Guia de Laboratorio Básico de Química

UNIVERSIDAD CENTRAL DE VENEZUELA FACULTAD DE INGENIERÍA CICLO BÁSICO DEPARTAMENTO DE QUÍMICA APLICADA

100 90 80 70 60 50 40 30 20 10

ELABORADO POR: GERMÁN SIEGERT CARRASQUEL (1998) PASADO A FORMATO DIGITAL POR: ALBA POR: ALBA GODOY GONZÁLEZ DOUGLAS

CARACAS, 2008

Laboratorio Básico de Química_____________________________________ 1

ÍNDICE OBJETIVOS GENERALES INSTRUCCIONES GENERALES PARA LOS TRABAJOS PRÁCTICOS ERRORES Y TRATAMIENTO DE DATOS EXPERIMENTALES

PÁG. 2 3 6

PRÁCTICA Nº 1 TECNICAS Y OPERACIONES RUTINARIAS DE LABORATORIO PRÁCTICA Nº 2 REACTIVIDAD RELATIVA DE UN GRUPO DE METALES PRÁCTICA Nº 3 EVALUACIÓN DE LA CONSTANTE CONSTANTE UNIVERSAL DE DE LOS GASES PRÁCTICA N° 4 PREPARACIÓN DE SOLUCIONES PRÁCTICA Nº 5 ESTANDARIZACIÓN DE UNA SOLUCIÓN PRÁCTICA Nº 6 ESTEQUIOMETRÍA DE LA REACCIÓN DE UN METAL CON UN ÁCIDO PRÁCTICA 7 DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZ TOTAL DEL VINAGRE PRÁCTICA Nº 8 DUREZA DEL AGUA PRÁCTICA Nº 9 REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN PRÁCTICA Nº 10 DESTILACIÓN SIMPLE

103

APÉNDICES

111

22 34 47 56 64 71 80 86 95


ÍNDICE OBJETIVOS GENERALES INSTRUCCIONES GENERALES PARA LOS TRABAJOS PRÁCTICOS ERRORES Y TRATAMIENTO DE DATOS EXPERIMENTALES

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PRÁCTICA Nº 1 TECNICAS Y OPERACIONES RUTINARIAS DE LABORATORIO PRÁCTICA Nº 2 REACTIVIDAD RELATIVA DE UN GRUPO DE METALES PRÁCTICA Nº 3 EVALUACIÓN DE LA CONSTANTE CONSTANTE UNIVERSAL DE DE LOS GASES PRÁCTICA N° 4 PREPARACIÓN DE SOLUCIONES PRÁCTICA Nº 5 ESTANDARIZACIÓN DE UNA SOLUCIÓN PRÁCTICA Nº 6 ESTEQUIOMETRÍA DE LA REACCIÓN DE UN METAL CON UN ÁCIDO PRÁCTICA 7 DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZ TOTAL DEL VINAGRE PRÁCTICA Nº 8 DUREZA DEL AGUA PRÁCTICA Nº 9 REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN PRÁCTICA Nº 10 DESTILACIÓN SIMPLE

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APÉNDICES

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22 34 47 56 64 71 80 86 95


OBJETIVOS GENERALES Al finalizar el curso del laboratorio, el estudiante estará en condiciones condiciones de: 1. Conocer las normas de trabajo, comportamiento y seguridad en un laboratorio de química. 2. Conocer y utilizar las técnicas de manipulación de los diversos equipos y reactivos más usuales en el laboratorio de química. 3. Aprender métodos de medición y determinación de variables experimentales obtenidas a través de un desarrollo práctico. 3.1. Desarrollar destrezas de manipulaciones manipulaciones e instrumentación. instrumentación. 3.2. Desarrollar destrezas de medición. 4. Ser capaz de llevar a la práctica los conocimientos teóricos adquiridos. 4.1 Explicar desde un punto de vista teórico los resultados, alcances y limitaciones de las mediciones realizadas. 5. implementar implementar estrategias que permitan el manejo de aparatos y reactivos. 6. Implementar estrategias que permitan efectuar montajes de aparatos así como de aplicar las técnicas instrumentales. instrumentales. 7. Implementar estrategias que permitan la medición cuantitativa de reactivos y materiales en distintos estados físicos.


INSTRUCCIONES GENERALES PARA LOS TRABAJOS PRÁCTICOS NORMAS ACADÉMICAS, RECOMENDACIONES Y SUGERENCIAS 1) Es indispensable y de carácter obligatorio el uso de una bata protectora de mangas larga. 2) Todo estudiante llevará un cuaderno de laboratorio que será exclusivo del mismo, en donde se asentarán todas las anotaciones que se produzcan durante el desarrollo de las prácticas. 3) Queda terminantemente prohibido fumar en el laboratorio durante el desenvolvimiento de las prácticas. 4) No se debe comer ni beber durante el desarrollo de las prácticas de laboratorio. 5) De acuerdo con las listas de materiales que se le ha suministrado, revise su equipo de laboratorio antes de comenzar cada trabajo práctico, así como al terminar el mismo. Verifique que esté completo, limpio y en buen estado; en caso contrario, notifíquelo al instructor de laboratorio. 6) Familiarícese con el material de trabajo de su equipo, así como con el equipo común del laboratorio. Consulte cualquier duda que tenga al respecto. 7) Acostúmbrese a seguir las instrucciones del libro de trabajos prácticos. No pregunte a sus compañeros ni establezca tertulias de laboratorio. Ante cualquier duda consulte con el instructor de laboratorio. 8) Cerciórese que el reactivo que va a utilizar es el mismo que se encuentra en el frasco o recipiente que va a emplear; para ello lea con cuidado el nombre y la concentración del reactivo y compruebe que la etiqueta del recipiente corresponde con las instrucciones de la práctica. 9) Los reactivos deben ser utilizados en la misma proporción que indique la práctica o el instructor de laboratorio. 10) Tanto su equipo, como su lugar de trabajo en el mesón deberá conservarlo limpio y ordenado. 11) Después de los ensayos y tan pronto como lo sea posible, lave con cuidado todo el material de vidrio utilizado: pipetas, buretas, fiolas, matraces, etc. Evite limpiar los útiles de vidrio con cepillos metálicos gastados, ya que estos pueden rallar la superficie del vidrio. 12) No intente nunca experimentos no señalados en la guía de trabajos prácticos, salvo que sean sugeridos de manera extra por el instructor de laboratorio. 13) No entre al laboratorio sin permiso. 14) Nunca se lleve nada del laboratorio sin permiso. 15) Nunca lance objetos dentro de las instalaciones del laboratorio. 16) En caso de accidente durante el trabajo práctico de laboratorio, notifique de inmediato al instructor de laboratorio quién le prestará la atención correspondiente. 17) Si se produce un pequeño incendio en su equipo de laboratorio domínelo mediante el empleo de una toalla mojada y avise de inmediato al instructor de laboratorio. 18) Las quemaduras ocasionadas con objetos calientes pueden ser tratadas con soluciones de ácido pícrico o ácido bórico, cubriéndose luego con gasa y tela


adhesiva según la gravedad de la quemadura. Las producidas por ácidos corrosivos o cáusticos son convenientes tratarlas con soluciones de bicarbonato de sodio y agua. 19) Al emplear el mechero, asegúrese de antemano que la llave de gas y la entrada de aire estén cerradas. Encienda un fósforo, acérquelo a la boca del mechero y abra lentamente la llave del gas hasta obtener una llama larga, suave y azulada que le permitirá lograr un calentamiento lento y efectivo. 20) Al calentar objetos de vidrio (balones, fiolas, matraces, etc.) compruebe que estén completamente secos por fuera, y caliente de tal manera que la llama incida sobre este por debajo del nivel del líquido que contiene. Utilice una rejilla de asbesto o amianto para lograr una buena difusión del calor y por ende un calentamiento uniforme. 21) Al calentar tubos de ensayo, desplace el tubo lentamente sobre la extremidad de la llama varias veces evitando así que el calentamiento se concentre en una zona en particular, luego caliente el fondo del tubo inclinándolo de tal manera que la boca del mismo no esté dirigido hacia usted ni hacia sus compañeros y nunca mire directamente dentro de uno de estos. Al comenzar a hervir el líquido, retírelo de la llama momentáneamente y luego vuelva a calentar hasta obtener el resultado acorde con la experiencia. 22) Evite colocar objetos de vidrio muy calientes sobre superficies frías o mojadas. Déjelos enfriar y espere suficiente tiempo antes de manipularlos con la mano; el vidrio caliente luce igual que el frío. 23) No utilice toallas o pedazos de tela para remover o levantar objetos calientes que están colocados sobre el mechero use las pinzas apropiadas para este fin. 24) Nunca retorne los sobrantes de soluciones líquidas no utilizadas a los frascos de donde las tomó. En el caso de restos sólidos no empleados consulte con el instructor del laboratorio el destino final de los mismos. 25) Nunca introduzca objetos dentro de los frascos de reactivos, para ello vierta aproximadamente la cantidad necesaria en un vaso de precipitado y tome lo requerido con una pipeta o cilindro graduado. 26) Las tapas de los frascos de los reactivos no deben ser colocadas en el mesón, manténgalas en su mano. No abra dos frascos a la vez; de esta manera evitará confundir las tapas y contaminar los reactivos. 27) Para introducir termómetros en orificios de tapones, lubrique el orificio del tapón con aceite y glicerina. 28) Cuando se derramen ácidos o bases sobre el mesón de laboratorio lave inmediatamente con agua. 29) No mezcle ácidos concentrados con agua en cilindros graduados, ya que el calor de dilución de la mezcla puede quebrar la base de la probeta. Para tal fin utilice vasos de precipitados colocados dentro de recipientes que contengan agua fría, y agregue lentamente el ácido sobre el agua contenida en el vaso de precipitado, agitando con un agitador de vidrio a medida que se va añadiendo el ácido. No añada nunca el agua sobre el ácido. 30) No almacene soluciones alcalinas en balones volumétricos, así evitará el atascamiento de los mismos. Utilice frascos con tapa de rosca. 31) Las soluciones alcalinas empleadas en buretas deben ser desechadas inmediatamente después de su uso, luego lave la bureta cuidadosamente a fin de evitar el atascamiento de la llave.


32) Los residuos sólidos en trozos o en polvo, deben ser desechados en el cesto de los desperdicios, n bote fósforos, papel de filtro ni sólidos en el lavadero. En caso de que caigan allí, retírelos y bótelos en el sitio correspondiente para tal fin. 33) Cuando quiera conocer el olor de un líquido puro, de una solución o de un gas que se desprenda, no acerque la nariz directamente al recipiente. Pase rápidamente la mano sobre la boca del mismo, tratando de producir una corriente de aire hacia usted. 34) No intente nunca conocer el sabor de una sustancia o solución si no se le ha ordenado de manera expresa. 35) Los experimentos en los cuales se producen gases tóxicos deben ser realizados en campana de gas o en sitios con suficiente ventilación. 36) Si se introduce algo en la boca, escúpalo enseguida y lávese con abundante agua. 37) Los productos químicos no se deben tocar nunca directamente con las manos, especialmente aquellos que por su toxicidad produzcan lesiones graves. Todo el manejo se hace mediante espátulas o pinzas. 38) Todos los accidentes y roturas, aunque sean pequeños, deben ser reportados enseguida al instructor de laboratorio. 39) El pelo largo de debe amarrar hacia atrás, y no se deben llevar sueltas las corbatas ni las chaquetas. No se ponga laca en el cabello antes de entrar al laboratorio. 40) El equipo adicional que le fue entregado para la práctica devuélvalo al sitio correspondiente o consulte al instructor de laboratorio sobre su destino final. 41) Antes de abandonar el laboratorio compruebe que el mesón y los lavaderos estén limpios, que el material del equipo esté completo y limpio y que las llaves de gas y agua están cerradas. 42) Utilice zapatos cerrados.


ERRORES Y TRATAMIENTO DE DATOS EXPERIMENTALES El concepto de mediación es fundamental tanto en el estudio de los fenómenos naturales, como en la comprensión de las experiencias que se llevan a cabo en un laboratorio de física o de química, ya que magnitudes como, por ejemplo, masa, longitud, tiempo, temperatura, etc. se definen sobre la base de su medición. Según el modo de operación, las mediciones pueden ser directas o indirectas. Se entiende por medición directa, la operación de comparar una cantidad desconocida con otra de la misma especie que se toma como unidad de medida. Generalmente se realiza con la ayuda de un instrumento; para medir intervalos de tiempo utilizamos un cronometro, para medir temperaturas empleamos un termómetro, para determinar una masa usamos una balanza y así sucesivamente. El resultado de una dedición directa es la relación existente entre el valor de la magnitud que se determina y la unidad de medida que se ha escogido para realizar la medición. Una medición indirecta es aquella en la cual e valor de la magnitud deseada se calcula en función de una o más magnitudes físicas que se han determinado a su vez de manera ya sea directa o indirecta. Así por ejemplo, para determinar la concentración molar de una solución necesitamos conocer la masa de soluto presente y el volumen de la solución producida. Todas las mediciones físicas poseen algún grado de incertidumbre o duda; esta depende tanto del instrumental empleado para realizar a experiencia así como de la pericia que tenga el usuario en el manejo de dicho instrumental. Por ejemplo, la incertidumbre en el peso de un objeto dependerá del tipo de balanza que se emplee y de la destreza del usuario al emplearla. Determinar la magnitud de esta incertidumbre puede ser, a veces, una operación difícil y requerir de un esfuerzo adicional. Una medida cuya exactitud sea totalmente desconocida es poco útil y, por otro lado, un resultado que no sea particularmente exacto puede llegar a ser muy útil si se conoce con un alto grado de seguridad el error que lo acompaña. En este capítulo se tratará de los errores que pueden afectar un experimento, de la información y métodos para reconocerlos, de las técnicas para establecer su magnitud, así como también de algunos de los conceptos matemáticos que se encuentran en todo tipo de mediciones cuantitativas y cálculos.


DEFINICIÓN DE TÉRMINOS 1) CIFRAS SIGNIFICATIVAS: Excepto cuando todos los números de una operación son enteros, (contar el número de jugadores de un equipo, pasajeros de un avión, naranjas de un saco, etc.), con frecuencia es muy difícil obtener el valor exacto de una cantidad que se investiga. Al realizar una medición directa no se obtiene un número exacto, sino cierto intervalo de valores dentro del cual está contenida la medición realizada; cada vez que se emplea en el laboratorio un instrumento de medición, las cifras numéricas se obtienen como producto de una lectura en la escala del aparato de medición, y el último número de esta lectura siempre tiene que ser estimado introduciendo entonces una incertidumbre en la medición realizada. Como esta incertidumbre es propia de todo proceso de verificación, es importante señalar el margen de error en las mediciones realizadas, indicando el número de cifras significativas de la medida efectuada. Las cifras significativas no son más que los dígitos representativos de una cantidad calculada o medida. Para la determinación del número de cifras significativas se siguen las siguientes reglas, sobreentendiéndose que el último dígito de la expresión siempre es incierto. a) Las cifras anotadas son todas las que se conocen con certeza, más la primera que se considere incierta. Así en 41,93 %, hay cuatro cifras significativas, los números 4, 1 y 9 son cifras ciertas y el número 3 es la primera cifra incierta. b) Cualquier dígito diferente de cero es significativo. Así, 8239 km tiene cuatro cifras significativas y 2,83 g/mL posee tres cifras significativas. c) Los ceros colocados entre dígitos distintos de cero son significativos. Así, 20805 seg tiene cinco cifras significativas y 18,03 cm3 tiene cuatro cifras significativas. d) Los ceros a la izquierda del primer dígito distinto de cero no son significativos (sólo indican la posición de la como adicional). Así, 0,0072 N tiene dos cifras significativas y 0,0005 moles tiene una sola cifra significativa. e) Si un número es mayor que uno (>1), todos los ceros escritos a la derecha de la como decimal cuentan como cifras significativas. Así, 12,00 g tiene cuatro cifras significativas, y 43,040 m tiene cinco cifras significativas. f) Si un número es menor que uno (<1), solamente los ceros que están al final del número o entre dígitos diferentes de cero, son significativos. Así, 0,020 Km2 tiene dos cifras significativas y 0,0406 KJ tiene tres cifras significativas. g) Para números sin coma decimal, los ceros que están después del último dígito diferente de cero pueden ser o no cifras significativas. Así, 8000 Ha puede tener una cifra significativa (el dígito 8), dos (80), tres (800). O cuatro (8000). Empleando la notación científica se puede solventar esta ambigüedad. Para este caso particular 8 x 103 para una sola cifra, 8,0 x 10 3 para dos cifras, 8,00 x 103 para cuatro cifras significativas. 2) REDONDEO DE NÚMEROS: Cuando se utilizan calculadoras para realizar operaciones matemáticas, generalmente el número de dígitos que aparece es mayor que el número de cifras significativas que debe poseer el resultado de la experiencia. Por dicha razón generalmente hay que “redondear” el resultado


a) b) c) d)

reduciéndolo a un número con menor cantidad de dígitos. Para el redondeo de números se siguen las siguientes reglas generales: Si el dígito que se va a eliminar es menor que cinco (5), el digito precedente permanece sin cambiar. Por ejemplo: 13,451 se redondeará a 13,45 y 1,22 se redondeará a 1,2. Si el dígito que se va a quitar es mayor o igual que cinco (5), el dígito precedente se incrementa en una unidad. Por ejemplo: 13,459 se redondea a 13,46 y 1,25 se redondea a 1,3. En una serie de cálculos se llevan los dígitos adicionales (en exceso) hasta el resultado final y después se redondea dicho número siguiendo las reglas a) y b). Es incorrecto el empleo de una secuencia de redondeo. Al redondear sólo se usa el primer número de la derecha de la última cifra significativa. Por ejemplo, si se quiere redondear el número 8,649 con dos cifras significativas observamos que la tercera cifra es menor que cinco y aplicamos la regla a), el resultado del redondeo nos da 8,6. (Note un redondeo en secuencia nos daría el número 8,7).

3) CÁLCULOS CON CIFRAS SIGNIFICATIVAS: a) Adición y sustracción: El número de cifras significativas a la derecha de la coma decimal en la cantidad resultante, vendrá dado por el término que tenga menor número de decimales (término limitante). Por ejemplo, en la siguiente suma: (183,45 + 16,7 + 1,306) 183,45 + 16,7 (término limitante) 1,306 201,456 Resultado: 201,5 En la sustracción: (3,6784 – 0,14) 3,6784 – 0,14 3,5384

¡Error! Vínculo no válido. Resultado: 3,54

(En la adición y en la sustracción se cuentan los decimales) b) Multiplicación y división: La regla propuesta es retener en cada término y en el resultado final un número de dígitos tal que indiquen una incertidumbre relativa no menor de la que tenga el término con la mayor incertidumbre relativa (ver pág 13). Esta regla se deriva del hecho de que los errores relativos se propagan en forma directa al resultado final en las operaciones de multiplicación y división Muy frecuentemente (pero no siempre) se cumple en la multiplicación y división, que el número de cifras significativas del resultado final es igual al de la medición que tenga el menor número de cifras significativas. c) Logaritmos: Para escribir un número en forma logarítmica se deben utilizar tantos números decimales en la mantisa como cifras significativas tenga el número. La característica del logaritmo no es una cifra significativa ya que es una función del punto decimal del número al cual se la quiere determinar su logaritmo.


Log 2,421 x 10 16 = 16,383995

Resultado: 16,3840

Log 18,2 x 10 3 = 4,2600714

Resultado: 4,260

d) Antilogaritmos: Se toman tantas cifras significativas como decimales posea la posea la mantisa mantisa del número número al cual cual se le quiere determinar determinar su antilogaritmo. antilogaritmo. Antilog 5,432 = 270395 Resultado: 2,70 x 105 Antilog 18,26 = 1,8197 18

Resultado: 1,8 x 1018

4) MEDIA Y MEDIANA: La media, media aritmética o promedio (M) son términos sinónimos que se emplean para describir el valor numérico que se obtiene dividiendo la suma de cada uno de los términos (Xi) de (Xi) de una serie de medidas repetidas entre el número total de medidas realizadas (N). Por ejemplo, para la serie: 20,08%; 19,87%; 20,32%; 20,02% y 19,95% provenientes de la determinación del porcentaje de hierro en un mineral del mismo metal, obtenemos que la media o promedio sería:

M 

 X i N



(20,08  19,87  20,32  20,02  19,95)% 5



100,24% 5

 20,048%

M = 20,05 % La mediana (m) de (m) de una serie de medidas, es el resultado alrededor del cual se distribuyen los demás demás por igual, la mitad son numéricamente numéricamente más pequeños pequeños y la otra mitad numéricamente más grandes. Para la serie de medidas anteriores podemos ordenar de manera decreciente: 20,32 % 20,08 % 20,02 % 19,95 % 19,87 %

m = 20,02 %

Cuando se tiene una serie con número par de medidas, la mediana será el promedio del par central de medidas. Por ejemplo para la serie: 0,57; 0,82; 0,63; 0,75; 0,60 y 0,78 ordenando tenemos: 0,57 0,82 0,63 + 0,75 1,38 0,63 m= = m = 0,69 0,75 2 2 0,60 0,78


De manera ideal, la media y la mediana deberían ser idénticas, pero frecuentemente no lo son, particularmente cuando el número de medidas es relativamente pequeño. 5) EXACTITUD Y PRESICIÓN: PRESICIÓN : Aun cuando estos dos términos se utilizan como sinónimos en las conversaciones cotidianas, se deben distinguir de manera clara cuando se relacionan con los datos científicos, ya que generalmente se pueden asociar dos contribuciones a la incertidumbre total; una limitación de exactitud y una limitación de precisión. El término precisión precisión ssee utiliza para describir la reproducibilidad reproducibilidad de los resultados obtenidos. Puede definirse como similitud existente entre los valores numéricos de dos o más medidas que fueron obtenidos de idéntica forma. La precisión se expresa en términos de desviación, la cual puede ser absoluta (D) o (D) o relativa (DR ). ). La desviación absoluta consiste simplemente simplemente en la diferencia numérica (sin tomar en cuenta el signo) entre un valor experimental y la media (M) de al serie, que se toma como el mejor valor de todo el conjunto. La desviación absoluta puede ser expresada expresada mediante la ecuación: ecuación: D = |O – M| M|,, donde O es el valor individualmente observado de una serie de medidas experimentales, y M es la media aritmética de la serie en que se encuentra O. Ejemplo: Para una solución binaria de líquidos volátiles, se determinó el volumen del líquido más volátil (B) por (B) por medio de tres experiencias realizadas de la misma forma. Los resultados encontrados se reportan en la siguiente tabla: EXPERIENCIA (Nº) 1 2 3

%B

D = |O – M|

23,16 20,82 18,75

2,25 0,09 2,16

M = 20,91 D = 1,50 El resultado de la determinación anterior se expresa como: % B = (20,91 ± 1,50) donde el promedio de las las desviaciones (D) indica indica la precisión del del análisis.  D D  N La desviación relativa (DR) no es más que la razón existente entre el promedio de las desviaciones (D) y la media (M) expresada en partes por cien, mil o millón. Así: D D R  x100 M Aplicada al ejemplo anterior obtenemos: D R



1,50 20,91

x 100

DR = = 7,17 %


Otro término útil para la medición de la precisión es el llamado intervalo, recorrido o rango rango (W) en una serie de datos experimentales, experimentales , y no es más que la diferencia numérica existente entre entre los valores extremos extremos encontrados en la serie referida. Para el ejemplo anterior. w = 23,16 – 18,75; w = 4,41 Mientras menor sea el intervalo o recorrido de una serie de mediciones experimentales, experimentales, mayor será entonces la precisión alcanzada en la experimentación. El término exactitud es exactitud es una medida de la diferencia numérica numérica entre el valor medio de un grupo de mediciones y el valor verdadero de dicha medición. Un resultado exacto es aquel que concuerda muy de cerca con el valor verdadero de una cantidad medida. La comparación se hace con frecuencia en base a una medida inversa a la exactitud alcanzada, que es el error, mientras más pequeño sea el error mayor será la exactitud alcanzada. alcanzada. El término término exactitud exactitud es entonces entonces expresado en función función del error, que igual que en el caso de la precisión puede ser reportado como absoluto o relativo. El error absoluto (E) absoluto (E) es la diferencia numérica entre el valor observado (O) y el valor aceptado (A): E = O – A Supongamos que en el ejemplo anterior, el contenido de líquido más volátil en la mezcla binaria sea exactamente de 21,50 % de B. Tomando como valor observado de las medidas medidas de media de las mismas, escribimos: E = O – A = M – A = 20,91 – 21,50 E = - 0,59 Note que el error absoluto puede tener signo positivo o negativo, indicando esto que el error en las mediciones puede estar por encima o por debajo del valor aceptado como verdadero. El error relativo (ER) de una medida no es más que la razón existente entre el error absoluto (E) y el valor aceptado (A), expresado en partes por cien, mil o millón. E E R   100 A Aplicando al ejemplo anterior nos da: E R



 0,59

21,50

 100

ER = = -2,74 %

La diferencia diferencia fundamental fundamental entre precisión precisión y exactitud exactitud es clara; la precisión compara cada uno de los valores individuales de una serie de medidas con el mejor valor del conjunto de todos los valores obtenidos de la misma forma. La exactitud involucra una comparación comparación de los valores obtenidos obtenidos con el valor verdadero o aceptado de dicha medida. Un conjunto de resultados idénticos (alta precisión) puede estar influido por un error grave que ocasione que el resultado obtenido tenga muy poca exactitud. Al contrario, un conjunto de resultados obtenidos de la misma manera puede tener muy poca precisión, pero combinarse de tal manera que la media sea muy cercana al valor verdadero y dar un resultado de gran exactitud. Una serie de experiencias realizadas


de manera correcta deberían tener una baja desviación (alta precisión) y un error bajo (alta exactitud). En la figura E-1 se pone de manifiesto la diferencia entre exactitud y precisión utilizando una competencia de tiro al blanco: el jugador que lanzo los círculos fue muy preciso y exacto, el responsable de los triángulos fue preciso más no exacto, y el autor de los cuadrados no fue ni preciso ni exacto.

