QUÍMICA GENERAL

Química General JUAN SALAZAR SÁNCHEZ Lima – Perú 2017

GUÍA DE PRÁCTICAS DE QUÍMICA GENERAL © Derechos Reservados 2012 © Área de Química Segunda Edición Primera reimpresión

Diseño, Diagramación e Impresión Universidad Científica del Sur Panamericana Sur Km. 19. Lima-Perú 610-6400

Tiraje 1500 ejemplares IMPRESO EN PERÚ

Luis Javier Cardó Soria Presidente Ejecutivo Dra. Josefina Takahashi Sato Rectora José Agustín Ortiz Elías Vicerrector Académico

M Sc. Alejandro Fukusaki Coordinador de Cursos Básicos de Ciencias Q.F. Juan Salazar Sánchez Coordinador de Área Química Autor Q.F. Juan Salazar Sánchez

Reservados todos los derechos: ningún material de este manual puede ser reproducido sin autorización expresa por escrita por los autores. La autorización será en hoja aparte y firmada y adosada a este material. Todo compromiso suscrito aparte, no se refiere a este manual. Queda exento del compromiso, el fotocopiado interno en una cantidad no mayor de 100, solo para uso con fines educativos y sin lucro Nuestro agradecimiento por su colaboración a Yojani Salazar García y Paola Yllanes Fernández.

CONTENIDO "Me lo contaron y lo olvidé, lo vi y lo entendí, lo hice y lo aprendí" Confucio INDICE Página Prologo

1

Instrucciones Generales y medidas de Bioseguridad.

2

Práctica 1 . Identificación y manejo de materiales y equipos de Laboratorio

9

Práctica 2 . Propiedades de la materia: Densidad y viscosidad de líquidos

21

Práctica 3. Transiciones electrónicas

38

Práctica 4. Enlace Químico

52

Práctica 5 . Reacciones químicas en disolución acuosa

65

Práctica 6 . Valoración redox y estequiometria

82

Práctica 7 . Ley de los gases ideales

94

Práctica 8 . Preparación de Disoluciones acuosas

107

Práctica 9 . Efecto calorífico de las reacciones químicas (Termoquímica)

121

Práctica 10. Cinética y Equilibrio Químico

131

Práctica 11 Determinación de pH y pOH

145

Práctica 12. Disoluciones amortiguadoras.

158

Anexo

169

1 PROLOGO

La química es una ciencia activa y en continuo movimiento; tiene una importancia fundamental para nuestro mundo, tanto en el ámbito de la naturaleza como de la sociedad. Sus orígenes son muy antiguos, pero como se verá en este curso, es también una ciencia moderna y en continua renovación. La enseñanza de la Química equilibra el desarrollo teórico de sus conocimientos con el trabajo experimental de Laboratorio como curso básico que se imparte a los estudiantes de las diferentes Facultades de la Universidad Científica del Sur, motivo por el cual la "GUIA DE LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL" está orientada exclusivamente hacia el desarrollo de prácticas experimentales, con la finalidad de que el alumno complemente conocimientos, genere habilidades y destrezas en la manipulación de materiales, equipos e instrumental de Laboratorio, incentivando así la adquisición de los hábitos del método científico - observando los fenómenos que ocurren en los ensayos respectivos y tomando datos necesarios para obtener resultados y conclusiones confiables. Al término de cada práctica se propone un cuestionario de preguntas teóricas y problemas variados, con el objetivo de reforzar los conocimientos adquiridos en el desarrollo de las prácticas de Laboratorio realizadas.

Los Autores

2

INSTRUCCIONES GENERALES y MEDIDAS de BIOSEGURIDAD

1.

LABORATORIO DE QUÍMICA 1, 2, 3 y 4 UCSUR El Laboratorio es un ambiente físico estratégico donde se desarrolla diferentes experimentos, con la finalidad que el alumno complemente conocimientos, genere habilidades y destrezas en la manipulación de materiales, equipos e instrumental de laboratorio, incentivando así la adquisición de los hábitos del método científico- observando los fenómenos que ocurren en los ensayos respectivos y tomando datos necesarios para obtener resultados confiables.

2.

INSTRUCCIONES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO Llegar puntual a las prácticas (tolerancia cinco minutos). Leer con anticipación la Práctica a realizar. Cada sesión de Laboratorio genera un Informe; el que será entregado en la siguiente práctica en su respectivo horario. Es la única fecha y la entrega es de carácter obligatorio. El informe se debe desarrollar de acuerdo a formato que se encuentra en la Guía de Práctica. La inasistencia injustificada a cualquier práctica impide al alumno la presentación del informe correspondiente y por lo tanto tendrá la nota mínima de cero. El alumno con inasistencia justificada deberá recuperar la práctica durante la misma semana para lo que recabará de su profesor de prácticas el formato de autorización correspondiente.

3 3.

MEDIDAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO DE LA HIGIENE PERSONAL Queda terminantemente prohibido fumar, comer y/o beber durante las prácticas en el laboratorio. Así mismo el uso de celulares y otros equipos electrónicos. Se debe lavar las manos al finalizar el trabajo de laboratorio y cada vez que se sospecha que ha estado en contacto con algún material contaminado. Al entrar en contacto la piel con ácidos o bases fuertes, lavarse inmediatamente con abundante agua. Para el caso de ácidos aplicarse una solución saturada de bicarbonato, para las bases utilice una solución al 5 % de ácido acético (vinagre). Para quemaduras leves el área afectada se debe aplicar inmediatamente una crema de picrato de Butesín. Mantener limpio el área de trabajo. Al derramar alguna sustancia limpiar inmediatamente. Al final de la práctica dejar todo el material limpio y ordenado.

DEL C O M P O R T A M I E N T O D E L O S A L U M N O S D U R A N T E L A S PRACTICAS Está terminantemente prohibido ingresar a l Laboratorio mochilas, carteras o bolsos, teléfono celulares, animales domésticos, etc. Una vez que el alumno haya ingresado al laboratorio no puede salir por ningún motivo. El trabajo con sustancias volátiles se debe realizar haciendo uso de la campana extractora. Para diluir ácidos, siempre se debe agregar los ácidos al agua, y no en sentido contrario. Cuidar como propio todo bien que encuentre o utilice en el laboratorio. El alumno es responsable de los materiales asignados para el desarrollo de la práctica, el deterioro implica su reposición obligatoria. El manejo de materiales, reactivos y el desarrollo de los experimentos sólo se realizan con autorización del profesor. Los experimentos no autorizados están prohibidos. Observar cuidadosamente que los frascos con reactivos estén etiquetados indicando el contenido y la concentración respectiva, antes de ser usados. Obtener las sustancias químicas de los frascos de reactivos, en un vaso de precipitados o en un tubo de ensayos limpio, cuidando de no usar

4 cantidades mayores que las necesarias, está terminantemente prohibido regresar sustancia alguna no utilizada al frasco original. Al encender el mechero Bunsen, primero encender el fósforo y luego abrir la llave de gas.

ELIMINACIÓN DE RESIDUOS Los desechos sólidos, líquidos y las sales solubles, deben ser depositados en los recipientes indicados por el profesor para su posterior tratamiento. Todo desperdicio de papel o residuo sólido debe dirigirse al respectivo recipiente de basura situados en ambas paredes laterales de cada Laboratorio No se debe arrojar residuos sólidos al lavadero. 4.

ELEMENTOS de PROTECCIÓN PERSONAL y de los EQUIPOS MANDIL Para cada sesión de prácticas el estudiante debe llevar un mandil (guardapolvo), el cual es de carácter obligatorio. Cuando el experimento lo amerite, los estudiantes usarán lentes de seguridad industrial tipo MERCK. Los estudiantes vestirán sus mandiles antes de ingresar al Laboratorio y dejarán de vestirlos a la finalización de las actividades correspondientes.

LENTES DE SEGURIDAD Y RESPIRADORES Se debe usar lentes de seguridad cuando sea necesario proteger la cara de salpicaduras y/o sustancias corrosivas. Igualmente se utilizará respiradores cuando sea necesario. En ambos casos el estudiante tiene a su disposición estos materiales y los solicitará al responsable del laboratorio. En la parte lateral central del Laboratorio se encuentra la ducha española, la que será usada para casos de salpicaduras o derrames en el cuerpo de la víctima con sustancias ácidas, básicas o corrosivas. Así mismo a la entrada parte izquierda se encuentra un kit lavador de ojos que se aplicará directamente al ojo de la víctima en caso de salpicadura de alguna sustancia dañina al ojo. EXTINGUIDORES CONTRA INCENDIOS El alumno debe conocer el uso y la ubicación de los extintores contra incendios que en caso de emergencia se descolgará de la pared con cuidado. El extintor, en la parte superior tiene una palanca circular que se saca (se tira) para activar y se presiona la manija con la mano derecha y

5 con la mano izquierda se coge la manguera la cual se orientará hacia la fuente de peligro. En el caso de incendiarse la ropa de una persona, se deberá pedir ayuda inmediatamente, se debe estirar en el piso y rodar sobre si mismo para apagar las llamas. No se recomienda utilizar el extintor sobre el cuerpo o rostro de una persona. BOTIQUÍN DE PRIMEROS AUXILIOS Existe un botiquín perfectamente identificado y de fácil acceso con los elementos necesarios para prestar primeros auxilios en el Laboratorio. Será responsabilidad de todos los usuarios del Laboratorio conocer la ubicación y el uso del botiquín y de los elementos de protección personal. 5.

TOMA DE DATOS: Manipular con habilidad, criterio y en forma adecuada los diferentes materiales de laboratorio. Desarrollar los experimentos en forma ordenada y con mucha responsabilidad. Observar con mucho cuidado los fenómenos que ocurren durante el desarrollo de los experimentos. Realizar las mediciones con precisión y efectuar las anotaciones pertinentes, para obtener resultados satisfactorios disminuyendo el margen de error. “un error mínimo al principio puede ser máximo al final” (Aristóteles). Todo alumno deberá contar con una calculadora personal que contenga como mínimo funciones de potencia y logaritmo. No se permitirá usar celulares como calculadora personal.

6 6.

SISTEMA DE EVALUACION:

Laboratorio 36%

BLOQUE I Rubro Evaluación permanente Evaluación Parcial Evaluación final o Sumativa Informes Actitudinal

(Biología y Química)

7 11 11 5 2

Los Exámenes Parcial y Final de laboratorio son de tipo práctico y tienden a evaluar las actividades relacionadas con la ejecución de los experimentos, tales como: Identificar y manejar materiales y/o equipos de laboratorio. Preparar soluciones ácidas, básicas, oxidantes o reductoras. Titular o valorar soluciones. Calcular resultados, analizar, graficar e inferir conclusiones. 7. CUADERNO DE ANOTACIONES Y EL CONTENIDO DEL INFORME Cada alumno debe tener un cuaderno para la toma de datos y la determinación de los cálculos respectivos. El cuaderno de anotaciones debe estar ordenado considerando la siguiente secuencia: Título de la práctica. Objetivo. Fundamento teórico. Datos experimentales. Cálculos. Resultados. Observaciones importantes. Conclusiones.

7 El informe debe tener el siguiente contenido: CARATULA.- Se presenta un formato de carátula en la página siguiente TITULO.- Del experimento realizado OBJETIVOS.-Indicar los objetivos de la práctica respectiva FUNDAMENTO TEORICO. -Un resumen de información relacionada acerca del título en textos, revistas, Internet, etc. Se adjuntan cuadros, gráficos, diagramas, fotos, dibujos, etc. MATERIAL y M E T O D O S .- C o m p r e n d e m a t e r i a l d i v e r s o , r e a c t i v o s y procedimiento experimental. CALCULOS Y RESULTADOS.- Desarrollar los cálculos matemáticos y colocar los resultados en Cuadros DISCUSION DE RESULTADOS.- Comparar los resultados obtenidos con valores de fuentes de información (Libros, revistas especializadas, Internet, etc). CONCLUSIONES.- En base al objetivo planteado al inicio de la práctica y los resultados obtenidos RECOMENDACIONES.- Advertencias u observaciones importantes FUENTES DE INFORMACION.- Autor. (Año de edición). Título del texto. Editorial. Lugar de edición (Ciudad y País). Páginas consultadas. ANEXO.- Solución del cuestionario de la práctica respectiva.

L I T E R A T U R A S U G E R I DA : 1. CHANG, Raymond (2010). Química. McGraw Hill. México DF. México 2. BROWN, T.L., LeMAY Jr. H.E., BURSTEN, B.E. y BURDGE, J.R.(2009). Química. La Ciencia Central. Pearson Educación. México DF. México. 3. McMurry, J.E. y Fay, R.C.(2009). Química General. Editorial Pearson. Nueva York. EE.UU. 4. BLOOMFIELD, M o l l y ( 2001).Química d e l o s O r g a n i s m o s Vivos. LIMUSA NORIEGA Editores. México DF. México. 5. ATKINS, Peter y JONES, Loretta (1998). Química. Moléculas. Materia y cambio. Ediciones OMEGA S.A. Barcelona. España. 6. BLANCO, Antonio (2006). Química Biológica. Editorial El Ateneo. Buenos Aires. Argentina. 7. HARRIS, D. (2007). Análisis Químico cuantitativo. Editorial REVERTE. Barcelona. España.

8

UNIVERSIDAD CIENTIFICA DEL SUR

FACULTAD de : LABORATORIO DE QUIMICA CURSO:

QUIMICA GENERAL

PROFESOR:

INFORME DE PRÁCTICAS PRACTICA N°: TITULO: INTEGRANTES:

HORARIO de PRACTICAS DIA

:

HORA :

FECHA de REALIZACION de la PRÁCTICA: FECHA de ENTREGA del INFORME:

LIMA - PERU

9

10 MATERIALES Y REACTIVOS PARA LA PRACTICA N° 1

IDENTIFICACIÓN, MANEJO DE EQUIPOS Y MATERIALES DE LABORATORIO MATERIALES EN LA MESA DEL ALUMNO 01 01 01 01 01 01 02 01 01 01

Mechero BUNSEN Beaker 250 mL Erlenmeyer 250 mL Fiola 100 mL Probeta 100 mL Pipeta graduada 10 o 5 mL Tubos de ensayo 13 x 100 mm Gradilla Bombilla de succión Piseta con agua destilada

REACTIVOS EN LA MESA DE LOS ESTUDIANTES 01 01 01 01 01 01 01 01 01 01 01 01 01

Pipeta volumétrica 5 mL Micropipeta Bureta Kitasato Pera de decantación Plancha de calentamiento con agitador pH - metro Trípode Rejilla Soporte universal Mortero con pilón Embudo de Buchner Cápsula de evaporación

11 INTRODUCCIÓN E l é x i t o d e l t r a b aj o e n e l l a b o r a t o r i o y l a s e gu r i d a d d el e s t u d i a n t e , d e p e n d e de l u s o a d e c u a d o d e l os r e a c t i v o s , ma t e r i a l e s y e q u i p o s d i s p o n i b l e s p a r a r e a l i za r l o s e x p e r i me n t o s c o n l a f i n a l i d a d d e p r o p o r c i o n a r l a s e vi d e n c i a s d e d e t e r mi n a d o s f e n ó me n o s , p e r mi t i e n d o u n a me j o r c o mp r e n s i ó n d e l o s mi s mo s .

