Manual Fisicoquimica

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DE BIOTECNOLOGÍA

MANUAL PARA LABORATORIO DE

FISICOQUÍMICA AUTORES:

I.Q.I. Guadalupe Mariana Francisco Torres I.Q.I. Minerva Juárez Juárez I.B.Q. Pedro Miranda Reyes I.B.Q. Luis Martín Morín Sánchez Q.F.I. Raquel Nava Alvárez Dra. Itzia Irene Padilla Martínez

2009

MANUAL DE PRÀCTICAS DE FISICOQUÍMICA

INTRODUCCIÓN El principal objetivo que persigue este manual de prácticas es de servir de guía en el desarrollo práctico del estudiante que cursa la asignatura de FISICOQUÍMICA. Para este fin es necesaria la comprensión de determinados conceptos teóricos imprescindibles en el manejo de los datos experimentales obtenidos durante el desarrollo de la práctica. Entonces, es muy importante la lectura previa y discernimiento de los fundamentos de cada práctica antes de iniciar la sesión en el laboratorio. Esto se logra con un poco de empeño por parte del estudiante, quién no solo debe conformarse con la lectura de los fundamentos, sino que debe consultar las fuentes bibliográficas pertinentes. De mucha ayuda resulta para esto último la realización de un protocolo de investigación que propone preguntas, solicita la búsqueda de datos y pide que se elabore un diagrama de flujo del desarrollo de la práctica, con el fin de que el estudiante conozca el procedimiento que debe seguir. El reporte escrito de la práctica debe incluir: (a) Objetivos: deberá incluir tanto los propuestos como los que eventualmente dicte el profesor e inclusive algún objetivo que la inventiva del estudiante proponga con respecto al tema estudiado. (b) Presentación de los resultados: tanto los datos como los resultados experimentales deberán presentarse utilizando tablas y gráficas debidamente intituladas. En secuencias repetitivas de cálculos se deberá ejemplificar la forma como se llevó a cabo el tratamiento de los datos experimentales incluyendo el análisis dimensional. (c) Análisis de resultados: en esta sección del informe, el estudiante interpretará los resultados obtenidos experimentalmente dentro de un marco teórico-conceptual, en el apartado correspondiente de cada práctica se proponen ciertos lineamientos para llegar a este fin. Entiéndase que no son preguntas que hay que contestar secuencialmente, sino una guía. (d) Conclusiones: éstas deberán ser congruentes con los objetivos, estar fundamentadas en el análisis de resultados y en las observaciones realizadas durante el trabajo práctico. Asimismo puede incluirse sugerencias que estén encaminadas a la obtención de datos más confiables y precisos. (e) Bibliografía: se anotarán aquellas referencias bibliográficas que respalden tanto el análisis de resultados como a las conclusiones. Estas referencias deberán citarse correctamente a lo largo del texto. Este conjunto de prácticas es perfectible, por lo que se agradecen los comentarios y sugerencias tanto por parte de los estudiantes como de los profesores que hagan uso de este manual. Los Autores

2 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


INDICE

Nombre de la práctica

Núm. de

Página

Práctica 1

Determinación de densidad, viscosidad e índice de refracción

3

2

Equilibrio líquido-vapor en sistemas líquidos binarios

13

3

Equilibrio de un sistema líquido de tres componentes

22

4

Propiedades coligativas

29

5

Adsorción de ácido acético sobre carbón vegetal

37

6

Isoterma de adsorción de Gibbs

44

7

Preparación e identificación de emulsiones

49

8

Los tensoactivos y su comportamiento en la interfase sólidolíquido

55

9

Relojes químicos

62

10

Cinética de la decoloración de la fenolftaleína en medio

11 Anexo

alcalino. Efecto de la fuerza iónica

68

Cinética de halogenación de la acetona

75

Métodos experimentales para la determinación de la tensión superficial

84



PRÁCTICA No. 1 DETERMINACIÓN DE DENSIDAD, VISCOSIDAD E ÍNDICE DE REFRACCIÓN I. OBJETIVOS 1. El alumno definirá e identificara la importancia de las propiedades: densidad, viscosidad e índice de refracción en soluciones acuosas. 2. Determinará experimentalmente la relación de la densidad, la viscosidad e índice de refracción con la concentración de algunas soluciones. 3. Demostrará qué factores pueden modificar dichas propiedades. 4. Relacionará cuál es la importancia de estas propiedades en la Industria Farmacéutica, indicando ejemplos de aplicación.

II. FUNDAMENTOS.

Densidad La densidad absoluta de un cuerpo homogéneo (sólido, líquido y gas) es la masa del cuerpo por unidad de volumen del cuerpo. En otras palabras, la densidad ( T) de un cuerpo a una temperatura determinada es es el cociente de su masa (m) entre su volumen (VT) a esa misma temperatura. ρ T

=

m V T

La densidad tiene como unidades kg/m3 ó 10 -3 g/cm3. La densidad relativa o gravedad especifica de una sustancia se define como la razón de la densidad de esa sustancia entre la densidad del agua a 4°C (ρ =1.0 g/cm3 =1.0X103 kg/m3) ρ rel = ρ sus ρ

. La densidad relativa es un número adimensional.

agua

Los areómetros son instrumentos utilizados para medir la densidad relativa dichos instrumentos están basados en el principio de Arquímides que establece que un objeto sumergido total o parcialmente en un fluido es empujado hacia arriba por una fuerza igual o al peso del fluido que se desaloja.

Figura 1 Areómetro y Picnómetro



Los picnómetros sirven para determinar la densidad de líquidos, sólidos y productos pastosos por el método del matraz. Los areómetros se utilizan para líquidos. Los picnómetros y los areómetros son los aparatos de medición que mejor se adaptan al control de materias primas y medicamentos en laboratorios y en hospitales debido a su manejo fácil, bajo costo, especificidad, entre otros. Los picnómetros constan de dos partes: - un cuerpo periforme o cilindro con cuello esmerilado estrecho o largo - un tapón esmerilado capilar con o sin marca de aforo

Viscosidad Los fluidos reales tienen cierta cantidad de fricción interna que se llama viscosidad. Esta propiedad existe tanto en los líquidos como en los gases y en esencia es una fuerza de fricción entre diferentes capas de fluidos que aparece cuando éstas pasan una sobre otra. En los líquidos se debe a las fuerza de cohesión entre las moléculas; en los gases provienen de las colisiones entre las moléculas. La viscosidad de diferentes fluidos puede expresarse de manera cuantitativa mediante un coeficiente de viscosidad η que se define de la siguiente manera. Una capa delgada de fluido se coloca entre dos placas planas, una está inmóvil y la otra se mueve. El fluido que se encuentra directamente en contacto con ambas placas es empujado hacia la superficie por las fuerzas adhesivas entre las moléculas del líquido y las de la placa. Así, la superficie superior del fluido se mueve con la misma velocidad v que la placa superior, en tanto que el fluido en contacto con la placa estacionaria permanece inmóvil. Este estrato de fluido retrasa el flujo del estrato que está justo encima, este estrato retrasa el flujo del siguiente y así sucesivamente. El incremento en la velocidad dividido por la distancia sobre la cual se realiza este cambio (igual a v/l) se llama el gradiente de velocidad.

F

Placa en movimiento Fluido

Gradiente de Velocidades

l

Placa estacionaria

Figura 2 Determinación de la viscosidad Para un fluido dado, se encuentra que la fuerza necesaria, F, es proporcional al área de cualquiera de las placas, A, y a la velocidad, v, que es inversamente proporcional a la separación de las placas, F ∞ A(dv/dl). para diferentes fluidos, mientras más viscoso sea el fluido, mayor es la fuerza necesaria, por lo tanto la constante de proporcionalidad para esta ecuación se define como el coeficiente de viscosida d η: 5 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


F= η A(v/l)

(1)

Resolviendo para η encontramos η = Fl / vA. Las unidades de la viscosidad es el poise (P) que es dina⋅s/cm2 = g⋅cm-1s-1 Cuando el gradiente de velocidades es uniforme se utiliza la ecuación anterior. En caso de que el gradiente de velocidad no es uniforme se utiliza la ecuación siguiente:

F= η A (dv/dy)

(2)

Donde el gradiente de velocidad dv/dy e s la rapidez con que cambia la velocidad por unidad de distancia medida en forma perpendicular a la dirección de la velocidad. La pr oporcionalidad directa entre la fuerza y la velocidad dada por la ecuación 1 cumple para los fluidos newtonianos, por otra parte podemos decir que η es función de la velocidad para los fluidos no newtonianos, ejemplos de estos fluidos newtonianos son la sangre y otras suspensiones. La mayoría de los métodos empleados para la medición de la viscosidad de los lí quidos se basa en las ecuaciones de Poiseuille. El método más sencillo para medir viscosidades es mediante un viscosímetro de Ostwald (Figura 3). La ecuación de Poiseuille para el coeficiente de viscosidad de líquidos es:

(3) donde V es el volumen del liquido de viscosidad que fluye en el tiempo t a través de un tubo capilar de radio r y la longitud L bajo una presión de P dinas por centímetro cuadrado. La pr esión que en cualquier instante mueve al líquido a través del capilar es proporcional a su densidad: η

= kt

(4)

Donde k es la constante del viscosímetro, flujo. Por lo tanto para dos líquidos diferentes es: η1/η2

=

1t 1/ 2t 2

la de nsidad del líquido y t el tiempo de (5)

El líquido utilizado para calibrar el viscosímetro d ebe tener aproximadamente el mismo tiempo de flujo t que el desconocido, no es necesario determinar k , es suficiente con medir el tiempo de flujo t 1 del líquido de referencia de viscosidad conocida η1 y

6 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


densidad 1 y comprarlo con el tiempo de flujo t 2 del líquido de densidad viscosidad η2 debe determinarse.

2

cuya

Las cantidades t 1 y t 2 se miden con un viscosímetro de Ostwald (Figura 3). Una cantidad definida de liquido se introduce en el viscosímetro y luego se hace pasar por succión al bulbo B hasta que el nivel del liquido este sobre una marca A. Se deja escurrir el liquido el tiempo necesario para que su nivel descienda hasta una marca B y se mide con un cronometro. El viscosímetro se limpia, luego se añade el líquido de referencia y se repite la operación. Con este procedimiento se obtienen t y la viscosidad del líquido se calcula con la ecuación anterior. Imaginemos que una bolita de acero que se mueve en descenso en el interior de un líquido contenido en un recipiente que previamente se le hicieron dos marcas (una superior y otra inferior), existe un momento en que se alcanza una velocidad límite constante, cuando pasa por la marca superior, se empieza a contar el tiempo y se termina de contar cuando pase por la marca inferior. El valor de dicha velocidad se obtiene dividiendo el desplazamiento x entre le tempo en el que tarda el móvil en desplazarse t. Figura 3 Viscosímetro de Ostwald.

v=

x t

(6)

La expresión de la velocidad límite se obtiene cuando la resultante de las fuerzas que actúan sobre la esfera es cero (ley de Stokes).

v=

2gr 2 ( ρ e − ρ f ) 9η

(7)

En donde: La velocidad límite vl tiene unidades de m/s La densidad de la esfera ρe y del fluido ρf en kg/m3 El radio R de la esfera en m La aceleración de la caída de un cuerpo g en m/s2 Finalmente se despejará la viscosidad η y se expresará en las unidades correspondientes. 7 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


Índice de refracción La refractometría es un método analítico físico que se basa en la medición del índice de refracción nλ de un haz luminoso correspondiente a la línea espectral D del sodio a 20° ±0.5.

Se llama ángulo de incidencia -i- el formado por el rayo incidente y la normal. La normal es una recta imaginaria perpendicular a la superficie de separación de los dos medios en el punto de contacto del rayo. Figura 4.Refracción de la luz cuando pasa de un medio a otro

El ángulo de refracción -r- es el formado por el rayo refractado y la normal.

Se llama índice de refracción absoluto "n" de un medio transparente al cociente entre la velocidad de la luz en el vacío,"c", y la velocidad que tiene la luz en ese medio, "v". El valor de "n" es siempre adimensional y mayor que la unidad, es una constante característica de cada medio: n = c/v. Un rayo se refracta (cambia de dirección) cuando pasa de un medio a otro en el que viaja con distinta velocidad, debido al cambio de densidades. En la refracción se cumplen las siguientes leyes:

1.- El rayo incidente, el rayo re fractado y la normal están en un mismo plano. 2.- Se cumple la ley de Snell:

(8) y teniendo en cuenta los valores de los índices de refracción resulta:

n1sen i = n 2 sen r.

(9)

Cuando la luz se refracta cambia de dirección p orque se propaga con distinta velocidad en el nuevo medio. Como la frecuencia de la vibración no varía al pasar de un medio a otro, lo que cambia es la longitud de onda de la luz como consecuencia del cambio de velocidad. El índice de refracción es característico de un líquido puro, un sólido o un gas.



III. PROTOCOLO DE INVESTIGACIÓN 1. Explique la diferencia entre la densidad y el peso específico. 2. Investigar qué es él prisma de Amici, así como su función y utilización. 3. Investigar qué otros métodos existen para la determinación de viscosidad, describa brevemente al menos dos de ellos. 4. Explique la diferencia entre fluido newtoniano y no newtoniano. 5. Investigar como se determina la densidad relativa en las soluciones. 6. Elaborar un diagrama de flujo para la secuencia experimental.

IV. DESARROLLO EXPERIMENTAL a) Material y reactivos 1 Picnómetro o matraz volumétrico de 10 mL 1 Viscosímetro de Ostwald 1 Vernier 2 Esferas pequeñas de acero inoxidable 1 Regla o Escalímetro 1 Cronómetro (proporcionado por los alumnos)

1 Balanza Analítica 1 Refractómetro de Abbe 1 Pipeta volumétrica de 5 mL y de 1 mL 10 Matraces Erlenmeyer de 125 mL Solución de Sacarosa 0.5M Etanol absoluto Agua destilada

b) Secuencia experimental Preparar soluciones de Sacarosa 0.5M, 0.4M, 0.3M, 0.2M, 0.1M y de etanol absoluto 90%, 70%, 50%, 30%, 10% (25mL de cada solución). Distribuir las soluciones en los 10 matraces Erlenmeyer de 125 mL y etiquetar correctamente para evitar confusiones.

Densidad 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

Lavar y secar perfectamente el picnómetro o matraz volumétrico de 10 mL Pesar en la balanza analítica el picnómetro vacío y registrar (mp). Colocar el picnómetro sobre una superficie absorbente (papel secante) Llenar el picnómetro inicialmente con agua destilada, hasta que casi rebase su capacidad. Introducir el tapón de vidrio en el picnómetro. Esto provocará un derrame de la sustancia utilizada que será absorbido por el papel secante. Secar perfectamente el exterior del picnómetro. Pesar en la balanza analítica y registrar según el caso mpw o mps. Repetir todos los pasos anteriores para cada una de las sustancias a analizar.

NOTA: NO TOCAR EL PICNOMETRO CON LOS DEDOS EN CADA PESADA . Masa del picnómetro (mp) Masa del picnometro con agua (mpw) 9 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


Masa del picnometro con la sustancia (mps) Masa del agua (mw) Masa de la sustancia (ms) mp = _____________ m pw = ______________ m w = ________________ Concentración mps ms solución de Sacarosa 0.1M 0.2M 0.3M 0.4M 0.5M Tabla 1. Masas de la soluc ión de Sacarosa a diferentes concentraciones utilizando el picnómetro. Concentración mps ms solución de etanol absoluto 10% 30% 50% 70% 90% Tabla 2. Masas de la solució n de etanol absoluto a diferentes concentraciones utilizando el picnómetro.

V iscosidad empleando el Viscosímetro de Otswald. 1. Lavar perfectamente el viscosímetro y la pipeta de 5 mL. 2. Agregar 3 mL de agua destilada en el extremo más ancho vease figura 3. 3. Succionar utilizando una jeringa en el otro extremo del viscosímetro hasta que el nivel del líquido se encuentre por encima de la marca A (ver figura 3). 4. Suspender la succión y dejar fluir el líquido. 5. Tan pronto el menisco del líquido se encuentre con la marca A, activar el cronometro. 6. Cuando el menisco del líquido cruce la marca B (ver figura 3), desactivar el cronometro y registrar el tiempo utilizado (tw) 7. Repetir los pasos 3, 4, 5, 6, dos veces (si los tiempos difieren en gran medida, repetir una vez más). 8. Cambiar el agua destilada por el líquido problema, agregando por el extremo más ancho del viscosímetro. 9. Repetir los pasos 3, 4, 5, 6 y 7 hasta terminar con cada una de las soluciones a diferentes concentraciones, registrando los tiempos en la columna (t) en las tablas correspondientes.



Tiempo del agua (tw) Tiempo de las soluciones de etanol (tE) Tiempo de las soluciones de sacarosa (ts) tw = _______________ Tabla 3. Tiempo de flujo de agua destilada usando el viscosímetro de Ostwald. Concentración t j (seg) η sacarosa solución de sacarosa 0.1M 0.2M 0.3M 0.4M 0.5M Tabla 4. Tiempos de flu jo y viscosi dades de la sacarosa a diferentes concentraciones. Concentración tE (seg) ηE de etanol absoluto 10% 30% 50% 70% 90% Tabla 5. Tiempos de flu jo y vi scosidades del etanol absoluto a diferentes concentraciones.

Método de la esfera de Caída En este experimento se empleará una bureta de vidrio transparente de 50 mL, previamente lavada y seca, medir la distancia que hay entre la última marca superior y otra a los 5 o 10 mL, registrar esta distancia. Antes de iniciar se deberá determinar la densidad y el radio de la esfera de acero inoxidable, para la densidad es necesario medir el diámetro de la misma (con ayuda de un vernier) y su masa (empleando la balanza analítica), lavarla y secarla previamente.