Figura E-1 (Exactitud y precisión en una competencia de tiro al blanco) ERRORES El término error se refiere a la diferencia numérica existente entre el valor medido de la experiencia realizada y el valor que se considera como verdadero o real. Aún cuando no existan reglas rigurosas y claras que permitan decidir o precisar sin ningún cuestionamiento el origen de un error particular, el esquema que se presenta a continuación muestra algunos de los fenómenos y acciones responsables de las medidas experimentales realizadas.


a) Errores determinados: Llamados también asistemáticos, tienen, por lo menos en teoría, causas específicas y definidas. Por lo general son reproducibles, en muchos casos predecibles y unidireccionales en el sentido de que causan que todos los resultados de una serie de medidas ejecutadas sean altos, o bajos, pero no altos y bajos al mismo tiempo. Ejemplos: Emplear una pesa desgastada u oxidada, un instrumento mal calibrado, un reactivo contaminado, etc. Pueden ser instrumentales, de método o personales dependiendo de la fuente de donde procede el error. Los errores determinados también pueden ser constantes o proporcionales. La magnitud de un error constante es independiente del tamaño de la serie de datos considerada, mientras que los errores proporcionales aumentan o disminuyen según el tamaño de la serie de datos que se ha obtenido. b) Errores indeterminados: Son aquellos errores cuyas causas específicas se desconocen dado que no tienen un origen único, sino que proceden de una acumulación de incertidumbre individuales demasiado pequeñas como para detectarse; estas incertidumbres pueden ser tanto personales, como instrumentales y de método. El efecto acumulativo de estas incertidumbres es variable y normalmente tienden a contrarrestarse unas con otras produciendo un efecto final mínimo.

PROPAGACIÓN DE ERRORES En líneas generales, el resultado numérico de una medición particular no es de interés por sí mismo, sino que es empleado junto con otras mediciones diferentes con el fin de obtener una cantidad total, por ejemplo, a través de una fórmula o ecuación. Como cada medición está asociada con un error, el resultado final tendrá también un error que dependerá de la relación aritmética que exista entre los diferentes términos que contengan los errores y la cantidad que se va a precisar. Estas diferentes relaciones aritméticas propagan hasta el resultado final los errores cometidos en las mediciones individuales. 1)

En las adiciones y sustracciones: Las incertidumbres absolutas (I A) determinadas se trasmiten directamente al resultado final. El resultado final no puede tener una precisión mayor que la del número menos preciso utilizado.

EJEMPLO 1: Sea X = A + B, donde los valores de A y B así como sus incertidumbres absolutas son conocidas: A = 22,13 ± 0,01 y B = 16.54 ± 0,01 Efectuando las operaciones indicadas, encontramos: 22,13 ± 0,01 16,54 ± 0,01


38,67 ± 0,02

X = 38,67 ± 0,02

Como los dos términos poseen la misma incertidumbre, en el resultado final se propaga el efecto combinado de la misma. EJEMPLO 2: Sea Y = C + D – E , donde los valores de C, D y E, así como sus incertidumbres absolutas son conocidas: C = 21,319 ± 0,001, D = 16,24 ± 0,01 y E = 22,1 ± 0,1 Efectuando las operaciones indicadas, obtenemos: 21,319 ± 0,001 16,24 ± 0,01 -22,1 ± 0,1 15,5 ± 0,1

Y = 15,5 ± 0,1

Por la propagación del error, el resultado final se escribe con un solo decimal, ya que este no puede tener una incertidumbre menor que la de la medición menos precisa (en este caso la correspondiente a la medición E). 2)

En las multiplicaciones y divisiones: Las incertidumbres relativas (I R), (y no las absolutas como en la adición y sustracción), determinadas se trasmiten de manera directa al resultado final. El número de cifras significativas en el resultado final, vendrá dado por la medición que posea la mayor incertidumbre relativa.

EJEMPLO 3: Considérese la operación algebraica: Z = (A – B)C + (A + D)E Los valores de los parámetros A, B, C, D y E así como las incertidumbre absolutas de los mismos son conocidos de los dos ejemplos anteriores. Sustituyendo los valores numéricos de cada uno de los parámetros anteriores en la expresión dada, obtenemos: Z 

(22,13  16,54) x 21,319 (22,13  16,24) x 22,1

Para la realización de una operación de este tipo, podemos proceder de la siguiente manera: a) Primero consideramos las sumas y las diferencias: 22,13 ± 0,01 22,13 ± 0,01 -16,54 ± 0,01 -16,24 ± 0,01 5,59 ± 0,02 38,37 ± 0,02 b)

Reescribimos la operación y obtenemos el resultado de la misma: Z 

(5,59)(21,319) (38,37)(22,1)

 0,1405382


c)

Calculamos la incertidumbre absoluta del número n que se está considerando (ver las operaciones en la tabla siguiente). NÚMERO (n) 5,59 21,319 38,37 22,1

d)

IA ± 0,02 ± 0,001 ± 0,02 ± 0,1

IR = IA/n 0,0035778 0,0000469 0,0005212 0,0045249

Multiplicamos entonces el resultado de la operación anterior (0,1405382) por la mayor incertidumbre relativa (0,0045249), por lo que el resultado final de la operación estará limitado por este número: 0,1405382 x 0,0045249 = 0,000635901

e) En la multiplicación y división el número de cifras significativas del resultado final no debe ser mayor que la del término que tenga la mayor incertidumbre relativa; en este caso el número 22,1 tiene la mayor incertidumbre relativa, y dicho número sólo tiene tres cifras significativas, por lo que podemos escribir: Z = (0,141 ± 0,001) Podemos verificar la operación anterior determinado la incertidumbre relativa del resultado encontrado: IR = 0.001/0,141 = 0,007 que es del mismo orden de magnitud que el número que posee la mayor incertidumbre relativa. REPRESENTACIONES GRÁFICAS La forma más nítida de representar la relación existente entre dos variables físicas experimentales es mediante el uso de una gráfica. Usualmente la variable que se modifica experimentalmente recibe el nombre de variable independiente y se representa a lo largo del eje horizontal o eje de las abscisas (eje x). La variable que responde al cambio de la variable independiente recibe el nombre de variable dependiente y se representa a lo largo del eje vertical o eje de las ordenadas (eje y). Veamos algunos ejemplos de lo antes expuesto: 1) Supongamos que en un experimento llevado a cabo a presión constante se mide el volumen de una masa dada de gas cuando se varía la temperatura absoluta de la misma, y se obtiene el siguiente conjunto de valores volumentemperatura: VOLUMEN(L) 0.5 1.0 1.5 2.0 3.0 4.0

TEMPERATURA (ºK) 60 120 180 240 360 480


El análisis de la tabla manifiesta de inmediato que el volumen aumenta con el aumento de la temperatura. Para conocer la relación exacta que existe entre el volumen (V) (V) y la temperatura (T) (T) podemos graficar en papel milimetrado o cuadriculado los datos obtenidos experimentalmente, llevando los valores de V al eje de las ordenadas y los valores de T al eje de las abscisas tal como se muestra en el dibujo siguiente y en el cual se observa que la relación entre V y T es de naturaleza lineal, donde V = kT siendo kT siendo k una constante igual a la pendiente de la recta graficada.

Figura E-2 (Variación isobárica del volumen con la temperatura para una masa dada de gas) 2) Supongamos que en un experimento realizado a temperatura constante se varía la presión de una masa dada de gas y se mide el volumen correspondiente a cada variación de la presión, obteniéndose el siguiente conjunto de datos presión-volumen:


PRESIÓN (Atm) 0.2 0.3 0.5 0.8 1.0 1.2

VOLUMEN (L) 10.0 6.7 4.0 2.5 2.0 1.7

Del análisis de la tabla de datos se concluye de inmediato que una variable disminuye cuando la otra aumenta. Para conocer la relación exacta que existe entre la presión (P) y el volumen (V) representamos de nuevo en papel milimetrado o cuadriculado el conjunto de datos P-V obtenidos, graficando en el eje de las ordenadas los valores de P y en el eje de las abscisas los valores de V, tal como se observa en la gráfica siguiente:

Figura E.3 (Variación isotérmica isotérmica del volumen con la temperatura para una masa dada de gas)


En el gráfico se observa que la relación entre P y V es de tipo hiperbólico, por lo que podemos escribir la relación PV = k siendo k una constante que depende de la temperatura y del número de moles de gas. REPRESENTACIÓN DE PUNTOS EXPERIMENTALES A continuación se exponen algunos criterios útiles para la representación de puntos experimentales experimentales en un sistema de coordenadas coordenadas cartesianas: a) En el eje de las ordenadas (eje (eje y) se colocan colocan los valores experimentales experimentales de la variable dependiente, mientras que en el eje de las abscisas (eje x) se colocan los valores de la variable independiente del experimento. b) Cada uno de los ejes coordenados se escalan e identifican de manera clara y precisa, teniendo muy en cuenta en colocar los nombres de las variables a graficar, el rango de valores en los cuales estas han variado, las unidades físicas que expresan su medida, la longitud de la unidad de la variable que se gráfica, tomando esta unidad de manera tal que cubra la mayor parte del espacio destinado a la graficación. Como ejemplo se da a continuación un conjunto de datos de calentamiento calentamiento de un cierto cierto material en función del tiempo tiempo transcurrido. TEMPERATURA (ºC) 24 25 26 27 28

TIEMPO (minutos) 2 4 4 6 10

En los dibujos siguientes se muestra el mismo conjunto de datos graficados por dos personas diferentes.


Figura E.4 Calentamiento de una sustancia en función del tiempo, graficado por dos personas diferentes. Observe que el gráfico de la izquierda se cumple exactamente con los criterios anteriormente expuestos, mientras que en el de la derecha se utiliza sólo una fracción del espacio disponible para la representación del fenómeno estudiado, haciéndose menos claro la variación experimental estudiada. Nótese que no necesariamente la longitud de las unidades seleccionadas debe ser la misma en los dos ejes coordenados, ni tampoco estar obligatoriamente el origen del sistema de coordenadas ubicado en el punto 0,0. c) La curva a dibujar debe ser continua (siempre que se representen variables continuas en cada uno de los ejes). No necesariamente la curva dibujada tiene que abarcar todos los puntos experimentales obtenidos. En el ejemplo anterior, el tiempo cero (O) se puede tomar a partir de aquella medición en la cual se empiece a notar alguna variación en la temperatura. d) Sobre el gráfico, la curva que representa el fenómeno estudiado debe pasar por la mayoría de los puntos experimentalmente, pero no necesariamente por todos y cada uno de esos puntos. Los puntos experimentales se deben distribuir, cuando sea necesario, con igual peso a ambos lados de la curva dibujada.


A continuación se dan datos de cambios de concentración para reactivos (A) y productos (X) en función del tiempo durante el transcurso de una reacción química. [A] (M) 1,10 0,95 0,76 0,65 0,51

[X] (M) 0,00 0,18 0,31 0,42 0,58

Tiempo (min) 0 5 10 15 20

[A] (M) 0,44 0,33 0,27 0,28 0,23

[X] (M) 0,65 0,70 0,78 0,76 0,77

Tiempo (min) 25 30 35 40 45

Una gráfica de estos valores pone de manifiesto la anterior (Figura E.5)

Figura E.5 e) De una tabla de datos experimentales, y de la gráfica construida a partir de dicha tabla, se puede obtener por extrapolación, valores de la variable en estudio que no fueron tabulados. Para esto, la curva dibujada se prolonga antes y después del rango de valores obtenidos experimentalmente. Por ejemplo, para la siguiente tabla de valores obtenidos experimentalmente de solubilidad de clorato de potasio (KClO3) en función de la temperatura centígrada.


TEMPERATURA (ºC) 20 30 40 50 60 70 80

SOLUBILIDAD (g sal/100 g agua) 7,4 10,5 14,2 19,3 24,5 30,2 38,5

De esta tabla de valores, obtenemos la siguiente gráfica de solubilidad en función de la temperatura centígrada.

Figura E.6 Las solubilidades obtenidas experimentalmente, se encuentran todas en la curva dibujada (línea de trazo llano), y representan con muy buena aproximación los datos de solubilidad para la sal estudiada. Todos los puntos de la curva representan la composición de la solución saturada. Cualquier punto por debajo de la curva representa una solución no saturada. Las partes en líneas son las extrapolaciones. Con frecuencia se extrapola curvas como estas una corta distancia que va más allá, por arriba y por debajo, del intervalo de datos experimentales obtenidos, (a 10 ºC la solubilidad es de 4,2 y a 90 ºC es de 49 gramos de sal por cada cien gramos de agua), aunque los datos determinados por extrapolación puede que no sean tan precisos como los obtenidos por medio de una experiencia. La extrapolación sólo se justifica cuando exista ausencia de datos de alta confiabilidad.


f) Cada uno de los puntos debe tener alguna indicación de la incertidumbre de su medida. De no poderse realizar de manera directa en la gráfica se deberá hacer entonces en forma de comentario. Cuando se marque gráficamente el error de una medida obtenida experimentalmente, se dibujará el punto y su error con una cruz acotada de tal manera que la intersección de los brazos de la cruz indiquen al punto en cuestión. En una determinación experimental del factor de compresibilidad del hidrógeno a 0 ºC en función de la presión externa se obtuvo la siguiente tabla de datos. Presión (atm) 0 1 5 10 15 20

Z 1,00 1,00 1,00 1,00 1,00 1,01

Presión (atm) 25 30 35 40 45 50

Z 1,02 1,05 1,07 1,10 1,10 1,11

Una gráfica de tales valores con el error correspondiente (que no se ha tabulado) nos da:

Figura E-7 (Factor de compresibilidad del hidrógeno a 0ºC)


PRACTICA Nº 1 TECNICAS Y OPERACIONES RUTINARIAS DE LABORATORIO OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA: Estudiar Algunos aspectos relacionados con las técnicas empleadas en la medida y transferencia de sólidos y líquidos, además se aprenderá a usar adecuadamente el mechero de gas y la balanza NATURALEZA DE LA INVESTIGACIÓN: El estudiante recibirá un equipo de uso rutinario que estará bajo su responsabilidad durante todo el período de práctica, el cual incluye entre otros utensilios: matraces, probetas, pipetas, embudos, diversos materiales de madera, porcelana y metálicos. También trabajará con material de laboratorio de uso común como: buretas, balanzas, mecheros y otros. Se familiarizará con este material conociendo y determinado su utilidad, manejo y apreciación. Una vez logrado estos fines los pondrá en práctica realizando determinaciones sencillas de masa, volumen y densidad. INTRODUCCIÓN: Los instrumentos y útiles de laboratorio están construidos de diversos materiales (hierro, cobre, níquel, platino, sílice, madera, vidrio, porcelana, plástico, etc.) y se emplean para diferentes usos específicos como pueden ser: medios de soporte de otros utensilios, para realizar reacciones químicas, para determinar volúmenes y masas, para transferir sólidos y líquidos, etc. Con fines exclusivamente didácticos clasificaremos el material de laboratorio en: a) Material metálico y de madera. b) Material de vidrio y porcelana. A continuación se describe brevemente algunos de los instrumentos de uso rutinario fabricados con material metálico o madera. MATERIAL METÁLICO Y DE MADERA: 1) 2) 3) 4)

5) 6)

Soporte Universal: Utensilio de hierro formado por una varilla de 60 cm o más, fija a un pie plano y cuadrangular. Sirve para sujetar anillos o pinzas que a su vez pueden sostener diversos instrumentos (vasos, balones, buretas, etc.). Trípode: Utensilio de hierro provisto de un aro y tres patas que hacen de soporte. Se emplea para colocar instrumentos que es necesario calentar. Rejilla Metálica: De forma cuadrangular, constituida por hileras de alambres entrecruzados e incrustados en su parte central en un círculo de amianto; sirve para dispersar el calor con uniformidad. Pinzas para Soporte: Las hay de diferentes tipos. Son de metal, por un extremo se sujetan al Soporte Universal mediante un tornillo, el otro extremo está provisto de dos ramas cubiertas de goma para evitar roturas al material de vidrio que sostienen. Pinzas para tubos de ensayos: Poseen dos ramas, una larga y otra corta, que giran sobre un resorte. Se utilizan para sostener tubos de ensayos al calentarlos. Gradilla: Soporte espacial de madera o metálico empleado para colocar tubos de ensayo.


7)

Mechero: Generador de energía calorífica; el de Bunsen (ver figura 1.3) es el más corriente.

En los dibujos siguientes se muestran algunos de los instrumentos típicos de un laboratorio de química.

Figura 1.1.

(Tomada de “Química una Ciencia Experimental” Manual de Laborat orio,

Reverte)


Figura 1.2 (Tomada de “Química una Ciencia Experimental” Manual de Laboratorio,

Reverte)


MATERIAL DE VIDRIO El instrumental de vidrio usado para realizar investigaciones o reacciones químicas debe ser fabricado con materiales resistentes a la acción de los agentes químicos; son construidos de vidrio y con menos frecuencia de porcelana (hoy se fabrican también numerosos recipientes de plástico). El vidrio corriente no sirve para la fabricación de instrumentos de laboratorio por ser muy frágil y vulnerable a los agentes químicos y físicos. Por tal razón se construyen de cristal de vidrio, pudiendo ser este de vidrio grueso o de vidrio delgado. Los instrumentos construidos de vidrio grueso sólo son apropiados para contener, transvasar o medir, si se intenta calentarlos se pueden romper con mucha facilidad. Ej: embudos, cilindros graduados, mediadas cónicas y agitadores. Los instrumentos construidos con vidrio delgado son muy resistentes al calor, pero sólo cuando son calentados gradualmente y, enfriados de la misma manera, por eso se recomienda interponer una rejilla metálica entre el fondo del recipiente y el mechero cuando va a realizarse un calentamiento del instrumento. Hay útiles de este tipo construido de un vidrio especial muy resistente al calor (Pyrex, Vycor, Kimble, etc.). Ej: balones, matraces, vasos de precipitados, tubos de ensayo, etc. Los aparatos volumétricos de vidrio delgado se caracterizan por su gran precisión, a diferencia de los de vidrio grueso que son menos precisos. A continuación se describen algunos de los instrumentos de uso rutinario fabricados con vidrio. 1) Vasos de precipitados: Son recipientes cilíndricos de vidrio delgado, con o sin pico en el borde. Se conocen también como breakers y vienen en diferentes tamaños (10, 25, 50, 100, 125, 250 mL etc.), se utilizan para calentar líquidos, preparar soluciones, obtener precipitados, llenar buretas y realizar titulaciones. 2) Matraz Erlenmeyer: Es una variedad especial de matraz conocido también como fiola. Son recipientes de forma cónica y fondo plano de gran superficie, adaptados para calentar líquidos con gran rapidez, usados ampliamente en titulaciones y valoraciones. 3) Tubos de ensayo: Son tubos de vidrio de paredes delgadas, cerrados en uno de sus extremos, apropiados para calentar directamente a la llama. 4) Embudos: Son instrumentos de forma cónica, con tallo inferior hueco y fabricados en vidrio grueso. Se utilizan para transvasar y filtrar líquidos. Se clasifican según la inclinación de sus paredes o el diámetro del cono, así como también de acuerdo al tipo de tallo que posean, sea éste corto o largo. Lo más usados tienen una inclinación de 60º y tallo corto. Pueden ser de superficie lisa o acanalada, presentando esta última mayor superficie lisa o acanalada, presentando esta última mayor superficie de filtración. Otra variedad de embudo es el embudo de separación, instrumento generalmente de forma cónica, con o sin tapa y provisto de una llave de paso que permite la separación de líquidos de diferente densidad. 5) Cilindros graduados: Llamados también probetas graduadas, son recipientes de vidrio grueso, forma cilíndrica y diámetro uniforme, provistos de pié para darles mayor estabilidad. Graduados en mililitros o múltiplos o submúltiplos de éste. No son aptos para calentar ni para realizar reacciones químicas. Se usan para medir líquidos con una incertidumbre de ½ a 1/5 de la menor graduación


que tengan. Los hay de 10, 25, 50, 100, 125, 250, 500 mL y de uno o más litros. 6) Pipetas: Son tubos de vidrio de diámetro uniforme y capacidad determinada, destinadas a medir o transvasar cantidades exactas de líquidos. Su extremidad superior termina en un borde romo para poder obturar con el dedo; su extremidad inferior, estrechada y afilada permite la salida de pequeñas gotas. Podemos considerar dos tipos generales de pipetas: a) Pipetas volumétricas: Sirven para transvasar o contener un determinado volumen de líquido. Su parte central está ensanchada en forma de bulbo, no poseen graduación y generalmente son de un solo aforo. b) Pipetas graduadas: Capaces de contener un volumen de líquido comprendido entre cero y el máximo de la capacidad del instrumento, que puede ser 50,25,20,10,5,2,1,0,5, 0,2 y 0,1 mL. Para análisis especiales existen pipetas de 5,2 y 1 mL divididas en centésimas, reciben el nombre de micropipetas. Existen a su vez dos tipos de pipetas graduadas: las de un solo aforo y las de doble aforo. En las primeras (pipetas terminales) el volumen total indicado por la pipeta está comprendido entre cero y la punta. En las de doble aforo (pipetas no terminales), el aforo inicial corresponde a cero y el inferior a la división que indica la capacidad total de la pipeta. 7) Buretas: Son tubos largos de vidrio que se emplea siempre en forma fija y vertical, perfectamente graduadas, de diámetro inferior uniforme y pequeño, abiertas por su extremidad superior y terminadas en punta afilada en su extremo inferior, con un dispositivo en forma de llave que regula la salida del líquido y se utilizan sobre todo en las titulaciones. Las buretas se pueden considerar como pipetas graduadas con una llave de paso para poder medir los volúmenes con mayor exactitud que estas. Las capacidades más frecuentes de las buretas son de 50,25 y 10 mL. Sean las buretas de una u otra clase, el tubo de salida debe estrecharse gradualmente en su extremo y tener un diámetro tal que permita la salida de una gota de líquido de volumen mucho menor del que se pueda apreciar entre las divisiones más finas marcadas en la escala de la bureta. MATERIAL DE PORCELANA También se fabrica instrumental de porcelana, por ser más resistente que el vidrio, y se usa, por lo general, cuando se van a someter sustancias a elevadas temperaturas (crisoles), cuando es necesario triturarlas (morteros) o evaporarlas completamente (cápsulas. 1) Cápsulas: Son recipientes de forma cónica muy resistentes a las altas temperaturas. Se presentan en diferentes tamaños, pueden ser hondas o llanas y se utilizan para verificar reacciones químicas, calentar sustancias y evaporar líquidos. También las hay de vidrio. 2) Crisoles: Son recipientes en forma de vaso, por lo general provistos de tapa, y están especialmente diseñados y adaptados para soportar altas temperaturas. Se emplean muy especialmente en la calcinación e incineración de sustancias químicas. Se fabrican también de platino y de vidrio.


3)

Morteros: Instrumento de paredes gruesas y en forma de taza que se complementa con un mango o vástago. Se emplean para triturar y pulverizar sustancias. Las hay también de vidrio y metálica.

FUNDAMENTO TEÓRICO: Se dará una breve descripción de algunos de los equipos que van a emplearse en esta práctica. 1)

Uso de las Probetas: Para medir el volumen deseado se vierte el líquido en la probeta (cilindro graduado) hasta que su nivel coincida con la marca de graduación correspondiente. La probeta no es un instrumento de mucha precisión, y ésta disminuye a medida que aumenta la capacidad de la misma, por esta razón, dependiendo de la situación, se usa entonces la probeta más pequeña posible.

2)

Uso de las Pipetas: Las pipetas están diseñadas para permitir el transvase de volúmenes exactamente conocidos de un recipiente a otro. Una Pipeta aforada o volumétrica verterá un volumen único y fijo entre 0,5 y 200 mL; muchas de estas pipetas tienen un código de color que indica el volumen y permiten su identificación y clasificación. Las pipetas graduadas están calibradas en unidades adecuadas que permitan el vertido de cualquier volumen inferior al de su capacidad máxima; los tamaños oscilan entre 0,1 y 25 mL.

Al usar las pipetas aforadas y graduadas se llenan hasta una marca inicial se calibración; la forma en que se realiza el vertido depende del modelo. Debido a las fuerzas de adhesión entre el vidrio y la mayoría de los líquidos, tiende a quedar una gota a la salida de la pipeta, esta gota se tiene en cuenta en algunas pipetas pero en otras no (aforadas). La punta de la pipeta debe mantenerse sumergida en el líquido durante la operación de llenado, después que se ha succionado el líquido se coloca rápidamente el dedo índice en la abertura superior de la pipeta y se deja salir líquido hasta que la parte inferior del menisco coincida con la marca de aforo. En la Figura 1.4 se muestra algunos de los tipos más comunes de pipetas, tanto de tipo volumétricas como graduadas.