OBJETIVOS 1. Identificar y manejar materiales y equipos de Laboratorio de uso corriente en el Laboratorio de Química. 2. Calcular el error experimental en la medición de volúmenes con materiales de vidrio de uso corriente en el Laboratorio. 3. Manejo del mechero Bunsen. 4. Verificar el grado de peligrosidad de un reactivo mediante pictograma adjunto

FUNDAMENTO TEORICO 1. Sólidos amorfos Los sólidos son más estables en forma cristalina. Sin embargo, sí un sólido se forma rápidamente, por ejemplo, cuando un líquido se enfría muy rápido, sus átomos o moléculas no tienen tiempo de alinearse por sí mismos y pueden quedar fijos en posiciones distintas a las de un cristal ordenado. El sólido así formado se llama amorfo. Los sólidos amorfos, como el vidrio, carecen de una distribución tridimensional regular de átomos. El vidrio es un producto de fusión de materiales inorgánicos óptimamente transparente que se ha enfriado a un estado rígido sin cristalizar. En este caso, el producto de fusión significa que el vidrio es una mezcla fundida de SiO2 , su principal componente y otros compuestos como Na2O, B2O3 y ciertos óxidos de metales de transición que le confieren color y otras propiedades. Cuadro 1.1 Composición y propiedades de 3 tipos de vidrio Nombre Vidrio de cuarzo puro

Composición 100% SiO2

Propiedades y usos Expansión térmica baja, transparente en un amplio margen de longitudes de onda. Usado en la investigación óptica

12 Vidrio Pyrex

SiO2, 60-80% B2O3, 10-25%

Vidrio sodada

de

cal

Al2O3, en mínima cantidad SiO2, 75% Na2O, 15% CaO, 10%

Expansión térmica baja; transparente a la radiación e infrarroja pero no a la UV. Utilizado principalmente en el laboratorio y en utensilios para cocinar.

Es muy sensible a las sustancias químicas y a los choques térmicos. Transmite la luz visible, pero absorbe la radiación UV. Se emplea principalmente en ventanas y botellas

Fuente: Chang (2010)

2. Mechero BUNSEN Es un mechero de uso común en el laboratorio como fuente de calor. Funciona con gas propano (C3H8) o gas natural, que al ser mezclado en proporciones adecuadas con oxígeno (O2) del aire, reacciona generando energía calorífica y emitiendo luz (flama).

TIPOS DE LLAMA LUMINOSA.- Se produce cuando el oxígeno (O2) que ingresa al mechero a través del aire es insuficiente, generando combustión incompleta. La combustión del propano produce pequeñas partículas de carbón (hollín) que se calientan a incandescencia, dando lugar a una llama de color amarilla. NO LUMINOSA.- Se produce cuando el oxígeno (O2) que ingresa al mechero a través del aire está en exceso, generando combustión completa. La combustión del propano no produce partículas sólidas, siendo el color de la llama azul, en la cual se distinguen tres zonas y 2 conos:

ZONAS Y CONOS ZONA FRIA.- Formado por la mezcla de aire y propano sin quemar. Promedio de 200ºC.

13 CONO INTERNO.- En la parte superior de este cono se encuentra la ZONA REDUCTORA, donde se producen las reacciones iniciales formándose carbón (C) y monóxido de carbono (CO) por efecto de la combustión incompleta. Promedio 900ºC CONO EXTERNO.- La combustión es completa, la flama es menos luminosa y la temperatura más elevada. El exceso del oxígeno del aire lo convierte en una zona oxidante. Promedio 1300ºC. En el extremo superior de este cono se encuentra la ZONA OXIDANTE, que es la zona de máxima temperatura y la que se aprovecha en todos los experimentos que se requieren calor. 3. Sustancias químicas peligrosas Las sustancias químicas se clasifican, en función de su peligrosidad, en: Explosivos. o Sustancias y preparados que pueden explosionar bajo el efecto de una llama. Comburentes. o Sustancias y preparados que, en contacto con otros, particularmente con los inflamables, originan una reacción fuertemente exotérmica.

Extremadamente inflamables. o

Sustancias y productos químicos cuyo punto de ignición sea inferior a 0°C, y su punto de ebullición inferior o igual a 35°C.

Fácilmente inflamables. Se definen como tales: Sustancias y preparados que, a la temperatura ambiente, en el aire y sin aporte de energía, puedan calentarse e incluso inflamarse. Sustancias y preparados en estado líquido con un punto de ignición igual o superior a 0°C e inferior a 21°C.

14 Sustancias y preparados sólidos que puedan inflamarse fácilmente por la acción breve de una fuente de ignición y que continúen quemándose o consumiéndose después del alejamiento de la misma. Sustancias y preparados gaseosos que sean inflamables en el aire a presión normal. Sustancias y preparados que, en contacto con el agua y el aire húmedo, desprendan gases inflamables en cantidades peligrosas. Inflamables. Sustancias y preparados cuyo punto de ignición sea igual o superior a 21°C e inferior a 55°C. Muy tóxicos. Sustancias y preparados que por inhalación, ingestión o penetración cutánea puedan entrañar riesgos graves, agudos o crónicos, e incluso la muerte. Nocivos. Sustancias y preparados que por inhalación, ingestión o penetración cutánea puedan entrañar riesgos de gravedad limitada. Corrosivos. Sustancias y preparados que en contacto con los tejidos vivos puedan ejercer sobre ellos una acción destructiva.

Irritantes. Sustancias y preparados no corrosivos que por contacto inmediato, prolongado o repetido con la piel o mucosas pueden provocar una reacción inflamatoria. Peligrosos para el medio ambiente. Sustancias y preparados cuya utilización presente o pueda presentar riesgos inmediatos o diferidos para el medio ambiente. Carcinógenos.

15 Sustancias y preparados que por inhalación, ingestión o penetración cutánea puedan producir cáncer o aumento de su frecuencia. Teratogénicos. Sustancias y preparados que por inhalación, ingestión o penetración cutánea puedan inducir lesiones en el feto durante su desarrollo intrauterino. Mutagénicos. Sustancias y preparados que por inhalación, ingestión o penetración cutánea puedan producir alteraciones en el material genético de las células. Algunas de estas sustancias se reflejan en el etiquetado de los productos químicos mediante un símbolo o pictograma, de manera que se capte la atención de la persona que va a utilizar la sustancia.

MATERIAL y METODOS a) MATERIAL de VIDRIO y MATERIAL DIVERSO Todo material de vidrio, de metal, de Laboratorio de Química.

Porcelana y equipos disponibles en el

b) REACTIVOS T o dos l o s r e a c t i vo s só l i do s y l í q ui d os d e t r a b a j o d e l L a b o r a t o r i o de Q u í m i c a . c) PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

d i s p o n i b l e s e n l a s me s a s

16 1. RECONOCIMIENTO de MATERIALES y EQUIPOS de LABORATORIO Observar las figuras de materiales de vidrio, porcelana, plástico y material diverso, y equipos que se presentan a continuación, con la finalidad de identificarlos. Identificar por comparación los materiales que se presentan en la práctica de laboratorio. Completar el Cuadro 2, 3 y 4, con los materiales y equipos que sen muestran en las mesas de trabajo, los cuales son de uso corriente en los Laboratorios de Química.

2. FUNCIONAMIENTO del MECHERO y CARACTERISTICAS de la Llama Para encender el mechero, verificar que la llave reguladora de aire(collarín) del mechero esté cerrada. Encender un fósforo y ubicarlo sobre la boquilla, abrir con cuidado la llave de suministro de gas, controlar el flujo de gas necesario. Girar el anillo regulador de aire (collarín) hasta obtener la combustión completa. Para apagar el mechero, primero se debe cerrar la llave de gas que se encuentra en la pared lateral. En seguida cerrar llave de suministro de gas del mechero en si.

Fig 1.1 Mechero Bunsen

17 3. MEDICION DE LIQUIDOS Para la medición de líquidos se emplean diversos materiales de vidrio, de acuerdo a la precisión que se quiere obtener. Los más usuales son: buretas, pipetas y probetas. La graduación que se observa en los beakers, erlenmeyers, kitasatos, etc; son meramente referenciales, ya que estos materiales no se usan para medir volúmenes. 3.1.

SELECCIÓN DEL MATERIAL DE MEDICION

Para medir volúmenes mayores a 20 mL se usan las probetas graduadas. Para medir volúmenes menores a 20 mL se usan pipetas graduadas y volumétricas. También se usan buretas para medir líquidos en sistemas de titulación. Ensayar medida de volúmenes con pipetas graduadas. 3.2. CALCULO del ERROR EXPERIMENTAL Medir de manera referencial100 mL de agua destilada en el erlenmeyer. Añadir dicho contenido a probeta de 100 mL. Completar o quitar contenido en el caso que falte o sobre volumen de agua. Finalmente añadir dicho volumen a la fiola de 100 mL. Agregar o quitar contenido de agua, usando una pipeta graduada de 1 mL, para el caso que esté por encima o debajo de la línea de aforo. Completar el Cuadro 1.5. 4.

RECONOCIMIENTO DE REACTIVOS SEGÚN PELIGROSIDAD

Observar los reactivos dispuestos sobre la mesa de trabajo y completar el Cuadro 1.6, de acuerdo a grado de peligrosidad. CUADRO DE DATOS Y RESULTADOS CUADRO 1.2. Materiales de vidrio de uso corriente en Laboratorio. Material Beaker

Erlenmeyer

Fiola

Presentación

Uso más común

18

Probeta

Pipeta graduada

Pipeta volumétrica Micropipeta

Bureta

Kitasato

Pera de decantación Desecadora

Tubo de ensayo Tubo de centrífuga

CUADRO 1.3. Equipos de uso corriente en el Laboratorio de Química Equipo Baño María

Equipo de destilación a presión atmosférica

Características/Presentación

Usos

19

Rotavapor (Evaporador rotatorio)

Estufa de aire forzado

Extractor Soxhlet

Plancha calentamiento + agitador magnético pH-metro o potenciómetro Balanza analítica digital Balanza de precisión Conductímetro digital

Centrífuga refrigerada, control digital Centrífuga mecánica

Cuadro 1.4. Material diverso de uso común en el laboratorio. Material Gradilla Trípode metal Rejilla con centro cerámico Soporte Universal Mortero con pilón

Presentación/ característica

Usos

20

Embudo Buchner Cápsula de evaporación Bombilla de succión Pizeta p/agua destilada

Cuadro 1.5. Determinación del error experimental (ERROR, %)

Material de vidrio

Volumen Teórico (mL)

Volumen Observado (mL)

Error Experimental, %

Erlenmeyer (250 mL) Probeta(100 mL) Fiola (100 mL)

Cuadro 1.6. Reactivos de uso común en el Laboratorio de Química

Reactivo CH3OH HNO3 NaOH NaCl NaHCO3 K2CrO4

Presentación

CUESTIONARIO 1. Explicar en forma gráfica o escrita a) Menisco. Tipos b) Error de paralaje c) Tipos de vidrio

Grado de peligrosidad

21 2. Escribir las ecuaciones correspondientes a la combustión completa e incompleta del gas propano (C3H8) y el gas de Camisea (CH4) . 3. Definir exactitud y precisión. ¿En qué se diferencian? Dar ejemplos. 4. Qué diferencias existen entre una hipótesis y una teoría? Dar un ejemplo de cada una de ellas.

22

DENSIDAD (ρ) y VISCOSIDAD (η)

23 MATERIALES Y REACTIVOS PARA LA PRACTICA N° 2

PROPIEDADES DE LA MATERIA: DENSIDAD Y VISCOSIDAD MATERIALES EN LA MESA DEL ALUMNO 01 01 01 01

Beaker 100mL Fiola 100mL Probeta 100mL Cronómetro

MATERIALES EN LA MESA CENTRAL (DEL PROFESOR) 03 01 06 200mL 200mL 10 10 100gr

termómetros de laboratorio balanza de precisión viscosímetros de Ostwald alcohol etílico 96° vinagre blanco comercial plomo sólido pequeño piedras pequeñas sacarosa comercial

24 INTRODUCCIÓN La densidad es una propiedad intensiva o específica de la materia, se caracteriza por su independencia de la masa o de la cantidad de muestra que se está analizando. La densidad también corresponde a una propiedad física de la materia, se puede observar y medir sin transformar la identidad y la composición de una sustancia. En la vida diaria nos encontramos con sistemas líquidos de diferentes texturas como por ejemplo, el agua, la leche, el aceite, la crema de leche, la miel, los jugos, los lubricantes, los combustibles, etc. La viscosidad o frotamiento interno es la propiedad que manifiestan los líquidos de oponer resistencia al movimiento relativo de capas adyacentes de líquido. Las fuerzas de cohesión en los líquidos son la causa de que exista una resistencia al movimiento de unas moléculas con respecto a otras. La viscosidad depende de la temperatura, la presión y la composición de los líquidos. Se sabe que las fuerza de cohesión se debe fundamentalmente a las fuerzas intermoleculares dipolo-dipolo, que para el caso del agua, se llaman “puentes de hidrógeno” OBJETIVOS 1. Determinar la densidad absoluta y relativa de una muestra líquida y una sólida. 2.

Determinar la viscosidad de diferentes líquidos y la influencia de la concentración y la temperatura sobre la magnitud de la viscosidad, mediante el uso del viscosímetro de Ostwald.

3. Determinar el error experimental.

25 FUNDAMENTO TEÓRICO Densidad ( ρ ), es la relación de la masa y el volumen, ambas propiedades extensivas que generan una propiedad intensiva. ρ =

masa volumen

La masa de las muestras no cambia si su temperatura aumenta o disminuye. Sin embargo, los volúmenes de los sólidos y de la mayor parte de los líquidos aumentan un poco si se eleva su temperatura. Los volúmenes de todos los gases mantenidos a presión constante aumentan mucho cuando se eleva su temperatura. Por lo general, la densidad disminuye al aumentar la temperatura. Cuando se proporciona el dato de densidad de un material, debe incluirse la temperatura a la que se midió esa densidad. La unidad SI de la densidad es el kg/m3 , que deriva de las unidades básicas de masa y longitud. En el Laboratorio, la masa se mide en gramos (g) y el volumen en centímetros cúbicos (cm3 ) o mililitros (mL), para los sólidos y en Litros (L), para los gases. En general, la densidad se expresa en g/cm3 , g/mL o g/L. La densidad relativa es la relación entre la masa de una sustancia y la masa de un volumen igual de agua (medidas a la misma temperatura). Es decir, la densidad relativa compara la densidad de una sustancia con la del agua a dicha temperatura, y se usa comúnmente para comparar la densidad de otros líquidos con la del agua. Densidad relativa =

densidad muestra densidad agua(1.00g / mL,4º C)

Por ejemplo, el tetracloruro de carbono tiene una densidad relativa de 1.59 y es por consiguiente más denso que el agua. El alcohol etílico, con una densidad relativa de 0.789 es menos denso que el agua.

