo de la clase, no está de más sistematizar que, Raúl A. Salgado Labrada

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como la reacción es exotérmica, se debe representar al final el valor relativo de la variación de entalpía. Ecuación de la reacción:

Actividad experimental 3.11. Obtención del NaOH Apuntes sobre el contenido: El hidróxido de sodio (NaOH), también conocido como sosa cáustica es un hidróxido metálico, a temperatura ambiente es un sólido blanco cristalino sin olor que adsorbe con gran avidez la humedad del aire (higroscópico). Cuando se disuelve en agua o se neutraliza con un ácido libera una gran cantidad de calor que puede ser suficiente como para encender materiales combustibles. El hidróxido de sodio es muy corrosivo y caústico. Generalmente se usa en forma sólida o como una disolución al 50%. El hidróxido de sodio, en su mayoría, se obtiene haciendo reaccionar Ca(OH)2 con Na2CO3 Ca(OH)2 (ac) + Na2CO3(ac) = 2 NaOH(ac) + CaCO3(s) Aunque modernamente se produce por electrólisis de una salmuera (agua bien saturada de sal) de NaCl. Es un subproducto que resulta del proceso que se utiliza para producir Cl 2(g). Ánodo: 2 Cl -(ac) = Cl 2 (g) + 2eCátodo: 2 H 2O + 2e- = H 2 (g) + 2 OH -(ac) Procedimiento para la actividad experimental:

a) Coloque en un vaso de precipitado, 50 ml de disolución de carbonato de sodio, al 20%. b) Añada lentamente, poco a poco, agitando 50 ml de lechada de cal Ca(OH)2. Observará inmediatamente la formación de un precipitado blanco de CaCO3. c) Deje sedimentar el precipitado de CaCO3 y decante la disolución formada de NaOH. d) Se pueden obtener cristales de NaOH sólido por vaporización de la disolución obtenida. Raúl A. Salgado Labrada

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Ecuación de la reacción: Ca(OH)2 (ac) + Na2CO3(ac) = 2 NaOH(ac) + CaCO3(s)

Actividad experimental 3.12. Corrosión del hierro Apuntes sobre el contenido: La corrosión10 es en esencia el deterioro de un metal a consecuencia de la acción del agua (salada o no) y el dioxígeno del entorno que lo rodea. Es un fenómeno propio, no solo de los metales y sus aleaciones, sino también de muchas sustancias no metálicas. La velocidad a la que tiene lugar la corrosión dependerá en alguna medida de la temperatura, de la salinidad del fluido en contacto con el metal y de las propiedades de los metales en cuestión. El proceso de corrosión es natural y espontáneo. La formación de herrumbre es un fenómeno habitual que afecta sustancialmente a la economía mundial. Cerca del 10% del hierro que se produce en el mundo se pierde irremediablemente todos los años, con una afectación de mil millones de dólares anuales. La corrosión se explica fácilmente considerando que los metales actúan como minúsculas pilas; ella se desarrolla, principalmente, en presencia del O2 , el H 2O y el CO2 atmosférico; las reacciones químicas que tienen lugar son muy complejas y todavía no se conocen en su totalidad, se cree que las principales etapas11 son las siguientes: 1. Formación del H 2CO3 con el CO2(g) atmosférico y el H 2 O de la humedad. CO2(g) + H 2O(l) = H +(ac) + HCO31- (ac) 2. Oxidación del hierro superficial por el H 2CO3 (el Fe actúa como ánodo). Fe(s) + H 2CO3(ac) = H 2(g) + FeCO3(s) 3. Hidrólisis del FeCO3 FeCO3(s) + H 2O = Fe(OH)2(s) + CO2(g) 3. Reducción del O2 atmosférico a H 2O por Fe(OH)2 (el O2 actúa como cátodo). 4 Fe(OH)2(s) + O2(g) = 2 Fe2O3. 2 H 2 O + 2 H 2O(l) La reacción redox global es: 4 Fe(s) + 3 O2 (g) + 2 H 2 O(l) = 2 Fe2O3 . 2 H 2O(s)

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La corrosión es un fenómeno mucho más amplio qu e afecta a muchas producciones (metales, cerámicas, polímeros, etc.) y todos los ambientes (medios acuosos, atmósfera, alta temperatura, etc.). 11

Existen varias teorías acerca de los proces os de corrosión del hierro, pero todo s coinciden que el Fe de la lámina actúa como ánodo (oxidación) y el O2 del a ire actúa como cátodo (reducción).


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¿Qué es entonces la herrumbre12 u orín? Es el óxido de hierro (III) "común" hidratado, 2Fe2 O3 . 2H 2O que aparece en el metal tras su exposición al aire, al agua o a la humedad durante cierto tiempo; es de color rojizo que se presenta recubriendo el metal en forma de escamas porosas, quebradizas y poco adherentes, que se descascara fácilmente dando lugar a la destrucción del metal. Tiene la peculiaridad de que si no se elimina, acelera el proceso de corrosión, pues actúa después como catalizador (autocatálisis) del propio proceso. ¿Cuáles son los aspectos que, de la corrosión, se ven comúnmente y constituyen interrogantes para muchos? Entre estos, está la incertidumbre del porqué, por ejemplo, cuando a una bicicleta le cae agua de lluvia, se le oxida rápidamente la cadena. Ello se debe a que el agua de lluvia tiene alto poder disolvente, cuando cae, arrastra al CO2 del aire, confiriéndole a la disolución un carácter ligeramente ácido, entonces el hierro del acero de la cadena se oxida. No ocurre de igual manera con el agua de la pila, pues ya está saturada de otras sustancias disueltas. Otro hecho que pudiera llamar la atención es el porqué algunas frutas como el limón deja rápidamente la mancha de herrumbre. Ello se debe a que los ácidos contenidos en el zumo de las frutas, catalizan la formación de herrumbre, porque suministran iones H +(ac) que toman del hierro e- , provocando su rápida oxidación. ¿Qué hace el hombre para proteger a los metales de la corrosión? Hay tres métodos para evitar la oxidación del hierro (y de otros metales): 1. Mediante aleaciones del hierro que lo convierten en químicamente resistente a la corrosión: es el más satisfactorio, pero también el más caro. Un buen ejemplo de ello es el acero inoxidable, una aleación de hierro con cromo o con níquel y cromo. Esta aleación está totalmente a prueba de oxidación, e incluso, resiste la acción de productos químicos corrosivos como el ácido nítrico concentrado y caliente. 2. Empleo de metales más reductores que reaccionen con las sustancias corrosivas con más facilidad que el hierro, quedando este protegido: la protección con metales activos, es igualmente satisfactorio pero también costoso el proceso. El ejemplo más frecuente es el hierro galvanizado que consiste en hierro cubierto con cinc. En presencia de soluciones corrosivas se establece un potencial eléctrico entre el hierro y el cinc, que involcra a este y protege al hierro mientras dure el cinc. 3. Empleo de capas protectoras impermeables que impidan el contacto con el aire y el agua: la protección de la superficie con una capa impermeable, es el más barato y por ello, el más común. Este método es válido mientras no aparezcan grietas en ella, en cuyo caso la oxidación se produce como si no existiera dicho manto. Si la capa protectora es un metal inactivo, como el cromo o el estaño, se establece un potencial eléctrico que protege dicha capa, pero que provoca la oxidación acelerada del hierro. Los recubrimientos más apreciados son los esmaltes horneados, y los menos costosos son las pinturas de aceites, las grasas, el empleo del minio de plomo (pintura de óxido rojo), además del niquelado, cromado, dorado, plateado, etc. Procedimiento para la actividad experimental:

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Existen estu dios analíticos q ue as eguran q ue el herrumbre es Fe(OH)CO3 , sólido de color amarillento que se forma por la reacción entre el Fe(OH)3 y el CO2 , pero la mayoría lo considera Fe2 O3 . xH2 O (x se refiere a que la composición en agua es variable en d ependen cia de variados factores).


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a) Introduzca un clavo de hierro bien limpio y seco en un tubo de ensayo A, el cual tiene en el fondo gel de sílice13 y se cierra herméticamente con un tapón. b) Introduzca un clavo de hierro bien limpio y seco en un tubo de ensayo B, al cual se le añade agua destilada, previamente hervida (para que pierda O2 ), hasta que lo sobrepase, y cúbrala con una pequeña capa de diesel o queroseno. c) Introduzca un clavo de hierro bien limpio y seco en un tubo de ensayo C, al cual se le añade agua destilada, previamente hervida, hasta que lo sobrepase y ciérrelo con un tapón monohoradado y conectado a un embudo con cal sodada (CaO + NaOH) como agente absorbente del CO2 del aire. d) Introduzca un clavo de hierro bien limpio y seco en un tubo de ensayo D, al cual se le añade agua de la pila, solo hasta la mitad de la altura del clavo. e) Al día siguiente se podrá observar que los clavos de los tubos de ensayo A y B no se han alterado, que el clavo del tubo C, se ha oxidado ligeramente, y que el del tubo D está visiblemente oxidado.

IV) EL AGUA Y LAS DISOLUCIONES Actividad experimental 4.1. Las disoluciones acuosas y las reacciones químicas Apuntes sobre el contenido: Las disoluciones son sistemas dispersos homogéneos formados por dos o más sustancias, cuyos componentes se encuentran en proporción que puede variar dentro de ciertos límites. Se distinguen de los demás sistemas dispersos (suspensiones y coloides) por los siguientes rasgos: 1. Son mezclas homogéneas de una sola fase: las proporciones relativas de soluto y disolvente se mantienen en cualquier cantidad que tomemos de la disolución, por pequeña que sea esta; sus componentes no se pueden separar ni por filtración ni por centrifugación. 2. Al disolver una sustancia, el volumen final es diferente a la suma de los volúmenes del disolvente y el soluto.

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Gel de sílice es una forma granular y porosa de SiO 2 que suele encontrarse comúnmente en la vida diaria en forma de pequeñ as esferas envas adas en bo lsas trans pirables para cont rolar la humedad local y evitar el deterioro de ciertos b ienes.


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3. La cantidad de soluto y disolvente se encuentran en proporciones que v arían entre ciertos límites. Normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción que el soluto, aunque no siempre es así. La proporción en que tengamos el soluto en el seno del disolvente depende del tipo de interacción que se produzca entre ellos. Esta interacción está relacionada con la solubilidad del soluto en el disolvente. 4. Algunas propiedades físicas de una disolución dependen de su concentración; por ejemplo, una disolución HCl, 12 mol/L, tienen una densidad de 1,18 g/ml, mientras que otra disolución del mismo ácido, 6 mol/L, su densidad será de 1,10 g/ml. 5. Las propiedades físicas de la disolución son diferentes a las del disolvente puro: la adición de un soluto a un disolvente aumenta su temperatura de ebullición y disminuye su temperatura de congelación; la adición de un soluto a un disolvente disminuye la presión de vapor de este. 6. Las propiedades químicas de los componentes de una disolución no se alteran. 7. Sus componentes se pueden separarar por cambios de fases, como la ebullición, evaporación, condensación, etc. 8. Tienen ausencia de sedimentación, es decir, al someter una disolución a un proceso de centrifugación las partículas del soluto no sedimentan debido a que el tamaño de las mismas es inferior a 10-8 cm. Ejemplos de disoluciones, hay miles, pero sin duda alguna, lo son por por excelencia las que tienen por disolvente al agua, es decir, las disoluciones acuosas; esa capacidad del agua de disolución debido a sus extraordinarias propiedades físicas y químicas, junto a la abundancia en la Tierra, hacen que las disoluciones de este tipo proliferen en cualquier parte; tanto así es, que la vida es un entramado intrincado y complejo de reacciones bioquímicas que suceden en diversos sistemas acuosos, además de los los procesos que ocurren en el suelo, en el aire, en el hogar, en el laboratorio, en la industria, etc. Procedimiento para la actividad experimental: a) Sobre un vidrio reloj mezcle 1 g de BaCl 2 con igual cantidad de Na 2SO4 . b) Tome dos vasos de precipitado y vierta 20 ml de agua en cada uno. c) A uno de los vasos de precipitado añada 1 g de BaCl 2 y, al otro, igual masa de Na2 SO4. d) Utilizando el agitador de vidrio agite el contenido de uno de los vasos de precipitado hasta la disolución total del sólido. Lave el agitador y repita la operación con el segundo vaso. e) Vierta el contenido de uno de los vasos de precipitado en el otro. Observará la formación de un precipitado blanco. f) Compare el hecho con la mezcla depositada en el vidrio reloj. Ecuación de la reacción: BaCl 2 (ac) + Na2SO4(ac) = BaSO4(s) + 2 NaCl(ac) Nota: en caso de no tener los reactivos que se utilizan en esta actividad experimental, pueden ser sustituidos por otros, preferiblemente aquellos que en disolución acuosa, den precipitado o produzcan cambio de color y que no sean sustancias higroscópicas. Raúl A. Salgado Labrada

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Actividad experimental 4.2. Estudio de los sistemas dispersos Apuntes sobre el contenido: Los sistemas dispersos o dispersiones son mezclas de dos o más sustancias cuyas partículas (moléculas, iones, átomos o agregados de estos) se encuentran distribuidas entre sí. Los sistemas dispersos, de acuerdo con sus características se clasifican en suspensiones, coloides y disoluciones. Las suspensiones son mezclas heterogéneas formadas por un sólido o pequeñas partículas no solubles que es el soluto (fase dispersa) que se dispersa en un medio líquido (fase dispersante o dispersora). Cuando uno de los componentes es el agua y los otros son sólidos suspendidos en la mezcla, son conocidas como mezclas mecánicas. En las suspensiones el tamaño de las partículas es mayor que 10 -5 cm. Ejemplos de suspensiones comunes son: el café que nos tomamos, la lechada de cal, la leche de magnesia, las aguas de los ríos, cisternas, pozos (que dejan un asiento de arcilla, pequeñas partículas de arena, etc), por citar algún ejemplo. Cuando en la suspensión, las partículas son muy grandes, como ocurre cuando hay arena en agua, entonces se le denomina mezcla mecánica o mezcla grosera. Un coloide es un sistema formado por dos o más fases: una continua, normalmente fluida, y otra dispersa en forma de partículas conglomeradas (micelas), por lo general sólidas. La fase dispersa es la que se halla en menor proporción. El coloide es un estado intermedio entre suspensión y disolución. En los coloides, el tamaño de las partículas está en un rango entre 10-5 y 10-7 cm. El nombre de coloide proviene de la raíz griega kolas que significa “que puede pegarse”. Este nombre hace referencia a una de las principales propiedades de los coloides: su tendencia espontánea a agregarse o formar coágulos. Los coloides tienen una engañosa apariencia de homogeneidad, pero no lo son, aunque las partículas son demasiado pequeñas para su observación, son suficientemente grandes para reflejar la luz. Por ello, cuando a través de una dispersión coloidal se hace pasar un haz de luz, su paso se hace visible porque la misma es reflejada por las partículas dispersas en el seno coloidal, formando un cono de luz, debido a un fenómeno físico llamado efecto Tyndall, hecho que se observa en el mayor sistema coloidal: el aire nocturno cuando los faros de un automóvil se encienden o cuando entra luz solar en una habitación oscura; también es el responsable de la turbidez que presenta una emulsión. El científico irlandés John Tyndall estudió el ef ecto que lleva su apellido en 1869. Leche, clara de huevo, salsa mayonesa, queso, gelatina, goma de pegar, crema de manos, sangre, niebla, neblina, bruma, espuma, humo, polvo en suspensión, pinturas, tinta china, etc., son ejemplos de coloides comunes. Vea lo apuntado sobre disoluciones en la actividad experimental 4.1. 4.2.1. Preparación de una suspensión a) Coloque 2 o 3 g de arcilla o tierra bien seca en un mortero y tritúrela hasta obtener un polvo. b) Coloque el polvo de arcilla o la tierra en un tubo de ensayo y añada 5 ml de agua. Agítelo bien. c) Déjelo en reposo por 10 minutos. Observará la sedimentación del sistema lo que confirma la presencia de una suspensión. 4.2.2. Preparación de una dispersión coloidal Raúl A. Salgado Labrada

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a) Caliente hasta la ebullición 50 ml de agua contenida en un vaso de precipitado y retire la llama. b) Añada 2 o 3 g de una disolución saturada de Fe(OH)3. c) Con una linterna o algo apropiado para ello, haga pasar un haz luz a través del contenido del vaso de precipitado, previamente envasado en un tubo de ensayo grande. Observará la formación de un cono de luz, lo que confirma el efecto Tyndall y, por ende, la presencia de un coloide. Esta actividad se puede hacer preparando una disolución coloidal con agua y clara de huevo o con FeCl 3 . 4.2.2. Preparación de una disolución a) Añada a un tubo de ensayo que contiene 10 ml de agua destilada, 2 o 3 cristales de KMnO4 o K 2Cr 2 O7 . b) Agite el tubo de ensayo hasta la disolución total de la sal. c) Al igual que hizo con la dispersión coloidal, haga pasar a través de la disolución un haz de luz. La ausencia del efecto Tyndall confirmará la presencia de una disolución.

Actividad experimental 4.3. Determinación cualitativa de la polaridad del agua. Apuntes sobre el contenido: La polaridad es una propiedad de las moléculas dada por la separación de las cargas eléctricas en ellas. Esta propiedad está íntimamente relacionada con otras propiedades como la solubilidad, temperatura de fusión y ebullición, fuerzas intermoleculares, etc. Una sustancia muy polar es el NaCl que se puede disociar en el agua, sustancia que también es polar. Al formarse una sustancia con enlace iónico, el par de e- tiende a desplazarse hacia el átomo que tiene mayor electronegatividad, esto origina una densidad de carga desigual entre los núcleos que forman el enlace, entonces, se forma un dipolo eléctrico, que es un sistema de dos cargas cercanas entre sí, que tienen signos opuestos e igual magnitud. El enlace es más polar cuanto mayor sea la diferencia entre las electronegatividades de los átomos que se enlazan; así pues, dos átomos iguales atraerán al par de e- covalente con la misma fuerza y permanecerán en el centro haciendo que el enlace sea apolar; sin embargo, si los átomos son de diferente naturaleza, entonces, la fuerza de atracción es diferente, lo que le confiere cierta polaridad. Un enlace polar no provoca siempre una molécula polar; para averiguar si una molécula lo es, hay que atender a la cantidad de enlaces polares y la estructura de la molécula. Para ello, es necesario determinar un parámetro físico llamado momento dipolar del dipolo eléctrico. Se define como una magnitud vectorial con módulo igual al producto de la carga q, por la distancia que las separa d, cuya dirección va de la carga negativa a la positiva. La polaridad es la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces. Analizando si la suma vectorial es nula o no, observaremos su carácter polar o apolar; de esta manera una molécula que solo contiene enlaces apolares es siempre apolar, ya que los momentos dipolares de sus enlaces son nulos. En moléculas diatómicas son apolares las moléculas formadas por un solo elemento o elementos con diferencia de electronegatividad muy reducida. Serán también apolares las moléculas simétricas por el mismo motivo. El agua, por ejemplo, es una molécula fuertemente polar ya que los momentos dipolares de los enlaces dispuestos en "V" se suman ofreciendo una densidad de carga negativa en el oxígeno y dejando los hidrógenos casi sin e-. En el agua los e- en los átomos de hidrógeno son fuertemente atraídos por el átomo de oxígeno y están, en Raúl A. Salgado Labrada

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realidad, más cerca del núcleo del oxígeno que de los del hidrógeno. Por esto, la molécula de agua tiene una densidad de carga negativa (δ- ) en el oxígeno y una positiva (δ+ ) en los átomos de hidrógeno. δ-

δ+

δ+


a) Monte un soporte con una pinza para que sujete una bureta o una jeringa con agua destilada. b) Coloque debajo un vaso de precipitado, de forma tal que permita recoger el agua proveniente de la bureta o jeringa. c) Frote fuertemente una pequeña varilla plástica con papel periódico, siempre en un solo sentido. d) Deje salir un pequeño chorro de agua de la bureta o jeringa y acerque la varilla plástica. Observará la desviación que experimenta el chorro a causa del dipolo permanente que presenta el agua. Ello demuestra su polaridad.

Actividad experimental 4.4. Preparación de una disolución Apuntes sobre el contenido: No por gusto se dice que el agua es la sustancia más extraordinaria del mundo, ese apelativo lo merece por su comportamiento químico y físico. El agua es la única sustancia que a TPEA se encuentra en los tres estados físicos: sólido, líquido y gaseoso. Como sólido o hielo se encuentra en los glaciares y los casquetes polares, así como en las superficies de agua en invierno; también en forma de nieve, granizo y escarcha, y en las nubes formadas por cristales de hielo; como líquido cubriendo las tres cuartas partes de la superficie terrestre en forma de pantanos, lagos, ríos, mares y océanos y, como gas, la encontramos en forma de vapor común en la niebla, la neblina y en las nubes. El agua tiene la capacidad de flotar cuando se solidifica en su propio líquido. Esta característica es solo compartida con cinco sustancia en la naturaleza, ellas son: CH 3COOH , Ga, Bi, Sb y el Si; sin embargo, uno de los atributos que la hace sorprendente es su capacidad de disolver a muchas Raúl A. Salgado Labrada

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sustancias, es por eso que se le llama el disolvente universal; gracias a ello ex isten las disoluciones en todas sus formas y manifestaciones. El concepto disolución (y no necesariamente acuosa) se define como el sistema disperso homogéneo de dos o más sustancias, cuya composición puede variar dentro de ciertos límites. ¿Qué significa esto? La disolución es un sistema disperso porque constituye una mezcla de dos o más sustancias; es homogéneo porque no se pueden distinguir sus componentes, se ve como un todo uniforme, y su composición puede variar dentro de ciertos límites, porque no se podrá estar agregando soluto indefinidamente; esto haría que el sistema en su conjunto se transformara en un mezcla ordinaria donde se ven claramente el soluto y el disolvente, aunque la parte líquida siga siendo una disolución saturada. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Deposite en un vaso de precipitado pequeño que contiene agua, unos pequeños cristales de KMnO4 , de color violeta muy oscuro. b) Agite y notará que pronto los cristales desaparecen de nuestra vista, adquiriendo la disolución uniformemente un color violáceo. (De la superficie de los cristales se han desprendido partículas coloreadas que pasan a la disolución y se han difundido por toda ella, por cuya razón la disolución toma un color uniforme.) c) Observe el aspecto homogéneo de la disolución. Nota: esta actividad experimental puede hacerse con cualquier sal coloreada y soluble en agua. Por ejemplo: el CuSO4 e incluso el azul de metileno.

Actividad experimental 4.5. Factores que influyen en la velocidad de disolución de un sólido en agua Apuntes sobre el contenido: La solubilidad es una medida de la capacidad que tiene una sustancia de disolverse en un medio disolvente; implícitamente se corresponde con la máxima cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de disolvente, a una temperatura establecida; en dicho caso se establece que la disolución está saturada. El método preferido para hacer que el soluto se disuelva en esta clase de disoluciones es calentarla primero y enfriar hasta temperatura ambiente después (normalmente 25 ºC). En algunas condiciones se puede sobrepasar ese máximo de soluto que se disuelve a una temperatura dada y pasan a denominarse como“disoluciones sobresaturadas”. No todas las sustancias se disuelven en un mismo disolvente; por ejemplo, en el agua, se disuelve el etanol y la sal, en tanto que el aceite y la gasolina no lo hacen. En la solubilidad, el carácter polar o apolar de la sustancia influye mucho, ya que debido a este carácter, la sustancia será más o menos Raúl A. Salgado Labrada

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soluble; por ejemplo, los compuestos con más de un grupo funcional presentan gran polaridad por lo que no son solubles en éter etílico. Entonces para que un compuesto sea soluble en este ha de tener escasa polaridad; es decir, tal compuesto no ha de tener más de un grupo polar. Los compuestos con menor solubilidad son los que presentan menor reactividad como son: los alcanos, los compuestos aromáticos y los derivados halogenados. El término solubilidad se utiliza tanto para designar al fenómeno cualitativo del proceso de disolución como para expresar cuantitativamente la concentración de las disoluciones. La solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del disolvente y del soluto, así como de la temperatura y la presión del sistema, es decir, de la tendencia del sistema a alcanzar el valor máximo de entropía 14 . Al proceso de interacción entre las moléculas del disolvente y las partículas del soluto para formar agregados se le llama solvatación y si el disolvente es agua, hidratación. Hay cuatro factores muy asociados al proceso de solubilidad, ellos son: naturaleza de las sustancias, la temperatura, la superficie de contacto y la agitación. La solubilidad de un soluto en un determinado disolvente depende principalmente de la temperatura. Para muchos sólidos disueltos en el agua, la solubilidad aumenta con la temperatura hasta 100 °C , aunque existen casos que presentan un comportamiento inverso. En el agua líquida a altas temperaturas, la solubilidad de los solutos iónicos tiende a disminuir, debido al cambio de las propiedades y la estructura del agua líquida. El efecto de la temperatura sobre la solubilidad descansa en que a medida que esta aumente, la velocidad media de las partículas del soluto y del disolvente, y los choques entre ellas, es decir, sus interacciones, aumentan también. La agitación mecánica propicia el mismo efecto que la temperatura ya que favorece la difusión, las interacciones entre el soluto y el disolvente, aumentando la velocidad de disolución. La agitación es un método, que de oficio, se implementa en estos procesos. La trituración (del soluto) es un elemento que provoca en él mayor superficie de contacto entre el soluto pulverizado y el disolvente líquido. Como las interacciones soluto-disolvente se originan en la región de contacto entre ellos, el incrementar la superficie de contacto entre ambas fases, aumentará la velocidad de disolución; por supuesto, lo anterior se logra dividiendo cada vez más, el soluto sólido, lo más finamente posible. Por último, un factor nada despreciable es la naturaleza de las sustancias, dada en la propia estructura interna de ellas. ¿Por qué una piedra común no se disuelve en agua? Por la naturaleza de esta. ¿Por qué una sustancia apolar no se disuelve en agua y una iónica sí? Por la misma razón. Procedimiento para la actividad experimental:

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Entropía, función d e es tado que mide el des orden de un sistema físico o químico, y p or tanto s u proximidad al equilibrio térmico. En cualquier transformación que se produce en un sistema aislado, la entropía del mismo aumenta o permanece constante, pero nunca disminuye. Así, cuando un sistema aislado alcanza una configuración de entropía máxima, ya no puede experimenta r cambios: ha alcanzado el equilibrio.


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4.14.1. Superficie de contacto a) Prepare dos v asos de precipitado, cada uno con 100 ml de agua. b) Añada simultáneamente a uno de los vasos de precipitado 1 g de cristales (grandes) de CuSO4 y al otro, la misma cantidad de esta sal, pero previamente triturada en el mortero. c) Con el cronómetro mida el tiempo que tardan en disolverse ambas formas de la sal. Observará que el vaso donde está el CuSO4 triturado se disuelve rápidamente, mientras que el otro no. 4.14.2. Agitación mecánica a) Prepare dos v asos de precipitado, cada uno con 100 ml de agua. b) Añada sendos vasos de precipitado 1 g de CuSO4 previamente triturado. c) Agite con una varilla de vidrio el CuSO4 depositado en uno de los vasos de precipitado hasta que se disuelva totalmente, mientras que en el otro vaso de precipitado se deja que el proceso de disolución ocurra por sí solo. Mida el tiempo consumido en embos casos. Observará que el vaso donde está el CuSO4 fue agitado se disuelve rápidamente, mientras que el otro no. 4.14.3. Aumento de la temperatura a) Prepare dos v asos de precipitado, cada uno con 100 ml de agua. b) Suministre calor a uno de los dos v asos de precipitado hasta que comience la ebullición. c) Retire la llama y coloque el vaso de precipitado caliente junto al otro recipiente. d) Deposite en ambos vasos de precipitado, simultáneamente 1 g de CuSO4 en polvo. Deje que el proceso de disolución en ambos casos ocurra por sí solo. Mida el tiempo consumido en ambos recipientes. Observará que la sal se disuelve más rápido en el vaso de precipitado que contiene agua caliente que el otro que contienen agua a temperatura ambiente.

Actividad experimental 4.6. Solubilidad de sólidos en distintos disolventes Apuntes sobre el contenido: ¿Por qué el agua disuelve algunas sustancia y a otras no?


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El agua está formada por moléculas polares, y en el proceso de disolución, ellas se agrupan alrededor de los iones o moléculas de la otra sustancia para disociarlas. Cuando un compuesto iónico se disuelve en agua (figura a), los extremos positivos de la molécula del agua (H + ) son atraídos por los aniones que contienen iones con carga negativa, mientras que los extremos negativos de la propia molécula de agua (O2- ) son atraídos por los cationes que contienen iones con carga positiva, debilitándose las interacciones soluto-soluto, produciéndose así la disociación de los iones + y – del compuesto iónico, responsables de la conductividad eléctrica de la disolución resultante. Figura a: disolución del NaCl por la acción del agua.

El proceso de disolución está íntimamente vinculado con el de difusión, así cualquier sustancia que se disuelva en toda su extensión en agua, se va difundiendo poco a poco por todo el líquido, primero su capa más externa, luego una nueva capa, y así sucesivamente hasta que se disocian y difunden totalmente. Cuando lo que se disuelve en agua es una sustancia con enlaces covalentes pocos polares o no polares, por ejemplo, el azúcar, lo único que sucede es la separación de sus moléculas del enrejado cristalino, pero por lo general no se forman iones; esto explica porqué las disoluciones resultantes de este proceso son malas conductoras de la corriente eléctrica. Figura b: disolución de la sacarosa por la acción del agua


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Si por el contrario, la sustancia que se disuelve en agua es una sustancia con enlaces covalentes polares, por ejemplo, el cloruro de hidrógeno, primero ocurre la ionización y luego la disociación de de las moléculas de HCl; esto explica porqué las disoluciones resultantes de este proceso son buenas conductoras de la corriente eléctrica. Figura c: disolución del HCl por la acción del agua

Para saber qué sustancias se disuelven o no en un determinado disolvente, siempre tendremos que apelar a una antigua regla empírica, según la cual: “lo semejante disuelve a lo semejante ”. El sentido de esta regla, a la luz de las concepciones modernas de la estructura de las sustancias, reside en que si las moléculas del disolvente no presentan polaridad o son poco polares, por ejemplo, benceno, éter, etc., en dichas sustancias se disuelven bien las sustancias que también son apolares o poco polares; lo harán con mucha dificultad las moléculas muy polares y prácticamente no se disuelven las sustancias iónicas. Al contrario, cuando las moléculas del disolvente son de una polaridad pronunciada, por ejemplo, el agua, por regla general, esta disuelve fácilmente sustancias polares y las de tipo iónicas, pero resulta un mal disolvente para las moléculas apolares. Esto debe estar relacionado con el hecho de que cuando las estructuras del soluto y el disolvente son semejantes se beneficia la difusión y las interacciones entre ellas y se sabe que las interacciones soluto-disolvente son las que favorecen el proceso de disolución. Procedimiento para la actividad experimental:


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e) En una gradilla coloque cuatro tubos de ensayos o probetas pequeñas, rotuladas con los números 1, 2, 3 y 4. En los tubos 1 y 2 se ponen cantidades discretas de NaCl y en los 3 y la 4 se depositan trocitos de parafina. f) Agregue agua a uno de los tubos que contienen NaCl y uno de los tubos que contienen parafina (tubos 1 y 3). g) Agite ambos tubos y se observará que la sal se disuelve, pero no la parafina. h) En los tubos restantes se añade queroseno (o benceno) (tubos 2 y 4). i) Agite ambos tubos y se observará que la sal no se disuelve, pero si la parafina.

Actividad experimental 4.7. Solubilidad de distintos sólidos en agua a temperatura ambiente Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes para la actividad experimental anterior. Reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes en agua a 25ºC Compuestos solubles Los que tengan iones metálicos alcalinos (Li+ ,Na+ , K + , Rb+ , Cs+ ) y el ion amonio NH 4+. Nitratos (NO3- ), bicarbonatos (HCO3 - ) y cloratos (ClO3- ). Los halogenuros (Cl - , Br - , I - ), excepto los de Ag + , Hg 2 2+ y Pb2+. Sulfatos (SO42- ), excepto los de Ag + , Ca2+ , Sr 2+ , Ba2+ , Hg 2+ y Pb2+. Compuestos insolubles Carbonatos (CO3 - ), fosfatos (PO4 - ), cromatos (CrO4 - ), sulfuros (S - ) e hidróxidos (OH - ), excepto los que contengan los iones (Li+ ,Na+ , K + , Rb+ , Cs+ ) y el ion amonio NH 4+. Procedimiento para la actividad experimental:


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a) Rotule tres tubos de ensayo con los números 1, 2 y 3. Colóquelos en una gradilla. b) En el tubo 1, ponga 2 g de nitrato de cobre (II), Cu(NO3 )2; en el segundo tubo, 2 g de hidróxido de calcio, Ca(OH)2 y en el tercero, una pequeñita cantidad de arena. c) Añada a cada tubo de ensayo 10 ml de agua. Agítelo y déjelo asentar. Observará que el nitrato se disuelve totalmente, el hidróxido lo hace parcialmente y la arena es prácticament e insoluble.

Actividad experimental 4.8. Solubilidad de los gases Apuntes sobre el contenido: Los gases se disuelven en los líquidos en una proporción que depende de la naturaleza de ambos. Las disoluciones de gases obedecen a la ley de Henry, según la cual, a una temperatura dada, la masa de gas disuelto en una cantidad determinada de líquido es proporcional a la presión que el gas ejerce sobre la superficie del mismo. Salvo excepciones, la solubilidad de los gases en agua disminuye al aumentar la temperatura. Matemáticamente se formula del siguiente modo: S(gas) = ks.P Donde: 

P es la presión parcial del gas.



S (gas) es el coeficiente de solubilidad del gas.



ks es la constante de Henry, que depende de la naturaleza del gas, la temperatura y el líquido.

Las unidades de la constante k dependen de las unidades elegidas para expresar la concentración y la presión. Un ejemplo de la aplicación de esta ley está dado por las precauciones que deben tomarse al volver a un buzo a la superficie. Al disminuir la presión parcial de los distintos gases, disminuye la solubilidad de los mismos en la sangre, con el consiguiente riesgo de una eventual formación de burbujas. Para evitarlo, esta descompresión debe efectuarse lentamente. Procedimiento para la actividad experimental:


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a) Vierta en sendos v asos de precipitado (A y B) 50 ml de disolución de NaHCO3 . b) Enfríe el vaso de precipitado A y caliente moderadamente el vaso B. c) Añada simultáneamente a ambos vasos de precipitado, jugo de naranja agria. Observará que en el vaso B (el que está caliente), el CO 2 se desprende más rápidamente que en el vaso A (el frío). Esto indica que a mayor temperatura, menos capacidad de disolución en agua tiene el CO2.

Actividad experimental 4.9. Cambios energéticos en el proceso de disolución Apuntes sobre el contenido: En el proceso de disolución ocurren eventos similares a los que suceden en una reacción química: tienen lugar cambios estructurales, tales como el rompimiento y la formación de nuevos enlaces químicos para que se produzca la disolución de la sustancia. Casi todos estos procesos absorben o desprenden energía, por lo general en forma de calor más o menos apreciable. ¿Por qué? Porque precisamente la ruptura y formación de esos nuevos enlaces involucra determinada energía, ya sea consumida, ya sea generada, y que pueden ser percibidas de alguna manera. En el proceso de disolución de un sólido en agua, se involucran tres factores energéticos principales: 1. Determinada energía necesaria para poder separar las moléculas o los iones del soluto que se está disolviendo (E s-s ). 2. Determinada energía necesaria para que las moléculas de agua se separen entre sí (E d-d ). 3. Determinada energía liberada en la interacción entre las moléculas o los iones del sólido que se está disolviendo con las moléculas separadas del agua (E s-d ). ¿Qué puede pasar? 1ro. que [E s-s + E d-d ] > E s-d , el proceso absorbe calor, es endotérmico ΔH > 0. 2do. que [E s-s + E d-d ] < E s-d , el proceso desprende calor, es exotérmico ΔH < 0. La diferencia más importante que hay entre reacción química y proceso de disolución radica en que las sustancias que intervienen en la disolución pueden ser recuperadas por métodos físicos, como ocurre con el NaCl que se disuelve en agua; el NaCl y el agua se pueden regenerar mediante la destilación; mientras que en las reacciones químicas (ordinarias) no, como ocurre cuando se quema un papel; este nunca vuelve a ser papel ya que fue transformado definitivamente. Procedimiento para la actividad experimental: 3.4.1. Proceso endotérmico


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a) Ponga 2 g de urea en un tubo de ensayo. b) Coloque el termómetro en el agua, determine y anote la temperatura. c) Añada 5 ml de agua al tubo de ensayo que contiene la urea, agite hasta que se disuelva. d) Coloque el termómetro en el tubo de ensayo que contiene a la disolución. Determine y anote la temperatura. Observará que ha disminuido con respecto a la temperatura ambiente. e) Extraiga el termómetro y séquelo. 3.4.2. Proceso exotérmico

a) Ponga 2 g de NaOH en un tubo de ensayo. b) Coloque el termómetro en el agua, determine y anote la temperatura. c) Añada 5 ml de agua al tubo de ensayo que contiene al NaOH, agite hasta que se disuelva. d) Coloque el termómetro en el tubo de ensayo que contiene a la disolución. Determine y anote la temperatura. Observará que ha aumentado con respecto a la temperatura ambiente. e) Extraiga el termómetro y séquelo.

Actividad experimental 4.10. Preparación de una disolución saturada. Apuntes sobre el contenido: Raúl A. Salgado Labrada

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Manual de actividades experimentales de Química El vocablo “saturar” significa proporcionar algo, de modo que, si hubiera más, sobraría. Suele

sugerir idea de exceso, por ejemplo, saturar el mercado de cierta mercancía. En química tiene igual significado, pero aplicado a la masa de sustancia (soluto) que se disuelve en un disolvente.

Las disoluciones se clasifican de acuerdo con el grado de saturación en no saturadas, saturadas y sobresaturadas; las disoluciones no saturadas son aquellas cuya concentración es menor que la correspondiente al estado de saturación, a diferencia de las saturadas, todavía pueden disolver, sin variar las condiciones exteriores, más soluto. Las disoluciones saturadas son aquellas que ya no admiten más soluto disuelto bajo determinada situación; están llenas, entonces cierto número de partículas de soluto empiezan a cristalizar y depositarse en el fondo del recipiente. Se llega a un momento en que en el seno de la disolución se producen dos procesos simultáneos en equilibrio: cristalización y disolución. Por eso se dice que la disolución saturada es aquella en la que el soluto disuelto se encuentra en equilibrio estable con el exceso de soluto no disuelto a una determinada temperatura. Nunca se podrá hablar de procesos de disolución sin mencionar la temperatura, pues esta siempre va a condicionar el hecho químico.