Figura 1.4. Pipetas típicas: a) Volumétrica 3)

b) Mohr

c) serológica

Uso de las buretas: Las buretas, al igual que las pipetas graduadas permiten verter cualquier volumen inferior a su máxima capacidad. La precisión que se puede alcanzar con una bureta, es notablemente mayor que la conseguida con una pipeta. La principal diferencia entre las buretas estriba en el tipo de llave. Las buretas con llave de vidrio necesitan un lubricante entre la superficie esmerilada de la llave y la de la base para conseguir un buen cierre. Algunas soluciones, principalmente las alcalinas, producirán después de algún tiempo la obturación y atasque de la llave, por lo tanto es necesario una limpieza a fondo después de cada uso.

Para su uso, la bureta limpia se “cura” tres veces con el reactivo que se va a usar y luego se llena con el mismo, utilizando frecuentemente un embudo. Como el volumen transferido se determina por diferencia, no es necesario que el nivel inicial del líquido esté en cero. Hay que tener cuidado en que no queden burbujas de aire en el inferior del líquido, y además de ajustar el nivel inicial del menisco el pico de la bureta debe estar completamente lleno de líquido. El uso de la bureta es más eficiente si se maneja la llave con la mano izquierda. No se deben dejar jotas de líquido suspendida en la


punta de la bureta contra la pared interna del recipiente al cual de está transfiriendo el líquido.

a) Bureta

Figura 1.5. b) manera correcta de tomar la llave

(Tomado de Day. Underwood “Química Analítica Cuantitativa” Prentice

Hall)

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: (Se le recomienda al estudiante que antes de iniciar la parte experimental relativa al uso del mechero y a la transferencia y medida de líquidos y sólidos, lea y estudie de manera completa y cuidadosa toda la información referente a instrucciones generales para los trabajos prácticos especialmente las que atañen directamente a los dos puntos anteriores). Transferencia y medida de sólidos y líquidos: Después de la explicación del manejo y uso de las balanzas se realizarán varias pesadas utilizando un sólido provisto en el laboratorio por el docente o el preparador. ii) Se determinará la densidad de una solución de sulfato de cobre II (CuSO 4), para ello se mide con una bureta tres volúmenes diferentes de solución que se descargan en tres breakers previamente limpios, secos y pesados. Los beakers anteriores se pesan de nuevo con la solución de CuSO 4; con los valores ya determinados de masa y volumen de solución, se realizan los cálculos correspondientes para obtener la densidad, así como la desviación absoluta y relativa de la medida realizada. iii) Se calculará el volumen de una gota de agua, para lo cual se recoge en un beaker limpio, seco y previamente pesado un volumen determinado de agua descargado gota a gota desde una bureta. Se cuenta el número de gotas recogidas en el beaker y se pesan, realizando una relación simple se obtiene el volumen y masa de una gota. i)


ANOTACIONES: El estudiante deberá llevar un registro de las siguientes anotaciones y determinaciones experimentales realizadas en la práctica. 1)

Volumen en mL de solución acuosa de sulfato cúprico (CuSO 4) para cada una de las tres (3) determinaciones a realizar. 2) Peso en gramos de cada una de las tres soluciones anteriores de CuSO 4 3) Densidad en g/mL para cada una de las experiencias anteriores. 4) Densidad promedio de la solución de CuSO4 en g/mL. 5) Desviación relativa de la medida anterior. 6) Masa en gramos y volumen en mL de una cierta cantidad de agua descargada con la bureta. 7) Número de gotas de agua contenidas en la mediación anterior. 8) Volumen en mL de una gota de agua. 9) Apreciación de los equipos utilizados. 10) Observaciones, discusión de resultados y conclusiones.

PREGUNTAS Y PROBLEMAS 1)

¿Qué instrumento utilizaría para realizar las siguientes actividades? a) Medir con gran precisión volúmenes de líquidos. b) Extraer y medir cantidades pequeñas de líquidos. c) Filtrar una suspensión de un líquido. d) Evaporar una solución hasta sequedad completa. e) Hervir un líquido hasta su punto de ebullición. f) Determinar masas. g) Generar calor. h) Montar aparatos.

2)

Una bureta tiene veinte (20) divisiones entre dos medidas consecutivas de volumen. ¿Qué % de error se producirá en dicha bureta al descargar 25 cm 3 de líquido?

3)

Con una bureta de apreciación 0,05 mL se miden 6,25 mL de una sustancia A, 5,50 mL de una sustancia B y 3,80 mL de una sustancia C. Si las tres sustancias fueron colocadas en un mismo vaso de precipitado. ¿Cuál será en términos de volumen el error máximo cometido en la operación anterior? ¿Cuál será el grado de incertidumbre de dicha medida?

4)

Un termómetro domestico para uso medicinal tiene una apreciación de  0,1 ºC, mientras que otro termómetro de uso científico tiene una apreciación de  0,02 ºC. Exprese el porcentaje de error esperado al medir una temperatura de 39,8 ºC utilizando cada uno de los termómetros anteriores.

5)

El peso de un objeto es determinado en una balanza de platillos y en una balanza de resorte y en ambos el resultado de la medida fue de 300 gramos. Si imaginamos las balanzas (con todo su equipo) trasladadas a la Luna, ¿cuál


sería allí en cada balanza, el peso del objeto? La gravedad en la Luna es aproximadamente 1/6 del de la tierra. 6)

Se quiere determinar de manera rápida (pero no muy precisa) la densidad de un sólido que posee una masa de 235,4 g. Para esto se coloca en un cilindro graduado que contiene agua destilada hasta una marca de 75,0 mL, ascendiendo el menisco hasta una marca de 110,7 mL. Calcule la densidad del sólido en g/mL.

7)

Un tubito de vidrio pesa 2,2645 g cuando está vacío y 24032 g cuando se llena con agua destilada hasta una señal grabada en el mismo. El mismo tubito se seca y se llena con una disolución acuosa hasta la misma marca anterior, entrándose ahora que el peso es de 2,5123 g. Si todas las medidas fueron hechas a la misma temperatura, ¿cuántas vale la densidad de la solución cuando se la compara con la del agua? Si se quisiera conocer el volumen del tubito de vidrio, ¿qué información extra se debería conocer? Explique.

8)

En la presente tabla se dan algunos valores del volumen en mL de 1 gramo de agua para diversas temperaturas en ºC. T(ºC) 15 17 20 22

V(mL) 1,0019 1,0023 1,0028 1,0033

T(ºC) 24 26 28 30

V(mL) 1,0037 1,0042 1,0048 1,0054

Se desea calibrar una bureta de 50 mL, para este fin la bureta se enrasa con agua destilada hasta la marca del cero y se descarga hasta la marca de 50 en un vaso de precipitado. Si el peso del vaso vacío y seco fue de 32,46 g antes de añadir el agua y 82,47 después de añadida, y la temperatura del ambiente y del agua fue de 26 ºC. a) ¿Cuál es el volumen real de la bureta? b) ¿Cuál es el error relativo (en partes por mil) de la medida anterior? 9)

Con la misma bureta anterior se calibra a su vez un matraz de 100 mL; para tal fin se descargó por dos veces consecutivas la bureta llena de agua destilada sobre el matraz limpio y seco, además hubo que agregar 0,5 mL de agua para llegar a la marca de enrase del matraz. Si esta operación se realizó a una temperatura de 26 ºC. ¿Cuál sería el volumen real de este matraz? ¿Cuál es ell error relativo en la determinación anterior?

10) En los aparatos volumétricos de vidrio se desprecia generalmente el +coeficiente de expansión del vidrio por ser éste muy pequeño comparado con el coeficiente de expansión del líquido que se coloca en el instrumento. La fórmula siguiente permite corregir el volumen del líquido en función de la temperatura centígrada. V2 = V1 + (T2 – T1)


Donde V2 y V1 son volúmenes del líquido a la temperaturas T 2 y T1 respectivamente y  es el coeficiente de expansión cúbica por ºC del líquido que se mide. Si se toman 46,50 mL de una solución acuosa a 10 ºC. ¿Qué volumen ocupará esta misma muestra a 90 ºC conociendo que el coeficiente de expansión cúbica de la solución es de 0,028 por cada 100 ºC? ¿Cuál sería el error relativo en la medida anterior si no se aplica la corrección del volumen con la temperatura?


PRÁCTICA Nº 2 REACTIVIDAD RELATIVA DE UN GRUPO DE METALES OBJETIVO DE LA PRÁCTICA: Determinar cualitativamente la reactividad relativa de un grupo de metales, estudiando sus reacciones con un ácido inorgánico diluido y con soluciones acuosas de algunas de sus mismas sales metálicas. NATURALEZA DE LA INVESTIGACIÓN: Se examinará cuidadosamente muestras de tres (3) metales diferentes y algunas de sus propiedades serán anotadas y tabuladas. Una muestra, por separado, de cada uno de los metales seleccionados será añadida al ácido inorgánico diluido proporcionado en el laboratorio, y las observaciones iniciales y finales serán usadas para determinar si la reacción ocurrió o no. A continuación una muestra de cada uno de los metales seleccionados será añadida, por separado, a soluciones acuosas de sales de los mismos metales estudiados, y las observaciones iniciales y finales serán también usadas para determinar si la reacción ocurrió o no. De los resultados recabados en las dos experiencias anteriores, los metales podrán ser ordenados en orden decreciente de reactividad. INTRODUCCIÓN: En el campo de las Ciencias de la Ingeniería es de mucha importancia el conocimiento, aplicación y manejo de la reactividad de los metales que entran en juego en un proceso en particular. Así en los procesos de Control de Corrosión, Mantenimiento Industrial, Selección de Materiales, Análisis de Fallas, etc., hay que tomar en cuenta las características “reactivas” de los metales involucrados.

En líneas generales, cuando dos metales distintos se encuentran en contacto electroquímico entre sí, el metal más reactivo de corroe (destruye) de manera preferencial, y en algunos casos de forma pronunciada. El conocimiento de la reactividad de los distintos metales sirve como base en la ingeniería para el diseño y desarrollo de técnicas de protección de otros metales que han sido empleados en la construcción de piezas, aparatos, instrumentos y maquinarias de valor económico relativamente alto. Si nos referimos al hierro, por ejemplo, que es el metal más empleado en la industria y en la vida diaria, veremos que este puede ser protegido, entre otros métodos, mediante recubrimientos con otros metales más reactivos como el cinc, aluminio o cromo que son capaces de formar una capa protectora de óxido metálico, por su acción impermeable frena el proceso de desgaste y corrosión en el hierro estos metales son más reactivos con el oxígeno del aire húmedo que lo que es el hierro con el mismo gas). También puede cubrirse la superficie del hierro o del acero con recubrimientos delgados de metales menos reactivos como pueden ser el níquel, estaño, plomo, cobre o plata que crean una barrera protectora contra la corrosión. Otra técnica utilizada en la protección de estructuras de hierro y acero, como son los tanques de agua y combustible, gasoductos, tuberías, barcos y otras embarcaciones etc., es la Protección Catódica que consiste en el “ sacrificio” de un metal mucho más reactivo que el hierro, como puede ser el magnesio o el zinc, produciéndose la oxidación de estos últimos y resguardando con esta acción la


estructura de hierro. En este proceso de oxidación del magnesio se ocasiona la disolución lenta del mismo, por lo cual hay que reemplazarlo de manera periódica. FUNDAMENTO TEÓRICO: Definimos una reacción química como un proceso mediante el cual una o más sustancias de partida, se convierten en otras distintas. Las sustancias que se forman durante una reacción química reciben el nombre de productos y las que desaparecen de reacionantes. Las reacciones químicas con bastante frecuencia producen indicios visuales que señalan su ocurrencia, sin embargo no todas las reacciones químicas son visibles. En ocasiones, el único indicio de que se produce una reacción química es el cambio de temperatura al desprenderse o absorberse calor. Algunos de los hechos que ponen de manifiesto la ocurrencia de una reacción química pueden ser agrupados en la siguiente lista: a. Se origina algún cambio de coloración, ya sea en una disolución o en un sólido. b. Formación de un precipitado. c. Desprendimiento de un gas, observable por la formación de burbujas que emergen del recipiente de reacción. d. Aparición de turbidez en el seno de una disolución. e. Absorción o desprendimiento de calor o de otra forma de energía tal como luz o electricidad. La representación simbólica de una reacción química la hacemos mediante la denominada ecuación química y esta nos aportará, entre otras cosas, los medios necesarios para: a. Resumir la reacción. b. Determinar las sustancias que reaccionan. c. Predecir los productos que se forman. d. Indicar las cantidades de todas las sustancias que participan en dicha reacción. Las reacciones químicas ordinarias pueden ser clasificadas, de manera arbitraria, en cinco categorías distintas para las cuales pueden escribirse las ecuaciones químicas correspondientes. (En el esquema siguiente A, B, X y Z son elementos o compuestos; H y O conservan su significado habitual). 1) 2) 3) 4) 5)

Reacciones de Combinación:

A + Z  AZ Reacciones de Descomposición: AZ  A + Z Reacciones de Sustitución Única: A + BZ  AZ + B Reacciones de Sustitución Doble: AX + BZ  AZ Reacciones de Neutralización: HX + BOH  BX + HOH

Las reacciones involucradas en esta práctica de laboratorio corresponden a Reacciones de Sustitución Única, donde un elemento reacciona reemplazando a


otro elemento en un compuesto. Este tipo de reacción está representado por dos situaciones generales. a) Un no-metal sustituye a un ion no metálico de su sal o ácido. b) Un metal sustituye a un ion en su sal (i), o un ion hidrógeno (ii) en el ácido correspondiente: las ecuaciones implicadas en este caso particular son las siguientes: i)A + BZ  AZ + B y ii) A + HX  AX + H2 En el segundo caso contemplado (b), que es la situación objeto de esta práctica, el metal A sólo reemplazará al metal B de una de sus sales o al hidrógeno ( H) en los ácidos correspondientes, cuando el metal A sea más reactivo que el metal B o que el hidrógeno; en caso contrario no podrá ocurrir el proceso de sustitución única o reemplazo, no produciéndose por lo tanto ningún tipo de reacción. Ha sido posible acomodar a los metales en un orden de reactividad determinado, por ejemplo decreciente, de tal modo que cada miembro de la serie podrá desplazar de su sal a cualquier miembro de la misma serie que aparezca a la derecha de él. Un ejemplo abreviado de esta serie de reactividad decreciente lo representa la siguiente lista de metales (en esta lista se incorpora el H que no es un metal). Li, K, Ba, Ca, Na, Al, Mn, Cr, Fe, Cd, Tl, Co, Ni, Sn, Pb, H, Hg, As, Ag, Pd, Pt, Au De esta serie es posible predecir muchas reacciones químicas. Cualquier metal de la lista desplazará de una sal los iones de aquellos metales que aparezcan en cualquier lugar a la derecha de él en la misma lista, o desplazará el hidrógeno (H) de uno de sus ácidos si éste se encuentra a la derecha de él en la misma ordenación. Así el litio (Li) desplazará a los otros metales de sus sales o al hidrógeno de sus ácidos, el potasio (K) desplazará de sus sales, exceptuando al litio, a los otros metales de la serie y así sucesivamente. (En la lista, el oro sería el menos reactivo de todos los metales). Utilizando la serie anterior, el estudiante podrá inferir la reactividad relativa de un grupo de metales ante un reactivo común. Un metal puede reaccionar con un reactivo específico, pero también es posible que no ocurra ninguna clase de reacción. De la misma manera un metal puede reaccionar con un reactivo específico a una velocidad diferente que otros metales que también reaccionan con dicho reactivo, esto dependerá de que tanto alejado, a la izquierda, esté dicho metal del reactivo considerado en la serie de reactividad. De esta manera pudiera inferirse el orden de reactividad relativa de dichos metales.

(Figura 2.1)


En la figura 2.1 se muestra una lámina de aluminio metálico sumergida en una solución de sulfato ferroso; como el aluminio es más activo que el hierro desplazará a este último de la solución precipitándolo y pasando él a la solución. (Series de actividad para otros elementos también pueden ser planteadas; para la serie de los halógenos podemos escribir en orden decreciente de reactividad: F 2, Cl2, Br2, I2). En esta práctica el aluminio trabajará con muestras de los metales magnesio (Mg), cinc (Zn) y cobre (Cu); con una solución de ácido clorhídrico 6M y con soluciones acuosas de las sales MgSO4, ZnSO4 y CuSO4 todas 0,5 M. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: a) Apariencia de los metales: El estudiante examinará cuidadosamente las muestras de Mg, Zn y Cu que le fueron suministradas y anotará propiedades tales como color, aspecto, textura, brillo y forma inicial. b) Reacción con HCl 6M: En tres tubos de ensayo limpios y previamente identificados coloque 3 mL de HCl 6M, medidos mediante un cilindro graduado de 10 mL. Coloque en un tubo de ensayo la muestra de magnesio, en otro la muestra de cobre. El metal que no haya mencionado será colocado en el recipiente designado por el instructor de laboratorio. c) Reacción de metales con soluciones de sus sales: El estudiante utilizará nueve (9) tubos de ensayo perfectamente limpios e identificados; en tres de ellos colocará tres (3) mL de solución acuosa de CuSO4 0,5 M; en otros tres tubos de ensayo colocará tres (3) mL de solución acuosa de ZnSO4 y en los tres últimos tubos de ensayo colocará tres (3) mL de solución acuosa de MgSO 4 0,5 M (todos los volúmenes serán medidos con un cilindro graduado de 10 mL). A los tres tubos de ensayo conteniendo una solución en particular, por ejemplo MgSO4 0,5 M, añadirá en unos de los tubos una muestra de magnesio, en otro de los tubos una muestra de cinc y en el tercero una muestra de cobre. Este mismo proceso lo repetirá de manera similar para cada una de las otras dos soluciones acuosas (ZnSO4 0,5M y CuSO4 0,5M).

(Figura 2.2)


En la figura 2.2 se muestra la reacción de seis metales diferentes con una misma solución ácida (HCl 1M). Observe la disminución de la reactividad desde el aluminio (muy reactiva ) hasta la plata (no reacciona).

(Figura 2.3) En la figura 2.3 se observa la reacción de tres metales diferentes con la misma solución acuosa de una de los metales utilizados. Nótese que en 1 no hay ningún tipo de reacción y que en 3 se presenta la reacción más enérgica. ANOTACIONES: El estudiante deberá llevar un registro de las siguientes anotaciones y determinaciones experimentales realizadas en la práctica. a) Reacción con HCl 6M: 1) Anote todas las observaciones pertinentes a las reacciones de los metales suministrados en el laboratorio con el HCl 6M. estas anotaciones deben incluir tanto las observaciones hechas cuando el metal fue añadido inicialmente a la solución ácida, así como también las observaciones hechas después de 10 minutos de reacción. 2) Anote todas las observaciones pertinentes a la velocidad relativa de reacción de los metales con el ácido clorhídrico. 3) Basándose en las observaciones anteriores ordene los metales en orden decreciente de reactividad. 4) Escriba las ecuaciones químicas correspondiente a la reacción de cada metal con el ácido clorhídrico. b) Reacción de metales con soluciones de sus sales: 1) Anote todas las observaciones pertinentes a las reacciones de los metales suministrados en el laboratorio con las distintas soluciones acuosas de sus sales. Estas anotaciones deben incluir tanto las observaciones hechas cuando el metal fue añadido inicialmente a la solución de la sal del metal, así como también las observaciones hechas después de 10 minutos de reacción. 2) Anote todas las observaciones pertinentes a la velocidad relativa de reacción de los metales con las soluciones de las sales metálicas correspondientes. 3) En base a las observaciones anteriores ordene los metales en orden decreciente de reactividad. 4) Escriba las ecuaciones químicas correspondientes a la reacción de cada metal con cada una de las soluciones metálicas suministrada. c) Observaciones, discusión de resultados y conclusiones.


PREGUNTAS Y PROBLEMAS (Cuando sea necesario utilice la serie de actividad de los metales presentada en esta misma práctica en la página número 63).

1)

Cuando se ponen limaduras de acero en una solución de CuSO 4, el acero se cubre de cobre y se desvanece lentamente el color azul característico de las soluciones de sulfato de cobre. Interprete lo anterior mediante una ecuación química.

2)

Utilizando la serie de actividad de los metales conteste lo siguiente: ¿Podría utilizarse sin ningún peligro una solución de ácido clorhídrico (HCl) para limpiar una pieza de oro puro? ¿Podría guardarse sin ningún riesgo una solución de Hg+2 en un tanque de acero? ¿Podría guardarse sin ningún inconveniente una solución de cloruro de sodio en un recipiente de aluminio? Explique.

3)

Explique si los siguientes pares de reactivos reaccionan o no en solución acuosa: Ba + Ca+2 b) Ag + H+ c) As + Mn+2 d) Al + CdSO4(ac)

a) 4)

En la corrosión de un metal, éste se oxida con el oxígeno atmosférico en presencia de humedad ambiental. Escriba una ecuación balanceada para la corrosión de los metales: aluminio, hierro, cromo y níquel con O 2 atmosférico.

5) a) b)

A partir de la serie de actividad de los metales, prediga lo siguiente: ¿Qué especie convierte el Sn + en Sn pero no convierte el Co +2 en Co? ¿Qué especies convierten el Cd +2 en Cd pero no convierten el Al? Explique.

6)

El aluminio, magnesio, manganeso, plomo y cinc desplazan a la plata de sus soluciones acuosas. ¿Qué cantidad de metal desplazará la mayor masa de plata si se agrega a una solución saturada de nitrato de plata (AgNO3). 1,00 g de Al b) 1,00 g de Mg c) 2,00 g de Fe d) 4,00 g de Zn 5,00 g de Pb

a) e) 7) a) e)

¿Cuál de las siguientes cantidades de metal desplazará el mayor número de moles de hidrógeno (H2) cuando se añade a un exceso de HClO 4 1,00M? 3,00 g de Al b) 2,00 g de Ag c) 3,00 g de Mn d) 10,00 g de Sn 5,00 g de Hg

8)

Una vez mezclados, ¿Cuál de las siguientes parejas de reactivos deberían producir una reacción espontánea? a) Ni+2 y Al+3 b) Co y Sn+2 c) H2 y Na+ d) Pb y Li+ e) H+ y Co+2 f) Fe y Ag+ 9) a)

Una vez mezclados, todas menos una de las siguientes parejas de reactivos producen una reacción la reacción espontánea? Ca y Al+3 b) Na y Fe+2 c) Fe y H+ d) Ag+ y Hg e) Mn y Ba+2


f) Au y Cd+2 10) Si se añade 1 g de Mn metálico a 150 mL de solución de Sn(NO 3)2 0,500 M ¿Cuántos gramos de estaño metálico pueden formarse? Suponiendo que no hay cambio en el volumen de la solución. ¿Qué concentración de Sn quedará en solución? 11) Un estudiante obtiene los siguientes resultados en el estudio de la reactividad de los metales F, G, H y J con sus respectivas sales FX, GX, HX y JX. SALES METÁLICAS METALES FX GX HX JX F No No No Si G Si No No Si H Si Si No Si J No No No No Ordene los metales en orden decreciente de reactividad (Si significa que reacciona y No significa que no hay reacción). 12) Si la reactividad de los metales A, B, C, D Y E es : D> A> C> E. Llene la tabla siguiente con los resultados que usted esperaría encontrar al hacer reaccionar a estos metales con sus sales, y las sales de los otros metales. (Si reacciona indíquelo con Si, e indique con No la situación contraria). METALES A B C D E

AZ

SALES METÁLICAS BZ CZ DZ

EZ


PRÁCTICA Nº 3 EVALUACIÓN DE LA CONSTANTE UNIVERSAL DE LOS GASES OBJETIVO DE LA PRÁCTICA: Evaluar, mediante mediciones P, V y T la Constante Universal de los Gases (R). NATURALEZA DE LA INVESTIGACIÓN: Haciendo uso de una reacción de desplazamiento, en la cual un metal sustituye al ion hidrógeno de su ácido correspondiente, se obtendrán datos de presión, volumen y temperatura del gas recogido. Conocida perfectamente la estequiometria de al reacción utilizada, podrá calcularse el número de moles de gas hidrógeno producido. Sustituyendo convenientemente en el Ecuación de Estado del Gas Ideal los valores del número de moles del gas recogido, así como los valores PVT previamente, determinados se podrá obtener el valor de la Constante Universal de los Gases. INTRODUCCIÓN: En la tecnología moderna los científicos e ingenieros que realizan nuevos desarrollos y diseños, deben conocer con bastante exactitud las propiedades de los gases, líquidos y sólidos con los cuales trabajan. Si están diseñando equipos, por ejemplo el volumen de un reactor, necesitan entonces conocer la densidad del gas o del líquido que introducirán en el mismo en función de la temperatura y presión y presión aplicadas. Si están interesados en predecir, por ejemplo, la extensión de una precipitación pluvial, tienen que conocer la relación entre la presión de vapor de agua y la temperatura. Podrían ponerse innumerables ejemplos en los Campos de la Ciencia y de la Ingeniería donde se hace imprescindible el conocimiento de las propiedades de los fluidos (gases y líquidos) y de los sólidos. El conocimiento del comportamiento de los gases y la predicción de los cambios que experimentan sus propiedades cuando se modifican las condiciones externas resulta de mucha importancia, pues gran cantidad de procesos y fenómenos que nos rodean y afectan están directamente relacionados con dicho conocimiento. Fenómenos como por ejemplo, la respiración, acción de anestésicos, riesgos del submarinismo, cambios climáticos, humedad y estabilidad atmosférica, predicción del tiempo, contaminación ambiental, evaporación de masas de agua etc, están relacionados con las propiedades de los gases. En el campo ingeneril, el conocimiento de las propiedades de los gases, así como el manejo de los mismos, es fundamental para el buen funcionamiento de muchas empresas e industrias que hacen uso de aparatos y maquinarias que implican el empleo de gases, como son: compresores y expansores; hornos, quemadores y mecheros, motores de combustión, reactores y turbinas; calentadores y refrigeradores; máquinas de vapor, bombas de vacío, destiladores, extintores y muchos más. Evidentemente, como no es posible tener a la mano datos detallados y confiables de tipo experimental referentes a todos los gases puros mezclas de los mismos, se hace necesario establecer una ecuación que nos permita estimar y predecir las propiedades de dicho estado de agregación. Esta ecuación recibe el nombre de Ecuación de Estado y una expresión matemática de la misma sería: F(V,P,T,n) = O


La experiencia nos dice que estas cuatro variables no son independientes entre sí, pues si se conoce el valor de tres de ellas, la cuarta queda de inmediato unívocamente establecida, pudiendo escribirse entonces: V = f(P, T, n) Una ecuación de esta forma (o de la anterior) es una ecuación de estado incompleta, ya que es capaz de predecir, por si sola, otras propiedades diferentes de la P, V, T o n, es decir, no proporciona ninguna información acerca del contenido energético de la sustancia estudiada. En las ecuaciones anteriores el significado de los distintos términos es el siguiente: V (Volumen) = Espacio ocupado por una porción de materia o sustancia. P (Presión) = Es al fuerza aplicada sobre una unidad de superficie. T (Temperatura) = Es la fuerza directora en la transferencia de calor. n (Moles) = Cantidad de substancia presente. FUNDAMENTO TEÓRICO: Podemos decir que toda la materia con la que habitualmente estamos en contacto, se encuentra en uno de estos tres estados particulares: sólido, líquido o gas. De los tres estados de agregación, sólo el estado gaseoso permite una descripción cuantitativa de relativa sencillez, que se puede caracterizar por una serie de propiedades especiales bien definidas, entre las que podemos citar: 1) Isotropía: Se presentan formando una fase única en la que no es posible observar cambios bruscos de las propiedades de un punto a otro mediante observaciones macroscópicas o visuales. 2) Fluidez: Constituyen lo que se llama un fluido, es decir fluyen, (y con gran facilidad), cuando se les somete a la acción de una fuerza de tipo deslizante. 3) Expansibilidad: Las fuerzas de cohesión entre sus moléculas son poco intensas, y estas pueden deslizarse unas respecto a otras por lo que adoptan la forma del recipiente que las contiene. 4) Compresibilidad: Consecuencia de lo anterior es que el volumen puede reducirse apreciablemente por la acción de una fuerza exterior. 5) Difusibilidad: Se mezclan en cualquier proporción 6) A una temperatura dada, su densidad es función de la presión a la que se le someta, y aumenta aproximadamente en razón directa a esta presión, d  P. Todos los gases son parecidos, en cuanto a la dependencia del volumen con la cantidad de sustancia, temperatura y presión aplicada. En particular podemos referir las siguientes dependencias: a) Relación entre V y P: A temperatura constante, y en un sistema cerrado, el volumen de una masa dada de gas es inversamente proporcional a la presión aplicada. Esta relación se conoce como Ley de Boyle y pude ser escrita matemáticamente como: V 1/P (a T n constantes) b) Relación entre V y T: A presión constante el volumen de una masa dada de gas en un sistema cerrado, es directamente proporcional a la temperatura absoluta. Esta relación se conoce como Ley de Charles y Gay-Lussac y puede ser escrita matemáticamente como: V T (a P y n constantes)


c)

Relación entre V y n: A presión y temperatura constante el volumen de una masa dada de gas es directamente proporcional a la cantidad de sustancia presente. Esta relación se conoce como Ley de Avogadro y puede ser escrita matemáticamente como: V n (a P y T constante)

En los dibujos siguientes (figura 4.1) se muestra en forma gráfica las leyes de Boyle (a), Charles y Gay Lussac (b) y Avogadro (c).