NOTA: MANIPULAR LA ESFERA CON LAS MANOS LIMPIAS O CON GUANTE DE CIRUJANO 1. Llenar la bureta con una solución preparada de 60% agua y 40% de sacarosa p/p, hasta casi su totalidad de capacidad (dejando entre 1-1.5 cm. de distancia desde el borde). 2. Dejar caer una esfera de acero inoxidable al centro de la probeta, accionar el cronómetro cuando la esfera pase frente a la marca superior y detenerlo cuando 11 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


la esfera cruce la marca inferior (ambas marcas definidas con anterioridad), registrar el tiempo en la tabla siguiente. 3. Repetir el punto anterior, con los otros líquidos glicerina, propilenglicol repetir pasos 1 y 2. Solución Sacarosa 40/60 Glicerina Propilenglicol

d (m)

t (seg)

v (ms-1)

η

(kg m-1 s-1)

Tabla 6. Viscosidad por el método de la caída de esfera.

Índice de refracción Para la utilización del refractómetro de Abbe, la descripción del método será proporcionada por el profesor en el momento a realizar la práctica, puesto que existen diferentes tipos de instrumentos.

V. TRATAMIENTO DE DATOS EXPERIMENTALES

Densidad. 1. Calcular la masa del agua destilada mw por diferencia entre la masa del picnómetro con el agua y el picnómetro vacío (mw = mpw-mp). 2. Calcular las masas de las soluciones a las diferentes concentraciones por medio de la diferencia entre la masa del picnómetro con la solución y el picnómetro vacío (ms = mps-mp). 3. Obtener las densidades relativas de las especies estudiadas y registre estos datos en las tablas 8 y 9 según corresponda. Concentración de solución de sacarosa 0.1M 0.2M 0.3M 0.4M 0.5M

ρr

ηsolución

Tabla 8. Datos de densidades relativas e índice de refracción de las disoluciones de sacarosa. Concentración ρr ηsolución solución de etanol 10% 30% 50% 70% 90%

Tabla 9. Datos de densidades relativas e índice de refracción de las disoluciones de etanol a diferentes concentraciones. 12 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


Viscosidad. 1. Utilizando la ecuación 5 y tw completar las tablas 4 y 5. utilizando las densidades obtenidas en el apartado anterior (Densidad) 2. Elaborar una gráfica de viscosidad vs concentración para cada una de las soluciones utilizadas (sacarosa y etanol)

Método de la esfera de Caída Con la ecuación 7 se calcular la viscosidad para los líquidos correspondientes.

Índice de refracción. Colocar los datos de índice de refracción leídos directamente en el refractómetro de Abbe en las tablas 8 y 9 según corresponda.

VI. ANALISIS DE RESULTADOS Realizar las gráficas de viscosidad, densidad para cada una de las especies estudiadas. Utilizando las gráficas obtenidas, indicar qué tipo de dependencia existe entre las propiedades físicas y la concentración de las especies estudiadas. Utilizar el método de regresión para determinar las ecuaciones empíricas correspondientes. De acuerdo con los métodos empleados para determinar viscosidad, explica que diferencias existen en cada uno (rapidez, uso y precauciones). Con los datos obtenidos realizar una comparación con datos bibliográficos.

VII. CONCLUSIONES ¿Se cumplieron los objetivos de la práctica? Mencione que se puede concluir sobre la relación entre las propiedades estudiadas y la estructura molecular de las mismas. Determine cuál es el mejor método para determinar viscosidad y por qué ¿Qué sugiere para obtener resultados más confiables y precisos?

VIII. BIBLIOGRAFIA 1. Douglas C. Giancoli. Física general, Volumen I, Prentice Hall Hispanomericana, México, 1988 2. Pradeau D. Analisis Químicos Farmacéuticos de Medicamentos, Noriega Editores, México, 1998 3. Farmacopea de los Estados Unidos Mexicanos, 7ª edición, México, 2000. 4. Alfonso R. Genaro Remington Farmacia , Tomo 1 19ª edición, Médica Panamericana, Argentina 1998.. 5. Shaw D. J., Introducción a la Química de Superficie y Coloides, Alambra España, 1977. 6. www.ugr.es/~qmfisica/español/QFciencia/Docencia/Ficheros/Practicas/PI.3.pdf 13 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


PRACTICA N° 2 EQUILIBRIO LIQUIDO-VAPOR EN SISTEMAS LIQUIDOS BINARIOS. I. OBJETIVOS. 1. Determinar el equilibrio entre el líquido y el vapor en sistemas líquidos binarios. 2. Describir el comportamiento del equilibrio de los sistemas líquidos binarios por de diagramas de equilibrio.

medio

II. FUNDAMENTOS. En la industria farmacéutica se emplean diferentes mezclas de sustancia líquidas miscibles, ya sea para preparar un medicando o para extraer un principio activo de las materias primas. Debido a esto es necesario conocer el comportamiento de esas mezclas, tanto en forma física como química, al ser sometida a condiciones de elevación de temperatura o cambios de presión externas. Cuando se tienen mezclas de líquidos que son miscibles entre sí, al someterlas a calentamiento y alcanzar la temperatura de ebullición de la mezcla, el vapor saturado de la misma contendrá una cantidad proporcional de cada uno de los componentes de acuerdo a la temperatura que se tenga. Sin embargo puede existir algún componente que no esté presente en el vapor debido a que dicha temperatura está por debajo de su temperatura de ebullición, este hecho es utilizado para separar una mezcla en sus componentes. Para poder realizar la separación, es necesario conocer bien la composición de la mezcla y aplicar las leyes correspondientes.

Ley de Raoult. Para disoluciones extremadamente diluidas, la presión parcial del disolvente en función de la composición es: p1 = p1º x1 = p1º(1-x2) Donde: p1 = presión parcial del disolvente en el vapor. p1º = presión de vapor del disolvente puro x1 = fracción molar del disolvente x = fracción molar del soluto. Son pocas las mezclas de líquidos que cumplen con esta ley a concentraciones arbitrarias (desde 0 a 1 de fracción mol) y a dichas mezclas se les llama disoluciones ideales. Sin embargo al aumentar la temperatura y cuando la presión del vapor saturado de la disolución es muy grande, la ecuación de la ley de Raoult se torna inexacta debido al aumento de las desviaciones del vapor de las leyes de los gases ideales, estas desviaciones pueden ser positivas ó negativas y para su estudio se considera la fugacidad de las sustancias en lugar de la presión. f1 = f1º x1 = f1º (1-x2)



Donde: f1 = fugacidad del componente 1 f1º = fugacidad del componente 1 puro x1 = fracción molar del componente 1 x2 = fracción molar del componente 2 A las disoluciones que cumplen la ecuación anterior se les llama disoluciones ideales perfectas. La composición de una disolución ideal y el vapor saturado de la misma, son diferentes, es decir x ≠ xv, donde xv es la fracción molar del componente en la fase de vapor saturado y x es la fracción mol del mismo componente en la fase líquida. La relación de ambas composiciones es: y=

p2 º x ax = p1º+ x( p2 º− p1 º) 1+ (a − 1)x

Donde: y = fracción mol del soluto en el vapor saturado x = fracción mol del soluto en la disolución líquida. a = relación p 2º/p 1º de los componentes puros p 1º = presión de vapor del disolvente puro p 2º = presión de vapor del soluto puro

Para una mejor identificación de las fracciones mol en cada fase xy=y, lo que evita la confusión de ambas fracciones. El potencial químico de las disoluciones binarias en equilibrio con su vapor a una temperatura dada, será:

µi = µi(vapor) Donde: µi = potencial químico del componente i en la fase líquida. µi(vapor) = potencial químico de i en la fase de vapor. Para una disolución ideal:

µi = µiº (T,P) + RTlnxi Donde: µiº (T,P) = potencial químico del líquido i puro R = constante universal de los gases T = temperatura absoluta de la disolución xi = fracción molar del componente i en la disolución Por lo tanto la energía libre, la entropía y la entalpía para una mezcla binaria ideal serán:

∆Gmez = nRTΣ x i ilnxi ∆Smez = -nRΣ x i ilnxi ∆Hmez = 0 ∆Vmez = 0 15 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


III. PROTOCOLO DE INVESTIGACION. 1. Definir la ley de Raoult, indicando sus limitaciones. 2. Efectuar la deducción matemática de la fracción molar para dos sustancias en el vapor saturado de su disolución. 3. Definir el concepto de presión de vapor. 4. Investigar en la bibliografía las propiedades físicas del tolueno, benceno, acetona y del etanol. 5. Investigar a que se le llama destilación. 6. Elaborar un diagrama de flujo con la secuencia experimental a seguir.

IV. DESARROLLO EXPERIMENTAL

a) Material y reactivos. 10 matraces erlenmeyer de 100 mL 1 refrigerante recto con mangueras látex 1 matraz balón de 50 mL 10 tubos de ensayo con tapón 1 termómetro de -10 a 110 ºC conexiones de vidrio 3 pinzas para matraz 1 parrilla eléctrica

1 soporte universal Refractómetro tolueno benceno acetona etanol absoluto agua destilada.

b) Secuencia experimental. b.1. Preparar las siguientes disoluciones (el volumen total debe ser de 20 mL): Núm. de matraz % tolueno % benceno

1 0 100

2 5 95

3 10 90

4 25 75

5 40 60

6 50 50

7 65 35

8 80 20

9 90 10

10 100 0

Núm. de matraz % benceno % acetona

1 0 100

2 5 95

3 10 90

4 25 75

5 40 60

6 50 50

7 65 35

8 80 20

9 90 10

10 100 0

Núm. de matraz % agua destilada % etanol

1 0

2 5

3 10

4 25

5 40

6 50

7 65

8 80

9 90

10 100

100

95

90

75

60

50

35

20

10

0

Nota: es recomendable que cada equipo de alumnos, realice la determinación de una serie de disoluciones ya que el procedimiento es el mismo, sin embargo el reporte de la práctica es de los tres sistemas.



b.2. Medir el índice de refracción del contenido de cada matraz, así como las densidades de los líquidos puros (se pueden utilizar los valores reportados en la literatura). La densidad y el índice de refracción se determinan de acuerdo al procedimiento seguido en la práctica N° 1. Determinar la temperatura a la que se hace la determinación. b.3. Determinar el punto de ebullición de cada una de las disoluciones, de acuerdo con el siguiente procedimiento: b.3.1 Armar el aparato de destilación de acuerdo con las instrucciones del profesor (Figura 1). b.3.2 Introducir el contenido del primer matraz en el matraz bola de calentamiento, el bulbo del termómetro deberá estar sumergido en el líquido, tapar y asegurarse de que no existan fugas. b.3.3 Calentar el matraz lentamente, al alcanzar la temperatura de ebullición, se registra la temperatura cuando condense la primera gota, en un tubo de ensayo se reciben 10 a 15 gotas del condensado y se registra la temperatura al caer la última, inmediatamente se

tapa el tubo y se coloca en un recipiente con agua fría.

Figura 1. Aparato de destilación

b.3.4 Se suspende el calentamiento y el residuo se transfiere al matraz original. b.3.5 Se repite la secuencia anterior para todas las disoluciones, no es necesario lavar el material de vidrio después de la determinación de la temperatura de ebullición, se puede dejar que se evapore el líquido adherido a la pared de matraz antes de agregar otra disolución. b.4. Se determina el índice de refracción tanto del líquido condensado como del líquido residual. Es necesario que la temperatura de los líquidos sea la misma que la temperatura del punto 2, registrarlos. V. RESULTADOS Disolvente

Densidad (g/mL)

Benceno Tolueno Acetona Agua Destilada Etanol Tabla N° 1: Registro de las densidades de los disolventes puros. 17 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


Nota: Los resultados de los índices de refracción, temperaturas de ebullición se registran en las tablas respectivas. VI. TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES. 1.- Determinar la fracción mol de cada componente de una mezcla. Para esto se determino la densidad y el volumen de los líquidos puros. 2. Construir la gráfica de la curva de calibración empleando los datos de índice de refracción y la fracción mol de uno de los componentes de la disolución. 3.- Interpolar los índices de refracción de cada líquido (condensado y residual) en la curva de calibración, para determinar la composición en fracción mol de las mezclas. 4. Construir la gráfica de composición de las disoluciones residuales en fracción mol contra la temperatura media del punto de ebullición (se promedian las temperatura de ebullición). 5. Construir la gráfica de composición en el vapor (líquido condensado) en fracción mol contra la temperatura media de ebullición (se promedian las temperatura de ebullición). Nota: es conveniente que las dos gráficas (líquido residual y vapor condensado) se realicen en la misma hoja. 6. Construir la gráfica de composición del líquido contra la composición del vapor. 7. La secuencia anterior se realiza para cada uno de los tres sistemas binarios de la práctica.

VII. ANALISIS DE RESULTADOS. 1. Discutir como se efectuaría una separación de una mezcla de líquidos en base a los resultados. 2. Indicar en la gráfica como se representarían las etapas de separación (platos teóricos), de la separación de los líquidos. 3. Discutir las diferencias del comportamiento de los sistemas binarios empleados en la práctica.

VIII. CONCLUSIONES ¿Sé cumplieron los objetivos de la práctica? En base a los experimentos realizados. ¿Qué se puede concluir sobre la relación entre las propiedades estudiadas y la estructura molecular de las sustancias empleadas en la práctica? ¿Existe congruencia entre los experimentos realizados y la teoría correspondiente? Explica que sistemas binarios se emplean en el área farmacéutica. 18 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


¿Qué sugiere para obtener resultados más confiables y precisos?

IX. BIBLIOGRAFIA 1. O. A. Burmístova et al, Prácticas de Química Física , Ed. Mir, Moscú, 1977. 2. G. W. Castellan, Fisicoquímica, Ed. Addison- Wesley Iberoamericana, México , 1987. 3. B. P. Levvitt, Química Física Práctica de Findlay , Ed. Reverté, España , 1979. 4. Raymond Chang, Fisicoquímica con Aplicaciones a Sistemas Biológicos, Ed. CECSA, México, 1987. 5. Engel Thomas y Reid Philip, Química Física, Ed. Pearson – Addison – Wesley, España, 2006. 6. Gennaro Alfonso, Remington Farmacia, Ed. Médica Panamericana, Argentina, 2003. 7. MartinAlfred, 4a Edición, Ed. Willams&Wilkns, USA, 1993. 8. Morris, J. G. Fisicoquímica pa ra Biologos (Conc eptos Básicos), Ed. Reverté S. A., 1993 9. Sans Pedrero P., Fisicoquímica pa ra Farmac ia y Biología, Ediciones Científicas y Técnicas S.A., España, 1992. 10. Pradeau, et. al., Aná lisis Químicos Farmac éuticos de M edicamentos, Ed. IPN – Noriega – UTHEA, México, 1998.



Nº

Tolueno %

Volu. masa (ml) (g)

Benceno n

X

%

Volu. Masa (ml) (g)

n

x

ηm

T/(ºC)

ηres

x res

ηvap

y vap

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Tabla N° 2: Registro de los índices de refracción de las disoluciones frías, líquidos condensados, líquidos residuales y temperaturas de ebullición del Sistema Binario Tolueno – Benceno.



N°

Benceno %

Volu. Masa (ml) (g)

n

Acetona x

%

Volu. Masa (ml) (g)

n

x

ηm

T/(ºC)

ηres

x res

ηvap

x vap

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Tabla N° 3: Registro de los índices de refracción de las disoluciones frías, líquidos condensados, líquidos residuales y temperaturas de ebullición del Sistema Binario Benceno – Acetona.



Nº

Agua destilada %

Volu. Masa (ml) (g)

n

Etanol Absoluto x

%

Volu. Masa (ml) (g)

n

x

ηm

T/(ºC)

ηres

x res

ηvap

x vap

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Tabla N° 4: Registro de los índices de refracción de las disoluciones frías, líquidos condensados, líquidos residuales, y temperaturas de ebullición del Sistema Binario Agua – Etanol.


MANUAL PARA LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA

PRACTICA No. 3 EQUILIBRIO DE SISTEMAS DE TRES COMPONENTES I. OBJETIVOS. 1. 2.

Elaborar el diagrama de equilibrio de fases para el sistema cloroformo-ácido acéticoagua, aplicando el triángulo de Gibbs-Roozeboom. Determinar las líneas de unión del sistema cloroformo-ácido acético-agua.

II. FUNDAMENTOS. En los sistemas heterogéneos es posible observar cambios de fase, de estado de agregación, disolución de sustancias sólidas, redistribución del (los) componente (s) entre dos disolventes, etc. Cada sustancia que pueda ser separada del sistema y existir fuera del mismo se llama sustancia componente del sistema . La distribución del componente soluto en dos disolventes no miscibles depende de la actividad del soluto en cada uno de los disolventes, la proporción de las actividades es constante a una determinada temperatura y se le denomina Coeficiente de reparto o coeficiente de distribución, que es la Ley de reparto de Nernst: aA = K aB

Donde: a A es la actividad del soluto en el disolvente A, a B es la actividad del soluto en el disolvente B, K es un valor constante. La Ley de repa rto de Nernst, tiene una amplia utilidad en los sistemas que se forman para suministrar, extraer o purificar medicamentos. La cantidad de cada una de las sustancias componentes que integran el sistema, en el que no existen reacciones químicas, no depende de las cantidades de las demás sustancias, en este caso para conocer la composición del sistema se determinan las concentraciones de todos los componentes. Si en el sistema ocurren reacciones químicas, entonces las cantidades de las sustancias componentes integrantes del sistema en equilibrio dependen una de la otra, y la composición de las fases del sistema en equilibrio se puede determinar conociendo las concentraciones de una parte de las sustancias componentes. Las propiedades del sistema se determinan no por las sustancias elegidas en calidad de componentes, sino por su número, es decir, el número de componentes , el cual puede coincidir con el número de sustancias integrantes, o puede ser menor que el mismo, pero en este último caso, el número de componentes también es una magnitud completamente determinada que depende de las propiedades del sistema. Para un sistema ternario la regla de las fases indica que los grados de libertad (L) están dados por L = 5 - F . Por lo tanto, si hay una sola fase (F), L = 4 y para una representación geométrica completa será necesario utilizar un diagrama espacial tetradimensional. Si la presión permanece constante se puede emplear una representación tridimensional y si la temperatura y la presión permanecen constantes, L = 3 - F el sistema se puede representar en dos dimensiones. El sistema puede denominarse 23 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


de acuerdo al número de fases (F) y de grados de libertas (L) como: invariable (F = 3, L = 0), univariable (F = 2, L = 1) y bivariable (F = 1, L = 2). Para representar el comportamiento de los sistemas con tres componentes sobre un diagrama bidimensional es necesario considerar que tanto la presión como la temperatura permanecen constantes. En este caso es posible representar las fases del sistema en función de la composición. Las cantidades de los tres componentes, de ordinario referidas en cantidades porcentuales, se representan en una gráfica triangular (Fig. 1). Los vértices del triángulo ABC corresponden a los componentes puros. El lado del triángulo opuesto al vértice indica la ausencia del componente. Este método es denominado de Gibbs-Roozeboom.