¿Cómo se produce una disolución sobresaturada? Imaginemos que para una sal X se tiene caracterizado su coeficiente de solubilidad: TºC 20ºC 30ºC

M(X)/g.100 g de agua 183,0 246,0

Significa que a 20ºC, 183 g de X anhidro saturan 100 g de agua y que a 30ºC, 246 g de X anhidro saturan 100 g de agua. Si tratáramos de disolver 200 g de X a 20ºC, no lo lograríamos, pero si calentamos la disolución a 30ºC el exceso de sal (17 g) si se disolverían, pues a esta temperatura admite hasta 246 g; entonces, con respecto a 30ºC es una disolución no saturada. Si se deja enfriar lentamente hasta 20ºC, entonces es una disolución sobresaturada respecto a la saturada a esa temperatura, pues contiene 200g disueltos y a esa temperatura normalmente solo se disuelven 183g. Para saturarla solo basta añadir un pequeño cristal de la sal o de otra que posea la misma estructura cristalina, o mover el recipiente. Esto provocaría la cristalización de los 17g de soluto en exceso. Las disoluciones sobresaturadas son aquellas que tienen mayor cantidad de soluto disuelto que el que corresponde a la saturación a una temperatura dada. Es importante señalar que las expresiones: muy diluida, diluida, concentrada o muy concentrada, empleadas corrientemente al referirse a una disolución dada, si bien expresa una gradación creciente Raúl A. Salgado Labrada

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en la cantidad de soluto disuelto, son imprecisas y nada nos dicen para poder identificar una disolución, la cual queda caracterizada tan solo si se indica la cantidad de soluto disuelto en una cantidad dada de disolución en términos de m(D) o V(D). Esos términos relacionan la cantidad de una sustancia con la intensidad observable de los efectos o propiedades, tales como el color, sabor, olor, viscosidad, conductividad eléctrica, etc., causados por esa sustancia. Por ejemplo, la concentración de un refresco puede determinarse por la intensidad de su color y sabor, la de una limonada por su sabor y olor, la del agua azucarada por su sabor. Una regla práctica es que cuanto más concentrada es una disolución cromática, generalmente más intensamente coloreada estará. Dependiendo de la proporción de soluto con respecto al disolvente, una disolución puede estar diluida o concentrada: disolución diluida: es aquella en donde la cantidad de soluto está en una pequeña proporción en  un volumen determinado; disolución concentrada: es la que tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen  determinado. Las disoluciones saturadas y sobresaturadas son altamente concentradas. Procedimiento para la actividad experimental:

a) En un vaso de precipitado que contiene unos 100 ml de agua añada una pequeña cantidad de una sal soluble en agua (CuSO4 , KMnO4, etc.). Puede ser azúcar. b) Agite para facilitar la disolución. c) Siga añadiendo poco a poco la sal hasta que, a pesar de continuar agitando, siempre quede un residuo de la sal que no logra pasar a la disolución. Este exceso permanecerá aparentemente sin disolverse. La disolución así obtenida, que posee un exceso de sólido que no ha podido disolverse, es una disolución saturada a temperatura ambiente.

Actividad experimental 4.11. Preparación de una disolución sobresaturada. Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes para la actividad experimental anterior. Procedimiento para la actividad experimental:


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a) En un vaso de precipitado añada 3 o 4 g de NaCH 3COO (acetato de sodio) y luego eche 3 o 4 gotas de agua para humedecer la sal). Puede ser tiosulfato de sodio, Na2S 2O3 . Tápelo con un vidrio reloj. b) Caliente el sistema suavemente y con poca llama y observará que la sal se disuelve totalmente. c) Retire la llama, manténgalo tapado y permita que la disolución alcance la temperatura ambiente en ABSOLUTO REPOSO. La sal se mantiene disuelta y no cristalizará. d) Luego añada un cristalito de acetato a la disolución y observe la rápida formación de los cristales a causa del soluto que estaba disuelto en exceso.). Igual efecto se obtiene si, en lugar de añadir un cristalito de la sal, introduce un agitador de vidrio a la disolución. La disolución obtenida en c, que posee un exceso de sólido que no habría podido disolverse a temperatura ambiente, es una disolución sobresaturada, se logró disolver la sal a una nueva temperatura (tienen mayor cantidad de soluto disuelto que el que corresponde a la saturación). Esta disolución cristaliza el exceso de soluto fácilmente.

Actividad experimental 4.12. Preparación de una disolución de determinada concentración másica. Apuntes sobre el contenido: Hay diferentes formas de expresar las cantidades relativas de los componentes de una disolución. Ellas se pueden enunciar en términos de composición o concentración: I) Cocentración: relaciona determinada magnitud con el v olumen de la disolución V(D). Por ejemplo: a) Concentración molar o de la cantidad de sustancia: c( X ) 

n( X ) V ( D)

o c( X ) 

m( X ) M ( X ) V ( D)

Se expresa usualmente en mol/l o mol.l -1 . También suele decirse, por ejemplo, disolución 1 M (1 molar) = 1 mol/l; 2,3 M = 2,3 mol/l, etc. b) Concentración másica:  ( X ) 

m( X ) V ( D)

Se expresa en g/l o g.l -1

Es importante señalar que la concentración es de determinado soluto o del disolvente, pero no de la disolución. Raúl A. Salgado Labrada

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Las concentraciones se expresan en términos de m(X), n(X) por volumen de disolución o de disolvente, y como este volumen cambia con la temperatura, la concentración del soluto cambia también. La adición de un nuevo soluto en cantidades que no alteren el volumen de la disolución, no cambia la concentración de los solutos anteriores en la disolución, por ejemplo, si c(NaCl) =0,5 mol/l, si le añadimos LiF para hacerla c(LiF) = 0,1 mol/l, si no hay variación en el volumen o si este es despreciable, c(NaCl) seguirá siendo 0,5 mol/l. II) Composición: relaciona determinada magnitud con la masa de la disolución m(D). Por ejemplo: Fracción másica:  x



m( X ) m( D)

La composición al tanto por ciento en masa de soluto en una disolución se define como la fracción másica multiplicada por 100, o sea,  x  100 La composición de una disolución no cambia cuando la temperatura v aría, pues aunque se dilate o se contraiga, sus masas permanecen constantes. La adición de un nuevo soluto altera inmediatamente la composición de la disolución. Conocido el tanto por ciento en masa de (n-1) componentes de una disolución, es posible conocer la composición total de la disolución, es decir, del componente que falta, siempre y cuando esté expresado en términos de composición. Muchas veces se necesita preparar disoluciones con una determinada concentración y se tienen, por ejemplo, sales, unas veces anhídras, otras veces hidratadas. ¿Cómo preparar 500 ml de disolución de CuSO4 0,5mol/l? Si se tiene CuSO4 (anhídro), el cálculo de la masa de la sal tiene el siguiente algoritmo: c(CuSO4 ) 

m(CuSO4 ) M (CuSO4 )  V ( D)

m(CuSO4 )  c(CuSO4 )  M (CuSO4 )  V (D) m(CuSO4 )  0,5mol / l  160 g / mol  0,5l m(CuSO4 )  40 g

Para preparar los 500 ml de disolución se debe tomar 40 g de CuSO4 (anhídro) y añadir agua hasta completar el volumen deseado. Si se tiene CuSO4 .5H 2O, entonces hay que tomar en cuenta que la sal ya contiene en su composición al agua, y ella cuenta en la preparación de la disolución. Veamos su algoritmo de cálculo: La fracción másica  (

CuSO4 CuSO4  5 H 2O

)

160 g 250

 0,64

Como ya se sabe, para preparar esta disolución, se necesita 40 g de CuSO 4 anhídro, entonces el cálculo de la masa de la sal hidratada sería: Raúl A. Salgado Labrada

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40 g = 0,64 m (CuSO4.5H 2 O) m(CuSO4  5 H 2 O) 

40 g 0,64

 62,5 g

(40 g de CuSO4 y 22,5 g de H 2O que contienen la sal hidratada).

Para preparar los 500 ml de disolución se debe tomar 62,5 g de CuSO4.5H 2O y añadir agua hasta completar el volumen deseado. El cálculo también se puede hacer aplicando la ecuación de definición de c(X). c(CuSO4  5 H 2O) 

n(CuSO4  5 H 2O) V ( D)



m(CuSO4  5 H 2O) M (CuSO4  5 H 2O)  V ( D)

m(CuSO4  5 H 2O)  c(CuSO4  5 H 2O)  M (CuSO4  5 H 2O)  V ( D) m(CuSO4 )  0,5mol / l  250 g / mol  0,5l m(CuSO4 )  62,5 g


a) Coloque en un vidrio reloj 5 g de NaCl. b) Viértalo en un matraz aforado de 250 ml de capacidad. c) Con unos 100 ml de agua arrastre hacia el matraz el remanente de la sal que quedó en el vidrio reloj. d) Agite moviendo circular y suav emente el matraz para disolver la sal contenida en él. e) Complete con agua hasta alcanzar el aforo del frasco que señala el volumen de 250 ml; se habrá obtenido una disolución  ( NaCl )  20 g / l o 20 g.l -1 Cálculo de  ( NaCl ) m(NaCl) =5 g V (D) = 250 ml = 0,25 l


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Manual de actividades experimentales de Química m( NaCl )

 ( NaCl ) 

V ( D) 5 g

 ( NaCl ) 

0,25l

;  ( NaCl )  20 g  l 1 

Concentración molar de la disolución: c( NaCl ) 

c( NaCl ) 

 ( NaCl )

M ( NaCl ) 20 g  l 1

; c( NaCl )  0,34mol  l 1 

1

58,5 g  mol

Actividad experimental 4.13. Preparación de una disolución al tanto por ciento en masa de soluto Apuntes sobre el contenido: Las disoluciones expresadas al tanto por ciento en masa del soluto constituyen una manera muy común de preparar diversos productos de la vida cotidiana, la industria, la agricultura y la farmacología, por citar ejemplos. La fracción másica  de cualquier disolución es la relación entre la masa del soluto m(X) y la masa de la disolución m(D): x

 X



m( X )

, es adimensional.

m( D)

El tanto por ciento en masa de un soluto en cualquier disolución, es entonces,  x 100 Muchas veces se necesita preparar disoluciones con una determinada composición y se tienen, por ejemplo, sales, unas veces anhídras, otras hidratadas. ¿Cómo preparar 200 g de disolución de CuSO4 al 15 %? Si se tiene CuSO4 (anhídro), el cálculo de la masa de la sal tiene el siguiente algoritmo:  CuSO4 100  15%  CuSO4



 CuSO4



15 100



0,15

m(CuSO4 ) m( D)

m(CuSO4 )  m( D)   CuSO4

m(CuSO4 )  200g  0,15 m(CuSO4 )  30 g


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Para preparar los 200 g de disolución se debe tomar 30 g de CuSO4 y añadir 170 g de agua (170 ml) hasta completar la masa deseada. Si se tiene sal hidratada como el CuSO4.5H 2O, entonces hay que tomar en cuenta que esta ya contiene en su composición al agua, y hay que tomarla en cuenta en la preparación de la disolución. Veamos su algoritmo de cálculo: La fracción másica  (

CuSO4 CuSO4  5 H 2O

)

160 g 250

 0,64

Como ya se sabe, para preparar esta disolución, se necesita 30 g de CuSO4 anhídro, entonces el cálculo de la masa de la sal hidratada sería: 30 g = 0,64 m (CuSO4.5H 2 O) m(CuSO4  5 H 2 O) 

30 g 0,64



46,88 g (30 g de CuSO4 y 16,88 g de H 2 O que contienen la sal hidratada).

Para preparar los 200 g de disolución se debe tomar 46,88 g de CuSO4.5H 2O y añadir 153,12 g de agua (153,12 ml) hasta completar la masa deseada. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Coloque en un vidrio reloj 5 g de NaCl previamente triturada. b) Mida 245 ml con ayuda de una probeta. c) Vierta un poco del agua medida en un vaso de precipitado limpio. d) Añada la cantidad de la sal del v idrio reloj en el vaso de precipitado con agua. Se debe arrastrar, utilizando parte del agua medida las trazas de sal que puedan quedar en el vidrio reloj. e) Añada el volumen de agua restante al vaso de precipitado y agite hasta su total disolución. f) Calcule  NaCl 100 en la disolución preparada. Cálculo de  NaCl 100 m(NaCl) = 5 g m(H 2O) = 245 g (porque la densidad del H 2O es ≈1 g/ml) m (D) = m(NaCl) + m(H 2O) Raúl A. Salgado Labrada

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m (D) = 5 g + 245 g m (D) = 250 g  NaC l 

m( NaCl ) m( D)

=

5 g 250 g

= 0,02

 NaCl  100  0,02  100  2%

Actividad experimental 4.14. Determinación de la dureza del agua Apuntes sobre el contenido: Se denomina dureza del agua a la concentración de compuestos minerales que hay en una determinada cantidad de agua, en particular, por la presencia de iones Mg 2+ , Fe2+ y Ca2+ , que acompañados de iones HCO3- , SO42- , NO3 - y Cl - son los causantes de este fenómeno; el grado de dureza es directamente proporcional a la concentración de estas sales y se calcula, genéricamente, a partir de la suma de las concentraciones de diferentes sales en mg/l de agua. La dureza del agua puede ser: 1. Dureza temporal: debido a la presencia de iones Mg 2+ , Fe2+ y Ca2+ , acompañados de iones HCO3-. La dureza temporal puede ser eliminada al hervir el agua: calor

Ca(HCO3 )2(ac) = CaCO3(s) + CO2(g) + H 2O calor

Mg(HCO3 )2(ac) = MgCO3(s) + CO2(g) + H 2O calor

Fe(HCO3 )2 (ac) = FeCO3(s) + CO2 (g) + H 2O ¿Por qué se ablanda el agua? Los carbonatos: CaCO3, MgCO3, FeCO3, son menos solubles en agua caliente, que en agua fría, así que hervir el agua contribuye a la formación de carbonatos que precipitarán, dejando el agua, menos dura. Muchos jarros que en nuestros hogares se utilizan para hervir agua, con el tiempo, adquieren una costra de estas sales por precipitación continua. La aguas duras también pueden ablandarse por la adición del Ca(OH)2 ): Ca(HCO3 )2(ac) + Ca(OH)2(ac) = 2 CaCO3(s) + 2 H 2O Mg(HCO3 )2(ac) + Ca(OH)2(ac) = 2 MgCO3 (s) + 2 H 2 O Los carbonatos pueden precipitarse cuando la c(HCO3- ) disminuye y la dureza temporal lo hace también; si por el contrario aumenta esta concentración, puede hacerlo también la solubilidad de carbonatos, esto hace que la dureza temporal aumente. Este proceso de disolución y precipitación es el que provoca las formaciones de estalagmitas y estalactitas en diversas cavernas. 2. Dureza permanente: debido a la presencia de iones Mg 2+ , Fe2+ y Ca2+ , acompañados de los iones SO42- , NO3- y Cl -. Raúl A. Salgado Labrada

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Esta dureza se puede eliminar utilizando la lechada de cal (Ca(OH)2 ): Ca(HCO3 )2(ac) + Ca(OH)2(ac) = 2 CaCO3(s) + 2 H 2O Mg(HCO3 )2(ac) + Ca(OH)2(ac)

= MgCO3(s) + CaCO3(s) + 2 H 2O

MgSO4 (ac) + Ca(OH)2(ac) = Ca SO4(s) + Mg(OH)2(s) Otro proceso para la eliminación de la dureza del agua, es la descalcificación de esta mediante resinas de intercambio iónico, llamadas zeolitas, minerales constituidos por Al, Si, H, O, metales alcalinos o alcalinotérreos y un número variable de moléculas de agua de hidratación (Na 2 Ze, CaZe y MgZe). Se obtiene con ello agua blanda, llamada agua tratada. CaCl 2 (ac) + Na2 Ze = CaZe (s) + 2 NaCl(ac) MgSO4(ac) + Na2 Ze = MgZe(s) + Na2 SO4 (ac) Según sea la dureza del agua, la zeolita pierde más o menos su eficacia, pero se puede regenerar haciéndola pasar a través de una disolución de NaCl al 10%. Este proceso convierte a la CaZe y a la MgZe en Na2 Ze soluble y en CaCl 2 y MgCl 2 , también solubles, que luego se separan. La dureza se puede determinar fácilmente mediante reactivos, el más utilizado es la disolución patrón de jabón. Este método empírico es muy utilizado en el hogar para saber si el agua es “buena” o “mala” al distinguir cuando hay buena o mala espuma de jabón en ella (si hace bacía). La dureza del

agua también se puede percibir por el sabor de ella. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Prepare una disolución patrón de jabón la cual se hace con 0, 1 g de este disuelto en 100 ml de etanol. b) Vierta en el tubo de ensayo # 1, 10 ml de agua destilada y añada 5 gotas de disolución patrón de jabón. Tómelo en la mano, tápelo con el dedo, agite fuerte y continuamente durante 10 s; mida con una regla graduada la altura de la espuma y anote la medición.


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c) Haga la misma operación para los restantes tubos de ensayo, siempre midiendo con una regla graduada la altura de la espuma y anotando la medición. d) Elabore un gráfico levantando perpendiculares de las alturas de las columnas de espuma para cada tubo de ensayo. Compare y llegue a conclusiones.

Actividad experimental 4.15. Ablandamiento del agua con zeolita Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes sobre el contenido de la actividad experimental anterior. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Arme un aparato para ablandar el agua con zeolita, utilizando los aditamentos y accesorios necesarios. b) Llene un embudo con zeolita hasta aproximadamente la mitad de este. c) Haga pasar agua dura a través de la zeolita con la ayuda de un agitador de vidrio para el trasvase. e) Recoja 5 ml de agua”blanda” en un tubo de ensayo y échele un unas gotas de disolución patrón de jabón. Agite fuerte y uniformemente durante 10 s; mida con una regla graduada la altura de la espuma y anote la medición. f) Deposite 5 ml de agua”dura” en otro tubo de ensayo y échele un unas gotas de disolución patrón de jabón. Agite fuerte y uniformemente durante 10 s; mida con una regla graduada la altura de la espuma y anote la medición. d) Compare la cantidad de espuma formada en ambos casos. Raúl A. Salgado Labrada

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Advertencia: para que la zeolita funcione con eficacia, es necesario previamente pasarle, varias veces y de forma alternativa disoluciones de CaCl 2 y luego NaCl.

Actividad experimental 4.16. Reacción entre el agua y el óxido de calcio Apuntes sobre el contenido: El agua reacciona con un restringido número de óx idos metálicos: como resultado de ello se obtienen disoluciones básicas de hidróxidos metálicos. Los óxidos de este tipo que reaccionan con el agua, con cierta facilidad, son generalmente aquellos que se obtienen cuando reaccionan los metales más activos, ya sea con agua fría, ya sea con vapor de agua: Li2O, K 2O, BaO, Sr 2O, CaO, Na2O, MgO y ZnO, principalmente, en ese orden. 1. Li2O(s) + H 2O = 2 LiOH(ac) Δ H<0 2. K 2O(s) + H 2O = 2 KOH(ac) Δ H<0 3. BaO(s) + H 2O = Ba(OH)2(ac) Δ H<0 4. SrO(s) + H 2O = Sr(OH)2(ac) Δ H<0 5. CaO(s) + H 2O = Ca(OH)2(ac) Δ H<0 6. Na2O(s) + H 2O = 2 NaOH(ac) Δ H<0 7. MgO(s) + H 2O = Mg(OH)2 (ac) Δ H<0 8. ZnO(s) + H 2O = Zn(OH)2(ac) Δ H<0 Los mayoría de los hidróxidos metálicos son insolubles en agua y se obtienen por vía indirecta mediante la reacción de una disolución de un hidróxido metálico soluble con otra de una sal soluble que contenga los iones metálicos correspondientes; por ejemplo, la obtención del Cu(OH)2 sólido. CuSO4(ac) + 2 NaOH(ac) = Cu(OH)2(s) + Na2SO4(ac) Δ H >0 CuO(s) + H 2 O, no ocurre la reacción. Los hidróxidos metálicos prácticamente insolubles o poco solubles en agua se descomponen por el calor en el óxido metálico correspondiente y agua. Cu(OH)2(s) = CuO(s) + H 2O A diferencia de los óxidos metálicos, los no metálicos superan con creces en número, los que reaccionan con el agua para formar disoluciones ácidas de hidróxidos no metálicos. Veamos solo los ejemplos más connotados: SO3(g) + H 2O = H 2SO4(ac) Δ H<0 N 2O5(g) + H 2O = 2 HNO3(ac) Δ H<0 P 4O10 (l) + 6 H 2O = 4 H 3 PO4(ac) Δ H<0 Procedimiento para la actividad experimental:


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a) Coloque pedacitos (o polvo) de CaO en el fondo de un tubo de ensayo. b) Introduzca un termómetro en el tubo que contienen el CaO, mida y anote la temperatura. c) Déje caer unas gotas de agua, introduzca de nuevo el termómetro en el tubo de ensayo, mida y anote la temperatura. Comprobará que se produce una reacción con gran desprendimiento de calor. La basicidad de la disolución se puede probar por medio de un indicador; por ejemplo, la fenolftaleína. Ecuación de la reacción: CaO(s) + H 2 O(l) = Ca(OH)2(ac)

ΔH<0

V) LAS REACCIONES QUÍMICAS Actividad experimental 5.1. Cambio físico Vs. cambio químico Apuntes sobre el contenido: Las sustancias experimentan constantemente cambios, es decir, adoptan formas distintas de cómo eran o estaban, ya sea desde el punto de vista físico o químico. Es conveniente advertir que no hay un límite rígido entre estos dos arquetipos de cambios, ya que en muchas ocasiones nos encontramos ante situaciones de este tipo, difícil de apreciar esta delimitación; por ejemplo, el hacer hervir el agua de pila es un fenómeno que está en el límite entre lo físico y lo químico, ya que se producen cambios físicos como lo es la propia dilatación del sistema; sin embargo, también se produce una reacción química cuando las sales de calcio y magnesio se descomponen según la ecuación: calor

Ca(HCO3 )2(s) = CaCO3(s) + CO2(g) + H 2O calor

Mg(HCO3 )2(s) = MgCO3(s) + CO2 (g) + H 2O Otro tanto ocurre con los procesos de disolución en agua de muchas sustancias. Se afirma que una sustancia experimenta un cambio físico cuando sucede sin que haya variación en su composición química; por ejemplo, la atracción del hierro por el imán, la solidificación del agua o la rotura de un vaso de vidrio, por citar algún ejemplo; mientras que cambio químico (reacción química) implica la alteración de la sustancia de manera distinta de como estaba; por ejemplo, quemar un papel; este deja de ser papel para transformarse en ceniza, gases, etc., otro ejemplo cotidiano lo es la corrosión del hierro que se transforma en un material escamoso nada parecido a este. Tanto el papel Raúl A. Salgado Labrada

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como el hierro, una vez que entran en reacción química dejan de ser hierro y papel respectivamente, cambian drásticamente. Procedimiento para la actividad experimental: 5.1.1. Cambio físico: romper un papel, un vaso de vidrio, doblar o calentar un alambre, atraer hierro con un imán, etc. 5.1.2. Cambio químico: quemar un papel, verter lejía sobre un paño oscuro, introducir una flor de marpacífico en un pomo con agua de cloro, etc. mostrar dos frutas: una verde y otra madura.

Actividad experimental 5.2. Algunas manifestaciones de las reacciones químicas Apuntes sobre el contenido: Las reacciones químicas son procesos en los cuales tienen lugar cambios estructurales, tales como el rompimiento y la formación de nuevos enlaces químicos, que producen nuevas sustancias, cualitativa y cuantitativamente diferentes a aquellas que le dieron origen. Durante la ocurrencia de las reacciones químicas se producen manifestaciones que revelan la presencia de este tipo de proceso; son expresiones frecuentes que exteriorizan el hecho químico. Es importante señalar que para afirmar que ocurre una reacción química tienen que converger varias manifestaciones, pues una sola no es necesaria, ni suficiente; por ejemplo, un cambio de coloración constituye una manifestación, sin embargo, muchos sucesos traen aparejados este fenómeno y no son reacciones químicas. Entre las manifestaciones que pueden indicar la ocurrencia de una reacción química podemos señalar las siguientes: formación o desaparición de un precipitado, desprendimiento de un gas, cambio de coloración, desprendimiento o absorción de energía, etc. Procedimiento para la actividad experimental: 5.2.1. Formación de un precipitado

a) Vierta en un vaso de precipitado una disolución de Ca(OH) 2 y sople a través de una pajilla absorbente (de tomar refresco) el CO2 contenido en los pulmones. Observará que inmediatamente la disolución se torna lechosa. b) Deje reposar un tiempo prudencial y observará la sedimentación de CaCO3. Ecuación de la reacción: Raúl A. Salgado Labrada

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Ca(OH)2 (ac) + CO2(g) = CaCO3(s) + H 2O 5.2.2. Desaparición de un precipitado y formación de un gas.

a) Deposite en un vaso de precipitado unos pedacitos de cáscara de huevo y agregue, poco a poco, un poquito de salfumante. Observará inmediatamente un burbujeo producido por el CO2 formado, y la desaparición progresiva de la cáscara de huevo. Ecuación de la reacción: CaCO3(s) +2 HCl(ac) = CaCl 2(ac) + CO2(g) + H 2O 5.2.3. Cambio de coloración

a) Tome un pedazo de tela de algodón de color bien oscuro y sobre ella deje caer unas gotas de lejía (hipoclorito de sodio, NaClO). Observará la decoloración de las fibras textiles del pedazo de tela. (Esta actividad experimental se puede hacer con flores rojas en contacto con agua de cloro, con diferentes indicadores ácido-base en presencia de disoluciones ácidas o básicas.) 5.2.4. Desprendimiento o absorción de calor (ver las actividades experimentales relacionadas con ello en Termoquímica).

Actividad experimental 5.3. Ley de conservación de la masa Apuntes sobre el contenido: La ley de conservación de la masa o de Lomonosov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada independientemente por Mijail Lomonosov y Antoine Lavoisier: “En una reacción química siempre la masa permanece constante, es decir, la suma de todas las masas de las sustancias que reaccionan es igual a la suma de todas las masas de las sustancias que se producen en dicha reacción”. Raúl A. Salgado Labrada

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Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química. Está expresada en la descripción habitual de las reacciones mediante la ecuación química y de los métodos gravimétricos 15 de la química analítica. Procedimiento para la actividad experimental: 5.3.1. Reacción donde se forma precipitado y no se desequilibra la balanza

a) Coloque en el platillo de la balanza un vaso de precipitado con 10 ml de disolución de KI. b) Dentro del vaso de precipitado introduzca un pequeño tubo de ensayo con 5 ml de disolución de Pb(NO3 )2 , asegurando que quede en posición vertical. c) Equilibre la balanza. d) Con la ayuda de un agitador voltee el tubo de ensayo de forma tal, que su contenido se ponga en contacto con el la disolución de KI. Observará que rápidamente se formará un precipitado y que la balanza no se desequilibra. Ecuación de la reacción: 2 KI (ac) + Pb(NO3 )2 (ac) = PbI 2(s) + 2 KNO3 (ac) 5.3.2. Reacción donde se libera un gas y se desequilibra la balanza.

15

El análisis gravimétrico o gravimetría consiste en determinar la cantidad proporcionada de un elemento, radical o compuesto presente en una muestra dada que s ea sus ceptible de pesarse. La gravimetría es un método an alítico cuantitativo, es decir, que determina la cantidad de sustancia, midiendo la masa de la misma con una balanza analítica. Los cálculos se realizan sob re la base d e las masas atómicas o molares, y s e fundamentan en una con stan cia en la compos ición de s us tancias puras y en las relacione s ponderales es tequiométricas de las reacciones químicas.


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a) Coloque en el platillo de la balanza un vaso de precipitado con 10 g de carbonato de calcio, CaCO3. b) Dentro del vaso de precipitado introduzca un pequeño tubo de ensayo con 5 ml de salfumante, que quede en posición vertical. c) Equilibre la balanza. d) Con la ayuda de un agitador voltee el tubo de ensayo de forma tal, que su contenido se ponga en contacto con el CaCO3. Observará que inmediatamente se formará un burbujeo y que la balanza se desequilibra a favor de las pesas. Ecuación de la reacción: CaCO3(s) + 2 HCl(ac) = CaCl 2(ac) + H 2O(l) + CO2(g) 5.3.3. Reacción donde se produce un aumento de la masa y se desequilibra la balanza.

a) Coloque en el platillo de la balanza una cápsula de porcelana y en ella deposite una tira de magnesio. b) Equilibre la balanza. c) Encienda la tira de magnesio. Observará inmediatamente una llama luminosa y la formación de un sólido. la balanza se desequilibra a fav or de la cápsula de porcelana. Ecuación de la reacción: 2 Mg(s) + O2(g) = 2 MgO(s)

VII) CINÉTICA QUÍMICA Actividad experimental 7.1. Influencia de la temperatura en la velocidad de reacción química Apuntes sobre el contenido: La velocidad media de una reacción química se define como la relación que hay entre la variación de la concentración molar Δc(X) de cualquiera de las sustancias involucradas y el intervalo de tiempo Δt. 

v

c( X ) t



mol  l 1 s

o mol  l 1  s 1 Se determina siempre a partir de datos experimentales de cada 



reacción en particular.


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Cuando la velocidad media de reacción se determina con respecto a las sustancias reaccionantes, su valor tiene signo negativo, lo que indica que la concentración está disminuyendo con el tiempo. Todo lo contrario ocurre cuando se refiere a un producto de la reacción. La velocidad de una reacción química se puede ver afectada por diversos factores, internos (los que tienen que ver con la naturaleza de las sustancias) y externos (aquellos relacionados con las condiciones impuestas). Ellos son: Factores internos microscópicos: energía de las partículas, choques e interacciones entre ellas, la orientación espacial, etc. 

Factores externos macroscópicos: grado de división (aumento de la superficie de contacto), concentración, temperatura, la presencia de catalizadores y la acción de la energía radiante (luz, ondas de radio, rayos ultravioleta o infrarrojos). 

Cuando las reacciones químicas son heterogéneas; por ejemplo, la reacción entre un sólido y un gas o un líquido, la trituración del sólido influye sobremanera en la velocidad de la reacción química porque trae consigo la formación de un sinnúmero de partículas más pequeñas, la superficie externa crece considerablemente de forma geométrica (el doble, el triple, etc.), y por consiguiente, a medida que el tamaño de las partículas disminuye, aumenta la superficie de contacto de este con las demás sustancias que reaccionan con él, favoreciendo la unión entre las partículas; ello hace que las probabilidades de choques aumenten y por ende la velocidad de la reacción química. Este es un evento que lo vemos cotidianamente. ¿Quién no ha hecho astillas de madera para acelerar el fuego de una hoguera al aire libre? Es el factor aumento de la superficie de contacto quien explica la probabilidad de fuego espontáneo que ocurre en los bosques y las explosiones que súbita y violentamente ocurren en lugares donde hay polvo de carbón, arroz, etc., almacenados y con sequedad extrema. Asimismo, es un hecho bien conocido que la velocidad de las reacciones químicas se incrementa según crece la temperatura del sistema; generalmente, al llevar a cabo una reacción a una temperatura más alta, esta provee más energía al sistema, se incrementa la velocidad de reacción al hacer que haya más colisiones entre las partículas, como lo explica la teoría de las colisiones 16 ; sin embargo, la principal razón de cómo un acrecentamiento de la temperatura aumenta la velocidad de reacción, está en que hay un mayor número de partículas en colisión que tienen la energía de activación necesaria para que suceda la reacción, resultando en más colisiones exitosas. La influencia de la temperatura está descrita por la ecuación de Arrhenius, ella justifica el porqué las velocidades de reacción para muchas reacciones se duplican por cada aumento de 10 ºC en la temperatura, aunque el efecto de esta puede ser mucho mayor o menor que esto; por ejemplo, el carbón arde en presencia de dioxígeno, pero no lo hace cuando es almacenado a temperatura ambiente La reacción es espontánea a temperaturas altas, pero a la ambiental, la velocidad de reacción es tan baja que es despreciable. El aumento de temperatura, que puede ser creado por un

16

Para que un a reacción s uceda, las partículas reaccionant es deb en colisionar. Solo una cierta parte de las colisiones totales causan una reacción química; estas son llamadas colisiones exitosas (efectivas). Las colisiones exitosas tienen energía suficiente llamada de activación; al momento del impacto es necesaria para romper los enlaces existentes y formar otros nuevos, dando los productos de la reacción.


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fósforo, permite que la reacción inicie y se caliente a sí misma, debido a que es exotérmica. Esto es válido para muchos otros combustibles, como el metano, la gasolina, el alcohol, etc. También la concentración tiene un efecto directo en la velocidad de reacción, particularmente en las reacciones homogéneas; generalmente esta aumenta proporcionalmente con el aumento de c(X). Esto se explica perfectamente a la luz de la teoría cinética de las colisiones antes mencionada, ya que la probabilidad de choques entre un mayor número de partículas reaccionantes por unidad de volumen favorece los choques para formar los productos, es directamente proporcional a la concentración de estas. Esta proporcionalidad solo se determina experimentalmente y la expresión que se obtiene recibe el nombre de ley de la v elocidad, es única para cada reacción en particular. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Rotule dos tubos de ensayo con las letras A y B y deposite en ambos 5 ml de ácido acético al 1%. b) Caliente el tubo A hasta la ebullición y añádale, a ambos, 3 o 4 gotas de disolución de permanganato de potasio al 1%. c) Agite a ambos tubos. Observará que la disolución se decolora primero en el tubo A que fue calentado, mientras que el tubo B lo hace después. Ello corrobora la influencia de la temperatura en la velocidad de reacción química. Ecuación de la reacción: 5 CH 3 COOH(ac) + 8 MnO41- (ac) + 24 H 2O = 10 CO2(g) + 8 Mn2+(ac) + 34 H 2O Δ H<0

Actividad experimental 7.2. Influencia de la concentración en la velocidad de reacción química Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes para la actividad experimental anterior. Procedimiento para la actividad experimental:


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1. Rotule dos tubos de ensayo con las letras A y B. 2. En el tubo A añada 10 ml de tiosulfato de sodio, Na 2S 2O3 y 5 ml de ácido acético, HAc (volumen total: 15 ml). 3. En el tubo B añada 5 ml de tiosulfato de sodio, 5 ml de agua y 5 ml de ácido acético, HAc (volumen total: 15 ml). Nota: observe que la c(HAc) permanece constante, la de tiosulfato de sodio varía en la relación 2:1(tubo A, 10 ml y tubo B, 5 ml). En esta actividad experimental es indispensable añadir el ácido acético al final y simultáneamente en ambos tubos. Observará cómo se manifiesta la diferencia en la velocidad de reacción y en la masa de octazufre que precipita en ambos tubos de ensayo. Ecuación de la reacción: 8 Na2S 2O3 (ac) + 16 CH 3 COOH(ac) = S 8 (s) +8 SO2(g) + 8 H 2O + 16 CH 3COONa(ac) Δ H<0 Esta actividad experimental también se puede hacer tomando dos recipientes de igual tamaño y añadiéndole el mismo volumen de etanol u otro combustible. Luego prenderle fuego y, a los 5 o 6 segundos tapar uno y dejar destapado el otro. Se observará que en el recipiente cubierto, la reacción de combustión cesa de inmediato por la ausencia de dioxígeno (pobre concentración). Esta experiencia es común en la vida práctica, se hace de manera empírica sin una explicación científica del fenómeno químico que ocurre.

Actividad experimental 7.3. Influencia de la superficie de contacto en la velocidad de reacción química Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes para la actividad experimental 7.1. Procedimiento para la actividad experimental:


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a) En los tubos de ensayo A y B añada 5 ml de ácido acético al 1% y 4 o 5 gotas de permanganato de potasio al 0,1%. Homogenice las disoluciones de ambos tubos. b) Corte con una tijera dos láminas de cinc del mismo tamaño. c) Aplaste una de las dos láminas, de modo que alcance una superficie aproximadamente el doble de la otra. d) Adicione al tubo A, la lámina de cinc de mayor superficie, y al B, la más pequeña. e) Agite. Observará que la decoloración del permanganato por el cinc (o el dihidrógeno que se forma) ocurre primero en el seno de la disolución del tubo A, al cual se le añadió la lámina de mayor superficie, mientras que en el otro es menor. Ecuación de la reacción: 2 MnO41- (ac) + 5 Zn(s) + 16 H 3O+ = 2 Mn 2+(ac) + 5 Zn2+(ac) + 24 H 2 O

ΔH<0

Esta actividad experimental también puede hacerse requiriendo de dos simples hojas de libretas


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1. Tome una hoja de papel (p-1) de una libreta común (de 16 x 21 cm), estrújela hasta formar una esfera de unos 3 cm de diámetro y calcule su área superficial. A  4 r 2

A  4  3,14  (1,5) 2

A = 28, 3 cm 2 (área de la esfera de papel). 2. Tome otra hoja de papel (p-2), déjelo liso y calcule su área superficial: A  a  b A  16  21

A = 336 cm 2 (área de la esfera de papel). Como el papel tiene dos caras (descontando los bordes), entonces, su área total es A= 336.2 = 672 cm2. 3. Compare las dos superficies calculadas mediante una relación. p  2 p  1



672cm 28,26cm



23,8

El papel liso tiene 23,8 veces más área de superficie que el papel arrugado. 4. Empape una porción de ambos papeles en iguales cantidades de alcohol (para acelerar la combustión) y cuélguelos del soporte universal, suspendidos con un fino alambre de cobre. 5. Encienda simultáneamente ambos papeles. Observará que el papel liso se quema mucho más rápido que el papel arrugado. Ecuación de la reacción (asumiendo que el papel es celulosa). C 6 H 10 O5 (s) + 6 O2 (g) = 6 CO2 (g) +5 H 2 O(g)

 H < 0

Actividad experimental 7.4. Influencia de los catalizadores en la velocidad de reacción química Apuntes sobre el contenido: Los catalizadores son sustancias que aumentan la velocidad de reacción y al final de esta permanecen aparentemente sin haber tenido cambio alguno. Los catalizadores generalmente reaccionan con uno o más de los reactivos para formar productos intermedios que, posteriormente, conducen al producto final de reacción. Generalmente en el proceso se regenera el catalizador. El siguiente esquema es típico de una reacción catalítica, donde & representa el catalizador, X e Y son las sustancias reaccionantes, y Z es el producto de la reacción de X e Y: (1) X + & = X& (2) Y + X& = XY& (3) XY& = &Z (4) &Z = Z + & Raúl A. Salgado Labrada

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Aunque el catalizador es consumido por la reacción 1, posteriormente es regenerado por la 4. El proceso global se puede representar: &

X + Y = Z Como el catalizador se regenera en una reacción, a menudo solo se necesitan pequeñas cantidades para incrementar la velocidad de la reacción; sin embargo, en la práctica los catalizadores son algunas veces consumidos en procesos secundarios. Hay un viejo recurso didáctico que constituye una metáfora audaz para explicar el papel de los catalizadores en las reacciones químicas. Mediante una ficción se trata así: Cuenta la leyenda que un anciano campesino tenía 17 caballos blancos. Antes de morir dejó un testamento, el cual declaraba que legaba aquellos animales vivos a sus hijos, repartidos de la siguiente manera: a) para su hijo mayor, la mitad de sus caballos blancos; b) para su hijo mediano, la tercera parte de sus caballos blancos; c) para su hijo menor, la nov ena parte de sus caballos blancos. Al fallecer el anciano, sus hijos se vieron envueltos en una encrucijada sin aparente solución, pues, ¿cómo dividir vivo, 17 caballos blancos, si esta cifra no tiene mitad, ni sexta, ni noventa partes enteras? Asimismo cuenta la leyenda que cuando más angustiados estaban pasó un sabio montado en su caballo negro. Al oir de tan singular historia, sonrió y se dispuso a resolver lo declarado en el testamento. Para ello reunió los 17 caballos blancos junto a su caballo negro, resolviendo el enigma así: 18/2 = 9 caballos blancos para el mayor; 18/3 = 6 caballos blancos para el mediano; 18/9 = 2 caballos blancos para el menor. 9+6+2 = 17 de esa manera repartió los caballos de la herencia sin necesidad de ultimar caballo blanco alguno. ¿Y el otro caballo que falta? Es el caballo negro del sabio, que entró en el problema, lo resolvió y luego salió, es decir, actuó como un catalizador. De hecho en nuestro idioma, catalizar, significa atraer o agrupar diferentes fuerzas, opiniones, sentimientos o acciones para resolver un problema, una situación. Procedimiento para la actividad experimental: La actividad experimental 3.10. Reacción del aluminio con el diyodo es un ejemplo clásico de la aplicación de un catalizador en una reacción química. Ella puede constituir la variante A. Variante B. a) En una tela amiantada coloque, aproximadamente, 10 g de azúcar blanca, distribuyendo esta en forma de montículo (lomita). Raúl A. Salgado Labrada

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b) Encienda el mechero en la superficie del montículo de azúcar, retire la llama y observe cómo funde sin apreciarse prácticamente la combustión del azúcar. c) Polvoree con ceniza (puede ser de cigarro), previamente cernida, toda la superficie del azúcar. Acerque nuevamente la llama y cuando note el comienzo de la combustión, retire la llama. Observará cómo la combustión continúa por sí sola, en forma evidente debido a la acción catalizadora de la ceniza.