(Figura 4.1) Los gases que cumplen de manera simultánea con las leyes de Boyle, Charles y Avogadro son llamados Gases Ideales. Las tres ecuaciones anteriores que representan el comportamiento PVT de los gases ideales pueden ser agrupadas en una simple ecuación que relacione volumen, temperatura, presión y cantidad de substancia presente. Ya que V es inversamente proporcionan a P y directamente proporcional T y a n, podemos escribir: V 

nT P

Introduciendo la constante de proporcionalidad adecuada que nos transforme la proporción anterior en una igualdad, denotando a dicha constante con la letra R y multiplicando ambos lados de la igualdad por P, podemos encontrar la llamada Ecuación de Estado del Gas Ideal. PV = nRT En esta expresión la cantidad R que aparece en la ecuación de estado del gas ideal, es una constante de tipo universal; (su valor es el mismo para todos los gases y es independiente de los valores de P,V,T y n empleados) Para determinar el valor de R, sólo se necesita establecer experimentalmente una serie de valores de P,V,T y n en la ecuación de estado del gas ideal. Sabiendo por ejemplo, que 32 g de oxígeno (1 mol) a 0 ºC (273 ºK) y 1 atm de presión, ocupan un volumen de 22,4 litros, podemos despejar a R de la ecuación de estado del gas ideal y sustituir los valores PVTn reportados.


R 

PV 1 atm x 22,4 L  nT 1 mol x 273

 0,082

L  atm º K x mol

El valor numérico de R dependerá, por supuesto, de las unidades empleadas en la determinación de la misma. Otros valores de R empleados en los cálculos corrientes de la ingeniería son: atm x cm 3 atm x ft 3 82,06 1,314 º K x mol º K x lb  mol mmHg x L 62,36 º K x mol

mmHg x ft 3 554,9 º R x lb  mol

La Constante Universal de los gases (R) no sólo interviene en los cálculos PVT, sino también juega un papel muy importante en todos los fenómenos que comprenden cambios energéticos en los sistemas moleculares. Este aspecto de la constante de los gases no debe sorprender si se tiene en cuenta que R posee las dimensiones de energía. Podemos observar que dimensionalmente: Pr esión x Volumen 

Fuerza  Área x Longitud  Fuerza x Longitud Área

Las magnitudes de fuerza multiplicada por longitud son una energía. Se deduce que R tendrá las dimensiones de energía por grado y por mol. Algunos de los valores numéricos de R que corresponden a unidades de energía se indican a continuación: 1,987 cal ºK x mol

8,314 Joule ºK x mol

5,82 x 10-4

Kw-hr ºR x -mol

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: En esta práctica se recogerá gas hidrógeno mediante la reacción de magnesio metálico con una solución 1.0 N de HCl. El metal será el reactivo limitante en esta reacción de sustitución. Monte el aparato para la recolección y medición del gas hidrógeno tal como se muestra en la figura adjunta 4.2. el montaje consta de una jeringa de 50 mL, provista de un émbolo, un tubo de ensayo de (25 x 200) mm, un tapón de goma Nº 5 y las conexiones de vidrio y goma apropiadas.


(Figura 4.2) Mantenga la jeringa en posición horizontal usando un soporte universal provisto de una pinza. Pipeteé 4 mL de HCl 1,0 N e introdúzcalo en el fondo del tubo de ensayo, incline el tubo de ensayo y coloque una cinta de magnesio humedecida con agua de tal manera que descanse en una de las paredes internas del tubo, teniendo mucho cuidado que la cinta de magnesio no entre en contacto con la solución de HCl. Introduzca todo el émbolo en la jeringa, gire el émbolo de manera tal que éste rote en la jeringa sin mucha fricción. Inserte cuidadosamente el tapón de goma de goma que está conectado con la jeringa en el tubo de ensayo, no permitiendo que la cinta de magnesio caiga en la solución ácida; al realizar esta operación el émbolo de la jeringa se moverá ligeramente hacia fuera debido al aire desplazado por el tapón de goma, la posición del émbolo en la jeringa le dará el volumen inicial de la misma (¡tómelo como su volumen cero¡). Mueva y agite el tubo de ensayo de manera tal que la cinta de magnesio se deslice por las paredes internas del tubo y caiga en la solución ácida, produciéndose de inmediato una enérgica reacción entre el metal y el ácido, dando como resultado el desplazamiento del émbolo hacia fuera debido al gas hidrógeno generado. Permita que la reacción proceda hasta que todo el magnesio haya reaccionado con el ácido y no exista más evolución de burbujas de gas desde el fondo del tubo ensayo. Rote el émbolo para asegurarse que este no se pegó, deje todo el montaje en reposo durante 5 minutos con el fin de que se restablezca el equilibrio entre el aparato y el medio exterior. Rote el émbolo de nuevo y anote el volumen final de la jeringa, así como la presión barométrica y la temperatura ambiente. Vacíe y descarte el contenido del tubo de ensayo y repita el experimento por dos veces más (el tubo de ensayo no necesita ser limpiado para las pruebas subsecuentes).


CÁLCULOS: Los cálculos siguientes son válidos para cada una de las tres determinaciones experimentales a realizar: 1) Número de moles de magnesio:

N º de moles de Mg 

2)

masa de c int a de Mg ( g ) 24,31 g / mol

(6.1)

Número de moles de gas hidrógeno recogido: Conocida la estequiometria de la reacción. Mg(s) + 2HCl(ac) MgCl2(ac) + H2

Podemos escribir la siguiente relación:

nH 2 1  ; de donde nMg 1 3)

nH 2

 nMg

(6.2)

Presión de vapor del gas: La presión de vapor de agua puede ser calculada de varias maneras, que aunque diferentes nos dan la misma información, por ejemplo; ya sea utilizado una tabla de datos experimentales entre presión de vapor y temperatura, o mediante una expresión analítica, o mediante un gráfico de valores de presión de vapor y temperatura, o mediante una expresión analítica, o mediante un gráfico de valores de presión de vapor contra temperatura. En la página siguiente se muestran las tres opciones presentadas en este punto. Temperatura

Pv(mmHg)

Temperatura (ºC) 26 27 28 29 30 31 (Tabla 6.1)

Pv(mmHg)

20 21 22 23 24 25

17,5 18,7 19,8 21,1 22,4 23,8

25,2 26,7 28,3 30,00 31,8 33,7

La presión de vapor de agua también puede ser calculada analíticamente utilizando la Ecuación de Antoine: log Pv = 8,10765 – 1750,286/(235 + t) (6.3) La cual nos da la relación entre la presión de vapor (Pv) del agua en mmHg y la temperatura en grados centígrados (ºC). La ecuación anterior es válida desde 0 ºC hasta 60 ºC, lo que cubre todo ámbito posible de las experiencias de laboratorio.


(Figura 4.3) (Gráfico de presión de vapor de agua pura contra temperatura) 4)

Presión corregida (P.c) en atmósferas. P .c 

5)

P . Barométrica(mmHg )  Pv (mmHg ) 760 mmHg / atm

(6.4)

Volumen de gas hidrógeno recogido: Se calcula por la diferencia de volumen (en mL) medidos con la jeringa de gases. V H2 = Volumen final – Volumen inicial

Transforme el volumen de hidrógeno recogido de mL a litros, multiplicando por el factor: 1 litro / 103 mL 6) Constante Universal de los Gases: Emplee la ecuación de Estado del gas ideal en la forma: R

PV

(6.6)



nT

Donde P está en atmósferas de Estado, V en litros, T en grados absolutos (ºK) y n está en moles. ANOTACIONES: El estudiante deberá llevar un registro de las siguientes anotaciones y determinaciones experimentales realizadas en la práctica. 1) Masa en gramos de la cinta de magnesio en cada una de as tres (3) determinaciones.


2) 3) 4) 5) 6) 7) 8)

Número de moles de magnesio en las determinaciones anteriores. Número de moles de gas hidrógeno recogidos en las mediciones previas. Volumen de H2 en mL recogidos en las tres determinaciones precedentes. Presión barométrica en mmHg. Presión de vapor de agua en mmHg. Presión corregida en atmósferas. Valor obtenido en la constante universal de los gases (R) para cada una de las tres determinaciones realizadas. 9) Valor promedio de la constante universal de los gases (R). 10) Desviación relativa de la medida de R . 11) Error relativo en la medida de la constante R , tomando como valor verdadero de dicha medida R = 0,082 L-atm/ºK x mol. 12) Observaciones, discusión de resultados y conclusiones. PREGUNTAS Y PROBLEMAS 1. 2. 3. 4. 5.

¿Qué diferencia existe entre un gas y un vapor? Explique. ¿Cómo funciona un barómetro? ¿Qué es la presión barométrica? Explique. Qué líquido escogería usted para construir un barómetro. ¿Agua o mercurio? ¿Depende la elevación del líquido en el barómetro del diámetro interno del mismo? Explique. ¿La presión barométrica es constante en todos los lugares de la Tierra? ¿De que depende su valor? Explique. ¿Cómo funciona un “pitillo” de sorber líquidos? ¿Dónde será más fácil tomar

agua con un pitillo: en la cima o en la falda del Pico Bolívar? Explique. 6. ¿Por qué un globo climático de helio (He) se expande a medida que sube en el aire? ¿Permanece la temperatura constante durante todo el ascenso? ¿Qué efectos se han combinado? ¿Cuál se ellos predomina? Explique. 7. Con que gas esperaría usted encontrar experimentalmente un valor de la constante R más cercano al teórico. ¿Con hidrógeno (H 2) o con difluoroetano (C2H4F2)? Explique. 8. ¿Qué error se cometería (por exceso o por defecto) en el cálculo de la constante R si no se ah removido previamente una capa de óxido presente en la cinta de magnesio? ¿Qué reacción química ocurre entre el óxido y el HCl? Explique. 9. ¿Cuál es la máxima profundidad de la cual puede secarse agua de un pozo utilizando sólo una bomba de succión? Tome P ext = 1,00 atm. 10. ¿Cuál tendría que ser el error en el volumen de gas hidrógeno recogido para dar un 3% de error relativo sobre un total de 40 mL? 11. Inadvertidamente se utilizaron 3,00 mL de HCl 0,10N en vez del correspondiente 1,00N. ¿Qué volumen de gas hidrógeno en condiciones PTN se producirán realmente si se añadieron 1x10 -3 moles de magnesio a la solución de HCl 0,10N? 12. En un experimento se hacen reaccionar 0,0568 g de hierro metálico (Fe) con exceso de ácido sulfúrico 0,5M, el hidrógeno recogido sobre agua desplazó un volumen de 29,916 mL de agua a 25 ºC y una presión barométrica de 690 mmhG. Determine el valor experimental de la contante R en L-atm/ºK-mol.


PRACTICA N° 4 PREPARACIÓN DE SOLUCIONES OBJETIVO DE LA PRÁCTICA: Preparar soluciones acuosas de concentración aproximada mediante diferentes técnicas, partiendo de sustancias y reactivos en diferentes estados de agregación. NATURALEZA DE LA INVESTIGACIÓN: Se preparan soluciones acuosas de concentración aproximada, partiendo de tres situaciones diferentes: 1) disolución de un sólido de composición conocida, 2) a partir de dos soluciones acuosas de concentraciones conocidas, y 3) dilución de una solución concentrada. INTRODUCCIÓN: La mayor parte de los materiales con los que interactuamos en la vida cotidiana son mezclas. Muchas de esas mezclas son homogéneas; es decir, sus componentes están entremezclados de manera uniforme a nivel molecular. Las mezclas homogéneas se denominan disoluciones. Decimos que el agua es el disolvente universal ya que es el líquido que más sustancias disuelve. Esta propiedad se debe a su capacidad para formar puentes de hidrógeno con otras sustancias que presentan grupos polares o con sustancias que poseen carga iónica. Las soluciones en las cuales el agua es el medio de disolución se denominan soluciones acuosas. Las soluciones acuosas son comunes en la naturaleza y de suma importancia en todos los procesos vitales, áreas científicas y diversidad de procesos industriales. En esta práctica de laboratorio aprenderemos a realizar soluciones acuosas de concentración aproximada. FUNDAMENTO TEORICO: Las disoluciones son materiales homogéneos formados por dos o más especies químicas que no reaccionan entre sí; cuyos componentes se encuentran en proporción que varía entre ciertos límites. Toda disolución está formada por una fase dispersa llamada soluto (sustancia presente en menor cantidad) y un medio dispersante denominado disolvente (sustancia que se encuentra presente en mayor cantidad). Una disolución puede estar formada por uno o más soluto y uno o más disolventes. Pero en este tema nos referiremos a las soluciones binarias, es decir, aquellas que están constituidas solo por un soluto y un disolvente. Se denomina soluciones verdaderas a aquellas que posean las siguientes propiedades: 1) Es una mezcla homogénea de una o más sustancias componentes. 2) La composición de la solución es variable. Depende de las cantidades relativas de soluto y de solvente presente. 3) El soluto en solución posee tamaño iónico o molecular (10 -8 a 10-7 cm). 4) El soluto está uniforme y permanentemente distribuido en toda la solución, es decir, no se separa del solvente. 5) Las propiedades de la solución son un conjunto de las propiedades de los componentes de la misma. 6) Pueden ser coloreadas o incoloras, pero generalmente transparentes.


7)

En términos generales, el soluto puede separarse del solvente por algún tipo de método físico como evaporación, destilación, etc.

Clasificación de las soluciones: a) Por su estado de agregación:

Una solución puede ser gaseosa (como el aire), sólida (como en una aleación) o líquida (agua de mar, por ejemplo), pudiendo encontrarse el soluto y el solvente en cualquiera de los tres estados.

b) Por su concentración:

Según las cantidades relativas de soluto y solvente, las soluciones pueden ser: saturadas, no saturadas o sobresaturadas. Solución no-saturada: es aquella en donde el soluto y el solvente no están en equilibrio a una temperatura dada; es decir, ellas pueden admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación. Solución Saturada: en estas disoluciones hay un equilibrio entre la fase dispersa y el medio dispersante (soluto-solvente), ya que a la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de disolver más soluto. Solución sobresaturada: representan un tipo de disolución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada. Para preparar este tipo de disoluciones se agrega soluto en exceso, a elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente. Estas soluciones son inestables, ya que al añadir un cristal muy pequeño del soluto, el exceso existente precipita; de igual manera sucede con un cambio brusco de temperatura. El término solubilidad se define como la máxima cantidad de soluto que se disuelve en una cantidad dada de disolvente a una temperatura específica. A continuación se muestra una tabla con la solubilidad de diversos compuestos a 20° C. Sustan Solubilidad cia (g sal/100g H2O) C5OH 385,7 MgCl2 54,5 H3BO3 5,04 PbCrO4 7x10-6 Para que una sustancia se disuelva en otra debe existir semejanza en las polaridades de sus moléculas. Por ejemplo el agua es un compuesto polar, por ello disuelve con facilidad a las sustancias polares como son los ácidos, hidróxidos y sales inorgánicas y a los compuestos orgánicos polares. Esta regla no es totalitaria, ya que existen compuestos inorgánicos altamente polares que son insolubles en agua como son los carbonatos, fosfatos (exceptuando a los del grupo IA y del NH4 +), los hidróxidos (exceptuando los del grupo IA y el Ba(OH) 2) y los sulfuros (exceptuando a los del grupo IA, IIA, del NH4 +). Esta situación está relacionada con el tamaño de la molécula y las fuerzas ínteriónicas. La solubilidad se usa con frecuencia de modo relativo, así se dice por ejemplo que una sustancia es muy soluble, moderadamente soluble, poco soluble o insoluble en un disolvente determinado, sin que ninguna de estas definiciones empleadas indiquen exactamente cuanto soluto se disolvió en la cantidad de disolvente utilizada. Con


frecuencia, y en el caso de los líquidos, se emplean los términos de miscible, para indicar la situación de líquidos que se mezclan de manera mutua (ejemplo: agua y alcohol), e inmiscible para líquidos que no se mezcla (ejemplo. agua y aceite). Cualitativamente se puede decir que una solución es diluida o concentrada. El término “solución diluida” describe una solución que contiene una cantidad relativamente pequeña de soluto, en comparación con la solubilidad de dicha sustancia. Una “solución concentrada” es una solución que contiene una cantidad relativamente grande de soluto disuelto. CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES El estudio cuantitativo de una disolución requiere que se conozca su concentración, es decir, la cantidad de soluto presente en una determinada cantidad de disolvente o solución. La concentración del soluto puede expresarse mediante unidades físicas o unidades químicas. Unidades Físicas

a)

Porcentaje masa/masa (%p/p): expresa la cantidad en gramos de soluto que existen por cada 100 gramos de disolución. % peso de A 

Peso de A Peso de  A  B 

x100

El porcentaje en peso se usa con frecuencia para expresar la concentración de reactivos acuosos comerciales. Por ejemplo, el ácido nítrico se vende como solución al 70%, lo cual significa que contiene 70 g de HNO 3 por 100 g de solución. b) Porcentaje volumen/ volumen (%v/v): expresa la cantidad en cm 3 de soluto que hay por cada 100 cm 3 de disolución. % volumen de A 

Volumen de A Volumen de  A  B 

x100

El porcentaje en volumen es más común para especificar la concentración de una solución preparada al diluir un líquido puro con otro líquido. Por ejemplo, una solución acuosa de metanol al 5% suele describir una solución preparada al diluir 5,0 mL de metanol puro con suficiente agua hasta dar 100 mL. c) Porcentaje masa/volumen ( %p/v): expresa la cantidad en gramos de soluto que hay por cada 100 cm 3 de disolución. % peso/volumen de A 

Peso de A mL de solución

x100

El porcentaje en peso/volumen se emplea más para indicar la composición de soluciones acuosas diluidas de reactivos sólidos. Por ejemplo, una solución acuosa de nitrato de plata al 5% suele referirse a una solución preparada al disolver 5 g de nitrato de plata en suficiente agua para dar 100 mL de solución.


d)

Partes por millón (ppm): es el número de partes de un componente en un millón de partes de la mezcla a la que pertenece. ppm 

Peso de A

x106

Peso de (A  B)



Peso de A Peso de B

x106

La aproximación puede ser hecha ya que por lo general el peso del soluto es muy pequeño con respecto al peso del solvente. Un litro de agua a temperatura ambiente pesa aproximadamente 106 mg. Un mg de soluto en un litro de agua tiene una concentración de 1 ppm. Unidades Químicas

a)

Molaridad: es el número de moles de soluto disueltos en un litro de solución. n A M  V SOL  L

b)

Molalidad: es el número de moles de soluto disueltos en un kilogramo de solvente. n m A  A B(kg )

c)

Fracción molar (X): es la razón entre el número de moles de un componente respecto al número total de moles presentes en la solución. El porcentaje molar (% mol) de un compuesto no es más que la cantidad de moles de un componente expresado en base 100 o simplemente la fracción molar por 100. X A



n A n A  n B

% mol A=100X A

Recomendación: Los pasos a seguir para la realización de las disoluciones son los

siguientes: 1. Cálculo de las cantidades de cada una de las sustancias que se deben medir para preparar la solución requerida. Leer muy bien la etiqueta del frasco que contiene el soluto para conocer su fórmula exacta y su pureza. 2. Preparación de los recipientes e instrumentos necesarios para la fabricación de las soluciones: balanza, mortero, espátulas, balones, etc. 3. Pesada o medición volumétrica del soluto según sea, sólido o líquido. Para ello deberá usarse una balanza o un instrumento volumétrico apropiado. 4. Disolución del soluto en un recipiente adecuado. Otros conceptos:

Dilución: consiste en hacer menos concentrada una disolución por la adición del solvente apropiado. Enrase: consiste en llevar el nivel de un líquido contenido en un matraz volumétrico hasta la marca de aforo del mismo.


PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: 1. Preparación de una solución a partir de una cantidad pesada de una sustancia sólida y agua: En una balanza de apreciación 0,01 gramos, pese 2 gramos de cloruro de calcio anhídrido (CaCl 2). Esta cantidad se transfiere cuantitativamente a un balón aforado de 100 mL previamente pesado con la misma balanza; se añade agua destilada hasta completar un volumen de aproximadamente la mitad de la capacidad del balón ( 50 ml). Agite minuciosamente la solución formada, invirtiendo repetidamente el balón hasta que se disuelva todo el sólido presente. Con una piceta de agua destilada lave las paredes internas del balón recogiendo cualquier partícula de sólido que haya permanecido sin disolver y enrase cuidadosamente hasta la marca de aforo del balón. Homogenice la solución formada por inversión reiterada de su contenido y pese en la misma balanza la solución así formada. En la figura siguiente 5.1 se muestra un esquema del proceso seguido.

(Figura 5.1) 2. Preparación de una solución a partir de dos soluciones de diferente concentración: En un balón aforado de 100 mL se transfiere con una pipeta de volumen de 20 mL de la solución al 20% en peso de NaCl, posteriormente se añade desde un beaker un volumen suficiente de la solución al 8% en peso hasta llegar casi a la marca de aforo del balón, con un gotero se agrega solución al 8% en peso hasta llegar exactamente a la marca de enrase del balón. Se homogeneiza la solución por inversión reiterada del balón. 3. Preparación de una solución a partir de una solución más concentrada y agua: en un balón aforado de 100 ml añada, con una pipeta, un volumen comprendido entre 25 y 50 ml de la solución concentrada de cloruro de sodio (NaCl al 20%), con una piceta añada agua destilada hasta llegar a la marca del aforo del balón. Homogeneice la solución como se ha explicado anteriormente.