Figura 1. Diagrama de fases para un sistema de tres componentes.

De las muchas clases posibles de sistemas ternarios, se consideran solamente los formados por tres líquidos y por un líquido y dos sólidos por ser de mayor interés práctico. A continuación se considera el sistema formado por tres líquidos (ácido acéticoacetato de vinilo-agua). Cuando dos de los componentes son miscibles entre sí y el otro sólo parcialmente, se obtiene una gráfica como la mostrada en la figura 2.

Figura 2. Diagrama de fases para el sistema ternario acetato de vinilo-ácido acético-agua. Cuando se añade agua al acetato de vinilo (línea BC), el agua se disuelve en seguida, formando una disolución homogénea. Sin embargo al añadir más agua se 24 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


alcanza el punto de saturación de composición x en el cual coexisten dos fases líquidas: acetato de vinilo saturado con agua y, en menor proporción, agua saturada con acetato de vinilo de composición z. Al agregar más agua la proporción de la fase z aumenta y la fase x disminuye, manteniéndose constante la composición relativa de cada fase. Cuando el porcentaje de agua excede el correspondiente al punto z, solo existe una fase líquida: una disolución no saturada de acetato de vinilo en agua. En todas las composiciones comprendidas entre x y z coexisten dos fases líquidas con las composiciones de x y de z. Si se añade ácido acético, el cual es miscible con el acetato de vinilo y con el agua en todas las proporciones, éste se distribuye entre las dos zonas formando dos disoluciones ternarias de acetato de vinilo- ácido acético-agua en equilibrio. Suponiendo que la composición de la mezcla se encuentre en la región situada debajo de la curva xyz, por ejemplo si la composición está localizada en la línea ab, las dos fases que están en equilibrio quedan representadas por los puntos a y b. Se muestran también otras líneas de unión correspondientes a otras composiciones: por lo general estas líneas no son paralelas entre sí ni a los lados del triángulo. Las composiciones de las dos fases que están en equilibrio correspondientes a la intersección de la línea de unión de las curvas xy y zy tienen que determinarse experimentalmente. Al añadir más ácido, la composición de las dos fases se asemeja más y la línea de unión se acorta. Finalmente cuando la composición de las dos disoluciones se iguala la línea de unión se convierte en el punto y. Este punto es un punto crítico puesto que la adición posterior de ácido acético ocasionará la formación de una sola fase homogénea. Cualquier punto situado debajo de la curva xyz representa una mezcla ternaria que se separará en dos fases líquidas; cualquier punto sobre la curva xyz representa una sola fase líquida homogénea. Si existen dos fases líquidas, como el área debajo de la línea xyz, existe un grado de libertad, por lo que únicamente es necesario especificar el porcentaje de un componente en una fase para describir completamente el sistema. Los porcentajes de los otros componentes en esta fase pueden obtenerse por medio de la intersección de este porcentaje con la línea xyz; y la composición de la otra fase se obtiene a partir de la intersección del otro extremo de la línea de unión con la línea xyz. Por ejemplo si una fase del sistema de dos fases contiene 5% de agua, la composición de esta fase está dada por el punto a y la otra por el punto b.

III. PROTOCOLO DE INVESTIGACION. Investigar brevemente lo siguiente: 1.- ¿Qué es una disolución, disolución saturada, una no saturada y una sobresaturada? 2.- ¿Qué es: solubilidad, solubilidad parcial, total e insolubilidad? 3.- De acuerdo con la naturaleza del soluto y disolvente ¿cuántos y cuales son los tipos de disoluciones se pueden formar? 4.- Elaborar un diagrama de flujo que esquematice la secuencia experimental a seguir.



IV. DESARROLLO EXPERIMENTAL. a) Material y Reactivos.            

Soluciones 3 buretas de 25 ml 1 gradilla  disolución valorada de NaOH 0.1 N 2 pinzas para bureta  disolución de fenolftaleína al 1% 1 anillo metálico  ácido acético glacial 1 baño maría a 40 ºC 14 tubos de ensayo de 30 ml con  cloroformo tapón 2 soportes universales 2 embudos de separación de 50 ó 100 ml 2 probetas de 50 ml 5 vasos de precipitados de 100 ml 4 matraces erlenmeyer de 100 ml 1 termómetro -10 a 200 ºC

b) Secuencia experimental. b.1 Isotermas de equilibrio de fases en un sistema de tres componentes. b.1.1 Preparar mezclas de ácido acético-cloroformo como se indica en la tabla 1, en tubos de ensayo de 30 ml. Medir el volumen de cada sustancia con ayuda de una bureta.

Tabla 1.- Cantidades a utilizar en el experimento de equilibrio cloroformo-ácido acéticoagua. Ácido acético (ml) Cloroformo (ml) Agua/(ml) a TA 9.9

0.6

9.0

1.0

8.25

1.75

6.75

3.25

5.25

4.75

3.5

6.5

2

8

b.1.2 Las mezclas anteriores deberán hacerse a temperatura ambiente (TA) b.1.3 A cada tubo se le agregará agua destilada por medio de una bureta, gota a gota hasta la aparición de turbidez. Después de cada gota adicionada deberá agitarse la 26 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


mezcla y observarse la apariencia. El gasto de agua obtenido deberá anotarse en la tabla No. 1. b.1.4 Llevar un registro adecuado de los experimentos, con estos datos se construirá la isoterma correspondiente. b.2 Determinación de las líneas de unión. b.2.1 Para determinar las líneas de unión, colocar en dos embudos de separación marcados con A y B las siguientes mezclas;

Tabla 2.- Cantidades a utilizar en la determinación de las líneas de unión del equilibrio cloroformo-ácido acético-agua. Embudo A

Embudo B

Agua (ml)

10

7

Ácido acético (ml)

3.5

7.5

Cloroformo (ml)

6.5

5.5

b.2.2 Agitar ambas mezclas durante 30 min. de manera continua liberando ocasionalmente el exceso de presión interna, después de este tiempo dejar reposar durante 15 min. b.2.3 Separar la fase etérea de la fase acuosa, medir el volumen total y la densidad de cada fase (empleando los matraces volumétricos de 5 mL y pesar de acuerdo al procedimiento de la práctica 1). Valorar el contenido de ácido acético en cada fase de acuerdo con b.2.4. b.2.4 Tomar con una pipeta 0.1 ml de cada fase y colocarla en un matraz erlenmeyer, adicionar 50 ml de agua destilada y titular con NaOH 0.1N valorado previamente, empleando fenolftaleína como indicador. b.2.5 El punto anterior hacerlo por duplicado tanto para la fase orgánica como para la acuosa. Fase

Volumen total de la fase (ml)

Masa de fases (g)*

Densidad de la fase (g/ml)

Volumen de alícuota (ml)

Gasto de NaOH (ml)

Fase orgánica A Fase acuosa A Fase orgánica B Fase acuosa B

* Tomar en cuenta que el volumen de la fase es diferente al volumen utilizado para determinar la densidad (5 ml) Normalidad del NaOH = __________________ __________________



V. TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES. 1.- Isotermas de equilibrio de fases en sistemas de tres componentes. 1.1. Construir con papel isométrico dos gráficas triangulares para sistemas de tres componentes (Gibbs Roozeboom) una para el sistema cloroformo-ácido acético-agua a temperatura ambiente. 1.2 Determinar el porcentaje de cada uno de los componentes para cada mezcla en el equilibrio, Por ejemplo: Si se tienen 18.8 ml de ácido acético que corresponden a 19.73 g, 1.2 ml de cloroformo, que equivalen a 1.74 g y se obtuvo un gasto de 1.5 ml de agua destilada que equivalen a 1.50 g, la suma de 22.96 g corresponderá al 100%. 1.3. Ubicar cada uno de estos puntos en las gráficas correspondientes para cada sistema y cada temperatura, y unir los puntos de tal manera que se aprecie la curva de equilibrio como la que se ilustra en la figura 2. 2.- Determinación de las líneas de unión. 2.1 Con los resultados de la titulación con NaOH determinar la cantidad total de ácido acético en cada una de las fases. 2.2 Con las densidades y el volumen medido de cada una de las fases, determinar el porcentaje de ácido acético presente en cada fase. 2.3 Como cada sistema heterogéneo (recordar que son dos experiencias similares) se encuentra en equilibrio, marcar las cuatro concentraciones porcentuales de ácido acético obtenidas, en el cruce con la curva de equilibrio de fases a temperatura ambiente que se construyó con los datos del experimento anterior (gráfica del sistema ácido acético-cloroformo-agua). Marcar así mismo, las concentraciones porcentuales de ácido acético, cloroformo y agua agregados inicialmente para cada uno de los dos experimentos. 2.4 Los puntos localizados en el inciso anterior deben definir dos líneas rectas que reciben el nombre de líneas de unión. Trazarlas sobre la gráfica. Nota: Todos los porcentajes deben tomarse masa a masa (m/m), nunca volumen a volumen (v/v), tampoco masa a volumen (m/v) o viceversa.

VI. ANALISIS DE RESULTADOS. 1. ¿Qué diferencia se observaría en las gráficas si se modifica la temperatura del experimento? y ¿Cómo puede interpretarse este fenómeno? 2. Entre las gráficas a la misma temperatura pero diferentes sistemas, ¿qué similitudes y qué diferencias pueden existir? 3. ¿Qué pasa con un sistema que tenga una composición ubicada por encima de la isoterma, o bien por debajo de la misma? ¿Qué sucede cuando la composición del sistema se encuentra ubicada en la línea que define la isoterma de equilibrio? 4. En el caso de las líneas de unión, ¿los puntos encontrados fueron colineales?, si no fuese el caso ¿a qué se pueden atribuir además de los consabidos errores experimentales y aleatorios?. 28 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


5. Conceptualmente, ¿cómo pueden interpretarse las líneas de unión? Sustente sus conclusiones haciendo uso de las referencias bibliográficas pertinentes.

VII. CONCLUSIONES. 1. ¿Qué utilidad práctica en el área farmacéutica se puede dar a las isotermas de equilibrio de fases de tres componentes y a las líneas de unión? 2. Describir al menos tres ejemplos de sistemas de tres componentes que se emplean en el área farmacéutica. 3. ¿Qué sugiere para obtener datos más confiables y precisos sobre la misma base experimental?

VIII. BIBLIOGRAFIA 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

G. R. Barrow, “Química Física”, Ed. Reverté, Barcelona . 1964. P. W. Atkins, “Fisicoquímica” . Addison-Wesley Iberoamericana, S. A., Delaware , 1991. Daniels, et al, “C urso de Fisicoquímica Experimenta l”. Ed. Mc Graw-Hill, Colombia 1972. Pradeau, et. al. “Aná lisis Químicos farmac éuticos de medicamentos”, Ed. IPN-NoriegaUTEHA, 1998. Alfred Martin, “Physical Pharmac y”, 4ª Edición. Ed. Williams & wilkins. USA 1993. Sanz Pedrero P. “Fisicoquímica pa ra farmacia y biología”. Ediciones Científicas y Técnicas, S.A. España 1992. Morris, J.G., “Fisicoquímica para Biólogos (Conceptos Básicos)”, Editorial Reverté S.A., 1993. Chang, R.W., “Fisicoquímica con aplicaciones a sistemas biológicos”, CECSA, México, 1987.



PRACTICA N° 4 PROPIEDADES COLIGATIVAS. I. OBJETIVOS. 1. Definir e identificar la importancia de las propiedades coligativas. 2. Ejemplificar experimentalmente la variación del punto de ebullición y del punto de fusión de una disolución 3. Determinar el peso molecular de un soluto mediante la propiedades coligativas de las disoluciones 4. Relacionar la importancia de estas propiedades en la Industria Farmacéutica.

II. FUNDAMENTOS Las soluciones diluidas de solutos no-volátiles presentan propiedades muy particulares denominadas propiedades coligativas, las cuales son: a).- Descenso de la presión de vapor del disolvente. b).- Descenso del punto de congelación del disolvente. c).- Aumento del punto de ebullición. d).- Presión osmótica. Estas propiedades dependen únicamente del número de partículas en solución y no de la naturaleza de las mismas. En ésta práctica se emplearán solutos del tipo de no electrolitos ya que los electrolitos al disociarse en solución incrementan el número de partículas y por lo tanto se ven modificadas las propiedades coligativas.

Aumento del punto de ebullición de las disoluciones. Las disoluciones que contienen solutos no-volátiles presentan puntos de ebullición más elevados que el disolvente puro. La diferencia entre el punto de ebullición de la solución y el disolvente puro para una presión constante establecida, se conoce como elevación del punto de ebullición que depende de la naturaleza del disolvente y la concentración del soluto, pero es independiente, por lo menos en soluciones diluidas, de la naturaleza del soluto en tanto este no se disocie. Consideremos el diagrama presión de vapor-temperatura que se muestra en la figura 1.

Figura 1. Diagrama Presión de vaporTemperatura donde se muestra la línea de equilibrio líquido-vapor para el disolvente puro y la disolución.

La curva AB representa la presión de vapor del disolvente puro en función de la temperatura. Como la presión de vapor de la disolución es para todas las temperaturas, 30 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


menor que la del disolvente, la curva de presión de vapor-temperatura de la disolución debe quedar debajo de la del disolvente puro y esta representada en el diagrama por la curva CD. A fin de alcanzar el punto de ebullición correspondiente a cierta presión externa que se ejerce sobre la solución P°, debe calentarse a temperaturas a las cuales las presiones de vapor respectivas igualan la del confinamiento. El disolvente puede alcanzar la presión P° a la temperatura To, pero la solución debe elevarse a una temperatura mayor que To antes de que se alcance la misma presión. Por lo tanto, para la misma presión externa, la solución debe hervir a una temperatura más elevada que la del disolvente puro; el ascenso del punto de ebullición será entonces ∆Tb=T-To. Cuando aplicamos la ecuación de Clausius-Clapeyron y la Ley de Raoult, es posible deducir una relación entre el ascenso del punto de ebullición de la solución y su concentración. Como los puntos E y F quedan sobre la curva de presión de vapor de la solución, ambos pueden relacionarse mediante la ecuación de Clausius-Clapeyron. ln

P º ∆ H v ⎡ T −T 0 ⎤ = ⎢ ⎥ P R ⎣ TT 0 ⎦

En donde: P y P° son las presiones de vapor de la solución a las temperaturas T y To respectivamente. ∆Hv es el calor de vaporización por mol de disolvente de la solución, si la solución es diluida T es prácticamente igual a To y T•To = To2 ln

∆ H v ∆ T b P P = − ln = Pº Pº R T 02

Cuando la ley de Raoult se aplica a la solución, tenemos P = x1 = 1− x2 Pº

x1 = fracción mol del disolvente. x2 = fracción mol del soluto. ln(1− x2 ) = −

∆H v ⎡∆ Tb ⎤ ⎢ ⎥ R ⎣ T2 º ⎦ 2

RT ∆ Tb = 0 x2 ∆H v

Por costumbre, se expresa la concentración en moles de soluto por 1000 g de disolvente, es decir en molalidad (m). Si designamos con x1 al número de moles del disolvente en 1000 g tenemos:



x2 =

m m ≈ n1 + m n1

Debido a que es una solución diluida, m es pequeño en relación con n1 y puede despreciarse quedando la ecuación como sigue:

⎡ RT 02 ⎤ ∆ T b = ⎢ ⎥m ⎣ ∆ H v n1 ⎦ Para un disolvente dado, todas las cantidades en el paréntesis de la ecuación anterior son constantes y podemos simplificar como sigue:

∆ T b = K b m La constante Kb se denomina también constante molal de elevación del punto de ebullición o constante ebulloscópica. El peso de soluto por 1000 g de disolvente está dado por: 1000

w2 w1

w2= peso del soluto en g w1 = peso del disolvente en g La molalidad de la disolución es: m

=

1 0 0 0w

w

1

M

2

2

donde M2 es el peso molecular del soluto. Relacionando las ecuaciones anteriores obtenemos: ⎛ 1000w 2 ∆ T b = K b ⎜ ⎟ ⎝ w 1M 2 ⎠ M2

=

1000w 2K b

w 1∆ T b

de aquí, es posible determinar el peso molecular del soluto si conocemos el valor de la constante ebulloscópica del disolvente, así como la variación del punto de ebullición y la concentración molal de la solución. Disminución del punto de fusión.

Cuando se disuelve una sustancia en un disolvente líquido, el punto de congelación de la disolución es menor que el del disolvente puro. El descenso en la temperatura de congelación depende del número de moles de soluto disueltos en una cantidad dada de disolvente.



Al igual que el incremento en el punto de ebullición, el descenso en el punto de congelación puede determinarse como:

∆Tf = K fm con: K f = M0RT02/1000∆Hf

donde: K f = constante crioscópica o constante molal de descenso en el punto de congelación. m = molalidad de la disolución en moles/kg de disolvente. M0 = peso molecular del disolvente R = constante universal de los gases. T0 = punto de congelación del disolvente puro. ∆Hf = entalpía molar de fusión del disolvente puro.

III. PROTOCOLO DE INVESTIGACION. 1.- Investigar que es la constante ebulloscópica. 2.- Investigar que es la constante crioscópica. 3.- Explicar a que se le llama disolución hipo-, hiper- e isotónica. 4.- Mencionar por lo menos tres ejemplos de membranas semipermeables. 5.- Elaborar un diagrama de flujo con el procedimiento a seguir durante la práctica.

IV. DESARROLLO EXPERIMENTAL. Aumento del punto de ebullición. a) Materiales y reactivos. 2 soportes universales. 2 pinzas de tres dedos con nuez. 1 refrigerante Liebig. 1 termómetro. 1 termómetro diferencial. 1 matraz balón 1 juego de conexiones para destilación.