26 La densidad relativa de un líquido se puede medir también con un hidrómetro, un instrumento contrapesado en forma de bulbo que tiene una escala calibrada en densidades relativas a una temperatura dada. La densidad relativa de un líquido se puede medir también con un hidrómetro, un instrumento contrapesado en forma de bulbo que tiene una escala calibrada en densidades relativas a una temperatura determinada. En el trabajo clínico, la idea de una densidad relativa surge, de manera común, al analizar muestras de orina. La orina normal tiene una densidad relativa cuyos valores varían entre 1.010 y 1.030, ésta es ligeramente más alta que la del agua, debido a que la adición de desechos al agua generalmente aumenta su masa más rápido que su volumen. Así, entre más desechos contenga 1 mL de orina, más alta será su densidad relativa. En la figura 3.1 se muestra el método tradicional para medir la densidad relativa de una muestra de orina, que consiste en utilizar un u r i n ó m e t r o . Sin embargo, lo ha

27 sustituido ampliamente otro método, en el cual se usa el refractómetro: este instrumento sólo necesita una o dos gotas de orina para efectuar la medición. El refractómetro es un instrumento que mide la razón de la velocidad de la luz a través del aire con respecto a la velocidad de la luz a través de la muestra que se evalúa. Esta razón puede correlacionarse con la concentración de sustancias disueltas en la orina. ( La forma en la que el refractómetro opera no está dentro de los alcances de esta práctica). FIG.3.1. Hidrómetro diseñado para usarse como urinómetro La densidad máxima del agua (g/mL), a 4º C y 1 atm (760 mmHg) de presión, es aproximadamente igual a la unidad. CUADRO 3.1 Densidad del agua a diferentes temperaturas TEMPERATURA (º C )

DENSIDAD (g/mL)

0

0,9998

4

1,0000

10

0,9997

20

0,9982

VISCOSIDAD (ƞ) La viscosidad es la resistencia al flujo. La viscosidad de un líquido depende de las atracciones intermoleculares. Cuando las moléculas de un líquido son grandes, tienen más dificultad para moverse entre sí. Los líquidos formados por moléculas largas y flexibles que pueden doblarse entre sí también son más viscosos. En general, la viscosidad de un líquido disminuye cuando aumenta la temperatura. A temperaturas mayores, las moléculas tienen más energía cinética para superar las fuerzas de atracción entre ellas. En consecuencia, la mayor parte de los líquidos fluye con facilidad cuando se calientan.

28 La elección de un viscosímetro y del método de determinación de la viscosidad de un líquido, depende de su concentración y del estado en que se encuentre dicho sistema. Para líquidos poco viscosos, se emplea los viscosímetros de Ostwald (con capilar). Y para líquidos muy viscosos, como la glicerina, el almíbar, melaza y otros, se utilizan viscosímetros con esferas de caída libre. La determinación de la viscosidad haciendo uso del viscosímetro de Ostwald, se basa en la medición del tiempo de escurrimiento para que un volumen fijo de líquido (del aforo superior al aforo inferior) fluya a través del tubo capilar.

La ley a la cual obedece el fenómeno de escurrimiento de un líquido a través de un tubo capilar fue descubierta en 1841 por Poiseuille médico francés, al estudiar el flujo de los líquidos a través de tubos capilares que representaban a los vasos sanguíneos, se expresa por la siguiente ecuación:

.R 4.P . t 8 V. L donde : R = Radio del capilar. P = Presión con la que se escurre el líquido (peso de la columna líquida en el capilar). V = Volumen del líquido que fluye del aforo superior al aforo inferior en un tiempo t. L = Longitud del capilar En la práctica frecuentemente se determina la viscosidad relativa, es decir, la relación o el coeficiente de las viscosidades del líquido problema (a investigar) y del líquido de referencia (patrón o estándar). En calidad de estándar se emplea el agua. La viscosidad relativa puede ser calculada a partir de los tiempos de

29 escurrimiento de volúmenes iguales del líquido problema y del líquido estándar a través de un mismo capilar. Por lo tanto, para un mismo viscosímetro la ecuación de Poiseuille es:

1 RELATIVA 2

p1 . t 1 P2 . t 2

donde : el subíndice 1 está referido al líquido a investigar y el subíndice 2 al líquido de referencia. Si ambos líquidos fluyen por el mismo capilar por efecto de la presión ejercida por sus propios pesos y a iguales alturas de líquidos, la relación de las presiones P1 / P2 es remplazada por la de sus densidades

1 RELATIVA 2

1

/

2,

de donde:

. t1 .t2 2 1

En soluciones diluidas las densidades no varían significativamente (

2),

1

por

esta razón la ecuación anterior se convierte para efectos de cálculo en:

1 2

t1 t2



1

2

t1 t2

donde, el subíndice 2 corresponde al líquido de referencia, que es el agua. La viscosidad del agua a diferentes temperaturas de trabajo se obtiene de tablas (Handbook de Fisicoquímica). En el sistema c.g.s. la unidad de viscosidad se define como poise (P) en honor de Poiseuille (1 P = g cm-1s-1). Desde que el poise es bastante grande, la viscosidad de un gas se expresa en micropoises ( P), (1 ( P

= 1 x 10-6P) mientras que la

viscosidad de un líquido se mide en centipoises (cP), (1cP = 1 x 10-2P).

30 En el sistema SI (Sistema Internacional) la unidad de viscosidad es: kg m-1s-1, o en, N s m-2

DATO: 1 P = g x cm-1 x s-1 1 kg x m-1 x s-1 = 10 P

MATERIAL y MÉTODOS a) MATERIAL y EQUIPOS Beaker de 100 mL Fiola de 100 mL Probeta de 100 mL Termómetro de Laboratorio Balanza de precisión digital. Viscosímetro de Ostwald Cronómetro digital

b) REACTIVOS Etanol absoluto Vinagre blanco comercial Plomo sólido Sacarosa comercial. c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL. EXPERIMENTO 1. Densidad de una muestra líquida Tomar una fiola de 10 mL limpia y seca. Pesar la fiola (sin contenido) y anotar en el Cuadro 3.3 Llenar con la muestra hasta la línea de aforo (marca). Pesar la fiola con la muestra y anotar en el Cuadro 3.3 Medir la temperatura de la muestra y anotar en el cuadro 3.3 Calcular la densidad y reportar indicando la temperatura de la muestra

31 EXPERIMENTO 2. Densidad de una muestra sólida Pesar la muestra y anotar en el Cuadro 3.4. Preparar una probeta de 25 mL. Llenar con agua destilada hasta 20 mL. Anotar el volumen en el Cuadro 3.4. Introducir la muestra en la probeta. Medir el nuevo volumen en la probeta y anotar en el Cuadro 3.4. Calcular la densidad de la muestra sólida.

EXPERIMENTO 3. Densidad de una muestra de orina Disponer de 150 mL de muestra de orina Preparar una probeta de 100 mL. Llenar con la muestra de orina hasta 100 mL Introducir el hidrómetro o urinómetro y realizar la lectura. Anotar los valores en el Cuadro 3.5. EXPERIMENTO 4 . E f e c t o d e la concentración en la viscosidad de las disoluciones. Preparación de las muestras a evaluar en 5 tubos de prueba:

1.

MUESTRA

1

2

3

4

5

Etanol (mL)

0

5

10

15

20

Agua (mL)

20

15

10

5

0

% de etanol

-

25

50

75

100

Medir y anotar la temperatura ambiente (temperatura de trabajo) T AMB. = .......... °c

2. Verificar que el viscosímetro esté completamente limpio y seco. 3. Pipetear 10 mL del tubo 1, y añadir al bulbo inferior del viscosímetro por el brazo de mayor diámetro.. 4. Mantener en forma vertical (perpendicular a la base) el viscosímetro y succionar con la boca (brazo delgado) hasta que el líquido ascienda por encima del aforo superior del bulbo más pequeño. 5. Tener listo el cronómetro, en cero.

32 6.

Retirar el dedo índice. En el momento en que el líquido pasa por el aforo superior exactamente, poner en funcionamiento el cronómetro. Detenerlo en el preciso momento en que pasa por el aforo inferior. 7. Registrar en el Cuadro 3.6 el tiempo que tarda en pasar el líquido del aforo superior al aforo inferior. 8. Repetir la misma operación 2 veces más con el mismo líquido. Anotar cada vez los tiempos de escurrimiento en el Cuadro 1 y calcular el promedio. 9. Eliminar el agua destilada del viscosímetro. Absorber usando la pipeta de 10 mL volumen igual al anterior, de la solución de etanol al 25 % del segundo tubo y dejarlo caer en el viscosímetro. 10. Seguir los pasos 4 , 5 , 6 , 7 ,8 y 9. 11. Proceder en forma análoga con cada una de las soluciones del tercer, cuarto y quinto tubo, respectivamente. EXPERIMENTO 5. Efecto de la Temperatura en la viscosidad de las disoluciones. 1. Preparar un baño maría a la temperatura de trabajo (20°C). 2. Verificar que el viscosímetro esté completamente limpio y seco. 3. Pipetear una cantidad determinada de solución de azúcar al 40 % de tal manera que el bulbo A se llene hasta las 2/3 partes de su volumen. Anotar el volumen utilizado (V = 10 mL aproximadamente). 4. Controlar constantemente la temperatura del baño maría preparado en el vaso de precipitados de 1 L, con el termómetro. 5. Introducir el viscosímetro en el baño de agua atemperada y dejarlo de 4 a 5 minutos hasta que la solución adquiera la temperatura requerida. 6. Mantener en forma vertical (perpendicular a la base) el viscosímetro y succionar (rama delgada) hasta que el líquido ascienda por encima del aforo superior. 7. Continuar controlando la temperatura del baño maría y tener listo el cronómetro, en cero. 8. Retirar la bombilla. En el momento en que el agua destilada pasa por el aforo superior exactamente, poner en funcionamiento el cronómetro. Detenerlo en el preciso momento en que pasa por el aforo inferior. 9. Registrar en el Cuadro 3.7 el tiempo que tarda en pasar el líquido del aforo superior al aforo inferior. 10. Repetir la misma operación 2 veces más con el mismo líquido. Anotar cada vez los tiempos de escurrimiento en el Cuadro 2 y calcular el promedio. 11. Eliminar la solución de sacarosa y enjuagar el viscosímetro con abundante agua destilada. 12. Utilizando otra pipeta graduada colocar en el bulbo A del viscosímetro un volumen de agua destilada igual al volumen del punto 3. 13. Seguir los pasos 3, 4 , 5 , 6 , 7 ,8 y 9 para el caso del agua destilada. 14. Repetir el mismo procedimiento a la temperatura de 40 y 60 °C

33 CUADRO 3.2 Viscosidad del agua a diferentes temperaturas Viscosidad del agua (cP)

Temperatura (° C)

1,0020

20

0,7975

30

0,6529

40

0,3637

60

CUADRO de DATOS y RESULTADOS CUADRO 3.3 Densidad de la muestra líquida a Tamb.

Muestra

Peso de fiola (g)

Peso de fiola + muestra

Peso muestra

Volumen muestra

(g)

(mL)

Densidad (g/mL)

(g) 1

2

ERROR

%

VTEORICO

VEXPERIMEN VTEORICO

* 100

Error Experimental %

34 CUADRO 3.4 Densidad de la muestra sólida a Tamb. Muestra

Peso del sólido (g)

Volumen inicial de agua

Volumen final de agua (mL)

Volumen del sólido

Densidad (g/mL)

(mL)

Error Experimental %

(mL)

1

2

CUADRO 3.5 Densidad de muestra de orina Muestra de Orina

Volumen muestra (mL)

BEBÉ

NIÑO

ADULTO

Volumen de ensayo (mL)

Lectura en el Urinómetro

Densidad Relativa

Densidad Absoluta (g/mL)

Error experimental %

35 CUADRO 3.6. Efecto de la Concentración en la viscosidad del etanol

Tiempo de escurrimiento (s)

Concentración de la solución de etanol (%) 0% Agua pura

t1 t2 t3 tPROMEDIO

25%

50%

75%

100% Etanol puro

36 CUADRO 3.7 Efecto de la Temperatura en la viscosidad de la solución de la sacarosa al 40%

TEMPERATURA DE LA SOLUCION DE SACAROSA (°C)

20

40

60

Tiempo de escurrimiento(s) Sacarosa al 40%

Agua

Sacarosa al 40%

Agua

Sacarosa al 40%

Agua

t1 t2 t3 tPROMEDIO

CUADRO 3.8 Cálculo de la Viscosidad del Etanol a diferentes concentraciones CONCENTRACION de la SOLUCION de ETANOL (%)

25

VISCOSIDAD (cP)

50

75

100

37 CUADRO 3.9. Cálculo de la Viscosidad de la Solución de sacarosa al 40%

TEMPERATURA de la SOLUCION de SACAROSA (°C)

20

40

60

VISCOSIDAD (cP)

CUESTIONARIO 1. ¿Qué es una sustancia higroscópica y como se almacena? 2. Una muestra de orina de 50.00 mL pesa 50.5 g

a) Cuál es la densidad de

la orina? b) Cual es su densidad relativa? c) Es la orina más o menso densa que el agua? 3. ¿Qué volumen en mL de plomo de densidad 11.3 g/cm3 ( Aktins y Jones, 1998) tiene la misma masa que 800 cm3 de un trozo de palo de balsa de densidad 0.38 g/cm3? 4.

Construir un gráfico en papel milimetrado (o en Excell for Windows) la viscosidad del etanol Vs. concentración.

5.

Graficar en papel milimetrado (o en Excell for Windows) la viscosidad de la solución de sacarosa al 40% Vs. temperatura

6.

El alcohol n-octílico, CH3 (CH2)6 CH2 OH tiene una viscosidad de 10.1 cP, mucho más alta que la del nonano, CH3

(CH2)6

CH3, que tiene

aproximadamente el mismo peso molecular. A qué se debe esta diferencia?

38

39 MATERIALES Y REACTIVOS PARA LA PRACTICA N° 3

TRANSICIONES ELECTRÓNICAS MATERIALES EN LA MESA DEL ALUMNO 01 02 01 02 01

Gradilla Tubos de ensayo (13 x 100mm) Mechero BUNSEN Asas de siembra Piseta con agua destilada

REACTIVOS EN LA MESA DE LOS ESTUDIANTES 01 01 01 01 01 01 01

frasco de cloruro de litio (25 gr) frasco de cloruro de sodio (25 gr) frasco de cloruro de potasio (25 gr) frasco de cloruro de calcio (25 gr) frasco de cloruro de estroncio (25 gr) frasco de cloruro de bario (25 gr) frasco de cloruro de cobre (25 gr)

MATERIALES EN LA MESA CENTRAL (DEL PROFESOR) 02 cintas de magnesio metálico 05gr limaduras de hierro 05gr limaduras de alumnio 100mL ácido clorhídrico 10% 02 cápsulas de porcelana o crisol 01 pinza de metal

PROCEDIMIENTOS PARA LA PREPARACIÓN DE REACTIVOS HCl 10%: - En la balanza analítica pesar 100gr de HCl. - Mezclar los 100gr de HCl previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

40

INTRODUCCION Las transiciones electrónicas se refieren a los “saltos” de los electrones entre niveles de energía de un átomo. Cuando un electrón “salta” de un nivel superior a un nivel inferior pierde energía, esta energía perdida se manifiesta como luz. Un salto del quinto nivel al tercer nivel desprende un color de luz diferente a un salto del cuarto nivel al tercer nivel - ¿Por qué la diferencia?: porque la energía de los electrones en los niveles son diferentes. Esto significa que cada color de la luz visible está asociado a una determinada energía.

OBJETIVOS: 1. Observar la luz emitida por el salto de electrones en átomos excitados eléctricamente. 2. Observar la luz emitida por el salto de electrones en átomos excitados térmicamente. 3. Calcular la longitud de onda, frecuencia y energía asociada a cada una de las radiaciones observadas. FUNDAMENTO TEÓRICO Los elect rones de los átomos tienen dos estados de energía, estas son: Estado basal o fundamental. Estado excitado, los electrones son excitados por las siguientes fuentes: Calor de la llama de combustión o un plasma iónico. Arco eléctrico. Chispa eléctrica. Otra luz o radiación específica.