(Figura 5.2) CÁLCULOS: Se calculará las composiciones de las soluciones anteriormente preparadas en diversas unidades de concentración, tanto físicas como químicas. 1. Preparación de una solución a partir de una cantidad pasada de un sólido y agua: a) Moles de soluto ( ): (8.1) w2 Peso de soluto en gramos  n Peso molecular (g/mol)

110,99 g/mol

b) Peso de solvente: Peso solvente = (peso de solución más balón) – (peso de balón – peso de soluto)

(8.2)

Con estos datos calcule la molaridad (M), molalidad (m) y % en peso de soluto de la solución obtenida. 2. Preparación de una solución a partir de dos soluciones de diferente concentración: a) Porcentaje en peso/volumen de la nueva solución: (8.3) grs de soluto(y)= %p/v(y) x Volumen(agregado de la solución y) grs de soluto totales = grs de soluto(1) + grs de soluto (2) (8.4)


b) Densidad de la nueva solución: D 

(8.5)

grs de solución mL de solución

Adicionalmente calcule la molaridad (M) de la nueva solución. 3. Preparación de una solución a partir de una solución más concentrada y agua. Calcule el porcentaje p/v y p/p de la nueva solución. % p/p (nuevasolución)

Peso de soluto Peso nueva solución

x100

(8.8)

Calcule también la moralidad y molalidad de la solución diluida. ANOTACIONES: el estudiante deberá llevar un registro de las siguientes anotaciones y determinaciones experimentales realizadas en la práctica. 1. Preparación de una solución a partir de una cantidad pesadas de un sólido y agua: a) Peso en gramos del cloruro de calcio anhídrido (CaCl2). b) Número de moles de cloruro de calcio anhídrido. c) Peso en gramos del balón aforado vacío. d) Peso en gramos del balón aforado más la solución. e) Peso en gramos del agua destilada utilizada. f) Molaridad (M), molalidad (m) y % en peso de soluto en la solución. 2. Preparación de una solución a partir de dos soluciones de diferente concentración: a) Volumen en ml de las soluciones de cloruro de sodio (NaCl) al 8% y al 20% b) Peso en gramos de las dos soluciones anteriores c) Porcentaje en peso de soluto en la solución formada por mezcla de las dos anteriores d) Densidad en g/ml de la nueva solución e) Molaridad (M) de la solución formada por mezcla de las dos iniciales 3. Preparación de una solución a partir de una solución más concentrada y agua a) Volumen en ml de la solución de cloruro de sodio al 20%. b) Peso en gramos de la solución de cloruro de sodio al 20%. c) Peso de soluto presente en el volumen de solución concentrada tomado. d) Peso del agua destilada utilizada para enrasar. e) Peso en gramos de la nueva solución. f) Porcentaje en peso de soluto de la nueva solución. g) Porcentaje peso/volumen de la nueva solución h) Densidad en g/ml de la nueva solución. i) Molaridad (M) y molalidad (m) de la solución diluida.


PREGUNTAS Y PROBLEMAS 1. 2.

Explique las diferencias entre solución, mezcla y compuesto. ¿Puede una solución saturada ser diluida al mismo tiempo? ¿puede una solución concentrada no ser saturada? 3. Explique por qué el proceso de disolución produce invariablemente un aumento del desorden molecular. ¿Cómo será la solubilidad mutua de dos líquidos que se mezclan con desprendimiento de calor? 4. ¿Es posible que una misma sustancia sea soluto en una solución y el solvente en otra solución? ¿Cómo establece usted la situación anterior? 5. Tres frascos que contienen soluciones de una misma sustancia. En uno de los frascos hay una solución saturada, en otro una sobresaturada y en el tercero una no saturada ¿Cómo podría Ud. determinar qué solución hay en cada frasco? 6. A la temperatura T la solubilidad del soluto X en el solvente Y es de 80 gramos de X por cada litro de Y. ¿Con cuál de los siguientes procedimientos obtendría Ud. una solución saturada a dicha temperatura? a) Añadiendo 30 g de X en 0,50 litros de Y. b) Añadiendo 150 g de X en 1,50 litros de Y. c) Añadiendo 100 g de X en 2,00 litros de Y. 7. Calcule la molaridad (M), molalidad (m) y fracción molar de una solución preparada disolviendo 90 gramos de amoníaco (NH 3) en 210 gramos de agua. La densidad de la solución es 0,982 g/mL. 8. Una disolución de ácido clorhídrico contiene 36% en masa de HCl. a) Calcule la fracción molar de HCl en la disolución. b) Calcule la molalidad del HCl en la disolución. 9. Se prepara una disolución disolviendo 4,35 g de glucosa (C6H12O6) en 25,o mL. Calcule la molalidad de la glucosa en la disolución. 10. Cuando a 250 mL de una solución acuosa de Al(NO 3) se le añaden 500 mL de agua, se cumple que: a) El % en peso del soluto disminuye a 1/3 del inicial. b) La molalidad disminuye a la mitad. c) La molaridad es 1/3 de la inicial. d) La normalidad disminuye en 50%. Opinión de la profesora: 1. 2. 3.

Se puede cambiar el sólido usado para la preparación de la primera solución. En vez de usar CaCl2 se pudiera usar NaCl (sal de mesa). Otra opción, la cual resultaría más ilustrativo e interesante para el estudiantado, sería usar un sólido coloreado en solución, tal es el caso de alguna sal de cobalto. Se pudiera diluir una solución de HCl para que los muchachos guarden la solución y posteriormente la titulen para conocer su concentración.


PRÁCTICA Nº 5 ESTANDARIZACIÓN DE UNA SOLUCIÓN OBJETIVO DE LA PRÁCTICA: Estandarizar una solución acuosa de un ácido inorgánico fuerte por medio de titulaciones de soluciones acuosas preparadas a partir de un estándar primario. NATURALEZA DE LA INVESTIGACIÓN: Se prepararán soluciones acuosas de un estándar primario, pesando con mucha exactitud cantidades conocidas de dicho estándar, y disolviéndolo completamente en agua destilada. Las soluciones anteriormente preparadas serán tituladas con una solución acuosa de un ácido inorgánico fuerte, detectándose el punto final de titulación mediante un indicador apropiado. A partir del volumen de solución ácida gastada, del peso del estándar primario utilizado y de su peso molecular podrá calcularse la concentración (molaridad) de la solución ácida. INTRODUCCIÓN: En la casi totalidad de los procesos industriales es necesario conocer con antelación la pureza y calidad de los reactivos que participan en una etapa particular de un proceso de manufactura, así el control de calidad asegura de manera analítica la confiabilidad de la materia prima que se está utilizando en la fabricación de un producto determinado. Este control de calidad implica tanto operaciones de tipo físico como de tipo químico, estas últimas envuelven el conocimiento de las características de pureza de la materia que se va a emplear, y son investigadas cotidianamente por dos métodos analíticos diferentes: gravimétricamente por determinación de pesadas, o volumétricamente mediante la determinación de volúmenes y concentraciones, tal como se realizará en la presente práctica. En un análisis volumétrico se mide el volumen de un reactivo apropiado de concentración conocida que es necesario gastar para que reaccione completamente con una cantidad precisa de una solución de concentración desconocida. Los resultados de esta determinación se calculan con base a la cantidad de solución de reactivo necesaria para que reaccione con el volumen dado de la solución que se está analizando. En toda determinación de tipo volumétrico, la operación experimental fundamental es la valoración, que puede definirse como el añadido cuidadosamente medido y regulado de una solución de concentración conocida a otra de concentración desconocida que reacciona con la primera. Para asegurar la precisión de estos métodos volumétricos se utiliza una solución estándar primario la cual se prepara por mediciones directas de peso de soluto y el volumen de la solución. Una solución estándar secundario es aquella cuya concentración no puede calcularse directamente sobre la base del peso del soluto y el volumen de la solución; esto último se realiza por análisis químico de una porción de la solución. En esta práctica el instrumento volumétrico a emplear en la realización de las titulaciones será una bureta, y se empleará el método de valoración directa que consiste en añadir estequiométricamente el reactivo con que se valora a la solución que se quiere valorar, hasta alcanzar el punto final de la titulación. Otro método que se emplea también es el de la doble valoración o retrovaloración, en el cual se añade


una cantidad ligeramente mayor que la estequiométrica, titulándose entonces con una segunda solución el exceso agregado; en este segundo método intervienen los volúmenes y concentraciones de las dos soluciones utilizadas para valorar al desconocido. (Se invita al estudiante a que repase la introducción y fundamento teórico de la práctica Nº 5 “Preparación de soluciones”) FUNDAMENTO TEÓRICO: La titulación es una forma rápida, exacta y muy difundida para determinar la cantidad de una sustancia en solución. La titulación se efectúa añadiendo con exactitud un volumen determinado de una solución cuya concentración se conoce con precisión (estándar) que se necesita para reaccionar con un volumen conocido de otra sustancia de concentración desconocida, el punto donde finaliza esta operación deberá ser perfectamente precisado ya sea por un agente químico susceptible de cambiar de coloración (indicador ácido-base) o por algún método de análisis electrométrico. La solución estándar se denomina titulante, y el volumen que se necesita para una titulación se mide cuidadosamente con una bureta. Si se conoce el volumen y la concentración del titulante y el volumen del titulado gastado, se podrá determinar entonces la concentración de este último. La titulación se basa en la siguiente reacción química. aA + bB

Productos

donde A es el titulante, B es el titulado y a y b son el número de moles de cada uno de las especies que están participando en la reacción química. Para efectuar una titulación se deben cumplir los siguientes requisitos: 1) La reacción debe ser estequiométrica; es decir, deberá existir una proporción definida de números enteros entre a y b en la reacción de titulación. 2) La reacción química deberá ser rápida, de manera tal que la titulación se efectúe con celeridad. 3) La reacción deberá ser cuantitativa, se habrá completado al menos en un 99% cuando se haya añadido una cantidad estequiométrica del titulante. 4) La reacción ha de ser directa, de manera que no existan reacciones colaterales que consuman titulante. 5) Deberá existir algún método para determinar el punto de la titulación en el cual se ha completado la reacción debido a la adición de la cantidad estequiométrica de titulante. La determinación experimental de este punto ya sea mediante el cambio de color de un indicador o mediante algún cambio en las propiedades físico-químicas de la solución, se denomina punto final de la titulación. El punto en el cual se ha añadido la cantidad teórica de titulante se denomina punto de equivalencia de la titulación. En teoría, el punto final y el de equivalencia deberían coincidir, pero por diversas razones como son: que el indicador vire de color un poco antes o un poco después, cambios físicos inadecuados, falta de habilidad etc. suele producirse una pequeña discrepancia entre ambos valores, el resultado de estas diferencias de volúmenes se denomina error en la titulación.


Las reacciones químicas que pueden servir como base en las determinaciones por titulación se clasifican en cuatro tipos bien definidos, para los que se dan ejemplos: 1) Reacciones ácido-base: HA + OHA- + H2O BOH + H3O+ B+ + 2H2O Los titulantes son por lo general soluciones estándar de electrólitos fuertes (ácidos y bases fuertes). 2) Reacciones de precipitación: Ag+ + X- 3) Reacciones Redox: Fe+2 + Ce+4

AgX(s)  Fe+3 + Ce+3

4) Reacciones de formación de complejos: Ag + 2CN- Ag(CN)-2 La exactitud de los análisis volumétricos está directamente relacionados con la calidad de la determinación de la concentración del titulante, la cual puede establecerse de dos maneras diferentes. i) Directamente: Disolviendo cuidadosamente una cantidad exactamente pesada, de una sustancia de elevada pureza y diluyendo hasta un volumen conocido. ii) Indirectamente: Titulando con una solución patrón a la solución que contiene una cantidad pesada de sustancia pura. El compuesto químico de elevada pureza que se requiere en estos ensayos se denomina estándar primario. El proceso a través del cual se determina mediante titulación la concentración de una solución, como en (ii) se llama estandarización o normalización. Un estándar primario debe cumplir con los siguientes requisitos: 1) Se debe obtener, purificar y secar fácilmente, de preferencia entre 110-120 ºC y, además, tiene que conservar un estado de pureza por largo tiempo. Esta exigencia generalmente no la cumplen las sustancias hidratadas, pues es difícil eliminar totalmente la humedad al secar sin ocasionar algún tipo de descomposición parcial. 2) La sustancia no debe alterarse con el aire mientras se pesa; esto descarta el empleo de sustancias higroscópicas y fácilmente oxidables. 3) Debe poseer un peso molecular razonablemente alto, de manera tal que los errores de pesada sean bajos. 4) La sustancia debe ser totalmente soluble y fácil de disolver en las condiciones en que se emplea. 5) La sustancia debe ser estable en solución, de tal manera que exista una correspondencia entre su composición y su fórmula química. 6) Su velocidad de reacción debe ser prácticamente instantánea. 7) El error en su titulación debe ser desestimable o de fácil determinación experimental. 8) Debe ser de fácil adquisición y módico precio.


En la práctica, son pocas las sustancias que cumplen con todos los requisitos anteriores, otras las cumplen de manera sólo parcial; así podemos referir algunas sustancias utilizadas como estándar primario: En reacciones ácido-base: Carbonato de sodio (Na2CO3) borax (Na2B4O.10H2O), carbonato talioso (Tl2CO3), ácido benzoico (C7H6O2) y HCl de punto de ebullición constante. En reacciones de precipitación: Nitrato de plato (AgNO3), cloruro de sodio (NaCl) y cloruro de potasio (KCl). En reacciones Redox: Dicromato de potasio (K2Cr2O7), bromato y yodado de potasio (KBrO3) y (KlO3), yodo (I2) y el hierro puro obtenido electrolíticamente. En reacciones de formación de complejos: El cianuro de potasio (KCN), el ácido etilén diamín tetracético (EDTA), nitrato mercúrico (Hg(NO3)2) y sulfato de níquel (NiSO4). PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: En esta práctica se determinará la concentración de una solución desconocida de ácido clorhídrico (HCl) mediante la titulación de soluciones de carbonato de sodio (Na 2CO3) que contienen una masa exactamente conocida de dicho estándar primario. Para esta reacción ácido-base se utilizará, en la determinación del punto final, el indicador Verde de Bromocresol. El titulante de esta reacción será la solución desconocida de HCl, ya que esta es la solución que ocupa la bureta y los titulados serán las tres (3) diferentes soluciones de carbonato de sodio preparadas por el alumno. Preparación de las soluciones estándar de Na 2CO3: En tres (3) fiolas de 250 mL, limpias y perfectamente identificadas coloque de 0,20 a 0,25 gramos de Na2CO3, pesados con una aproximación de 0,01 g. Disuelva cada una de las tres muestras en aproximadamente 30 a 50 mL de agua destilada. En cada una de estas soluciones añada 2 ó 3 gotas del indicador verde de bromocresol. Estandarización de la solución de HCl: Cure una bureta perfectamente limpia con varias porciones de pocos mililitros de la solución ácida problema, asegurándose que esta solución de enjuague entre en contacto intimo con toda la superficie interior de la bureta. Descarte la solución de enjuague por el pico de la bureta abriendo la llave de paso. Cierre la llave de paso y llene la bureta por encima de la marca de calibración con la solución de ácido clorhídrico a ser estandarizada. Abriendo la llave de paso, baje el menisco de la solución hasta que llegue a una de las graduaciones de la bureta, (escogiéndose preferiblemente el punto cero de la bureta) anote esta lectura inicial en la hoja de datos, asegúrese que la punta de la bureta este completamente llena de solución y no quedan burbujas de aire en su interior. Coloque una de las fiolas que contiene la solución del estándar primario bajo la bureta, de manera tal que su punta este dentro de la boca de la fiola. Con la mano derecha agítese la fiola que contiene la solución acuosa de Na 2CO3 y con la izquierda controle la llave de paso de la bureta. De manera lenta y agitando continuamente añada la solución de ácido clorhídrico, la cercanía del punto final será denotada por la aparición de un color verde en el sitio en que el ácido se pone en contacto con la solución de Na2CO3 colocada en la fiola. Esta coloración desaparece por agitación, pero se hace más persistente a medida que la titulación progresa y nos acercamos todavía


más al punto final. Titule la primera solución de carbonato de sodio hasta que el indicador comience justamente a cambiar de color azul a verde. Caliente la solución con un mechero hasta ebullición incipiente a fin de eliminar el dióxido de carbono disuelto, la solución retornará entonces a su color original (de no ocurrir esto significa que en la titulación anterior probablemente se pasó del punto final). Durante la titulación, el indicador verde de bromocresol comenzará a cambiar prematuramente de color a causa de la gran cantidad de CO 2 que se origina en la solución que estamos titulando. El CO 2 produce ácido carbónico según la reacción. CO2 + H2O H2CO3 y es este ácido el que causa el prematuro punto final en virtud de que el también consume Na2CO3 presente en la solución. Con la ebullición incipiente se elimina en su mayoría el CO 2 producido y se evita en gran parte la formación del H 2CO3, con lo que el indicador regresa a su color original y puede, entonces, continuarse con la titulación. Deje enfriar la solución de la fiola y complete la titulación añadiendo, gota a gota, el ácido de la bureta; fracciones de gota pueden ser obtenidas permitiendo que cuando una gota inicie su formación en la punta de la bureta y haga contacto con la superficie interna de la fiola, pueda ser recogida mediante el lavado de dicha superficie con un frasco lavador. La titulación se considerará finalizada cuando la solución exhiba un color verde muy tenue, pero permanente. Lea el volumen final de la bureta con una aproximación de 0,1 mL y anote este volumen en la hoja de datos. Repita esta experiencia de manera idéntica con las dos (2) restantes soluciones de carbonato de sodio. En la figura 6.1 se indica el esquema a seguir durante la realización de la parte experimental de esta práctica. En a) se muestra el carbonato de sodio ya colocado en la fiola, en b) se procedió a la disolución de la sal con los volúmenes sugeridos de agua destilada, en c) se le añade dos o tres gotas del indicador verde de bromocresol, en d) se inicia la titulación en e) se muestra la aparición del color verde característico del indicador en el sitio en donde la solución ácida hace contacto con el estándar; este color desaparece por agitación, en f) se muestra la obtención del punto final de la titulación que se caracteriza por un color verde pálido permanente alcanzado después de eliminar el CO2 por calentamiento.


(Figura 6.1) CALCULOS: La estequiometría de la reacción de estandarización es perfectamente conocida y, se puede representar mediante la ecuación: 2HCl(ac) + Na2CO3(ac)

2NaCl(ac) + H2O(l) + CO2(g)

Se deben realizar los siguientes cálculos: 1)

2)

3)

Número de moles, contenidos en la cantidad pesada, de Na 2CO3 mNa2 CO3 nNa2 CO3  PMNa 2 CO3 (6.2) Número de moles de HCl nHCl 2  nNa2 CO3 1  nHCl  2 nNa2 CO3 (6.3) Molaridad del HCl M HCl 

nHCl 2nNa2 CO3  vHCl vHCl

De donde obtenemos la relación 2mNa2 CO3 M HCl  VHCl PMNa 2 CO3 4)

Molaridad promedio del HCl M  M 2  M 3 M  1 3

(6.4)

(6.5)

(6.6)

(6.1)

Laboratorio Básico de Química_____________________________________ 63 “Los resultados no se deben diferenciar entre sí en una cantidad mayor de 5 partes por mil”.

ANOTACIONES: El estudiante deberá llevar un registro de las siguientes anotaciones y determinaciones experimentales realizadas en la práctica. 1. Masa en gramos de las muestras de carbonato de sodio (Na 2CO3) empleadas en cada una de las tres (3) titulaciones con el ácido clorhídrico (HCl). 2. Volumen en mL de HCl gastado en cada una de las tres determinaciones anteriores. 3. Molaridad (M) del HCl para cada una de las tres experiencias realizadas. 4. Molaridad promedio (M) del HCl empleado. 5. Desviación relativa de la medida anterior. 6. observaciones, discusión de resultados y conclusiones. PREGUNTAS Y PROBLEMAS 1) 2) 3) 4) 5) 6) 7) a) b) c) d)

8) 9)

¿Son los volúmenes de titulado y titulante empleados en una valoración exactamente aditivos? Explique. ¿Qué problemas ocasionaría el utilizar una sustancia higroscópica como estándar primario? Explique. ¿Por qué las titulaciones deben ser efectuadas como mínimo por triplicado? En el análisis volumétrico, las medidas de los líquidos deben hacerse con pipetas volumétricas y no con cilindros. ¿Por qué? Explique. ¿Por qué no es estrictamente necesario durante una titulación que la bureta se enrase en cero? ¿Qué consecuencia puede traer el no curar la bureta? Explique. Qué es preferible: ¿Valorar con una solución preparada a partir de un estándar primario, o con una solución ya valorada? Explique. ¿Por qué el punto final y el punto de equivalencia usualmente no coinciden? Explique. Durante la determinación de la molaridad de una muestra específica se cometieron los siguientes errores: La bureta se lee demasiado rápido sin esperar a que todo el líquido haya escurrido. La muestra problema se disolvió en 100 mL de solvente en vez de los 200 mL que recomiendan las instrucciones. El peso de la muestra a valorar se tomó como 0,860 gramos, cuando en realidad eran 0,760 gramos. Se tomó la lectura inicial de la bureta desde 0,0 mL pero en realidad el menisco del líquido estaba en 1,5 mL. ¿Los errores anteriores: Aumentarán, disminuirán o no afectarán el valor de la molaridad medida? Explique. ¿Qué desventajas presenta el expresar las concentraciones de las soluciones como concentradas o diluidas? Explique. Se analizó una muestra que contenía ion oxhidrilo (OH -) y se reportó que contenía 14,03% en peso de KOH. Después se descubrió que el material


alcalino de la muestra era hidróxido de rubidio (RbOH) en vez de KOH: ¿Cuál es el porcentaje en peso del RbOH en la muestra? 10) Una muestra de 425 mL de agua contiene 0,028 gramos de carbonato de calcio (CaCO3) ¿Cuál es la concentración del CaCO 3 en partes por millón (ppm)? ¿Cuál es la molaridad de la muestra? 11) De una solución acuosa 1,600 M de un soluto particular se tomó 50 mL y se diluyó con agua destilada hasta 1000 mL utilizando un balón aforado. De esta solución se tomaron 20 mL y se diluyeron con agua destilada hasta 500 mL utilizando también un balón aforado. ¿Cuál es la molaridad de la última solución preparada? ¿Cuál es el factor de dilución total empleado? 12) Una muestra de 0,40 gramos conteniendo Na 2CO3 y materia inerte se disuelve en 45,00 mL de HCl 0,190 M se calienta la solución resultante para desprender todo el CO2 disuelto en la misma, y el exceso de HCl se titula con 10,00 de NaOH 0,195 M. Calcule el porcentaje de pureza en la mezcla. 2HCl(ac) + Na2CO3(ac) 2NaCl(ac) + H2O(l) + CO2(g) HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l)


PRÁCTICA Nº 6 ESTEQUIOMETRÍA DE LA REACCIÓN DE UN METAL CON UN ÁCIDO OBJETIVO DE LA PRÁCTICA: Determinar la Estequiometría de Reacción de un metal con una solución acuosa de un ácido inorgánico. NATURALEZA DE LA INVESTIGACIÓN: Una masa perfectamente conocida de zinc metálico, se hará reaccionar con un exceso de solución estándar de ácido clorhídrico de concentración conocida. El volumen de gas hidrógeno liberado será determinado recogiéndolo por desplazamiento de agua. La solución remanente de ácido que no reaccionó, será titulada con una solución estándar de hidrógeno de sodio de concentración conocida. Mediante la determinación del número de moles de zinc y de ácido clorhídrico que reaccionaron, y del número de moles de gas hidrógeno producido, podrán escribirse las razones molares entre los reactivos, y entre los reactivos y productos, y de aquí escribir la ecuación que muestre la estequiometría de la reacción. INTRODUCCIÓN: Toda la química se puede representar mediante las llamadas reacciones químicas. Las reacciones químicas no son más que reordenamientos de agrupaciones atómicas que pueden ser descritas mediante ecuaciones químicas. El estudio de las relaciones cuantitativas implicadas en las reacciones químicas se denomina estequiometría de reacción. Los cálculos estequiométricos se basan en dos hipótesis fundamentales. 1) Suponemos que para describir un proceso químico solamente de necesita considerar una reacción aislada. 2) Suponemos que la reacción es completa. Cuando estas dos suposiciones son válidas, los cálculos estequiométricos nos darán una base de garantía para hacer predicciones cuantitativas. Por ejemplo, consideramos la pregunta: ¿Cuánto hierro se produce por cada mol de Fe2O3 que reacciona con aluminio según la siguiente reacción? 2Al(s) + Fe2O3(s)

Al2O3(s) + 2Fe(s)

(I)

Basamos nuestros cálculos en dos suposiciones anteriores. Primero suponemos que esta es la única reacción que ocurre. Por ejemplo, la reacción colateral (II) carece de importancia. 2Al(s) + 3Fe2O3(s) 6FeO(s) + Al2O3(s) (II) Además, se supone que un mol de Fe 2O3 reacciona completamente según la reacción (I), al final nada de Fe 2O3 ha quedado sin reaccionar ni por pérdidas mecánicas de cualquier tipo, ni por carencia de aluminio. En la práctica, estas condiciones son a veces difíciles de cumplir. Los conceptos estequiométricos se utilizan ampliamente en toda la industria química. Suponga que una compañía química desea producir un nuevo producto Z cuyo precio sea mayor en el mercado que los reactivos A y B que originaron a dicho producto de tal manera de obtener una ganancia considerable.