VI) TERMOQUÍMICA Actividad experimental 6.1. Reacciones exotérmicas y endotérmicas Apuntes sobre el contenido: Las reacciones químicas son procesos en los cuales tienen lugar cambios estructurales, tales como el rompimiento y la formación de nuevos enlaces químicos, que producen nuevas sustancias, cualitativa y cuantitativamente diferentes a aquellas que le dieron origen. Casi todos estos procesos absorben o desprenden energía, por lo general en forma de calor 17 más o menos apreciable. ¿Por qué? Ya que, precisamente, la ruptura y formación de esos nuevos enlaces involucra determinada energía, ya sea consumida, ya sea generada, y que puede ser percibida de alguna manera. Las reacciones químicas, entonces, se pueden clasificar en exotérmicas o endotérmicas, según el criterio energético: es exotérmica si desprende calor, se transfiere energía térmica de la reacción química hacia el medio que lo circunda, y endotérmica si absorbe calor, el medio que lo circunda transfiere (suministra) energía hacia la reacción química. Al calor involucrado en una reacción química se le denomina particularmente entalpía, del griego enthálpō que significa “calentar ” y se simboliza con la letra H; es una magnitud termodinámica cuya variación expresa una medida de la cantidad de calor absorbido o desprendido durante una reacción química y que intercambia con su entorno. Como en toda reacción química el calor involucrado varía de alguna manera, entonces, se utiliza, también la letra mayúscula griega Δ (la minúscula es δ) para indicar dicha variación; entonces, a la variación de energía se le distingue por la expresión ΔH. En las reacciones químicas, principalmente se involucran dos factores energéticos principales: 4. Determinada energía necesaria para poder romper los enlaces químicos de las sustancias reaccionantes, E r. 5. Determinada energía necesaria para crear nuevos enlaces y formar los productos, E p. ¿Qué puede pasar? 1ro. que E r > E p , la reacción desprende el calor que le sobra, se transfiere energía térmica de esta hacia el medio que lo circunda, es exotérmica , ΔH < 0. 2do. que E r < E p , la reacción absorbe el calor que le falta medio que lo circunda, transfiere (suministra) energía hacia esta, el proceso absorbe calor, es endotérmica , ΔH > 0. Procedimiento para la actividad experimental: 17

Es importante entender la diferencia entre energía térmica y calor. El calor es la transferenc ia de energía térmica entre dos sistemas que están a d iferentes temperaturas. A pes ar de que el término “calor” por sí mismo implica transferencia de calor, generalmente se habla de “calor abso rbido” o “calor des prendido” para describir los cambios d e energía que ocurren en una reacción química.


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1.1.1.Reacción endotérmica Variante A

a) Rotule dos tubos de ensayo con las letras A y B. b) Deposite en el tubo de ensayo A, 5 ml de disolución de bicarbonato de sodio NaHCO3 , y en el tubo B igual volumen de salfumante. Mida y anote la temperatura en ambos tubos de ensayo. c) Retire el termómetro del tubo de ensayo A y v ierta el contenido del tubo de ensayo B que contiene salfumante. d) Mida y anote la temperatura. Observará que esta disminuye respecto a la ambiental. Ecuación química: NaHCO3(ac) + HCl(ac) = NaCl(ac) + CO2(g) + H 2 O  H > 0 Variante B

a) Deposite en un erlenmeyer 2 g de tiocianato de amonio, NH 4 SCN. b) Añada 4 g de hidróxido de bario, Ba(OH)2 y ajuste la boca del recipiente con un tapón.


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c) Agite fuertemente estos dos sólidos 18 , aproximadamente 1 minuto hasta que se disuelvan. d) Coloque el recipiente sobre una placa de madera a la cual se le ha dispersado previamente 1 ml de agua. Observará que el erlenmeyer se pega a la madera como resultado de la congelación del agua circundante, ya que esta reacción es fuertemente endotérmica; además, se puede comprobar, palpando el recipiente. Ecuación de la reacción: 2 NH 4 SCN(s) + Ba(OH)2 (s) = Ba(SCN)2(ac) + 2 NH 3(g) + 2 H 2 O  H > 0 1.1.2. Reacción exotérmica

a) Deposite en un tubo de ensayo 5 ml de ácido clorhídrico diluido o salfumante. Colóquele un termómetro, determine y anote la temperatura. b) Añada al tubo de ensayo que contiene al ácido, unas granallas de cinc y observará un burbujeo. c) Introduzca en este un termómetro, mida y anote la temperatura. Observará que esta aumenta respecto a la ambiental. Ecuación química: Zn(s) + 2 HCl(ac) = ZnCl 2(ac) + H 2(g)  H < 0 Nota: también esta actividad experimental puede hacerse con estaño, aluminio, hierro o cualquier metal activo. En todos los casos, los alumnos deben tocar el recipiente donde se efectúa la reacción para que puedan distinguir cuándo se desprende calor y se calienta el sistema, y cuándo se absorbe calor y se enfría el recipiente.

Actividad experimental 6.2. Determinación del calor de combustión del etanol Apuntes sobre el contenido: Una gran cantidad de fenómenos que tienen lugar en la naturaleza, la industria y el hogar van acompañados de cambios energéticos apreciables. Los combustibles, por la gran cantidad de calor que producen en su oxidación, son utilizados por el hombre como fuente de energía desde la antigüedad, ya que parte de este calor es transformado en trabajo; sin embargo, en las reacciones 18

A quí s e p roduce una reacción triboqu ímica, aquella que s e produce po r el roce entre las partículas mediante la agitación u otro recurso pertinente.


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químicas no siempre se desprende energía, sino que se absorbe; un ejemplo de ello es la fotosíntesis, en la cual la energía luminosa, que proviene del Sol, provoca reacciones complejas de carbohidratos en las plantas verdes. Las reacciones químicas, generalmente, se producen a presión constante, es decir, a presión atmosférica, y la energía calorífica absorbida o desprendida en estas reacciones químicas se denomina variación de entalpía (variación de calor), se simbol iza por ΔH y su unidad es el joule (J). Estos valores de ΔH pueden determinarse experimentalmente, empleando un calorímetro , instrumento que se utiliza para medir la cantidad de calor suministrado o recibido por una sustancia, o la que libera o absorbe esta durante una reacción química. El tipo de calorímetro de uso más extendido consiste en un recipiente de vidrio cerrado y perfectamente aislado con agua, un dispositivo para agitar y un termómetro acoplado. Está demostrado que la cantidad de calor a presión constante (Qp), que se calcula a partir de datos experimentales para una determinada reacción química, es igual al valor absoluto de ΔH . Qp = | ΔH |

Conocemos que, de acuerdo con el calor involucrado, las reacciones pueden ser exotérmicas o endotérmicas, y que en ellas hay un calor de reacción, es decir, calor absorbido o desprendido durante esta. Un caso particular del calor de reacción, es el calor de formación de un compuesto, aquel involucrado para la formación de 1 mol de este, a partir de las correspondientes sustancias simples en estado de agregación y modificación alotrópica convencional a 25ºC y a 10-5 N.m -2 de presión. En algunos casos, los calores de reacción, pueden ser medidos experimentalmente, pero la mayoría de ellos se obtienen por medio del cálculo teórico indirecto basado en datos experimentales. Otro caso particular del calor de reacción lo constituye el calor de combustión de un compuesto, el cual puede definirse como la cantidad de calor involucrada durante la combustión en dioxígeno de 1 mol de un compuesto a 25ºC y a 10 -5 N.m -2 de presión; sin embargo, el empleo de este tipo de calor en el cálculo indirecto de los calores de formación, presenta el inconveniente que, al ser muy superior en magnitud respecto a los calores de formación, potencialmente puede introducir errores experimentales muy marcados. Supongamos que vamos a determinar un calor de reacción en un calorímetro compuesto por un erlenmeyer y una cierta cantidad de agua destilada. (De hecho constituye un método aproximado, ya que suponemos que no hay pérdida de calor por irradiación al entorno.) Si se conoce el calor específico del vidrio del erlenmeyer y del agua, además de la variación de temperatura producida durante la reacción, podemos calcular el calor de reacción deseado, mediante la ecuación: Qp = (m 1c1+ m 2c2 ).Δt Donde: Qp es el calor involucrado a presión atmosférica. m 1 , masa del vaso de precipitado. c1 , calor específico del vidrio (0,84 J.g -1 .ºC -1 ) Raúl A. Salgado Labrada

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m 2 , masa del agua. c2 , calor específico del agua (4,185 J.g -1 .ºC -1 ) Por ejemplo, si la temperatura aumenta en 25ºC en un erlenmeyer, cuya masa es de 204 g y que utiliza 150 g de agua. Entonces: Qp = (m 1c1+ m 2c2 ).Δt Qp = [(204 g. 0,84 J.g -1 .ºC -1 )+ (150 g . 4,185 J.g -1 .ºC -1 ) ]25ºC Qp = 19, 98 kJ Procedimiento para la actividad experimental:

a) Mase (pese) un vaso de precipitado y anote su masa en gramos. b) Coloque en el vaso de precipitado 75 g de agua destilada (75 ml). c) Construya un mechero con un frasco o un erlenmeyer. d) Mase el mechero con 30 ml de etanol en su interior. e) Ajuste el vaso de precipitado en el soporte universal e introduzca un termómetro que quede sostenido y no toque el fondo del recipiente. f) Mida y anote la temperatura inicial del agua. g) Comience a calentar el agua destilada, agitando a intervalos regulares, hasta que la temperatura haya subido unos 30ºC. h) Apague la llama del mechero. i) Agite de nuevo, mida y lea la temperatura del agua, mase el mechero de nuevo. Anote los datos obtenidos. j) Calcule: 1. Masa de alcohol que se quemó. Raúl A. Salgado Labrada

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2. n(C 2 H 5OH ) 

m(C 2 H 5 OH ) M (C 2 H 5OH )

3. Cantidad de calor absorbido por el calorímetro (vaso de precipitado y el agua), o sea, la cantidad total de calor durante la combustión del etanol. Qp = (m1c1+ m 2c2 ).Δt 4. Calor desprendido cuando se quema 1 mol de etanol en O2. Qp/n(C 2 H 5OH)

VIII) EQUILIBRIO QUÍMICO Actividad experimental 8.1. Disoluciones electrolíticas y no electrolíticas Apuntes sobre el contenido: Muchas de las reacciones químicas que se producen en la naturaleza, las plantas y los animales, así como en la industria y en los laboratorios ocurren en disoluciones acuosas debido a que en el seno de ellas están los electrólitos, sustancias que en disolución acuosa se encuentran disociados en iones, en cierto grado y en consecuencia conducen en mayor o menor intensidad la corriente eléctrica. Hay sustancias que no manifiestan este fenómeno, son los no electrólitos. ¿En todas las disoluciones los electrólitos se encuentran totalmente ionizados en iones o puede que haya algunas moléculas sin disociar? Hay disoluciones en que no todas las moléculas están disociadas, es decir, separadas entre sí; como la disociación electrolítica es un proceso reversible, constantemente los iones con cargas opuestas chocan entre ellos formando de nuevo las moléculas, estas a su vez se vuelven a disociar en iones por la acción del disolvente. En consecuencia, se puede cuantitativamente expresar la disociación en iones de un electrólito dado, mediante el grado de disociación electrolítica α:

Aunque α no tiene unidades, al multiplicarla por 100 se denomina porcentaje de disociación. Este α.100 se expresa en tanto por ciento, de modo que puede variar desde 0% (si no hay disociación) hasta

100% (cuando la disociación es total). De acuerdo con el porcentaje de disociación electrolítica, los electrólitos se clasifican en fuertes, de fuerza media y electrólitos débiles:

a) Fuertes: los comprendidos entre el 30 y el 100%. Todas las sales son electrólitos fuertes, excepto los haluros de cadmio y mercurio y el Pb(AC)2 Sales del tipo A+ B- , α.100: 80-90%. Sales del tipo A2+ B2- , α.100: 70-80%. Sales del tipo A2+ B2- , α.100: 70-80%. Sales del tipo A2+ B2- , α.100: 35-45%. HCl, HBr, HI y HNO3 , α.100: 90-95%. H 2SO4 , HClO3 , HClO4 , α.100: 60%. NaOH, KOH, α.100: 90-95%. Ba(OH)2 , α.100: 77%. Raúl A. Salgado Labrada

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b) De fuerza media: los comprendidos entre 3 y 30% HF, α.100: 9% c) Débiles: los que tienen valores de α menores que 3% HAc, α.100: 0,9%. H 2CO3 , α.100: 0,17%. HCN, α.100: 0,01%. NH 4OH, α.100: 1,4%. H 2O, α.100: 2.10-7 %. En la práctica, la fortaleza de un electrólito se establece por comprobación de la conductividad eléctrica de las disoluciones; por ejemplo, si colocamos un vaso de precipitado con ácido acético anhidro en el equipo de conductividad, no se enciende el bombillo, esto quiere decir que no circula la corriente eléctrica; si le añadimos agua, este comienza a iluminarse cada vez con más brillo, esto quiere decir que la disolución comienza a disociarse en iones, cuyo número se incrementará con la dilución del ácido acético hasta un límite. El grado de disociación electrolítica α de una sustancia aumenta en la medida en que se diluye la disolución ya que en este caso los iones se alejan cada vez más unos de otros y la posibilidad de combinarse para formar de nuevo la molécula sin disociar, se hace menor. Los electrólitos se clasifican de acuerdo con su fortaleza y solubilidad en: Electrólitos fuertes y solubles (FS): no hay equilibrio, ya que se considera que solo están presentes los iones en la disolución. Para formularlos se representan solo por sus iones; por ejemplo, el NaCl: 

Na+(ac) +Cl -(ac). Electrólitos débiles y solubles (DS): existe un equilibrio indiscutible entre los iones disueltos y la molécula sin disociar. Para formularlos se representa la molécula acuosa en equilibrio con sus iones; por ejemplo, el HAc: 

HAc(ac)

H +(ac) + Ac-(ac)

Electrólitos fuertes e insolubles (FI): en este caso no hay moléculas, por ser fuerte, pero hay una fase sólida coexistiendo con los iones, y en equilibrio con ellos. Para formularlos se representa el sólido en equilibrio con sus iones; por ejemplo, el AgCl: 

AgCl(s)

Ag +(ac) + Cl -(ac)

Electrólitos débiles e insolubles (DI): en este caso coexisten en equilibrio sólidos, moléculas e iones. Para formularlos se representa el sólido en equilibrio con la molécula y esta a su vez con sus iones; por ejemplo, el Fe(OH)3: 

Fe(OH)3 (s)

Fe(OH)3(ac)

Fe3+(ac) + 3 OH -(ac)

Los electrólitos en la vida tienen particular importancia, sobre todo los que aportan iones (Na+ ), (K + ), (Ca2+ ), (Mg 2+ ), (Cl - ), (HPO42- ) y (HCO3− ). Ellos participan en un sutil y complejo balance de electrólitos entre el medio intracelular y el extracelular; en particular, el mantenimiento de un gradiente osmótico que afecta y regula la hidratación del cuerpo, el pH de la sangre y las funciones de Raúl A. Salgado Labrada

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los nervios y músculos, a través de mecanismos creados para mantener las concentraciones de los diferentes electrólitos bajo un control riguroso, pues en ello se define la vida misma. He ahí la importancia de los electrólitos. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Coloque en diferentes vasos de precipitado, disoluciones de NaCl, HCl, NaOH, azúcar, etanol, agua destilada y agua potable. b) Tome el recipiente con la disolución a ensayar e introduzca en él, los dos electrodos conectados con la fuente de electricidad. Observará que en los casos de las disoluciones de NaCl, HCl, NaOH y agua potable, se enciende el bombillo con mayor o menor intensidad. En las restantes disoluciones y en el agua destilada, este permanece apagado, indicando con ello que unas disoluciones son electrolíticas y otras no.

Actividad experimental 8.2. Efecto de la dilución sobre la disociación iónica Apuntes sobre el contenido: En química, la dilución es la reducción de la concentración del soluto en una disolución, haciendo rebajar la cantidad de este por unidad de volumen de disolución. Se logra adicionando más disolvente a la misma cantidad de soluto: se toma una porción de una disolución (alícuota) y después esta misma se introduce en más disolvente; por ejemplo, al tomar 1 ml de H 2 SO4 y se disuelve en más agua, se obtiene una disolución diluida. El porcentaje de disociación iónica ( α.100) cambia de acuerdo con la concentración de la disolución; se ha comprobado que una disolución 10-1 M de ácido acético tiene un grado de disociación del 1,3%, mientras que una disolución cien veces más diluida, el grado de disociación es de un 12,4%, es decir, conduce la corriente eléctrica 9,5 veces más. Ello corrobora que a medida que disminuye la concentración de la disolución, aumenta el valor de α. 100. ¿A qué se debe esto? Al diluirse los iones se alejan más y la posibilidad de volverse a unir para formar la molécula, entidad química no conductora de la electricidad, se hace menor. Procedimiento para la actividad experimental: a) Monte el aparato de comprobación de electrólitos y no electrólitos como el de la actividad experimental anterior. Raúl A. Salgado Labrada

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b) Coloque en dos vasos de precipitado disoluciones de HAc de concentración 1M y 10 -3 M respectivamente. c) Tome el recipiente con la disolución 1 M e introduzca en él, los dos electrodos conectados con la fuente de electricidad y luego haga lo mismo para la otra disolución. Observará que en el ensayo con la disolución más diluida, el bombillo alumbra con mayor intensidad debido al efecto de la dilución. Nota: otra variante consiste en comprobar la intensidad de la luminosidad del bombillo del equipo de conductividad en la disolución más concentrada, e ir añadiendo agua para comprobar cómo aumenta la intensidad de la luminosidad del bombillo al diluir la disolución.

Actividad experimental 8.3. Reacciones iónicas entre electrólitos. Reacción de neutralización Apuntes sobre el contenido: Se conoce que las propiedades de los electrólitos fuertes en las disoluciones están determinadas por los iones en los que se disocia el electrólito. Estos intervienen en reacciones como las de intercambio iónico que son aquellas en las que las disoluciones acuosas de dos electrólitos intercambian entre sí sus iones positivos y negativos para formar nuevos compuestos, de acuerdo con el siguiente esquema:

Las reacciones de intercambio iónico comprenden aquellas que se producen entre disoluciones de sales, ácidos y bases. También se conocen como reacciones de doble desplazamiento o doble sustitución. La comprobación práctica de las reacciones de intercambio iónico se sustenta en reglas empíricas “reglas de Berthollet 19 ”y en la aplicación de la tabla de solubilidad de las sustancias: “ Entre dos sustancias disueltas se producirá una reacción completa de doble sustitución o doble descomposición todas las veces que resulte un producto poco soluble o volátil”. Este enunciado puede desdoblarse en dos: 1. Un ácido, una base o sal disuelta, reacciona con una sal, cuando de los posibles productos de la reacción, uno es prácticamente insoluble. 2. Un ácido siempre es desplazado de sus respectivas sales por otro más fijo que él. El término fijo significa precisamente lo opuesto de volátil. Un ácido más fijo que otro tendrá, por tanto, temperatura de ebullición más elevada. Ejemplo de aplicación de estas reglas son los siguientes: 1. Reacción entre las disoluciones acuosas de CaCl 2 y el AgNO3: 19

Claude – Luis Berthollet (1748-18229) fue un notable químico francés, colaborador de Lavoisier en la nueva nomenclatura química. Estudió el problema de las afinidades químicas e introdujo la noción de equilibrio químico con las leyes relativas al des arrollo de las reacciones en las que s e forman compuestos insolubles o volátiles.


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CaCl 2 (ac) + 2 AgNO3(ac) = 2 AgCl(s) + Ca(NO3 )2(ac) Aquí se produce un doble desplazamiento y sustitución entre los iones que reaccionan entre sí Ca2+(ac) + 2 Cl - (ac) + 2 Ag +(ac) +2 NO3 - (ac) = 2 AgCl (s) + Ca2+(ac) + 2 NO3- (ac) Si se analiza “matemáticamente” la ecuación de la reacción, los iones Ca 2+(ac) y NO3 - (ac) aparecen a

ambos lados de ella, esto significa que no intervienen en la reacción; luego entonces, se cancelan entre sí y nos queda simplificadamente: 2 Cl -(ac) + 2 Ag +(ac) = 2 AgCl(s) Cl -(ac) + Ag +(ac) = AgCl(s)

La reacción está refrendada por la primera regla de Berthollet: el AgCl es prácticamente insoluble en agua, precipita y se puede recoger. Toda reacción de intercambio que produce un precipitado se puede representar por la unión directa de los iones que originan al precipitado. 2. Reacción entre las disoluciones de Na2CO3 y de H 2SO4: Na2CO3(ac) + H 2SO4 (ac) = Na2SO4 (ac) + H 2 O + CO2 (g) Aquí se produce un doble desplazamiento y sustitución entre los iones que reaccionan entre sí: 2 Na+(ac) + CO32 - (ac) + 2 H +(ac) + SO4 2- (ac) = 2Na+(ac) + SO42- (ac) + H 2O + CO2(g) Si también se analiza “matemáticamente” la ecuación de la reacción, los iones Na +(ac) y SO4 2- (ac)

aparecen a ambos lados de ella; entonces, nos queda simplificadamente: CO32 -(ac) + 2 H +(ac) = H 2O + CO2(g)

La reacción está refrendada por la segunda regla de Berthollet: el CO2 es un gas (es volátil) que se desprende y también se puede recoger. 3. Reacción entre las disoluciones de NaOH y de H 2SO4: 2 NaOH(ac) + H 2SO4(ac) = Na2SO4 (ac) + 2 H 2O Aquí se produce un doble desplazamiento y sustitución entre los iones que reaccionan entre sí 2 Na+(ac) + 2 OH - (ac) + 2 H +(ac) + SO4 2- (ac) = 2 Na+(ac) + SO42- (ac) + 2 H 2O Si también se analiza “matemáticamente” la ecuación de la reacción, los iones Na +(ac) y SO4 2- (ac)

aparecen a ambos lados de ella; entonces, nos queda simplificadamente: 2 OH - (ac) + 2 H +(ac) = 2 H 2 O OH - (ac) + H +(ac) = H 2O

La reacción no está refrendada por Berthollet, sin embargo, contiene a la sal obtenida que se puede recoger. El agua en este caso es una sustancia muy poco disociada, un electrólito débil, entonces estamos frente a una reacción de neutralización, una forma particular de las reacciones de intercambio iónico. Ella se puede generalizar de la siguiente forma: Raúl A. Salgado Labrada

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disolución ácida + disolución básica = sal + agua Entonces, se puede resumir que las reacciones de intercambio iónico ocurren apreciablemente solo si como resultado de ellas se obtienen: 

sustancias poco soluble (precipitados);



sustancias gaseosas (volátiles);



sustancias poco disociadas (como el agua).


a) Coloque 40 ml de una disolución de NaOH en un vaso de precipitado y añada unas gotas de fenolftaleína, la cual enrojecerá a la disolución básica. b) Añada en una bureta 40 ml de HCl(ac) y déjela caer lentamente sobre la disolución de NaOH(ac), hasta el momento justo en que desaparezca el color rojo de la fenolftaleína, lo que indica la neutralización de la disolución básica. Ecuación de la reacción: NaOH(ac) + HCl(ac) = NaCl(ac) + H 2O ΔH<0

Actividad experimental 8.4. Determinación del pH con el papel indicador universal Apuntes sobre el contenido: La expresión pH, indica la concentración de iones hidrógeno (H + ) en una disolución. Se trata de una medida de la acidez de una disolución. Hay diferentes versiones sobre el origen de la sigla pH; unos afirman que surgió originalmente de la expresión francesa pouvoir H ydrogène, "poder del hidrógeno”, otros aseveran que su génesis está en la locución latina potentia H ydrogenii, “potencia del hidrógeno”; sin embargo, todos coinciden que fue acuñado por el químico danés Søren Peter Lauritz Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo en base 10 de la concentración de los iones H +. Esto es: pH = - log c(H +) Raúl A. Salgado Labrada

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Desde entonces, el término " pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas; por ejemplo, c(H + ) = 1.10 – 7 M (0,0000001mol/l), es simplemente pH = 7, ya que: pH = – log[10 – 7 ] = 7. El pH típicamente va de 0 a 14 en las disoluciones acuosas, siendo ácidas aquellas con pH menores a 7, y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH = 7 indica la neutralidad de la disolución (cuando el disolvente es agua). Para medir el pH de una disolución existen diversos recursos que van desde sutiles indicadores hasta sofisticados como el pH-metro. Un indicador es una sustancia que cambia de color dentro de un pequeño intervalo de concentración de iones H + , o sea, del pH; puede existir en dos o más formas tautómeras (isómeros que se diferencian solo en la posición de un grupo funcional), asumiendo estructuras distintas y colores diferentes. En una u otra de estas formas, la molécula puede actuar como un ácido o como una base débil, teniendo las dos formas de ácido o base conjugadas, colores diferentes. El equilibrio de ionización de un indicador ácido, viene expresado por la siguiente expresión: HInd(ac) un color

H +(ac) + Ind -(ac) otro color

Los indicadores se preparan generalmente en disoluciones al 0,1% en alcohol, utilizándose en cada ensayo 2 o 3 gotas añadidas al líquido que se experimenta para determinar su pH. Un método expedito, fácil de aplicar, para determinar cuantitativamente el pH de una determinada disolución es, precisamente, el empleo del indicador universal. ¿Qué es el indicador universal? Es el resultado de la mezcla de iguales volúmenes de diferentes indicadores en una misma disolución. La característica del indicador universal es que produce una gama de colores distintos en un intervalo de valores de pH; por ejemplo, el indicador universal de Yamada se prepara disolviendo azul de timol, rojo de metilo, fenolftaleína y azul de bromotimol en alcohol y después disueltos en agua; mientras que el indicador universal de Van Urk se obtiene al mezclar tropeolina, anaranjado y rojo de metilo, azul de bromotimol, α-naftoltaleína, o-cresol, fenolftaleína y amarillo de alizarina en alcohol y después disueltos en agua.



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a) Coloque 2 ml de cada disolución problema en sendos vidrios reloj. b) Tome una tira de papel indicador universal y humedézcala (en la punta) con la disolución problema (A). Observe el color y determine el pH aproximado, comparando el color conseguido por el papel, con la escala de medición habilitada a tal efecto. c) Repita la operación anterior con las otras dos disoluciones (B y C).

Actividad experimental 8.5. Preparación de indicadores caseros Apuntes sobre el contenido: Conocer el pH de una disolución tiene extraordinaria importancia, ya que mediante su medición se puede determinar el punto final de una valoración, las condiciones óptimas para que ocurra determinada reacción química, el terreno apropiado para determinado cultivo, la calidad de la leche, etc. Para ello se utilizan los indicadores de pH, sustancias que cambian de color dentro de un pequeño intervalo de la c(H + ), o sea, del pH, y en general, al pasar una disolución de ácida a básica (alcalina). Fue el químico irlandés Robert Boyle el primero en observar que los colorantes azules de algunas plantas tomaban color rojo al agregar un ácido, y el que introdujo el jarabe de v ioleta para reconocer y diferenciar un ácido de una base. Hoy día se conocen unos 30 indicadores diferentes, pero los más usados son el anaranjado de metilo, el rojo congo, el tornasol o la fenolftaleína, por mencionar algunos. Muchos indicadores se sintetizan en el laboratorio, por ejemplo, la universal fenolftaleía se obtiene por reacción del fenol (C 6 H 5 OH) y el anhídrido ftálico (C 8 H 4 O3 ), en presencia de H 2 SO4 , de ahí su nombre; sin embargo, d e forma “casera” se pueden preparar indicadores a partir de plantas que se encuentran a nuestro alrededor, al hervirlas con agua; por ejemplo, pétalos de rosas rojas, de violeta, té negro, repollo colorado, flor marpacífico, etc. Procedimiento para la actividad experimental:


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a) Prepare un té negro de la misma forma que se prepara habitualmente, sin azúcar y, dilúyalo en agua en la proporción 1 a 1; constituye un aceptable indicador ácido-base. b) Para comprobarlo tome tres tubos de ensayo (1, 2 y 3) y a cada uno añádele 5 ml de té negro 1:1, luego al primero, adiciónele 1 ml (20 gotas) de disolución saturada de NaOH; al segundo, 1ml de zumo de limón, y al tercero, 1 ml de agua. Repita el procedimiento con pétalos de rosa u otro indicador natural como la flor de marpacífico.

Actividad experimental 8.6. Determinación del pH de una disolución por el método colorimétrico Apuntes sobre el contenido: El método colorimétrico es una técnica cualitativa para determinar el pH de una disolución mediante el empleo de diferentes indicadores ácido-base. Ello permite que, conocido este, con cierta indeterminación se recurra al empleo de varios indicadores adecuados para fijar el pH con mayor exactitud o cuando este se desconoce. Un indicador es una sustancia que permite medir el pH en una disolución acuosa. Habitualmente, se utilizan como indicador sustancias químicas que cambian su color al hacerlo el pH en la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la disociación del indicador. Los indicadores ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada. Los más conocidos son el anaranjado de metilo, que vira en el intervalo de pH 3,1 - 4,4, de color rojo a naranja, y la fenolftaleína que vira desde un pH 8,3 hasta 10, transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados. Indicadores de uso común:


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¿Cómo emplear el método colorimétrico? Para determinar el pH por el método colorimétrico colorimétrico se requieren 4 o 5 indicadores indicadores que se han de emplear en orden ascendente de sus potenciales rangos de pH; por ejemplo, si una disolución se torna incolora con fenolftaleína, se deduce que su pH es inferior a 8,3 (véase la tabla); si se vuelve naranja con rojo de metilo, su pH está entre 4,2 y 6,3 lo que confirma que es un ácido y que el pH ahora se restringe a este intervalo. Si luego se ensaya con tornasol y el color que toma es rojo-violeta, entonces, indica que el pH está entre 4,5 y 6,3 pues se eliminan los valores mayores que este último y menores que 4,5. Si nuevamente se ensaya con bromotimol azul y da verde, ello ello v a a corroborar que el pH es mayor que 6,0 y delimita aún más el rango de d e pH entre 6,0 y 6,3. Si se ensaya con otros indicadores y se conocen sucesivos tonos, dentro de su intervalo de viraje para distintos valores de pH, puede llegar a fijarse definitivamente el valor de este. Se habrá aplicado para ello el método colorimétrico. Una forma práctica de hacer este análisis es escribiendo los intervalos de pH uno, debajo del otro y seleccionando seleccionando de los menores valores el mayor, y de los mayores el menor, por ejemplo, ej emplo, para pa ra el caso anterior: Fenolftaleína (incoloro): (incoloro): pH 0 - 8,3 Rojo de metilo (naranja): pH 4,24,2 - 6,3 Tornasol (rojo-violeta): pH 4,5- 8,3 Bromotimol (verde):

pH 6,0 y 6,3

pH 6,0 - 7,6

Procedimiento para la actividad activ idad experimental:


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a) Prepare 20 ml de una disol d isolución ución diluida de cloruro de amonio (NH 4Cl). b) Tome cinco tubos de ensayo y rotúlelos con los números del 1 al 5 y en cada uno de ellos eche 2 ml de la disolución de cloruro de amonio. c) En cada uno de los 5 tubos de ensayo, eche unas gotas de un indicador diferente. d) Anote el color de cada indicador en la disolución disolución de la sal de cada tubo de ensayo. Consulte la tabla de indicadores indicadores y determine el pH de la disolución disolución por el método mét odo colorimétrico. colorimétrico. Prepare nuev amente 20 ml de una disolución disolución diluida diluida de acetato de sodio, NaCOOH y repita los pasos b, c y d. Equilibrio químico químico entre los iones cromato y dicromato Actividad Acti vidad experimental 8.7. Equilibrio Apuntes sobre el contenido: cont enido: El equilibri equilibrioo químico es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reaccionantes y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sería el estado que se produce cuando una reacción química evoluciona hacia el proceso directo en la misma proporción que su reacción inversa. La v elocidad elocidad de reacción de las reacciones directa e inversa, por lo general, no son cero, pero, si ambas iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos reactiv os o productos. Este proceso se denomina equili equilibrio brio dinámico. El resultado del cambio de las condiciones condiciones que afectan el equilibrio equilibrio químico puede predecirse cualitativamente por medio de una proposición o idea básica universal, conocida con el nombre de “Principio de Le-Chatelier-Braun 20 ”, el cual puede enunciarse de la siguiente forma: “Si en un sistema en equilibrio equilibrio químico se introduce una modificación, se originan originan procesos que tienden a equilibrar parcialmente el cambio que se produce por dicha modificación”, es decir, si un sistema

químico, cuando está en equilibrio y experimenta una modificación, se alterará para equilibrar dicho cambio.

20

Este Est e principio fue gene ralizado ralizado en e n 1884 1884 por el químico químico y físico francés Henry Luis Le Le Chatelier y su colega alemán K.F. K.F. Braun, de manera independiente, de ahí el nombre de tan importante generalización.


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Los factores que modifican el estado de equilibri equilibrioo químico son: la concentración de las sustancias reaccionantes o productos, la presión del sistema y la temperatura. La concentración de las sustancias reaccionantes o productos, al variar, provoca el tránsito a un nuevo estado de equilibrio, en el cual se producen reajustes en las concentraciones, de tal forma, que el valor de Kc, no se altera. En cualquier cualquier sistema en equilibrio, equilibrio, si se aumenta la concentración de las sustancias reaccionantes, el estado de equilibrio se desplaza hacia los productos, mientras que si esto ocurre en los productos, entonces, este se desplaza hacia los reaccionantes; si se reduce la concentración de las sustancias reaccionantes, el estado de equilibrio se desplaza hacia los mismos reaccionantes, mientras que si esto sucede con los productos, entonces, ento nces, este se desplaza hacia los mismos productos. Supongamos en equilibrio equilibrio a una determinada temperatura temperat ura el sistema: sistema: Cr 2O7 2- (ac) + OH -(ac) Anaranjado

2 CrO42- (ac) + H +(ac) amarillo amarillo

Los cambios de coloración coloración se deben a que q ue ex iste un equilibrio equilibrio entre los iones dicromato Cr 2O7 2- (ac), de color anaranjado, y los iones cromatos CrO42- (ac), de color amarillo. Analizando esta ecuación se puede comprender que al aumentar aumenta r c(OH - ), el equilibrio equilibrio se desplaza hacia la formación del CrO4 2(ac), por lo que predomina el color amarillo, según el principio de Le Chatelier-Braun, y si se aumenta la c(H + ), entonces, el equilibri equilibrioo se desplaza hacia la formación de Cr 2O7 2- (ac) y reaparece el color anaranjado. Procedimiento para la actividad activ idad experimental:

a) Deposite Deposite en un u n tubo t ubo de ensayo 2 ml de una disolución disolución de dicromato dicromato de potasio pot asio K 2Cr 2O7 2- , de color naranja. b) Añada lentamente una disolución disolución de hidróxido de sodio NaOH, hasta que el color se torne francamente francament e amarillo. amarillo. Como resultado de esta reacción se forma cromato cromat o de potasio K 2CrO4 2- . c) Al la disolución disolución amarilla, amarilla, añada lentamente una disolución disolución de ácido clorhídrico clorhídrico HCl, y reaparecerá el color anaranjado. Como resultado de esta reacción se vuelve a formar dicromato de potasio K 2 CrO4 2- .


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Equilibrio químico químico entre el N 2O4 (g) y el NO2 (g) Actividad Acti vidad experimental 8.8. Equilibrio Apuntes sobre el contenido: cont enido: El N 2 presenta una serie de óxidos que, por su composición, responden formalmente a todas sus valencias, desde 1 hasta 5. Sus fórmulas son: N 2O, NO, N 2O3 , NO2 y N 2O5. Y ¿el N 2O4? El NO2 y el N 2O4 coexisten en estado de equilibrio, pudiendo considerarse como la forma monómera el NO2 y la forma dímera el N 2O4. El nombre de dióxido de nitrógeno se aplica aplica comúnmente com únmente a la mezcla de estas dos sustancias en equilibrio. equilibrio. El NO2 es un gas de color pardo-rojizo; se encuentra casi siempre mezclado con N 2 O4 , gas g as incoloro que se produce al unirse dos moléculas de NO2 , entonces, se produce el equilibri equilibrioo entre las dos moléculas. N 2O4(g) incoloro incoloro

NO2(g) pardo rojizo

Δ H >0

El NO N O2 por debajo de 21ºC es un líquido de color amarillo, lo que indica su presencia en el equilibrio. El vapor formado también es amarillento; amarillento; el color se intensifica al calentarlo y aumentar la proporción de este. A la presión atmosférica, atmosf érica, la proporción de NO2 , en la mezcla en equilibrio equilibrio a diversas temperaturas es la siguiente: Temperatura Temperatura Composición de NO2

27 ºC 21%

49 ºC 40%

70 ºC 66%

100 ºC 89%

135 ºC 98%

Como se observa, en la medida que aumenta la temperatura, lo hace en cierta proporción el NO 2. A temperatura ambiente siempre existirá una mezcla de ambos gases. A 100ºC el equilibrio se desplaza hacia la formación de vapores rojizos de NO 2. A 140ºC el gas tiene color pardo intenso, pero si continua remontando la temperatura este color se va debilitando por el efecto de la disociación del NO2 en NO y O2 , ambos gases incoloros. incoloros. La molécula de NO2 es impar, lo que explica su color intenso y su fácil dimerización. Las estructuras del NO2 y del N 2O4 son unas en resonancia entre varias posibles posibles configuraciones electrónicas. El NO N O2 se obtiene en el laboratorio descomponiendo por calentamiento de algunos nitratos de metales pesados: calor

2 Pb(NO3 )2(s) = 2 PbO(s) + 4 NO2(g) + O2(g) La mezcla de NO2(g) y O2(g) se sumerge en una mezcla frigorífica (hielo y sal) para condensar y separar al NO2 ya que tiene temperatura de ebullición de 21, 2ºC. Se recoge en forma de un líquido amarillo; él rápidamente, a temperatura ambiente, pasa al estado gaseoso, adoptando una coloración pardo-rojiza.