2 matraces erlenmeyer. 1 parrilla eléctrica. 1 bomba para recircular agua etilénglicol agua destilada

b) Secuencia experimental. b.1 Montar el equipo para punto de ebullición de acuerdo con la figura 2. b.2 Determine el punto de ebullición del agua destilada, antes de iniciar el calentamiento agregue perlas de ebullición. b.3 Colocar el agua destilada y el etilénglicol (EG) en un matraz bola, de acuerdo a lo indicado en la tabla y determinar el punto de ebullición de cada disolución. Antes de calentar, añadir perlas de ebullición. b.4 En la siguiente tabla, escribir los resultados obtenidos para cada solución preparada.



Tb del agua pura __________________ºC Masa del EG/g

Masa del agua/g

2.5

22.5

5.0

20.0

10.0

15.0

Figura 2. Aparato para determinar el incremento del punto de ebullición.

Molalidad

Tempertura de

Mol/kg

ebullición/ºC

∆Tb/K

Figura 3. Aparato para la determinación del punto de congelación.

Descenso en el punto de congelación a) Material y reactivos. Frasco Dewar (termo) de 1 L 1 tubo de ensayo grande con tapón 1 tubo de ensayo pequeño con tapón 1 termómetro de -10 a 110 ºC 1 agitador para el tubo pequeño

2 g de urea agua destilada o desionizada sal de mesa hielo 34

ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


b) Secuencia experimental b.1 Pese el tubo de ensayo pequeño y luego por diferencia pese alrededor de 1 g de urea en él. Añada 10 ml de agua y pese de nuevo. A partir de estas pesadas, determine la concentración molal de la disolución de prueba. b.2 Agite el tubo hasta que se haya disuelto la urea por completo y se tenga una disolución uniforme y transparente. Coloque este tubo dentro del tubo grande, para armar el equipo mostrado en la figura 3. b.3 Tome lecturas de temperatura cada minuto para elaborar la curva de enfriamiento de la disolución (temperatura vs. tiempo). Para evitar el sobre enfriado de la disolución, se debe agitar la disolución continua y vigorosamente con movimientos verticales con una frecuencia de 1 por/seg. El punto de congelación de la disolución se determina de la curva de enfriamiento, justo donde ocurre un cambio drástico de pendiente. Se sugiere graficar en forma simultánea al desarrollo del experimento para poder definir el término de éste. b.4 Se debe repetir el experimento añadiendo 1 g de urea más (debidamente pesado) a la disolución anterior y determinando de nueva cuenta el descenso en la temperatura de congelación. Para este experimento, se utiliza una mezcla refrigerante de hielo-sal. Esta mezcla debe de ser recién preparada para cada corrida. Se mezcla una parte en volumen de sal de cocina (en grano) con cuatro partes en volumen de hielo picado en un recipiente y se deja reposar por un par de minutos y luego se coloca la cantidad adecuada en el frasco Dewar. Peso exacto de la urea (1) __________. Peso exacto del agua (1) _________ Temperatura de congelamiento (1) _______________ Peso exacto de la urea (2) __________. Peso exacto del agua (2) _________ Temperatura de congelamiento (2) _______________

Experimento con 1 g de urea Tiempo Tempe. (min) (°C)

Tiempo (min)

Tempe. (ºC)

Tiempo Tempe. (min) (ºC)

Tiempo (min)

Tempe. (ºC)



Experimento con 2 g de urea Tiempo Tempe. (min) (ºC)

Tiempo (min)

Tempe. (ºC)

Tiempo Tempe. (min) (ºC)

Tiempo (min)

Tempe. (ºC)

V. TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES. Aumento del punto de ebullición. Consultar de la literatura el valor de Kb para el agua. Determinar el peso molecular experimental del etilénglicol y compararlo con su valor teórico para determinar el error relativo.

Descenso en el punto de congelación. Consulte en la literatura el valor de la constante crioscópica del agua y calcule el peso molecular experimental de la urea con uno y con dos gramos, el resultado debe ser consistente. Describir en forma sencilla, la forma de realizar experimentalmente las otras dos propiedades coligativas.

VI. CONCLUSIONES. ¿Se cumplieron los objetivos de la práctica? ¿Es adecuado el empleo de las propiedades coligativas para determinar pesos moleculares de solutos? ¿Cuál de los dos métodos proporciona mayor confiabilidad para la determinación del peso molecular de un soluto con bajo peso molecular y cuál de ellos con un soluto de alto peso molecular? ¿Qué sugiere para obtener resultados más confiables?



VII. BIBLIOGRAFIA. 1.- G.R. Barrow. Química Física . Ed. Reverté. Barcelona. 1991. 2.- F. Daniels. C urso de Fisicoquímica Experimenta l, Mc-Graw Hill, Columbia. 1980. 3.- John A. Dean. Lange’s Handbook of Chemistry, Mc-Graw Hill, Columbia, 1973. 4.- The Merck Index, Merck & Co., N. J. USA, 1983. 5.- P. J. Hill, Small Scale Physica l Chemistry, ca p. 2. Edward Arnold Pubs. London 1966, pp 722. 6.- David P. Schoemaker y Carl W. Garland, Experiments in Physical Chemistry, McGraw-Hill New York, 1962, pp132-141. 7.- P. Ander, y A. Sonesa, Principios de Química, introducción a los conceptos teóricos, Ed. Limusa 1977, México. 8.- R. Chang, Fisicoquímica con aplicaciones a sistemas biológicos, Compañía Editorial Continental, S. A. De C. V. México, 1987.



PRACTICA No. 5 ADSORCION DE ACIDO ACETICO SOBRE CARBON VEGETAL. I. OBJETIVOS 1.- Determinar la isoterma de adsorción del ácido acético. 2.- Comparar el comportamiento de una sustancia adsorbida en las distintas ecuaciones de adsorción.

II. FUNDAMENTOS. En la industria farmacéutica se emplean métodos de separación, extracción, purificación, que tienen como fundamento, poner en contacto dos sustancias no miscibles entre sí, siendo una de ellas un material sólido y la otra un solución de dos o más compuestos químicos, que al estar en contacto con el material sólido, una gran cantidad de moléculas de los compuestos se adhieren al sólido, las cantidades sobre la superficie del sólido dependen de las interacciones que cada compuesto químico establezca con la superficie, quedando adherido el compuesto que menor energía necesite para la unión. Estos métodos en general se llaman Cromatografía. Por lo anterior es necesario entender como se efectúa la unión de las moléculas en la superficie y las ecuaciones matemáticas que lo describen. Cuando una fase sólida de gran superficie se expone a un volumen limitado de un gas o de una solución, una cantidad del gas o de la solución puede quedar adsorbida (atrapada) en la superficie del sólido. Las sustancias adsorbidas son retenidas por distintas fuerzas de atracción de la superficie, según la naturaleza del sistema: a) Si las fuerzas son similares a las de los enlaces químicos (atracción de iones de carga opuesta o formación de enlaces covalente o covalente coordinado) recibe el nombre de adsorción química. Para este tipo de adsorción, el ∆H es comparable a las energías de enlace químico y el proceso es generalmente irreversible. La adsorción ocurre en una sola capa de moléculas (monocapa) en la superficie. b) Cuando las fuerzas que originan el fenómeno de adsorción son las llamadas fuerzas de van der Waals, recibe el nombre de adsorción física. En este tipo de adsorción el ∆H es pequeño y comparable al cambio de entalpía en la licuefacción de gases. La adsorción ocurre en multicapas y las capas externas se comportan como un sólido o un líquido. La adsorción se determina midiendo la cantidad de sustancia residual en la solución o en la fase gaseosa. La cantidad de sustancia adsorbida (adsorbato) es función de tres factores: a) La cantidad de sustancia sólida (adsorbente) donde se adsorberá el adsorbato. b) La cantidad de adsorbato c0 en la fase de contacto con la superficie de la sustancia adsorbente. 38 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


c) La temperatura. La adsorción se cuantifica en gramos de la sustancia adsorbida x, por gramos de la sustancia adsorbente m, lo que se expresa como x/m. Al determinar la relación x/m en función de la concentración c0 (a temperatura constante), la curva que representa este fenómeno recibe el nombre de isoterma de adsorción. La gráfica de la figura N° 1 indica que la sustancia adsorbente tiene una capacidad de adsorción limitada y esta se encuentra en función de la concentración del adsorbato.

Figura 1.- Isoterma de adsorción

Existen distintas ecuaciones que describen el fenómeno de adsorción.

Isoterma de adsorción de Freundlich Freundlich fue quien describió primero el fenómeno de adsorción e indico una ecuación. 1

x = Kpn m Donde: x/m es la relación entre la masa adsorbida de sustancia por la superficie y la masa de material adsorbente K es la constante de equilibrio de adsorción p es la presión de gas sobre la superficie n es un valor constante, que depende la sustancia adherida y de la superficie Isoterma de Adsorción de Langmuir. Esta teoría se basa en los postulados siguientes: 1) El adsorbato se adhiere al sólido en una sola capa de moléculas (monocapa). 2) El adsorbato es un gas. 3) La velocidad de adsorción es proporcional al número de colisiones de las moléculas del gas con la superficie de la sustancia adsorbente (que es proporcional a la presión del gas P, y a la superficie aún no cubierta). 4) En la adsorción se establece un equilibrio entre la cantidad adherida en la superficie y la cantidad que se separa de la superficie.



( ) ( )

k1 ⋅ p k1 ⋅ p Kp k2 = = θ = k2 +k1 ⋅ p 1+ k1 ⋅ p 1+ Kp k2

donde: θ = Fracción de superficie ocupada por las moléculas del gas. k 1 = Constante de adsorción. k 2 = Constante de desorción. p = Presión del gas. Efectuando sustituciones de k 1/k 2 = K = b y θ por y/ym, se transforma la ecuación al invertirla y multiplicar por p todos los términos, en una ecuación de representación de línea recta: p 1 p = + y ym ⋅ b ym donde: p = Presión del gas. y = Masa adsorbida por gramo de adsorbente a la presión p. ym = Masa de gas que adsorbe un gramo de adsorbente cuando la monocapa está completa. b = Relación de constantes de proporcionalidad.

Ecuación de Brunauer, Emmet y Teller (BET). Esta ecuación toma en consideración el hecho de que un sólido se cubre de varias capas de la sustancia adsorbida (adsorbato), por lo que la ecuación de la isoterma de Langmuir deja de ser útil para el estudio de estos fenómenos. La ecuación de BET tiene la forma: ( b - 1) p p 1 ⋅ = + y ⋅ ( po - p) ym ⋅ b ym ⋅ b po

donde: p = Presión del gas. Po = Presión de vapor saturado del adsorbato. y =Masa adsorbida por gramo de adsorbente a la presión p. ym = Masa de gas que adsorbe un gramo de adsorbente cuando la primera capa está completa. b = Constante de proporcionalidad, que es la relación de las constantes de adsorción de la capa de condensación y la constante de la primera capa.

Calor de adsorción. La variación de entalpía molar (∆H) es la variación de la energía de las moléculas en fase gaseosa y la energía de las moléculas adsorbidas por el adsorbente, aplicando la ecuación de van´t Hoff, que queda como:

⎡ ⎤ ( ) ∂ ln p ⎢ ⎥ = - ∆H ⎢ ∂ (1 ) ⎥ R ⎣ T ⎦ x A



donde: p = Presión del gas. T = Temperatura a la que adsorbe el gas. ∆H = Calor isóstérico de adsorción. R = Constante de los gases.

III. PROTOCOLO DE INVESTIGACION. 1.- Investigar las limitantes de la ley de Langmuir. 2.- Investigar cuándo la ecuación de Freundlich se transforma en la ecuación de la ley de Langmuir. 3.- Indicar algunos compuestos que pueden ser adsorbidos por carbón activado. 4.- Indicar qué otras sustancias pueden ser empleadas como adsorbentes. 5.- Explica porque se llaman isotermas. 6.- Elaborar un diagrama de flujo con la secuencia experimental a seguir.

IV. DESARROLLO EXPERIMENTAL.

a) Material y reactivos. 10 matraces Erlenmeyer de 125 ml. 1 bureta de 25 ml. 1 embudo. 1 soporte universal. 1 anillo metálico. 2 probetas de 25 ml.

3 vasos de precipitados de 125 ml. Papel filtro. Carbón activado. Acido acético 0.25 M y 0.5 M Hidróxido de sodio 0.1 N.

b) Secuencia experimental. b.1. Velocidad de adsorción. b.1.1 En una serie de siete matraces agregar 20 ml de solución de ácido acético 0.25 N en cada uno y 1 g de carbón activado. Taparlos bien. Agitarlos continuamente. b.1.2 Después de 2 min, filtrar el contenido del primer matraz con papel filtro, eliminando los primeros 5 ml de filtrado. b.1.3 Tomar una alícuota de 1 ml del filtrado y titular con NaOH 0.1 N, utilizando fenolftaleína como indicador, repetir la titulación del filtrado. b.1.4 Repetir el punto 1.2 y 1.3 con los demás matraces filtrando una vez transcurrido los tiempos indicados en la tabla de resultados. b.1.5 Se debe concluir el experimento hasta que las titulaciones tiendan a ser iguales. b.2.- Isoterma de adsorción del ácido acético sobre carbón vegetal.



b.2.1 Preparar la serie de matraces con las siguientes cantidades: No. de matraz. Ac. Ac. 0.5 N. (ml) Agua (ml)

1 25 0

2 20 5

3 15 10

4 10 15

5 7 18

6 3 22

7 0 25

b.2.2 Agregar 1 g de carbón activado a cada matraz. b.2.3 Agitar los matraces por períodos de 10 min. o por tiempo determinado en experimento de velocidad de adsorción. Nota: hacer esto en forma escalonada tal que los tiempos de terminación de agitación no se empalmen. b.2.4 Transcurrido el tiempo, filtrar el contenido de cada matraz. Es conveniente eliminar los primeros 5 ml del filtrado en cada concentración (¿porqué se hace esto?). b.2.5 Tomar alícuotas de los filtrados y titularlos con NaOH 0.1 N (esto debe realizarse por duplicado en cada concentración). Las alícuotas serán las siguientes: 1 ml del primer matraz, 2 ml del segundo, 5 ml de cada uno de los demás (¿cuál el la utilidad práctica de este proceder?). V. RESULTADOS Matraz Carbón No.

(g)

Ácido Acético CS (g)

x (g)

NaOH 0.1 N x/m

( ml )

( ml )

Tiempo (min.)

1

2

2

4

3

6

4

8

5

10

6

12

7

14

Tabla 1. Resultados del experimento de velocidad de adsorción.



N°

Car.

Ma. (g) 1

1

2

1

3

1

4

1

5

1

6

1

7

1

NaOH mL

mL

Ácido Acético X

CS

x/m

ln(CS)

ln(x/m)

m/x

1/CS

Tabla 2. Resultados de la isoterma de adsorción. VI. TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES. 1.- Determinar la masa de ácido acético en cada matraz, antes y después de la titulación. 2.- Determinar la masa de ácido acético adsorbido (x) por el carbón activado, así como la masa de ácido acético adsorbido por gramo de carbón activado(x/m). 3.- Representar en una gráfica la variación de x/m en función del tiempo. 4.- Representar en una gráfica los datos obtenidos x/m en función de CS. 5.- Determinar la constante de adsorción al representar en una gráfica ln(x/m) en función de ln(CS). De ser una recta, calcular las constantes de la ecuación: x =k ⋅ C S n m esta es la ecuación de Freundlich, que se puede representar como una recta de la siguiente manera: x ⎟ =ln ( k) +n ⋅ ln ( C S ) ⎝ m ⎠ 6.- Representar los datos en una gráfica m/x en función de 1/CS, para saber si cumple con la ecuación de Langmuir. ln ⎜

VII. ANÁLISIS DE RESULTADOS 1. Analizar las distintas gráficas comentando las ventajas y desventajas de cada una. 2. En base a la exactitud de las líneas, explicar cual describe mejor el fenómeno de adsorción. 43 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


3. Indicar qué importancia tendrá efectuar la separación de sustancias utilizando los procedimientos de esta práctica en el área farmacéutica, explica al menos tres ejemplos.

VIII. CONCLUSIONES 1. ¿Se cumplieron con los objetivos de la práctica? 2. ¿Existe congruencia entre los conceptos teóricos y los resultados experimentales? De no existir congruencia explica las posibles causas que la originan. 3. ¿Que sugerirías para obtener datos mas confiables y precisos?

IX. BIBLIOGRAFIA 1.- M. T. Toral, Fisicoquímica d e superficies y sistema s dispersos, Ed. Urmo, España , 1973. 2.- B. P. Levitt, Química Física Práctica de Findlay , Ed. Reverté, España , 1979. 3.- A. M. James, Prac tical Physica l C hemistry, Ed. J. & A. Churchill LTD, Londres, 1967. 4. O. A. Burmístova et al, Prácticas de Química Física , Ed. Mir, Moscú, 1977. 5. G. W. Castellan, Fisicoquímica, Ed. Addison- Wesley Iberoamericana, México , 1987. 6. Raymond Chang, Fisicoquímica con Aplicaciones a Sistemas Biológicos, Ed. CECSA, México, 1987. 7. Engel Thomas y Reid Philip, Química Física, Ed. Pearson – Addison – Wesley, España, 2006. 8. Gennaro Alfonso, Remington Farmacia, Ed. Médica Panamericana, Argentina, 2003. 9. MartinAlfred, 4a Edición, Ed. Willams&Wilkns, USA, 1993. 10. Morris, J. G. Fisicoquímica pa ra Biologos (Conc eptos Básicos), Ed. Reverté S. A., 1993 11. Sans Pedrero P., Fisicoquímica para Farmacia y Biología, Ediciones Científicas y Técnicas S.A., España, 1992. 12. Pradeau, et. al., Análisis Químicos Farmacéuticos de Medicamentos, Ed. IPN – Noriega – UTHEA, México, 199.



PRACTICA N° 6 ISOTERMA DE ADSORCION DE GIBBS. I. OBJETIVOS. 1.- Determinar el efecto de la adición de alcoholes sobre la tensión superficial del agua. 2.- Determinar la isoterma de adsorción de Gibbs para la adición de diferentes alcoholes al agua. 3.- Comprender el concepto de adsorción en superficies líquidas.