Algunas de las preguntas que hay que responder son: ¿Cuánto de Z se podrá producir, teóricamente si se parte de unas cantidades dadas de A y B? ¿Cuánto puede producirse realmente durante la operación de la planta de la compañía? La primera pregunta puede ser respondida rápidamente mediante la aplicación adecuada de los conceptos de los conceptos estequiométricos, y la segunda pregunta sólo mediante la realización en el laboratorio o en planta piloto del proceso químico que nos interesa probar. FUNDAMENTO TEÓRICO: Muchos metales reaccionan con ácidos formando sales metálicas y desprendiendo hidrógeno gaseoso. Por ejemplo: Mg(s) + 2HCl(ac)

MgCl2(ac) + H2(g)

Fe(s) + H2SO4(ac)

FeSO4 + H2(g)

En cada caso el metal es oxidado por el ácido para formar el catión metálico correspondiente y el ión H + es reducido formándose hidrógeno gas. Todas estas reacciones son conocidas como reacciones de desplazamiento simple y la podemos representar esquemáticamente como: Metal activo + ácido

hidrógeno + sal metálica

La mayor o menor facilidad para que se lleven a cabo estas reacciones, dependerá de diversos factores como son los siguientes: 1) Potencial de oxidación del metal. 2) Concentración del ácido. 3) Temperatura. 4) Naturaleza. 5) Naturaleza física del metal. 1) Potencial de oxidación: una de las propiedades más importantes de los metales es la facilidad con la cual se oxidan formando compuestos que carecen de las propiedades del metal de partida; el metal parece desaparecer a medida que reacciona para formar diversos compuestos. El comparar las reacciones de desplazamiento simple entre distintos metales nos permitirá clasificarlos de acuerdo a la facilidad con la que se oxidan, por ejemplo, en soluciones ácidas. Se denomina serie de actividad de los metales a una lista de metales ordenados en orden decreciente (por ejemplo) de sus tendencias a oxidarse cuando se les compara con el hidrógeno al cual arbitrariamente se le asigna un potencial de oxidación igual a cero. Los metales que se encuentran en dicha lista por encima del hidrógeno desplazarán a dicho elemento de sus compuestos, haciéndose con mayor facilidad mientras más alejados estén de este; los metales que estén por debajo del hidrógeno en esta lista, no tendrán el potencial suficiente para desplazarlo de sus compuestos. Los llamados metales activos son los que tienen las más bajas energías de ionización perdiendo, por lo tanto, con mucha facilidad los electrones de valencia formando cationes metálicos. En una serie de actividad son los que se encuentran por encima del hidrógeno.


Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni H Cu Hg Ag Pt Au

Serie de actividad de los metales Desplazan al Desplazan desplazan Hidrógeno al al del hidrógeno hidrógeno Agua fría del de los vapor de ácidos agua

(Figura 7.1) La serie de actividad se utiliza para predecir el resultado de reacciones de desplazamiento sencillas entre metales y sales metálicas o ácidos. Cualquier metal de la lista podrá desplazar de un compuesto a otro metal que este por debajo de él en dicha lista. 2)

Concentración del ácido: En líneas generales, la reacción del metal con ácido aumentará a medida que aumente la concentración de ese último hasta ciertos valores de concentración, ya que para concentraciones de ácido muy altas puede ocurrir una “pasivación” del metal disminuyendo la velocidad de reacción.

3)

Temperatura: en líneas generales se sabe que a medida que aumenta la temperatura más rápido será el proceso de disolución del metal activo cuando reacciona con el ácido correspondiente.

4)

Naturaleza física del metal: Se debería esperar que mientras mayor sea la disgregación del metal más fácil sea el proceso de oxidación debido al aumento del área efectiva de reacción.


PROCEDICMIENTO EXPERIMENTAL: Monte un aparato como se muestra en la figura 7.2. Use un erlenmeyer de 125 mL como recipiente de reacción: un quitazato de 500 mL y un beaker de 150 mL.

(Figura 7.2) Desconecte el erlenmeyer del montaje, deje caer en él desde una bureta, 15,00 mL de HCl estándar de una molaridad conocida y ubicada en un rango de 1,000 a 1,500 M. Coloque cuidadosamente sobre la superficie del ácido en el erlenmeyer el vial de plástico que contiene la muestra de zinc metálico, evitando en todo momento el contacto directo entre el metal y el ácido. Conecte cuidadosamente el frasco erlenmeyer al resto del montaje. Remueva el tapón del quitazato de 500 mL y llénelo con agua hasta tres cuartas partes de su capacidad. Añada 25 mL de agua al beaker de 150 ml. Coloque el tapón del quitazato nuevamente y restablezca el montaje original. Retire el tubo del vidrio del beaker y por aspiración llene el tubo de salida completamente con agua de manera tal que la tubería pueda funcionar como un sifón. Mantenga el extremo del tubo de salida por debajo del nivel del agua en el quitazato y colóquelo dentro del beaker de 150 mL de manera tal que el extremo del tubo de salida quede por debajo de la superficie del nivel del agua en el beaker. La presencia de burbujas de aire en la tubería puede ser eliminada levantando o bajando el beaker de manera que el agua fluya hacia atrás o hacia delante a través de dicha tubería. Evite la transferencia total del agua del beaker al quitazato, ya que entonces el sifón no podrá cumplir con su función. Chequee el parato asegurando que esté herméticamente cerrado y ajuste la posición del beaker hasta obtener una gran diferencia entre los niveles de agua del beaker y el quitazato. Conecte una pinza de presión entre el recipiente de reacción y el quitazato y reemplace el beaker con agua con otro beaker idéntico, limpio y seco, y pesado con una aproximación de centésima de gramo.


Agite el recipiente de reacción de forma tal que el vial que contiene el metal se “voltee” y el ácido entre en contacto completo con la muestra metálica, espere un

minuto y retire la pinza de presión permitiendo entonces el flujo de agua del quitazato al beaker. Agite el recipiente de reacción de vez en cuando, asegurando que todo el metal haya reaccionado y no se observe ningún desprendimiento de burbujas de gas, lo cual requería de a 15 minutos. Debido a que la reacción es exotérmica, permita que una vez finalizada la reacción, el montaje repose durante 5 minutos para alcanzar el equilibrio térmico con el medio ambiente. Coloque una pinza al tubo de goma del quitazato y ciérrala para prevenir el flujo de agua por la tubería. Pese la masa del beaker más el agua desplazada al centigramo, mida y anote la temperatura ambiente y mida y anote la presión barométrica. Titule la mezcla de reacción que contiene el ácido en exceso con una solución de hidróxido de sodio de concentración exactamente conocida en un rango de 0,4500 a 0,5000 M. El punto final de la titulación vendrá dada por una turbidez permanente tal como se muestra en la figura 7.3. Haga una segunda y aún una tercera determinación si el tiempo lo permite.

(Figura 7.3)

CÁLCULOS: 1) Volumen de gas hidrógeno producido. Se hace sobre la base del volumen de agua desplazada. Masa de agua desplazada = (masa beaker + agua) – (masa beaker)

Volumen desplazado 

masadeaguadesplazada ( g ) densidad H 2 O  ( g / mL)

(Se toma dH2O = g/mL)

(10.1)


2)

Moles de H2(g) producidos en la reacción. Se calculan empleando la educación de estado del gas ideal.

n H 2



PV RT

(10.2)

Donde se indican los siguientes términos: R = Constante Universal de los gases (0,082 L-atm/K-mol) V = Volumen de H 2 gas (en litros) P = Pbar. – Pv H2O. Pbar es la presión barométrica la cual es suministrada en el laboratorio y PvH2O es la presión de vapor de agua a la temperatura de trabajo (ver práctica Nº 6). T = Temperatura de trabajo (temperatura ambiente). 3)

Moles totales de HCl: Se calcula mediante la relación: n HCl = V HCl (L) x M HCl (mol/L)

4)

Moles de Zn: Se calculan mediante la relación: n Zn 

5)

(10.3)

masa de zinc ( g ) Peso atómico gramo del Zn

(10.4)

Moles de HCl que no reaccionaron: Como en el punto final de la titulación los moles de NaOH son iguales a los moles de HCl, podemos escribir para los moles de HCl en exceso. n HCl (que no reaccionan) = V NaOH (L) x M NaOH (mol/L)

6)

(10.5)

Moles de HCl que reaccionaron: Se calcularán mediante la relación: n HCl (que reaccionaron) = n HCl totales –n HCl que no reaccionaron (10.6)

7) 8) 9)

Calcule la razón molar existente entre el número de moles de HCl que reaccionaron y el número de moles de Zn metálico que reaccionaron. Calcule la razón molar existente entre el número de moles de gas hidrógeno recogido y el número de moles de Zn metálico que reaccionaron. Usando las razones molares calculadas, escriba una ecuación para la reacción de zinc y ácido clorhídrico. m HCl + p Zn

q ZnCl2 + r H2


Donde m, p, q y r son los coeficientes estequiométricos encontrados experimentalmente. ANOTACIONES: El estudiante deberá llevar un registro de las siguientes y determinaciones experimentales realizadas en la práctica. 1) Masa en gramos de cinc metálico empleado. 2) Número de moles de cinc que reaccionaron. 3) Masa en gramos de agua desplaza. 4) Volumen en mL de agua desplazada. 5) Temperatura ambiente en ºK. 6) Presión barométrica en mnHg. 7) Presión de vapor de agua en mmHg a la temperatura de trabajo. 8) Presión atmosférica en atm. 9) Número de moles de gas hidrógeno formados en la reacción. 10) Volumen total en mL de ácido clorhídrico (HCl) de concentración conocida empleado en al solución del metal. 11) Número de moles de HCl empleado en la reacción. 12) Número de moles de HCl que no reaccionaron. 13) Número de moles de HCl que reaccionaron. 14) Razones molares de los coeficientes estequiométricos. 15) Observaciones , discusión de resultados y conclusiones.


¿En qué ley se basa la estequiometría de reacción? Explique.

2)

¿Por qué es esencial emplear ecuaciones balanceadas para obtener información de una reacción química? Explique.

3)

¿Cuál es el papel del reactivo limitante en una reacción química? ¿Cuál es el reactivo limitante de la presente práctica? Explique.

4)

¿Por qué el rendimiento real de una reacción es casi siempre menor que el verdadero? Explique.

5)

Suponga que al introducir el cinc metálico en el recipiente de reacción se pierde algo del material. ¿Cómo influye este hecho en los resultados finales? Explique.

6)

¿Qué error se cometería (por defecto o por exceso) al utilizar un HCl de concentración mayor a la indicada por la etiqueta del frasco? Explique.


7)

¿Cómo influiría en la determinación de los coeficientes estequiométricos el hecho de que el equipo utilizado presente una fuga de gas hidrógeno? Explique.

8)

¿Qué error podría cometerse de no esperar a que el aparato donde se efectúo la reacción no se enfríe a temperatura ambiente después de la culminación de la misma? Explique.

9)

Los coeficientes estequiométricos obtenidos experimentalmente para la ecuación que describe la reacción entre cinc y ácido clorhídrico son usualmente diferentes a los teóricos. ¿A qué se deben tales diferencias? Explique.

10) Para la ecuación no balanceada: SF4 + I2O5

IF5 + SO2

Calcule el número máximo de gramos de IF 5 que pueden obtenerse si se parte de 20,00 g de SF4 y 30,00 g de I2O5. 11) Para la ecuación no balanceada: Al + Br2

AlBr3

Si al reaccionar 50,00 g de Al y 200,00 g de Br2 se obtuvieron 180,00 g de AlBr 3. ¿Cuál fue el rendimiento real de la reacción? 12) En la investigación de la estequiometría de la reacción de magnesio y ácido clorhídrico se reportaron los siguientes datos: Cuando 0,050 g de magnesio metálico reaccionaron con 16,00 mL de HCl 0,500 M, se desplazaron 50,650 g de de agua. La temperatura en el recipiente después de completar la reacción fue de 27 ºC y la presión barométrica de 750 mmHg. Cuando la mezcla final fue titulada con una solución de NaOH 0,0750 M se consumieron 45,00 mL de esta base antes de alcanzar el punto final. La densidad del agua a 27 ºC se puede tomar como 0,997 g/mol y el peso atómico del magnesio como 24,31 g/mol. a) Calcule el volumen de gas recogido durante la reacción basándose en el volumen de agua desplazada en la misma. b) Calcule el número de moles de gas recogido durante la reacción utilizando la ecuación de estado del gas ideal. c) Calcule el número de moles de HCl usados en la reacción. d) Calcule el número de moles de HCl que no reaccionaron. e) Calcule el número de moles de HCl que reaccionaron. f) Calcule el número de moles de Mg que reaccionaron. g) Calcule la razón molar del número de moles de HCl que reaccionaron al número de moles de magnesio usados como reactante. h) Calcule la razón del número de moles de H 2 recogido al número de moles de Mg usado como reactante.


PRÁCTICA Nº 7 DETERMINACIÓN DE LA ACIDEZ TOTAL DEL VINAGRE OBJETIVO DE LA PRÁCTICA: Determinar la acidez total de una muestra de vinagre comercial, y expresar el resultado como gramos de ácido acético (CH 3COOH) por 100 g de vinagre (% p/p). NATURALEZA DE LA INVESTIGACIÓN: Una cantidad de vinagre comercial, exactamente pesada, será transferida cuantitativamente a un balón aforado, llevada a la marca de aforo con agua destilada y homogeneizada mediante inversión y agitación del balón. Alícuotas de la solución recién preparada serán tituladas con hidróxido de sodio valorado, usando fenolfateina como indicador. La titulación se considerará finalizada cuando aparezca el primer color rosado pálido permanente. Conocidos el volumen y la molaridad del hidróxido gastado, podrá obtenerse el número de gramos de ácido acético presente, y al relacionar este último con la masa de vinagre inicialmente pesada, se podrá determinar el porcentaje de acidez de la muestra comercial (fuerza del vinagre). INICIALMENTE: El vinagre es un producto químico que se usa como condimento y aderezo de ciertos alimentos. Se prepara a través de dos procesos microbianos sucesivos: primero una fermentación alcohólica y segundo, una fermentación oxidativa del alcohol previamente obtenido. Dependiendo de la materia prima utilizada, los vinagres pueden ser clasificados como: a) Vinagre de manzana o sidra. b) Vinagre de vino o de uva. c) Vinagre de malta. d) Vinagre de azúcar o de melaza. e) Vinagre de granos. En todos los casos para considerar comercialmente estos productos como vinagre deben poseer no menos de 4% en peso de ácido acético, siendo el intervalo de acidez más común de 4% a 8% en peso de ácido. Además del ácido acético, los vinagres comerciales contienen cantidades variables, pero pequeñas, de otros ácidos orgánicos como son el ácido málico, cítrico, succínico, fórmico y láctico así como alcoholes y azúcares sin oxidar y otra gran diversidad de compuestos químicos. La fuerza del vinagre” (concentración de ácido acético) se expresa mediante la unidad denominada “granos”. El vinagre de un grano se define como aquel que contiene 0,1 gramos de ácido acético en cien gramos de vinagre. La fuerza de un vinagre comercial debería ser siempre mayor de 40 gramos. El vinagre recién obtenido suele tener sabor astringente y olor desagradable además de ser químicamente inestable. Se prepara para el mercado por envejecimiento, se filtra, clarifica, mezcla y estabiliza antes de ser envasado para la venta.


FUNDAMENTO TEÓRICO: El ácido acético, CH3COOH, es un ácido monoprótico débil que puede titularse completamente con una base fuerte, tal como el hídróxido de sodio, (NaOH), utilizando fenolftaleina o púrpura de metacresol como indicador. La reacción química que tiene lugar se expresa por medio de la ecuación: CH3COOH(ac) + NAOH(ac)

CH3COONa(ac) + H2O(l)

(11.1)

Las reacciones ácido-base, tal como la anterior, reciben el nombre genérico de “reacciones de neutralización” y se puede definir como aquel proceso químico del que resultan, por lo general, como productos una sal más agua, a partir de un ácido y una base. Ácido + Base

Sal + Agua

El patrón de las reacciones ácido-base de neutralización se puede considerar que es una transferencia de uno o más protones de un ácido a una base en solución dando lugar a la formación de una sal; al final de la neutralización no queda ni ácido ni base remanente. Podemos considerar las siguientes categorías de reacciones ácido-base: 1) Reacción de ácido fuerte y una base fuerte: HClO4(ac) + KOH(ac) KClO4(ac) + H2O(l) Como el ácido y la base están completamente ionizados ya que son electrolitos fuertes, la ecuación iónica neta queda como: H+(ac) + OH-(ac) H2O(l) Tanto ClO-4 como K+ son iones espectadores (no participan en la reacción) 2)

Reacción de un ácido débil y una base fuerte: HF(ac) + NaOH(ac) NaF(ac) + H2O(l)

Como el ácido está fundamentalmente no ionizado y la base está completamente ionizada, la reacción iónica neta es: HF(ac) + OH-(ac) F(ac) + H2O(l) El Na+ es un simple ion espectador. 3)

Reacción entre un ácido fuerte y una base débil: HCl(ac) + NH3(ac) NH4Cl(ac) Dado que el HCl está completamente ionizado y el NH3 está fundamentalmente no ionizado, la reacción iónica neta es: H+(ac) + NH3(ac) NH4+(ac) El Cl- es aquí el ion espectador. 4)

Reacción entre un ácido débil y una base débil: HF(ac) + NH3(ac) F(ac) + NH4+(ac)


Las volumetrías de neutralización son métodos analíticos cuantitativos basados en la medida de volúmenes líquidos o gaseoso (en este último caso se denominan gasometrías). Las volumetrías de neutralización son clasificadas como acidimetrías cuando la sustancia analizada es un ácido y alcalimetrías cuando es una base. En ambos procesos, se neutraliza un determinado volumen de la sustancia que se quiere analizar sirviéndose de otra sustancia, contraria desde el punto de vista ácido-base y de concentración conocida; por consiguiente, las acidimetrías se realizarán con soluciones básicas de concentración conocida, y las alcalimetrías se llevarán a cabo con soluciones ácidas de concentración también conocida. En este tipo de operaciones suele trabajarse con soluciones cuyas concentraciones se miden en molaridades. La moralidad de la solución problema se determina colocando una cantidad exactamente conocida de la misma, y se titula añadiendo una solución patrón de concentración conocida contraria desde el punto ácido-base. La operación denominada valoración o titulación volumétrica, concluye con la determinación del volumen de solución valorada gastada en la neutralización, y la del volumen de la solución desconocida. La siguiente fórmula nos da la relación entre volúmenes y concentraciones molares cuando la estequiometría entre los reaccionantes es 1:1 (mol a mol). V1 x M1 = V2 x M2 (11.2) En las que V1 y M1 son el volumen y la molaridad de una de las soluciones y V2 x M2 los que la otra; esta ecuación permite establecer la molaridad de la solución problema. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: De una muestra comercial de vinagre, previamente homogeneizada por agitación vigorosa del envase, se pesan entre 15 y 20 gr del mismo, y se colocan en un beaker limpio y seco de 125 mL de capacidad, lo anterior se transfiere cuantitativamente a un balón aforado de 100 mL, se lleva a la marca con agua destilada y se homogeniza por lo menos 10 veces, mediante inversión y agitación del balón (solución diluida de vinagre). Se colocan aproximadamente 10 mL del vinagre diluido en un beaker de 250 mL, y entonces se “cura” el beaker y una pipeta de 10 mL con éste. Se coloca el resto del

vinagre diluido en el beaker ya curado y se pipetean tres (3) porciones de 10 mL cada una se colocan por separado en tres (3) erlenmeyer limpios y secos (NO CURADOS). A cada uno de los erlenmeyer contentivos de 10 mL de la solución diluida de vinagre, se le añaden 3 gotas de solución de fenolftaleina al 0,1%. Se titula con solución de hidróxido de sodio 0,1 M hasta aparición del primer color rosado pálido permanente con fenolftaleina, repitiéndose el mismo proceso de titulación en los otros dos frascos erlenmeyer.


(Figura 8.1) (Pasos a seguir en la neutralización de la solución de vinagre) CÁLCULOS: Para la reacción de neutralización entre ácido acético y el hidróxido de sodio: CH3COOH(a) + NaOH(ac)

CH3COONa(ac) + H2O(l)

(11.5)

En el punto final tenemos: moles de hidróxido consumidos = moles totales de ácidos presentes (Expresados todos como moles de ácido acético, HAc) Moles de ácido (como HAc) = V NaOH x M NaOH y de aquí obtenemos la concentración molar del HAc MHAc 

V NaOH xM NaOH V HAc enlalicuot a

(11.6)

Como la molaridad del ácido en la alícuota es la misma que en la solución diluida. masa de HAc = M HAc x V HAc x peso Molecular HAc donde V HAc es el volumen de la solución diluida de vinagre. El porcentaje en peso (%) del ácido acético en la muestra de vinagre podrá ser reportado mediante la siguiente expresión. % en peso de HAc 

masa de HAc x 100 masa de vinagre pesada

(11.7)

Laboratorio Básico de Química_____________________________________ 77 ANOTACIONES: El estudiante deberá llevar un registro de las siguientes anotaciones y determinaciones experimentales realizadas en la práctica. 1) Masa en gramos de la muestra de vinagre comercial inicialmente tomada. 2) Volumen en mL de hidróxido de sodio (NaOH) gastados en cada una de las tres (3) titulaciones de la solución diluida del vinagre comercial. 3) Molaridad (M) de cada una de las tres soluciones de vinagre diluido. 4) Molaridad promedio del vinagre (M). 5) Desviación relativa de la medida anterior. 6) Porcentaje en peso (% p/p) del ácido (HAc) en la muestra de vinagre comercial. 7) Fuerza del vinagre (en gramos) 8) Observaciones, discusión de resultados y conclusiones.

PREGUNTAS Y PROBLEMAS 1) ¿Por qué se describen las ecuaciones ácido-base como reacciones de neutralización? 2) Aunque muchas sales pueden formarse por diversas reacciones, normalmente se considera que son el producto de la reacción de un ácido con una base. Para cada una de las sales que se indican a continuación elija el ácido y la base que la producen al reaccionar: a) Na3PO4 b) Al2(SO4)3 c) (NH4)2CO3 d) Pb(NO3)2 e) NH4CH3COO Escriba la ecuación molecular y la ecuación iónica total para la formación de cada una de las sales anteriores. 3) De un ejemplo de un ácido monoprótico, uno diprótico y uno triprótico. ¿Qué es un ácido fuerte? ¿Qué es un ácido débil? Explique. 4) ¿A qué se debe el paso de corriente eléctrica a través de un electrolito? a) Sólo al movimiento de electrones. b) Sólo al movimiento de cationes. c) Sólo al movimiento de aniones. d) Al movimiento simultáneo de aniones y cationes. 5) ¿Por qué una solución acuosa de ácido clorhídrico (HCl) conduce la electricidad y una de HCl en benceno no la conduce? Explique. 6) El agua para que contiene iones tanto ácidos como básicos es neutra. ¿Por qué? ¿Qué significa que una sustancia sea anfótera?¿Es el agua una sustancia anfótera? Demuéstrelo mediante ecuaciones. 7) ¿Por qué se deben curar las pipetas y buretas que se utilizan en esta titulación? ¿Por qué no deben curarse los erlemeyer o vasos de precipitados que se emplean para la titulación? ¿En caso de haberse curados, el % en peso de ácido acético de la muestra de vinagre sería mayor o menor que el verdadero? Explique. 8) ¿Qué son los indicadores? De ejemplos de ellos. ¿Qué significa el intervalo de viraje de un indicador? ¿Qué queremos expresar al decir que una disolución es ácida o alcalina respecto a un indicador? Explique. 9) ¿Cuál será el % en peso de ácido acético en una muestra de vinagre comercial que tiene una fuerza de 70,5 gramos? ¿Cuál será la fuerza expresada en granos de una muestra de vinagre comercial que contiene 4,72% en peso de ácido.


10) Treinta (30) gramos de vinagre comercial se colocan en un balón aforado de 200 mL de capacidad, se llevan a la marca de aforo con agua destilada y se homogeniza la solución resultante. ¿Qué volumen de NaOH 0,2200 M se consumirán al titular la solución anterior sabiendo que el vinagre original tenía 4,82% en peso de ácido acético? 11) Durante la titulación de 5,00 mL de vinagre comercial se gastaron 37,70 mL de una solución acuosa de NaOH 0,1050 M para neutralizarlo hasta el punto final de la fenoltaleina. Si la densidad del vinagre es de 1,007 g/mL determine: a) Molaridad de la solución de vinagre. b) Porcentaje en peso de HAc referido a la masa de vinagre. 12) Una solución de amoniaco casero contiene 5,03 % en peso de amoniaco y posee una densidad de 0,979 g/mol.¿Que volumen de la solución de vinagre del problema anterior se requiere para neutralizar 1 litro de la solución casera de amoniaco?