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El NO2 es un gas extremadamente venenoso e irritante, afecta principalmente al sistema respiratorio. La exposición a corto plazo en altos niveles causa daños en las células pulmonares, mientras que la exposición a más largo plazo en niveles bajos de NO2 puede causar cambios irreversibles en el tejido pulmonar, lo que produce bronquitis crónica. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Muestre tres tubos de ensayo A, B y C que contienen NO2 , herméticamente cerrados, todos con una tonalidad pardo-rojiza. Deje como testigo al tubo de ensayo C. b) Sumerja un tubo de ensayo A en un vaso de precipitado con hielo y agua. Se observará que pierde la tonalidad pardo-rojiza y se vuelve incoloro. c) Sumerja el otro tubo de ensayo B en agua hirviente. Compare con el tubo de ensayo testigo C. Observará que el color pardo-rojizo se va intensificando hasta que finalmente alcanza un color estable a la nueva temperatura. Raúl A. Salgado Labrada

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d) Sumerja los dos tubos de ensayo (A y B) en un baño de agua a temperatura ambiente. Déjelos en reposo hasta que la temperatura sea uniforme. Se observa que la intensidad del color de ambos tubos pasa a ser igual que el del tubo t ubo de ensayo testigo C. e) Repita Repita la secuencia secuencia anterior, en caso necesario. Efect o del ion ion común Actividad Acti vidad experimental 8.9. Efecto Apuntes sobre el contenido: cont enido: Cualquier equilibrio iónico con electrólitos débiles viene caracterizado por un valor definido de Ki, el cual es invariable a temperatura constante. Si en uno de estos equilibrios se agrega un exceso de uno de los iones que intervienen el dicho equilibrio, añadiendo a la disolución un electrólito fuerte que lo contenga, el equilibrio ha de desplazarse en el sentido de contrarrestar el aumento de concentración producido, disminuyendo favorablemente fav orablemente la concentración del otro ion. Luego entonces, el equilibrio equilibrio de un electrólito se desplaza hacia la forma no disociada siempre que se le adiciones un electrólito fuerte que presente present e un ion común comú n a aquel. Esto Est o se conoce como com o efecto del ion común, es un resultado de acción de masa. Como consecuencia del efecto del ion común, al alcanzar el nuevo estado de equilibrio existe: a) una elevada concentración concent ración de las moléculas (sin disociar); disociar); b) una elevada concentración del ion común; c) muy baja concentración del ion no común. Si el NaAc y el HAc se disuelven en la misma disolución, ambos se disocian y se ionizan para producir iones Ac-(ac). El NaAc es un electrólito fuerte que se disocia completamente. El HAc es un ácido débil por lo que solo se ioniza parcialmente. De acuerdo con el principio principio de Le L e Chatelier-Br C hatelier-Braun, aun, la adición de iones Ac (ac) del NaAc suprime la ionización del HAc y en consecuencia el equilibrio se desplaza hacia la forma no disociada del ácido, el propio ácido. Así, el porcentaje de disociación iónica de este disminuye y el pH de la disolución se incrementará, es decir, se hará menos ácida. HAc(ac)

H +(ac) + Ac-(ac) Na+(ac) + Ac-(ac)

El efecto ion común se relaciona relaciona mucho con el producto de solubili solubilidad dad (Kps) según el cual, para disminuir la solubilidad de una sal se agrega el ion que es común. Al aumentar la concentración de uno de los iones que forman el precipitado, la concentración del otro debe disminuir para que Kps permanezca constante, constant e, a una temperatura temperat ura determinada. Este efecto es el que permite reducir la solubili solubilidad dad de muchos precipitados, precipitados, o para precipitar precipitar cuantitativamente cuantitativ amente un ion, usando exceso de agente precipitante. Procedimiento para la actividad activ idad experimental: a) Deposite Deposite en un v aso de precipitado precipitado A, 25 ml de HAc 0,1 M (5,7 ml de HAc (conc) en un l de disolución) disolución) y añada 2 o 3 gotas de rojo roj o de metilo. Se enrojece la disolución. disolución. b) Añada ahora unos cristales cristales de NaAc y muestre nuevamente nuevam ente el color de la disolución disolución (rojo por efecto del ion común Ac (ac). c) Deposite Deposite en un vaso de precipitado precipitado B, 25 ml de disolución disolución acuosa de amoníaco 2 M (80 ml de NH 4OH (conc) en 600 ml de disolución) disolución) y añada 2 o 3 gotas de fenolftaleína. f enolftaleína. Se enrojece la disoluci disolución. ón. Raúl A. Salgado Salgado Labrada Labrada

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d) Añada ahora unos cristales cristales de NH 4Cl y muestre nuevamente el color de la disolución (rojo por efecto del ion común NH 4+( ac). Ecuaciones de las reacciones:

Actividad Acti vidad experimental 8.10. D isoluciones reguladoras del pH Apuntes sobre el contenido: cont enido: Una disolución amortiguadora, reguladora, tampón o buffer, es la mezcla de un ácido débil y su base conjugada en concentraciones relativamente elevadas, es decir, sales hidrolíticamente activas. Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes, porque disponen de una reserva de ácido y una reserva de base para este fin. Este hecho es de vital importancia para la vida ya que solamente un leve cambio en la concentración de H +en la célula puede producir un paro en la actividad de las enzimas. Se puede entender esta propiedad como consecuencia del efecto del ion común y las diferentes constantes de acidez o basicidad: una pequeña cantidad de ácido o base desplaza levemente el equilibrio ácido-base débil, lo cual tiene una influencia menor sobre el pH. Cada sistema regulador tiene su propio rango efectivo de pH, el cual dependerá de la Ki del ácido o base empleado. Es importante en el laboratorio y en la industria, y también en la química de la vida. Tampones típicos son el par NH 3-NH 4+ , HAc-Ac ,- CO32-HCO3- o alguno de los pares en la disociación del H 3 PO4 y otros más. Para poder entender con claridad claridad el mecanismo que utiliza utiliza el organismo para evitar cambios significativos significativos de pH, pondremos un ejemplo de actuación del tampón tampó n de más importancia en el organismo, el equilibrio del H 2CO3-HCO3 , presente en el líquido líquido intracelular intracelular y en la sangre. Como producto del metabolismo se produce CO2 que al reaccionar con las moléculas de agua produce, un compuesto inestable que se disocia parcialmente parcialmente y pasa a ser HCO3 - , según el siguiente equilibrio: equilibrio: CO2 + H 2O

H 2CO3

HCO3- (ac)+ H +(ac)

Entonces, el HCO3- resultante se combina con los cationes libres presentes en la célula, como el Na+(ac), formando así el NaHCO3 , que actuará como tampón ácido. Supongamos que entra en la célula un ácido fuerte, por ejemplo, HCl: HCl(ac) HCl(ac) + NaHCO N aHCO3(ac) = NaCl(ac) NaCl(ac) + CO2(g) + H 2 O


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Como se puede ver en la reacción anterior, el efecto del HCl queda neutralizado por el NaHCO 3 (reserva de base) y resultan como productos sustancias que no provocan cambios en el pH celular, tal como el NaCl, el CO2 y el agua, de manera que se mantiene en su valor v alor normal, alrededor alrededor de 7. Otro ejemplo lo constituye la disolución reguladora de KH 2 PO4 disuelto en agua y NaOH, el pH del ácido se eleva a 7. H 2 PO4-(ac)

HPO42- (ac) + H +(ac)

Al añadir una base, el equilibri equilibrioo se desplaza hacia la formación de agua, resultando un nuevo estado de equilibrio en que las concentraciones de los iones H 2 PO4 -(ac)(reseva de ácido) y HPO4 2(ac)(reserva de base) son elevados, lo cual hace que el sistema sea regulador del pH. Generalmente las disoluciones reguladoras del pH son ácidos o bases débiles mezclados con electrólitos fuertes (generalmente una sal fuerte y soluble) que contenga un ion común con el ácido o la base. Procedimiento para la actividad activ idad experimental: experimenta l: a) Prepare con anticipación anticipación la disolución disolución reguladora. (Se prepara disolv disolv iendo 6,8 g de KH 2 PO4 en agua; se adiciona adiciona 296 ml de NaOH 0,1 M y se diluye diluye en un litro de disolución). disolución). b) Tome 25 ml de agua destilada e igual volumen de disolución reguladora; mida el pH de cada una y póngalos en vasos v asos precipitados precipitados diferentes. c) Añada 1 o 2 gotas got as de fenolftaleína a cada uno, y añada gota a gota g ota la disolución disolución de NaOH 0,1 M. d) Tome 25 ml de agua destilada e igual volumen de disolución reguladora; mida el pH de cada una y póngalos en vasos v asos precipitados precipitados diferentes. e) Añada 1 o 2 gotas de anaranjado a naranjado de metilo m etilo a cada uno y añada gota a gota got a disolución disolución de HCl 0,1 M (este se prepara con 4 ml de HCl concentrado en 500 ml m l de disoluci disolución). ón). Hidrólisis sis salina Actividad Acti vidad experimental 8.11. Hidróli Apuntes sobre el contenido: cont enido: Generalmente, cuando se disuelve una sal en agua se espera que la disolución resultante sea neutra, pues el agua lo es. Muchas sales como com o el NaCl NaC l y el KNO3 , se comportan de esta est a manera ya que dichas sales provienen prov ienen de un ácido y una base fuertes; f uertes; en consecuencia, sus disoluci disoluciones ones acuosas tienen pH = 7; sin embargo, otros tipos de sales cuando se disuelven, las disoluciones resultantes no son neutras, sino ácidas o básicas, tales sales se hidrolizan hidrolizan en disoluciones disoluciones acuosas, porque provocan un desplazamiento del equilibrio iónico del agua producido por la presencia de uno o más iones de la sal disuelta, lo que se conoce como hidrólisis salina. Entonces, la hidrólisis salina es una reacción química entre los iones del agua agu a y los de la sal que se disuelve. Cabe aquí, respecto al fenómeno de la hidrólisis salina, considerar tres posibilidades que conducen a distintos resultados experimentales: 1. El ácido resultante de la hidrólisi hidrólisiss es más débil que la base obtenida, tal es el caso de la disolución disolución acuosa de NaAc, la cual se puede representar así:


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Aquí se produce una hidrólisis hidrólisis básica: en el proceso se obtiene una base fuerte (NaOH) (NaOH) y un ácido + débil (HAc); pH >7 porque c(H ) < c(OH ). 2. La base resultante resultant e de d e la hidrólisi hidrólisiss es más débil que el ácido ácido obtenido, tal es el caso de la la disolución disolución acuosa de NH 4Cl, la cual se puede representar así:

Aquí se produce una hidrólisis hidrólisis ácida: en el proceso se obtiene obt iene un ácido fuerte fuert e (HCl) y una base débil + (NH 4OH); pH < 7 porque c(H ) >c(OH ).. 3. El ácido y la base obtenidas son igualmente igualmente débiles, débiles, tal es el caso de la disolución disolución acuosa de NH 4 Ac, la cual se puede representar así:

Aquí se produce una hidrólisis hidrólisis neutra: en el proceso se obtiene un ácido débil (HAc) y una base débil (NH 4OH OH), ), pH = 7 porque en este caso Ka = Kb. K b. Es oportuno aclarar que no siempre que los dos electrólitos electrólitos obtenidos sean débiles, débiles, la hidrólisi hidrólisiss es neutra pues depende de los valores relativos de Ka y Kb. Es importante acotar que el hecho que una disolución disolución salina sea neutra, también tam bién se puede deber a que los iones de la sal no reaccionan con los del agua, es decir, que no haya hidrólisis, este es el caso del NaCl y el KNO3 que mencionamos al inici inicioo de estos apuntes. Los ejemplos expuestos expuest os corroboran la afirmación af irmación de que la hidrólisi hidrólisiss corresponde a una reacción que involucra la disociación del agua y la consecución de 2 o 3 equilibrios simultáneos: el del agua y el de algún ácido o base débil que se forme en el hecho químico. Procedimiento para la actividad activ idad experimental: a) Deposite Deposite 0,2 g de bicarbonato de sodio NaHCO3 en un tubo de ensayo A y añada 5 ml de agua destilada.


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b) Coloque una tira de papel indicador (u otro indicador conveniente) en un vidrio reloj y con el agitador (o un gotero) deposite 2 o 3 gotas de la disolución de NaHCO3. Observará un leve burbujeo y un cambio de color que apunta a una hidrólisis básica.

c) Repita los pasos a y b para el NH 4Cl. Esta actividad va a corroborar una hidrólisis ácida, ya que se forma el HCl(ac) y el NH 4OH.

Actividad experimental 8.12. Aplicaciones de la Kps Apuntes sobre el contenido: En una disolución saturada siempre existe un equilibrio entre el soluto disuelto (proceso de disolución) y el soluto sin disolver (proceso de cristalización):

Cuando se trata de soluto, electrólito fuerte y poco soluble, entonces, la disolución se vuelve diluida, y la parte disuelta estará formada prácticamente por iones. Por ejemplo, el PbCl 2 es un electrólito poco soluble, presenta el equilibrio siguiente: PbCl 2(s)

Pb2+(ac) + 2 Cl -(ac)

Aquí la constante de equilibrio se expresa en función de los iones, pues como se sabe, la concentración del sólido no varía. Esta nueva constante es Kps, es decir, la constante del producto de solubilidad, propia de los electrólitos poco solubles (PS); es por eso, que se suele confundir el término. Ki . c(PbCl 2 ) = c(Pb2+ ) . c2(Cl - ) Ki . c(PbCl 2 ) es constante, ya que es el producto de la constante Ki por1, también es un valor constante; surge así, una nueva constante: Kps. c(Pb2+ ) . c2(Cl - ) es el producto iónico (PI) de los iones que están disueltos en la disolución. Es por todo ello que Kps = c(Pb2+ ) . c2(Cl - ) Siempre hay una relación entre solubilidad y Kps para una determinada sustancia, pero los términos solubilidad y Kps no son iguales y no deben confundirse. La Kps es numéricamente igual al producto iónico a una temperatura dada cuando la disolución alcanza la saturación. El valor de Kps es una medida de la solubilidad de un compuesto iónico, en términos generales, puede afirmarse que mientras mayor es la solubilidad, mayor es Kps y viceversa, pues a mayor solubilidad, corresponden mayores concentraciones iónicas en la disolución, y a menor solubilidad corresponden Raúl A. Salgado Labrada

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menores concentraciones iónicas en la misma. Sin embargo, la relación matemática entre solubilidad y el valor de Kps depende de la relación estequiométrica en la que se encuentren los iones en la estructura del sólido, y por consiguiente, no deben compararse las solubilidades de las sustancias por simple inspección de los valores de Kps de estas, si no se tienen fórmulas semejantes. En caso contrario se deben calcular las solubilidades a partir de los valores de Kps para conocer cuál es más soluble. La expresión de Kps no es más que un caso particular del llamado producto iónico, y este representa una situación, también particular, de equilibrio químico. Puede decirse que aunque la expresión matemática del PI es la misma que la de Kps, se estima que para una misma temperatura ex isten infinitos valores del PI y un único valor de Kps: el valor del PI en la disolución saturada. De aquí puede establecerse el siguiente criterio: Si en una disolución: a) PI > Kps, entonces, hay precipitado. b) PI < Kps, entonces, no hay precipitado y la disolución admite más soluto al estar no saturada. La Kps tiene mucha utilidad práctica, sirve como referencia para comparar la solubilidad entre electrólitos poco solubles, cuya parte disuelta se disocie en iones en igual proporción a una misma temperatura; es decir, que en igualdad de condiciones, un electrólito es más soluble que otro de menor Kps. Procedimiento para la actividad experimental: a) Deposite en un vaso de precipitado A, 10 ml de disolución de NaCl de concentración 0,001 M y agregue después 10 ml de disolución de Pb(NO3 )2 de concentración 0, 1 M. b) Deposite en un vaso de precipitado B, 10 ml de disolución de NaCl de concentración 0,1 M y agregue después 10 ml de disolución de Pb(NO3 )2 de concentración 0, 1 M. c) Calcule el PI del PbCl 2 al mezclar ambas disoluciones para corroborar los hechos anteriores. Vaso de precipitado A PbCl 2(s)

Pb2+(ac) + 2 Cl -(ac)

Kps (PbCl 2 ) = 1,7. 10-5 c(Pb2+ ) = 0,5. 10-1 M c(Cl - ) = 0,5. 10-3 M PI = c(Pb2+ ). C 2(Cl - ) PI = 0,5. 10-1 . (0,5. 10-3 )2 PI = 1,25. 10-8 PI < Kps, no hay precipitado. Vaso de precipitado B PbCl 2(s)

Pb2+(ac) + 2 Cl -(ac)


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Kps (PbCl 2 ) = 1,7. 10-5 c(Pb2+ ) = 0,5. 10-1 M c(Cl - ) = 0,5. 10-1 M PI = c(Pb2+ ). C 2(Cl - ) PI = 0,5. 10-1 . (0,5. 10-1 )2 PI = 1,25. 10-4 PI > Kps, si hay precipitado.

IX) ELECTROQUÍMICA Actividad experimental 9.1. Reducción del ion cobre (II) por el cinc. Apuntes sobre el contenido: Al analizar el contenido de la electroquímica como aquella rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química, nos viene a la mente un grupo de preguntas que necesitan la respuesta exacta para comprender tan singular fenómeno. ¿Qué son las reacciones de ox idación-reducción? ¿A qué llamamos número de oxidación? ¿Qué es la oxidación? ¿Qué es la reducción? ¿Cuándo una sustancia se oxida? ¿Cuándo una sustancia se reduce? ¿A qué llamamos agente oxidante? ¿A qué llamamos agente reductor? Todos estos conceptos se pueden resumir: 1. Reacción redox. Toda reacción química en la cual existe transferencia de e- entre los reaccionantes, dando lugar a la variación en los números de oxidación de los mismos con respecto a los productos. 2. Número de ox idación21 . Es la carga aparente de un átomo en determinadas circunstancias cuando se cuentan sus e- , atendiendo a ciertas reglas un tanto arbitrarias.

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-

Es la carga aparente de un átomo en determinadas circunstancias cuando se cuentan sus e , atendiendo a ciertas reglas un tanto arbitrarias. No debe confundirse número de oxidación con valencia. La valencia (palabra que proviene del latín valentia que significa " fuerza, capacidad", referido este , al s ignificado del poder combinante d e los átomos), se interpreta de diferentes modos ; represen ta, por ejemplo, el número de átomos d e hidrógeno con qu e puede combinarse un átomo dado, o bien el nú mero de enlaces simples q ue un átomo puede formar. En todo cas o, la valencia es un número abs o luto, sin signo alguno asociado a él. Por el contrario, el número de oxidación es (+) o (-). Resulta así, que en el agua, la valencia del oxígeno es 2, mientras qu e s u número d e o xidación es -2. Incluso puede existir diferencia en el valor abs oluto de ambo s: en


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3. Oxidación. Es la pérdida de e- de un átomo o grupo de átomos. Esto produce un aumento en el número de oxidación. 4. Reducción. Es la ganancia de e- de un átomo o grupo de átomos. Esto produce una disminución en el número de oxidación. 5. Sustancia que se oxida (SO). Es la sustancia reaccionante que contiene la especie que se oxida. Es el agente reductor. 6. Sustancia que se reduce (SR). Es la sustancia reaccionante que contiene la especie que se reduce. Es el agente oxidante. 7. Agente oxidante (AO). Es la sustancia que se reduce y provoca la oxidación de otra especie. 8. Agente reductor (AR). Es la sustancia que se oxida y provoca la reducción de otra especie. Al introducir una lámina de Zn en un recipiente que contiene una disolución de CuSO4 ocurre una reacción química espontánea, igual que la que sucede en una pila electroquímica que tenga involucrada a estas sustancias; inmediatamente comienza a aparecer sobre la lámina una capa esponjosa y de color rojiza a la vez que el color azul de la disolución inicial comienza a desaparecer con el tiempo, prácticamente, hasta la decoloración total. No cabe la menor duda que la capa rojiza es Cu metálico, mientras que la decoloración indica la formación del ZnSO4; evidentemente ha tenido lugar una reacción química. Si en el vaso de precipitado se coloca un termómetro obtenemos evidencia de que el cambio es exotérmico. El cambio ocurrido en el sistema puede representarse por la ecuación: Zn(s) + CuSO4(ac) = Cus) + ZnSO4(ac) ΔH < 0 gris azul rojizo incoloro Aquí el cambio energético se manifiesta, fundamentalmente en forma de calor, ya que para que el cambio se manifieste en forma de energía eléctrica, no basta con que el proceso sea espontáneo y haya transferencia de e-; se necesita de una adecuada disposición para tal fín. Procedimiento para la actividad experimental:

el H2 O2 cada oxígeno posee dos enlaces simples, uno con el otro oxígeno y el otro con un hidrógeno, de donde se deduce que s u valencia es 2, mientras que s u número de oxidación no lo es .


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a) Coloque 40 ml de una disolución de CuSO4(ac) en un vaso de precipitado e introduzca en él una lámina de cinc. b) Introduzca un termómetro, mida la temperatura y anótela. c) Después de transcurrir 10 minutos vuelva a medir y anotar la temperatura. Observará que el cinc se recubre con una capa esponjosa rojiza de cobre metálico y que la temperatura ha aumentado respecto a la posición inicial. Ecuación de la reacción: CuSO4(ac) + Zn(s) = ZnSO4(ac) + Cu(s) ΔH<0

Nota: si coloca una disolución de ZnSO4 (ac) e introduce una lámina de cobre, después de transcurrido unos minutos no se podrá ver cambio alguno. La reacción no ocurre. Actividad experimental 9.2. Propiedades reductoras del KI Apuntes sobre el contenido: Las propiedades reductoras de los halógenos y sus sales haloideas aumentan del flúor al yodo, lo cual puede simbolizarse de la siguiente:

Es esta la razón por la cual cuando el yoduro de potasio reacciona con otro de los halógenos, es desplazado de su sal para reducir al otro a un nuevo haluro con número de oxidación menor que el que tenía en la sustancia simple; por ejemplo: 2 KI(s) + Cl 2 (g) = 2 KCl(s) + I 2(s) El yoduro de potasio al reaccionar con el cloruro de hierro (III) pierde e- , se ox ida a I 2 y reduce a la sal de hierro, al cual cede e-. Por esta razón, decimos que es el agente reductor, ya que manifiesta estas propiedades en el transcurso de la reacción. Procedimiento para la actividad experimental: Raúl A. Salgado Labrada

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a) Coloque una pequeña cantidad de disolución de cloruro de hierro (III) en el tubo de ensayo 1. b) Añada unas gotas de disolución de almidón. c) Vierta sobre el tubo de ensayo que contiene FeCl 3 una pequeña cantidad de yoduro de potasio hasta que tome una coloración azul intensa. Ello demuestra la presencia de I 2 formado en el tubo de ensayo por oxidación del KI, lo que demuestra su carácter reductor. Ecuación de la reacción: 2 FeCl 3(ac) + 2 KI(ac) = 2 KCl(ac) +2 FeCl 2 (ac) + I 2(s) Δ H<0

Actividad experimental 9.3. Propiedades reductoras del NH 4OH Apuntes sobre el contenido: El NH 3 actúa como agente reductor frente a muchos óxidos metálicos cuando se hace pasar el gas sobre ellos a altas temperaturas o se sumergen en disoluciones concentradas de NH 4 OH. 2 NH 3 (g) + 3 CuO(s) = 3 Cu(s) + N 2(g) + 3 H 2O 2 NH 4 OH(ac) + 3 CuO(s) = 3 Cu(s) + N 2(g) + 5 H 2O Procedimiento para la actividad experimental:

a) Raspe bien y luego enrolle en espiral un pedazo de alambre de cobre. b) Ponga el espiral del alambre de cobre en la candela del mechero, hasta que pierda su brillo y se torne de color negro de la capa de CuO que se formó. c) Después coloque el espiral en un tubo de ensayo que contiene una disolución concentrada de NH 4OH. Se observa que reaparece el color brillante del cobre. Raúl A. Salgado Labrada

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Actividad experimental 9.4. Propiedades oxidantes del ion permanganato por el ion cloruro. Apuntes sobre el contenido: El KMnO4 es un fuerte agente oxidante utilizado en muchas reacciones químicas en el laboratorio y la industria. Ello se debe a que, tanto sólido como en solución acuosa, presenta un intenso color violeta y puede ser empleado para hacer valoraciones cualitativas (y cuantitativas). El permanganato, de color violeta, se reduce al catión Mn+2 , incoloro en disoluciones ácidas. En disoluciones neutras, el permanganato solo se reduce a MnO2 , un precipitado marrón en el cual el manganeso tiene número de oxidación +4. En disoluciones alcalinas, se reduce a +6, dando manganato de potasio, K 2 MnO4. En el trabajo con el KMnO4 hay que tener muchas precauciones, ya que, como se ha dicho, es un oxidante muy enérgico, que mezclado con glicerina pura provoca una reacción fuertemente exotérmica. Reacciones de este tipo ocurren al mezclar KMnO4 sólido con muchas sustancias orgánicas. Sus disoluciones acuosas son bastante menos peligrosas, especialmente al estar diluidas. Mezclando KMnO4 sólido con H 2SO4 concentrado forma Mn2O7 que provoca una explosión. Mezclado con HCl genera el peligroso gas Cl 2. El permanganato mancha la piel y la ropa (al reducirse a MnO2 ) y debería por lo tanto manejarse con cuidado. Las manchas en la ropa se pueden lavar con ácido acético. Las manchas en la piel desaparecen dentro de las primeras 48 horas. Sin embargo, las manchas pueden ser eliminadas con NaHSO3 . Procedimiento para la actividad experimental:

a) Coloque una pequeña cantidad de disolución de permanganato de potasio en un tubo de ensayo. b) Añada ácido clorhídrico hasta la decoloración total. Se observará que el ion permanganato MnO 4oxida al ion cloruro a dicloro gaseoso, al tiempo que se reduce a ion manganeso (II), que es prácticamente incoloro en disolución diluida. Semiecuaciones de la reacción:


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Cálculo de Δ E 0 Δ E 0 = E 0 catódico - E 0 anódico Δ E 0 = E 0 (MnO4 - / Mn2+ ) - E 0 (Cl 2 /2Cl - ) ΔE 0 = + 1,52 V – (+ 1,36 V) ΔE 0 = + 1,52 V – 1,36 V ΔE 0 = + 0,16 V; ΔE 0 > 0, proceso espontáneo.

Actividad experimental 9.5. La pila electroquímica Zn/Cu Apuntes sobre el contenido: La pila electroquímica en sus diversas variantes es ampliamente utilizada en todas las esferas del quehacer social que emplean disímiles artefactos eléctricos, tales como linternas, radios portátiles, radios, calculadoras, relojes, cámaras fotográficas, etc. Ello sin contar los cientos de millones de vehículos que hay en el planeta que necesitan de los acumuladores de plomo. Es algo de lo que la sociedad moderna no se puede sustraer. Para ello hoy día se fabrican miles de millones de pilas de diferentes tipos, formas y tamaño. El término “pila” proviene de los primeros tiempos del estudio de la electricidad, cuando se hablaba

de juntar varias celdas "apiladas" para producir energía eléctrica. El vocablo aunque no es muy “científico” ha perdurado en el tiempo y ace ptado por la comunidad científica. Otro tanto ocurre con la palabra “batería”.

Se puede definir que pila electroquímica, pila voltaica o galvánica es el dispositivo que produce corriente eléctrica a partir de una reacción redox (acrónimo de las palabras REDucción y OXidación). Ella se basa en el principio de que dos semirreacciones separadas pueden tener lugar al mismo tiempo, de modo tal, que la transferencia de e - se realiza a través de un alambre por donde fluye la corriente eléctrica proveniente de un electrodo22 cuyo potencial (voltaje) se puede medir con un voltímetro como ocurre, por ejemplo, con la pila Zn/Cu. La pila electroquímica fue inventada en 1800 por el físico italiano Alessandro Volta ,(1745-1827) a partir de algunos estudios realizados por su colega, Luigi Galvani (1737-1798); es por eso, que también recibe el nombre de pila galvánica o pila voltaica. Desde el punto de vista teórico la pila voltaica creó las bases para un amplio estudio sobre el tema, algunos llegan a asegurar que es el asunto que más se ha estudiado desde el punto de vista físicoquímico; sin embargo, esta pila solo es objeto de laboratorio, pues no se puede emplear de manera práctica en la vida cotidiana. En el afán de hacer de la pila electroquímica un dispositivo útil y versátil, otros científicos inventaron nuevas variantes; se crearon así, entre otras versiones, la pila de Daniell (1836), la de Grove (1839) y la pila de Leclanché (1868). Esta última, diseñada por el químico francés George Leclanché, sirvió de

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Sistema formado por la lámina metálica y la diso lución de s us iones . Const ituye una semicelda o semipila; es el elemento más simple en electroquímica.


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base para el importante avance que constituyó la pila “seca”, al que pertenecen prácticamente todas las utilizadas hoy día en todo el mundo. La pila seca común (de Zn-C), es en principio un recipiente cilíndrico de cinc que hace de ánodo (-), relleno de una pasta electrolítica de NH 4Cl con ZnCl 2 disueltos en agua separada por una papel, de una mezcla de C y MnO2 en polvo, compactado que rodea a una varilla de carbono (o de grafito) como cátodo (+). Tiene un potencial nominal de 1,5 V que depende, entre otros factores, de la complejidad de la reacción catódica de reducción del manganeso que es extremadamente complicada. Puede representarse simplificadamente como a continuación se muestra: SEO: Zn(s) = Zn2+(ac) + 2 eSER: 2 NH 4+(ac) + 2 e- = 2 NH 3(g) + H 2(g) Zn(s) + 2 NH 4+(ac) = Zn2+(ac) + 2 NH 3(g) + H 2(g) La notación simplificada de esta pila se puede representar de la siguiente forma: Zn(s) / Zn2+(ac) // NH 4+(ac) /H 2(g) Aquí el cátodo es inerte, es decir, no interv iene en la reacción; es solo el conductor eléctrico. Existen otros tipos de pilas secas llamadas alcalinas. Reciben ese nombre porque contienen un electrólito alcalino de KOH, en lugar de NH 4Cl, pero ofrecen el mismo voltaje nominal y el mismo tamaño físico Para satisfacer la amplia demanda de dispositivos electrónicos portátiles, tales como audífonos, relojes, calculadoras, etc., se requiere de pilas cada vez más pequeñas: las llamadas pilas de botón (por su similitud a un botón): un recipiente en forma de disco con una caja de metal, en general, conectada al polo positivo y la tapa, al negativo. Estas pilas se basan en los mismos principios de la electroquímica. Existen normas internacionales para la estandarización del tamaño y voltaje de la pila (refrendados por la Organización Internacional de Normalización o ISO), para permitir la utilización de equipos eléctricos a nivel mundial. Por eso, las pilas se presentan en varias formas y tamaños normalizados. Por ejemplo, la pila AA mide 50 mm de longitud y 14 mm de diámetro, mientras que la AAA mide 44,5 mm de longitud y 10,5 mm de diámetro. También se ha normalizado la cuestión del voltaje con que trabajen diferentes equipos, es por ello que se ha estandarizado 1,5 V y algunos múltiplos de él, razón por la cual funcionan con 3, 9, 12 V, etc. Es importante señalar que los metales y los productos químicos con que se fabrican las pilas pueden resultar perjudiciales para el medio ambiente, ya que producen contaminación química. Las pilas son residuos peligrosos, una vez que la envoltura metálica que recubre las pilas se daña, las sustancias químicas se liberan y con mayor o menor grado son absorbidas por la tierra, pudiéndose filtrar hacia las aguas subterráneas y pasar directamente a los seres v ivos, entrando así en la cadena alimentaria. Por eso no se deben botar en la basura, sino llevarlas a centros de reciclado. Estudios especializados indican que una micropila de Hg, puede llegar a contaminar 600 000 litros de agua, una de cinc-aire 12 000 litros y una de óxido de plata 14 000 litros.


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Las pilas desechadas son residuos altamente peligrosos por lo que desde el momento en que se empiezan a reunir, deben ser manejadas por personal capacitado que siga las precauciones adecuadas empleando todos los procedimientos técnicos y legales del manejo de residuos peligrosos. La pila Zn/Cu consta de los siguientes elementos y procesos: 1. Ánodo. Es el electrodo activo (-) (aquel que participa en la reacción) formado por la lámina de Zn y la disolución de sus iones, en el cual los e - salen de la lámina de Zn como producto de la oxidación de sus átomos a Zn 2+que pasan a la disolución de ZnSO4. Se produce un aumento de c(Zn2+ ) en ella. Semiecuación anódica: Zn(s) = Zn2+(ac) +

2 e-

2. Cátodo. Es el electrodo activo (+) formado por la lámina de Cu y la disolución de sus iones, en el cual los e- que vienen de la lámina de Zn, entran a la lámina de Cu y ocurre la reducción de los iones Cu2+(ac) de la disolución a Cu(s). Semiecuación catódica: Cu2+(ac) + 2 e- = Cu(s) 3. Puente salino. Tiene la función de conectar los dos electrodos, así como de aislar los contenidos de las dos partes de las celdas mientras se produce el contacto eléctrico entre ellas. Sucede que en un instante muchos iones Zn2+(ac) pasan a la disolución de ZnSO4 y aparece un ligero exceso de cargas (+) en esta. Estas atraen de nuevo a los e- que intentan desplazarse por el alambre hacia la lámina de cobre; entonces, los iones (-) del puente salino pasan a la disolución para mantenerla eléctricamente neutra. De modo similar las cargas (-) de los iones SO42- (ac), repelen a los e- que van llegando a la lámina de Cu y aparece un ligero exceso de cargas (-) en dicha disolución; entonces, los iones (+) del puente salino pasan a la disolución al ser atraídos por ella. De esta manera ambas disoluciones permanecen neutras y el flujo de e- a lo largo del alambre continúa ininterrumpidamente. Sin el puente salino, pronto se acumularían cargas (+) en el ánodo por la formación de iones Zn 2+ y cargas negativas en el cátodo, cuando parte de los iones Cu 2+ se reducen a Cu, provocando que enseguida la pila colapse. El puente salino se prepara generalmente con un tubo en U lleno de una disolución de KCl y taponeados sus extremos con algodón se invierte de manera que cada extremo del tubo quede en una de las disluciones. Si no hubiese tubo en U, el puente salino se puede preparar con un papel de filtro embebido en una disolución de KCl, KI, Na2SO4 o KNO3 . En última instancia, se puede humedecer con H 2SO4 o con cualquiera de los dos electrólitos usados. 4. Resultado neto del proceso: Zn(s) + Cu2+(ac) = Zn2+(ac) + Cu(s) y generación de electricidad de forma espontánea. Pudiera surgir la duda del por qué si hay iones K +(ac), Zn2+(ac) y Cu2+(ac) en la pila, se reduce este último, y por qué si hay Zn(s) e iones SO42- (ac) y Cl -(ac), se oxida el primero. La explicación está en los potenciales de electrodo. En este caso se reduce primero el Cu 2+(ac) por tener mayor E 0 (+0,34V) que el K +(-2,93V) y el Zn2+(-0.76V). En el ánodo se oxida primero el Zn(s), pues tiene el menor E 0 (-0,76V), mientras que el del Cl 2 es + 1,36 V y el del SO42- (ac) es de +2,01 V 23 . 23

2-

La semiecuación de oxidación del SO4 no apa rece en la TPEE del LT, es la siguiente :


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Una manera más fácil de recordar toda esta terminología es fijándose en la raíz griega de las palabras. Esto además de ser cultural, es interesante: 

Odos significa “camino”; entonces, electrodo es el camino por el que van los electrones.

káthodos significa “camino descendente”; entonces, cátodo es el camino por donde bajan los electrones. 

Ánodos significa “camino ascendente”; entonces, ánodo es el camino por el que ascienden los electrones. 

Ion significa “que camina”. Entonces, las partículas disueltas son las que se desplazan a través de las disoluciones (en este caso). 

Otra forma fácil también de recordar la terminología es tomando en cuenta la primera letra de cada electrodo y asociarla al proceso que en él ocurre: 

En el Á nodo (-) se produce la O xidación (las dos palabras empiezan con vocales: a y o).



En el C átodo (+) se produce la Reducción (las dos palabras comienzan con consonantes: c y r).

Zn(s)/Zn2+( 1M) // Cu2+( 1M)/Cu(s) Procedimiento para la actividad experimental:

a) En el vaso de precipitado A se coloca una disolución de sulfato de cinc y luego se introduce una lámina de cinc. b) En el vaso de precipitado B se coloca una disolución de sulfato de cobre (II) y luego se introduce una lámina de cobre. c) Entre ambos recipientes se coloca un puente salino formado por un tubo en U relleno con una disolución de un electrólito inerte, como el KCl o NH 4 NO3 cuyos iones no reaccionarán con los de las disoluciones o con los metales; el tubo en U debe estar taponado con algodón en ambos extremos para evitar que esta disolución fluya hacia ambos recipientes, al tiempo que permite el paso de los cationes

(S6+O4 )2- (ac) = (S2 7+O8) 2- (ac) + 2 e


E0 = + 2,01V.

S2 O8 2- (ac), se llama ion piroxisulfato.

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K + , Zn2+ y Cu2+ y los aniones Cl - y SO42- . (Si no hay tubo en U, se puede utilizar papel filtro o algodón, empapado en una de las disoluciones mencionadas y conectado a ambos recipientes). d) Conecte con alambres de cobre los electrodos, en medio de los cuales se intercala un voltímetro (u otro dispositivo para comprobar la existencia de corriente eléctrica); entonces, se observará que la aguja del equipo se mueve indicando el paso de la corriente eléctrica (si es el voltímetro). Nota: después de transcurrido suficiente tiempo, se puede apreciar que la lámina de Zn se ha desgastado y que sobre la lámina de Cu se va depositando una capa esponjosa del propio metal. Ecuaciones de las semirreacciones:

Cálculo de Δ E 0 Δ E 0 = E 0 catódico - E 0 anódico Δ E 0 = E 0 (Cu 2+ / Cu) - E 0 (Zn 2+ / Zn) ΔE 0 = + 0,34 V – (- 0,76 V) Δ E 0 = + 0,34 V + 0,76 V ΔE 0 = + 1,10 V; ΔE 0 > 0, proceso espontáneo.