II. FUNDAMENTOS. Las sustancias que presentan en su estructura una parte polar y una no polar como en el caso de ácidos grasos y alcoholes de cadena corta, son solubles tanto en agua como en disolventes no polares como hidrocarburos. La parte hidrocarbonada les confiere solubilidad en disolventes no polares, mientras que el grupo -COOH o el -OH de carácter muy polar permite que sean lo suficientemente afines para formar soluciones acuosas. Si estas moléculas se sitúan en una interfase aceite-agua, se orientan de tal forma que sus grupos hidrofílicos quedan en la fase acuosa y las cadenas hidrocarbonadas escapan a la fase no polar. Esta situación es energéticamente más favorable que la disolución del compuesto en cualquiera de las dos fases. La fuerte adsorción de estas sustancias en la superficie o interfase formando una capa monomolecular orientada se conoce como actividad superficial, mientras que las sustancias con actividad superficial (surfactantes) son moléculas que tienen partes polares y no polares ( amfifílicas ). La actividad superficial es un fenómeno dinámico, puesto que el estado final de una superficie o interfase representa un equilibrio entre la tendencia hacia la adsorción y hacia la disolución completa debido a la agitación térmica de las moléculas. La tendencia de las moléculas surfactantes a acumularse en la interfase favorece una expansión de la misma, lo cual es contrarrestado por la tendencia de la interfase a contraerse bajo la fuerza de la tensión superficial. La ecuación de adsorción de Gibbs permite calcular la magnitud de la adsorción en la superficie de un líquido, a partir de datos de tensión superficial, Si se considera que la interfase está bien definida, la adsorción puede describirse apropiadamente en términos de concentraciones en exceso superficiales.Si Γi es la concentración del surfactante en la superficie ( en mol / cm2), viene dada por la ecuación : ni σ Γi = A

Γi puede ser positiva o negativa y su magnitud depende de la tendencia del surfactante a acumularse en la superficie. La energía interna total de un sistema viene dada por la ecuación : U = TS − PV + Σ i ni 45 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


La expresión correspondiente para la energía interna de la fase superficial σ es: U = TSσ − PV σ + γ A + Σ i ni σ

donde los términos PVσ y γA tienen signos opuestos, ya que la presión es una fuerza expansiva y la tensión superficial es contractiva. Los términos T, P y el potencial químico no tienen índices, puesto que estos deben tener valores iguales en ambas fases y en la interfase para que el sistema esté en equilibrio. Diferenciando la ecuación tenemos: dU σ = TdSσ + Sσ dT − PdV σ − V σ dP + γdA + Adγ + Σ i dni σ + Σ ni σ d

i

por primera y segunda ley de la Termodinámica: U = TdS − PdV + Σµ i dni

en el caso de la fase superficial : dU σ = TdSσ − PdV σ + γ dA + Σ i dni σ

restando las ecuaciones anteriores : Sσ dT − V σ dP + Adγ + Σ ni σ d

i

=0

Por lo tanto a temperatura y presión constantes : ni σ dγ = − Σ dµ i = − ΣΓi dµ i A

Para una disolución sencilla de dos componentes ( constituida por un solo disolvente y un soluto ), la ecuación anterior conduce a : dγ = − Γ1dµ 1 − Γ2dµ 2

Las concentraciones en exceso se definen respecto a una superficie de separación arbitraria. Si la situación de esta superficie para una disolución binaria se define de manera que la concentración en exceso del disolvente ( Γi ) sea cero, la expresión anterior se reduce a : dγ = −Γ2d

2

Y dado que los cambios de potencial químico están relacionados con las actividades por : 2

=

tenemos : d

2

2

º+ RT lna2

= RTd lna2

Por consiguiente :

Γ2 = −

a dγ 1 dγ =− 2 RT d lna2 RT da2



Para el caso de disoluciones diluidas, al sustituir las actividades por concentraciones,

Γ=−

c dγ RT dc

que es la forma en que se da normalmente la ecuación de Gibbs. Esta ecuación puede simplificarse si sustituímos dc / c = d(lnc), quedando:

Γ=−

1 dγ RT d lnc

III. PROTOCOLO DE INVESTIGACION. 1.- Definir que es la tensión superficial e interfacial. 2.- Describir el método de ascenso capilar para determinar la tensión superficial de un líquido. 3.- Describir como se calibra el dispositivo para medir tensión superficial por el método de ascenso capilar. 4.- Comprobar las unidades de Γ haciendo el análisis de unidades de la ecuación de Gibbs. 5.- Investigar en qué casos Γi presenta valor positivo y cuando negativo. 6.- Elaborar un diagrama de flujo con el procedimiento a seguir durante la práctica.

IV. DESARROLLO EXPERIMENTAL.

a) Materiales y reactivos. 20 tubos de ensayo con tapón de rosca 1 gradilla 1 trampa de humedad 1 vaso de precipitados de 100 ml 1 soporte universal 1 rejilla con asbesto 1 anillo metálico 1 pipeta pasteur 1 vernier

1 pipeta de 5 ml 1 pipeta de 0.1 ml 1 picnómetro o matraz aforado de 10mL etanol n-propanol n-butanol n-pentanol agua destilada

b) Secuencia experimental. b.1. Calibrar el dispositivo para determinar tensión superficial por el método del ascenso capilar empleando agua destilada como líquido de referencia (ver metodología en el anexo en este manual de prácticas). b.2. Mediante el método del ascenso capilar, determinar la tensión superficial de cada una de las soluciones que se indican en la tabla. Registrar la temperatura a la que se llevó a cabo el experimento. 47 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


b.3. Determinar mediante un picnómetro la densidad  disoluciones.

en g/cm3, de cada una de las

V. RESULTADOS Etanol Tubo Etanol Agua Concentr. No. 0.8M (mL) (mL) (mol/L) 1 3 12 2

6

9

3

9

6

4

12

3

5

15

0

Propanol Tubo Propanol Agua Concentr. No. 0.4M (mL) (mL) (mol/L) 1 3 12 2

6

9

3

9

6

4

12

3

5

15

0

Butanol Tubo Butanol Agua Concentr. No. 0.4M (mL) (mL) (mol/L) 1 3 12 2

6

9

3

9

6

4

12

3

5

15

0

γ Altura (cm) (din/cm)

mp (g)

ms (g)

ρ (g/cm3)


mp (g)

ms (g)

ρ (g/cm3)


mp (g)

ms (g)

ρ (g/cm3)



Pentanol Tubo Pentanol Agua Concentr. No. 0.2M (mL) (mL) (mol/L) 1 3 12 2

6

9

3

9

6

4

12

3

5

15

0


mp (g)

ms (g)

ρ (g/cm3)

VI. TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES. 1.- Construir las gráficas de tensión superficial (ordenadas) contra concentración (abscisas) para cada uno de los alcoholes empleados. 2.- Determinar valores de d γ /dlnc a partir de una gráfica de tensión superficial contra lnc . Reportar el coeficiente de correlación. 3.- Elaborar una gráfica que represente la variación del exceso superficial (ordenadas) con respecto al número de átomos de carbono presentes en el alcohol. 4.- Estimar el valor de la superficie de una molécula de alcohol, para cada caso. 5.- Calcular el error relativo, en base a datos reportados en la bibliografía.

VII. ANALISIS DE RESULTADOS. ¿ Cómo es el comportamiento de la tensión superficial del agua en relación al tipo de alcohol utilizado? ¿Cuál es el signo de Γ de acuerdo a sus resultados y qué significa este hecho? ¿Qué tendencia, en cuanto al exceso superficial serefiere, se observa al incrementarse el tamaño de la cadena hidrocarbonada del alcohol? ¿Cómo varía la superficie del alcohol en función del tamaño de la cadena hidrocarbonada? ¿Hay diferencias significativas?

VIII. CONCLUSIONES. ¿Se cumplieron los objetivos de la práctica ? ¿Qué sugiere para obtener resultados más precisos ? ¿ Qué utilidad tiene en su especialidad el manejo de los conceptos aprendidos en esta práctica ?

IX. BIBLIOGRAFIA. 1.- D. J. Shaw, Introducción a la química de superficies y coloides, Alhambra, 60-83 2.- G. W. Castellan, Fisicoquímica, Fondo Educativo Interamericano, México,1971, 417-429. 3.- S. H. Maron y C. F. Prutton, Fundamentos de Fisicoquímica, Limusa, México, 1990 , 813822.



PRACTICA N° 7 PREPARACION E IDENTIFICACION DE EMULSIONES. I. OBJETIVOS. 1.- Preparar emulsiones de agua en aceite y de aceite en agua. 2.- Identificar los tipos de emulsiones preparadas.

II. FUNDAMENTOS. El término emulsión que utilizaremos en esta práctica se refiere a la dispersión de un líquido en otro, siendo ambos líquidos inmiscibles. El agua es el componente más común y el otro líquido es usualmente un aceite ó algún otro líquido lipofílico. En la clasificación de Ostwald de los sistemas de dos fases, las emulsiones ocupan un lugar especial entre las nueve posibilidades que pueden darse al mezclar íntimamente dos sustancias en los diferentes estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso. Las emulsiones son un sistema binario disperso en el cual tanto la fase dispersa como el medio de dispersión que no son miscibles entre sí en condiciones normales, se hallan en el estado líquido ó semilíquido. El líquido disperso se designa generalmente como fase interna y la fase continúa se denomina externa. Puede presentarse transitoriamente el caso extremo de que un líquido penetre en otro de manera íntima, sin embargo al cabo de un tiempo el sistema tiende a un estado de equilibrio, en el cual uno de los dos líquidos forma la fase continúa. Con el aporte suficiente de energía mecánica, puede repartirse normalmente una sustancia en el agua a tal grado que se forme una emulsión. A veces esta última es tan inestable que se hace imprescindible el uso de una sustancia adecuada para conseguir una mejora de la estabilidad de la emulsión.

Tipos de emulsiones. Las emulsiones de sustancias insolubles en agua se emplean muchas veces en lugar de sus disoluciones verdaderas; para poder disolver estas sustancias se requieren disolventes orgánicos que su aplicación es más costosa y que su manejo representa además ciertos peligros. El agua al ser el diluyente más barato se emplea en emulsiones industriales en donde una de las dos fases es siempre el agua. Cuando el agua forma predominantemente la fase externa y el aceite la interna, la emulsión se denomina "aceite en agua" (o/w, del inglés oil/water). En caso de ser el aceite la fase externa y el agua la interna, la emulsión se denomina "agua en aceite" (w/o). Una emulsión de aceite en agua puede diluirse con agua en cualquier proporción, sin ninguna dificultad, pues se trata simplemente de aumentar la fase externa. Por otra parte las emulsiones agua en aceite se comportan como sustancias insolubles en agua por lo que no pueden disolverse fácilmente en ella. 50 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


Identificación del tipo de emulsión. Existen varios métodos para reconocer el tipo de emulsión, en la práctica, los más interesantes son aquellos que permiten un juicio rápido y al mismo tiempo fáciles de realizar. Se conocen los siguientes ensayos: 1. 2. 3. 4. 5.

Método del indicador Método de la dilución de la gota. Método de la conductividad. Método del cloruro de cobalto. Método del papel filtro. 1. Método del indicador.

En dos vidrios de reloj se coloca una pequeña cantidad de la emulsión a identificar, mediante un agitador de vidrio colocar una gota de colorante soluble en agua a una muestra y colorante soluble en aceite en la otra. Solamente uno de los dos colorantes pigmenta de manera uniforme a la muestra de emulsión. ¿Qué se puede concluir con respecto al tipo de emulsión? 2. Método de la dilución de la gota. En un vaso de precipitados de 100 ml, colocar 40 ml de agua, agregar una gota de la emulsión a ensayar, agitar para mezclar, observar y concluir. En otro vaso de precipitados de 100 ml, colocar 40 ml de aceite comestible, agregar una gota de la emulsión, agitar para observar y concluir. 3. Método de la conductividad. Una emulsión con el agua en la fase externa, puede conducir fácilmente la corriente eléctrica, en cambio cuando la fase externa es el aceite, no puede conducirla. Por lo tanto, la primera emulsión es del tipo o/w ó aceite en agua. 4. Método del cloruro de cobalto. Un papel filtro previamente tratado con una disolución de CoCl2, se corta en tramos de 5 x 5 cm. Se coloca una muestra de la emulsión por identificar y se observa al cabo de 10 min. Si la emulsión es del tipo aceite/agua, se formará un anillo de color púrpura alrededor de la muestra. 5. Método del papel filtro. Se cortan tramos de papel filtro de 5 x 5 cm. Se coloca una muestra pequeña de la emulsión a ensayar. Si la emulsión es agua/aceite se formará rápidamente una



mancha grande alrededor de la muestra. En caso de ser aceite/agua, el anillo ó mancha se formará lentamente y será más pequeña.

III. PROTOCOLO DE INVESTIGACION. Investigar brevemente lo siguiente: 1. Los factores que afectan la estabilidad de una emulsión. 2. Investigar métodos para emulsificar. 3. En qué consiste el sistema HLB y qué aplicación práctica tiene. 4. Pruebas de estabilidad aplicadas a una emulsión. 5.- Elaborar un diagrama de bloques que indique el procedimiento a seguir durante el desarrollo de la práctica.

IV. DESARROLLO EXPERIMENTAL. a) Materiales y Reactivos. 4 vidrios de reloj 4 pipetas pasteur 2 vasos de precipitados de 600 ml 4 vasos de precipitados de 200 ml 2 vasos de precipitados de 100 ml 1 espátula 1 parrilla eléctrica 1 balanza analítica 1 balanza granataria papel filtro microscopio 2 porta objetos

2 cubreobjetos Muestras de emulsiones comerciales cera de abejas parafina trietanolamina ácido esteárico propilénglicol aceite mineral colorante hidrosoluble colorante liposoluble agua destilada.

b) Desarrollo experimental. b.1 Identificación de emulsiones. Identificar las emulsiones comerciales disponibles por los métodos de: dilución de la gota, indicador y papel filtro. Observar la prueba del indicador al microscopio; Pigmentar una misma emulsión con ambos colorantes con el fin de notar la diferencia. Elaborar un cuadro de datos con las observaciones de cada método y para cada emulsión comercial y las preparadas:



Emulsión comercial

Método de la Método dilución de la indicador gota

del Observación al Método microscopio papel filtro

del

b.2 Preparación de emulsiones. Prepara las emulsiones I-IV de acuerdo con el procedimiento general siguiente: b.2.1. Calcular las cantidades necesarias para preparar 200 g de emulsión. b.2.2. Identificar los componentes solubles en agua y pesarlos por diferencia en un vaso de precipitados de 200 ml, identificado con la letra A. b.2.3. Calentar el vaso A y agitar su contenido hasta la total homogeneización (85-90 ºC). b.2.4. En un vaso de precipitados de 600 ml, pesar el agua indicada en la formulación y añadir los componentes hidrosolubles. Marcar el recipiente con la letra B y calentarlo a ebullición. b.2.5. Adicionar A en B, agitando vigorosamente con una varilla de vidrio. Hacer la adición rápida y en el vértice del remolino. Se sugiere que de ser posible el estudiante traiga de su casa un aparato eléctrico muy utilizado en la cocina que sirve para procesar alimentos. b.2.6. Continuar la agitación mientras se enfría en un baño de agua fría hasta los 35-40 ºC. Adicionar el perfume y color. Suspender la agitación y envasar en recipientes adecuados. 53 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


b.2.7. Verificar el tipo de emulsión formada por el método de su elección. componente

Fórmula II

Fórmula III

Fórmula IV

ácido esteárico (A) 5.0

4.2

3.0

5.0

alcohol cetílico (A) 0.8

0.6

0.8

0.0

aceite mineral (A)

5.0

8.0

5.0

5.0

lanolina A

2.0

0.0

0.5

0.0

cera de abejas (A) 1.0

0.0

0.5

0.0

cutina M.D. (A)

0.0

0.4

0.2

0.5

emulgín B1 (A)

0.0

0.0

0.2

0.0

emulgín B2 (A)

0.0

0.0

0.0

0.2

Agua (B)

c.b.p.

c.b.p.

c.b.p

c.b.p.

glicerina (B)

5.0

3.0

1.0

1.0

trietanolamina (B)

1.0

0.5

0.5

1.0

metil paraben (B)

c.n.

c.n.

c.n.

c.n.

perfume (C)

c.n.

c.n.

c.n.

c.n.

Método utilizado

Fórmula I

Fórmula I Fórmula II Fórmula III Fórmula IV observaciones observaciones observaciones observaciones

V. ANALISIS DE RESULTADOS Y DISCUSION Analizar las pruebas de identificación para las emulsiones comerciales y las preparadas en el laboratorio. Discutir el procedimiento de preparación de las emulsiones. 54 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


Explicar la relación de los experimentos con el área de la Ingeniería Farmacéutica.

VI. CONCLUSIONES Obtenga las conclusiones pertinentes de acuerdo a los experimentos realizados. Consulte la bibliografía necesaria.

BIBLIOGRAFIA. 1.- G. W. Castellan, Fisicoquímica, Ed. Addison-Wesley Iberoamericana, EUA, 1987. 2.- Catálogo de Información Técnica, Química Henkel, 1990.



PRACTICA N° 8 LOS TENSOACTIVOS Y SU COMPORTAMIENTO EN LA INTERFASE SOLIDO-LIQUIDO. I. OBJETIVOS. 1.- Identificación de los tipos de tensoactivos. 2.- Determinar la capacidad espumante en agua blanda, media y dura. 3.- Determinar la capacidad cortagrasa.