PRÁCTICA Nº 8 DUREZA DEL AGUA OBJETIVO DE LA PRÁCTICA: Determinar la dureza total, dureza cálcica y dureza magnésica de una muestra de agua de grifo y expresar los resultados en partes por millón (ppm) de carbonato de calcio. NATURALEZA DE LA INVESTIGACIÓN: A un volumen perfectamente conocido de agua del grifo se le añade, dependiendo del tipo de dureza que se quiera determinar, el indicador apropiado, el cual es capaz de reaccionar con los iones metálicos presentes en la muestra de agua, formándose de esta manera un complejo metálico, virando la coloración del indicador de azul a rojo o rosado. Mediante una titulación adecuada se restaura la coloración de la muestra de agua hasta un azul puro indicando este viraje el punto final de la misma. A partir de los volúmenes de la muestra empleada de agua y del titulante utilizado, se podrá determinar la dureza de la misma. INTRODUCCIÓN: En la naturaleza no existe el agua químicamente pura, ya que en su ciclo hidrológico ella disuelve, absorbe, almacena y arrastra minerales, gases, compuestos orgánicos, vegetales y microorganismos que le confieren características muy peculiares; la calidad del agua depende de la mayor o menor concentración de esas sustancias extrañas a su composición. La propiedad de solvente casi universal del agua hace que esas concentraciones alcancen a veces valores muy significativos, con límites intolerables para los usos más comunes a que se destina este líquido. De aquí se desprende la necesidad de aplicar tratamientos correctivos, en la mayoría de los casos, con el objeto de modificar en el agua su apariencia física, su carácter químico y sus condiciones bacteriológicas. Dependiendo de la fuente de procedencia, las aguas pueden ser clasificadas según su origen en meteóricas, que provienen de las lluvias, y telúricas que existen en la tierra en forma superficial o subterránea. Según su uso las podemos catalogar como potables que se emplean en la alimentación de los seres humanos, y no potables entre las cuales tenemos las venosas, termales, salobres e industriales. Según la organización mundial de la salud (OMS) el agua de bebida patrón debería contener menos de 500 ppm de productos sólidos totales disueltos. El agua es una sustancia que la industria usa en tan vastas cantidades que sobrepasa en mucho a todos los otros materiales. Algunos de las funciones elementales del agua en las industrias son las siguientes: a) Producción de energía por vaporización. b) Transferencia de calor. c) Transporte de materias primas o desechos. d) Acción mecánica. e) Fabricación de productos. f) Lavado de piezas o productos. g) Lavado de gases. h) Preparación de baños industriales. Etc, etc.


Algunas de las industrias que requieren de grandes cantidades de agua son, entre otras: 1) Embotelladoras, cerveceras y destilerías. 2) Cerámicas y Plantas químicas. 3) Industria Alimenticia. 4) Plantas de gas. 5) Refinerías y Siderúrgicas. 6) Fábricas de papel. Etc, etc. Como referencia se ejemplifica las toneladas de agua utilizadas en la producción de algunos materiales: 250 ton de agua por 1 ton de acero 700 ton de agua por 1 de papel 1200 ton de agua por 1 de aluminio Antes de que el agua pueda ser adecuada tanto para el consumo humano como industrial deberá ser sometida a una serie de procesos que la acondicionen para el fin que se le va a destinar. El agua para el consumo humano deberá ser higiénicamente segura, estar libre de impurezas suspendidas o disueltas, no contener microorganismos patógenos, tener oxígeno disuelto y contener en disolución pequeñas cantidades de algunas sales (no mayor de 0,25 g por litro) que son de suma importancia para la salud. Por otra parte el agua para calderas deberá estar libre de sustancias que puedan formar incrustaciones. Entonces hay que asegurarse mediante análisis físico-químicos y bacteriológicos que la calidad del agua es apropiada para los fines dispuestos. Los métodos de análisis de agua pueden ser clasificados en específicos y no específicos. En el primero se determina la presencia o cantidad de un contaminante específico como puede ser el plomo, el mercurio o el fosfato. Los métodos no específicos miden características generales que pueden depender de varias sustancias, entre estas tenemos: color, olor, pH, acidez, alcalinidad, turbidez, cantidad de sólidos suspendidos, demanda química de oxígeno, demanda biológica de oxígeno y dureza dela gua, este último será el análisis a realizar en el laboratorio. FUNDAMENTO TEÓRICO: Se define como dureza de una muestra de agua, la suma de la concentración de todos los cationes metálicos, sin incluir los alcalinos, presentes en dicha muestra, expresando su concentración en equivalentes de carbonato de calcio (CaCO3). Una consecuencia de la dureza del agua se refleja de manera crítica en la industria en la formación de incrustaciones y sedimentos en unidades tales como calentadores y caldera, los cuales se ven sometidos a aumentos variables de temperatura. El ablandamiento es la transformación de los compuestos responsables de la dureza del agua en productos insolubles, mediante la utilización de resinas y compuestos químicos. Los iones responsables de esta dureza son primordialmente el Ca++ y el Mg++ y las aguas que los contienen se denominan aguas duras.


De acuerdo a su dureza podemos clasificar las aguas como: Denominación ppm CaCO3 muy suaves 0 a 15 suaves 16 a 75 medias 76 a 150 duras 151 a 300 muy duras Más de 300 (Tabla 13.1) (Clasificación de las aguas atendiendo a su dureza, 1 ppm = 1 mg por litro) La dureza del agua puede ser clasificada en los siguientes términos: 1) Dureza total: Proveniente de las sales de calcio y magnesio presentes en el agua. 2) Dureza cálcica: Provocada por la presencia del ion calcio (CA ++). 3) Dureza magnésica: Provocada por la presencia del ion magnesio (Mg ++) 4) Dureza carbonática: La presente bajo la forma de carbonatos (CO =) y bicarbonato (HCO-3) 5) Dureza permanente o no carbonática: La presenta bajo la forma de cloruros (Cl-), sulfatos (SO=4) y nitratos (NO-3) La dureza carbonática se ha denominado también temporal, porque es eliminada parcialmente por ebullición, de la siguiente manera: Ca(HCO3)2(ac)



CaCO3(s)

↓

+ CO(g) ↑ + H2O(l)

Este fenómeno ocasiona la precipitación de los carbonatos más o menos insolubles con la consiguiente incrustación en calderas y calentadores. Los sulfatos de calcio y magnesio causan también, como los correspondientes carbonatos, incrustaciones en calderas. La dureza permanente o no carbonática, no es afectada por la ebullición, y de ahí el nombre que se le asigna. Es bueno mencionar que los cloruros de calcio y magnesio son muy corrosivos para las calderas, causando en ellas las denominadas cavitaciones o ranuras. Se emplean cuatro técnicas para “ablandar” el agua dura que son: la destilación, la

precipitación química, el intercambio iónico y la desmineralización. En la destilación el agua se hierve y el vapor formado se condensa de nuevo, quedando los minerales en el recipiente de destilación. En el método de precipitación los iones calcio y magnesio se precipitan y separan del agua agregando carbonato de sodio (NaCO 3) y cal [Ca(OH)2]. Se forma carbonato de calcio e hidróxido de magnesio insolubles, que precipitan y son eliminados por filtración o sedimentación. 1)

Na2CO3(ac) + Ca++(ac)

2Na+(ac) + CaCO3(s)↓

2)

Na2CO3(ac) + Mg++(ac)

2Na+(ac) + MgCO3(ac)

3)

MgCO3(ac) + Ca(OH)2(ac)

CaCO3(s) ↓ + Mg(OH)2(s)↓


En el método del intercambio iónico se suaviza el agua dura haciéndola pasar por un lecho a tanque de zeolita (silicato complejo de sodio y aluminio). En este proceso, los iones sodio reemplazan a los perjudiciales iones calcio y magnesio suavizando así el agua. 1) Na2Z(s) + Ca++(ac) CaZ(s) + 2Na+(ac) 2)

Na2Z(s) + Mg++(ac)

MgZ(s) + 2Na+(ac)

La zeolita (Z) se regenera por retrolavado utilizando una solución concentrada de cloruro de sodio (salmuera), con lo que se invierte la reacción anterior. CaZ(s) + 2NaCl(AC)

CaCl2(ac) + Na2Z(s)

Los iones sodio presentes en el agua suavizada por precipitación química o por el intercambio iónico no son perjudiciales para la mayoría de los usos que se le da al agua. En la desmineralización se eliminan tanto los cationes (Ca++ y Mg++) como los aniones (HCO-3 , CO=3 , SO=4) mediante un sistema de intercambio iónico en dos etapas. En la primera, los iones metálicos son sustituidos por iones hidrógeno (H +) y en la segunda, los aniones se reemplazan con iones hidróxido (OH -). Este intercambio da como resultado la formación de agua pura de acuerdo con la siguiente reacción: H+(ac) + OH-(ac)

H2O(l)

El agua que se purifica mediante este método se llama agua desmineralizada, porque se eliminan todas las sales minerales.

(Figura 9.1) (Aparato de purificación de agua por intercambio iónico) Existen varios métodos para determinar la dureza de una muestra de agua, entre ellos el método del jabón, el cual es todavía usado en algunas industrias, y otro es el método complejométrico que es más rápido, eficiente y seguro y es el que utilizaremos en la práctica de laboratorio.


En el método complejométrico se utilizan sustancias indicadoras capaces de reaccionar con los iones metálicos responsables de la dureza del agua, formando con ellos complejos quelatos y cambiando de coloración. Así, por ejemplo, el negro de eriocromo T o calcon, es un indicador que tiene una coloración azul en soluciones acuosas de pH = 10, en presencia de cantidades mínimas de iones Mg ++ o Ca++, reaccionan con estos formando el complejo metálico correspondiente (M-Indicador) el cual tiene un color vino o rosado, la reacción de equilibrio que se produce es la siguiente (M++ representa los iones Ca ++ o Mg) 1)

M++(ca) + Indicador (azul)

M-Indicador (rojo o rosado)

Por otra parte el ácido etilenodiaminotetracético (EDTA), el titulante de esta experiencia es capaz de reaccionar con los iones Ca ++ y Mg++ formando el quelato correspondiente, según 2)

M++(ac) + EDTA incoloro

M-EDTA incoloro

El EDTA reacciona con al Ca ++ con mucha mayor intensidad que con el Mg ++. Cuando a la muestra de agua que contiene el quelato M-Indicador y cuya coloración es roja, vino o rosado, se le añade el EDTA, se propicia una competencia entre este y el indicador por los iones metálicos presentes, como el complejo M-EDTA es muchísimo más estable que el complejo M-Indicador, el indicador será desplazado del complejo, quedando libre y apareciendo de nuevo la coloración azul típica del indicador cuando no está formando quelatos con los metales ya mencionados, según la reacción: 3)

M-Indicador + EDTA Rojo o rosado Incoloro

M-EDTA + Indicador Incoloro Azul

Previo a cualquier determinación es conveniente que a la muestra de agua que se le va a determinar la dureza, sea esta la total o cálcica, se le elimine el CO2 disuelto en el agua, ya que este compuesto puede interferir en el viraje de color del indicador. Esta eliminación se puede llevar a cabo añadiendo pequeñas cantidades de ácido clorhídrico HCl, y calentando a ebullición suave, el CO2 del agua que se encuentra en la forma de HCO-3 puede ser eliminado mediante la siguiente secuencia de reacciones. H+(ac) + HCO-3(ac)

H2CO3(ac)



H2O(l) + CO2(g) ↑

Calentamos para disminuir la solubilidad del CO2 y propiciar su eliminación. Una vez eliminado el CO2 hay que eliminar el exceso de HCl presente, ya que este obstaculiza la detección del punto final, impidiendo la aparición del color azul del indicador. Para este fin, se añade a la muestra de agua que s ele va a determinar la dureza, unas gotas del indicador rojo de metilo, con la cual la solución toma un color rojo, y a continuación se le añade una solución de NaOH hasta que haya un cambio de color de rojo a amarillo, indicando con esto la neutralización del exceso de ácido.


PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: Se determinará experimentalmente la dureza total (cálcica y magnésica) y la dureza cálcica de una muestra de agua de grifo; por diferencia entre estas se podrá determinar entonces la dureza magnésica. Como titulante se utilizará una solución del estándar primario EDTA de concentración 0,01M. en la figura 9.2 se muestra el equipo de titulación que se empleará en está práctica, similar al de las restantes prácticas de volumetría.

(Figura 9.2) a)

Dureza total (cálcica y magnésica): Mediante una bureta limpia, transfiera 50,0 mL de agua del grifo a un afiola de 125 mL, elimine el CO 2 disuelto en el agua como ya se indicó anteriormente. Añada 2 mL de solución buffer NH 4OHNH4Cl de pH = 10, a continuación añada una pizca del indicador negro de eriocromo T, con lo que la solución toma una coloración rojo vino. Mediante una bureta se añade gota a gota la solución de EDTA hasta que el color rojo de la solución contenida en la fiola vire a azul. Anote el volumen gastado de EDTA. Repita la titulación dos veces más procurando que el tiempo máximo de cada titulación no sea mayor de 5 minutos. b) Dureza cálcica: Mediante una bureta limpia transfiera 50,0 mL de agua del grifo a una fiola de 125 mL, elimine de la manera indicada el CO 2 disuelto en el agua. Añada 2 mL de NaOH 1N, verificando con un papel indicador que el pH se encuentra entre 12 y 13. Esto propiciará la precipitación del ion Mg ++ como Mg(OH)2 según la reacción: Mg++(ac) + 2OH(ac) Mg(OH)2(s)↓ La estabilidad de este hidróxido es aproximadamente de 10.000 veces mayor que la del quelato Mg-EDTAS, por lo tanto el magnesio tiende a estar fundamentalmente en la forma de un precipitado y se podrá determinar de manera casi exclusiva la dureza cálcica. A continuación añada en la solución una pizca del indicador murexide y disuelva, esta tomará una coloración rosada. Mediante una bureta se añade gota a


gota la solución EDTA hasta que el color rosado de la solución contenida en la fiola vire a un color violáceo. Anote el volumen de EDTA gastado. Repita la titulación dos veces más procurando que el tiempo máximo de cada titulación no sea mayor a 5 minutos. CÁLCULOS: a) Dureza total (cálcica más magnésica). La estequiometria de la reacción del EDTA con los iones calcio (Ca ++) y magnesio (Mg++) es la misma, y puede ser representada mediante la ecuación: Mg++(ac) + EDTA(ac)

M-EDTA(ac)

(13.1)

donde se muestra una relación 1:1 entre el metal y el EDTA, de aquí podemos escribir: Moles de EDTA = moles de Ca ++ + moles de Mg++ = Vy x My

(13.2)

En esta ecuación V y y My representan respectivamente el volumen (en L) y la molaridad de la solución de EDTA. Por definición la dureza del agua se expresa en concentración equivalente de CaCO3, como el ion calcio (y también el magnesio) se encuentran en una relación de 1:1 en sus respectivos carbonatos, podemos escribir: Moles de CaCO3 = moles Ca++ + moles Mg++ = Vy x My

(13.3)

Multiplicando ambos términos de la última ecuación por el peso molecular del CaCO3, transformamos los moles de dicho compuesto en gramos. gCaCO3 = Vy x My x P.M CaCO3

(13.4)

Para transformar los gramos en miligramos multiplicamos por el factor 103 mg/g Mg CaCO3 = Vy x My x P.M CaCO3 x 103

(13.5)

Dividiendo por el volumen de la muestra de agua expresada en litros obtenemos la dureza total en mg/L. Dureza Total 

mgCaCO3

VH 2 O

V y x M y x PM CaCO3 x 103  V H 2 O

(13.6)

b) Dureza cálcica: en este caso interviene únicamente el ion Ca ++, ya que el ion Mg++ fue precipitado como Mg(OH) 2, y los razonamientos anteriores pueden ser moles de Ca++ = moles de EDTA = Vy x My moles de CaCO3 = Vy x My y podemos concluir de manera similar al caso anterior:


Dureza Cálcica 

c)

mgCaCO3

VH 2 O

V y x M y x PM CaCO3 x 10 3  V H 2 O

Dureza magnésica: Como en las aguas venezolanas la dureza viene representada casi exclusivamente por los iones Ca ++ y Mg++, podemos escribir:

Dureza total = Dureza cálcica + Dureza Magnésica Dureza Magnésica = Dureza total - Dureza cálcica

(13.7)

ANOTACIONES: El estudiante deberá llevar un registro de las siguientes anotaciones y determinaciones experimentales realizadas en el laboratorio. 1. Volumen (en mL) de ácido etilenodiaminotetracético (EDTA) gastados en cada una de las tres (3) titulaciones realizadas con el agua de grifo en la determinación de la dureza total. 2. Volumen promedio en mL (V) de EDTA consumido en la determinación anterior. 3. Dureza total en ppm de la muestra de agua utilizando el volumen promedio de EDTA. 4. Volumen en mL de EDTA gastados en cada una de las tres (3) titulaciones realizadas con el agua de grifo en la determinación de la dureza cálcica. 5. Volumen promedio en mL (V) de EDTA consumido en esta última determinación. 6. Dureza cálcica en ppm de la muestra de agua utilizando el volumen promedio de EDTA gastado en la titulación anterior. 7. Dureza magnésica en ppm de la muestra de agua procesada. 8. Observaciones, discusión de resultados y conclusiones.



Explique los métodos utilizados en la purificación y ablandamiento del agua. ¿Cuál es el peligro de emplear agua dura en las calderas de vapor? Explique.

2)

Las incrustaciones de compuestos inorgánicos en las calderas de vapor pueden llegar a producir explosiones en las mismas. Explique como puede llegar a suceder esto.

3)

¿Qué inconvenientes presenta el método de la destilación en la purificación de cantidades relativamente grandes de agua? ¿Qué sería más conveniente para tal fin: la destilación simple o la destilación fraccionada? Explique.

4)

¿En la purificación del agua que utilidad tienen el empleo del hipoclorito de sodio (NaClO)? ¿Y el añadido de fluoruro de sodio? Explique.

5)

La dureza permanente debida por ejemplo al cloruro de calcio (CaCl2) puede ser eliminada con carbonato de sodio (Na 2CO3). Diseñe mediante ecuaciones químicas un proceso que permita eliminar esta dureza.

6)

¿Cómo interfieren los cationes metálicos de las aguas duras en la acción limpiadora delos jabones? Explique.

7)

Para limpiar aparatos electrodomésticos que poseen incrustaciones de carbonato de calcio, se recomienda dejarlos por 24 horas en una mezcla de agua-vinagre en proporción 1:1. Escriba la reacción química correspondiente a este proceso de limpieza. (El vinagre es una solución acuosa de ácido acético de aproximadamente 4 a 8% en peso de ácido).

8)

¿Qué diferencia existe entre agua pesada y agua dura? Explique.

9)

Se desea suavizar agua que tiene una concentración de Ca ++ igual a 5,00 x 104 M y de Mg ++ igual a 7,00 x 10-4 M. ¿Cuántos gramos de Ca(OH) y de na CO 2 2 3 se deben añadir para suavizar 1000 litros de esta agua?

10) ¿Es potable el agua que tiene una concentración 5,00 x 10 -3 M en carbonato de calcio?¿Cómo la clasificaría usted en cuanto a su dureza? 11) ¿Cómo clasifica usted un agua que es 2,00 x 10 -3 M en CaCO3 y 1,78 x 103 M en MgCO3? ¿Qué porcentaje en la dureza total representa el ion magnesio? 12) Una muestra de 50 mL de agua titulada para la determinación de dureza total y se gastaron 10,00 mL de solución EDTA 0.01 M. Otra muestra con 45 mL de agua fue titulada para la determinación de la dureza cálcica gastándose 8,00 mL de una solución de EDTA 0.001 M. ¿Cómo clasificaría usted esta agua? ¿Cuál es el valor de dureza magnésica?


PRÁCTICA Nº 9 REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN PROBLEMA A INVESTIGAR : Determinar la concentración de una solución reductora mediante el empleo de una solución oxidante de concentración conocida. OBJETIVO DE LA PRÁCTICA: Mediante el empleo de empleo de técnicas volumétricas ya practicadas, y utilizando una solución de concentración conocida, se determinará la concentración de una solución de permanganato de potasio, y a partir de ella se establecerá la concentración de una solución reductora de una sal de hierro. En ambas determinaciones el permanganato actúa como autoindicador. INTRODUCCIÓN: Originalmente el término de oxidación fue aplicado a reacciones en los cuales una sustancia de combinaba con oxígeno. Por ejemplo: 2Cu(s) + O2(g)

2CuO(s)

El término de reducción fue aplicado originalmente a reacciones en las cuales se removía oxígeno de una sustancia. Por ejemplo: CuO(s) + H2(g)

Cu(s) + H2O

Sin embargo la definición presente de reacciones de oxidación-reducción tiene un significado mucho más amplio; la reacción no requiere necesariamente la presencia de oxígeno o de hidrógeno para que se lleve a cabo. La oxidación-reducción, a la que a veces se designa por un nombre abreviado de redox, es un proceso químico en el que cambia el número de oxidación de uno o más elementos. Hay oxidación cada vez que el número de oxidación de un elemento aumenta como consecuencia de una pérdida de electrodos. Por el contrario, hay reducción cuando el número de oxidación de un elemento disminuye como consecuencia de una ganancia de electrones. Los dos experimentos siguientes muestran ejemplos de reacciones redox. 1) Cuando un pedazo de metal cinc es sumergido en una solución acuosa de iones cobre (II), el cinc se disuelve, se forma un precipitado de cobre metálico y la solución pierde el color azul característico del ion cobre (II): Zn(s) + Cu++(ac) 2)

Zn++(ac) + Cu(s)

Cuando se sumerge un alambre de cobre limpio en una solución acuosa que contiene iones plata, aparecen “líneas” del metal plata a lo largo del alambre y

la solución originalmente se torna azul debido a la formación del ion cobre (II), según la reacción: 2Ag+(ac) + Cu(s)

Cu++(ac) + 2Ag(s)


En cada uno de los dos experimentos resulta claro que la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente, ya que cuando un metal se está consumiendo el otro se está formando. “Cada vez que ocurre una oxidación con la consiguiente pérdida de

electrones, necesariamente tiene que ocurrir una reacción de reducción en donde se ganan los electrodos anteriormente perdidos .” La sustancia que causa un aumento en el estado de oxidación de otra se llama agente oxidante. La sustancia que produce una disminución en el estado de oxidación de otra se le denomina agente reductor. En los experimentos anteriores, el cinc en la primera reacción y el cobre en la segunda, actúan como agentes reductores, ya que ambos sufren el proceso de oxidación. El cobre en la primera y la plata en la segunda actúan como agentes oxidantes, ya que ambos sufren el proceso de reducción. Las reacciones de oxido-reducción constituyen uno de los tipos más importantes de reacciones químicas tanto a nivel de los fenómenos naturales como a través de los procesos industriales. Así, por ejemplo, las reacciones de desplazamiento son todas reacciones redox. Las reacciones de descomposición y combinación en la que participan elementos libres, como reactivos y productos, siempre son reacciones redox. Sin embargo, las reacciones de metátesis (dos compuestos reaccionan para formar dos nuevos compuestos) nunca son reacciones redox. A continuación se esquematizan algunos de los diferentes tipos de reacciones químicas, (tomando en cuenta la transferencia o no de electrones). REACCIONES QUIMICAS

OXIDOREDUCCIÓN

METÁTESIS

PRECIPITACIÓN

Descomposición (Los productos son elementos)

NEUTRALIZACIÓN

SÍNTESIS (Los reactivos son elementos)

COMBUSTIÓN

(Figura 10.1) Como ejemplo de algunos procesos donde ocurren importantes reacciones redox podemos citar los siguientes en el funcionamiento de las pilas eléctricas, en la fotografía, en las plantas generadoras de electricidad, en el fenómeno del rayo y el relámpago, en la fotosíntesis, en los procesos metabólicos en la respiración, en el funcionamiento del sistema nervioso y del corazón, en la combustión, en la corrosión, en la oxidación y fermentación y en infinidad de otros procesos ya sean naturales o de índole industrial.


FUNDAMENTO TEÓRICO: Para explicar los cambios electrónicos ocurridos en las reacciones de oxidación-reducción y poder discernir cuando una reacción es o no es redox, es necesario definir lo que es el número de oxidación. El número de oxidación de un átomo (estado de oxidación) puede considerarse que representa el número de electrones ganados, perdidos o comportados desigualmente por dicho átomo. Los números de oxidación pueden ser cero, positivos o negativos, enteros o fraccionados. Cuando el número de oxidación de un átomo es cero, el átomo tienen el mismo número de electrones asignados que los que tiene el átomo neutro. Cuando el número de oxidación es positivo tiene menos electrones asignados que los que hay en el átomo neutro y cuando el número de oxidación es negativo, el átomo tiene asignado más electrones que los que hay en el átomo neutro. La asignación de los números de oxidación se realiza conforme a reglas, aparentemente arbitrarias, de la siguiente manera: 1) Todos los elementos en estado libre (no combinados con otros elementos) tienen un número de oxidación igual a cero. Por ejemplo: Na, Cu, H 2, O 2, O3, P4, Sg… 2) Los metales alcalinos (Grupo IA) en sus compuestos siempre tienen un número de oxidación de +1; los metales alcalinotérreos (Grupo IIA) en sus compuestos siempre presentan un número de oxidación de +2. 3) El H siempre es +1, excepto en los hidruros metálicos donde su número de oxidación es de -1, como en el NaH, CaH 2; BH3, LiA1H4, etc. 4) El número de oxidación del O es siempre -2, excepto en los peróxidos donde es -1, los superóxidos donde es -1/2 y en el OF2 donde es +2. 5) El elemento metálico en un compuesto iónico tiene número de oxidación positivo. 6) En los compuestos covalentes al átomo más electronegativo se le asigna un número de oxidación negativo. 7) La algebraica de los números de oxidación en un compuesto es igual a cero. 8) El número de oxidación de una especie iónica monoatómica es igual en magnitud y signo a la carga que porta el ion. 9) La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos en un ion poliatómico es igual en magnitud y signo a la carga que porta el ion. Las reglas para asignar números de oxidación indican que “El incremento total de

los números de oxidación debe ser igual a la disminución total de los números de

oxidación en todas las reacciones redox”. “Si en una reacción química no hay ningún

cambio en los números de oxidación de los elementos que participan en ella, entonces la reacción no es de oxido- reducción”. Estas equivalencias son el fundamento para el balanceo de las ecuaciones redox, ya sea por el método del ion-electrón o del cambio en el número de oxidación. En ambos métodos se cumplen las dos premisas siguientes: a) Balance de masa: Debe haber el mismo número de átomos de cada tipo tanto en los reactivos como en los productos. b) Balance de cargas: La suma de las cargas reales (positivas y negativas) en los lados derecho e izquierda de la ecuación deben ser iguales. Las dos reacciones redox implicadas en la presente práctica involucran el uso del permanganato de potasio (KMnO4) como agente oxidante y del ácido oxálico (H 2C2O4) y el sulfato ferroso (FeSO 4) como agentes reductores.