41 1. FUENTES EXTERNAS DE ENERGÍA PARA LA EXCITACIÓN DE LOS ELECTRONES Generalmente hay tres fuentes de energía para la excitación de los electrones en los átomos, moléculas o redes cristalinas; estas son: a)

ENERGÍA ELÉCTRICA.- Proveniente de cualquier fuerza electromotriz (FEM) como por ejemplo la corriente eléctrica doméstica de 220 voltios, las baterías; las pilas secas, etc. b) ENERGÍA LUMÍNICA.- Proveniente de la luz del sol; la luz de la emisión de radiación de otros átomos o moléculas previamente excitadas; c) ENERGÍA TÉRMICA.- proveniente de la combustión de compuestos orgánicos como los hidrocarburos (gasolina, acetileno, propano, parafina, etc.) o por plasma eléctrico (calor producido por la fricción de un flujo de átomos de gas noble ionizados; esta es la técnica más reciente de generación de calor para reacciones químicas);

2. LA LUZ VISIBLE Y LA RADIACION ELECTROMAGNETICA La luz visible es una radiación electromagnética de longitud de onda ( ) comprendida entre 380 y 780 nm, es tan sólo una pequeña parte del espectro electromagnético. Cuando la luz blanca de una bombilla incandescente se hace pasar a través de un prisma, se produce un espectro continuo, o arcoiris de colores. Lo mismo ocurre cuando la luz del sol atraviesa una gota de lluvia. Los diferentes colores de la luz representan longitudes de onda distintas. Cuadro 2.1 Longitud de onda aproximada de los colores de la luz visible COLOR CARACTERISTICO

LONGITUD DE ONDA ( ), nm

Violeta

380 – 455 nm

Azul

455 – 492 nm

Verde

492 – 577 nm

42 Amarillo

577 – 597 nm

Naranja

597 – 622 nm

Rojo

622 – 780 nm

La radiación electromagnética se desacelera al pasar por la materia. Algunos materiales lo desaceleran más que otros; la velocidad de la luz es menor a través del agua que del aire. Algunas longitudes de onda se desaceleran más que otras. Un prisma separa la luz en un espectro porque la velocidad de la luz azul a través del vidrio es menor que la de la luz roja a través del mismo vidrio. El espacio vacío es el único medio totalmente “transparente”. Si no hay materia presente, todas las longitudes de onda de la radiación electromagnética se transmiten. Algunas soluciones acuosas parecen coloridas porque los solutos absorben algunas longitudes de onda luminosas y transmiten otras. El color que se ve es el de las longitudes de onda transmitidas. Las hojas de las plantas verdes obtienen energía para efectuar la fotosíntesis, absorbiendo la luz roja y anaranjada de la luz solar. También se absorbe luz violeta. Las luces verde, amarilla y azul se reflejan, y las hojas nos parecen verdes. 3. PROPIEDADES DE LAS PARTICULAS La radiación electromagnética presenta propiedades ondulatorias, como la difracción y la interferencia, si se describe como onda no se explican todas las propiedades de la luz. El fenómeno más sencillo y más conocido que requiere un modelo distinto para la luz, es el efecto fotoeléctrico son algunos porteros automáticos y alarmas contra robo. Cuando la luz visible llega a los metales activos del grupo IA (Li, Na, K, Rb y Cs), se emite electrones, llamados fotoelectrones.

43 Los electrones no escapan en forma espontánea de los metales; se necesita energía térmica o luminosa para sacarlos. Cuanto más brillante sea la luz (esto es, cuando mayor sea la intensidad luminosa), escapan más electrones de un metal Sin embargo, la energía cinética (la velocidad) de los electrones depende del color (la frecuencia) de la luz, y no de la intensidad luminosa. Además, se requiere cierta frecuencia mínima, debajo de la cual no se expulsan electrones. Cuando esa frecuencia es menor que la mínima, no sucede nada; pero cuando es igual o mayor que la frecuencia mínima, los electrones son expulsados del material. Si la frecuencia de la radiación electromagnética es mayor que la mínima, la energía adicional hace que los electrones expulsados se muevan con mayor rapidez, y la velocidad máxima de los electrones depende de la frecuencia de la radiación electromagnética. La cantidad de electrones emitidos depende de la intensidad (brillantez, de la luz visible) de la radiación electromagnética. Los fotones de luz visible sólo tienen la energía suficiente para expulsar a los electrones de los metales activos del grupo IA. Pero cuando se trata de expulsar electrones de material distintos a los metales del grupo IA se usa la luz ultravioleta porque tiene menor longitud de onda, mayor frecuencia y mayor energía por fotón que la luz visible. Los paquetes o partículas pequeñas de radiación electromagnética se llaman fotones; cada fotón porta una cantidad definida de energía. La energía de un fotón es proporcional a la frecuencia de la radiación electromagnética, e inversamente proporcional a la longitud de onda de esa radiación:

Energía de un fotón (E)

h

hc

en donde h es una constante de proporcionalidad, llamada constante de Planck (h = 6.626 x 10-34 J.s), c es la velocidad de la luz en el vacío, 2.998 x 108 m.s-1,

44 es la frecuencia de la radiación en s-1 y es la longitud de onda de la radiación, en metros.

4. CARÁCTER ONDULATORIO y CORPUSCULAR de la RADIACION ELECTROMAGNETICA Para comprender todas las propiedades de la radiación electromagnética se deben usar a la vez un modelo ondulatorio y uno partículas o corpúsculos. Algunas propiedades se explican mejor con un modelo ondulatorio, y otras con un modelo corpuscular. Sin embargo, los fotones no son partículas ordinarias: no tienen masa, y se mueven a la misma velocidad. Su energía no depende de la velocidad. En la vida cotidiana no hay analogía con el carácter bivalente de la radiación electromagnética. Las propiedades ondulatorias de los electrones se aplican en el microscopio electrónico. Es un instrumento que emplea las características ondulatorias de los electrones para obtener fotografías de objetos diminutos, como las moléculas, los virus, etc. Los microscopios ópticos comunes no pueden emplearse para examinar objetos más pequeños que la longitud de onda de la luz visible (de 4 a 7 x 10-7m). Los rayos X tienen longitudes de onda más cortas que las de la luz visible, pero es difícil enfocarlos. Como hemos visto, los electrones tienen más o menos la misma longitud de onda que los rayos X. Debido a su carga, se puede enfocar mediante campos eléctricos y magnéticos. Además, es posible variar las longitudes de onda de los electrones, cambiando el voltaje empleado para producirlos. Un microscopio electrónico moderno puede separar detalles hasta de 5 x 1010

5.

m de diámetro FUEGOS ARTIFICIALES y PRUEBAS a la LLAMA

Las pruebas a la llama se apoyan en los colores de las llamas para identificar varios elementos. Al igual que los de los fuegos artificiales, estos colores de llama son consecuencia de las estructuras electrónicas de los átomos de ciertos elementos específicos. Merece destacarse que los fuegos artificiales fueron monócromos hasta el siglo XIX, ya que se utilizaba el sodio casi en exclusiva.

45 Se necesitaron determinados adelantos químicos para introducir los vivos colores que disfrutamos hoy. Así, la introducción del color rojo se encuentra estrechamente ligada a la historia del descubrimiento de los elementos químicos, concretamente del estroncio, que fue extraído del SrCO3 por primera vez en 1807 por Davy. Este carbonato es, aún en la actualidad, uno de los componentes básicos en la fabricación de los fuegos. También fue necesario disponer de sales de clorato para formar a partir de ellas los cloruros que dan diferentes especies responsables del color. Los agentes productores del color se usan en forma de sales y raramente como metales en polvo. De las sales metálicas solamente el catión produce el color, mientras que los aniones no influyen directamente en el color, aunque sí lo hacen en la temperatura de la llama, que está relacionada con la excitación de las moléculas. En el cuadro la Tabla debajo se resumen los productos de partida más utilizados para conseguir los colores de los fuegos artificiales.

46 Cuadro 2.2. Sustancias químicas de partida utilizadas para producir los colores de los fuegos artificiales. Color

Rojo

Sustancias Químicas

Li2 CO3, SrCO3, Sr(NO3)2, SrC2O4.H2O

Naranja

CaCl2 , CaSO4, CaCO3.

Dorado

Fe, C, Aleación, Ti-Fe

Amarillo

NaNO3, Na3AlF6, Na2C2O4, NaHCO3, NaCl

Verde Azul

Violeta Plata Blanco “Eléctrico”

BaCl2, Ba(NO3)2, BaCO3, Ba(ClO3)2 Acetoarsenito de Cu (verde París o verde esmeralda, 3CuO.As2O3 + Cu(CH3 –COO)2, CuCl (azul turquesa), CuSO4.5H2O, CuH.AsO3 Mezcla de compuestos de Sr(rojo) y Cu (azul) Al, Ti, Mg Al, Mg, BaO, sales de antimonio

47 MATERIAL y METODOS a) Material Focos o lámparas de diferentes elementos Mechero Bunsen Fuente eléctrica Cápsulas de porcelana Asa de siembra Alambre de nicrom. b) REACTIVOS Cloruro de litio : Cloruro de sodio : Cloruro de potasio : Cloruro de calcio : Cloruro de estroncio : Cloruro de bario : Cloruro de cobre : Magnesio metálico en cintas: : Tungsteno (bombilla eléctrica) : Mercurio (bombilla eléctrica) : Neón (tubo fluorescente) : Hierro (limaduras) : Aluminio (limaduras) : Acido clorhídrico : c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

LiCl NaCl KCl CaCl2 SrCl2 BaCl2 CuCl2 Mg W Hg Ne Fe Al HCl 10%.

EXPERIMENTO 1. EMISIÓN POR EXCITACIÓN ELÉCTRICA. Armar un sistema eléctrico, con fuente de 220 voltios.

48 Encender focos o lámparas de diferentes elementos (sodio, tungsteno, mercurio, neón, etc.). Seguir indicaciones del Profesor. Observar el color de la luz predominante emitida por cada foco encendido y anotar en el Cuadro 2.3. EXPERIMENTO 2. EMISIÓN por EXCITACIÓN TÉRMICA: a) EMISIÓN EN ÁTOMOS DE CARBONO Encender el mechero Bunsen como fuente de calor para la excitación de los electrones de los átomos de carbono que provienen de la combustión incompleta. Verificar que se está produciendo átomos de carbono en la llama, por el hollín generado, sobre una cápsula o cualquier superficie metálica adecuada expuesto en la parte superior. Observar el color predominante de la llama. Anotar los datos en el Cuadro 2.4. b) EMISIÓN EN ATOMOS CONTENIDOS EN SALES Generar una llama de combustión completa en el mechero de Bunsen, como fuente de calor para la excitación de los electrones de los átomos que serán expuestos a ella, seguir indicaciones del profesor. Ordenar las muestras de las sales de los elementos a analizar con sus respectivos alambres de nicrom. Limpiar el alambre de nicrom en una solución de HCl(ac) para eliminar

la

presencia de cualquier sal contaminante. Exponer el alambre a la llama hasta que presente un color permanente Con el a lambre d e n i c r o m t o m a r u n a p i z c a d e l a s a l d e l a m u e s t r a correspondiente y exponerla a la región de mayor temperatura de la llama. Observar el color predominante de la llama en el punto de exposición Anotar el resultado en el Cuadro 2.4. Proceder de la misma manera con todas las demás muestras de las sales entregadas por el profesor.

49 Anotar los resultados en el Cuadro 2.4. c) EMISION EN ATOMOS DE METALES Para el magnesio: Coger con una pinza una lámina de magnesio metálico Exponer la lámina a la llama del mechero Bunsen Observar la l uz emitida. “cuidado: no mirar en for ma p r ol on ga da la l uz desprendida”. Anotar sus observaciones en el Cuadro 2.4.

Para el hierro: Limpiar el alambre de nicrom en una solución de HCl para eliminar la presencia de cualquier sal contaminante. Exponer el alambre a la llama hasta que presente un color permanente Con el alambre de nicrom tomar una pizca de las limaduras de hierro y exponerla a la región de mayor temperatura de la llama. Observar el color predominante de la llama en el punto de exposición Anotar el resultado en el Cuadro 2.4.

Para el aluminio: Limpiar el alambre de nicrom en una solución de HCl para eliminar la presencia de cualquier sal contaminante. Exponer el alambre a la llama hasta que presente un color permanente Con el alambre de nicrom tomar una pizca del aluminio en polvo y exponerla a la región de mayor temperatura de la llama. Observar el color predominante de la llama en el punto de exposición Anotar el resultado en el Cuadro 2.4.

50 CUADRO DE DATOS y RESULTADOS CUADRO 2.3. Emisión por excitación eléctrica

E l e m e nt o a e xc i t a r T u n gs t e n o Mercurio Neón

Color predominante de la radiación emitida

51 CUADRO 2.4 Emisión de Radiación por excitación térmica (Calor) Elemento a excitar Carbono Litio Sodio Potasio Calcio Estaño Bario Cobre Magnesio Hierro Aluminio

Color predominante de la radiación emitida

52 CUADRO 2.5 Cálculos de frecuencia y energía. CALCULOS Elemento

Longitud onda ( ), nm

Frecuencia, ( ), s-1

Energía , J/fotón

Energía, J/mol fotones

Carbono Litio

Sodio Potasio Calcio Estaño Bario Cobre Magnesio Hierro Aluminio Tungsteno Mercurio Neón

NOTA: La luz blanca es una mezcla de colores, por consiguiente no se puede asignar un valor específico.

Energía, kJ/mol

53 CUESTIONARIO 1. Explicar el espín nuclear e imágenes por resonancia magnética nuclear (RMN) 2. Cuál es la longitud de onda de un fotón que tiene cuatro veces más energía que otro fotón cuya longitud de onda es 375 nanómetros? 3. Calcular la frecuencia, longitud de onda y la energía asociada al salto electrónico desde el nivel 5 al nivel 3 en el átomo de hidrógeno. 4. Explicar el funcionamiento del microscopio electrónico mediante la mecánica cuántica 5. ¿Qué es un rayo LÁSER, cómo se emite?