II. FUNDAMENTOS. Se llaman tensoactivos o productos tensoactivos de superficie, las sustancias que tienen la cualidad de modificar la tensión superficial de los líquidos en los cuales se disuelven, y como consecuencia, la tensión interfacial entre el disolvente del tensoactivo y las materias insolubles en él. El caso más frecuente es el de la modificación de la tensión superficial del agua y la interfacial entre el agua y las grasas, ceras, partículas sólidas suspendibles, superficies sólidas, etc., ya que es precisamente el agua el disolvente más abundante y los procesos húmedos los más frecuentes. La modificación que los productos tensoactivos efectúan en la tensión superficial e interfacial es la causa que produce los fenómenos de humectancía, emulsificación, suspensión y detergencía. En forma general se puede decir que los compuestos tensoactivos tienen en su molécula una sección hidrofílica con afinidad y solubilidad en el agua, y una parte lipofílica o hidrofóbica, con afinidad y solubilidad en las grasas u otros líquidos insolubles en agua o simplemente con repelencia al agua. Estos componentes de la molécula establecen una orientación específica de la misma en la interfase del agua y cualquier otro material. La parte hidrofílica se orienta hacia la fase acuosa y la lipofílica o hidrofóbica hacia la fase no soluble en ella. Ambas partes de la molécula ejercen fuerzas sobre la interfase y la resultante de las mismas establece el fenómeno final que puede ser: humectación, emulsificación, suspensión y detergencía. Carácter químico. Las moléculas de los tensoactivos, dependiendo de que se disocien o no en solución acuosa pueden ser: iónicos (disociables en agua) y no iónicos (no disociables en agua). Los tensoactivos iónicos están constituidos por una parte orgánica de alto peso equivalente y una inorgánica u orgánica de bajo peso equivalente, que al disociarse se separan produciendo radicales con carga eléctrica. Cuando la carga del radical orgánico de alto peso equivalente, que es la parte hidrofóbica de la molécula es negativa, el compuesto se denomina "tensoactivo aniónico" y cuando es positiva se le llama "tensoactivo catiónico". 56 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


Tensoactivos aniónicos.- A este tipo pertenecen los primeros desarrollados industrialmente por el hombre: los jabones. Posteriormente el avance de la tecnología llevó a la investigación y a la elaboración de otros tensoactivos aniónicos que no adolecen de los defectos de los jabones, especialmente por su pobre resistencia a las aguas duras, lo cual hace que disminuya sensiblemente su efectividad cuando se usan con aguas de alta dureza y que desafortunadamente son las más abundantes en el mundo. Los tensoactivos aniónicos han tenido un desarrollo espectacular en la industria de los detergentes domésticos, industriales y cosméticos. R-O-SO3X

Alquil Sulfatos

R-C6H4-SO3X

Alquil Aril Sulfonatos

Tensoactivos catiónicos.- Los tensoactivos catiónicos combinan frecuentemente cualidades bactericidas que los hacen especialmente útiles para algunas aplicaciones especializadas. Por otro lado su elevado costo comparado con los aniónicos limita las posibilidades de un uso más extenso. Un ejemplo típico representativo de este grupo son las sales cuaternarias de amonio: (R)4NX. En la industria de suavizantes de telas y la cosmética tienen gran aplicación. Tensoactivos no iónicos.- Al igual que los catiónicos, los no iónicos han sido producto del desarrollo de la síntesis orgánica con una amplísima variedad. Los ésteres de ácidos grasos, las amidas grasas y los derivados del óxido de etileno son las de mayor consumo a nivel mundial. Su campo de aplicación para el caso de los ésteres de ácidos grasos se encuentra en la industria farmacéutica, textil, de cosméticos y alimenticia, como emulsificantes y acondicionadores. Las amidas grasas se emplean en la industria textil y de los cosméticos principalmente y los derivados de óxido de etileno se usan para shampoos, baños de burbujas y productos de limpieza en general. Es importante puntualizar que los derivados etoxilados son en la actualidad los más importantes tensoactivos no iónicos y están altamente industrializados en los países que disponen de recursos petroquímicos. Son sumamente económicos y no son afectados en absoluto por la dureza del agua ni la presencia de productos aniónicos o catiónicos. Químicamente son casi inertes en sus soluciones y son más biodegradables que los Alquil Aril Sulfonatos. R-O-CH2-O-CH2-CH2-O- ... CH2-CH2-OH donde R es un radical Alquil Fenol, alcohol graso o ácido graso.

III. PROTOCOLO DE INVESTIGACION. Investigar brevemente: 1.- Agentes humectantes. 2.- Repelencia al agua. 3.- Detergencia y su mecanismo. 57 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


4.- Mojado. 5.- Eliminación de la suciedad. 6.- Redeposición de la suciedad. 7.- Aditivos de detergentes. 8.- ¿En base a qué parámetros se le clasifica al agua en dura, media y blanda? 9.- Elaborar un diagrama de flujo en el que se indiquen los pasos a seguir en el desarrollo de la práctica.

IV. DESARROLLO EXPERIMENTAL. a) Material y reactivos. 3 probetas con tapón esmerilado de 500 ml. 4 vasos de precipitados de 100 ml. 3 pipetas de 1 ml/0.5 ml volumétricas. 1 pipeta 5 ml/1 ml volumétrica. solución de detergente aniónico al 0.5% solución de detergente catiónico al 0.5%

solución de detergente no iónico al 0.5% tramos de loseta vinílica de 3 por 8 cm. con diferente tipo de mugre. aceite vegetal. agua destilada. agua media. agua dura.

b) Secuencia experimental. Capacidad espumante b.1. Preparar soluciones al 0.5% en peso de los siguientes tensoactivos, empleando agua destilada para su dilución. b.1.2. Lauril Eter Sulfato de Sodio. (Alcohol C12-14 Láurico con 3 moles de óxido de etileno) Aniónico. b.1.3. Emulgín W-100. (Alcohol Cetoesteárico con 10 moles de óxido de etileno) No iónico. b.1.4. Deyquart A. (Cloruro de Cetil Trimetil Amonio) Catiónico. b.1.5. Jabón de lavandería. (Estearato de Sodio) Aniónico. b.1.6. En cuatro probetas de 500 ml agregar en cada una 50 ml de agua destilada y hacer adiciones de las soluciones anteriores de 0.5 ml, dando 5 ciclos de agitación después de cada adición, anotar el volumen de espuma generado, así como el tipo de espuma (abierta, cerrada o cremosa). Nota: se recomienda traer una bomba para pecera por cada equipo para incorporar aire. b.1.7. Suspender las soluciones de tensoactivo, cuando el volumen generado haya alcanzado 500 ml.



b.1.8. Con el volumen máximo generado de espuma agregar una gota de aceite vegetal por medio de una pipeta pasteur y dar cinco ciclos de agitación; anotar el nuevo volumen de espuma. b.1.9. Suspender la adición de gotas de aceite hasta el abatimiento de la espuma. Capacidad de remoción de grasa mineral. b.2. Cortar tramos de pisos de vinil de 3 por 8 cm.. Agregar un gramo de grasa mineral y distribuirla uniformemente en toda la superficie (cuatro tramos). b.2.1 En cuatro vasos de precipitados de 100 ml colocar 80 ml. de agua previamente identificados. Agregar 10 ml de solución de tensoactivo al 0.5% y al mismo tiempo introducir los tramos de vinil enmugrecidos con aceite mineral. b.2.2. Observar y anotar el tiempo para remoción de grasa.

V. TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES. a) Elabore gráficas de los mililítros de solución vs. volumen generado de espuma para cada tipo de agua incluyendo en cada una los cuatro tensoactivos. b) Elabore gráficas del número de gotas de aceite vs. volumen abatido de espuma para cada tipo de agua incluyendo en cada gráfica los cuatro tensoactivos. c) Describir lo más detallado posible lo que ocurrió en cada tensoactivo al remover la grasa de la loseta vinílica.

VI. ANALISIS DE RESULTADOS. 1.- Discutir cómo influye el tipo de agua utilizada, en la actividad espumante de los tensoactivos. Sírvase de sus gráficas para concluir. 2.- Discutir sobre el efecto que tiene la presencia de aceite en el abatimiento de espuma en las disoluciones acuosas de agentes tensoactivos, haciendo uso de los datos obtenidos en la práctica. 3.- De acuerdo al tipo de agua, qué clase de tensoactivo resulta más eficiente en cuanto a su poder detergente. 4.- En base a sus resultados, ¿qué propiedades determinan la selección adecuada de un detergente para un uso específico? 5.- De los detergentes utilizados en la práctica, ¿cuál considera mejor y por qué? 6.- Explicar de acuerdo a sus resultados, si existe relación entre las características iónicas de los detergentes con su capacidad de formación de espuma y la resistencia de esta ante agentes antiespumantes.

VII. CONCLUSIONES. ¿Se cubrieron los objetivos de la práctica? 59 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


¿Qué propondría para mejorar la confiabilidad, exactitud y precisión de los resultados experimentales? En base a lo experimentado en la práctica, indicar la relación con la industria Farmacéutica.

VIII. BIBLIOGRAFIA. 1.- R. Chang. Fisicoquímica con Aplicaciones a Sistemas Biológicos . Ed C.E.C.S.A., México , 1987. 2.- R. Mildwisky, Synthetic Detergents, Ed. Academic Press, N. York, 1988. 3.- Detergentes y emulsifica ntes. Catálogo, Ed. Química Retzloff Internacional, México , 1989.



Tabla 1.- Volumen de espuma generada (ml) ml de solución

Agua destilada

Agua media

Agua dura.

Agente:

Tensoactivo.

Tensoactivo.

Tensoactivo.

1

2

3

4

1

2

3

4

1

2

3

4



Tabla 2.- Volumen de espuma abatida (ml) Gotas de aceite.

Agua destilada Tensoactivo. 1 2 3 4

Agua media Tensoactivo. 1 2 3 4

1

Agua dura. Tensoactivo. 2 3 4



PRACTICA N° 9 RELOJES QUIMICOS. I. OBJETIVOS. 1.- Definir cinética química. 2.- Conocer las reacciones reloj. 3.- Evaluar la influencia de la concentración de un reactivo y temperatura en la velocidad de una reacción química, mediante la determinación del orden de reacción respecto al reactivo limitante.

II. FUNDAMENTOS. La cinética química estudia las velocidades y mecanismos por los cuales se realizan las reacciones. Las reacciones reloj, son reacciones químicas que se producen de forma casi instantánea y permiten detectar visualmente el tiempo necesario para consumir una cantidad de uno de los reactivos de la reacción principal. El tiempo empleado en una reacción depende de las concentraciones de los reactivos, temperatura y catalizadores. Mediante la reacción entre sulfito de sodio y formaldehído se determinan experimentalmente los tiempos que tarda en desarrollarse la reacción alimentando diferentes volúmenes de reactivos (concentraciones), estos tiempos a su vez nos sirven para calcular los órdenes de reacción de acuerdo a los reactivos y el orden de reacción global. El tiempo de desarrollo de una reacción química esta inversamente relacionado con su velocidad, es decir, a mayor tiempo que tarde en reaccionar, menor es su velocidad, este es el caso al que se enfoca la actividad, demostrar experimentalmente la influencia de las variaciones de la concentración de los reactivos y la temperatura sobre la velocidad en una reacción química. La terminación de la reacción entre el sulfito de sodio y el formaldehído en un tiempo “x” da una coloración rosa, debido a la presencia de un indicador denominado fenolftaleina, que aparece por la variación de pH de la mezcla reaccionante e indicando que la reacción termino, inmediatamente después de la coloración desaparece por la presencia de EDTA, que actúa como quelante del indicador. Esta es el simulacro de una alarma visual a la que se denomina “reacción reloj”. Los objetivos centrales de esta actividad es evaluar la influencia de la concentración de un reactivo en la velocidad de una reacción química determinada, mediante la obtención del orden de reacción respecto del reactivo. Evaluar la influencia de la temperatura en la velocidad de esa reacción, mediante la determinación aproximada de la energía de activación. La reacción entre el sulfito de sodio y el formaldehído, da como resultado un producto intermedio ácido forma el sulfonato de hidróximetano. El medio ácido para el desarrollo de la reacción anterior y el sulfito que reacciona con el formaldehído son proporcionados por la descomposición del bisulfito de sodio. Al disminuir la concentración de sulfito de sodio (especia atacante del formaldehído), el equilibrio bisulfito/sulfito se desplaza a la derecha, produciendo sulfito y 63 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


medio ácido; este último neutraliza al intermediario. Cuando la concentración del medio ácido disminuye, el intermedio es neutralizado con protones del agua y, como consecuencia, el pH de ácido a alcalino. El formaldehído en medio acuoso presenta un equilibrio con el metilenglicol. Esta deshidratación es el paso que controla la velocidad de la reacción. Para conocer como influyen las concentraciones en el tiempo que tarda la reacción, se pueden realizar varias mediciones manteniendo constante la concentración de uno de los reactivos y variando la otra. Para este caso, es importante resaltar el papel de los indicadores, ya que para esta actividad se utiliza a la fenolftaleína, la cual en un rango de pH se verifica un vire de incoloro (pH<8.2) a color rosa (pH>8.2) o viceversa, y esto a la vez esta relacionado con la terminación de la reacción. En esta práctica se plantea la reacción reloj de formaldehído en medio acuoso para que presente un equilibrio con el metilenglicol. Esto determina la velocidad de reacción. CH2(OH)2

HCH + H2O

( ecuación 1 )

El formaldehído reacciona con el bisulfito produciendo un intermediario que en medio ácido forma el sulfonato de hidroximetano. El medio ácido es proporcionado por el equilibrio bisulfito de sodio – sulfito de sodio anhidro. HCHO

+

SO32-

-OCH2SO3- + H+ HSO3 -OCH2SO3- + H2O

-OCH2SO3-

( ecuación 2 )

HOCH2SO3

( ecuación 3 )

H+ + SO32-

( ecuación 4 )

HOCH2SO3 + OH-

( ecuación 5 )

Al disminuir la concentración de sulfito de sodio anhidro, que es la especie que ataca al formaldehído, el equilibrio bisulfito de sodio – sulfito de sodio anhidro ( ecuación 4 ) se desplaza hacia la derecha produciendo sulfito e iones hidronio, éstos últimos neutralizan al intermediario ( ecuación 3). Cuando la concentración de iones hidronio disminuye, el intermediario se neutraliza con los protones del agua ( ecuación 5 ) y como consecuencia, el pH de la disolución se eleva, provocando el cambio de color de la fenelftaleína.

III. PROTOCOLO DE INVESTIGACIÓN. Investigar brevemente: 1.- Explicar cinética química 2.- Definir energía de activación 3.- Definir agente quelante 4.- Definir indicador, dar ejemplo de 2 indicadores y los vires en pH básico y pH ácido 5.- Aplicación de una reacción reloj en Ingeniería Farmacéutica ó Biotecnología 6. ¿ Qué indica el orden de reacción ? 7. Calcular las concentraciones molares del NaHSO3 y del CH2O. En base a la siguiente secuencia de calculos.



Con la ecuación M1 V1 = M2 V2 donde: M1 V1 M2 V2

= molaridad del NaHSO3 ó del CH2O = volumen del NaHSO3 ó del CH2O = desconocida = (V NaHSO3 + V H2O + V CH2O)

Se obtienen las Molaridades de las soluciones 1 y 2 para ambas tablas.

IV. DESARROLLO EXPERIMENTAL. a) Materiales, reactivos y soluciones. 16 tubos de ensaye 2 buretas graduadas (25 mL) 1 cronómetro 1 soporte universal 1 pinza para bureta

indicador: dilución al 1% en peso de fenolftaleína en una mezcla al 50% de etanolagua destilada. Las siguientes soluciones deberán ser recién preparadas:

solución 1 de bisulfito: disolver en 750 mL de agua destilada 36 g de bisulfito de sodio (NaHSO3) y 3.2 g de sulfito de sodio anhidro (Na2SO3) para dar un cociente molar de [bisulfito]/[sulfito] = 14. Añadir 7.4 g de la sal tetrasódica del ácido etilendiaminotetracético (EDTA) y completar a 1000 mL con agua destilada. solución 2 de formaldehído: medir 180 mL de una disolución al 30% de formaldehído acuoso y completar a 1000 mL con agua destilada. b) Secuencia experimental. Preparar de uno en uno cada tubo que se muestra en las tablas 1 y 2. Añadir primero la disolución de bisulfito (solución 1) y 5 gotas del indicador de fenolftaleína, después el agua y finalmente la solución de formaldehído (solución 2). Agitar homogenizando completamente entre cada adición. Ya que se agrego lo indicado en la tabla 1 y 2 iniciar el conteo del tiempo. La reacción finaliza con la aparición del color rosado característico de la fenolftaleína. Hacer cada corrida por duplicado.