El KMnO4 se ha utilizado como agente oxidante por más de cien años. Es un reactivo que está disponible con facilidad, no es caro y en líneas generales no requiere de indicador. Una gota de KMnO 4 0,1 N imparte un color rosa perceptible al volumen de solución usualmente empleado en las titulaciones volumétricas. El KMnO4 participa en variadas reacciones químicas, ya que el manganeso puede existir en diferentes estados de oxidación (+2, +3, +4, +6 y +7). Una de estas reacciones es la que se lleva a cabo en la práctica actual y ocurre en soluciones acidas: MnO-4(ac) + 8H+(ac) estado +4:

Mn++(ac) + 4H2O(L)

El la reacción del ácido oxálico, cada carbono es oxidado del estado +3 al C2O4= (ac)

2CO2(g) + 2e-

La reacción entre el permanganato de potasio y el ácido oxálico se realiza según la ecuación química siguiente: 2MnO4(ac) +16H+(ac) + 5C2O=4(ac)

2Mn(ac) + 10CO2(g) + 8H2(l) (12.1)

La ecuación (12.1) indica que la proporción en que reaccionan el permanganato de potasio y el ácido oxálico es la siguiente: moles (n) KMnO4 moles (n)C 2 O4 H 2



2 5

(12.2)

Cuando el sulfato ferroso reacciona con el permanganato de potasio, el Fe ++ es oxidado a Fe+++: MnO=4(ac) + 5Fa++(ac) + 8H+(ac)

Mn++ + (ac) + 5Fe+++(ac) + 4H2O(l) (12.3)

De acuerdo a la estequiometría de la ecuación (12.3), la relación entre el KMnO 4 y el FeSO4 que reaccionan es la siguiente: moles (n) KMnO4 moles (n) FeSO 4



1 5

(12.4)

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: El montaje experimental para la determinación de concentraciones de soluciones, que se muestra como Figura 12.2, es similar al utilizado en las anteriores prácticas de volumetría, excepto que en esta práctica no se utiliza indicador ya que el KMnO4 actúa como tal. a) Valoración de una solución de KMnO4: Con una pipeta se miden 10 mL de una solución de ácido oxálico (H 2C2O4) de concentración conocida, se vierten en una fiola de 125 mL, se le añaden aproximadamente 3 mL de una solución de ácido sulfúrico al 20% en peso y se calienta hasta una temperatura de 70 a 80


ºC añadimos lentamente desde una bureta, una solución de KMnO 4 de concentración desconocida sobre la solución de ácido oxálico contenida en la fiola y agitamos durante todo el proceso. El punto final de la titulación es indicado por una coloración rosa pálida permanente debido al ligero exceso del permanganato sobre el agente reductor. Se repite el proceso de titulación anterior por dos veces más. b) Valoración de una solución de FeSO4: Se miden con una pipeta 10 mL de solución de sulfato ferroso de concentración desconocida, se colocan en una fiola de 125 mL y se le añaden 2 mL de la solución de ácido sulfúrico al 20% en peso. Se añade desde la bureta la solución de permanganato de potasio gota a gota. El punto final de la titulación viene dado por una coloración rosa pálida permanente debido al ligero exceso de permanganato sobre el agente reductor. Se repite el proceso anterior de titulación por dos veces más.

CALCULOS:

(Figura 10.2)

a) Valoración de una solución de KMnO4 Conocido el volumen de ácido oxálico empleado así como su concentración (molaridad), y el volumen de permanganato consumido, podemos hallar la molaridad de este último. Partiendo de la ecuación (12.2) y dado que el número de moles que reaccionan es igual al producto de la molaridad por el volumen consumido, podemos calcular la molaridad del permanganato: 2(nLMnO4 )

VKMnO4  MKMnO4 5(nC 2 O4 H 2 ) VC 2 O4 H 2  MC 2 O4 H 2 


En el punto final de la titulación, o punto de equivalencia, se tiene: 5xV.KMnO4 xMKnO4 = 2xCV2O4H2 x MC2O4H2 M  KMnO4



2 xVC 2 O4 H 2  MCO4 H 2 5  VKMnO4

(12.5)

Calculamos la molaridad del permanganato en cada una de las tres experiencias realizadas y con estos valores calcularemos la molaridad promedio del KMnO4. b) Valorización de una solución de FeSO4 De manera similar o lo anterior, conociendo ya la M promedio del KMnO 4 a partir de la ecuación (12.4): 1 5

(nKMnO4 )  VKMnO 4  MKMnO4 (nFeSO4

VFeO 4  MFeSO4

En el punto final de la titulación se tiene: 5VKMnO4 x MKMnO4 = VFeSO4 x MFeSO4 MFeSO4



5.VKMnO4  MKMnO4

VFeSO 4

(12.6)

Determinamos la molaridad de la solución de sulfato en cada una de las tres experiencias realizadas y con estos valores calculamos la molaridad promedio del FeSO4. c) Determinación de la cantidad de Fe, en mg, presente en la muestra. Conociendo el volumen (en litros), la molaridad de la solución de FeSO4, el peso fórmula del FeSO4 (151,5 g/mol) y el factor de conversión de miligramos a gramos, podemos conocer la cantidad de FeSO 4 presente en el volumen de muestra dada: mg FeSO4 = VL x m moles/L x 151,5 g/mol x 103 mg/g

(12.7)

Para calcular los miligramos de Fe presentes en un volumen de solución dado, se puede proceder de dos maneras. La primera, aplicando la expresión (12.7) y, dado que un mol de FeSO 4 contiene un mol de Fe, sustituiremos el peso fórmula del FeSO 4 por el del Fe (55,85 g/mol). mg Fe = VL x M.mol/L x 55,80 g/mol x 10 3 mg/g

(12.8)


Los mg de Fe se pueden calcular también a partir de la masa de FeSO4 obtenida y del factor de conversión Fe a FeSO 4: mgFe  mgFeSO4 

55,05 151,5

(12.9)

ANOTACIONES: El estudiante deberá llevar un registro de las siguientes anotaciones y determinaciones experimentales realizadas en la práctica. 1) Volumen en mL de permanganato de potasio (KMnO 4) gastados en cada una de las tres (3) titulaciones realizadas con el ácido oxálico (H 2C2O4). 2) Molaridad promedio (M) de la solución de KMnO 4 utilizando el promedio de los volúmenes gastados en las titulaciones anteriores. 3) Desviación relativa de los volúmenes en el punto anterior. 4) Volumen en mL KMnO 4 gastados en cada una de las tres (3) titulaciones realizadas con la solución de sulfato ferroso (FeSO4). 5) Molaridad promedio (M) de la solución de FeSO 4 utilizando el promedio de los volúmenes de KMnO4 gastados en el punto anterior. 6) Desviación relativa de los volúmenes. 7) Masa de hierro (en mg) presente en la solución de FeSO 4. 8) Observaciones, discusión de resultados y conclusiones.

PREGUNTAS Y PROBLEMAS: 1) 2) 3) 4)

5) a) b) c) d) 6)

¿Una sustancia puede actuar al mismo tiempo como agente oxidante y como agente reductor en la misma reacción química? Explique. Se disuelve 1 mol de cierto agente oxidante en agua hasta completar un litro de solución. ¿Se puede decir que esta solución es 1 molal (1 m)? ¿Y molar (1M)? Explique. Un mol de ácido oxálico anhidro (C 2H2O4) y un mol del mismo ácido dihidratado se disuelven, por separado, en agua hasta completar un litro de solución. ¿Tienen las dos soluciones la misma molaridad? Explique. En esta práctica la solución de ácido oxálico previamente acidificada y colocada en una fiola se titula en caliente con solución de KMnO 4 vertida desde la bureta. ¿Qué dificultad cree usted que se presentaría si la titulación se realiza en forma inversa? Por qué esta valoración debe hacerse en caliente? Explique. Determine los números de oxidación del: Carbono en el C2H4O2. Boro en el B4H10. Cromo en el Na 2Cr2O7. Oxígeno en el KO2. Determine cuáles de las siguientes reacciones sin balancear son redox, e identifique los agentes oxidantes y los agentes reductores. a) HgCl2(s) + Kl(s) Hgl2(s) + KCl(s) b) H2O2(ac) H2O(l) + O2(g) c) Mn(OH)2(s) MnO2(ac) + H2O(l)


d) PCl3(ac) + H2O(l) HCl(ac) + H3PO3(ac) ¿Hace falta balancear las ecuaciones anteriores para poder contestar las preguntas anteriores? Explique. 7) Balancee las ecuaciones redox en solución ácida, de ser necesario añada H- y H2O. a) Fe+2(ac) + MnO-4(ac) Fe+3(ac) + Mn+2(ac) b) PbO2(s) + Cl-(ac) PbCl2(s) + Cl2(g) c) HBrO(ac) Br (ac) + O2(g) 8) Balancee las siguientes ecuaciones redox en solución básica, de ser necesario añada OH- y H2O. a) N2H4(ac) + Cu(OH)2(s) N2(g) + Cu(s) b) CN (ac) + MnO 4(ac) CNO-(ac) + MnO2(s) c) Cl2(g) ClO-3(ac) + Cl-(ac) 9) Para la reacción de óxido-reducción: MnO(s) + PbO(s) + HNO3(ac) HMnO4(ac) + Pb(NO3)2(ac) + H2O(l) ¿Cuál es la molaridad de una solución de MnO que reacciona según la ecuación anterior y tiene una concentración de 7,1 g/l? 10) Para conocer la concentración de una solución de KMnO 4, se titularon 20 mL de esta solución con un estándar primario de ácido oxálico de concentración 0,0475 M valoraron 25 mL de solución de FeSO 4 con el permanganato ya titulado, gastándose 19,70 mL de este último para alcanzar el punto final. ¿Cuántos mg de hierro existen en la muestra inicial de FeSO 4?


PRÁCTICA Nº 10 DESTILACIÓN SIMPLE OBJETIVO DE LA PRÁCTICA: Estudiar mediante el empleo de la técnica de destilación simple, el comportamiento de sustancias líquidas puras y de una mezcla binaria de líquidos miscibles entre sí. NATURALEZA DE LA INVESTIGACIÓN: Para una sustancia líquida pura conocida, y mediante el proceso de destilación simple se obtendrán datos de temperatura contra volumen de destilación, y de la gráfica de estos valores podrá obtenerse el punto de ebullición de dicha sustancia. Se repetirá, de manera idéntica, la experiencia anterior tanto para un líquido desconocido, como para una mezcla binaria de líquidos miscibles entre sí. Mediante el empleo de datos temperatura contra volumen de destilado podrá determinarse gráficamente el punto de ebullición del líquido desconocido y la composición porcentual (v/v) de la mezcla. INTRODUCCIÓN: Con el nombre de destilación se entiende la separación de los componentes de una mezcla líquida por vaporización parcial de la misma, de manera tal que la composición del líquido de partida, resultando también diferente la composición del líquido residual. Históricamente la destilación nace como un proceso utilizado en la obtención de bebidas alcohólicas. Hoy en día la destilación es una de las operaciones básicas más importantes de la industria química y petrolera, así como en la investigación. La destilación es el método más usual para separar y purificar mezclas líquidas, tienen innumerables aplicaciones prácticas y se ejecuta tanto en escala de cientos de miles de litros, como con pequeñas muestras analíticas en el laboratorio. Se usa con fines muy variados, entre otros: a) b) c) d) e)

Purificar un componente separándolo de otra sustancia que se introdujo en el curso de su elaboración. Para separar componentes de interés comercial o científico. Para separar disolventes que se recuperan y reciclan devolviéndolos al proceso original. Como ayuda en la identificación de una sustancia líquida pura. Como criterio de pureza de un líquido determinado.

El proceso de destilación implica la vaporización parcial del líquido y posterior condensación de sus vapores permitiendo de esta manera la separación del producto, tanto de las impurezas volátiles como de las menos volátiles, basándose en las diferencias existentes entre los distintos puntos de ebullición. En el proceso de destilación de líquidos miscibles volátiles donde los componentes poseen puntos de ebullición ampliamente diferentes, la evaporización del líquido más volátil se lleva a cabo a una temperatura inferior a la de ebullición del líquido puro, medidas ambas a la misma presión externa.


La destilación como técnica de separación y purificación de sustancias en el laboratorio puede utilizarse en sus diversas modalidades: a) Destilación simple. b) Destilación fraccionada. c) Destilación a presión reducida. d) Destilación por arrastre de vapor. La destilación simple (que es el objetivo de esta práctica) consiste en la vaporización parcial de una mezcla con producción de un vapor más rico en componentes más volátiles que lo que es la mezcla líquida inicial, quedando un residuo líquido más rico en lo componentes menos volátiles. Se puede llevar a cabo de dos maneras diferentes: 1) Destilación de equilibrio o cerrada: Destilación isotérmica, en este caso el líquido se lleva a una temperatura intermedia entre la de principio y fin de ebullición, dejando que a esta temperatura la fase de vapor formada alcance el equilibrio con la fase líquida. 2) Destilación diferencial o abierta: Destilación isobárica, es la que se efectúa normalmente en el laboratorio; se trabaja sin reflujo, llevando continuamente los vapores producidos a un condenador, y recogiendo este condensado en el exterior del montaje. La destilación fraccionada consiste en una aplicación sucesiva de destilaciones simples. Mediante una columna apropiada de fraccionamiento se produce un proceso continuo de ebullición-condensación que permite finalmente obtener al componente más volátil en estado casi puro. La limitación en esa separación se presenta en las denominadas mezclas azeotrópicas, las cuales son combinaciones de líquidos que destilan sin cambio en la composición, el líquido tienen la misma composición que el vapor con el que se encuentra en equilibrio. En la destilación a presión reducida, se aprovecha la circunstancia de que el punto de ebullición es función de la presión externa, y al reducir esta última, el líquido hierve a una temperatura más baja que la que corresponde a la ebullición normal. Es apropiada para destilar aquellos compuestos que se descomponen en las cercanías de su punto de ebullición normal. En la destilación por arrastre de vapor es posible volatilizar sustancias que tienen un punto de ebullición muy superior a la dela gua. La volatilización de estas sustancias es proporcional a su presión de vapor y a su peso molecular; al hacer pasar por ellas una corriente de vapor de agua, son arrastradas por éste y, mediante un refrigerante adecuado se produce la condensación simultánea de la sustancia y el vapor de agua. FUNDAMENTO TEÓRICO: Todos los líquidos tienen moléculas de vapor encima de ellos, y a una temperatura determinada las moléculas en estado de vapor ejercen una presión definida que es independiente de la cantidad de materia presente en cada fase. Esta presión que se denomina presión de vapor de equilibrio del líquido, depende sólo de la naturaleza del líquido y de la temperatura, aumentando en forma directa con el aumento de esta de esta última. En la figura 11.1 se muestra una gráfica que nos da la dependencia de la presión de vapor en función de la temperatura para varios líquidos en función del inverso de la temperatura absoluta


respectivamente. De estos dibujos se desprende que el líquido más volátil de los mostrados es la acetona, y el menos volátil el agua.

(Figura 11.1) Se define como punto de ebullición aquel valor de temperatura en el cual la presión de vapor de un líquido se hace igual a la presión externa. Cuando esta última es de una atmósfera (760 mmHg) se utiliza el término punto de ebullición normal. En el punto de ebullición, las burbujas de vapor que se forman en el cuerpo del líquido son estables, puesto que en ese punto la presión de vapor en el interior de las burbujas es igual a la presión externa y el líquido hierve. A una temperatura determinada, una solución binaria de líquidos volátiles ejerce una presión de vapor definida. En una solución ideal, cada componente ejerce una presión de vapor característica, y la presión total de vapor será la suma de las presiones de vapor de los componentes individuales. Se ha descubierto experimentalmente que las presiones de vapor de los componentes líquidos individuales de una solución ideal son proporcionales a su fracción molar en la solución. Esto se conoce como la Ley de Raoult. Pi = XiPºi

(17.1)

En esta expresión, Pi es la presión de vapor del componente i en la solución, Xi su fracción molar y Pºi la presión de vapor del mismo componente i puro a la temperatura en cuestión. Para una solución binaria ideal de líquidos miscibles y volátiles (1 y 2) podemos escribir: PT = P1 + P2 = X1Pº1 + X2Pº2

(17.2)

Donde PT es la presión de vapor total sobre la solución “Una solución se dice que es ideal cuando todos y cada uno de sus componentes obedecen la Ley de Raoult”.


La presión de vapor de una solución determina sus características de destilación. A una presión externa dada, cualquier solución de composición definida hervirá a una temperatura en la cual su presión de vapor se hace igual a la presión externa. Según la Ley de Raoult soluciones de concentración diferente tendrán presiones de vapor diferente, por ende, hervirán a temperaturas diferentes. Por lo tanto, aquellas soluciones cuyos componentes tienen presiones de vapor elevadas hervirán a temperaturas menores que las soluciones que tengan componentes con bajas presiones de vapor. Esto se debe a que las soluciones con presiones de vapor más alta pueden alcanzar la presión externa a temperaturas menores, con lo cual el líquido hierve. En caso de una solución ideal de líquidos miscibles y volátiles, el punto de ebullición de la solución será siempre menor que el punto de ebullición del líquido puro menos volátil. Para las soluciones binarias de líquidos miscibles y volátiles con puntos de ebullición ampliamente diferentes, la presentación gráfica de los datos temperaturavolumen de destilados, muestra una ruptura en el punto donde el componente más volátil ha sido prácticamente destilado de la solución, tal como se muestra en la figura 11.2.

(Figura 11.2) (Destilación de una mezcla binaria hipotética de líquidos miscibles)

Laboratorio Básico de Química_____________________________________100

La nitidez de esta ruptura es una buena medida de la efectividad de la separación de los componentes en la destilación realizada y, está condicionada por los siguientes factores. a) Diferencia en la volatilidad (o en los puntos de ebullición) de las sustancias que destilan; mientras mayor sea esta diferencia más nítida será la ruptura. b) Tipo y eficiencia del equipo usado. Un equipo con reflujo (destilación múltiple) hará más eficiente la separación. c) Velocidad de calentamiento, la cual debe ser realizada con suficiente lentitud. d) Cuidado en la realización del proceso. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: Monte un aparato de destilación similar al mostrado en la figura 11.3, utilizando un balón de destilación de 100 mL y una probeta graduada de 10 mL para recoger y medir el volumen de destilado.

(Figura 11.3) Para todas las experiencias siga el siguiente procedimiento: 1) Los líquidos a ser destilados se introducen en el balón de destilación a través de un embudo de cuello largo, asegurándose que el extremo final del embudo esté por debajo del brazo de destilación. 2) El líquido se agrega de manera tal que el balón esté lleno en algo más de la mitad de su capacidad. 3) Se colocan “perlas de ebullición” en el ba lón de destilación con el fin de optimizar la transferencia de calor al líquido a ser destilado. 4) Comience el calentamiento del balón con llama baja proveniente de un mechero Bunsen. Cuando el líquido comience a hervir ajuste la llama de manera tal que la velocidad de destilación sea de 1 a 2 mL por minuto. 5) Cuando la primera gota de destilado aparezca en el condensador anote en la hoja de datos el tiempo y la temperatura de cada milímetro sucesivo de destilado recogido.


6) 7)

Al completar la destilación, descarte el residuo del balón de destilación, el destilado del cilindro graduado y las perlas de ebullición, en los sitios indicados por el instructor de laboratorio. El balón de destilación debe estar seco antes de que la próxima destilación se inicie.

En la práctica se realizarán las tres experiencias siguientes: 1)Destilación de sustancia líquida pura conocida: Según las instrucciones anteriores se determinará, el punto de ebullición del agua destilada, la cual destilará completamente a una temperatura fija. 2)Destilación de sustancia líquida desconocida: Obtenga del instructor de laboratorio una sustancia líquida desconocida con el fin de determinar su punto de ebullición, siga las instrucciones anteriores. Si la sustancia no está relativamente pura, la temperatura de ebullición, en su lugar debe ser reportado un rango de ebullición, que puede tener una amplitud de varios grados. 3)Destilación de mezcla binaria: Obtenga del instructor de laboratorio una mezcla binaria para destilarla. Siga las instrucciones anteriores, teniendo en este caso mayor cuidado todavía en el control del calentamiento y en la velocidad de la destilación. CÁLCULOS: Para cada uno de los casos anteriores siga el siguiente procedimiento: a) Haga una recopilación de datos tiempo-temperatura-volumen de destilado. b) Grafique en papel milimetrado la temperatura en el eje de las ordenadas y el volumen de destilado recogido en el eje de las abscisas. Sustancia líquida puras conocidas: Como destilan a temperatura fija, lea esta última en el eje de las ordenadas. Sustancia líquida desconocida: Si es pura destilará a una temperatura fija y se determinará como en el caso anterior. En caso contrario se leerá en el eje de las ordenadas el rango de temperatura de ebullición. Mezcla Binaria: De la ruptura de la curva del gráfico: Temperatura vs volumen de destilado, podrá leerse, en el eje de las abscisas, el volumen recogido de componentes más volátil. Como la solución es binaria se podrá determinar fácilmente la composición porcentual de la mezcla. V(menos volátil) = V(total de muestra) – V(recogido) % más volátil = V recogido x 100 V total

(17.3) (17.4)

ANOTACIONES: El estudiante deberá llevar un registro de las siguientes anotaciones y determinaciones experimentales realizadas en la práctica. 1) Volumen en mL, recogidos durante la destilación de la sustancia pura conocida. 2) Temperatura en ºC a la cual fue recogido cada uno de los volúmenes anteriores. 3) Temperatura de ebullición en ºC de la sustancia líquida pura. 4) Volumen en mL recogidos del componente más volátil durante la destilación de la mezcla binaria.


5) 6)

Temperatura de ebullición en ºC del componente volátil. Porcentaje en volumen (% v/v) del componente más volátil en la mezcla binaria. 7) Volumen en mL del componente menos volátil. 8) Temperatura de ebullición en ºC del componente menos volátil. 9) Porcentaje en volumen (% v/v) del componente menso volátil en la mezcla binaria10) Observaciones, discusión de resultados y conclusiones. Si no se dispone de los reactivos requeridos para la realización de la práctica, se efectuaran las siguientes experiencias: 1)Temperatura de Ebullición del Agua Destilada: Según las instrucciones anteriores se determinará, el punto de ebullición del agua destilada, la cual destilará completamente a una temperatura fija. Dicho valor será comparado con los teóricos obtenidos por diversos métodos (Antoine, Clausus Capeiron, entre otros). 2)Destilación de una solución acuosa de Sulfato de Cobre: Obtenga del instructor de laboratorio una solución de CuSO 4 , con el fin de determinar su punto de ebullición, siga las instrucciones anteriores. Compare este valor con el obtenido en la parte anterior.


1)

PREGUNTAS Y PROBLEMAS Explique por qué las personas sienten frío en la piel casi inmediatamente después de caerles algunas gotas de acetona en la misma.

2)

¿Por qué

3)

Durante la destilación el bulbo del termómetro debe estar completamente rodeado por los vapores del líquido que se está destilado. Cuándo esta condición no se cumple, ¿la lectura del punto de ebullición será errónea por exceso o por defecto? Explique.

4)

¿Cómo es la destilación de una sustancia que contiene una impureza insoluble y no volátil, con respecto a la destilación de la misma sustancia pura? Explique.

5)

¿Qué es codestilación? Explique.

6)

Para una mezcla binaria de líquidos inmiscibles entre sí. ¿Cómo es la temperatura de ebullición de dicha mezcla con respecto a la temperatura de ebullición de los componentes puros, referidos todos a la misma presión? Explique.

7)

En la destilación de una mezcla de dos líquidos volátiles, ¿es el vapor siempre más rico en el componente más volátil? Explique.

8)

Una sustancia pura posee un punto de ebullición constante. ¿Un líquido que destila en un punto de ebullición constante indica necesariamente que se trata de una sustancia pura? Explique.

9)

¿Qué ocurre cuando en recipientes separados se hierve por bastante tiempo una solución de HCl al 10% y otra al 25%? Explique.

se recomienda el uso de materiales porosos o “perlas de vidrio”

durante el proceso de destilación?

10) Durante la destilación de 60 mL de una mezcla binaria de los líquidos miscibles A y B se encuentra que en el gráfico “Temperatura vs volumen de destilado”,

ocurre una ruptura cuando se han recogido 20 mL del componente A. ¿Cuál es la composición en volumen de la mezcla anterior?

L V 11) Calcule analíticamente la relación XA /X A para una solución ideal de los líquidos A y B sabiendo que Pº A = 3PºB.

12) Los líquidos volátiles A(PºA = 1000 mmHg) y B(PºB = 500 mmHg) forman soluciones ideales. Una solución formada por a moles de A y b moles de B se calienta hasta una temperatura en la cual su presión de vapor es de 1 atm, luego los vapores se recogen y condensan. Determinar: a) Composición de la solución original. b) Composición del destilado. c) Presión de vapor del condensado.


APÉNDICE RESPUESTA A LAS PREGUNTAS Y PROBLEMAS PRÁCTICA N°1

PRÁCTICA N°2


PRÁCTICA N°4 PRÁCTICA N°3


PRÁCTICA N°6

PRÁCTICA N°5


PRÁCTICA N°7

PRÁCTICA N°8

Guia de Laboratorio Básico de Química

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