54

55 MATERIALES Y REACTIVOS PARA LA PRACTICA N° 4

ENLACE QUÍMICO MATERIALES EN LA MESA DEL ALUMNO 01 08 01 15 01

Equipo de conductividad eléctrica Beaker 50mL Bagueta Tubos ensayo (13 x 100mm) Piseta con agua destilada

MATERIALES EN LA MESA CENTRAL (DEL PROFESOR) 500mL 500mL 500mL 500mL 500mL 500mL 500mL 500mL 500mL 500mL 50gr 20gr 30gr 50gr 20gr 03 03 02 02 01 02 02 02

cloruro de sodio 5% hidróxido de sodio 5% sulfato cúprico 5% cloruro de magnesio sacarosa 5% cloruro de calcio 5% metanol 5% etanol 5% acetona 5% vinagre sal común manteca o triglicérido urea azúcar parafina goteros (25 mL) de metanol goteros (25 mL) de etanol goteros (25 mL) de acetona goteros (25 mL) de cloroformo gotero (25 mL) de tetracloruro de carbono goteros (25 mL) de n-hexano goteros (25 mL) de ciclohexano goteros(25 mL) de propanol

PROCEDIMIENTOS PARA LA PREPARACIÓN DE REACTIVOS NaCl 5%: - En la balanza analítica pesar 50gr de cloruro de sodio. - Mezclar 50gr de cloruro de sodio previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

56 NaOH 5%: -

En la balanza analítica pesar 50gr de hidróxido de sodio. Mezclar 50gr de hidróxido de sodio previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

Cu2SO4 5%: -

En la balanza analítica pesar 50gr de sulfato cúprico. Mezclar 50gr de sulfato cúprico previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

MgCl2 5%: -

En la balanza analítica pesar 50gr de cloruro de magnesio Mezclar 50gr de cloruro de magnesio previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

C12H22O11 5%: -

En la balanza analítica pesar 50gr de sacarosa. Mezclar 50gr de sacarosa previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

CaCl2 5%: -

En la balanza analítica pesar 50gr de cloruro de calcio. Mezclar 50gr de cloruro de calcio previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

CH3OH 5%: -

En la balanza analítica pesar 50gr de metanol. Mezclar 50gr de metanol previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

C2H6O 5%: -

En la balanza analítica pesar 50gr de etanol. Mezclar 50gr de etanol previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

57 C3H6O 5%: -

En la balanza analítica pesar 50gr de acetona. Mezclar 50gr de acetona previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

58 INTRODUCCIÓN En la mayor parte de los materiales, los átomos están unidos con enlaces químicos. Los enlaces químicos (o ligaduras químicas) son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las moléculas de los elementos, de compuestos y de metales. El hecho de que una sustancia sea sólida, líquida o gaseosa depende principalmente de sus enlaces químicos. Un material sólido puede ser duro y resistente, o suave y de consistencia cerosa, según los tipos de enlaces que unen a sus átomos.

Se distinguen dos tipos de sustancias: iónicas y moleculares. Las sustancias moleculares se forman por efecto del enlace covalente y las sustancias iónicas, están conformadas por redes de iones, (cationes y aniones) que se atraen electrostáticamente, predominando el enlace iónico. OBJETIVOS 1. Diferenciar los compuestos iónicos de los compuestos covalentes. 2. Predecir la naturaleza polar o apolar de algunos compuestos covalentes. FUNDAMENTO TEÓRICO Enlace químico se refiere a las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos en los compuestos. Hay dos tipos principales de enlace: 1. ENLACE IONICO El enlace iónico resulta de la interacción electrostática entre iones, que a menudo resulta de la transferencia neta de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro. El enlace iónico es la atracción de iones con carga opuesta (cationes y aniones) en grandes números para formar un sólido. Tal compuesto sólido se denomina un sólido iónico.

59 Cuando la diferencia de electronegatividad, entre dos elementos es grande, es probable que los elementos formen un compuesto por enlace iónico (transferencia de electrones). Los iones en un sólido iónico sólo pueden vibrar en torno a posiciones fijas, de modo que los sólidos iónicos son malos conductores térmicos y eléctricos. Si embargo, los compuestos iónicos fundidos son excelentes conductores porque sus iones se mueven libremente.

Fig 4.1. Enlace Iónico

2. ENLACE COVALENTE o MOLECULAR Un enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. El enlace covalente ocurre cuando la diferencia de electronegatividades, entre los elementos (átomos) es menor a 1.9, según electronegatividades descrita por Linus Pauling.

la escala de

60 En los compuestos predominantemente covalentes los enlaces entre átomos en una molécula (enlaces intramoleculares) son relativamente fuertes, pero las fuerzas de atracción entre moléculas (fuerzas intermoleculares) son relativamente débiles. Como resultado, los compuestos covalentes tienen puntos de fusión y de ebullición inferiores a los de los compuestos iónicos.

Fig. 4.2. Enlace covalente (molecular ) En el cuadro siguiente se indican las diferencias principales entre sustancias moleculares y iónicas: CUADRO 4.1. Diferencias entre sustancias moleculares (covalentes) y iónicas

SUSTANCIAS MOLECULARES

SUSTANCIAS IONICAS

1. Están conformadas por moléculas y dichas 1. Están conformados por redes cristalinas de cationes y aniones que se atraen moléculas presentan sólo enlace covalente. electrostáticamente(no forman moléculas sino sustancias iónicas). 2. Son gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos (por lo general, menor de 2. Son sólidos con puntos de fusión altos (por lo 300ºC). general mayor de 400ºC). 3. La mayoría sufren descomposición por acción del calor (termolábiles).

3. Difícilmente sufren descomposición térmica a las mismas condiciones.

61

4.

Algunos son solubles en solventes polares (como el agua) y otros son solubles en solventes apolares (como el benceno o 4. La mayoría son solubles en solventes polares (como el agua) e insolubles en solvente hexano). apolares (como el benceno o hexano).

5.

Sus soluciones acuosas generalmente no 5. Sus soluciones acuosas generalmente conducen la corriente eléctrica. conducen la corriente eléctrica.

MATERIAL y MÉTODOS a) MATERIAL Tubos de ensayo grandes Pinzas para tubo de ensayo Vasos de precipitados Baguetas Equipo de conductividad eléctrica

b) REACTIVOS Agua destilada Agua potable Solución de cloruro de sodio (NaCl) al 5% Solución de hidróxido de sodio (NaOH) al 5% Solución de sulfato cúprico (CuSO4) al 5% Solución de cloruro de magnesio (MgCl2) al 5% Solución de sacarosa (C12 H22O11) al 5% Solución de cloruro de calcio (CaCl2) al 5% Solución de metanol (CH3OH) al 5% Solución de etanol (C2H5OH) al 5% Solución de acetona (CH3 – CO – CH3) al 5% Acido acético (CH3COOH) N-Hexano C6H14 2-Propanol (C3H7OH) Tetracloruro de carbono (CCl4) Ciclohexano (C6H12) Parafina (C30H62)

62 Triglicérido (manteca). Triglicérido (aceite vegetal) Urea (NH2)2CO Etanol absoluto

c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EX P ERI M EN TO

1.

PROPIEDADES de COMPUESTOS IÓNICOS y MO LEC U LA R ES Disponer de 6 tubos de ensayo limpio y seco. Añadir un poco de cloruro de sodio al primer tubo, sacarosa al segundo tubo y grasa vegetal (manteca) al tercero. Coger con una pinza cada tubo y someterlo a la llama del mechero Bunsen por breves instantes, hasta observar la fusión de la sacarosa, y la parafina. Anotar sus observaciones en el Cuadro 4.2. Continuar el calentamiento por 5 minutos más. Observar la descomposición de las sustancias y anotar en el Cuadro 4.2. Añadir respectivamente al cuarto tubo una pizca de cloruro de sodio, al quinto una pizca de sacarosa y al sexto un poco de grasa vegetal. Agregar agua a cada tubo, agitar y observar la solubilidad de las sustancias. Anotar en el Cuadro 4.2.

EXPERIMENTO 2. BUSCANDO el TIPO de ENLACE Montar el sistema de conductividad eléctrica, siguiendo las indicaciones del profesor. Las muestras contenidas en cada beaker de 50 mL de capacidad poner en contacto con los electrodos y observar si el foco se enciende. Desconectar el equipo. Después de cada prueba devolver la muestra al frasco respectivo. Lavar los electrodos con agua destilada y secarlos cuidadosamente con papel toalla. Evaluar las muestras indicadas en el Cuadro 4.3 y completar dicho cuadro con las observaciones realizadas.

63 EXPERIMENTO 3. PREDICCIÓN de la APOLAR de COMPUESTOS COVALENTES

NATURALEZA POLAR o

Disponer de un tubo de ensayo pequeño con 1 mL de agua destilada. Agregar 1 mL de metanol (CH3OH). Agitar. Si el metanol (CH3OH), se solubiliza, hacer la anotación en el cuadro 4.4. Si no se solubiliza, tomar otro tubo de ensayo y probar la solubilidad del agua agregando 1 mL de etanol (C2H5OH). Agitar, observar y anotar en el cuadro 4.4, y así sucesivamente. Repetir el procedimiento anterior utilizando n-hexano con: metanol , acetona, cloroformo, C3H7OH, tetracloruro de carbono (CCl4), ciclohexano (C6H12), ácido acético (CH3COOH); sacarosa (C12H22O11), Triglicérido (aceite vegetal), etanol absoluto y urea (NH2)2CO. CUADRO DE DATOS Y RESULTADOS CUADRO 4.2. Propiedades de los compuestos moleculares y iónicos

Punto de fusión COMPUESTO

Iónico

NaCl (s)

Molecular

C12H22O11 (s)

Molecular

Triglicérido (manteca)

¿alto o bajo?

¿Sufre descomposición térmica ?

¿Se solubiliza en agua?

64 CUADRO 4.3. Tipo de enlace ¿Se enciende el foco?

TIPO DE ENLACE Covalente

SOLUCIONES Agua destilada Agua de caño NaCl(ac), 5% NaOH(ac), 5% CuSO4(ac), 5% C12H22O11(ac), 5% MgCl2(ac), 5% NH4Cl

(ac),

5%

C2H5OH(ac), 5% CH3COOH concent CH3COOH(ac), 5% CH3 -CO-CH3(ac), 5%

Iónico

IONES Catión

Anión

65 CUADRO 4.4. Polaridad molecular Compuesto molecular

Miscible en: Agua

n-Hexano

Tipo de molécula Polar

Apolar

CH3OH (p.a.) C2H5OH (p.a.) CH3-CO-CH3 (p.a.) CHCl3 p.a. CH3COOH (p.a.) C3H7OH (p.a.), 2- propanol CCl4 (p.a.) C6H12 (p.a.), ciclohexano C12H22O11 (p.a.) (NH2)2CO (p.a.) Triglicérido(aceite vegetal)

CUESTIONARIO 1. Representar mediante la simbología de Lewis y la regla del octeto, 4 sustancias iónicas que determinó en la práctica. 2. Representar mediante la simbología de Lewis y la regla del octeto, 4 sustancias moleculares que determinó en la práctica. 3. ¿Por qué el NaOH acuoso conduce la corriente eléctrica y el CH3OH acuoso no conduce la corriente eléctrica si ambos presentan el grupo hidroxilo (OH)1?. 4. Describa el funcionamiento de los hornos de microondas. 5. Explicar la naturaleza de la dinamita, el invento de Alfred Nobel.

66

67 MATERIALES Y REACTIVOS PARA LA PRACTICA N° 5

REACCIONES QUÍMICAS EN DISOLUCIÓN ACUOSA MATERIALES EN LA MESA DEL ALUMNO 01 20 01

Gradilla Tubos de ensayo (13 x 100mm) Piseta con agua destilada

REACTIVOS EN LA MESA DE LOS ESTUDIANTES 01 01 01 01 01 01 01 01 01 01 01 01 01 01

gotero (25 mL) de amoniaco 0.5M gotero (25 mL) de cloruro de sodio 0.1M gotero (25 mL) de hidróxido de sodio 1M gotero (25 mL) de nitrato de plata 0.1M gotero (25 mL) de cloruro gotero (25 mL) de sulfato de sodio 0.1M gotero (25 mL) de nitrato de plomo 0.1M gotero (25 mL) de cromato de potasio 0.1M gotero(25 mL) de dicromato de potasio 0.1M gotero (25 mL) de ácido sulfúrico 0.25M gotero (25 mL) de sulfato ferroso 0.5M gotero (25 mL) de permanganato de potasio 0.1M gotero (25 mL) de tiocianato de potasio gotero (25 mL) de sulfato de cobre 0.1M

de

bario

0.1M

MATERIALES EN LA MESA CENTRAL (DEL PROFESOR) 02 02 02

goteros (25 mL) de amoniaco concentrado 6M goteros (25 mL) de ácido sulfúrico concentrado goteros (25 mL) de fenolftaleína

PROCEDIMIENTOS PARA LA PREPARACIÓN DE REACTIVOS NH3 6M: -

En la balanza analítica pesar 102.18gr de amoniaco. Mezclar 102.18gr de amoniaco previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente. (¡PRECAUCION!, el reactivo es fumante, es decir que desprende gases).

68 NH3 0.5M: -

En la balanza analítica pesar 8.52gr de amoniaco. Mezclar 8.52gr de amoniaco previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente. (¡PRECAUCION!, el reactivo es fumante, es decir que desprende gases).

NaCl 0.1M: -

En la balanza analítica pesar 5.84gr de cloruro de sodio. Mezclar 5.84gr de cloruro de sodio previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

NaOH 1M: -

En la balanza analítica pesar 39.99gr de hidróxido de sodio. Mezclar 39.99gr de hidróxido de sodio previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

AgNO3 0.1M: -

En la balanza analítica pesar 16.99gr de nitrato de plata. Mezclar 16.99gr de nitrato de plata previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

BaCl2 0.1M: -

En la balanza analítica pesar 20.82gr de cloruro de bario. Mezclar 20.82gr de cloruro de bario previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

Na2SO4 0.1M: -

En la balanza analítica pesar 14.20gr de sulfato de sodio. Mezclar 1.20gr de sulfato de sodio previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

Pb(NO3)2 0.1M: -

En la balanza analítica pesar 33.12gr de nitrato de plomo. Mezclar 33.12gr de nitrato de plomo previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

69 K2CrO4 0.1M: -

En la balanza analítica pesar 19.42gr de cromato de potasio. Mezclar 19.42gr de cromato de potasio previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

K2Cr2O7 0.1M: -

En la balanza analítica pesar 29.42gr de dicromato de potasio. Mezclar 29.42gr de dicromato de potasio previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

H2SO4 0.25M: -

En la balanza analítica pesar 25gr de ácido sulfúrico. Mezclar 25gr de ácido sulfúrico previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente. (¡PRECAUCION!, el reactivo es fumante, es decir que desprende gases).

FeSO4 0.5M: -

En la balanza analítica pesar 75.96gr de sulfato ferroso. Mezclar 75.96gr de sulfato ferroso previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

KMnO4 0.1M: -

En la balanza analítica pesar 15.80gr de permanganato de potasio. Mezclar 15.80gr de permanganato de potasio previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

H2O2 30%: -

En la balanza analítica pesar 30gr de peróxido de hidrógeno. Mezclar 30gr de peróxido de hidrógeno previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

Fenolftaleína: -

Añadir 2mL de fenolftaleína. Diluir con etanol al 95% hasta un volumen de 200mL. Agitar hasta que se disuelva completamente.