Es decir, el cálculo de la diferencia de potencial puede hacerse por dos vías: la suma algebraica de los potenciales de oxidación y de reducción, o la diferencia de potencial entre los potenciales de reducción de las especies que constituyen el cátodo y el ánodo.

Actividad experimental 9.6 . La pila electroquímica Zn/H 2 Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes de la actividad experimental 9.5. En un recipiente donde coexisten dos metales con diferente actividad química, por ejemplo, Cu y Zn, sumergidos en una disolución ácida (HCl o H 2SO4 ), conectados entre sí por medio de un conductor metálico, parte de los e- producidos por la oxidación del metal más activo (el Zn) circulan a través del conductor hacia el metal menos activo (el Cu), y en su superficie se reducirá buena parte de los iones H +(ac) de la disolución ácida. Estará ocurriendo una pila electroquímica (en este caso una pila de Volta). Elementos y procesos de la pila de Volta Zn/H 2: 1. Ánodo. Es el electrodo activo (-) (aquel que participa en la reacción) formado por la lámina de Zn y la disolución ácida, en el cual los e- salen de la lámina de Zn como producto de la oxidación de sus átomos que se transforman en iones Zn2+ y pasan a la disolución de H 2 SO4. Se produce un aumento de c(Zn2+ ) en ella: Semiecuación anódica: Zn(s) = Zn2+(ac) + 2 e2. Cátodo. Es el electrodo activo (+) formado por la lámina de Cu y la disolución ácida, en el cual los e- que vienen de la lámina de Zn, entran a la de Cu y ocurre la reducción de los iones H +(ac) de la Raúl A. Salgado Labrada

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disolución H 2 SO4 a H 2(g). El cobre actúa como conductor elécterico, no participa en la reacción redox. Semiecuación catódica: 2 H +(ac) + 2 e- = H 2(g) 3. Resultado neto del proceso: Zn(s) + 2 H +(ac) = Zn2+(ac) + H 2(g) y generación de electricidad de forma espontánea. La notación simplificada de esta pila es: Zn(s)/Zn2+(1M) // 2 H +(1M)/H 2(g) Procedimiento para la actividad experimental:

a) En una cristalizadora deposite una disolución de ácido sulfúrico al 10% hasta la 4/5 parte del volumen del recipiente. b) Sumerja en ambos extremos del recipiente dos láminas, una de cinc y otra de cobre. c) Conecte con alambres de cobre los electrodos, en medio de los cuales se intercala un voltímetro (u otro dispositivo para comprobar la existencia de corriente eléctrica); entonces, se observará que la aguja del equipo se mueve indicando el paso de la corriente eléctrica y que en el cátodo comienza a formarse un burbujeo debido a la presencia del dihidrógeno gaseoso. Ecuaciones de las semirreacciones:

Cálculo de Δ E 0 Δ E 0 = E 0 catódico - E 0 anódico Δ E 0 = E 0 (H + / H 2 ) - E 0 (Zn 2+ / Zn)


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Manual de actividades experimentales de Química ΔE 0 = 0,00 V – (- 0,76 V) ΔE 0 = + 0,00 V + 0,76 V ΔE 0 = + 0,76 V; ΔE 0 > 0, proceso espontáneo.

Actividad experimental 9.7 . Una pila singular Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes de la actividad experimental 9.5. Si en un limón, naranja, etc., bien apolismado, se le introducen dos láminas o alambres de dos metales con diferente actividad química, por ejemplo, Zn y Cu, de hecho estarán sumergidos en una disolución ácida, en este caso de ácido cítrico (C 6 H 8 O7 aproximadamente al 6%); conectados entre sí por medio de un conductor metálico, parte de los e - producidos por la oxidación del metal más activo (el Zn) circulan a través del conductor hacia el metal menos activo (el Cu), y en su superficie se reducirá buena parte de los iones H +de la disolución ácida. La acción de apolismar o magullar bien al cítrico tiene el objetivo de provocar que la disolución del ácido cítrico que contiene la fruta, se disperse lo suficiente como para facilitar la reacción redox. Esta experiencia se puede hacer incluso con el zumo del cítrico previamente obtenido. La notación simplificada de esta pila es: Zn(s)/Zn2+(1M) // 2 H +(1M)/H 2(g) Procedimiento para la actividad experimental:

a) Tome un limón y apolísmelo repetidamente hasta lograr que se rompan las pequeñas bolsitas interiores que almacenan el zumo. b) Introduzca en el limón dos alambres, un de cinc y otro de cobre. c) Conecte con alambres de cobre los electrodos, en medio de los cuales se intercala un voltímetro (u otro dispositivo para comprobar la existencia de corriente eléctrica); entonces, se observará que la aguja del aparato se muev e indicando el paso de la corriente eléctrica. Nota: las ecuaciones de las semirreacciones son las mismas que las de la pila de Volta ya que en ambas es el catión H +(ac) quien se reduce en el cátodo, produciendo H 2. Raúl A. Salgado Labrada

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Ecuaciones de las semirreacciones:

Actividad experimental 9.8. La pila seca Apuntes sobre el contenido: La pila seca consiste en una disposición ingeniosa que por una parte, permite la transferencia de e- , y por la otra, se consumen los productos gaseosos que se liberan durante la reacción. La pila seca comercial consta de un cilindro hueco de Zn en cuyo interior hay una barra de grafito rodeada de una pasta húmeda formada por una mezcla de MnO4 , NH 4Cl, ZnCl 2 y H 2O. El polo negativo (ánodo) es el propio cilindro de Zn, que experimenta la oxidación, mientras que el polo positivo (cátodo) es la barra de grafito; este es inerte, es decir, no interviene químicamente en el proceso. Las reacciones que tienen lugar en una pila seca son muy complejas y aún no están interpretadas en todos sus detalles, pero una versión más sencilla explica que cuando se cierra el circuito, el Zn se oxida: Zn(s) = Zn 2+(ac) + 2 e Los e- producidos viajan a través del electrodo inerte de frafito (de C) y reducen al ion NH 4+(ac): 2 NH 4 +(ac) + 2 e- = 2 NH 3(g) + H 2(g) Para consumir estos gases liberados que pudieran hacer reventar a la pila, el NH 3 reacciona con los iones Zn2+ para dar iones tetrammincinc (II): NH 4+(ac) + Zn2+(ac) = [Zn(NH 3 )4 ] 2+(ac) El otro gas desprendido, el H 2 que tiene la tendencia de recubrir al grafito, polarizando la pila y paralizando su funcionamiento, es eliminado mediante la reacción: 2 MnO2(s) + H 2(g) = Mn2O3(s) + H 2O Como se puede observar estas reacciones “colaterales”suceden para eliminar los productos gaseosos que se obtienen durante el funcionamiento de la pila. El proceso completo se puede representar de la siguiente manera: SEO: Zn(s) = Zn2+(ac) + 2 eSER: 2 NH 4+(ac) + 2 e- = 2 NH 3(g) + H 2(g) Zn(s) + 2 NH 4+(ac) = Zn2+(ac) + 2 NH 3(g) + H 2(g) La notación simplificada de esta pila se puede representar de la siguiente forma: Zn(s) / Zn2+(ac) // NH 4+(ac) /H 2(g) Raúl A. Salgado Labrada

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Para determinar el potencial de esta pila se necesitan los potenciales de los electrodos en las condiciones en que ocurren las reacciones químicas; no son los valores estándar que aparecen en el libro de texto. La pila tiene un potencial nominal de 1,50 V y combinando varias en serie se puede obtener una batería con el voltaje que se desee, pero siempre múltiplo de 1,50. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Tome la cubierta de Zn de una vieja pila seca. b) límpiela bien y córtela en 3 por 6 cm aproximandamente. c) Sobre la lámina de cinc coloque una capa de algodón de 1 cm de espesor humedecida con una disolución saturada de cloruro de amonio (NH 4Cl). Aquí no hace falta el MnO2 , debido a que los gases formados se liberan facimente y no polarizan la pila. d) Sobre la capa de algodón coloque el electrodo de grafito (puede ser el de una vieja pila). e) Conecte con alambres de cobre los electrodos de Zn y de grafito, en medio de los cuales se intercala un voltímetro (u otro dispositivo para comprobar la existencia de corriente eléctrica). Entonces se observará que la aguja del equipo se mueve indicando el paso de la corriente eléctrica.

Actividad experimental 9.9. El acumulador de plomo Apuntes sobre el contenido: El acumulador de plomo fue inventado en 1859 por el físico francés Gastón Planté. Está formado por un grupo de células conectadas en serie, cada una de ellas consiste en una placa de plomo, otra de óxido de plomo (II), y una disolución electrolítica de ácido sulfúrico. El acumulador de plomo es un tipo especial de pila que puede recargarse con energía eléctrica externa, invirtiendo el proceso inicial de oxidación-reducción y provoca que se regeneren prácticamente, las sustancias que se consumieron durante el funcionamiento como pila. Durante la descarga (comportamiento como pila electroquímica). El PbO2 es reducido a PbSO4 en el cátodo, mientras que en el ánodo, el Pb metálico es oxidado para dar igualmente PbSO4. Esta sal prácticamente insoluble se va depositando sobre las placas, lo que va afectando paulatinamente la eficiencia del acumulador. Los e- transferidos en estos procesos, se aprovechan en forma de corriente eléctrica por un circuito externo. En la descarga del acumulador, la concentración del H 2SO4 disminuye porque se va formando PbSO4 y aumenta la cantidad de agua formada en la reacción. Como el ácido concentrado tiene una densidad superior al diluido, sirve como indicador para diagnosticar el estado de carga del dispositivo. Raúl A. Salgado Labrada

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Durante el proceso de carga o recarga (comportamiento como electrólisis) el PbSO4 es reducido a Pb en el cátodo, mientras que en el ánodo se forma PbO2 . Por lo tanto, se trata de un proceso de dismutación, es decir, el elemento es oxidado y reducido al mismo tiempo. En el acumulador de plomo no se desprende H 2 , ya que su reducción está cinéticamente impedida en la superficie de plomo, característica favorable que se refuerza incorporando a los electrodos pequeñas cantidades de plata. Si el desprendimiento de H 2 sucediese, provocaría la lenta degradación del electrodo, ayudando a que se destruyesen mecánicamente las partes del mismo, alteraciones irreversibles que acortan la duración del acumulador. Solo si se supera la tensión de carga recomendada se desprende H 2 o se consume el agua del electrolito; ello acorta la vida útil de las placas, con el consiguiente peligro de explosión por la combustibilidad de este gas. Como se puede apreciar, en la carga del acumulador se regeneran las sustancias iniciales (Pb, PbO2 y H 2SO4 ). Los procesos de carga y descarga del acumulador no se pueden repetir indefinidamente porque cuando el PbSO4 forma cristales muy grandes, entonces no responden bien a los procesos indicados, con lo que se pierde la característica esencial de la reversibilidad. Se dice entonces que el acumulador se ha sulfatado y es necesario sustituirlo por otro nuevo. Los cristales grandes también se forman si se deja caer la tensión de cada celda por debajo de 1.8 V. Los procesos de carga y descarga del acumulador se pueden representar de la siguiente forma:


a) Tome dos láminas de plomo de 2,5 por 5 cm. b) Sumerja ambas láminas en una cristalizadora previamente rellenada con H 2SO4 al 10 % (cuide que las placas no se pongan en contacto entre sí). c) Conecte con alambres de cobre las dos láminas de plomo, en medio de las cuales se intercala una fuente de corriente directa (en caso de utilizar un rectificador es necesario conectar los conductores Raúl A. Salgado Labrada

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con este y luego el rectificador con la línea doméstica) para cargar el acumulador durante unos 10 minutos. d) Transcurrido ese tiempo, desconecte los extremos de los conductores y conéctelo a un bombillo apropiado. Observará que se enciende por la acción de la energía eléctrica que se acumuló en forma de energía química. Semiecuaciones de las reacciones:

Para determinar el potencial del acumulador se necesitan los potenciales de los electrodos en las condiciones en que se producen las reacciones químicas; no son los valores estándar que aparecen en el libro de texto. El acumulador tiene un potencial nominal de 2,04 V.

Actividad experimental 9.10. Electrólisis de una disolución diluida de NaCl Apuntes sobre el contenido: La electrólisis es un proceso electroquímico redox no espontáneo, es decir, que no ocurre por sí solo; necesita de la corriente eléctrica suministrada por una fuente exterior para que esta pase a través de un electrólito fundido o en disolución. Si colocamos una disolución electrolítica en un recipiente adecuado, al aplicar corriente eléctrica existirá la posibilidad de que se verifiquen varias reacciones. La que predominará será aquella que se realice con más facilidad, es decir, la que consuma menos energía, por ejemplo, en concentraciones iguales de las sustancias que son capaces de reaccionar, se verificará en el ánodo la que tenga más bajo potencial de reducción y en el cátodo, aquella que tenga más alto potencial de reducción. Como el estudio cuantitativo de las reacciones anódicas y catódicas es muy complejo, daremos una serie de reglas prácticas para determinar qué reacciones tendrán lugar en los electrodos de una celda electrolítica: Reacciones anódicas: 1. El ánodo atrae a todos los ANIONES presentes en la disolución y, además, está rodeado por moléculas de H 2O del disolvente, que son fuertemente polares y pueden también reaccionar. 2. Si se utilizan electrodos inertes, por ejemplo, el grafito o el platino, el H 2O reaccionará primero que los aniones oxigenados (NO3- , SO42- , CO3 2- , etc.), y también que los iones Cl - , Br - si están en disoluciones diluidas. En medio neutro, el H 2O se oxidará según la siguiente ecuación: 2 H 2 O

O2(g)+4 H +(ac) + 4 e-

3. Cuando los aniones Cl - , Br están en DISOLUCIÓN CONCENTRADA, reaccionan primero que el agua, por ejemplo: 2 Cl -(ac)

Cl 2(g) + 2e-

4. En disoluciones básicas, los iones OH - se oxidan a O2(g): Raúl A. Salgado Labrada

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4 OH -(ac)

2 H 2O + O2(g) + 4e-

4. Si se utilizan ánodos de electrodos no inertes, por ejemplo, Cu, Ag, Ni, etc. no se oxidan los aniones, sino que el metal que constituye el ánodo, lo hace y pasa a la disolución, por ejemplo, con electrodo de cobre, se verifica la siguiente reacción: Cu(s)

Cu2+(ac) + 2e-

Reacciones catódicas: 1. El cátodo atrae a todos los CATIONES presentes en la disolución y, además, está rodeado por moléculas de H 2O del disolvente, que son fuertemente polares y pueden también reaccionar. 2. Si se utilizan electrodos inertes, por ejemplo, el grafito o el platino, el H 2O reaccionará primero que los cationes de los metales activos como Na+ , K + , Ca2+ , etc. En medio neutro, el H 2O se reduce según la siguiente ecuación: 2 H 2 O +2 e-

H 2(g)+2 OH -(ac)

E = - 0,41V

3. Si en la disolución existen cationes de metales menos activos que el hidrógeno, se reducen primero que este, por ejemplo: Cu2+(ac) + 2e-

Cu(s)

Eº = +0,34 V

4. En disoluciones ácidas, el ion H + se reduce primero que la molécula de agua, pero no que los cationes de los metales menos activos: 2 H +(ac) + 2e-

H 2(g)

Eº = 0,00 V

Cuando se toma una muestra de una sal, por ejemplo, NaCl y se prepara con ella una disolución diluida, coexisten en el sistema el H 2O (por ser el disolvente polar) y los iones Na+(ac) y Cl -(ac). En la zona catódica (reducción), las posibles reacciones que pueden ocurrir son: H 2 (g) + 2 OH -(ac)

2 H 2 O(l) + 2 e Na+(ac) + e-

E = - 0,41 V E 0 = - 2,71V

Na(s)

Aquí ocurre la reducción del H 2O por tener mayor potencial de reducción que el Na+. En la zona anódica (oxidación) las posibles reacciones que pueden ocurrir son: 4 H +(ac) + O2(g) + 4eCl 2(g) + 2e-

2 Cl -(ac)

2 H 2O(l)

E = + 0,82 V E 0 = + 1,36 V

Aquí ocurre la oxidación del H 2O por tener menor potencial de reducción que el Cl 2. ¿Por qué el agua puede oxidarse en el ánodo y reducirse en el cátodo? Porque es una sustancia dipolar, es decir, tiene polos (+) y (-); entonces, unas moléculas migran hacia el cátodo (-) para reducirse a H 2 (g), mientras migran hacia el ánodo y se oxidan a O2 (g). Luego entonces, el producto de la electrólisis de la disolución diluida de NaCl (previamente invertida la semiecuación del ánodo en función de la oxidación) es:


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Cátodo (reducción): 4 H 2O(l) + 4e Ánodo (oxidación): 2 H 2 O(l) Ecuación total:

6 H 2O(l)

2 H 2(g) + 4 OH - (ac)

O2 (g) + 4 H + (ac) + 4e-

E = - 0,41 V E ox = - 0,82 V

O2(g) + 4 H +(ac) + 4 OH -(ac) + 2 H 2(g) E = - 1,23 V

Definitivamente, al reaccionar los iones H +(ac) con los iones OH -(ac) se forma agua y nos queda: 2 H 2 O(l) O2 (g) + 2 H 2(g) E = - 1,23 V La ocurrencia real de las anteriores reacciones confirman el desprendimiento de O2(g) en el ánodo y del H 2(g) en el cátodo, verificados por el burbujeo formado en ambos electrodos; se justifica plenamente con los análisis efectuados. Si se añaden unas gotas de fenolfatelína en las proximidades del cátodo, se observará un enrojecimiento de su entorno, lo que demuestra su carácter básico por la presencia de los iones OH - , producto de la reducción del agua. Para corroborar eso es o portuno efectuar el cálculo de ΔE (aquí el cálculo no lleva la ex presión de ΔE 0 , sino ΔE).

Δ E = E cátodo – E ánodo Δ E = - 0,41 V - (+ 0,82 V) ΔE = - 0,41 V - 0,82 V ΔE = - 1,23 V, ΔE < 0; se corresponde con un proceso químico NO espontáneo.


a) En una cuba electrolítica con electrodos inertes de grafito, coloque una disolución diluida de NaCl. b) Agregue unas gotas de fenolftaleína. c) Aplique corriente eléctrica. Observará que en el ánodo se produce un burbujeo por la presencia de O2 que se desprende de la cuba electrolítica y en el cátodo también se ve otro burbujeo, pero por la Raúl A. Salgado Labrada

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existencia del H 2 que se forma y escapa al exterior, así como el enrojecimiento de esta región debido a la presencia de iones OH -.

Actividad experimental 9.11. Electrólisis de una disolución concentrada de NaCl Apuntes sobre el contenido: leer los apuntes del contenido de la actividad experimental 9.10 Cuando se toma una muestra de una sal, por ejemplo, el NaCl y se prepara con ella una disolución concentrada (saturada), coexisten en el sistema, el H 2O (por ser el disolvente polar) y los iones Na+(ac) y Cl -(ac), de manera tal que: 

En el ánodo (+) pueden ox idarse el Cl -(ac) y el H 2O.



En el cátodo (-) pueden reducirse el Na+(ac) y el H 2O.

Entonces, las posibles reacciones de oxidación (escritas en el sentido de la reducción como aparecen en la TPEE) que pueden ocurrir en el ánodo son: Cl 2(s) + 2 e-

2 Cl -(ac)

O2(g) + 4 H +(ac) + 4 e-

Eº = + 1,36 V 2 H 2 O24

E = + 0,82 V

¿Cuál es el que se oxida realmente? Al comparar los potenciales de reducción de ambos pares nos percatamos que el de menor valor es el del par O2 (g)/H 2O (+ 0,82 V < +1,36 V), entonces, debía ser el agua quien se oxide (en el ánodo debe ocurrir la oxidación del par de menor potencial de reducción); pero como la disolución es concentrada, está saturada, el anión Cl - , se reduce con preferencia respecto al agua de cuerdo con las reglas prácticas para determinar las reacciones anódicas y catódicas en las disoluciones acuosas. Las posibles reacciones de reducción que pueden ocurrir en el cátodo son: Na+(ac) +1 e-

Na(s)

Eº= - 2,93 V

2 H 2 O + 2e-

H 2 (g) + 2 OH -(ac)

E = - 0,41 V

¿Cuál es el que se reduce realmente? Al comparar los potenciales de reducción de ambos pares nos percatamos que el de mayor valor es el del par H 2 O /H 2(g), (- 0,41 V >- 2,93V), entonces, es el agua quien se reduce (en el cátodo ocurre la reducción del par de mayor potencial de reducción). Luego entonces, el producto de la electrólisis de la disolución concentrada de NaCl (previamente invertida la semiecuación del ánodo en función de la oxidación) es:

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Las ecuaciones de oxidación y reducción del H 2 O no aparecen en la tabla porque s on para el agua pu ra; en ella el pH = 7, -7 + 0 c(H+) = 10 mol.l , mientras que los pot enciales de la tabla se han determinado a c(H ) = 1 mol.l ; por eso no se utiliza E .


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Los resultados finales de la electrólisis de la disolución saturada de NaCl confirman la presencia de los gases que se producen en ambos electrodos: Cl 2 y H 2. Si se añade en las proximidades del cátodo, gotas de fenolftaleína, esta se enrojece, lo que indica la presencia de un medio ácido. Cálculo de ΔE 0 (para este cálculo se trabaja con los potenciales de reducción). Δ E 0 = E 0 catódico - E 0 anódico Δ E 0 = E (H 2 O/H 2 ) - E 0 (Cl 2 /Cl - ) ΔE 0 = - 0, 41 V – (+1,36 V) ΔE 0 = - 0, 41 V – 1,36 V) ΔE 0 = - 1,77 V; ΔE 0 < 0, proceso no espontáneo.


a) En una cuba electrolítica con electrodos inertes de grafito, coloque una disolución saturada de NaCl. b) Agregue unas gotas de fenolftaleína. c) Aplique corriente eléctrica. Observará que en el ánodo se produce un burbujeo por la presencia de dicloro que se desprende de la cristalizadora y en el cátodo también se ve otro burbujeo, pero por la existencia del dihidrógeno que se forma y se escapa al exterior, así como el enrojecimiento de esta región debido a la presencia de iones OH -.

Actividad experimental 9.12. Electrólisis de una disolución concentrada de KI Apuntes sobre el contenido: leer apuntes del contenido de la actividad experimental 9.10. Raúl A. Salgado Labrada

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Cuando se toma una muestra de una sal, por ejemplo, el KI y se prepara con ella una disolución acuosa concentrada (saturada), coexisten en el sistema el agua (por ser el disolvente) y los iones K +(ac) y I -(ac), de manera tal que: 

En el ánodo (+) pueden oxidarse el I -(ac) y el H 2 O.



En el cátodo(-) pueden reducirse el K +(ac) y el H 2O

Entonces, las posibles reacciones de oxidación que pueden ocurrir en el ánodo son: I 2(s) + 2 e-

2 I -(ac)

O2(g) + 4 H +(ac) + 4 e-

Eº = + 0,54 V 2 H 2 O

E = + 0,82 V

¿Cuál es el que se oxida realmente? Al comparar los potenciales de reducción de ambos pares nos percatamos que el de menor v alor es el del par I 2 (s)/I -(ac) (+ 0,54 V < +0,82 V), entonces, es él quien se oxida (en el ánodo ocurre la oxidación del par de menor potencial de reducción). Además, en las disoluciones concentradas, los aniones haluros, se oxidan con preferencia respecto al agua. Las posibles reacciones de reducción que pueden ocurrir en el cátodo son: K +(ac) +1 e H 2O + 2e-

K(s) H 2(g) + 2 OH -(ac)

Eº= - 2,93 V E = - 0,41 V

¿Cuál es la que se reduce realmente? Al comparar los potenciales de reducción de ambos pares nos percatamos que el de mayor valor es el del par K + /K(s) (- 0,41 V >- 2,93V), entonces, es él quien se reduce (en el cátodo ocurre la reducción del par de mayor potencial de reducción). Luego entonces, el producto de la electrólisis de la disolución concentrada de KI (previamente invertida la semiecuación del ánodo en función de la oxidación) es:

En las proximidades del ánodo se observará el color pardo-amarillento que justifica la presencia del I 2 , el cual puede detectarse con una disolución de almidón ya que esta se torna de color azul intenso frente al I 2. Si se añade en las proximidades del cátodo, gotas de fenolftaleína, esta se enrojece, lo que indica la presencia de un medio ácido. Además se observa el burbujeo de H 2 allí producido. Cálculo de ΔE 0 (para este cálculo se trabaja con los potenciales de reducción). Δ E 0 = E 0 catódico - E 0 anódico Δ E 0 = E 0 (H 2 O/H 2 ) - E 0 (I 2 /I - ) ΔE 0 = - 0, 41 V – (+0,54 V)


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Manual de actividades experimentales de Química ΔE 0 = - 0, 41 V – 0,54 V) ΔE 0 = - 0,95 V; ΔE 0 < 0, proceso no espontáneo.


a) En una cba electrolítica con electrodos inertes de grafito, coloque una disolución concentrada de KI. b) Agregue unas gotas de fenolftaleína. c) Aplique corriente eléctrica. Observará que en el ánodo la disolución se va tornando de color pardo-amarillento por la presencia de diyodo que se forma y disuelve. d) Añada unas gotas de disolución de almidón e inmediatamente se colorea azul intenso, confirmando la presencia del diyodo. En el cátodo se observa un burbujeo debido al H 2 que se forma; se enrojece la región debido a la presencia de iones OH -.

X) QUÍMICA ORGÁNICA Actividad experimental 10.1. Determinación del C, H, N y Cl en compuestos orgánicos Apuntes sobre el contenido: Los compuestos orgánicos25 son sustancias químicas que contienen C, formando enlaces C-C y C-H. Además, pueden tener en su composición O, N, S, halógenos y otros elementos menos frecuentes en su estado natural. 25

La etimología de la palabra «orgánico» significa que procede de organismos vivos, en oposición a «inorgánico», que sería el calificativo as ignado a to do lo que carece de vida. Se les dio el nombre de o rgánicos en el siglo XIX, por la creencia de que solo podrían ser sintetizados por organismos vivos. La teoría de que los compuestos orgánicos eran


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La presencia de C e H en sustancias orgánicas sólidas o líquidas se puede determinar por medio de la oxidación con CuO y comprobando la presencia de agua (para el H) y de CO2 (para el C). La presencia de Cl se puede detectar mediante el calentamiento de un compuesto clorado orgánico, por ejemplo, el cloroformo CHCl 3 o el CCl 4 , con cobre, ya que se forma sal de cobre que tiene la característica de tornarse de color verde en contacto con la llama. La presencia del N puede determinarse al calentar un compuesto nitrogenado orgánico en presencia de cal sodada (CaO + Ca(OH)2 ) ya que se produce en esta reacción el NH 3 , compuesto nitrogenado, fácil de distinguir por el olor y por su carácter básico. Procedimiento para la actividad experimental: 9.1.1. Determinación del C y el H

a) Deposite en un tubo de ensayo grande, 2 g de óx ido de cobre (II), CuO y caliéntelo para eliminar la humedad, pues el reactivo debe estar bien seco. b) Agregue al tubo de ensayo 1 ml de la muestra a investigar (puede ser cualquier alcano). Si es octano, el CuO debe ser empapado en este. c) Deposite una pequeña cantidad de CuSO4 anhidro (que tiene color blanco) cerca del tapón que cierra el tubo de ensayo (si no hubiese CuSO4 anhidro, este se prepara calentando al hidratado hasta que alcance el color blanco). d) Cierre bien la boca del tubo de ensayo con un tapón monohoradado insertado a un vidrio fusible acodado. e) Conecte el tubo de ensayo a un v aso de precipitado que contenga agua de cal (Ca(OH)2 ). f) Caliente suavemente y observará que en el tubo de ensayo se forma cobre metálico (rojizo), el CuSO4 anhídro se hidrata y toma el color azul por la presencia de goticas de agua que se condensan en la parte superior del tubo de ensayo. En el vaso de precipitado se observa la formación de un precipitado de color blanco, el CaCO3. Ecuación de la reacción: fundamentalmente diferentes de los "inorgánicos", fue refutada con la síntesis de la urea, un compuesto "orgánico" por definición ya que se encuen tra en la orina d e organismos vivos, síntes is realizada a partir de cianato de potas io y su lfato de amonio por Friedrich Wohler.


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a) En el tubo de ensayo: 25 CuO(s) + C 8 H 18 = 25 Cu(s) + 8 CO2(g) + 9 H 2O Además, el CuSO4 anhidro, que es de color blanco, se hidrata a CuSO4 . 5H 2O, de color azul. b) En el vaso de precipitado: Ca(OH)2 (ac) + CO2(g) = CaCO3(s) + H 2O 9.1.2. Determinación del Cl

a) Haga una espiral con un alambre de Cu de tal forma que pueda sostenerse por su extremo superior. Calcínelo en la llama hasta que se coloree fuertemente, para evitar así, luego confusión en la determinación de los colores. b) Moje el espiral en el compuesto a cloroformo, CH 3 Cl y póngalo nuevamente en la llama. Observará que se torna verde-amarillenta, lo que indica que lo que se está quemando es una sal volátil de cobre (II). Ecuación de la reacción: 3 CuO(s) + 2 CHCl 3(l) + O2(g) = 3 CuCl 2 (s) + 2 CO2(g) + H 2O 9.1.3. Determinación del N

a) Prepare una mezcla con iguales cantidades de clara de huevo desecado (o albúmina) y cal sodada (NaOH + CaO) y depósitelo en un tubo de ensayo. b) Caliente suavemente el tubo de ensayo. Rápidamente se desprenderá amoníaco (NH 3 ), gas que tiene olor característico y que revela la presencia del N en la albúmina (la cal sodada no lo tiene en su composición). c) Compruebe la presencia de NH 3 , acercando una tira de papel tornasol rojo previamente humedecido. Se tornará de color azul. Raúl A. Salgado Labrada

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Nota: si no tiene cal sodada, esta puede prepararse mezclando CaO con una disolución de (NaOH) hasta formar una masa ligeramente pastosa y luego secar por calentamiento hasta evaporación, y si no tiene clara de huevo desecada, se puede preparar evaporando una clara de huevo al sol durante varias horas, Ecuación de la reacción: es muy difícil de representar dada la complejidad de la molécula de albúmina, una proteína de alta M(X). Se puede representar así: Albúmina + (NaOH + CaO) = NH 3 (g)+ CaCO3 (s) + H 2O

Actividad experimental 10.2. Propiedades generales de los compuestos orgánicos Apuntes sobre el contenido: De todos los elementos químicos y sin considerar al hidrógeno, solo el carbono origina cantidad tan grande de compuestos químicos con propiedades muy diferentes a los compuestos inorgánicos. Esto se debe esencialmente a la capacidad de los átomos de carbono de unirse entre sí para formar largas cadenas carbonadas, además con otros elementos. En los compuestos orgánicos predomina el enlace covalente, lo que explica que sus reacciones químicas sean, generalmente lentas, que casi todos sean poco solubles en líquidos polares, en especial, el agua, y que posean temperaturas de fusión y ebullición relativamente bajas. Una de las características fundamentales de los compuestos orgánicos es la de ser combustibles y liberar energía mediante la combustión, reacción química en la cual, generalmente, se desprende una gran cantidad de luz y calor (el fuego). La llama es una masa incandescente formada por gases en el proceso de combustión; consiste, generalmente, en una mezcla de oxígeno (o aire) y otros gases, normalmente combustibles, como lo son los hidrocarburos. Una llama típica es la de una vela ardiendo. Cuando se enciende esta, el calor del fósforo funde la cera, que sube por la mecha y se volatiliza por medio del calor, después se descompone y finalmente reacciona con el dioxígeno del aire que la rodea, generando luz y calor, es decir, la llama. La llama tiene una estructura bien definida representada por tres zonas que se distinguen fácilmente

1. Zona interior: es un cono no luminoso, está compuesta por una mezcla de gases y de aire que aún no han entrado en combustión, por lo que su temperatura es relativamente baja. 2. Zona de reducción: es un cono con cierta luminiscencia amarillenta; es una zona de combustión incompleta que envuelve la parte más interna de la llama; En este cono la temperatura de la llama (de 590 a 680 °C) es suficientemente alta como para disociar los gases y producir partículas libres de carbono, que se calientan hasta la incandescencia y luego se consumen. El carbono incandescente Raúl A. Salgado Labrada

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produce la luz amarilla característica de esta parte de la llama. En esta zona se reducen los óxidos metálicos. 3. Zona de oxidación: es el cono más externo y envuelve a las dos anteriores. Por la abundancia de O2 se produce la combustión completa y la temperatura es más alta (más de 1000ºC), formándose CO2 y H 2O. El punto más caliente de esta zona se encuentra en su interior y no en sus bordes como se suele pensar. Esta zona prácticamente carece de color y a veces se torna azul muy pálido por la presencia de trazas del combustible quemado. En toda combustión existe una sustancia que arde: el combustible y otra que produce la combustión: el comburente, que por excelencia, es el O2. Los tipos más frecuentes de combustible son las sustancias orgánicas que contienen C e H en su composición (los hidrocarburos). Ellas participan en dos tipos de combustión: 1. Combustión completa: es aquella que como producto de la reacción, se produce CO2 y H 2O. Ocurre en presencia de las cantidades exactas de O2(g); por ejemplo, la combustión completa del etanol: C 2 H 5OH(l) + 3 O2(g) = 2 CO2(g) +3 H 2 O(g) ΔH < O 2. Combustión incompleta: es aquella que ocurre cuando, por falta de más O2 , la sustancia orgánica reacciona de manera incompleta con este, formando además de CO2 y H 2O, CO, C y H 2; por ejemplo, la combustión incompleta del etanol, que pudiera representarse así: 2 C 2 H 5OH(l) + 3 O2(g) = 2 C(s) + CO(g) + CO2(g) + 3 H 2O(g) +3 H 2 ΔH < O Obsérvese que la proporción de O2 para la combustión completa del etanol es de 3 moléculas de este por molécula del alcohol, mientras que en la combustión incompleta es de 1,5; es decir, un defecto de 1,5 respecto a aquella. La combustión incompleta es aquella común y corriente que conocemos, es esa que echa humo y tizna; es la llama típica de los candiles. Gracias a este tipo de combustión nos podemos alumbrar en las noches con tan solo quemar queroseno u otro combustible apropiado para ello. Procedimiento para la actividad experimental:

10.2.1. Solubilidad en agua y gasolina Raúl A. Salgado Labrada

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1. Deposite en cinco tubos de ensayo pequeñas, muestras de benceno (tubo 1), queroseno (tubo 2), parafina (tubo 3) y etanol (tubo 4). Compruebe la solubilidad de estas sustancias en agua. Observará que no se disuelven y flotan en el agua, el benceno, el queroseno y la parafina, mientras que el etanol sí lo hace. 2. Deposite en cinco tubos de ensayo pequeñas muestras de benceno (tubo 1), queroseno (tubo 2), parafina (tubo 3) y etanol (tubo 4). Compruebe la solubilidad de estas sustancias en gasolina. Observará que se disuelven en la gasolina el benceno, el queroseno y la parafina, mientras que el etanol no lo hace y queda en el fondo del recipiente. 10.2.1. Fusibilidad

3. Deposite en diferentes hendiduras de una placa con excavaciones, pequeñas muestras de benceno (1), queroseno (2), parafina (3) y etanol (4). Compruebe la fusibilidad de estas sustancias. Observará que el benceno, el queroseno y la parafina a TPEA son líquidos (ya están fundidos) y la parafina, funde fácilmente al darle calor. 10.2.3. Combustibilidad

4. Deposite en diferentes hendiduras de una placa con excavaciones, pequeñas muestras de benceno (1), queroseno (2), parafina (3), y etanol (4). Compruebe la combustibilidad de estas sustancias. Observará que todos son combustibles, al quemarse producen una combustión incompleta cargada de un humo negro (llama fuliginosa), principalmente el benceno y el queroseno. 5. Determine el color y el olor de cada muestra dada. 6. Elabore con la ayuda de los alumnos el siguiente cuadro resumen: Sustancia

Solubilidad en Solubilidad en agua gasolina benceno No Sí queroseno No Sí parafina No Sí etanol Si Sí Raúl A. Salgado Labrada

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Combustibilidad Sí Sí Sí Sí

Fusibilidad Líquido a TPEA. Líquido a TPEA. Funde fácilmente. Líquido a TPEA.


Actividad experimental 10.3. Propiedades generales de los alcanos Apuntes sobre el contenido: Los alcanos son hidrocarburos saturados, es decir, están formados por átomos de C e H. La fórmula general para alcanos alifáticos (de cadena lineal) es C n H 2n+2 , y para cicloalcanos es C n H 2n . También reciben el nombre de parafinas. Los alcanos se encuentran en la naturaleza formando parte del petróleo y del gas natural (la fuente industrial más importante para obtenerlos) que contienen una gran variedad de alcanos; también se encuentran en productos del petróleo como la gasolina, en los aceites combustibles y lubricantes y la parafina, consisten principalmente en mezclas de estos hidrocarburos que varían de los líquidos más ligeros a los sólidos más densos. En la atmósfera hay trazas de gas metano (10-4 %), producido principalmente por organismos como Archaea, bacterias que se encuentra, por ejemplo, en el estómago de las reses. A TPEA, los alcanos desde el CH 4 hasta el C 4 H 10 son gases; desde el C 5 H 12 hasta C 17 H 36 son líquidos; y los posteriores a C 18 H 38 son sólidos. Como la temperatura de ebullición de los alcanos está determinada principalmente por M(X), no debería sorprender que las temperaturas de ebullición tengan una relación casi lineal con ella. Como norma general, ella se incrementa entre 20 y 30 °C por cada átomo de carbono agregado a la cadena; esta regla se aplica a otras series homólogas. Un alcano de cadena lineal tendrá una mayor temperatura de ebullición que uno de cadena ramificada, debido a la mayor área de la superficie en contacto, entonces, hay mayores fuerzas de Van der Waals, entre moléculas adyacentes. Por otra parte, los cicloalcanos tienden a tener mayores temperaturas de ebullición que sus contrapartes lineales, debido a las conformaciones fijas de las moléculas, que proporcionan planos para el contacto intermolecular. La temperatura de fusión de los alcanos sigue una tendencia similar a la temperatura de ebullición por la misma razón que se explicó anteriormente. Las de fusión de los alcanos de cadenas ramificadas pueden ser mayores o menores que las de los alcanos de cadenas lineales, dependiendo nuevamente de la capacidad del alcano en cuestión para encajonarse bien en la fase sólida: esto es particularmente verdadero para los isoalcanos (isómeros 2-metil), que suelen tener mayores temperaturas de fusión que sus análogos lineales. Los alcanos son insolubles en disolventes polares como el agua, puesto que la coexistencia de un alcano apolar y agua polar, conduce a un incremento en el orden molecular, es decir, a la reducción de entropía. Como no hay enlaces significativos entre las moléculas de agua y las del alcano, la reducción en la entropía se minimizaría al mermar el contacto entre el alcano y el agua: se dice que los alcanos son hidrofóbicos, que repelen el agua. La solubilidad de los alcanos en disolventes no polares es relativamente buena; los diferentes alcanos son miscibles entre sí en todas las proporciones. La densidad de los alcanos suele aumentar conforme aumenta el número de átomos de carbono, pero permanece inferior a la del agua. En consecuencia, los alcanos forman la capa superior en una mezcla de alcano-agua. Procedimiento para la actividad experimental: 9.3.1. Determinación de la solubilidad Raúl A. Salgado Labrada

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a) Deposite un poquito de queroseno en dos tubos de ensayo (A y B). b) A uno de los tubos se le agrega agua y al otro gasolina. Se observará que la gasolina no se disuelve en agua y sí lo hace el queroseno. 9.3.2. Determinación de la combustibilidad

a) Coloque un poquito de gasolina en una cápsula o placa con hendiduras. b) Acerque fuego a la gasolina. Se observará que se inflama rápidamente con llama luminosa y abundante humo negro. 9.3.3. Acción del reactivo de Baeyer

a) Coloque 4 ml de gasolina26 en un tubo de ensayo y añada 2 ml del reactivo de Beayer (disolución básica de KMnO4 ). b) Agite. Se observará que la disolución de Baeyer no se decolora.