Tabla 1. Volúmenes de reactivos, constante. No. tub o 1 2 3 4 5 6

solución 1 volume n (mL) 2.5 2.5 2.5 2.5 2.5 2.5

M (mol/ L)

manteniendo la concentración de bisulfito

agua volume n (mL) 7.00 6.75 6.50 6.00 5.50 5.00

solución 2 volume n (mL) 0.50 0.75 1.00 1.50 2.00 2.50

M (mol/L)

tiempo (seg)

Tabla 2. Volúmenes de reactivos, manteniendo la concentración de formaldehído constante. No. tub o 7 8 9 10 11 12 13

solución 1 volume n (mL) 0.50 0.75 1.25 2.50 3.75 5.00 6.25

M (mol/ L)

agua volume n (mL) 8.25 8.00 7.50 6.25 5.00 3.75 2.5

solución 2 volume n (mL) 1.25 1.25 1.25 1.25 1.25 1.25 1.25

M (mol/L)

Tiempo (seg)

V. TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES. Si el CH2O es A y el NaHSO3 es B se tiene: A+B

Producto

(ecuación 6)

MÉTODO DE LAS VELOCIDADES INICIALES DE UNA REACCIÓN. La ecuación que relaciona la velocidad de una reacción con la concentración se conoce como ecuación de velocidad y debe ser determinada experimentalmente. v = kC AaC Bb = α

1 t

(ecuación 7)

Donde: K = constante de velocidad a y b = orden de reacción. Su suma da el orden global de reacción. En la mayoría de las ecuaciones de velocidad, los órdenes de reacción son 0, 1 y 2. 66 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


t= tiempo en que finaliza la reacción. α = constante de proporcionalidad. CA y CB = concentración del reactivo A y B respectivamente. Para nuestros experimentos CA es la concentración de bisulfito de sodio y CB es la concentración del formaldehído. Tomando en cuenta las dos últimas igualdades de la ecuación 7 y aplicando logaritmos naturales. Se tiene: Ln K + a Ln CA + b LnCB = Ln α + Ln (1/t)

(ecuación 8)

Considerando α =1, que la concentración de NaHSO3 es constante de acuerdo a la tabla 1 y se varía la concentración del formaldehído, quedando la expresión: Ln (1/t) = b Ln CB + z

(ecuación 9)

El logaritmo del inverso del tiempo de reacción se gráfica contra el logaritmo de la concentración de cada uno de los reactivos, la pendiente de las rectas generadas es el orden de la reacción (m = b) con respecto a cada uno de los reactivos y se hace lo mismo ahora con el otro reactivo, para determinar el otro orden de reacción. De la ecuación 9, z = Ln k + a Ln CA, debido a que se considera la concentración del bisulfito constante. Al considerar la concentración de formaldehído constante (tabla 2), z’ = Ln k + b Ln CB . Para determinar el valor de la constate de velocidad de reacción se toman los valores de los ordenes de reacción de cada reactivo obtenidos y las concentraciones constantes de los reactivos y un valor de tiempo que sea representativo de los dos experimentos (se toma el promedio de los dos valores más cercanos). Ln K + a Ln CA + b LnCB = Ln (1/t)

(ecuación 10)

⎛ ⎛ 1 ⎞ ⎞ ⎜⎜ Ln⎜ ⎟ − aLnC A −bLnC B ⎟⎟ ⎝ ⎝ t ⎠ ⎠

k=e

Finalmente se plantea la ecuación de velocidad con los valores calculados: V = K CAa CBb;

VI. ANÁLISIS DE RESULTADOS. 1.- ¿ Qué influencia tiene de la concentración del formaldehído en la reacción ? 2.- ¿ Qué influencia tiene de la concentración del bisulfito de sodio en la reacción ? 67 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


3.- ¿ Qué influencia tiene la temperatura en la reacción ? 4.- Analizar y explicar el orden global de la reacción 5.- Analizar y explicar las unidades de K según los ordenes de reacción de 0, 1 y 2 6.- ¿Qué factores se tendrían que controlar para cubrir adecuadamente los objetivos ? 7.- ¿Qué limitantes tiene el método de velocidades iniciales ? 8.- ¿Por qué se tiene que utilizar un indicar y que indicador se utilizó ? 9.- ¿Qué otros métodos existen para determinar orden y constante de velocidad de una reacción química ? 10.- ¿Cuáles son las desventajas de los métodos que enlistaste anteriormente (9)? 11.- Explicar ejemplos de este tipo de reacciones en la industria farmacéutica.

VII. CONCLUSIONES. 1.- Evaluar los objetivos de acuerdo al análisis de resultados. 2.- Analizar las ventajas y limitantes del método de velocidades iniciales para determinar el orden y constante de velocidad de una reacción química.

VIII. BIBLIOGRAFÍA. 1.- Ander, Paul; J., Sonnessa Anthony; Principios de química, Ed. Limusa, 1992, México, D. F. pág. 829 2.- J., Laidler Keith; H., Mesier John; Fisicoquímica, Ed. Continental, 2005, México, D. F. pág. 987 3.- F. Cortés, Educación química, 1976, pág. 53,195



PRACTICA N° 10 CINETICA DE LA DECOLORACION DE LA FENOLFTALEINA EN MEDIO ALCALINO. EFECTO DE LA FUERZA IONICA. I. OBJETIVOS. 1.- Determinar la constante cinética de pseudoprimer orden k 1 de la decoloración de la fenolftaleína en disolución alcalina. 2.- Determinar la constante cinética de segundo orden k de la decoloración de la fenolftaleína. 3.- Determinar el efecto de la concentración de hidróxido en la cinética de decoloración de la fenolftaleína. 4.- Determinar el efecto de la fuerza iónica en la decoloración de la fenolftaleína.

II. FUNDAMENTOS. La fenolftaleína se usa como ingrediente activo en algunos laxantes pero más familiarmente como un indicador ácido-base para detectar el punto de equivalencia en las titulaciones. Si se encuentra un exceso de base en el matraz al final de la titulación, el estudiante notará que el color rosa de la fenolftaleína desaparece después de un rato. Esta decoloración no es consecuencia de la titulación y sin pensarlo más, la disolución se desecha. Sin embargo el por qué sucede esta decoloración es interesante y en esta práctica se abordará el problema desde el punto de vista cinético. A pesar de que la fenolftaleína es uno de los indicadores más utilizados, su química no es simplemente la de un par conjugado ácido-base, HIn-In-. Las formas en que se encuentra la fenolftaleína en disolución (alcohólica-acuosa) se presentan en el esquema 1. La fenolftaleína es incolora a pH ≤ 8. La forma incolora tiene la estructura 1 y la abreviamos como H2F. A medida que el pH se incrementa de 8 a 10, los protones fenólicos son neutralizados con aproximadamente la misma facilidad y el anillo de la lactona se abre produciendo el familiar color rosado correspondiente a la estructura 2, abreviada como F2-. A pHs mayores, el color rosa desaparece lentamente debido a la existencia de la estructura 3, abreviada como FOH3-. Todos los cambios de color son reversibles. La conversión de H2F a F2- es extremadamente rápida y esencialmente completa al momento de alcanzarse un pH = 11, mientras que la conversión de F2- a FOH3a pHs mayores de 11 es suficientemente lenta para que su velocidad pueda ser medida espectrofotométricamente.



OH

HO

O

O

O

O O

O

O

-

O

O

OH O

O O

O

O

1 2 2 3 Esquema 1. Formas estructurales y equilibrios de la fenolftaleína en disoluciones etanólicas-acuosas. La decoloración de la fenolftaleína en medio básico, se puede representar con la siguiente ecuación: F2- + OH- ⎯⎯⎯⎯⎯⎯→ FOH3-

ecuación 1

la ley de velocidad puede expresarse como: m n v = kCOH − C 2− F

ecuación 2

El procedimiento experimental implica la utilización de disoluciones fuertemente básicas que contienen solo trazas de fenolftaleína, de tal manera que la concentración de OH- excede la de la fenolftaleína por un factor de por lo menos 104 veces. Por lo tanto, durante cada corrida, la concentración de OH- permanece prácticamente constante y la ley de velocidad se simplifica a :

v = k1CFn2−

ecuación 3

en esta nueva ley de velocidad, m k1 = kCOH −

ecuación 4

y se dice que la reacción es de pseudoenésimo orden con respecto a la fenolftaleína (ó en especies F2-).

III. PROTOCOLO DE INVESTIGACION. 1.- Investigar a que se le denomina reacción de pseudoenésimo orden y en que casos es conveniente determinarla. 2.- Desarrollar la forma integrada de la ecuación 3, considerando n = 1. 3.- Desarrollar la forma integrada de la ecuación 3, considerando n = 2. 4.- Definir que se considera como fuerza iónica y cómo se calcula. 5.- Completar la tabla 1, calculando la cantidad de disolución de NaOH 0.3 M, de disolución de NaCl 0.3 M y de agua necesarios para preparar 10 ml de las disoluciones de 70 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


NaOH que se indican en la tabla, manteniendo una fuerza iónica constante de 0.3M (I = ½Σ[zi2Ci], donde I = fuerza iónica media, zi = carga del ión y Ci = concentración del ión). 6.- Completar la tabla 2, calculando la cantidad de disolución de NaOH 0.3M, de disolución de NaCl 0.3M y de agua necesarios para preparar 10 ml de las disoluciones con las fuerzas iónicas que se indican en la tabla, manteniendo una concentración de NaOH 0.02M constante. 7.- Elaborar un diagrama de flujo que esquematice el procedimiento a seguir durante la práctica.

IV. DESARROLLO EXPERIMENTAL. a) Material y reactivos. 1 gradilla 24 tubos de ensaye de 20 ml 2 cubetas para el espectrofotómetro 3 pipetas graduadas de 5 ml 2 pipetas graduadas de 10 ml 1 espectrofotómetro VIS 1 mL de disolución de fenolftaleína al 0.2% en etanol/agua 20 mL de una disolución de NaOH 0.3 M 20 mL de una disolución de NaCl 0.3 M

b) Secuencia experimental. b.1 Determinación de la constante cinética de pseudoenésimo orden para la decoloración de la fenolftaleína en medio básico. b.1.1 Preparar 10 ml de las disoluciones de NaOH que se indican en la tabla 1, primero para una corrida y luego para la otra. b.1.2 Ajustar el espectrofotómetro a cero de absorbancia a 550 nm con el blanco. b.1.3 Añadir una gota de fenolftaleína a los tubos 1 y 2. Homogeneizar y comenzar a contar el tiempo. Tomar lecturas de absorbancia cada 2 minutos durante 20 min. b.1.4 Añadir una gota de fenolftaleína al tubo 3. Homogeneizar y comenzar a contar el tiempo. Tomar lecturas de absorbancia cada minuto hasta la desaparición del color rosa. b.1.5 Colocar la disolución del tubo 4 en una cubeta para el espectrofotómetro, añadir una gota de disolución de fenolftaleína e invertir varias veces la cubeta para homogeneizar. Contar el tiempo a partir de la adición de la fenolftaleína. Tomar las lecturas de absorbancia a 550 nm cada 30 seg hasta la desaparición del color rosa. b.1.6 Colocar la disolución del tubo 5 en una cubeta para el espectrofotómetro, añadir una gota de disolución de fenolftaleína e invertir varias veces la cubeta para homogeneizar. Contar el tiempo a partir de la adición de la fenolftaleína. Tomar las lecturas de absorbancia a 550 nm cada 30 seg hasta la desaparición del color rosa. b.1.7 Repetir el procedimiento para una segunda corrida. 71 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


Tabla 1. Efecto de la concentración de OH- en la velocidad de decoloración de la fenolftaleína. Nº de tubo [OH-]/M 0 blanco 1

0.025

2

0.05

3

0.1

4

0.2

5

0.3

V de NaOH 0.3M/mL

V de NaCl 0.3M/mL

V de agua/mL

b.2 Determinación del efecto de la fuerza iónica en la velocidad de decoloración de la fenolftaleína. b.2.1 Preparar 10 ml de las disoluciones a la fuerza iónica que se indica en la tabla 2, primero para una corrida y luego para la otra. Tabla 2. Efecto de la fuerza iónica en la velocidad de decoloración de la fenolftaleína. Nº de tubo

Fza. iónica

6

0.025

7

0.05

8

0.1

9

0.2

10

0.3

V de NaOH 0.3M/mL

V de NaCl 0.3M/mL

V de agua/mL

b.2.2 Ajustar el espectrofotómetro a cero de absorbancia a 550 nm con el blanco. b.2.3 Añadir una gota de fenolftaleína a los tubos 6 y 7. Homogeneizar y comenzar a contar el tiempo. Tomar lecturas de absorbancia cada 2 minutos durante 20 min. b.2.4 Añadir una gota de fenolftaleína al tubo 8. Homogeneizar y comenzar a contar el tiempo. Tomar lecturas de absorbancia cada minuto hasta la desaparición del color rosa. b.2.5 Colocar la disolución del tubo 9 en una cubeta para el espectrofotómetro, añadir una gota de disolución de fenolftaleína e invertir varias veces la cubeta para homogeneizar. Contar el tiempo a partir de la adición de la fenolftaleína. Tomar las lecturas de absorbancia a 550 nm cada 30 seg hasta la desaparición del color rosa. b.2.6 Colocar la disolución del tubo 10 en una cubeta para el espectrofotómetro, añadir una gota de disolución de fenolftaleína e invertir varias veces la cubeta para 72 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


homogeneizar. Contar el tiempo a partir de la adición de la fenolftaleína. Tomar las lecturas de absorbancia a 550 nm cada 30 seg hasta la desaparición del color rosa. b.2.7 Repetir el procedimiento para una segunda corrida.

V. DATOS EXPERIMENTALES. Tabla 3. Resultados del experimento b.1. Tiempo (s)

A550 Tubo 1

Tiempo (s)

A550 Tubo 2

Tiempo (s)

A550 Tubo 3

Tiempo (s)

A550 Tubo 4

Tiempo (s)

A550 Tubo 5



Tabla 4 Resultados del experimento b.2. Tubo1

Tiempo (s)

Tubo 2

Tiempo (s)

Tubo 3

Tiempo (s)

Tubo 4

Tiempo (s)

Tubo 5

Tiempo (s)

VI. TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES. De acuerdo con la ley de Beer, la absorbancia de una solución es directamente proporcional a la concentración de la especie colorida en la disolución, por lo tanto puede utilizarse directamente la absorbancia en lugar de la concentración para calcular la constante de velocidad. 1.- Aplicar la ecuación 3

dCF 2− dt

= k1CFn − 2

integrada, para n = 0, n = 1 y n = 2 a los

resultados para el tubo 3 de la tabla 3. Representa los resultados gráficamente. ¿A qué ecuación se ajustan mejor los datos cinéticos? En caso de duda repetir el procedimiento para otros dos tubos cualesquiera. 2.- Aplicar la ecuación encontrada en el punto 1, a los demás datos cinéticos de los tubos 1, 2, 4 y 5. Representa en una sola gráfica los datos cinéticos para todas las 74 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


concentraciones de OH-. Determina para cada concentración de OH-, la constante cinética de pseudoenésimo orden. Elabora una tabla con los resultados. 3.- Ya que k1 = kCOH − (ec. 4), grafica el valor de las constantes de pseudoenésimo orden determinadas el punto 2 (ordenadas) contra la concentración de OH- (abscisas) y determina el orden de la reacción con respecto al hidróxido. ¿Cuál es el orden global de la reacción? ¿Cuál es el valor de la constante de velocidad global k de la reacción? 4.- Aplica la ecuación 3 integrada para el orden de reacción encontrado experimentalmente a los datos cinéticos de la tabla 4. Elabora una sola gráfica con los datos cinéticos. Calcula la constante de velocidad de pseudoenésimo orden, para la reacción de decoloración de la fenolftaleína en función de la fuerza iónica. Elabora una tabla con los resultados. 5.- Otro método para determinar m y k, consiste en utilizar logaritmos. Aplica logaritmos a la ecuación 4 y determina los valores de m y k. m

VII. ANALISIS DE RESULTADOS. 1.- ¿Cuál es el pseudo-orden de la reacción? ¿Cuál es la ecuación de velocidad para esta reacción? 2.- ¿De qué manera influencia la concentración de OH- a la velocidad de decoloración de la fenolftaleína? 3.- Compara los valores de m y k encontrados por el método del punto 3 con los encontrados por el método del punto 5. 4.- ¿Cómo afecta la fuerza iónica a la velocidad de decoloración de la fenolftaleína? ¿Cambia el orden de la reacción con la fuerza iónica? 5.- Analiza que factores experimentales son los cruciales para que el experimento sea un éxito y cuales no lo son y por qué. 6.- Investigar en que áreas de la Ingeniería farmacéutica se involucran reacciones con reactivos en forma de iones.

VIII. CONCLUSIONES. Enlista las conclusiones que hayas obtenido a partir del análisis de resultados. Da una explicación del por qué depende la reacción de decoloración de la fenolftaleína de la fuerza iónica. Una reacción en la que no se vean involucrados iones, ¿dependerá de la fuerza iónica? ¿Son útiles las reacciones de pseudoenésimo orden? ¿Por qué? Amplía tu respuesta con una breve investigación de la ecuación de Michaelis-Menten.

IX. BIBLIOGRAFIA. 1.- L. Nicholson, J . C hem. Ed. 1989, 66, 725-726. 2.- J. R. Lalanne, J . Chem. Ed. 1971, 48, 266-268. 3.- K. J. Laidler, Chemical Kinetics, McGraw-Hill, N. Y., 1950. 75 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


PRACTICA N° 11 CINETICA DE LA HALOGENACION DE LA ACETONA. I. OBJETIVOS 1. Determinar el orden de reacción para la cinética de halogenación de la acetona. 2. Determinar el efecto de la concentración de ácido y de acetona sobre la cinética de halogenación de la acetona. 3.- Determinar la constante de velocidad para la reacción de halogenación de la acetona.

II. FUNDAMENTOS El estudio de los cambios en la velocidad de reacción debida a las concentraciones de los reactivos, son de suma importancia en la industria farmacéutica debido los diferentes factores que pueden modificar el comportamiento de la reacción y provocar la formación de productos no deseados. Dentro de estos factores: la presión, la temperatura, la presencia de distintos solventes, es por esto que se requiere llevar a cabo estudios sobre las condiciones de las reaccione químicas y la forma de obtener el mayor rendimiento. La información que se tenga de cómo se lleva a cabo una reacción y que factores la influyen, permite en el área farmacéutica lograr una estabilidad en los medicamentos (entre ellos las drogas), la predicción de su vida útil, definir las condiciones de conservación de los mismos. Es por lo anterior que se efectuará la reacción de halogenación de la acetona, para determinar como influye cada uno de los componentes de la reacción. Cuando el yodo es mezclado con acetona, se lleva a cabo la siguiente reacción:

O CH3

O CH2H

+

I2

CH3

CH2I

+

HI

Una reacción análoga ocurre entre el bromo y la acetona. La reacción se realiza muy lentamente cuando el pH del medio se encuentra en el intervalo de 4 a 7, pero es muy rápida si el pH es menor a 3 o mayor a 8. Esto implica dependencia ácido-base de la reacción. Considerando que la yodatación de la acetona sigue una cinética simple, la ley de velocidad tiene la siguiente forma : velocidad = −

∆[I 2 ] dt

= k[C3H 6O]a [I 2 ]b [H + ]

c

Donde: k es la constante de la velocidad de reacción

[C3H6O] es la concentración de la acetona en la reacción 76 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


[I2] es la concentración de yodo en la reacción [H+] es la concentración de ácido en la reacción a, b, c son los ordenes parciales de reacción respectivos de cada sustancia Como se observa el orden de reacción global es la suma de los ordenes parciales, para esta reacción es de a+b+c. De todos los compuestos participantes en la reacción, únicamente el yodo o si se empleará bromo, dan coloración a la solución acuosa. La intensidad del color puede emplearse para determinar la cantidad de halógeno presente en la solución. Midiendo la absorbancia en un espectrofotómetro UV-VISIBLE, de la mezcla de reacción e interpolar en una curva de calibración se conoce la cantidad de halógeno presente sin reaccionar con respecto al tiempo, manejando correctamente los datos puede determinarse la velocidad de la reacción.