70 [SCN]-: -

En la balanza analítica pesar 97.18gr de tiocinato de potasio. Mezclar 97.18gr de tiocinato de potasio previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

Cu2SO4 0.1M: -

En la balanza analítica pesar 15.96gr de sulfato de cobre. Mezclar 15.96gr de sulfato de cobre previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

71 INTRODUCCIÓN Una reacción química es una transformación química de reactantes en productos, donde los átomos, moléculas o iones de una o más sustancias enlazadas de una manera reaccionan y producen otros átomos, moléculas o iones pero ordenados de otra manera formando nuevas sustancias con propiedades diferentes a las iniciales (se cumple el principio de la conservación de los elementos, de la masa y la energía). En una reacción química ocurren atracciones de cargas positivas y negativas, se transfieren electrones, se rompen enlaces y se forman nuevos, se comparten pares electrónicos, etc., y en todo ello se absorbe y se libera energía. Algunos ejemplos de reacciones químicas son: La corrosión de los metales La combustión de cualquier sustancia orgánica La fotosíntesis. La respiración celular La precipitación de sales en los mares, océanos. La neutralización de la acidez estomacal etc. Con el objeto de comunicarse entre sí respecto de las reacciones químicas, los químicos han desarrollado una forma estándar para representarlas, utilizando ecuaciones químicas. Una ecuación química utiliza símbolos químicos para mostrar que ocurre durante una reacción química OBJETIVOS 1. Diferenciar reacciones químicas de precipitación, ácido-base, de óxidoreducción y reacciones de formación de complejos. 2. Escribir y balancear ecuaciones iónicas y moleculares

72 FUNDAMENTO TEÓRICO 1.

REACCION DE PRECIPITACION

La reacción de precipitación es un tipo común de reacción en disolución acuosa que se caracteriza por la formación de un producto insoluble o precipitado (Chang, 2003). Un precipitado es un sólido insoluble que se separa de la disolución. En las reacciones de precipitación normalmente participan compuestos iónicos. Dos ó mas iones en solución acuosa, por atracción electrostática, superan las fuerzas de solvatación y puentes de hidrógeno de las moléculas de agua, se juntan y forman moléculas o redes cristalinas insolubles en el medio acuoso y precipitan formando una nueva fase, generalmente sólida que se separa del medio. Ejemplos de ecuaciones iónicas netas de precipitación son: Ag1+(ac) + Cl1-(ac)

====

AgCl(s)

Pb2+(ac) + (CrO4)2-(ac) ==== Ca2+(ac) + (CO3)2-(ac)

2.

====

PbCrO4 (s) CaCO3 (s)

REACCION ACIDO-BASE

A finales del Siglo XIX, el químico sueco Svante ARRHENIUS definió a los ácidos como sustancias que se ionizan en agua para formar iones H+, y a las bases como sustancias que se ionizan en agua para formar iones OH-, para clasificar a las sustancias de las que se conocían bien sus propiedades en disolución acuosa. Las definiciones de Arrhenius de ácidos y bases son limitadas en el sentido de que sólo se aplican a disoluciones acuosas. En 1932, el químico danés Johanes BRONSTED propuso una definición más amplia de ácidos y bases que no requiere

73 que éstos estén en disolución acuosa. Un ácido de Bronsted es un donador de protones, y una base de Bronsted es un aceptor de protones. Según la teoría ácido-base de Bronsted y Lowry ;

ácido se define como la

sustancia que APORTA o CEDE PROTONES (llamados también iones hidrógenos o hidrogeniones, H+), y base se define como la sustancia que ACEPTA o RECIBE PROTONES. Todo ácido genera su base conjugada y toda base genera su ácido conjugado respectivo en un equilibrio ácido-base. Ejemplo: NH3 + H2O ==== (NH4)1+ base

ácido

ácido conj.

(CO3)2- + H2O ==== base

3.

ácido

+

(OH)1base conj.

(HCO3)1- + (OH)1-

ácido conj.

base conj.

REACCIONES DE OXIDO REDUCCION

Las reacciones de óxido reducción se caracterizan por presentar transferencia de electrones: La oxidación es un aumento algebraico del estado de oxidación y corresponde a la pérdida, o aparente pérdida, de electrones. La reducción es una disminución algebraica del estado de oxidación y corresponde a la ganancia, o aparente ganancia, de electrones.

74 La capacidad de perder o ganar electrones que tiene una sustancia se mide por su potencial de reducción (puede ser también por su potencial de oxidación). Un agente oxidante (que oxida al otro reactivo) gana electrones y cambia su estado de oxidación mientras que el otro reactivo, el agente reductor (que reduce al oxidante) pierde electrones y también cambia su estado de oxidación. Ejemplo: Zn(s) + HCl(ac) ====

ZnCl2(ac) + H2

Las semirreacciones son: Semirreacción de oxidación – corresponde al agente reductor

Zn

====

Zn2+ + 2 e1-

Semirreacción de reducción – corresponde al agente oxidante 2 H1+ + 2 e1- ====

H2

El Zno se oxida a Zn2+ y el (H)1+ se reduce a H20 en medio ácido.

4.

REACCIONES DE FORMACION DE COMPLEJOS La disponibilidad de pares de electrones libres en el átomo central de

moléculas o iones permiten generar enlaces covalentes coordinados con otras moléculas o iones, formándose iones complejos que generalmente son solubles en agua. De acuerdo a la teoría de los iones complejos, al receptor del par electrónico se le llama ión central (que corresponde a un metal de transición) y al dador del par electrónico que se le llama ligando (puede ser un ión o una molécula). Un ión central (metal)

y un ligando (ión o molécula) forman un ión

complejo mediante enlaces covalentes de coordinación.

75 Ejemplo: Ag+

2 NH3

→ [Ag(NH3)2]+

Ligando

Ión complejo

+

Ión central

MATERIAL y MÉTODOS a) MATERIAL Tubos de ensayo Gradillas b) REACTIVOS Solución de amoniaco concentrado, NH3, 6 M Solución de amoniaco diluido, NH3, 0,5 M Solución de ácido muriático diluido al 10% Vinagre blanco comercial Solución de cloruro de sodio, NaCl, 0,1 M Solución de hidróxido de sodio, NaOH, 1 M Solución de nitrato de plata, AgNO3, 0,1 M Solución de cloruro de bario, BaCl2, 0,1 M Solución de sulfato de sodio, Na2SO4, 0,1 M Solución de nitrato de plomo (II), Pb(NO3)2, 0,1 M Solución de cromato de potasio, K2CrO4, 0,1 M Solución de dicromato de potasio, K2Cr2O7, 0,1 M Solución de ácido sulfúrico concentrado, H2SO4 Solución de ácido sulfúrico diluido, H2SO4, 0,25 M Solución de sulfato ferroso, FeSO4, 0,5 M Solución de permanganato de potasio, KMnO4, 0,1 M Solución de peróxido de hidrógeno, H2O2, al 30% Agua destilada, H2O Indicador de fenolftaleina. Solución de KSCN 0.1 M Solución de CuSO4 0.1 M. c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

76 EXPERIMENTO 1. REACCIONES DE PRECIPITACION Disponer de 4 tubos de ensayo pequeño y limpio. En el primer tubo agregar 1 mL de NaCl 0,1 M y luego 2 ó 3 gotas de AgNO3 0,1 M. Agitar y anotar sus observaciones en el Cuadro 5.1. En el segundo tubo agregar 1 mL de BaCl2 0,1 M y a continuación 1 mL de Na2SO4 0,1 M. Agitar y anotar sus observaciones en el Cuadro 5.1. En el tercer tubo echar 1 mL de FeCl3 0,1 M y luego 1mL de NaOH 0,1 M. Agitar. Anotar sus observaciones en el Cuadro 5.1. En el cuarto tubo agregar 1 mL de Pb(NO3)2 0,1 M y a continuación 1 mL de K2CrO4 0,1 M. Agitar y anotar sus observaciones en el Cuadro 5.1 EXPERIMENTO 2. REACCIONES ACIDO-BASE Disponer de 2 tubos de ensayo grande y limpio En el primer tubo agregar 1 mL de vinagre blanco y 2 ó 3 gotas de indicador fenolftaleina. Observar Agregar al primer tubo 1 gota de NaOH 1 M. Agitar y observar que sucede. Si no hay cambio aparente, seguir agregando solución de NaOH gota a gota agitando después de cada gota agregada. La reacción de neutralización se completa cuando el indicador cambia de coloración. Anotar sus observaciones en el Cuadro 5.2. En el segundo tubo agregar 1mL de ácido clorhídrico diluido y 2-3 gotas de fenolftaleina. Al igual que en el caso anterior agregar gota a gota y con agitación permanente solución de NH4OH 0,5 M hasta que haya viraje del indicador. Observar y anotar en el Cuadro 5.2.

EXPERIMENTO 3. REACCIONES DE OXIDO-REDUCCION Disponer de 2 tubos de ensayos pequeños y limpios Al primer tubo agregar 1mL de K2Cr2O7 0,1 M, acidificar con 5 gotas de H2SO4 concentrado y añadir 2 mL de FeSO4 0,5 M. Observar los cambios producidos y completar el Cuadro 5.3. En el segundo tubo agregar 1 mL de KMnO4 0,1 M, acidificar con 5 gotas de H2SO4 concentrado y añadir gota a gota H2O2 al 30% hasta decoloración de la solución. Observar los cambios producidos y anotar en el Cuadro 5.3.

77 EXPERIMENTO 4: REACCIONES de FORMACION de COMPEJOS Disponer de 2 tubos de ensayo pequeños y limpios Agregar al primer tubo 1 mL de FeCl3 0.1M y luego 3 gotas de KSCN 0.1M. Agitar y anotar observaciones en el cuadro 5.4. En el segundo tubo agregar 1 mL de CuSO4 0.1M y luego 1 mL de NH3 6 M. Agitar y anotar sus observaciones en el Cuadro 5.4.

CUADRO DE DATOS Y RESULTADOS Completar y balancear las ecuaciones en cada uno de los siguientes Cuadros CUADRO 5. 1. Reacciones de precipitación Reacciones

Ecuación general

Observaciones

AgCl(s) NaCl(ac) + AgNO3(ac)

+ NaNO3(ac)

1 Ecuación iónica

total Ecuación iónica neta Iones espectadores Ecuación general 2 Ecuación iónica total Ecuación iónica neta I ones espectadores

BaCl2 (ac) + Na2SO4 (ac)

Ecuación general Ecuación iónica 3 total Ecuación iónica neta I ones espectadores Ecuación general Ecuación iónica 4 total Ecuación iónica neta I ones espectadores

FeCl3 (ac) +NaOH(ac)

Pb(NO3)2(ac)+ K2CrO4(ac)

BaSO4 (s) + 2NaCl(ac)

Fe(OH)3 (s) + 3NaCl(ac)

PbCrO4(s) + KNO3 (ac)

78 CUADRO 5.2. Reacciones Acido-Base

1

Ecuación general Ecuación iónica total Ecuación iónica neta

REACCIONES CH3COOH(ac) +NaOH

Observaciones CH3COONa(ac) + H2O(l)

Iones espectadores Ecuación general 2

HCl(ac) + NH4OH(ac)

NH4Cl(ac) + H2O(l)

Ecuación iónica total Ecuación iónica neta Iones espectadores Ecuación general

3

Ecuación iónica total Ecuación iónica neta Iones espectadores

Mg(OH)2 (ac) + HCl(ac)

MgCl2 (ac) + H2O(l)

79 CUADRO 5.3.- Reacciones de Óxido – Reducción REACCIONES

Observaciones

K2Cr2O7(ac)+H2SO4(ac)+FeSO4(ac) 1

Oxidación : Fe2+

Fe2(SO4)3(ac)+Cr2(SO4)3(ac)+K2SO4(ac)+ H2O(l)

Fe3+ + 1e-

3+ Reducción : Cr2O72- + 14H+ + 6e2Cr + 7H2O Agente Oxidante: .................... Agente Reductor: .................................

KMnO4(ac) + H2SO4(ac) + H2O2(ac) 2

MnSO4(ac) + O2(g) + K2SO4(ac) + H2O(l)

Oxidación : ..................................................................................... Reducción : .............................................................................................. Agente Oxidante : ................... Agente Reductor:..................................

80 CUADRO 5.4. Reacciones de formación de complejos REACCIONES

OBSERVACIONES

Ecuación general FeCl3(ac) +KSCN(ac) 1

K3[Fe(SCN)6](ac) + KCl(ac)

Ecuación iónica total Ecuación iónica neta

Fe3+ + SCN- → (FeSCN)2+

Iones espectadores Ecuación general CuSO4(ac) + NH3 (ac) 2

Ecuación iónica total Ecuación iónica neta

Iones espectadores

[Cu(NH3)4]SO4(ac)

Rojo sangre (Harris, 2007)

81 CUESTIONARIO 1. Balancear en medio ácido las siguientes ecuaciones, indicando las semirreacciones de oxido-reducción. Así mismo, indicar el agente oxidante y el agente reductor. a) (Cr2O7)2- (ac) +I1- (ac) ==== Cr3+(ac) + (IO3 )1- (ac) b) I2 (s) + (OCl)1- (ac) (IO3 )1- (ac) + Cl1- (ac) 2. ¿Cuál es la reacción química por la cual el bicarbonato de sodio actúa como antiácido de la acidez estomacal y qué tipo de reacción es? 3. Una foto muestra la reacción entre una disolución de Cd(NO3)2 y una de Na2S. Determine la identidad del precipitado. Qué iones permanecen en disolución? Escriba la ecuación iónica neta de la reacción. 4. Determinar el número de oxidación del elemento indicado en cada una de las siguientes sustancias siguientes: a) S en SO3; b) C en COCl2 ; c) Mn en MnO41- ; d) Br en HBrO; e) As en As4 ; f) O en K2O2

82

83 MATERIALES Y REACTIVOS PARA LA PRACTICA N° 9

VALORACIÓN REDOX Y ESTEQUIOMETRÍA MATERIALES EN LA MESA DEL ALUMNO 01 03 03 02 01 01 01 01 01

Bureta 25mL Erlenmeyer 250mL Beaker 250mL Fiola 100 y 250mL Luna de reloj Pipeta cilíndrica de 10 y 25mL Pipeta volumétrica 5mL Soporte universal + nuez Piseta con agua destilada

MATERIALES EN LA MESA CENTRAL (DEL PROFESOR) 02 01 30gr 01L 01L

espátulas balanza analítica oxalato de sodio permanganato de potasio 0.02M ácido sulfúrico 3.73M

PROCEDIMIENTOS PARA LA PREPARACIÓN DE REACTIVOS KMnO4 0.02M: -

En la balanza analítica pesar 3.16gr de permanganato de potasio. Mezclar 3.16gr de permanganato de potasio previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

H2SO4 3.37M: -

En la balanza analítica pesar 366gr de ácido sulfúrico. Mezclar 366gr de ácido sulfúrico previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

84 INTRODUCCIÓN En un proceso experimental para generar una reacción química, es necesario conocer la cantidad de sustancias que se deben emplear (reactivos) y la cantidad de sustancias que se van a producir (productos); el desarrollo de dicho proceso permite observar cambios característicos entre reactantes y productos (cambio en el estado de agregación, en el color, formación de precipitado, producción de gas, variación de la temperatura, etc.). A través de la estequiometria se puede establecer relaciones de masas, volúmenes y número de moles de las sustancias que participan en la reacción correspondiente, la cual se puede representar en una ecuación química y están definidas por las leyes estequiometrias

OBJETIVOS: 1. Cuantificar la concentración de hierro (II) en una muestra problema, a través una valoración o titulación de oxido-reducción. 2. Determinar el porcentaje de hierro (II) en dicha muestra problema. FUNDAMENTO TEORICO 1.- Estequiometria.- Estudia las relaciones cuantitativas entre los reactantes y sus productos a través de una reacción química. En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos se consumen para dar lugar a los productos. A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan, dicho principio corresponde a la ley de conservación de la masa.

85 Las leyes estequiometrias corresponden a un conjunto de principios descubiertos por vía experimental y que hacen referencia a las relaciones que en una reacción química cumple con las masas de las sustancias reaccionantes y los productos de la reacción: 2.- Ley de la Conservación de la Materia y Energía.- Esta ley establece que en una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción. Esto quiere decir que la materia ni se crea ni se destruye, sólo se puede transformar al igual que la energía.