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En algun as ocasiones, si la gasolina contiene hidro carburos n o satu rados, se puede d ecolorar el reac tivo de Baeyer.


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Actividad experimental 10.4. Obtención y propiedades del CH 4 El metano, CH 4 es el alcano más sencillo que existe En el metano cada uno de los átomos de H está unido al C por medio de un enlace covalente. Es una sustancia no polar que se presenta en forma de gas incoloro e inodoro a TPEA y apenas soluble en agua. Existe en la naturaleza como resultado final de la putrefacción anaeróbia de las plantas. Este proceso natural se puede aprovechar para producir biogás. Muchos microorganismos anaeróbicos lo generan utilizando el CO2 como aceptor final de electrones. Constituye hasta el 97% del gas natural. En las minas de carbón se le llama gas grisú; es muy peligroso, ya que es fácilmente inflamable y explosivo. El metano es un gas de efecto invernadero relativamente fuerte que contribuye al calentamiento global del planeta, ya que tiene un potencial de calentamiento global igual a 23. Esto significa que en 100 años, cada kg de CH 4 calienta la Tierra 23 veces más que la misma masa de CO2 , sin embargo, este efecto se ve opacado debido a que hay 220 veces menos CH 4 que CO2 en la Tierra. El metano a es un gas incoloro e inodoro. Como medida de seguridad se añade un odorífero, habitualmente metanotiol (CH 3-SH) que tiene olor a cebolla o a col podrida. El metano tiene TE = 161,5ºC y TF= -183ºC. Como gas es solo inflamable en un estrecho intervalo de concentración en el aire (5-15%). El metano líquido no es combustible. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Mezcle en un mortero 5 g de acetato de sodio anhidro (CH 3COONa) y 15 g de cal sodada (NaOH + CaO). b) Coloque la mezcla en un tubo de ensayos grande. c) Monte un aparato como muestra la figura, utilizando los útiles y aditivos necesarios, asumiendo especial cuidado para que el tapón ajuste perfectamente. d) Caliente suavemente al principio, moviendo la llama a lo largo del tubo y después enérgicamente. e) Recoja el gas que se desprende por desplazamiento de agua. Llene tantos tubos como necesite. f) Apague el quemador (para evitar reabsorción y desprendimiento innecesario del gas, que es explosivo). g) Acerque la llama de un fósforo encendido a la boca de uno de los tubos con metano. Observará que arde con llama algo luminosa.


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h) Añada a otro de los tubos 2 ml del reactivo de Bayer (disolución de KMnO4 en medio básico) y agite. Observará que el reactivo no se decolora. Ecuación de la reacción: la ecuación puede representarse así: CaO

CH 3CO2 Na(s) + NaOH(ac) = Na2CO3(ac) + CH 4(g)

Actividad experimental 10.5. Obtención del CH 2=CH 2 Apuntes sobre el contenido: El eteno o etileno (CH 2=CH 2 ) es un hidrocarburono no saturado formado por dos átomos de carbono unidos mediante un doble enlace. Es uno de los productos químicos más importantes de la industria petroquímica. Se halla de forma natural en las plantas. La mayor parte del etileno producido industrialmente se obtiene por craqueo (proceso químico por el cual se rompen determinadas moléculas de un compuesto orgánico, produciendo así compuestos más simples) con vapor de hidrocarburos de refinería (principalmente etano, propano, nafta y gasóleo). También se obtiene el etileno a partir del reformado catalítico de naftas o a partir del gas natural. También puede obtenerse en laboratorios mediante la oxidación de alcoholes. Es importante señalar que el CH 2 =CH 2 es la fitohormona (hormona vegetal) responsable de, entre otros procesos, la maduración de los frutos, además del envejecimiento de las hojas y las flores, y de la caída de los frutos. La famosa frase de que "una papa podrida echa a perder el saco" tiene su fundamento científico precisamente en el CH 2=CH 2 , porque cuando una fruta madura desprende eteno y acelera la maduración de las demás frutas que la rodean. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Coloque en un matraz 10 ml de etanol (CH 3-CH 2-OH) al 95% y añada con cuidado, muy lentamente y agitando, 15 ml de H 2SO4 concentrado. Agregue además, ¼ cucharadilla de arena fina, lavada previamente para evitar que al calentar se forme mucha espuma. b) Monte un aparato como el que anteriormente se representa, teniendo especial cuidado que todas las conexiones estén perfectamente ajustadas de modo que no pueda haber escape de gas. c) Caliente suavemente, no permitiendo que la temperatura del líquido suba por encima de 170ºC. Raúl A. Salgado Labrada

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d) Recoja el eteno en un tubo de ensayo por desplazamiento de agua. Llene tantos tubos como necesite. Recuerde desconectar el aparato de obtención del eteno después de ejecutar estas demostraciones. Primero se retira el tubo de desprendimiento del agua y después se apaga el mechero. Ecuación de la reacción: 170ºC

CH 3-CH 2-OH(l) + H 2SO4(conc) = CH 2=CH 2(g) + H 2O

Actividad experimental 10.6. Propiedades del CH 2=CH 2 Apuntes sobre el contenido: La principal característica del eteno (y de los alquenos) es su capacidad para experimentar reac ciones de adición. Dado que el enlace π de la molécula de los alquenos puede actuar como un donante de e- , forman compuestos de adición con reactivos electrofílicos. El eteno participa en varios tipos de reacciones de oxidación, tales como la combustión, las reacciones frente al reactivo de Baeyer o del agua de bromo, entre otras. El eteno arde en el aire con una llama luminosa. La no saturación de la molécula, determina un mayor porcentaje de carbono (85,7%) respecto al alcano de igual número de carbonos (80,0% en el etano), y las partículas incandescentes en la llama producen una mayor luminosidad. CH 2=CH 2(g) +3 O2(g) = 2 CO2(g) + 2 H 2 O(g) El KMnO4 en disolución diluida en medio básico oxida al eteno con rompimiento del doble enlace y formando las sales orgánicas correspondientes (la reacción es compleja y pueden formarse distintos productos). Cuando el ion permanganato se reduce desaparece el color púrpura y asoma un precipitado pardo de MnO2. Como los cambios de coloración que ocurren en esta reacción son muy evidentes y los alcanos no reaccionan con disoluciones diluidas de KMnO4 , esta simple reacción constituye un ensayo útil para diferenciar alcanos de alquenos y alquinos. El método cualitativo se conoce como reacción de Baeyer para la no saturación en homenaje al químico alemán Adolf von Baeyerque, que lo creó. Como se dijo anteriormente, las reacciones químicas que se producen son complejas, por ejemplo, aunque una disolución diluida de KMnO4 convierte al eteno en etilenglicol, la formación de este representa solo una primera etapa en la oxidación del CH 2=CH 2. Luego se producen una serie de sustancias que puede terminar en el ácido oxálico o en CO2 . La reacción se suele representar así: 3 CH 2 =CH 2(g) +2 KMnO4 (dil) + 4 H 2 O = 3 CH 2OH-CH 2OH(l) +2 K OH(ac) + 2 MnO2(s) púpura pardo La prueba del bromo consiste en comprobar la presencia de alqueno (o fenoles) con una simple prueba con agua de bromo en CCl 4. Con el alqueno, se produce una adición electrofílica, rompiendo el doble enlace C=C, formando un dihaloalcano. La reacción se caracteriza por el cambio de coloración (pasa de color rojizo del bromo a incoloro) lo que ratifica la presencia del alqueno. CH 2=CH 2(g) + Br 2(ac)/CCl 4 = CH 2 Br-CH 2 Br(l) rojo incoloro Raúl A. Salgado Labrada

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a) Ejecute la reacción de Baeyer para reconocer la instauración del eteno, haciendo burbujear este en un tubo de ensayo que contienen una disolución de KMnO4 diluido en medio básico (reactivo de Baeyer). Se observará que la disolución cambia de color púrpura (violáceo oscuro) a un precipitado prado (color café). b) Ejecute la prueba del agua de bromo para reconocer la instauración del eteno, haciendo burbujear este en un tubo de ensayo que contienen agua de bromo en CCl 4. Se observará que la disolución cambia de color rojo a incoloro. c) Destape un tubo de ensayo con gas eteno y acerque una astilla encendida. Se observará una llama luminosa.

Actividad experimental 10.7. Obtención del CH ≡CH Apuntes sobre el contenido: El acetileno o etino (CH≡CH) es el alquino más sencillo. Es un gas, altamente inflamable, un poco más ligero que el aire e incoloro, aunque en su forma más frecuente tiene un olor desagradable debido a impurezas presentes en él. Produce una llama de hasta 3000 ºC, una de las temperaturas de combustión más alta entre las conocidas. El acetileno, en la industria petroquímica se obtiene por quenching (el enfriamiento rápido) de una llama de gas natural o de fracciones volátiles del petróleo con aceites de elevado punto de ebullición en ausencia de aire. El gas es utilizado directamente en la planta como producto de partida en síntesis; un proceso alternativo de síntesis, más apto para el laboratorio, es la reacción de agua con CaC 2. Se forma hidróxido de calcio y acetileno. El gas formado en esta reacción a menudo tiene un olor característico a ajo debido a trazas de fosfatina (PH 3 ) presente como impureza. CaC 2(s) + 2 H 2 O = Ca(OH)2(ac) + C 2 H 2(g) Procedimiento para la actividad experimental:


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a) Monte un aparato como el representado anteriormente, utilizando los útiles y aditivos necsarios. b) Coloque en el erlenmeyer varias piedras de CaC 2. c) Deje gotear, poco a poco, agua sobre las piedras de CaC 2 . Se observará inmediatamente el desprendimiento de un gas. d) Recoja el acetileno en la cristalizadora por desplazamiento del agua en los tubos de ensayo, los cuales se tapan bien y se guardan para experimentos posteriores. Recuerde que el acetileno puede formar mezclas explosivas con el aire si su contenido en en él está comprendido entre 2 y 82 %., por lo que debe manipularse con cuidado y no encender llama alguna cerca del aparato de obtención.

Actividad experimental 10.8. Propiedades del CH ≡CH Apuntes sobre el contenido: El acetileno participa en varios tipos de reacciones de oxidación, tales como la combustión, las reacciones frente al reactivo de Baeyer o del agua de bromo y el cloruro de cobre (I) amoniacal, entre otras. El acetileno arde en el aire con una llama muy luminosa. La doble insaturación de la molécula, determina un mayor porcentaje de carbono (92,3%) respecto al eteno (85,7%) y al etano (80,0%) y las partículas incandescentes en la llama producen una mayor luminosidad que sus compuestos de igual número de átomos de carbono. El acetileno es un gas explosivo si su contenido en aire está comprendido entre 2 y 82 %. También explota si se comprime solo, sin disolver en otra sustancia, por lo que para almacenar se disuelve en acetona, un disolvente líquido que lo estabiliza. La combustión completa se v erifica mediante la siguiente ecuación química: 2 C 2 H 2(g)+ 5 O2 (g) = 4 CO2(g) + 2 H 2O(g) Raúl A. Salgado Labrada

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Mientras que la combustión incompleta puede manifestarse en las siguientes formas: 2 C 2 H 2(g)+ 3 O2 (g) = 4 CO(g) + 2 H 2O(g) 2 C 2 H 2(g)+ O2 (g) = 4 C(s) + 2 H 2O(g) El acetileno, igual que el eteno, reacciona con el reactivo de Baeyer; al reducirse este, cambia su color púrpura intenso y se forma un precipitado carmelitoso de MnO2. Es una reacción compleja, se forman varios productos; se puede representar así: (OH - ) CH≡CH(g) +2 KMnO4 (dil) = 2 KHCO2 (ac) + 2 MnO2 (s) púpura pardo También reacciona de forma parecida con el agua de bromo en tetracloruro de carbono. Con el alqueno, se produce una adición electrofílica, rompiendo el triple enlace C≡C, formando un

tetrahaloalcano. La reacción se caracteriza por el cambio de coloración (pasa de color rojizo del bromo a incoloro) lo que es también común para el alqueno. CH≡CH(g) + 2 Br 2 (ac)/CCl 4 = CHBr 2 -CHBr 2 (l)

rojo

incoloro

Al hacer burbujear acetileno a través de una disolución de amoníaco y cloruro de cobre (I), se form a un precipitado, el acetiluro de cobre (I). Este proceso se utiliza para identificar el acetileno. Una vez seco, el acetiluro de cobre (I) se vuelve explosivo espontáneamente. Hay que tener mucho cuidado al manipularlo. CH≡CH(g) + 2 Cu+(ac) = CuC≡CCu(s) + 2 H +(ac)


a) Se coloca en tres tubos de ensayo diferentes 5 ml de las siguientes disoluciones: permanganato de potasio en medio ácido (reactivo de Baeyer), agua de bromo y cloruro de cobre (I) en amoníaco. b) Haga burbujeara acetileno en cada uno de los tres tubos de ensayo. Observará que en el primero y el segundo, un cambio de coloración, mientras que en el tercero, la formación de un precipitado. Raúl A. Salgado Labrada

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c) Filtre el contenido del tercer tubo de ensayo, el acetiluro de cobre (I), colóquelo en una cápsula, la cual se pasa, lentamente y con cuidado, sobre la llama del mechero. Después de seco el compuesto se producirá espontáneamente pequeñas detonaciones, lo que demuestra el carácter explosivo de esta sustancia.

Actividad experimental 10.9. Obtención y propiedades del benceno Apuntes sobre el contenido: El benceno es un hidrocarburo aromático de fórmula C 6 H 6 , (originariamente a él y sus derivados se le denominaban compuestos aromáticos debido al olor característico que poseen). En el benceno cada átomo de C ocupa el vértice de un hexágono regular, aparentemente tres de las cuatro valencias de los átomos de carbono se utilizan para unir átomos de carbono contiguos entre sí, y la cuarta valencia con un átomo de hidrógeno. Según las teorías modernas sobre los enlaces químicos, tres de los cuatro electrones de la capa de valencia del átomo de carbono se utilizan directamente para formar los enlaces covalentes típicos (2C-C y C-H) y el cuarto se comparte con los de los otros cinco átomos de C, obteniéndose lo que se denomina "la nube π (pi)" que contiene en diversos orbitales los seis

electrones. Los 6 electrones de esta nube se mueven por encima y por debajo del plano de la molécula.

El benceno es un líquido incoloro, sabor a quemado y de olor característico, y puede resultar venenoso si se inhala en grandes cantidades (debe manejarse con sumo cuidado debido a su carácter cancerígeno). El benceno tiene una temperatura de fusión de 5,5 °C, de ebullición de 80,1 °C, y una densidad relativa de 0,88 g/ml a 20 °C. El benceno es muy inflamable, arde con una llama humeante debido a su alto contenido de carbono. Mezclado con grandes proporciones de gasolina constituye un combustible aceptable. Aunque insoluble en agua, es miscible en cualquier proporción con disolventes orgánicos. El benceno es un disolvente eficaz para ciertas sustancias como el octazufre, el tetrafósforo y el diyodo, también para gomas, ceras, grasas y resinas, y para los productos orgánicos más simples. Es uno de los disolventes más empleados en los laboratorios de química orgánica. Son conocidos sus efectos cancerígenos, sus vapores son explosivos, y el líquido es violentamente inflamable. A partir del benceno se obtienen numerosos compuestos, como el nitrobenceno. También es empleado en la producción de medicinas y de otros derivados importantes como la anilina y el fenol. El benceno y sus derivados se encuentran incluidos en el grupo químico conocido como compuestos aromáticos. Procedimiento para la actividad experimental:


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a) Revele el color y olor de una muestra de benceno contenida en un tubo de ensayo. b) En una cápsula o vidrio reloj coloque 1 o 2 ml de benceno, acerque un fósforo y enciéndalo; arderá con abundante humo negro (llama fuliginosa). c) Tome un tubo de ensayo y coloque 3 ml de agua. Añada igual volumen de benceno. Observará que el benceno no se disuelve en agua y flota en ella.

Actividad experimental 10.10. Comparación de las propiedades físicas del metanol y el etanol Apuntes sobre el contenido: Los alcoholes son compuestos oxigenados de los hidrocarburos, contienen un grupo -OH en sustitución del átomo de hidrógeno enlazado de forma cov alente a un átomo de carbono. La palabra alcohol proviene del árabe al-kuhl, o kohl, un polvo fino de antimonio que se utilizaba para el maquillaje de ojos. En un principio, el término alcohol se empleaba para referirse a cualquier tipo de polvo fino, aunque más tarde los alquimistas de la Europa medieval lo utilizaron para las esencias obtenidas por destilación, estableciendo así su acepción actual. Los alcoholes pueden tener uno, dos o tres grupos hidróxido (-OH) enlazados a sus moléculas, por lo que se clasifican en monohidroxilados, dihidroxilados y trihidroxilados respectivamente. El metanol y el etanol son alcoholes monohidroxilados. Los alcoholes también se pueden clasificar en primarios, secundarios y terciarios, dependiendo de que tengan uno, dos o tres átomos de carbono enlazados con el átomo de carbono al que se encuentra unido el grupo hidróxido. Los alcoholes se caracterizan por la gran variedad de reacciones en las que intervienen; una de las más importantes es la reacción con los ácidos, en la que se forman sustancias llamadas ésteres, semejantes a las sales inorgánicas. Los alcoholes son subproductos normales de la digestión y de los procesos químicos en el interior de las células, y se encuentran en los tejidos y fluidos de animales y plantas. Los dos alcoholes más importantes son el metanol y el etanol. El metanol, alcohol metílico alcohol de madera (CH 3 OH), es el más simple de los alcoholes; es un líquido transparente e incoloro, con sabor ardiente y un olor agradable característico. Es muy parecido al del etanol, hasta el punto de ser confundido fácilmente; es soluble en agua en todas las proporciones. Este alcohol antiguamente se obtenía por pirólisis de la madera en la fabricación del carbón vegetal. Desde 1923 se prepara sintéticamente a partir de H 2 y el CO, y la mayor cantidad de metanol se obtiene por esta síntesis. El metanol se utiliza para desnaturalizar alcohol etílico, como anticongelante, disolvente para gomas y lacas, así como en la síntesis de compuestos orgánicos como el metanal (formaldehído). En concentraciones elevadas el metanol puede causar dolor de cabeza, mareo, náuseas, vómitos y muerte (la dosis mortal de ingestión oscila entre 20g a 150g). Una exposición aguda puede causar ceguera o pérdida de la visión, ya que puede dañar seriamente el nervio óptico. Una exposición crónica puede ser causa de daños al hígado o de cirrosis. La dosis tóxica mínima de metanol para los humanos es de 100 mg por kilogramo de masa corporal. El metanol, a pesar de su toxicidad, es muy importante en la fabricación de medicinas. Tiene una temperatura de fusión de -97,8 °C y una temperatura de ebullición de 64,7 °C. Su densidad relativa es de 0,7915 g/ml a 20 °C. El alcohol de vino, alcohol etílico o etanol (C 2 H 5 OH), es el producto sintético más antiguo empleado por el hombre; es un líquido transparente e incoloro, con sabor ardiente y un olor agradable Raúl A. Salgado Labrada

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característico; es soluble en agua en todas las proporciones. Es el alcohol que se encuentra en bebidas como la cerveza, el vino y el ron. Debido a su bajo punto de congelación, ha sido empleado como fluido en termómetros para medir temperaturas inferiores al punto de congelación del mercurio, -40 °C, y como anticongelante en radiadores de automóviles en paises fríos. Normalmente el etanol se concentra por destilación de disoluciones diluidas. El de uso comercial contiene un 95% en volumen de etanol y un 5% de agua. Ciertos agentes deshidratantes extraen el agua residual y producen etanol absoluto. El etanol tiene una temperatura de fusión de -114,1 °C, una temperatura de ebullición de 78,5 °C y una densidad relativa de 0,789g/ml a 20 °C. El etanol puede afectar al sistema nervioso central, provocando estados de euforia, desinhibición, mareos, somnolencia, confusión, ilusiones (como ver doble o que todo se mueve de forma espontánea). Al mismo tiempo, baja los reflejos. Con concentraciones más altas ralentiza los movimientos, impide la coordinación correcta de los miembros, pérdida temporal de la visión, etc. En ciertos casos se produce un incremento en la irritabilidad del sujeto intoxicado como también en la agresividad; en muchos individuos se ve afectada la zona que controla los impulsos, volviéndose violentamente descontrolados y frenéticos. Finalmente, conduce al coma y puede provocar muerte. La resistencia al alcohol no parece aumentar en las personas adultas de mayor peso y de menor altura, mientras que los niños son especialmente vulnerables. Se han encontrado casos de bebés que murieron por intoxicación debida a la inhalación de vapores de etanol tras haberles aplicado paños impregnados de alcohol. La ingesta en niños puede conducir a un retardo mental agravado o a un subdesarrollo físico y mental. También se han realizado estudios que demuestran que si las madres ingerían alcohol durante el embarazo, sus hijos podían ser más propensos a tener el síndrome de alcohólico fetal. Procedimiento para la actividad experimental: a) Determine mediante la observación o la experimentación el estado físico, el color, el olor y la solubilidad en agua y la combustibilidad del metanol y el etanol. Recuerde manipular con mucho cuidado el metanol, debido a su alta toxicidad.

Actividad experimental 10.11. Oxidación del etanol con mezcla crómica Apuntes sobre el contenido: La mayor parte de los alcoholes se oxidan con facilidad, pero el transcurso de la oxidación depende de la posición del grupo – OH en la molécula, es decir, de que el alcohol sea primario, secundario o terciario. Los alcoholes primarios se oxidan frente agentes oxidantes enérgicos como el dicromato de potasio, K 2Cr 2 O7 a aldehído y luego a ácidos carboxílicos sin pérdida de átomos de carbono. Los aldehídos separados del reactivo oxidante por destilación, reducen una disolución amoniacal de AgNO3 (reactivo de Tollens) a plata sólida.


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Los alcoholes secundarios son oxidados a cetonas sin pérdida de carbono aldehídico y luego a ácidos carboxílicos con ruptura de la cadena carbonada original del alcohol. Las cetonas se diferencias de los aldehídos en que no reducen a Tollens.

Los alcoholes terciarios son resistentes a la oxidación en disoluciones neutras o ligeramente ácidas, pero con oxidantes enérgicos, por no tener un átomo de H unido al átomo de C que esté enlazado al grupo – OH, como sucede con los otros tipos de alcoholes; en medio fuertemente ácido, son oxidados a cetonas con un átomo de carbono menos que el alcohol original y luego se oxidan a ácidos carboxílicos bajo las mismas condiciones. Estas reacciones de oxidación se pueden utilizar para la identificación cualitativa de los alcoholes primarios, secundarios y terciarios. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Coloque en un tubo de ensayo 2 ml de mezcla crómica (disolución de K 2 Cr 2O7 con H 2SO4 ) y añada con cuidado, poco a poco, 4 ml de etanol. Se observará que la disolución de la mezcla crómica, de color anaranjado, toma una coloración verde intensa y se desprende un gas con un olor picante; esto se debe a que el aldehído formado es un líquido muy volátil (TE= 21ºC).

Actividad experimental 10.12. Reacciones de oxidación de aldehídos Apuntes sobre el contenido: Raúl A. Salgado Labrada

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Los aldehídos27 y cetonas se diferencian notablemente en su comportamiento frente a los oxidantes. Los aldehídos son más reductores que las cetonas, es decir, se oxidan con facilidad aun frente a oxidantes débiles, como la disolución amoniacal de iones plata (reactivo de Tollens) y a la disolución alcalina de iones cobre (II) (reactivo de Fehling); reacciones cualitativas que se emplean para identificarlos. Al hacer reaccionar el reactivo de Tollens con una pequeña cantidad de aldehído, calentado suavemente, se observará de inmediato la aparición de una capa de plata metálica depositadas en las paredes del recipiente. Este ensayo cualitativo se conoce como “espejo de plata”.

En esta reacción el aldehído se oxida a ácido carboxílico y el ion Ag +(ac) se reduce a Ag(s) CH 3CHO(l) + 2 Ag + + 2 OH - = CH 3COOH + H 2O + 2 Ag(s)

También frente al reactivo de Fehling, los aldehídos tienen una acción reductiva similar. Si la reacción se realiza calentando hasta la ebullición se observa la formación de un precipitado rojizo de cobre (I). Las cetonas, por el contrario, son resistentes a Tollens y Fehling; únicamente bajo condiciones muy enérgicas son capaces de oxidarse con ruptura de la cadena carbonada para formar ácidos de menor número de átomos de carbono que la cetona original. CH 3CHO + 2 Cu 2+ + 4 OH - = CH 3COOH + 2 H 2 O + Cu2O(s) Un dato interesante respecto a la oxidación del etanal está en que la oxidación del alcohol etílico a etanal en el metabolismo del cuerpo humano se considera como principal factor para la aparición de la resaca tras la ingesta de bebidas alcohólicas, también provoca varios efectos negativos sobre el organismo, entonces, él intenta eliminarlo a través de la piel, el aliento, la metabolización hepática y la excreción del compuesto a través la orina, el etanal también se transforma en grasa en la parte abdominal del cuerpo, lo cual provoca obesidad en personas que son consumidoras de cerveza en forma frecuente. Procedimiento para la actividad experimental: 10.10.1. Reacción del etanal frente a Fehling.

a) Coloque en un tubo de ensayo 2 ml de etanal y añada 1 ml del reactivo de Fehling. b) Caliente suavemente hasta la ebullición. Observará la formación de un precipitado rojizo de óxido de cobre (I) y un fuerte olor a “v inagre”. 27

Aldehído es el acrónimo de la expresión ALcohol DEsHIdrogenaDO


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10.10.2. Reacción del etanal frente a Tollens.

a) Coloque en un tubo de ensayo bien limpio (muy importante), 3 ml de reactivo de Tollens y añada 1 ml de etanal. b) Caliente suavemente sin agitar. Observará la formación de plata metálica brillante, que con frecuencia se deposita en las paredes del tubo de ensayo formando un espejo de plata.

Actividad experimental 10.13. Propiedades de la propanona Apuntes sobre el contenido: Las cetonas son compuestos orgánicos caracterizados por tener un grupo funcional carbonilo unido a dos átomos de C, a diferencia de los aldehídos, en donde el grupo carbonilo se encuentra unido al menos a un átomo de H. El grupo funcional carbonilo es el de mayor relevancia en dicho compuesto orgánico. El grupo carbonilo consiste en un átomo de carbono unido con un doble enlace covalente a un átomo de oxígeno.

El tener dos átomos de C unidos al grupo carbonilo, es lo que lo diferencia de los ácidos carboxílicos, de los aldehídos y de los ésteres. El doble enlace con el oxígeno, es lo que lo diferencia de los alcoholes y éteres. Las cetonas suelen ser menos reactivas que los aldehídos, dado que los grupos alquílicos actúan como dadores de e- por efecto inductivo. La propanona o acetona, es la cetona más sencilla de la serie homóloga, es un líquido incoloro e inflamable, de fórmula CH 3COCH 3 . La propanona, soluble en agua y en disolventes orgánicos, es por sí sola un importante disolvente que se utiliza tanto en el laboratorio como en la industria; tiene un olor suave y agradable, y su temperatura de ebullición está en 56 °C, y la de fusión en -95 °C. Se emplea en grandes cantidades como disolvente del etanoato de celulosa en la producción del rayón y como agente gelatinizante en explosivos. La propanona también se utiliza como ingrediente en disolventes de barnices y para disolver gomas y resinas. Es también el disolvente usado en pegamentos de goma y en líquidos de limpieza. Raúl A. Salgado Labrada

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Las cetonas no son tan reactivas como los aldehídos, pero la naturaleza general de su comportamiento químico es la misma; la oxidación es la reacción que más distingue a los aldehídos de las cetonas, se diferencian notablemente en su comportamiento frente a los oxidantes. Las cetonas son menos reductoras que los aldehídos, lo que hace más difícil su oxidación frente a reactivos como Fehling y Tollens, hecho que sirve para diferenciarlos. La oxidación de las cetonas significa ruptura de enlace carbono-carbono y solo sucede en condiciones muy enérgicas, menos en la reacción del haloformo (el yodoformo). a. CH 3COCH 3 + 3 I 2 = CI 3 COCH 3 + 3 HI b. CI 3 COCH 3 + NaOH = CH 3 COONa + CHI 3 yodoformo (amarillo) El yodoformo es una sustancia a amarilla, de olor característico muy fácil de diferenciar. Por consiguiente, el ensayo del yodoformo, en particular, es empleado para distinguir metilcetonas de otros tipos de aldehídos, otros tipos de cetonas y alcoholes. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Coloque en un tubo de ensayo 3 ml de una disolución Lugol 28 y añada 1 ml de propanona. b) Añada lentamente y agitando unas gotas de hidróxido de potasio concentrada. c) Caliente suavemente. Observará la formación de cristales amarillos de yodoformo, con un olor característico.

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La disolución de Lugol consiste en 5 g de I2 y 10 g de KI, diluidos con 85 ml de agua destilada, obteniéndose una disolución marrón con una concentración total de diyodo de 150 mg/ml. El yoduro de potasio hace al diyodo soluble en agua, debido a la formación de iones triyoduro I 3 . No debe confundirse con la tintura de yodo, que consiste en diyodo y sales de y odo , diluidas en ag ua y etanol. La solución de Lugol no contiene al cohol. Fue p reparada por primera vez en 1829 y nombrada así en ho nor al médico francés J.G.A. Lugol.


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Actividad experimental 10.14. Obtención del CH 3COOH Apuntes sobre el contenido: Ácido etanoico o ácido acético (CH 3COOH), es líquido incoloro, de olor irritante y sabor amargo, es perfectamente soluble en agua. Se halla en diversos frutos y esencia en forma de ésteres; también como vinagre producto de la fermentación de alcohol, en presencia de cierta clase de bacterias, como la Bacterium aceti, en una composición del 4 a 8%. El vinagre es conocido por el hombre desde la antigüedad. El ácido etanoico concentrado se prepara industrialmente mediante distintos procesos, como la reacción de metanol (alcohol metílico) y de monóxido de carbono (CO) en presencia de un catalizador, o por la oxidación del etanal (acetaldehído). El ácido etanoico puro recibe el nombre de ácido acético glacial, debido a que se congela a temperaturas ligeramente más bajas que la ambiente. En mezclas con agua solidifica a temperaturas mucho más bajas. Tiene una temperatura de ebullición de 118 °C y una temperatura de fusión de 17 °C. El ácido acético se emplea como reactivo y disolvente en la preparación de acetatos como el de celulosa y el de rayón, plásticos, pinturas y medicamentos como la aspirina, drogas, colorantes, etc. Procedimiento para la actividad experimental:

a) Coloque en un tubo de ensayo 2 g de acetato de calcio, Ca(CH 3COO)2 y añada lentamente 4 ml de H 2SO4 (preparado en proporción 2 v olúmenes de agua y 1 de ácido). b) Caliente suavemente y coloque en la boca del tubo de ensayo un papel de tornasol azul (u otro indicador). Observará que se enrojece el papel y se siente, rápidamente, el fuerte olor a ácido acético. Ecuación de la reacción: Ca(CH 3COO)2(s) + H 2SO4(ac) = 2 CH 3COOH(l) + CaSO4(s)

Actividad experimental 10.15. Obtención de la aspirina Apuntes sobre el contenido.


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La aspirina, ASA o ácido acetilsalicílico, C 6 H 4 (OCOCH 3 )COOH (ácido 2-(acetiloxi)-benzoico), es un efectivo antiinflamatorio, analgésico y antipirético. También es un antiagregante plaquetario indicado para personas con alto riesgo de coagulación sanguínea, principalmente individuos que ya han tenido un infarto agudo del miocardio. La aspirina fue preparada por primera vez por C.F. Gerhardt en 1853 y fue introducida en la Medicina por el farmacólogo alemán H. Dresser en 1889; los laboratorios Bayer la comenzaron a comercializar con el nombre de Aspirina. Se especula que su nombre se debe al químico italiano Raffaele Piria quien obtuvo en 1838 el ácido salicílico, abriendo así el camino hacia sus usos terapéuticos y posterior aislamiento de la aspirina. También se afirma que la palabra aspirina es un acrónimo formado de Á cido S alicílico; PIR , por el apellido de Raffaele Piria e INA por el preijo de la nomenclatura referida a estos tipos de ácidos en aquella época. Esto son suposiciones semánticas que no tienen legitimidad alguna, pero no deja de ser curioso. Lo que sí queda claro el enorme, enormísimo impacto que ha tenido la aspirina en la medicina moderna. Se estima que desde su comercialización se han consumido más de 350 billones de pastillas y se estima que el consumo diario es de unos 100 millones de aspirinas. Consecuentemente, es el fármaco más empleado en el mundo, con un consumo estimado de 40.000 TM anuales. La aspirina se sintetiza a partir del ácido salicílico C 6 H 4 (OHCOOH) con anhídrido acético (CH 3 CO)2 29 O . Como esta reacción es muy lenta con el anhídrido acético, se le agregan algunas gotas de H 2SO4 concentrado, entonces la reacción ocurre a temperatura ambiente y se desarrolla rápidamente con considerable desprendimiento de calor. Este proceso produce aspirina y ácido acético, el cual se considera un subproducto de la reacción. La presencia del ácido acético como producto de la reacción es la razón por la que la aspirina con frecuencia huele a vinagre. H 2 SO4

C 6 H 4 (OHCOOH) + (CH 3 CO)2 O = C 6 H 4 (OCOCH 3 )COOH + CH 3 COOH aspirina Procedimiento para la actividad experimental: a) En un matraz mediano se echan, por el siguiente orden 5 g de ácido salicílico, 10 ml de anhídrido acético y 2 ml de ácido sulfúrico concentrado. b) Agite suavemente, la temperatura se elevará hasta 70-80ºC y todo el ácido salicílico se disuelve. c) Aguarde 10 o 12 minutos hasta que se enfrie la disolución. Se observará una masa sólida de cristales de aspirina. d) Agregue 50 ml de agua fría y agite bien la suspensión y recoja los cristales por filtración, presionando el producto para eliminar la mayor cantidad posible de agua.

Actividad experimental 10.16. Reacción de la glucosa frente a los reactivos de Fehling y Tollens Apuntes sobre el contenido. La glucosa es un monosacárido de C 6 H 12 O6 . Es un azúcar que se encuentra libre en las frutas y en la miel. Es un sólido cristalino de color blanco, algo menos dulce que el azúcar común destinado al 29

El anhídrido acético se u tiliza como agent e acetilante en la producc ión de acetato de celulos a, la aspirina y muchos productos indus triales y medicinales.


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consumo. Las disoluciones de glucosa giran el plano de polarización de la luz a la derecha; de ahí el nombre alternativo dextrosa (del latín dexter, “derecha”). La glucosa se forma en la hidrólisis de numerosos hidratos de carbono, como la sacarosa, maltosa, celulosa, almidón y glucógenos. La fermentación de la glucosa por la acción de levaduras produce alcohol etílico y dióxido de carbono. Industrialmente, la glucosa se obtiene en la hidrólisis del almidón bajo la acción de ácido diluido, o más frecuentemente, de enzimas. Su aplicación más importante es como agente edulcorante en la elaboración de alimentos. También se emplea en curtidos y tintes, y en medicina para el tratamiento de la deshidratación y alimentación intravenosa Muchas de las reacciones de la glucosa son propias de todas las aldosas y, en general, de todos los azúcares reductores. Debe observarse que las propiedades de los azúcares son esencialmente las propiedades de los aldehídos; por ejemplo, la glucosa presenta la mayor parte de las reacciones usadas como pruebas cualitativas para los aldehídos: reduce a las disoluciones de AgNO3 en NH 4OH (Tollens), depositando una capa de plata metálica; también reduce al cobre de la disolución de Fehling a Cu2 O. Este ensayo mediante el reactivo de Fehling diferencia a los azúcares como la glucosa, caracterizado por poseer un grupo C=O libre, potencialmente en la molécula, de aquellos que, como la sacarosa no lo poseen. La glucosa es llamada azúcar reductora, mientras que la sacarosa es no reductora. También una disolución de glucosa forma una resina de color pardo cuando se hierve con un álcali diluido, lo cual es una característica de los aldehídos. Procedimiento para la actividad experimental: Observe la figura de la actividad experimental “Reacciones de oxidación de los aldehídos” para la ejecución de esta. 10.14.1. Reacción de la glucosa con el reactivo de Fehling a) Coloque en un tubo de ensayo 3 ml del reactivo de Fehling y añada 1 ml de disolución de glucosa. b) Caliente suavemente hasta la ebullición. Observará la formación de un precipitado rojizo de óxido de cobre (I) y un fuerte olor a “v inagre”.

10.14.2. Reacción de la glucosa con el reactivo de Tollens. a) Coloque en un tubo de ensayo bien limpio (muy importante), 3 ml de reactivo de Tollens y añada 1 ml de disolución de glucosa. b) Caliente suavemente sin agitar. Observará la formación de plata metálica brillante, que con frecuencia se deposita en las paredes del tubo de ensayo formando un espejo de plata.