III. PROTOCOLO DE INVESTIGACION . 1. Explicar qué es orden de reacción, molecularidad de la reacción y constante de velocidad. 2. Explicar que es una curva tipo y cómo se determina en el caso de un método espectrofotométrico. 3. Describir brevemente los métodos que se emplean en la determinación del orden de una reacción . 4.- Describir brevemente cómo se determina la constante de velocidad para una reacción. 5.- Elaborar un diagrama de flujo con el procedimiento a seguir durante la práctica.

IV. DESARROLLO EXPERIMENTAL. a) Material y reactivos . 16 tubos de ensayo con tapón 1 gradilla 1 pipeta de 5.0 ml 1 pipeta de 0.1 ml 1 pipeta de 1.0 ml 2 celdas de vidrio 1 termómetro 1 jeringa de 10 ml

de rosca Espectrofotómetro UV-VIS Acetona Agua destilada Yoduro de potasio Yodo metálico Ácido clorhídrico

Disolución de yodo 5×10-3 M: disolver 0.5076 g de yodo metálico y 1.6030 g de yoduro de potasio en 100 ml de agua destilada (solución de yodo 0.02 M). Tomar 25 ml de ésta solución y llevarlos a 100 ml con agua destilada en un matraz aforado (solución de yodo 5×10-3 M). Nota: Esta solución se debe preparar al momento de elaborar la práctica. 77 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


Disolución de ácido clorhídrico: preparar una disolución de ácido clorhídrico en agua destilada al 20% v/v.

b) Secuencia experimental b.1.-Preparación de la curva tipo. Preparar la siguiente serie de disoluciones : Tubo número 1

ml de sol. de ml de sol. de ml de agua Conc. molar A460 yodo HCl destilada de yodo 0.0 1.0 9.0

2

0.5

1.0

8.5

3

1.0

1.0

8.0

4

1.5

1.0

7.5

5

2.0

1.0

7.0

Una vez preparadas, leer la absorbancia de cada una a 460 nm y registrar las lecturas.

b.2.- Determinación de la cinética de reacción : Preparar cada una de las soluciones que se indican en la tabla , adicionando todos los reactivos menos la solución de yodo, la cual debe ser adicionada al final, en el momento en que se vayan a hacer las lecturas de absorbancia para seguir la cinética de reacción. num. de

ml de

ml de

ml de

ml de

conc. de conc. de conc. de

disol.

aceton

sol. de

sol. de

agua

acetona ácido

a

ácido

yodo

destilad

yodo

a 1

1.00

0.10

2.00

6.90

2

1.00

0.20

2.00

6.80

3

1.00

0.50

2.00

6.50

4

1.00

1.00

2.00

6.00

5

0.12

1.00

2.00

6.88

6

0.25

1.00

2.00

6.75

7

0.50

1.00

2.00

6.50

8

0.25

1.00

1.00

7.75 78

ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


1.- Una vez adicionadas las cantidades de acetona, agua y ácido clorhídrico, tapar todos los tubos y efectuar el procedimiento que se describe a continuación. Hacer esto para cada disolución por separado. 2.- Adicionar la cantidad de solución de yodo que se indica en la tabla, mezclar perfectamente y colocar la disolución en la celda. Inmediatamente, introducir la celda en el espectrofotómetro ya calibrado a cero a 460 nm y comenzar a tomar las lecturas de absorbancia cada 15 segundos durante 20 minutos, considerando la primera lectura como tiempo cero. 3.- Desechar la solución y hacer lo mismo con cada una de las disoluciones preparadas. 4.- Registrar los datos en la tabla correspondiente. 5.- Registrar la temperatura a la cual se llevó a cabo el experimento.

V. TRATAMIENTO DE LOS DATOS EXPERIMENTALES . Interpolar los valores de absorbancia en la curva tipo y determinar la concentración de yodo para cada tiempo. Construir para cada caso la gráfica de tiempo (eje x) contra concentración de yodo (eje y). Determinar para cada caso los valores de ∆[ Ι2]0 / ∆tf, mediante regresión lineal de las gráficas anteriores. Graficar los valores de log de la concentración de [H+] contra log ∆ [ Ι2] / ∆t (resultados de los tubos 1-4). Graficar los valores de log de la concentración de acetona contra de log ∆ [ Ι2] / ∆t (resultados de los tubos 4-7 ). Graficar los valores de log de la concentración de yodo contra de log ∆ [ Ι2] / ∆t (resultados de los tubos 6 y 8).

Determinación de la ley de velocidad para la reacción de halogenación de la acetona. Podemos simplificar la ley de velocidad para la reacción, obteniendo la siguiente expresión :

−

∆[I 2 ] c = k[C3H 6O]a [I 2 ]b [H + ] ∆t

Obteniendo el logaritmo en ambos miembros de la ecuación tenemos :

⎡ ∆[I 2 ]⎤ = logk + a ⋅ log[C3H 6O] + b ⋅ los[I 2 ] + c ⋅ log[H + ] ⎥ ⎣ ∆t ⎦

log⎢−

Si consideramos la concentración de acetona y yodo constantes, podemos establecer la ecuación simplificada siguiente :



⎡ ∆[I 2 ] ⎤ = c ⋅ log[ H + ] + D ⎥ ⎣ ∆t ⎦

log⎢−

donde: D = log k + a log [ C3H6O ] + b log[I2] Es decir que graficando log [H+] (en el eje de las x) contra log (∆[ Ι2]/∆t) (en el eje de las y) se obtiene una recta con pendiente c, que es el orden parcial de reacción con respecto al ácido. Aplicando el mismo procedimiento para la variación de la concentración de acetona, se determina el valor de a, que es orden parcial de reacción con respecto a la acetona. Aplicando el mismo procedimiento para la variación de la concentración de yodo, se determina el valor de b, que es el orden parcial de reacción con respecto al yodo. Una vez determinados los valores de a, b, y c, es posible determinar la constante de velocidad, de acuerdo con la ecuación siguiente :

−

∆[I 2 ]0 c = k ⋅ [C3H 6O]a ⋅ [I 2 ]b ⋅ [H + ] ∆t f

Para las concentraciones se emplean los valores constantes de cada una.

VI. ANALISIS DE RESULTADOS . 1.- Explica la razón de emplear yodo metálico y yoduro de potasio, para preparar la solución de yodo. 2.- ¿ Cuál es el orden de reacción con respecto al yodo? 3.- ¿ Cuál es el orden de reacción con respecto al ácido? 4.- ¿ Cuál es el orden de reacción con respecto a la acetona? 5.- ¿ Cuál es el orden global de la reacción? 6.- ¿ Cuál es el valor de la constante de velocidad de la reacción? 7.- ¿ Cómo afecta la velocidad de la reacción la concentración de ácido o acetona? 8.- ¿ Qué otros factores pueden alterar la velocidad de la reacción de halogenación de la acetona?

VII. CONCLUSIONES. ¿ Se cumplieron los objetivos de la práctica ? ¿ Qué sugieres para obtener resultados más precisos en la práctica? ¿ Qué ventajas y desventajas presenta el método empleado en la determinación del orden de la reacción y de la constante de velocidad? ¿ Qué aplicación directa existe en el área farmacéutica?

VIII. BIBLIOGRAFIA .



1.- J. P. Birk and D. L. Walters, J . Chem. Ed . 1992, 7, 585-587. 2.- B. P. Levitt, Química Física Práctica de Findlay , Ed. Reverté, España , 1979. 3.- A. M. James, Prac tical Physica l C hemistry, Ed. J. & A. Churchill LTD, Londres, 1967. 4. O. A. Burmístova et al, Prácticas de Química Física , Ed. Mir, Moscú, 1977. 5. Raymond Chang, Fisicoquímica con Aplicaciones a Sistemas Biológicos, Ed. CECSA, México, 1987. 6. Engel Thomas y Reid Philip, Química Física, Ed. Pearson – Addison – Wesley, España, 2006. 7. Gennaro Alfonso, Remington Farmacia, Ed. Médica Panamericana, Argentina, 2003. 8. MartinAlfred, 4a Edición, Ed. Willams&Wilkns, USA, 1993. 9. Sans Pedrero P., Fisicoquímica pa ra Farmac ia y Biología, Ediciones Científicas y Técnicas S.A., España, 1992. 10. Pradeau, et. al., Aná lisis Químicos Farmac éuticos de M edicamentos, Ed. IPN – Noriega – UTHEA, México, 1998



Absorbancia A 460 nm de cada una de las disoluciones TIEMPO

Tubo

Tubo

Tubo

Tubo

Tubo

Tubo

Tubo

Tubo

( seg )

1

2

3

4

5

6

7

8

15 30 45 60 75 90 105 120 135 150 165 180 195 210 225 240 255 270 285 300 315 330 345 360 375 390 405 420 435 450 465



480 495 510 525 540 555 570 585 600 615 630 645 660 675 690 705 720 735 750 765 780 795 810 825 840 855 870 885 900



ANEXO

METODOS EXPERIMENTALES PARA LA DETERMINACION DE TENSION SUPERFICIAL.

Tensión superficial.

La tensión superficial es una manifestación de las fuerzas de atracción que mantienen unidas a las moléculas en los estados sólido y líquido; es por este motivo que los líquidos, en particular, tienden a formar gotas esféricas (la figura geométrica de menor área efectiva es la esfera) como consecuencia de la cohesión de las moléculas. Recíprocamente, se requiere realizar un trabajo para incrementar la superficie del líquido como es el caso de la expansión de una burbuja de jabón. La realidad de la tensión superficial está claramente demostrada con el experimento ideado por Dupré (figura 1) en el que un alambre c se desliza sobre dos alambres paralelos a y b y extiende una película jabonosa. Si se requiere una fuerza F para equilibrar lo que tira la película (de anchura d), entonces se tiene,

de líquidos. Es posible demostrar que puede considerarse como una tensión actuando sobre la superficie (N/m) o como una energía (libre) por 2 unidad de superficie (J /m ), siendo ambos conceptos equivalentes.

F =2⋅ d⋅γ

ya que es una fuerza por unidad de longitud de la superficie y en este experimento existen dos superficies

Figura 1.- Experimento de Dupré.

Método del ascenso capilar.

Uno de los métodos más sencillos para la determinación de la tensión superficial es el de ascenso capilar. Este se basa en el hecho de que según las características del líquido que estemos utilizando, este bien puede "mojar" la superficie interna de un tubo capilar cuando éste es sumergido en dicho líquido. De esta manera el efecto de la tensión superficial es tal que, por ocupar una menor superficie, el líquido asciende o desciende 84 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


(según sea la adherencia del líquido en el capilar, es decir, si el líquido se adhiere a las paredes del capilar, se dice que este "moja" el material del cual está construido el mismo. Si "moja", entonces el líquido ascenderá; si no es así el líquido descenderá) por el capilar hasta que se equilibre el peso de la columna con el efecto resultante de la tensión que obliga al líquido a ascender por el capilar (ver figura 2).

Figura 2.- Detalle esquemático del método de ascenso capilar para la determinación de tensión superficial en líquidos. Después de hacer un minucioso análisis tensorial, se puede demostrar que el equilibrio anteriormente demostrado está representado matemáticamente por medio de la ecuación: g⋅ ρ ⋅h⋅ 2⋅ cos θ

γ=

(1)

donde g es la aceleración debida al campo gravitatorio, y es una constante en el sitio en el que estamos llevando a cabo nuestro experimento; ρ es la densidad de la especie estudiada; h es la altura de ascenso del líquido en el capilar; r es el radio del capilar y θ es la pendiente de contacto entre el líquido y la pared del capilar del menisco formado (ver la fig. 2). Considerando que el menisco es una esfera, la pendiente de contacto debe ser igual a cero y, por tanto, cos θ se iguala con la unidad, quedando la ecuación 1 como

γ=

g⋅ ρ ⋅ h⋅ r 2

(2)



Como la altura h está medida por la parte inferior del menisco, existe un volumen (Vadic ) que representa un peso adicional a la columna del líquido ascendente. Es por esto que para corregir el hecho, consideramos un cilindro de altura r de líquido

2 =π ⋅ r3) al cual hay que restarle el volumen de media esfera de radio r

( Vcil =r ⋅ π ⋅ r

( )⋅

( Vmedesf =

1 2

4

⋅ π ⋅ r3 = 2 ⋅ π ⋅ r3 ), esto es: 3 3 3 3 3 π ⋅ r - 23 ⋅ π ⋅ r = 1 ⋅ π ⋅ r . Vadic =Vcil - Vmedesf = 3

Sumando el efecto hidrostático de este volumen adicional a la tensión superficial de en la ecuación 2 tenemos entonces:

(

)

γ = 1 ⋅ g⋅ ρ ⋅ r ⋅ h+ 1 ⋅ r 2

3

(3)

De la misma manera es posible demostrar la ecuación que determina la tensión superficial por el método del ascenso capilar si se considera un menisco de tipo elipsoidal. Para este caso se obtiene la ecuación:

2 3⎤ ⎡ ⎜⎝ r ⎠⎞⎟ +0.1312 ⋅ ⎛ ⎜⎝ r ⎠⎞⎟ ⎥ γ = 1 ⋅ g ⋅ ρ ⋅ h ⋅ ⎢1+ r - 0.1288 ⋅ ⎛ 2 h h ⎥⎦ ⎢⎣ h

(4)

Secuencia experimental. 1.- Lavar perfectamente la trampa de humedad y la pipeta pasteur. 2.- Instalar el dispositivo ilustrado en la figura 3. 3.- Colocar en la trampa de humedad 5 ml aproximadamente de agua destilada. 4.- Hacer succión con la boca a través de la manguera hasta que el nivel del líquido depositado en el capilar se encuentre por debajo del nivel del líquido ubicado en la trampa (aproximadamente 2 cm). 5.- Dejar de succionar y esperar hasta que el líquido ascienda en el capilar y se logre el equilibrio. 6.- Con ayuda del calibrador con vernier determinar la altura del líquido (h) lo más preciso que sea posible. Registrar este dato en mm (hS). 7.- Presurizar el sistema con la boca ("sople") a través de la manguera hasta que la altura del líquido en el capilar ascienda 2 cm a partir del último estado de equilibrio. 8.- Suspender la presurización. Esto hará que el líquido descienda del tubo capilar alcanzando una vez más el equilibrio. 9.- Utilizando de nuevo el calibrador, determinar la altura del líquido en el capilar tal y como lo indica el paso 6 y registrar este dato (h P ) en mm. 10.- Repita los pasos 5, 6, 7, 8 y 9 cinco veces con la misma sustancia. 86 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


11.- Cambie el agua destilada por el líquido a estudiar y repita los pasos 4, 5, 6, 7, 8, 9 y 10.

Figura 3.- Montaje del dispositivo para la la determinación de la tensión superficial. 1) Pipeta pasteur; 2) Tapón de hule horadado; 3) Cuba de la trampa de humed; 4) Tapón de hule horadado; 5) Pipeta pasteur despostillada; 6) Tramo de manguera de hule; 7) Brazo de la trampa de humedad; 8) Vista amplificada del tubo capilar colocado en su sitio dentro de la cuba de la trampa de humedad.

Secuencia de cálculos para el método del ascenso capilar. 1.- Determinar la media aritmética de las alturas succionando y presurizando: hm =(hS +hp) / 2 Se obtienen así cinco medias hm. 2.- Determinar la media aritmética de los valores anteriores: h i =Σ hm / 5

Nota: Realizar los dos pasos anteriores para el agua destilada primero y para las sustancias a estudiar a continuación. 3.- Una vez que se tenga la media aritmética h i de las alturas registradas para el agua, determinar el radio del capilar r utilizando para esto la tensión superficial del agua (que se encuentra en la literatura) y alguna de las ecuaciones 2, 3 o 4 según convenga. 87 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ


4.- Una vez que se tiene el radio del capilar, determinar la tensión superficial de las sustancias estudiadas, utilizando la ecuación empleada para el cálculo del radio del capilar (paso 3), y registrarlas. Uso del estalagmómetro.

Otro método para la determinación de tensión superficial, es mediante el empleo de un instrumento llamado estalagmómetro (ver figura 4), que consiste en contar el número de gotas que se forman al desalojar un volumen determinado de la especie analizada y que se encuentra dentro del estalagmómetro. Posteriormente se relaciona el conteo de las gotas para esta sustancia con el número de gotas que se forman utilizando un mismo volumen de una especie de tensión superficial conocida (por ejemplo, el agua). La ecuación que relaciona este conteo es:

γ ⋅ ρ ⋅ Z =γ w ⋅ ρw ⋅ Z w

finalmente Z y ZW son los números de gotas determinados en el conteo tanto para la especie analizada y la de referencia respectivamente.

(5)

donde w es la tensión superficial de la especie de referencia (la cual debe ser perfectamente conocida), ρ y ρw son las densidades de la especie analizada y de la especie de referencia respectivamente;

Figura 4.- Corte longitudinal de un estalagmómetro.

Secuencia experimental para el empleo del estalagmómetro. 1.- Introducir la parte inferior del estalagmómetro en un vaso de precipitados el cual contiene la muestra a estudiar. 2.- Utilizando una jeringa, succionar por la parte superior del estalagmómetro (de la misma manera como se haría con una pipeta), hasta que el nivel se encuentre en la marca a (Figura 4). 3.- Dejar de succionar y comenzar a contar las gotas que se desprenden por la parte inferior del estalagmómetro. 4.- Terminar el conteo cuando el líquido cruce la marca b y registrar el número total de gotas (Z o Zw). 88 ELABORADO POR: IQI Guadalupe Mariana Francisco Torres, IQI MINERVA JUÁREZ JUÁREZ, IBQ PEDRO MIRANDA REYES, IBQ LUIS MARTÍN MORÍN SÁNCEHEZ, QFI RAQUEL NAVA ALVÁREZ, DRA. ITZIA IRENE PADILLA MARTÍNEZ

Manual Fisicoquimica

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