C3H8(g) + 5O2(g) 44 g

3CO2(g) + 4H2O(v) + Energía

5(32) g

3(44) g

204 g

4(18) g

204 g

La materia y la energía trabajan juntas ya que la materia al ser supuestamente destruida se transforma en energía y por eso se dice que la materia no se destruye sino que se transforma en energía. 3.- Ley de Proporciones Múltiples.- Según Dalton: Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, los pesos diferentes de uno de ellos, que se combinan con un peso fijo del otro, guardan una relación sencilla de números enteros pequeños.

Esto quiere decir que si se mantiene fija la cantidad de uno y se determinan las cantidades del otro se tienen números que guarden entre sí relaciones expresables mediante números enteros. Considerando como ejemplo la reacción el cloro con el oxígeno, se obtiene: Cℓ2(g) + ½O2(g)

Cℓ2 O(g)

86 Cℓ2(g) + 3/2 O2(g)

Cℓ2 O3(g)

Cℓ2(g) + 5/2 O2(g)

Cℓ2 O5(g)

Cℓ2(g) + 7/2 O2(g)

Cℓ2 O7(g)

4.- Concepto de mol.- El mol es la unidad de cantidad de sustancia. Un mol de cualquier sustancia contiene un número de Avogadro (6,023 x 1023) de sus partículas (las partículas pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, etc.), tomando como ejemplo el oxígeno:

1 mol de átomos de oxígeno (O) O

1 mol de moléculas de O2

16 g

32 g

6,023 x 1023 átomos de

6,023 x 1023 moléculas de O2

5.- Reacciones Químicas.- Una reacción química es un fenómeno químico donde se genera una transformación en la estructura atómica o molecular de las sustancias que intervienen. Es un proceso por el cual una, o más sustancias puras actúan entre sí por efecto de un factor energético, con la consiguiente desaparición total o parcial de los reactantes y la formación de sustancias nuevas o productos. Ejemplo en una reacción del sodio metálico con agua: Na(s) + H2O(ℓ) Reactantes

Na(OH)(ac) + ½H2(g) Productos

6.- Ecuación Química.- Es la representación de una reacción química utilizando la simbología correspondiente en forma de igualdades matemáticas

para permitir

observar cualitativa y cuantitativamente los componentes que intervienen en dicha reacción. Ejemplo para la combustión incompleta del propano, la ecuación balanceada es:

87

C3H8(g) + 3O2(g) Energía

C(s) + 2CO(g) + 4H2O(v) +

7.- Reactivos limitante y en exceso.- El reactivo limitante (RL) es aquel que se consume primero en una reacción química por encontrarse en menor relación estequiométrica, determinando la cantidad de producto o productos obtenidos. Mientras que el reactivo en exceso (RE) se encuentra en mayor cantidad (no restringe la reacción) por lo general contamina el producto. Lo indicado corresponde a la ley de las proporciones constantes o definidas (ley de Proust): establece que la relación entre las masas de los elementos que forman un compuesto definido es constante. Por consiguiente cualquier exceso de la masa de uno de ellos permanecerá sin reaccionar. Ejemplo para obtener hidróxido de sodio (NaOH) se hace reaccionar 46 g de Na con 46 g de H2O, ¿cuál es el reactivo limitante y cuantos gramos del reactivo en exceso quedan sin reaccionar?

Ecuación balanceada

Na(s) + H2O(ℓ)

Na(OH)(ac) + ½H2(g)

Moles

1

1

1

1/2

Relación estequiometrica (masa molar)

23

18

40

1

Datos del ejemplo (gramos)

46

46

-

-

2 (RL)

2,56 (RE)

-

-

46

36

80

2

Reactivos: limitante y en exceso Masa que reacciona y se produce Masa del reactivo en exceso que no reacciona

Agua (H2O) = 46 – 36 = 10 g

88 8.- Rendimiento.- La cantidad de producto que se forma cuando todo el reactivo limitante ha reaccionado corresponde a un 100 % de rendimiento (valor teórico). La cantidad de producto obtenido siempre es menor que el rendimiento teórico (100 %), la enorme diferencia se sustenta por la influencia de la pureza de reactivos, metodología y eficiencia del proceso, calidad de equipos e infraestructura y eficiencia del personal.

Porcentaje de rendimiento (% R) =

x 100 %

9. Valoraciones.- Un análisis volumétrico es cualquier procedimiento basado en la medida del volumen de reactivo necesario para que reaccione con la sustancia a cuantificar (analito). En una valoración se añaden al analito incrementos de la disolución del reactivo (solución patrón) hasta que la reacción se complete. El punto de equivalencia es el punto en el que la cantidad de solución patrón es exactamente la necesaria para que reaccione estequiométricamente con el analito. El punto de equivalencia es el resultado ideal (teórico) que se busca en una valoración. Lo que en realidad se mide es el punto final, que lo indica un cambio brusco de una propiedad física de la disolución (cambio de color, formación de precipitado, etc). Una valoración REDOX está basada en una reacción de óxido-reducción entre el analito y la solución patrón.

89

MATERIAL y METODOS a) MATERIALES Balanza analítica Botellas color ámbar Bureta

90 Espátula Luna de reloj Matraz aforado (fiola) de 100 y 250 mL Matraz erlenmeyer de 250 mL Pipeta cilíndrica de 10 y 25 mL Pipeta volumétrica de 5 mL Vaso de precipitados de 250 mL b) REACTIVOS: Disolución de KMnO4 0,02 M. Disolución de H2SO4 3,73 M. Oxalato de sodio p.a.: Na2C2O4. c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO 1. Preparación del oxalato de sodio (Na2C2O4) : ESTÁNDAR PRIMARIO. Calcular y pesa la cantidad requerida de Na2C2O4 (previamente secado en estufa hasta peso constante) Disolver el Na2C2O4 con 30 mL de agua destilada en un matraz erlenmeyer de 250 mL

EXPERIMENTO 2. Preparación y estandarización de la disolución de KMnO4 0,02 M Calcular y pesar la cantidad requerida de KMnO4 Disolver el KMnO4 en 50 mL de agua en un vaso de 150 mL En un matraz aforado de 250 mL enrazar dicha disolución utilizando agua destilada.

91 Titular en medio ácido (agregar 1 mL de H2SO4) la disolución del Na2C2O4 con la de KMnO4 para determinar el valor práctico de la concentración del KMnO4, la reacción redox es:

(C2O4)2– + (MnO4)1–

CO2(g) + Mn2+

El punto de equivalencia o punto de quiebre se obtiene cuando predomina el color de la disolución de KMnO4 en la de Na2C2O4 contenida en el matraz erlenmeyer. Realizar los cálculos correspondientes indicados por el Profesor. EXPERIMENTO 3.- Titulación de la muestra problema Pesar la muestra comercial previamente molida y secada. Disolver dicha muestra en 30 mL de agua en un matraz de 250 mL, adicionar 1 mL de H2SO4. Titular con la disolución de KMnO4, siguiendo el procedimiento indicado en el Experimento 2. Realizar los cálculos correspondientes y determinar el porcentaje de FeSO4 en la muestra comercial, la reacción redox es:

Fe2+ + (MnO4)1+

Fe3+ + Mn2+

92 CUADRO DE DATOS Y RESULTADOS Cuadro 9.1. Estandarización de la disolución de KMnO4 0.02M Datos

Repeticiones 1

2

Promedio 3

Peso KMnO4, g Peso Na2 C2O4 Volumen gastado KMnO4 [KMnO4]

Cuadro 9.2 Determinación del porcentaje de FeSO4 en la muestra Datos

Repeticiones 1

2

Peso muestra, g [KMnO4] Volumen gastado KMnO4 Peso FeSO4 en muestra, g %(p/p) de FeSO4 en muestra

% Fe (II) =

x 100

Promedio 3

93 CUESTIONARIO 1. ¿Definir patrón primario y patrón secundario, en la estandarización de disoluciones? Indicar ejemplos para cada caso. 2. Indicar brevemente la diferencia entre patrón primario y patrón secundario. 3. ¿Por qué no es factible utilizar al KMnO4 como patrón primario?, justifica tu respuesta. 4. Balancear las ecuaciones de los Experimentos 2 y 3, según el método del ion electrón. 5. En la ecuación del Experimento 2, determinar la masa de CO2 obtenida con 100 % de rendimiento. 6. En la ecuación del Experimento 3, determinar la masa de Fe3+ obtenida con 100 % de rendimiento. 7. Comentar que factores y/o reactivos favorecen la reducción de Fe3+ a Fe2+ en la ecuación del Experimento 3.

94

95

MATERIALES Y REACTIVOS PARA LA PRACTICA N° 8

LEY DE LOS GASES IDEALES MATERIALES EN LA MESA DEL ALUMNO 01 01 01 01 01 01

Mechero BUNSEN Barómetro Soporte universal + nuez Bureta 25mL Beaker 250 o 500mL Piseta con agua destilada

MATERIALES EN LA MESA CENTRAL (DEL PROFESOR) 03 01 01 03 03 05gr

termómetros de laboratorio balanza de precisión balanza analítica balones de gas oxígeno vacío balones de gas oxígeno lleno clorato de potasio

96

INTRODUCCIÓN El clima de la tierra es el principal resultado de los cambios en las propiedades de la mezcla de gases llamada aire. Al cambiar su temperatura se modifica la presión y cambios en la cantidad de vapor de agua que puede contener. Las nubes, la lluvia, la nieve, los vientos y las temperaturas se pueden

explicar en función de las

propiedades de los gases. Las propiedades de la mezcla gaseosa llamada aire también han afectado la evolución de los pulmones, órganos que sólo pueden manejar gases, y no líquidos ni sólidos. Una función importante de la sangre es llevar el oxígeno de los pulmones a las células, y el bióxido de carbono de las células a los pulmones. La disminución y el aumento en los volúmenes de los gases se aplican en todo tipo de formas y aparatos en la vida cotidiana y en la industria, por ejemplo, en los motores de combustión y en las armas de fuego. OBJETIVOS 1. Describir correctamente las leyes del comportamiento de los gases ideales. 2. Determinar el volumen molar de un gas calculando su valor a condiciones normales de presión y temperatura. FUNDAMENTO TEORICO Todos los gases, idealmente, se comportan en forma similar ante los cambios de presión y temperatura, pudiéndose expandir o comprimir entre límites muy amplios. Esta caracterización ha permitido establecer leyes que explican su comportamiento ideal: 1. LA RELACION PRESION-VOLUMEN: LEY de BOYLE

Si se reduce la presión sobre un globo, éste se expande. Esta es la razón por la que los globos meteorológicos se expanden a medida que se elevan en la atmósfera. Por otro lado, cuando un volumen de gas se comprime, la presión del gas aumenta.

97 La ley de Boyle, establece que “ el volumen de una cantidad determinada de gas que se mantiene a temperatura constante es inversamente proporcional a la presión”, se cumple que: P1V1 = constante 2. LA RELACION TEMPERATURA-VOLUMEN: LEY de CHARLES Los globos de aire caliente se elevan porque el aire se expande cuando se calienta. El aire caliente que está dentro del globo es menos denso que el aire frío del entorno a la misma presión. La diferencia de densidad hace que el globo ascienda. De forma similar, un globo se encoge si se le enfría. En términos de la escala Kelvin, la ley de Charles se puede expresar como sigue: “el volumen de una cantidad fija de gas mantenida a presión constante es directamente proporcional a su temperatura absoluta”. Matemáticamente, la ley de Charles tiene la forma siguiente:

V1 Constante T1 3. LA RELACION CANTIDAD-VOLUMEN: LEY de AVOGADRO A medida que agregamos gas a un globo, éste se expande. El volumen de un gas depende no sólo de la presión y la temperatura, sino también de la cantidad de gas. La relación entre la cantidad de un gas y su volumen se deduce de los trabajos de Gay-Lussac y Avogadro. Hipótesis de Avogadro: volúmenes iguales de gases a la misma temperatura y presión contienen números iguales de moléculas. Por ejemplo, se puede comprobar experimentalmente que 22,41 L de cualquier gas a 0°C y 1 atm contiene 6,022 x 1023 moléculas de gas (es decir, 1 mol).

98 La ley de Avogadro es una consecuencia de la hipótesis de Avogadro: el volumen de un gas mantenido a temperatura y presión constante es directamente proporcional al número de moles del gas. Es decir:

V1

Constante

n1 4. LA ECUACION DE GAS IDEAL Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura se describe totalmente con la ecuación del gas ideal: P V = n RT Donde, R constante de los gases, depende de las unidades de P, V, n y T. La temperatura siempre debe expresarse como temperatura absoluta. La cantidad de gas, n, normalmente se expresa en moles. Las unidades escogidas para la presión y el volumen suelen ser atm y litros, respectivamente. Sin embargo, podrían emplearse otras unidades.

Cuadro 8.1. Valores numéricos de la constante de los gases R, en diversas unidades UNIDADES L-atm / mol-K

R 0,08206

Cal / mol-K

1,987

J / mol-K

8,314

99 m3 -Pa / mol-K

8,314

L-mmHg/mol -K

62,36

L-torr / mol-K

62,36

Las condiciones de 0°C y 1 atm se denomina temperatura y presión estándar (TPE). El volumen que ocupa un mol de un gas ideal a TPE, 22,41 L, se denomina volumen molar de un gas ideal a TPE. La unidad de presión del SI es el Pascal (Pa). El pascal es una unidad derivada: 1 Pa = ( N . m-2 ) = (1 kg . m-1. s-2 )

1 atm = 1,01325 x 105 Pa = 760 torr = 760 mmHg Se escogió al mercurio como líquido de barómetros por ser muy denso (densidad = 13,6 g/mL).

5. RELACION ENTRE LA ECUACION DEL GAS IDEAL Y LAS LEYES DE LOS GASES. A menudo enfrentamos la situación en que P, V y T cambian para un número fijo de moles de gas. Puesto que n es constante en estas circunstancias, la ecuación del gas ideal queda así:

PV nR T

Constante

100 Si representamos la cantidad inicial y final de presión, temperatura y volumen con los subíndices 1 y 2, respectivamente, podemos escribir:

6. DENSIDAD DE LOS GASES Y MASA MOLAR La densidad de un gas depende de su presión (P), masa molar o peso molecular (PM) y temperatura (T). Cuanto mayor es la masa molar y la presión, más denso es el gas; cuanto más alta es la temperatura, menos denso es el gas. Aunque los gases forman mezclas homogéneas sin importar su identidad, un gas menos denso estará arriba de uno más denso en ausencia de agitación. La densidad, d, del gas está dada por la expresión:

d

P. " P " R .T

Si la densidad del gas es mayor que la del aire, como en el caso del cloro, el gas tenderá a asentarse en todos los puntos bajos. Si la densidad del gas es menor que la del aire, como en el caso del amoniaco gaseoso, el gas subirá. El bióxido de carbono es más denso que el aire, aunque no es venenoso, puede asfixiar a las personas. El vapor de agua es menos denso que el aire. Por consiguiente, el aire húmedo es un poco menos denso que el aire seco. La presión barométrica es baja cuando el aire es húmedo, de modo que cuando la presión desciende se produce lluvia.