Actividad experimental 10.17. Obtención de jabón Apuntes sobre el contenido: El jabón es un agente limpiador que se obtiene a partir de la reacción química entre un álcali, generalmente, NaOH o KOH y alguna grasa animal o vegetal, mediante un proceso llamado saponificación, es decir, es la sal de sodio o potasio de un ácido graso que se forma por la reacción de grasas y aceites con álcali. La historia del jabón, según algunos especialistas, se remonta a la antigüedad. Según afirma la leyenda, fue descubierto accidentalmente en la ciudad de Savona (de ahí el origen del nombre), Raúl A. Salgado Labrada

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Génova, Italia, por la mujer de un marino genovés que mezcló accidentalmente aceite de oliva con ceniza de haya (especie de árbol) y obtuvo esa apreciada sustancia que es el jabón; sin embargo, otros afirman que se conoce desde tiempos inmemoriales. En esencia el proceso de obtención del jabón, sea industrial o artesanalmente, consta de tres fases: saponificación, salado del jabón y moldeado del jabón 1. Saponificación: se hierve la grasa en grandes calderas, se añade lentamente sosa cáustica (NaOH) y se agita continuamente la mezcla hasta que comienza a ponerse pastosa. La reacción que ha tenido lugar recibe el nombre de saponificación y los productos son el jabón y la lejía residual que contiene glicerina. 2. Salado del jabón: el jabón obtenido se deposita en la superficie en forma de gránulos. Para que solidifique de una manera completa se le añade sal común, NaCl. Con ello se consigue la separación total del jabón que flotará sobre la disolución de glicerina, de álcali que no ha reaccionado y de agua. 3. Moldeado del jabón: ya habiendo realizado el salado, el jabón se pasa a otro recipiente o vasija donde se le pueden añadir perfumes, colorantes, productos medicinales, etc., entonces, todavía caliente, se vierte en moldes, se deja enfriar y se corta en pedazos.



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a) Vierta 25 ml de aceite vegetal (u otra grasa) en un vaso de precipitado. b) Añada a la grasa contenida en el vaso de precipitado, lentamente y agitando, 10 ml de hidróxido de sodio al 30%, mientras calienta suavemente. c) Continúe calentando hasta que se observe la formación de una pasta de cierta consistencia. d) Después añada a la pasta formada, una disolución saturada de NaCl (salmuera) para facilitar la separación de la masa formada de jabón. e) Deje enfriar la mezcla y fíltrelo a través de una capa de lana de vidrio. Se lava el jabón con agua fría a discreción (conserve el filtrado y las aguas de lavado). f) Vierta la masa en un pequeño molde de cartulina (puede ser una caja de fósforo) donde se deja solidificar.

Actividad experimental 10.18. Ensayos característicos de algunas proteínas Apuntes sobre el contenido: Las proteínas son biomoléculas formadas por cadenas lineales de aminoácidos, unidos por enlaces peptídicos que intervienen en diversas funciones vitales esenciales, como el metabolismo, la contracción muscular o la respuesta inmunológica. Se descubrieron en 1838 y hoy se sabe que son los componentes principales de las células y que suponen más del 50% de la masa seca de los animales; tienen también funciones biorreguladoras y de defensa como son los anticuerpos. El término proteína deriva del griego proteios, que significa primero. Las proteínas v an desde las largas fibras insolubles que forman el tejido conectivo y el pelo, hasta los glóbulos compactos solubles, capaces de atravesar la membrana celular y desencadenar reacciones metabólicas. Tienen una masa molar elevada y son específicas de cada especie y de cada uno de sus órganos. Se estima que el ser humano tiene unas 30 000 proteínas distintas, de las que solo un pequeño porcentaje se ha descrito con detalle. Además de intervenir en el crecimiento y el mantenimiento celulares, son responsables de la contracción muscular. Las enzimas son proteínas, al igual que la insulina y casi todas las demás hormonas, los anticuerpos del sistema inmunológico y la hemoglobina, que transporta oxígeno en la sangre. Los cromosomas, que transmiten los caracteres hereditarios en forma de genes, están compuestos por ácidos nucleicos y proteínas. Por sus propiedades físico-químicas, las proteínas se pueden clasificar en proteínas simples, que por hidrólisis dan solo aminoácidos o sus derivados; proteínas conjugadas, que por hidrólisis dan aminoácidos acompañados de sustancias diversas, y proteínas derivadas, sustancias formadas por desnaturalización y desdoblamiento de las anteriores. La albúmina, tipo de proteína simple común en nuestros hogares, está compuesta de carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y un pequeño porcentaje de azufre. La albúmina es coagulable por el calor, los ácidos inorgánicos, el alcohol y el éter, y es soluble en agua y en disoluciones diluidas de sal. Es parte importante de la alimentación, y está presente en la clara de huevo, la leche, el músculo y el plasma sanguíneo; también se produce en las plantas, especialmente en las semillas. Puesto que la albúmina se coagula cuando se calienta a 71 °C, es útil para separar precipitados que enturbian disoluciones; así se aclaran disoluciones en el refinado del azúcar y otros procesos. La albúmina forma compuestos insolubles con muchas sales metálicas, como el cloruro de mercurio (II), el sulfato Raúl A. Salgado Labrada

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de cobre (II) y el nitrato de plata, y por tanto se usa como antídoto contra esos venenos. Una pasta hecha de albúmina mezclada con hidróxido de calcio (cal apagada) forma una masa de dureza pétrea que se usa como cemento para unir los objetos de barro rotos. Procedimiento para la actividad experimental 10.16.1. Solubilidad en agua a) Coloque en dos tubos de ensayo varios pedacitos de albúmina de huevo desecada y añada 5 ml de agua. b) Agite vigorosamente hasta la dispersión total de la albúmina. 10.16.2. Coagulabilidad por el calor a) Tome uno de los tubos anteriores con disolución de albúmina y caliéntelo suavemente, poco a poco. Observará que se forman coágulos blancos. 10.16.3. Reacción xantoproteica

a) Vierta 3 ml de una disolución de albúmina y agregue poco a poco, 0,5 ml de HNO 3 concentrado. Observará la aparición de una coloración amarilla. b) Para acentuar la coloración amarilla, añada unas gotas de disolución de KOH. 10.16.4. Reacción de Biuret


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a) Vierta 3 ml de una disolución de albúmina y agregue poco a poco, 1 ml de disolución de KOH al 10%. b) Añada unas gotas de una disolución muy diluida de CuSO4. se observará la aparición de una coloración violeta.


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XI) APÉNDICE 11.1. Útiles más frecuentes en el laboratorio escolar El laboratorio químico está lleno de útiles y reactivos; cuando nos referimos al primero, hablamos de recipiente, utensilio (o instrumento), aparato y equipo. Para establecer un hábito correcto y uniforme en el uso del lenguaje técnico adecuado a los conceptos, ofrecemos a continuación las definiciones correspondientes. 1. Recipiente: es cualquier vasija que sirve de depósito para recibir o contener sustancias sólidas, líquidas o gaseosas, por ejemplo: tubo de ensayo, vaso de precipitado, probeta, cristalizadota, cápsulas, vidrio reloj, etc. 2. Instrumento: objeto, generalmente, fabricado de forma industrial, simple o por combinación de piezas, hecho a propósito para un determinado uso, especialmente, el que se usa manualmente para realizar operaciones técnicas o delicadas, o que sirven para medir, controlar o registrar algo, por ejemplo: termómetro, aereómetro, cronómetro, voltímetro, amperímetro, etc. 3. Utensilio: es el objeto fabricado de manera simple para un determinado uso, por ejemplo: agitador de vidrio, pinzas, nuez, soporte, gradilla, mechero, perforador de tapones, etc. 4. Equipo: instrumento especial de fabricación industrial para realizar una operación determinada o una función específica, por ejemplo: agitador magnético, hornilla, microscopio, destilador de agua, pH-metro, centrífuga, balanza, horno, desecador, etc. 5. Aparato: es el conjunto de recipientes, instrumentos, utensilios y equipos, etc., que, genetalmente, se arman en el laboratorio “in situ” para realizar una actividad experimental o para llevar a cabo una operación determinada, por ejemplo, aparato de obtención del dihidrógeno, o el aparato para hacer una electrólisis o una pila electroquímica. Los útiles de laboratorio se pueden clasificar en: I) Recipientes de medición. II) Recipientes de usos varios III) Utensilios de usos varios y especializados. IV) Materiales de metal. V) Equipos. VI) Aparatos. I) Recipientes de medición (más comunes): la mayoría están constituidos por vidrio para permitir la visualización del líquido que se desea medir, aunque en algunos casos se utilizan de plástico transparente, ya sea por su bajo precio o para evitar una reacción entre el líquido y el vidrio (por ejemplo cuando se mide ácido fluorhídrico); pero debe tenerse en cuenta que, en general, tienen una precisión menor. 1. Cuentagotas o gotero: tubo hueco terminado en su parte inferior en forma cónica, cerrado por la parte superior por una perilla o dedal de goma. Se utiliza para trasvasar pequeñas cantidades de líquido vertiéndolo gota a gota. (20 gotas hacen aproximadamente 1 ml). En los laboratorios son muy utilizados para añadir reactivos, indicadores o pequeñas cantidades de productos. Raúl A. Salgado Labrada

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Su uso no está recomendado cuando se requiere precisión en la cantidad de líquido vertido. Para esos casos existen instrumentos más apropiados como la pipeta o la bureta. 2. Probeta o cilindro graduada: instrumento volumétrico, que permite medir volúmenes con un ligero grado de inexactitud. Sirve para contener líquidos. Está formado por un tubo generalmente transparente de unos centímetros de diámetro y tiene una graduación (una serie de marcas grabadas) desde 0 ml (hasta el máximo de la probeta) indicando distintos volúmenes. En la parte inferior está cerrado y posee una base que sirve de apoyo, mientras que la superior está abierta (permite introducir el líquido a medir) y suele tener un pico (permite verter el líquido medido). Generalmente miden volúmenes de 25, 50 o 100 ml, pero existen probetas de distintos tamaños; incluso algunas que pueden medir un volumen hasta de 2000 ml. Puede estar constituido de v idrio (lo más común), o de plástico. En este último caso puede ser menos preciso; pero posee ciertas ventajas, por ejemplo, es más difícil romperla, y no es atacada por el ácido fluorhídrico (ácido que no se puede poner en contacto con el vidrio ya que se corroe, en cuyo caso la probeta plástica si lo soporta). Esta adicionalmente se utiliza para las mediciones del agua y otros líquidos.

3. Pipeta: instrumento volumétrico que permite medir la alícuota de líquido con bastante precisión. Suelen ser de vidrio. Está formada por un tubo transparente que termina en una de sus puntas de forma cónica, y tiene una graduación (una serie de marcas grabadas) indicando distintos volúmenes. Algunas son graduadas o de simple aforo, es decir que se enrasa una vez en los cero mililitros, y luego se deja vaciar hasta el volumen que se necesite; mientras que otras, las denominadas de doble enrase o de doble aforo, se enrasa en la marca o aforo superior, se deja escurrir el líquido con precaución hasta enrasar en el aforo inferior. Si bien poseen la desventaja de medir un volumen fijo de líquido, las pipetas de doble aforo superan en gran medida a las graduadas en que su precisión es mucho mayor, ya que no se modifica el volumen medido si se les rompe o deforma la punta cónica. Para realizar las succiones de líquido con mayor precisión, se utiliza, más que nada en las pipetas de doble aforo, el dispositivo conocido como propipeta.

4. Bureta: tubo corto, graduado, de diámetro interno uniforme, provisto de una llave de cierre o llave de paso en su parte inferior. Se usa para ver cantidades variables de líquidos, y por ello está graduada con pequeñas subdivisiones (dependiendo del volumen, de décimas de mililitro o menos). Su uso principal se da en volumetría, debido a la necesidad de medir con precisión volúmenes de líquido variables. Las llaves están fabricadas con materiales como el vidrio (que es atacado por bases), y Raúl A. Salgado Labrada

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teflón, inerte, resistente y muy aconsejable para disolver sustancias orgánicas. En el caso de usar llaves de vidrio, es recomendable no usar un lubricante para asegurar un buen cierre, debido a que arruinaría la sustancia a medir. Un tipo de llave más simple es la llave Bunsen, que consiste simplemente en situar una perla de vidrio firmemente sujeta dentro de un tubo de goma. Al deform ar el tubo mediante una llave, este deja pasar el líquido. Otras fuentes de error son las gotas que quedan adheridas en la parte inferior (error por defecto), pequeñas burbujas de aire situadas tras la llave (también error por defecto) y procurar que el vaciado no sea demasiado rápido, para evitar que quede líquido adherido al interior de la bureta. También es muy conveniente proteger la parte superior para evitar contaminación por polvo. Al llegar al punto final, si queda una gota colgando del orificio de salida, es conveniente recogerla tocándola suavemente con el recipiente receptor (usualmente será un matráz), para evitar errores por defecto. Esto es debido a que una gota es aproximadamente 0,05 ml y en ocasiones en volúmenes pequeños puede suponer un error importante. 5. Matraz aforado: se emplea para medir con exactitud un volumen determinado de líquido. La marca de graduación rodea todo el cuello de vidrio, por lo cual es fácil determinar con precisión cuándo el líquido llega hasta la marca. La forma correcta de medir volúmenes es llevar el líquido hasta que la parte inferior del menisco sea tangente a la marca. El hecho de que el cuello del matraz sea estrecho es para aumentar la exactitud, de esta forma un cambio pequeño en el volumen se traduce en un aumento considerable de la altura del líquido. Los matraces se presentan en volúmenes que van de 10 ml hasta 2 l. Su principal utilidad es preparar disoluciones de concentración conocida y exacta.

II) Recipientes de usos varios 1. Vaso de precipitado o beaker : es un recipiente cilíndrico de vidrio fino que se utiliza muy comúnmente en el laboratorio, sobre todo, para preparar o calentar sustancias y trasvasar líquidos. Son cilíndricos con un fondo plano; se les encuentra de varias capacidades, desde 1 ml hasta de varios litros. Normalmente son de vidrio o de goma aquellos cuyo objetivo es contener gases o líquidos. Tienen componentes de teflón u otros materiales resistentes a la corrosión. Suelen estar graduados, pero esta graduación es inexacta por la misma naturaleza del artefacto; su forma regular facilita que pequeñas v ariaciones en la temperatura o incluso en el vertido pasen desapercibidas en la graduación. Es recomendable no utilizarlo para medir volúmenes de sustancias, ya que es un material que se somete a cambios bruscos de temperatura, lo que lo descalibra y, en consecuencia nos entrega una medida errónea de la sustancia. Un vaso de precipitados se distingue de un frasco porque en este último sus caras laterales son rectas y no inclinadas o curvas. La excepción a esta definición es un vaso de lados ligeramente cónicos llamado vaso Phillips. Raúl A. Salgado Labrada

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2. Erlenmeyer: es un frasco transparente de forma cónica con una abertura en el extremo estrecho, generalmente prolongado con un cuello cilíndrico, que suele incluir algunas marcas. Por su forma es útil para realizar mezclas por agitación y para la evaporación controlada de líquidos; además, su abertura estrecha permite la utilización de tapones. El erlenmeyer no se suele utilizar para la medición de líquidos, ya que sus medidas son imprecisas. Fue creado por el químico Emil Erlenmeyer en 1861.

3. Balón: es un frasco de vidrio, de cuello largo y cuerpo esférico. Está diseñado para calentamiento uniforme, y se produce con distintos grosores de vidrio para diferentes usos. Está hecho generalmente de borosilicatado. La mayor ventaja del balón, por encima de otros materiales de vidrio es que su base redondeada permite agitar o remover fácilmente su contenido. Sin embargo, esta misma característica también lo hace más susceptible a voltearse y derramarse.

4. Balón de destilación: es un balón que lleva tubuladura lateral de desprendimiento, adosado al cuello del matraz. Esto permite la salida de los vapores durante una destilación con dirección al condensador.

5. Matraz: es un balón de fondo plano y se usa para los mismos fines que el balón y en las mismas condiciones.

6. Cristalizadora: recipiente circular de poca altura que se utiliza para realizar la cristalización de una sustancia a partir de una de sus disoluciones, pero a menudo también se utiliza como recipientes para su uso en calefacción al baño maría. También se emplean para recoger gases prácticamente insolubles en agua por desplazamiento de esta. Estos recipientes, por lo general, no tienen escala graduada. Raúl A. Salgado Labrada

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7. Cuba hidroneumática: recipiente de gran superficie y fondo plano de forma cilíndrica o rectangular. Se emplean para recoger gases prácticamente insolubles en agua. Suele tener aditamento conocido como puente, sobre el cual se coloca el frasco colector del gas. Se fabrica de vidrio u otro material.

8. Embudo de separación o de decantación: es un recipiente de vidrio que se emplea para separar dos líquidos no miscibles entre sí, o sea, para la separación de líquidos de distinta densidad. En la parte superior presenta una embocadura taponable por la que se procede a cargar su interior. En la parte inferior posee una llave de paso que permite regular o cortar el flujo de líquido a través del tubo que posee en su extremo más bajo. La forma más frecuente que presentan los embudos de decantac ión es la forma cónica, también llamada forma de pera invertida, con la llave de paso en la parte más estrecha.

9. Frasco: es un recipiente cilíndrico de boca ancha o estrecha de plástico o de vidrio, que sirve para contener sólidos, líquidos y gases. Posee una tapa esmerilada o de rosca. Se fabrica de diferentes tamaños y colores.

10. Frasco lavador : es un recipiente cilíndrico de plástico o de vidrio con pico largo, que se utiliza, para contener algún disolvente, por lo general agua destilada, aunque también disolventes orgánicos como etanol, metanol, hexano, etc. También son utilizados para limpiar cristal esmerilado como juntas o uniones de vidrio. Este utensilio facilita la limpieza de tubos de ensayo, beak er, electrodo, etc.


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11. Crisol: recipiente en forma de cono truncado invertido y con tapa, es muy resistente al fuego. Es utilizado para calcinar o fundir sustancias, o para hacer operaciones que necesitan elevadas temperaturas. temperat uras. Es utilizado utilizado en los análisis análisis gravimét g ravimétricos. ricos.

12. Cápsula de porcelana: recipiente de poca altura y gran superficie. Se emplea con varios fines, sobre todo, t odo, para v aporizar líquidos líquidos por calentamiento. Se puede calentar directamente al fuego por ser de porcelana.

13. Vidrio reloj: es una lámina de vidrio en forma circular cóncava-convexa. Se llama así por su parecido con el vidrio de los relojes de bolsill bolsillo. o. Se utiliza utiliza en química para evaporar evap orar líquidos, líquidos, pesar productos sólidos sólidos o como cubierta de vasos de precipitados, precipitados, y contener sustancias parcialmente parcialmente corrosivas. Su utilidad más frecuente es pesar muestras sólidas; aunque también es utilizado para pesar muestras m uestras húmedas después de hacer la filtración, es decir, después de haber ha ber fil f iltrado trado el líquido líquido y quedar solo la muestra sólida. El vidrio reloj se utiliza también en ocasiones como tapa de un vaso de precipitados, precipitados, fundamentalmente fundam entalmente para ev itar la entrada de polvo, ya que al a l no ser un cierre hermético se permite el intercambio de gases.

14. M ortero: ortero: utensilio que sirve para convertir en polvo las distintas sustancias químicas, suele estar elaborado, por regla general, de materiales como: vidrio, madera, hierro o porcelana, a manera de vaso cóncavo. Posee un pistilo o pilón y se usa como martillo para romper y moler contra el hueco del mortero.

15. Tubo de ensayo: es un tubo cilíndrico pequeño utilizado en la contención de muestras sólidas y líquidas durante la ejecución de ensayos, cuando se emplean pequeñas cantidades. Se emplean además, para calentar durante intervalos cortos a llama directa o indirecta. Los tubos de ensayo han sido empleados en los procedimientos biológicos y químicos durante siglos, siglos, junto con matraces m atraces y vasos de precipitado, se miran generalmente como símbolos de ciencia y de la experimentación científica en su totali tot alidad. dad. Se afirma que es el recipiente de usos varios más utilizado utilizado en la química, por su fácil manejo y versatilidad.


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III) Utensilios Utensil ios de usos varios y especializados 1. Embudo: útil empleado para trasvasar líquidos y materiales sólidos granulares en recipientes con bocas estrechas. El embudo tiene una forma f orma de dos conos, generalmente, en su parte parte superior superior el el cono mayor es el encargado de recibir la entrada de los líquidos y el inferior es el encargado de canalizar a un recipiente el flujo proveniente de la parte superior, algunas veces la parte inferior es un cilindro. Los embudos suelen hacerse de vidrio, plástico o metal. met al.

2. Agitador Agit ador : es una barra de vidrio con extremos romos, se usa para agitar líquidos, decantar o ayudar a verterlos vert erlos en un filtro, filtro, sin que se produzca salpicadura. salpicadura. 3. Espátula Espátul a es una herramienta que consiste en una lámina plana de metal con agarradera o mango similar similar a un cuchillo cuchillo con punta roma. Según su uso, hay difetentes tipos de espátula. En E n química es uno de los materiales más comunes de laboratorio. Se utiliza para tomar pequeñas cantidades de reactivos que son básicamente sólidos. Se suele clasificar dentro del material de metal y es común encontrar en técnicas operatorias el término punta de espátula para referirse a esa cantidad aproximadamente.

4. Gradilla : es una herramienta que es utilizada para sostener y almacenar tubos de ensayo, de todos los diámetros y formas. Su principal función es facilitar el manejo de los tubos de ensayo. Pueden ser de madera, plástico o metal; pero las las más comunes son las de madera. Las gradillas gradillas pueden ser ser rectangulares, redondas, etc.

5. Tubo de seguridad: es un utensilio fabricado en vidrio, que consiste principalmente de un tubo largo o eje de diferentes formas, que finaliza en un ensanchamiento o depósito con forma de embudo en la parte superior. El eje del tubo de seguridad está diseñado para permitir la inserción a través de un pequeño agujero en algunos tapones, permitiendo que el tubo se inserte en un contenedor, como un erlenmeyer para añadir sustancias al mismo y como medio para evacuarlas cuando la presión interior aumenta.


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Los tubos de seguridad suelen ser util ut ilizados izados para añadir líquidos a un montaje montaj e o sistema ex istente de aparatos. También sirven para evitar reabsorciones o para prevenir grandes desprendimientos de gases, que puedan prov ocar explosiones en los los aparatos. ap aratos.

6. Triángulo de arcilla: es un triángulo formado por tres alambres metálicos recubiertos por tubos de arcilla, arcilla, porcelana o cuarzo. Se utiliza utiliza para sostener el crisol crisol durante la calcinación calcinación a fuego f uego directo.

7. Placas con depresiones: son rectángulos de porcelana variada con 6 o 12 depresiones, que se usan para realizar realizar ensayos en pequeña escala.

IV) Materiales de metal : están constituidos principalmente por metal. La mayoría de estos materiales se emplean para sujeción suj eción de otros materiales. 1. S oporte oporte universal : es una pieza del equipamiento de laboratorio donde se sujetan las pinzas, mediante dobles nueces. Sirve para sujetar tubos de ensayo, bureta, embudos, etc., se emplea para montar monta r aparatos de destilación destilación y otros equipos similares similares más m ás complejos. Está formado por dos elementos, generalmente metálicos: una base o pie horizontal, construido de hierro fundido, relativamente pesado y generalmente en forma de rectángulo, bajo el cual posee unos pequeños pies de apoyo. También son posibles posibles otros diseños de la base, como forma de H, de A, de media luna o de trípodes. El otro elemento que forman es una varilla cilíndrica vertical, insertada cerca del centro de uno de los lados de la base, que sirve para sujetar otros útiles e instrumentos.

2. Trípode: se utiliza cuando no se tiene el soporte universal para sostener objetos con firmeza. Es ampliamente utilizado en varios experimentos. La finalidad que cumple en el laboratorio es solo una, ya que su principal principal uso es como herramienta de sostén a fin de evitar el movimiento. mov imiento. Sobre la plataforma del trípode se coloca una malla metálica para que la llama llama no dé directamente sobre el vidrio y se difunda mejor m ejor el calor.


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3. Cucharilla de combustión: útil generalmente de hierro, que presenta un mango largo y en su extremo tiene una cavidad en forma de copilla, en la cual se deposita la sustancia que se desea calentar. Se emplea para ensayos de combustión. 4. Pinza : es una herramienta de metal cuyos extremos se aproximan para sujetar algo. Funciona con el mecanismo de palancas simples, que pueden ser accionadas manualmente o con mecanismos hidráulicos, neumáticos o eléctricos. Existen pinzas para diferentes usos: corte, sujeción, prensa o de presión. Las hay de diferentes tipos: para crisol, crisol, para buretas, de extensión, ex tensión, etc.

5. Nuez o mordaza: es una pieza de metal que tiene dos aberturas de diámetro fijo, con un tornillo en cada una de ellas. Uno de los tornillos se utiliza para fijar la mordaza al soporte universal y el otro para sostener otro o tro aditamento. aditament o.

6. Aro soporte: es una herramienta de metal que se utiliza para colocar embudos cuando se va a decantar dos líquidos no miscibles entre sí, o cuando se va a filtrar, o la tela amiantada, sobre la cual se pone un recipiente recipiente o una sustancia que sea necesario calentar.

7. Rejilla Rejill a amiantada: es una herramienta de hierro o cobre, con amianto. Se coloca sobre el aro soporte o el trípode cuando se desea calentar una sustancia. Se utiliza utiliza para que el calor del mechero se extienda ext ienda por toda la superficie superficie y s e logre un calentamiento homogéneo. hom ogéneo.

V) Equipos Raúl A. Salgado Salgado Labrada Labrada

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1. Balanza: es en esencia una palanca de primer género de brazos iguales que mediante el establecimiento de una situación de equilibrio entre los pesos de dos cuerpos o sustancias permite medir masas. Al igual que una romana o una báscula, es un equipo de medición que permite masar un objeto. Las balanzas pueden ser técnicas como la de Roberval (de dos platillos), de tres brazos, las básculas, las romanas, etc., y analíticas, semianalíticas y microanalíticas. Las más usadas en el laboratorio escolar es la balanza monoplano de tres brazos (cada brazo graduado está provisto de masas deslizantes) y la de Roberval de dos platos.

2. Agitador magnético: es un equipo destinado a proporcionar una agitación automática. Consta de un motor que hace girar un imán, el cual actúa sobre una pequeña barra de hierro forrada con vidrio u otro material sintético. Estas pequeñas barras giran dentro del recipiente propiciando una agitación constante.

3. Amperímetro es un equipo que sirve para medir la intensidad de la corriente que está circulando por un circuito eléctrico. Un microamperímetro está calibrado en millonésimas de amperio y un miliamperímetro en milésimas de amperio. Si hablamos en términos básicos, el amperímetro es un simple galvanómtero (equipo para detectar pequeñas cantidades de corriente) con una resistencia en paralelo, llamada electrónica. Disponiendo de una gama de resistencias shunt, podemos disponer de un amperímetro con varios rangos o intervalos de medición. Los amperímetros tienen una resistencia interna muy pequeña, por debajo de 1 ohmio, con la finalidad de que su presencia no disminuya la corriente a medir cuando se conecta a un circuito eléctrico.


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4. Cronómetro: es un reloj utilizado para medir fracciones temporales, normalmente breves y precisas. El funcionamiento usual de un cronómetro, consiste en empezar a contar desde cero al pulsarse el mismo botón que lo detiene. Además, habitualmente pueden medirse varios tiempos con el mismo comienzo y distinto final. Para ello se congela los sucesivos tiempos con un botón distinto, normalmente con el de reinicio, mientras sigue contando en segundo plano hasta que se pulsa el botón de comienzo. 5. Desecadora: es un equipo que se utiliza para mantener limpia y deshidratada una sustancia por medio del vacío. Está fabricado con un vidrio muy grueso y en él se distinguen dos cavidades, la primera cavidad más grande y superior, permite poner a secar la sustancia, y la otra cav idad inferior se usa para poner el desecante, más comúnmente gel de sílice. También posee una llave de paso en su parte lateral o en la tapa, que permite la extracción del aire para poder dejarlo al vacío. Al estar sellado al vacío, la tapa siempre es difícil de v olver a abrir.

6. Aparato de destilación : sirve para destilar el agua, obteniéndose un agua pura, libre de sólidos disueltos que la acompañan. Consiste en un recipiente donde se hierve la mezcla, mediante el foco calorífico adecuado y de un sistema condensador o refrigerante para producir el cambio regresivo. El proceso de condensación se logra mediante una corriente de agua fría que fluye por la parte externa del condensador, en sentido contrario al vapor destilado que pasa por la parte central generalmente. El agua que circula se va calentando, mientras enfría los vapores. Esta forma de enfriar los v apores recibe el nombre de principio de contracorriente y es la forma más eficiente. 7. Aparato de Kipp: también denominado generador de Kipp, es un equipo usado para la preparación de pequeños volúmenes de gases. Su nombre viene de su inventor, Petrus Jacobus Kipp. Sus usos más comunes son la preparación de H 2S(ac) mediante la reacción de H 2SO4 con FeS, preparación de CO2 mediante la reacción de ácido clorhídrico con CaCO 3 , y de H 2 mediante la reacción de ácido clorhídrico con un metal apropiado. El aparato consiste en tres cilindros colocados, uno encima del otro. La sustancia sólida, por ejemplo, sulfuro de hierro (II), se coloca en el cilindro del medio y el ácido en el superior. Un tubo se extiende del cilindro superior al inferior. El cilindro central tiene un tubo con una válvula utilizada para la extracción del gas obtenido. Cuando esta se cierra, la presión del gas en el cilindro central aumenta, empujando el ácido de vuelta al cilindro superior hasta que deja de estar en contacto con la sustancia sólida, y la reacción cesa. Los aparatos de Kipp suelen estar hechos de vidrio.


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11.2. Orientaciones generales para el trabajo en el laboratorio escolar El laboratorio es un lugar para aprender química e incorporar normas de seguridad que minimicen los riesgos de accidentes; debe ser un lugar para disfrutar del placer de aprender cosas nuevas y sorprendentes, sin poner en riesgo la integridad física de las personas. Para ello se deben cumplir dos reglas básicas: 1ra. El alumno nunca debe conectar ni encender ningún equipo hasta que el técnico o profesor le explique su funcionamiento y lo autorice a hacerlo. Lo mismo vale para la manipulación de útiles y reactivos químicos. 2da. Si se emplean sustancias peligrosas, asegúrese de instruir al alumno en su uso y tenga en cuenta todas las precauciones necesarias para ello. Es muy importante aprender a usar, conservar y controlar los componentes de la dotación del laboratorio, ya que la mayoría se utilizan en todas las operaciones. La adquisición de los mismos ha costado grandes inversiones. Cuidar la dotación es sinónimo de disciplina, organización y de ahorro de recursos económicos. Para el almacenamiento de la dotación es necesario separar recipientes, utensilios, instrumentos, y equipos de los reactivos químicos. Esta medida debe adoptarse para evitar el deterioro de muchos de ellos. La dotación correspondiente a sustancias químicas, recipientes, utensilios, etc., debe dividirse para s u almacenamiento en dos partes. Los que están en uso y los de reserva. Hay diferentes formas de organizar los reactivos químicos en los estantes destinados para ello: por cationes, por orden alfabético, en fin, cualquier forma que brinde la posibilidad de que exista un orden, una organización. Una forma de organizar los compuestos inorgánicos, es acomodándolos por cationes; primero los de carga (1+), luego los de carga (2+) y así sucesivamente: Li+ , K + , Na+ , Ca2+ , Mg 2+ , Zn2+ , Al 3+…, siempre acompañado de una etiqueta que indique dichos cationes. Junto a estas sustancias se deben acomodar también sus respectivas sustancias simples: Li, K, Na, Mg, Zn, Al, Pb, etc. Para sustancias simples no metálicas se crea una sección separada. Por otra parte los compuestos orgánicos se acomodan por función química: alcanos, alquenos, alquinos, alcoholes, etc. ¿Dónde se acomodan los ácidos? Estos siempre se han de colocar en la parte inferior de los estantes y con sus respectivas etiquetas que los identifiquen, ya sean compuestos orgánicos o inorgánicos. Nunca los reactivos químicos deben permanecer en cajas cerradas, ellos deben estar donde les de el “aire” para evitar que hayan procesos internos de deterioro que produzacan reacciones químicas, roturas, etc. A continuación la gráfica recrea un estante con diferentes reactivos químicos.


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Los productos químicos controlados son aquellas sustancias o productos químicos que hay que manipular con mucha precaución, por ser explosivas, tóxicas, generadoras de daños al organismo, o que pueden servir para sintetizar otros explosivos. Estos productos tienen que estar bajo una custodia permanente por los peligros potenciales que ellas representan. Los reactivos químicos que comúnmente están destinados a la docencia y se consideran tóxicos extremos, explosivos o generadores de estos son los siguientes: 1. alumino en polvo. 2. ácido nítrico. 3. ácido sulfúrico. 4. propanona (acetona). 5. benceno. 6. dibromo. 7. magnesio metálico. 8. metanol. 9. nitrato de amonio. 10. nitrato de bario. 11. nitrato de plata. 12. nitrato de cobre (II). 13. nitrato de plomo (II). 14. nitrato de potasio. 15. óxido de manganeso (IV) 16. octazufre. Raúl A. Salgado Labrada

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17. peróxido de sodio. 18. sodio metálico. Estos reactivos químicos se organizan bajo los mismos criterios que los demás reactivos, con la diferencia que tienen que tener un tratamiento especial. Estos productos deben estar controlados en el libro oficial de existencia de materiales explosivos del MININT y se guardarán bajo llave. De no tener este documento, se habilita una libreta foliada solo para ello, con el nombre de “ Libreta de productos químicos controlados por el MININT ”. (Todos los productos químicos se controlan de alguna manera). En ella, el técnico de laboratorio, controla estos reactivos como a continuación se detalla: Reactivo

Fecha

Existencia anterior

Entrada salida

Existencia actual

Actividad experimental en que se usó

Estas sustancia deben almacenarse separadas del resto, en un local con ventilación y seguridad, lo que implica puertas y ventanas con rejas. De no tener un lugar para ellos, se podrá tener en el mismo local donde está el resto de las sustancias, pero con la seguridad prevista; para ello se puede adecuar un armario o estante cerrado y seguro (con llave), con orificios en los laterales para la ventilación, divisiones interiores para ubicar las sustancias según la clasificación adoptada, cada una de ellas debe estar debidamente rotulada e identificada. Es importante señalar que el local del laboratorio de Química debe tener un sello de protección. El técnico de laboratorio debe tener divulgado el nivel de acceso al local donde se guardan los útiles y reactivos (con acta de responsabilidad incluida), el cual es el siguiente: 1. oficial del MININT en funciones de trabajo; 2. jefe de protección física del municipio; 3. director del centro; 4. técnico de laboratorio. Además es responsable del control, custodio, cuidado, conservación y actualización de la libreta de control de sustancias químicas corrientes. Para cada actividad experimental donde se utilicen, tanto sustancias controladas como corrientes, se debe registrar para cada sustancia por separado, según el formato de control anterior. La cristalería y demás útiles se acomodan ordenadamente según los estantes, taquillas y gav etas que se dispongan. Si no existen estos depósitos, se habilitan cajas para ello y se acomodan según sean recipientes, materiales de metal, etc. Todos deben tener su etiqueta con el nombre y la cantidad de materiales. Todos acomodados limpios; los mecheros se guardan sin alcohol debido a su carácter higroscópico, una de las razones por la cual después de guardados varios días, prácticamente no encienden. Los útiles se ubicaran en los estantes teniendo en cuenta la clasificación siguiente: recipientes, utensilios de usos varios y especializados, equipos y aparatos. Raúl A. Salgado Labrada

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Con respecto a la dotación de reserva se ha de tener en cuenta lo siguiente: 1. Conservarlos en un lugar destinado a ello, ventilado y seco, buena iluminación. Debe tener extintor de incendio. 2. Si son materiales diversos (no son reactivos químicos), mantenerlos en las mismas cajas que traen de fábrica y organizados atendiendo a criterios organizativos. 3. Colocarlos en estantes (los útiles del mismo modelo o tipo, si las condiciones del local lo permiten). NUNCA ALMACENARLOS EN EL PISO. 4. Colocar en cada caja una tarjeta de tamaño adecuado, en la cual se anota con letra legible el nombre del útil, la cantidad que contiene y la fecha de entrada. 5. Dar salida a las cajas que se van a usar, de acuerdo con la fecha recibida. Respecto a los equipos e instrumentos especializados, estos se acomodan de manera independiente y, alejados lo más posible, de los reactivos químicos, para evitar daños por la acción corrosiva de muchos de ellos.


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Todos los equipos, medios básicos, utensilios, herramientas y otros materiales que posea o reciba el laboratorio tienen que ser inventariados. Para garantizar el control efectivo de dichos medios se realizará el inventario utilizando los modelos de control de los medios básicos. Siempre se ha de llevar un control de las roturas a las cuales se les da baja una vez terminado el curso escolar. Periódicamente el jefe de departamento o de grado efectuará comprobaciones físicas de la existencia de estos medios tomando como referencia las cantidades anotadas en los controles de los medios básicos. Algunas indicaciones para ambientar los laboratorios de Química 1. Confeccionar un mural, el cual debe contener:  

Las medidas de seguridad a tener en cuenta al trabajar en un laboratorio. Costo de los útiles de laboratorio recibidos.



Horario del laboratorio.



Curiosidades científicas.



Otros aspectos de interés.

2. Ubicar símbolos de riesgo en interruptores y el valor de la tensión de cada uno. 3. Ubicar láminas con contenidos de la asignatura: tabla periódica, serie de actividad de los metales, tabla de iones más comunes, etc. 4. Detrás de la puerta debe estar el inventario de los medios básicos del laboratorio. 5. Los medios básicos deben estar rotulados con su número de invent ario. 6. El equipo de televisión debe estar protegido con su nylon y separado de las ventanas para protegerlo del polvo y de la humedad.


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11.3. Medidas generales de precaución durante la manipulación de sustancias químicas Todos los laboratorios o aulas especializadas de Química donde la actividad pedagógica es frecuente, son posibles escenarios de accidentes, la mayoría de poca importancia, pero algunos de graves consecuencias. Estos llamados “accidentes”, no suceden, sino que son causados por descuidos o falta de atención. Por ello, es necesario establecer medidas de protección, sobre todo, en el manejo de muchos reactivos, que han de cumplirse bajo cualquier condición. Las medidas a seguir son las siguientes: 1. Las sustancias químicas nunca se prueban, pues muchas son tóxicas. El peligro de trabajar manipulando sustancias tóxicas se deriva principalmente del desconocimiento que puedan tener los alumnos de los riesgos que para la salud tienen muchas sustancias químicas. Las más nocivas que se manipulan son de muy variada composición y de efectos muy diversos sobre la salud. 2. Las sustancias químicas nunca se huelen directamente del recipiente que los contienen, pues muchas sustancias tóxicas son volátiles gaseosas; una exposición única (sola) a una sustancia tóxica puede causar daño biológico severo o incluso la muerte; exposiciones agudas por lo general no son caracterizadas con una duración mayor a un día. Para oler una sustancia se debe abanicar suavemente el aire con la mano, desde la boca del recipiente que contiene la sustancia hacia la nariz. 3. Las sustancias químicas no se tocan con la mano, pues muchas son cáusticas y queman los tejidos orgánicos. Estos productos pueden ser, tanto ácidos como bases, orgánicos o inorgánicos, por ejemplo, el nitrato de plata, los hidróxidos de sodio, potasio, el salfumante, etc.; igualmente peligrosas son las sustancias tóxicas por contacto como el Hg o el Br 2 , etc. 4. Siempre se debe leer y releer la etiqueta del frasco de reactivo que se vaya a utilizar para evitar errores de diversa índole. Una acuciosa lectura e interpretación de la etiqueta de un frasco de reactivo, garantiza la integridad física del sujeto. 5. Nunca debe trabajar una sola persona en el laboratorio, lugar de potenciales peligros de accidentes. 6. Nunca se devuelve al frasco de reactivo sobrante alguno, sino en recipientes habilitados para ello; así se evita la contaminación de las sustancias y posibles accidentes por confusión. 7. Utilice el agitador para disolver sustancias sólidas en las líquidas y para mezclar otras sustancias. El contenido de un tubo de ensayo puede agitarse golpeando suavemente las paredes de este con las yemas de los dedos. 8. Si se derrama un reactivo o mezcla, limpiarlo inmediatamente, para evitar accidentes o deterioro del mueble en el que cae el reactivo. 9. Cuando se calienta una sustancia en un tubo de ensayo, se debe dirigir la boca hacia una parte que no pueda dañar a alguien, tomando en cuenta que el contenido del tubo puede proyectarse al exterior. 10. Siempre que se prepare una disolución acuosa con un ácido, vierta primero el ácido concentrado sobre el agua. Nunca al revés. 11. Cuando se trabaje con equipos de vidrio, con tubos y termómetros preste mucha atención. El vidrio es frágil y se rompe fácilmente, accidente que produce lesiones con frecuencia.


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12. Recuerde que el sodio reacciona súbita y violentamente con el tetracloruro de carbono o con el agua. 13. Los agentes oxidantes fuertes y los productos fácilmente oxidables siempre se mezclan en cantidades pequeñas y con mucho cuidado. 14. Nunca se debe añadir HNO3 a un recipiente que contenga alcohol o cualquier otro producto fácilmente oxidable. 15. Las mezclas explosivas son potencialmente peligrosas, por ejemplo: mezclas de aire, O 2 o Cl 2 con gas de alumbrado, acetileno, tolueno, éter, alcohol, etanal, etc., peróxidos explosivos, nitroglicerina, azúcares y celulosas, etc. 15. Siempre que vaya a calentar disolventes volátiles o inflamables debe utilizar un baño de María o vapor. Nunca aplique la llama directa.


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11.4. Reactivos e indicadores comunes. Su preparación 1. Ácido acético: se suministra a las escuelas al 99,5% en masa. El ácido acético 1 M se prepara disolviendo 57 ml del acético glacial hasta completar un litro de disolución. Se emplea muchas veces como ácido concentrado una disolución 5 M que se prepara disolviendo 286 ml del glacial en agua hasta completar un litro de disolución.

2. Alcohol natural: contiene 90% o más en volumen de etanol o un 85,7% en masa, el resto es agua. Debe ser guardado en frascos bien tapados porque es muy higroscópico. Nunca lo deje en el mechero, por la misma razón. 3. Almidón soluble: es una fécula que ha sido modificada por agentes oxidantes, ácido, glicerina, enzimas u otros agentes o tratamientos dados para que sea soluble o dispersable en agua caliente. Para prepararlo se toman 10 g de almidón soluble y se hace una pasta con agua y se vierte en un litro de agua hirviente, se enfría. Nunca se guarda, pues se echa a perder. 4. Aluminio, hidróxido: Al(OH)3: para el estudio de sus propiedades se puede preparar con 20 ml de agua al que se le añaden varias gotas de AlCl 3 y de NaOH, ambas medianamente concentradas. El precipitado gelatinoso de Al(OH)3 obtenido se disuelve en un exceso de ácido o de base, solo si está recién precipitado. Con el tiempo resulta cada vez menos soluble debido a la formación de puentes de oxígeno entre los átomos próximo al aluminio. 5. Aluminio, sulfato: Al 2 (SO4 )3 .18H 2O: para prepar disoluciones 2 M se disuelven 133 g de la sal hidratada o 64 g de la sal anhidra en agua y se diluye hasta un litro de disolución. 6. Amoníaco: se suministra a las escuelas como disolución de amoníaco concentrado 0,90 g/ml. Para preparar un litro de disolución 1 M, se requiere 1000/14,8 = 67 ml de disolución concentrada de NH 4OH. La disolución de amoníaco pierde fácilmente NH 3 por lo que debe guardarse en frascos bien tapados y en lugares fríos. Se debe tener mucho cuidado con la manipulación del frasco y especialmente, cuando se abre, por la toxicidad del NH 3 que desprende.

7. Acetato de amonio: NH 4CH 3COO: es una sustancia muy delicuescente, los cristales no contienen agua de cristalización (capacidad de algunas sustancias de absorber o ceder humedad al ambiente) y son muy solubles. En contacto con el aire libera NH 3. Para preparar una disolución 3 M, se disuelven en agua 231 g de cristales secos y se diluye hasta completar un litro de disolución. 8. Amonio, cloruro de: NH 4Cl: para preparar un disolución 3 M se disuelven 160 g en agua, se diluye en 1 l de disolución. Para una disolución 5 M, se deben emplear 231 g por litro. 9. Amonio, nitrato de: NH 4 NO 3: es útil para preparar mezclas frigoríficas. Es un fuerte explosivo ¡Nunca calentarlo! Para preparar una disolución 1 M se disuelven 80 g de cristales en agua y se diluye hasta un litro de disolución. 10. Bario, cloruro de: BaCl 2 : para preparar una disolución 0,25 M, se disuelven 61 g y se diluye hasta un litro de disolución. 11. Bario, hidróxido de: Ba(OH)2: para preparar una disolución 0,2 M (es poco soluble) se añaden 70 g del hidróxido hidratado a un litro de agua, se agita vigorosamente para obtener una disolución saturada. Se deja en reposo. Como absorbe con gran facilidad el CO2 atmosférico, el frasco debe estar bien cerrado. Raúl A. Salgado Labrada

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12. Bario, nitrato de: Ba(NO 3 )2: no es muy soluble en agua, aproximadamente 1 en 14 volúmenes, por tanto, se acostumbra a preparar disoluciones 0,25 M disolviendo 65 g en agua hasta completar un litro de disolución. 13. Benedict, reactivo de: se prepara con la ayuda del calor, se disuelven 173 g de citrato de sodio y 100 g de Na2CO3 anhidro en 800 ml de agua. Se filtra si es necesario, y se diluye en 850 ml. Se disuelven 17,3 g de CuSO4. 5 H 2 O en 100 ml de agua y se vierte a esta última disolución, agitando constantemente en la de carbonato-citrato. Se diluye hasta un litro de disolución. 14. Biuret, reactivo de: se utiliza para ensayo de la urea y para proteínas. Se prepara disolviendo 0,75 g de CuSO4 en un litro de disolución de KOH 2 M. 15. Bromo, agua de: para preparar el agua de bromo se introduce una ampolleta de Br 2 en agua, rompiendo la ampolleta dentro de ella, se tapa inmediatamente el frasco y se agita vigorosamente. Los vidrios de la ampolleta se dejan dentro del frasco. La solubilidad del Br 2 en agua es de 3 g de este en 100 ml de agua. Se guarda en frasco esmerilado y tapa de vidrio. 16. Calcio, cloruro de: CaCl 2 .6H 2O: la variedad cristalina contienen seis moléculas de agua de cristalización. La sal seca se utiliza como agente desecante de gases, ya que es muy delicuescente. Para preparar disoluciones 0,25 M, se disuelven en agua 55 g de la sal hidratada o 27 g de la sal anhidra y se diluye hasta un litro de disolución. 17. Calcio, hidróxido de, Ca(OH)2 : tiene una solubilidad en agua de 1, 5 g por litro, para preparar una disolución 0, 2 M, agítense 25 g de esta sustancia en un litro de agua y déjese sedimentar. Absorbe fácilmente el CO2 de aire, por lo que debe guardarse bien tapado. 18. Calcio, nitrato de: Ca(NO 3 )2 .4H 2O: para preparar una disolución 2 M, se disuelven 470 g de cristales secos y se diluye en un litro de disolución. 19. Cal sodada, (CaO + NaOH): es un poderoso agente absorbente de CO2; puede prepararse mezclando CaO con una solución saturada de NaOH hasta obtener una masa ligeramente pastosa, luego se seca por calentamiento ligero hasta la vaporización. Debe guardarse en frascos con corcho encerado o parafinado por su avidez por el CO2. 20. Calcio, sulfato de: CaSO 4 .2H 2 O: es poco soluble en agua. Se preparan disoluciones saturadas, aproximadamente 0,03 M, añadiendo 6 g de la sal a un frasco con agua y se agita vigorosamente. La disolución resultante se decanta y se le añade más agua hasta completar un litro, de forma tal que el sólido permanezca en contacto con el agua por un tiempo considerable. 21. Clorhídrico, ácido: HCl(ac): se presenta con una densidad de 1,18 g/ml y un 36% en masa para una concentración molar de 12 mol/l. El salfumante, muy común en el hogar contiene impurezas como trazas de hierro, ácido sulfúrico, dicloro y arsénico, pero lo suficientemente aceptable para obtener H 2(g) a partir de disoluciones 5 M. 22. Cloro, agua de: Cl 2(ac): se puede preparar una disolución 0,09 M haciendo burbujear Cl 2(g) en agua destilada. Se debe guardas en frascos oscuros. 23. Cloro en tetracloruro de carbono: Cl 2 /CCl 4: se prepara haciendo pasar Cl 2 previamente lavado por burbujeo en agua, a través de CCl 4 hasta la saturación, en una vitrina de gases. 24. Cobre (II), óxido de: CuO: es un reactivo ligeramente higroscópico, por eso, antes de utilizarlo en una actividad experimental debe ser secado por calentamiento en un crisol. Raúl A. Salgado Labrada

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25. Cobre (II), sulfato de: CuSO4 .5H 2 O: los cristales de esta sal eflorecen lentamente en un lugar seco (propiedad que poseen algunas sustancias químicas (hidratos) de reducirse a polvo por sí mismos con pérdida de agua de cristalización al ser expuestos al aire). Para preparar sulfato de cobre (II) anhidro, se debe pulverizar la sal hidratada en un mortero y luego calentarse hasta los 210ºC aproximadamente. No debe calentarse por encima de esta temperatura ya que puede formarse CuS (de color negro), pero a temperaturas inferiores no se logra la total deshidratación. Para preparar una disolución 0,5 M, disuélvase 125 g de sal y dilúyase hasta un litro de disolución. 26. Éter de petróleo: no es químicamente un éter, sino una mezcla de alcanos de fórmula C 5 H 12 y C 6 H 14 . Como reactivo debe ser manipulado con mucho cuidado, pues es extremadamente inflamable. El éter de petróleo también se conoce como bencina, nafta VM & P, nafta de petróleo, nafta ASTM o ligroína. 27. Fehling, reactivo de: es una disolución descubierta por el químico alemán Hermann von Fehling y que se utiliza en el ensayo y determinación de azúcares reductoras y aldehídos. El licor de Fehling consiste en dos soluciones acuosas: Disolución A): se disuelven 35 g de CuSO4 cristalizado en 500 ml de agua. Disolución B: se disuelven 176 g de tartrato doble de sodio y potasio ((KNaC 4 H 4O6 ·4H 2O) en 500 ml de agua. Ambas disoluciones se guardan separadas hasta el momento de su uso para evitar la precipitación del hidróxido de cobre (II). Cuando se va a emplear, se mezclan v olúmenes iguales de ambas disoluciones.

28. Hidrógeno, peróxido de: H 2O2: generalmente se presenta en disoluciones de 20 volúmenes, la cual contiene 6 % en masa de H 2O2 . Debe guardarse en frascos oscuros, pues se descompone rápidamente por la acción de la luz y el calor. 29: Hierro (III), cloruro de: FeCl 3 .6H 2O: para preparar una disolución 0,5 M se disuelven en agua 135 g de la sal, se le adicionan 12 ml de HCl concentrado y se diluye hasta un litro de disolución. 30: Hierro (III), sulfato de: FeSO 4 .7H 2O: para preparar se deben triturar los cristales hasta pulverizarse y disolverlos en agua. La disolución 0,5 M se prepara disolviendo 140 g de la sal en agua y diluyendo hasta un litro de disolución. 31. Magnesio, sulfato de: MgSO4 .7H 2O: l a disolución 0,25 M se prepara disolviendo 62 g de la sal en agua y diluyendo hasta 1 l de disolución. 32. Manganeso (IV ), ó xido de: MnO2: se presenta en forma de polvo negro y contiene entre un 80 a un 90% de MnO2 , el resto es polvo de hulla y sulfuro de antimonio. En la obtención de O2 debe usarse con alto grado de pureza por la posibilidad de causar explosiones. 33. Mercurio (II), cloruro de: HgCl 2 : es ligeramente soluble en agua. Es una sustancia muy tóxica. Para preparar disoluciones 0,1M disuélvase 27 g de la sal en agua y dilúyase hasta un litro de disolución. Una disolución saturada contiene aproximadamente 40 g por litro. 34. Nítrico, ácido: HNO 3: se presenta con una densidad de 1,42 g/ml y un 72 % en masa, es decir, 16 M. El HNO3 comercial contiene, entre otras sustancias, dicloro, hierro y ácido sulfúrico. Para preparar una disolución 2 M, disuélvase en agua 128 ml del ácido concentrado y dilúyase hasta un litro de disolución. Raúl A. Salgado Labrada

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35. Plata, nitrato de: AgNO3: en la preparación de sus disoluciones siempre se ha de emplear agua destilada. Para preparar una disolución 0,1 M, disuélvase en agua 17 g de la sal y dilúyase hasta un litro de disolución. Las disoluciones de esta sal se guardan en frascos oscuros, pues se descompone parcialmente por la luz. 36. Plomo (II), acetato de: Pb(CH 3COOH)2 .3H 2O: es una de las pocas sales solubles de plomo. El sólido debe guardarse en frascos bien tapados. Cuando las disoluciones se enturbian pueden aclarase añadiendo varias gotas de ácido acético. Para preparar una disolución 0,1M, disuélvase en agua 38 g de la sal y dilúyase hasta un litro de disolución. 37. Potasio, cloruro de: KCl: para preparar una disolución 0,5M, disuélvase en agua 37 g de la sal y dilúyase hasta un litro de disolución. 38. Potasio, nitrato de: KNO 3: es un polvo cristalino blanco. Es un oxidante enérgico y no debe triturarse o calentarse con sustancias orgánicas, octazufre, y en general, con los reductores, ya que puede generar combustión. Para preparar una disolución 1M, disuélvase en agua 101 g de la sal y dilúyase hasta un litro de disolución. Este proceso es acentuadamente endotérmico. 39. Potasio, permanganato de: KMnO4 : para preparar una disolución 0,02 M (concentración usual para ensayos), disuélvase en agua caliente 3,2 g de la sal y dilúyase hasta un litro de disolución. Fíltrese a trav és de lana de vidrio o de asbesto. 40. Potasio, yoduro de: KI: para preparar una disolución 0,2M, disuélvase en agua 33 g de la sal y dilúyase hasta un litro de disolución. La disolución debe guardarse en frascos oscuros, aun así, la disolución gradualmente se vuelve amarilla, lo que puede evitarse añadiendo unas gotas de mercurio en disolución. 41. Sacarosa: C 12 H 22 O11 : se acostumbra preparar disoluciones para ensayos disolviendo 90 g de sacarosa por litro de disolución. 42. Sodio, acetato de: NaCH 3COOH.3H 2 O: es una sustancia eflorescente. Sus disoluciones saturadas se utilizan en la separación de fosfatos. Para preparar una disolución 1M, disuélvase en agua 136 g de la sal y dilúyase hasta un litro de disolución. También se utilizan disoluciones 3 M. 43. Sodio, bromuro de: NaBr: sólido cristalino higroscópico para formar la sal hidratada NaBr. 2H 2O. Para preparar una disolución 1M, disuélvase en agua 139 g de la sal hidratada o 103 g de la sal anhidra y dilúyase hasta un litro de disolución. 44. Sodio, carbonato de: Na2 CO 3 .10H 2 O: para preparar una disolución 1M, disuélvase en agua caliente, 286 g de la sal hidratada o 106 g de la sal anhidra y dilúyase hasta un litro de disolución. Debe guardarse en frascos con tapones de goma, plástico o corcho. 45. Sodio, cloruro de: NaCl: para preparar una disolución 1M, disuélvase en agua destilada y recién hervida, 4,5 g de la sal y dilúyase hasta 500 ml de disolución. 46. Disolución patrón de jabón: para preparar una disolución al 1,3% de composición (el requerido para ensayos) tome 0, 1 g de jabón y disuélvase en 100 ml de etanol. 47. Indicadores ácido-base a) Anaranjado de metilo: disolver 0,4 g del indicador en 200 ml de etanol y agregar agua hasta un litro de disolución. Raúl A. Salgado Labrada

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b) Rojo de metilo : disolver 0,2 g del indicador en 300 ml de etanol y agregar agua hasta un litro de disolución. c) Azul de bromotimol: disolver 0,4 g del indicador en 200 ml de etanol y agregar agua hasta un litro de disolución. d) fenolftaleína: disolver 1 g del indicador en 600 ml de etanol y agregar agua hasta un litro de disolución. e) Rojo congo: disolver 0,2 g del indicador en 200 ml de etanol y agregar agua hasta un litro de disolución. f) Tornasol: disolver 5,0 g del indicador en agua hasta un litro de disolución. h) Indicador universal de Yamada: se prepara disolviendo 0,025 g de azul de timol; 0, 625 g de rojo de metilo, 0,5 g de fenolftaleína y 0,25 g de azul de bromotimol en 500 ml de etanol, se agrega agua hasta el litro de disolución. Luego se le añaden unas gotas de NaOH 0,05 M hasta que la disolución adquiera el color verde. Tiene el siguiente rango de pH: a) b) c) d) e) f) g)

rojo, pH = 4; naranja, pH = 5; amarillo, pH = 6; verde, pH = 7; azul, pH = 8; azul oscuro, pH = 9; violeta, pH = 10


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11.5. Tabla periódica de 18 columnas

Tabla eriódica de 18 columnas


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11.6. Tabla de potenciales estándar de electrodo de disoluciones acuosas a 25ºC de los pares redox más comunes (pH ácido) FO + ne F 2(g) + 2e H 2O2(ac) +2H +(ac) +2e PbO2(s) + SO4 -(ac) + 4H +(ac)+ 2e MnO4 -(ac) + 8H +(ac) + 5eCl 2(g) + 2eCr 2O7 -(ac) + 14H +(ac) + 6e MnO2 (s) + 4H +(ac) + 2eO2(g) + 4H +(ac) + 4e Br 2(l) + 2eO2(g) + 4H +(ac) + 4e NO3-(ac) + 4H +(ac) + 3e Ag +(ac) + eO2(g) + 2H +(ac) + 2e MnO4 -(ac) + 2H +(ac) + 3e I 2(s) + 2eO2(g) + 2H 2O + 4eCu +(ac) +2 eSO4 -(ac) + 4H (ac) + 2eCu +(ac) + e2H (ac) + 2e Pb (ac) + 2 eSn (ac) + 2 e Ni (ac) + 2 eCo +(ac) + 2 e PbSO4(s) + 2 e Fe +(ac) + 2 eCr +(ac) + 2 e Zn +(ac) + 2 e Mn +(ac) + 2 e Al +(ac) + 3 e Be +(ac) + 2 e Mg +(ac) + 2 e Na+(ac) + eCa +(ac) + 2 eSr +(ac) + 2 e Ba +(ac) + 2 e K +(ac) + e Li+(ac) + e-


FR 2F -(ac) 2 H 2O PbSO4(s) + 2 H 2O Mn +(ac) + 4 H 2O 2Cl -(ac) 2Cr -(ac) + 7H 2O Mn +(ac) + 2 H 2O 2 H 2O 2Br -(ac) 2 H 2O NO(g) + 2 H 2O Ag(s) H 2O2 MnO2 (s) + 4 OH -(ac) 2-(ac) 4 OH -(ac) Cu(s) SO2(s) + 2 H 2 O Cu+(ac) H 2 (g) Pb(s) Sn(s) Ni(s) Co(s) Pb(s) + SO4 -(ac) Fe(s) Cr(s) Zn(s) Mn(s) Al(s) Be(s) Mg(s) Na(s) Ca(s) Sr(s) Ba(s) K(s) Li(s)

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E (V) + 2,87 + 1,77 + 1,70 + 1,51 + 1,36 + 1,33 + 1,23 + 1,23 + 1,07 + 1,23 + 0,96 + 0,80 + 0,68 + 0,59 + 0,53 + 0,40 + 0,34 + 0,20 + 0,15 0,00 - 0,13 - 0,14 - 0,25 - 0,28 - 0,31 - 0,44 - 0,74 - 0,76 - 1,18 - 1,66 - 1,86 - 2,37 - 2,71 - 2,87 - 2,89 - 2,90 - 2,93 - 3,05


11.6. Serie de actividad de los metales


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11.7. Tabla de solubilidad de algunos compuestos en agua

Leyenda: S: sustancia soluble. P: sustancia poco soluble. I: sustancia prácticamente insoluble. - : sustancia que se descompone por la acción del agua.


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11.8. Algunos valores relacionados con el Sistema Internacional de Unidades y el Sistema Métrico Decimal Unidades del Sistema Internacional de Unidades El Sistema Internacional de Unidades es el nombre que recibe el sistema de unidades que se usa en todos los países, excepto Estados Unidos, Birmania y Liberia. Es heredero del antiguo Sistema Métrico Decimal y es por ello, por lo que también se le conoce como “sistema métrico”, especialmente en las personas de más edad y en pocas naciones donde aún no se ha implantado para uso cotidiano. Se instauró en 1960, a partir de la conferencia General de Pesos y Medidas, durante la cual inicialmente se reconocieron seis unidades físicas básicas (metro, m; segundo, s; kilogramo, kg; amperio, A; kelvin, K y candela, cd). En 1971 se añadió la séptima: el mol. Símbolo A cd K kg m mol s

Unidad ampere candela kelvin kilogramo metro mol segundo

magnitud corriente eléctrica intensidad luminosa temperatura masa longitud Cantidad de sustancia tiempo

Una de las características trascendentales, que constituye la gran ventaja del Sistema Internacional, es que sus unidades se basan en fenómenos físicos fundamentales. Excepción única es la unidad de la magnitud masa, el kilogramo, definida como “la masa del prototipo internacional del kilogramo”, un

cilindro de platino e iridio depositado en una caja fuerte de la Oficina Internacional de Pesos y Medidas. Las unidades del SIU constituyen referencia internacional de las indicaciones de los instrumentos de medición, a las cuales están referidas mediante una concatenación interrumpida de calibraciones o comparaciones. Esto permite lograr equivalencia de las medidas realizadas con instrumentos similares, utilizados y calibrados en lugares distantes y, por ende, asegurar, sin necesidad de duplicación de ensayos y mediciones, el cumplimiento de las características de los productos que son objeto de transacciones en el comercio internacional, su intercambiabilidad. De las unidades básicas existen múltiplos y submúltiplos, que se expresan mediante prefijos. Así, por ejemplo, la expresión “kilo” indica „mil‟. Por lo tanto, 1 km equivale a 1000 m, del mismo modo que “mili” significa „milésima‟ (parte de). Por ejemplo, 1 mA es 0,001 A. Las unidades derivadas del SIU se definen como potencias, multiplicaciones y cocientes de las siete unidades básicas. Ejemplos: Símbolo ºC Bq C F Gy H

Unidad Grado celsius beckerel coulomb farad gray henry


magnitud temperatura actividad radiactiva carga eléctrica cantidad eléctrica radiaciones ionizantes inductancia eléctrica 200


Hz J kat lm lx N Pa S Sv T V W Ω

hertz joule katal lumen lux newton pascal siemen siévert tesla volt watt ohm

frecuencia energía, trabajo, cantidad de calor actividad catalítica flujo luminoso iluminación fuerza presión conductancia eléctrica radiación recibida (materia viva) inductancia magnética diferencia de potencial, voltaje potencia, flujo de energía resistencia eléctrica

Unidades del Sistema Métrico Decimal Es un sistema de unidades, que tiene por base el metro, en el cual los múltiplos y submúltiplos de cada unidad de medida están relacionados entre sí por múltiplos o submúltiplos de 10. Es el sistema usado oficialmente por Estados Unidos, Birmania y Liberia. Fue implantado por la primera conferencia general de Pesos y Medidas en 1889. Se pretendía buscar un sistema de unidades único para todo el mundo y así facilitar el intercambio científico, cultural, comercial, de datos, etc. Hasta entonces cada país, incluso cada región, tenía su propio sistema de unidades; a menudo, una misma denominación representaba un valor distinto en lugares y épocas diferentes. Un ejemplo es la vara, unidad de longitud que en distintos territorios de España, oscila entre 0,8380 m y los 0,7704 m. No obstante, la más empleada es la vara castellana que mide aproximadamente 83,5 cm. Hay otro sistema de unidades que se ha impuesto por siglos: el Sistema Anglosajón de Unidades, conjunto de las unidades muy difundido en los Estados Unidos y con gran influencia planetaria, aunque existen discrepancias entre los sistemas de Estados Unidos y el del Reino Unido, e incluso sobre la diferencia de valores entre otros tiempos y ahora. Este sistema se deriva de la evolución de las unidades locales a través de los siglos, y de los intentos de estandarización en Inglaterra. Las unidades mismas tienen sus orígenes en la antigua Roma. Hoy estas unidades están siendo lentamente reemplazadas por el SIU, aunque en Estados Unidos, la inercia del antiguo sistema y el alto costo de migración han impedido, en gran medida, el cambio. Ejemplo de este sistema son las unidades para medir longitudes basadas en la pulgada, el pie, la yarda y la milla. La relación entre las magnitudes del Sistema Métrico Decimal con las del Sistema Inglés, lamentablemente aún se emplean en el ámbito científico-técnico; de ello no se escapa la Química.

Longitud 1m=10 dm= 100 cm = 1000 mm = 1000000 µ. 1 km = 1000 m =0,6214 millas inglesa. 1 yarda = 3 pie = 36 pulgadas = 0,9144 m 1 m = 1,09361 yardas = 3,28083 pie = 39,3700 pulgadas 1 pulgada = 2,540 cm 1 milla inglesa = 1,600934 km      


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1 milla nautica = 1,85325 km 1 ångström (Å) = 10-10m = 10-8 cm Superficie 1 m2= 1,196 yardas cuadradas =10,76387 pie cuadrado = 1550 pulgadas cuadradas. 1 ha = 10000 m 2 = 1 hm 2 1 pie cuadrado = 929,029 cm2 1 pulgada cuadrada = 6,4516 cm2 1 acre = 4046,873 m2 Volumen 1 m3 = 100 dm 3 1 dm3 = 0,035144 pie cúbicos = 61, 0234 pulgadas cúbicas. 1 pie cúbicos = 28,3170 dm 3 1 pulgada cúbica = 16,3872 cm 3 1 cm3 = 20 gotas? Capacidad 1 l = 1000 ml = 1,000027 dm 3 1 ml = 1, 000027 cm 3 1 galón = 4 cuartillos = 8 pintas 1 galón (EEUU) = 3,78533 l 1 l = 1,05671 cuartillos = 2,1134 pintas =33,815 onzas líquidas (EEUU) 1 barril (EEUU) =42 galones = 158,9873 l (muy utilizado en el comercio del petróleo) Masa 1 lb = 16 onzas = 453,6 g 1 onza = 28,35 g 1 t = 1000 kg = 2204,6 lb 1 t (corta) = 907,185 kg = 2000 lb 1 t (larga) = 1016,047 kg = 2240 lb En el sistema troy (usada únicamente en joyería, orfebrería y numismática para pesar metales preciosos): 1 lb = 12 onzas = 373,242 g 1 onza = 31,103 g A todo esto se le suma la impronta de la arroba (@) y el quintal, antiguas unidades de masa del sistema castellano muy utilizado en España e Hispanoamérica. 1 @ = 25 libras (En Cuba). 1 quintal = 100 libras (En Cuba).  

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Manual de actividades experimentales de Química 11.9. Métodos generales para la obtención de sustancias químicas

I) óxidos no metálicos 1. A partir del dioxígeno C(s) + O2(g) = CO2(g) S 8(s) + 8 O2(g) = 8 SO2(g) P 4(s) + 5 O2(g) = 2 P 2 O5(s) 2. Por deshidratación de oxácidos. a) mediante el calor calor 2 H 3 BO3 = B2 O3 (s) + 3 H 2O b) mediante agentes deshidratantes. calor 2 HNO3 = N 2O5(g) + H 2 O

3. Descomposición de oxisales a) Acción de ácidos fijos (con valores relativamente altos de ebullición) sobre sales de algunos ácidos insolubles. Na2SO3(s) + 2 HCl(conc) = 2 NaCl(s) + SO2(g) + H 2O CaCO3(s) + H 2SO4(conc) = CaSO4(s) + CO2(g) + H 2O b) Descomposición por el calor de algunas sales calor CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) calor Fe2(SO4 )3(s) = Fe2 O3(s) + 3 SO3(g)

II) Óxidos metálicos a) Oxidación directa del metal con el dioxígeno atmosférico y calor. 2 Pb(s) + O2 (g) = 2 PbO(s) 2 Zn(s) + O2(g) = 2 ZnO(s) b) tostación (colocar al fuego sin que se queme) de algunos sulfuros metálicos. calor Fe2S 3 (s) + 6 O2(g) = Fe2O3 (s) + 3 SO3(g) c) Calcinación (calentamiento hasta que se desprenda las sustancias volátiles, ya sean líquidas o gaseosas) de algunos sulfatos, carbonatos y nitratos. calor Fe2(SO4 )3(s) = Fe2O3(s) + 3 SO3(g) Raúl A. Salgado Labrada

203


calor CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) calor 2 Ba(NO3 )2(s) = 2 BaO(s) + 4 NO2(g) + O2(g) c) Por precipitación de un óxido hidratado y luego deshidratado por el calor hasta hacerlos anhidro. 1.ro CuSO4 (ac) + 2 KOH(ac) = K 2SO4 (ac) + Cu(OH)2(s) 2

.do

calor Cu(OH)2 (s) =

CuO(s) + H 2 O(g)

En estos casos la descomposición (deshidratación) se produce a temperaturas próximas a 100ºC; en otros casos, como el Ca(OH)2 , se necesita mucho más calor, KOH, NaOH, Ba(OH)2 no son deshidratados por el calor. También hay casos en que la deshidratación se efectúa a temperatura ambiente; así el Ag 2 O y el HgO, preparados por este medio, son anhidros. 2 AgNO3(ac) + 2 KOH(ac) = 2 KNO3(ac) + H 2O + Ag 2O(s) HgCl 2 (s) + 2 NaOH(ac) = 2 NaCl(ac) + H 2O + HgO(s)

III) Hidróxidos no metálicos e hidruros volátiles y sus disoluciones 1. Reacción directa del halógeno con el dihidrógeno, o del óxido metálico con el agua, según se trate de un hidruro volátil (para preparar hidrácidos) o de un oxácido. Cl 2(g) + H 2(g) = 2 HCl(g) SO3(g) + H 2O = H 2SO4(l) 2. Acción de ácidos fijos sobre sales de ácidos más volátiles. H 2SO4 (conc) + 2 NaCl(s) = Na2SO4 (s) + 2 HCl(g) + H 2O H 2SO4 (conc) + NaNO3(s) = NaHSO4(s) + HNO3(l) 3. Acción de ácidos fuertes sobre sales de ácidos menos fuertes (o débiles) H 2SO4 (conc) + CaCO3(s) = CaSO4(s) + CO2(g) + H 2O 2 HCl(conc) + FeS(s) = FeCl 2(s) + H 2S(g) IV) Hidróxidos metálicos 1. Reacción de algunos óxidos metálicos con el agua. CaO(s) + H 2 O = Ca(OH)2(ac) MgO(s) + H 2O = Mg(OH)2 (ac)


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K 2O(s) + H 2O = 2 KOH(ac) 2. Reacción de los metales alcalinos y otros bien activos con el agua. 2 K(s) + 2 H 2O = 2 KOH(ac) + H 2(g) 2 Na(s) + 2 H 2O = 2 NaOH(ac) + H 2(g) Ca(s) + 2 H 2O = Ca(OH)2 (ac) + H 2 (g) Ba(s) + 2 H 2 O = Ba(OH)2(ac) + H 2 (g) 3. Reacción de carbonatos de metales alcalinos con el Ca(OH)2 K 2CO3(ac) + Ca(OH)2(ac) = CaCO3(s) + 2 KOH(ac) 4. Reacción de una sal con un álcali para obtener un hidróxido poco soluble CuSO4(ac) + 2 KOH(ac) = K 2SO4(ac) + Cu(OH)2(s) V) Sales 1. Acción de los ácidos sobre los metales más activos. H 2SO4 (ac) + Zn(s) = ZnSO4(ac) + H 2(g) 2 HCl(ac) + Zn(s) = ZnCl 2(ac) + H 2 (g) 2. Acción de un ácido sobre un óxido metálico. 2 HCl(ac) + ZnO(s) = ZnCl 2(ac) + H 2 O 3. Acción de un ácido sobre un hidróxido metálico. 2 HCl(ac) + CaO(s) = CaCl 2(ac) + H 2 O 4. Acción de los ácidos sobre sulfuros y carbonatos. 2 HCl(ac) + FeS(s) = FeCl 2(ac) + H 2 S(g) 2 HNO3(ac) + CaCO3 (s) = Ca(NO3 )2(ac) + CO2(g) + H 2 O 5. Acción de un ácido sobre una sal. H 2SO4 (ac) + CaCl 2(s) = CaSO4(s) + 2 HCl(ac) 6. Acción de un óxido no metálico sobre un óxido metálico o un hidróxido. CaO(s) + SO3(g) = CaSO4 (s) CO2(g) + KOH(s) = KHCO3(s) 7. Reacción de determinadas sales entre sí. Pb(NO3 )2(ac) + 2 NaCl(ac) = PbCl 2(s) + 2 NaNO3(ac) 8. Acción de un metal sobre una sal CuSO4(ac) + Fe(s) = FeSO4(ac) + Cu(s) 9. Acción de una sal sobre un hidróxido metálico. Na2SO4(ac) + Ba(OH)2(ac) = 2 NaOH(ac) + BaSO4 (s)


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11.9. Reactivos químicos alternativos de fácil adquisición Ácidos: 1. Salfumante: ácido clorhídrico comercial 2. Vinagre: ácido acético. 3. Jugo de limón: ácido cítrico. 4. Aspirina: ácido acetilsalicílico. 5. Ácido de acumulador: ácido sulfúrico.

Hidróxidos metálicos: 6. Alusil: hidróxido de aluminio. 7. Leche de magnesia: hidróxido de magnesio. 8. Cal apagada: hidróxido de calcio. 9. Sosa caústica: hidróxido de sodio. 10. Sosa potásica: hidróxido de potasio.

Sales: 11. Mármol, piedra caliza, cáscara de hueco: carbonato de calcio. 12. Sal de cocina: cloruro de sodio. 13. Sal de Higera: sulfato de magnesio. 14. Lejía: hipoclorito de calcio o sodio. 15. Tiza: sulfato de calcio.

Metales: 16. Alambres, láminas, limaduras, virutas o torneaduras metálicas: metales de diferentes tipos (cobre, hierro, aluminio, etc.) 17. Alambre de soldar: estaño. 18. Envoltura de pilas secas (ya usadas): cinc. 19. Cubiertas anterior y posterior de pilas secas (ya usadas): hierro-estaño. 20. Mercurio de termómetro inservible: mercurio.

Óxidos: 21. Cal viva: óxido de calcio. 22. Herrumbre: óxido de hierro (III). 23. Polvo negro de pilas secas (ya usadas): óxido de manganeso (IV). 24. Agua oxigenada: peróxido de hidrógeno. Raúl A. Salgado Labrada

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25. Hollín, carbón de leña, coque, tizne: carbón amorfo. 26. Grafito: carbono, electrodo. 27. Electrodo de pilas secas (ya usadas): carbono, electrodo.

Compuestos orgánicos: 28. alcohol (de tienda): etanol. 29. Dextrosa: glucosa (carbohidrato, monosacárido). 30. Azúcar blanca; sacarosa (carbohidrato, disacárido). 31. Almidón, maicena: carbohidrato, polisacárido. 32. Aceite, manteca, mantequilla, margarina, sebo, cera de abeja: lípidos. 33. Papel de filtro: celulosa. 34. Diesel, gasolina, queroseno, vaselina, grasa gorda: mezcla de hidrocarburos. 35. Parafina: hidrocarburo. 36. Marpacífico, té, azul de metileno: indicador ácido-base. 37. Clara de huevo desecada: proteína. 38. Disolución de clara de huevo: dispersión colidal. 39. Ceniza: catalizador. 40. Agua hervida: sustituye al agua destilada en muchos casos.


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11.10. Inventario de reactivos químicos utilizados en la ejecución de las actividades experimentales descritas en este manual No 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 15 16 17 18 20 21 23 24 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37

Reactivo Acetato de amonio Acetato de calcio Acetato de sodio Acetona Ácido nítrico Ácido acético Ácido clorhídrico Ácido salicílico. Ácido sulfúrico. Almidón soluble Aluminio polvo Benceno Bicarbonato de sodio Bromotimol azul Bromuro de potasio Cal sodada Carbón activado Carbonato de calcio Carbonato de sodio Ciclohexano Cinc granallas Cloroformo Cloruro de amonio Cloruro de bario Cloruro de calcio Cloruro de cobre (II) Cloruro de hierro (III) Cloruro de magnesio Cloruro de potasio Cloruro de sodio Cobre metálico granulado Cobre metálico polvo Dibromo


# de actividades 2 2 3 3 5 5 13 1 11 4 2 2 5 5 2 7 2 3 1 2 4 1 7 2 1 1 3 2 2 11 3 1 1 208


38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74

3 3 1 4 8 1 2 2 7 2 6 2

Dicromato de potasio Estaño metálico granulado Etanal Etanol fenoltaleína Glicerina Hexano Hidróxido de aluminio Hidróxido de amonio Hidróxido de bario Hidróxido de calcio Hidróxido de cinc Hidróxido de hierro (III) Hidróxido de potasio Hidróxido de sodio Hierro en polvo Indicador universal Magnesio cinta Magnesio polvo Metanol Metilnaranja Metilrojo Nitrato de amonio Nitrato de cobre (II) Nitrato de plata Nitrato de Plomo (II) Óxido de calcio Óxido de cinc Óxido de cobre (II) Óxido de manganeso (IV) Parafina Permanganato de potasio Peróxido de hidrógeno Peróxido de sodio Rojo congo

5 3 1 2 1 1 4 2 10 2 2 2

Sacarosa Sulfato de calcio

2 2


2 3 7 1 2 2 2 2 7 7 1

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75 76 77 78 79 80 82 84 85 86

Sulfato de cinc Sulfato de cobre (II) Sulfato de hierro (II) Sulfato de magnesio Sulfato de magnesio Sulfato de níquel (II) Sulfato de sodio Sulfuro de potasio Tartrato potasio y sodio Tiocianato de amonio

3 11 1 1 1 1 1 2 1 1

87 88 89 90 91 92 93

Tiosulfato de sodio Tornasol azul Tornasol rojo Urea Xileno Yoduro de potasio Zeolita

2 5 5 1 1 3 1


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Manual de Actividades Experimentales de Química MELLIZO

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