101 7. MEZCLA DE GASES Y PRESIONES PARCIALES La presión ejercida por un componente dado de una mezcla de gases se denomina presión parcial de ese gas. Si Pt es la presión total y P1, P2, P3, etc. Son las presiones parciales de los gases de la mezcla, podemos escribir la ley de Dalton como sigue: Pt = P1 + P2 + P3 + . . . Ley de Dalton de las presiones parciales, sostiene que la presión total en una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases individuales que participan. Bajo condiciones ordinarias todas las mezclas gaseosas son soluciones, esto es, las mezclas de gases sólo contienen una fase. Si ha pasado el tiempo suficiente para que se combinen completamente los gases, la composición será la misma, en cualquier punto de la mezcla. Aunque el humo está formado por partículas sólidas pequeñas y aire, no se considera mezcla gaseosa. Tampoco la niebla, que es una mezcla de gotitas diminutas de agua líquida y aire. El humo y la niebla son coloides.

102 MATERIAL y MÉTODOS a) MATERIALES Mechero Bunsen. Termómetro. Barómetro. Soporte universal. Balanza Equipo de generación de oxígeno. Balón de gas oxígeno, vacío. Balón de gas oxígeno, lleno.

b) REACTIVOS Clorato de potasio, KClO3. Oxígeno, O2. Agua destilada.

c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

103 EXPERIMENTO 1. Generación de Oxígeno por descomposición térmica del clorato de potasio Armar el equipo de generación de oxígeno llenando la bureta completamente con agua de caño e invertirla dentro de un vaso de 250 mL con agua hasta las ¾ partes. Sujetar la bureta en el soporte, según las indicaciones del profesor. Anotar en el Cuadro 8.3 el peso del tubo que contiene la muestra de KClO3, conectar al sistema. Verificar las conexiones y regular el nivel de agua hasta la marca inicial. Calentar el tubo suavemente al principio y después más fuerte, para producir el desprendimiento del oxígeno contenido en una mezcla de O2 y H2O (vapor) hasta colectar entre 20 y 22 mL de mezcla. Medir dicho volumen directamente en la bureta ya que el nivel de agua descenderá. Anotar en el Cuadro 8.3 el dato correspondiente. Dejar enfriar el tubo con el residuo y luego pesar, la diferencia de peso será igual al peso del oxígeno desprendido. Determinar los valores correspondientes a temperatura de trabajo (en un termómetro) y presión atmosférica (en un barómetro). Buscar en tablas el valor de la presión del vapor de agua a la temperatura de trabajo. Calcular la presión parcial del oxígeno seco, el volumen molar del oxígeno a condiciones del laboratorio y el volumen molar a TPE( temperatura y presión estándar. Comparar con el valor teórico de 22,414 L/mol). EXPERIMENTO 2. Calcular la presión que ejerce el oxígeno en un balón comercial. Pesar un balón (sellado) que contiene oxígeno y anotar en el Cuadro 8.4. Pesar un balón vacío y anotar en el Cuadro 8.4. Calcular el número de moles de oxígeno. Calcular el volumen del Balón, midiendo la altura y el diámetro del balón, asumiendo que su geometría es cilíndrica (V = r2 H) y sus extremos son cascos esféricos [V = h2 (r – h/3)]. Anotar en el cuadro 8.4 el volumen ocupado por el oxígeno, asumir que es correspondiente al volumen del balón. Medir la temperatura y anotar en el Cuadro 8.4, considerar que la temperatura del laboratorio es equivalente a la temperatura del oxígeno. Calcular la presión del oxígeno.

104 Cuadro 8.2. Presión de vapor del agua a diferentes temperaturas TEMPERATURA (°C)

PRESION (mmHg)

0

TEMPERATURA (°C)

PRESION (mmHg)

30

31,5

5

5,5

35

41,8

10

9,1

40

54,9

15

12,7

50

92,0

16

13,5

60

148,9

17

14,4

70

233,3

18

15,3

80

354,9

19

16,3

90

525,5

20

17,4

95

633,7

21

18,5

96

657,4

22

19,6

97

681,9

23

20,9

98

707,1

24

22,1

99

733,1

25

23,5

99,2

738,5

26

25,0

99,4

743,8

27

26,5

99,6

749,2

28

28,1

99,8

754,6

29

29,7

100

760,0

105 CUADRO DE DATOS y RESULTADOS CUADRO 8.3. Generación de oxígeno molecular por descomposición térmica del KClO3 Nº

Datos a evaluar y resultados

1

Peso del tubo con KClO3 antes calentamiento

2

Peso del tubo con residuo después calentamiento

3

Peso del O2 liberado

4

Moles de O2 liberado

5

Temperatura de trabajo

6

Presión atmosférica leída en barómetro

7

Presión vapor del H2O leído en Tabla

8

Presión del O2 seco

9

Volumen del O2 leído en bureta

10

Volumen total a TPE

11

Volumen molar a condiciones de Laboratorio

12

Volumen molar a TPE

13

Error experimental, %

Valores obtenidos

106 CUADRO 8.4.- Calcular la presión que ejerce el Oxígeno en un balón comercial. Peso balón de oxígeno(g)

Peso de balón Peso de vacío(g) oxígeno(g)

Volumen del Temperatura balón de del oxígeno, K oxígeno(L)

Volumen de oxígeno(L)

Presión oxígeno

del

Moles de oxígeno

CUESTIONARIO 1. ¿Qué es la presión atmosférica y en que unidades se mide? 2. Describa gráficamente cómo se usan un barómetro y un manómetro para medir la presión de un gas. 3. La fotosíntesis convierte el CO2 y el agua en carbohidratos y gas oxígeno, mientras que el metabolismo es el proceso por el cual los carbohidratos reaccionan con el oxígeno para formar CO2 y agua. Usando glucosa (C6H12O6) para representar a los carbohidratos, escriba las ecuaciones para estos dos procesos. 4. La presión atmosférica usual en la cima del monte Everest de 29 028 pies es de aproximadamente 265 torr. Convertir esta presión a a) atm, b) mm Hg, c) Pascales, d) PSI

107

108 MATERIALES Y REACTIVOS PARA LA PRACTICA N° 7

PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES ACUOSAS MATERIALES EN LA MESA DEL ALUMNO 01 01 02 01 02 04 03 01 03 01 01

Trípode con malla de asbesto Gradilla Tubos de ensayo (13 x 100mm) Mechero BUNSEN Pipetas graduadas de 10 y 25mL Fiolas 100mL Beaker 50mL Bureta 25mL Erlenmeyer 250mL Soporte universal + nuez Piseta con agua destilada

REACTIVOS EN LA MESA DE LOS ESTUDIANTES 01

sobre de biftalato de potasio 0.2gr

MATERIALES EN LA MESA CENTRAL (DEL PROFESOR) 03 01 02 100gr 50gr 01

termómetros de laboratorio balanza de precisión goteros (25 mL) de fenolftaleína sal común hidróxido de sodio granular gotero (50 mL) de ácido clorhídrico concentrado

PROCEDIMIENTOS PARA LA PREPARACIÓN DE REACTIVOS Fenolftaleína: -

Añadir 2mL de fenolftaleína. Diluir con etanol al 95% hasta un volumen de 200mL. Agitar hasta que se disuelva completamente.

109 INTRODUCCIÓN La mayor parte de los materiales con los que interactuamos en la vida cotidiana son mezclas de sustancias puras. Muchas de esas mezclas son homogéneas; es decir, sus componentes están entremezclados de manera uniforme en el nivel molecular. Las mezclas homogéneas se denominan soluciones. Las soluciones pueden ser gases, líquidos o sólidos. Muchos procesos químicos y biológicos ocurren en soluciones, especialmente acuosas. Una solución consta de un solvente o disolvente y uno, o más, solutos cuyas proporciones pueden variar; la cantidad de soluto determina la concentración de la solución. OBJETIVOS 1. Preparar y formular soluciones de diferentes concentraciones. 2. Valorar soluciones preparadas en base de patrones de referencia. FUNDAMENTO TEORICO SOLUBILIDAD La cantidad de soluto necesaria para formar una solución saturada en una cantidad dada de solvente se conoce como solubilidad de ese soluto. Por ejemplo, la solubilidad del NaCl en agua a 0°C es de 35,7 g por 100 mL de agua. Esta es la cantidad máxima de NaCl que se puede disolver en agua para dar una solución estable, en equilibrio, a esa temperatura. La concentración de una solución es la cantidad de soluto disuelta en una determinada cantidad de solvente o de solución. Una solución diluida sólo contiene baja concentración de soluto. Una solución concentrada

contiene una alta

concentración de soluto. Una solución que está en equilibrio con un soluto no disuelto a determinada temperatura se describe como saturada.

110 En el caso de algunas sustancias es posible preparar una solución que contenga más soluto que una solución saturada. A esto se llama solución sobresaturada. Las soluciones sobresaturadas no son estables. El soluto precipita de la solución sobresaturada – el sólido que se separa de una solución se llama precipitado

FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD El grado en que una sustancia se disuelve en otra depende de la naturaleza tanto del soluto como del disolvente, y también de la temperatura y, al menos en el caso de los gases, la presión. 1.

INTERACCIONES: SOLUTO – DISOLVENTE. Las sustancias con

fuerzas de atracción intermoleculares similares suelen ser mutuamente solubles. Esta generalización suele expresarse simplemente como “lo similar disuelve a lo similar”. Las sustancias no polares son solubles en disolventes no polares; los solutos iónicos y polares son solubles en disolventes polares. Los sólidos de red como el diamante y el cuarzo son insolubles en disolventes tanto polares como no polares a causa de las intensas fuerzas de enlace dentro del sólido.

2.

EFECTOS DE TEMPERATURA. La solubilidad de la mayor parte de

los solutos sólidos en agua se incrementa al aumentar la temperatura de la solución. Sin embargo, hay unas cuantas excepciones a esta regla, como es el caso del Ce2(SO4)3, Na2SO4, etc. A diferencia de los solutos sólidos, la solubilidad de los gases en agua disminuye al aumentar la temperatura. Si calentamos un vaso de agua fría, se observarán burbujas de aire en el interior del vaso. De forma similar, las bebidas carbonatadas pierden CO2 si se les permite calentarse; al aumentar la temperatura de la solución, la solubilidad del CO2 disminuye y el CO2(g) escapa de la solución. La menor solubilidad del O2 en agua al aumentar la temperatura es uno de los efectos de la contaminación térmica de lagos y ríos. El efecto es particularmente grave en los lagos profundos porque el agua caliente es menos

111 densa que el agua fría, y por ello tiende a permanecer sobre el agua fría, en la superficie. Esta situación impide la disolución de oxígeno en las capas más profundas y afecta la respiración de todos los organismos acuáticos que necesitan oxígeno. Los peces pueden asfixiarse y morir en estas circunstancias.

3.

EFECTOS DE PRESION. La solubilidad de un gas en cualquier

disolvente aumenta al incrementarse la presión del gas sobre el disolvente. En cambio, las solubilidades de los sólidos y líquidos no acusan un efecto apreciable de la presión. La ley de Henry se aplica a los gases que no reaccionan con el disolvente en el que se disuelven (o, en algunos casos, gases que reaccionan incompletamente). Se define normalmente de la manera siguiente: Ley de Henry .- A temperatura constante, la solubilidad de un gas es directamente proporcional a la presión del gas sobre la solución. La ecuación es: Cg = k . Pg Donde Cg

es la concentración del gas disuelto (por lo regular expresada como

molaridad), Pg es la presión parcial del gas sobre la solución y, k es una constante de proporcionalidad llamada constante de la ley de Henry, diferente para cada par soluto-disolvente. La constante también varía con la temperatura. Por ejemplo, la solubilidad de N2 gaseoso en agua a 25°C y o,78 atm de presión es de 5,3 x 10-4 M. Entonces, la constante de la ley de Henry para el N2 en agua está dado por (5,3 x 104

moles/L)(0,78 atm) = 6,8 x 10-4 moles/L-atm. Si se duplica la presión parcial del

N2, la ley de Henry predice que la solubilidad en agua también se duplicará a 1,06 x 10-3M.

112 UNIDADES DE CONCENTRACION Porcentaje (%) y partes por millón (ppm)

Wsoluto (g)

% SOLUTO (p/p)

x 100

Wsolución (g)

ppm soluto (p/p)

Wsoluto (g)

x 106

Wsolución (g)

Molaridad (M) y Normalidad (N

M

N

Vsolución (L)

m " PM" V

# eq - g soluto Vsolución (L)

m " PM" V

soluto

113 TRANSFORMACION DE UNIDADES La concentración de una solución se puede expresar de diversas maneras. Conociendo una unidad de concentración se puede conocer cuál es la concentración en otra unidad. Por ejemplo si conocemos la molaridad de (M) de una solución podemos conocer la concentración en normalidad (N) usando la siguiente relación:

N

Mx

Donde: Ø = Factor de Corrección P a r a u n á ci d o Ø = n úme r o d e H + P a r a u n a b a s e Ø = n úme r o d e O H Si conocemos la pureza o el porcentaje en peso (% W) p/p de una solución, la densidad de la misma y el peso fórmula (PM) del soluto, podemos calcular la concentración molar (M) de la solución usando la siguiente relación:

M

%Wsoluto (p/p) x densidad solución x 100 " PF " soluto

PREPARACIÓN DE SOLUCIONES ACUOSAS Una solución se puede preparar de diversas maneras: a) A partir de la disolución del soluto puro. b) A partir de la disolución de otra solución concentrada del mismo soluto. c) Por mezcla de dos o más soluciones del mismo soluto Para el caso (a),usar las fórmulas de Molaridad y Normalidad según el interés. Para el caso (b), usar la siguiente relación, denominada comúnmente como la ecuación de Dilución:

114

Volumen 1 x Concentración 1 Volumen 2 x Concentración 2

donde: Volumen 2 Volumen 1

Volumen del solvente agregado

115 Para el caso (c),cuando se mezclan 2 soluciones y se obtienen una tercera, se cumple:

Volumen1 x Concentración1 Volumen2x Concentración2 Volumen3x Concentración3

MATERIAL y MÉTODOS a) MATERIAL Mechero de Bunsen. Trípode con malla de asbesto Gradilla Tubos de ensayo Pipetas graduadas de 10 y 25 mL Vasos de precipitado de 50 mL Fiolas de 100 mL Piceta de agua destilada

b) REACTIVOS Acido clorhídrico, HCl, (concentrado). Hidróxido de sodio, NaOH, (granular). Cloruro de sodio, NaCl, (sólido). Biftalato de potasio, C8H5O4K, (cristales desecados). Fenolftaleína Agua destilada

116 c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO 1. Preparar una Solución saturada de NaCl Pesar un erlenmeyer de 250 mL y agregar 100 g de agua. Disolver el NaCl hasta obtener una solución saturada, a temperatura de trabajo. Calentar la solución para observar la influencia de la temperatura en la solubilidad. Completar los datos en el Cuadro 7.1. EXPERIMENTO 2. Preparar 100 mL de solución de NaOH 2 N Calcular la cantidad de NaOH (sólido) requerido. Pesar la cantidad requerida de NaOH (s), seguir indicaciones del Profesor. Disolver el NaOH en un vaso de precipitados con agua destilada Enrasar en una fiola de 100 mL la solución de NaOH, homogenizar la mezcla. EXPERIMENTO 3.- Preparar 100 mL de Solución de NaOH 0,2 N A partir de NaOH 2 N (solución concentrada), calcular el volumen requerido (aplicando la ecuación de dilución) para preparar la solución diluida de NaOH 0,2 N. Con ayuda de una pipeta graduada agregar el volumen calculado a la fiola de 100 mL y completar con agua destilada hasta el enrase y homogenizar la mezcla.

EXPERIMENTO 4. Valoración de la solución de NaOH ± 0,2 N con biftalato ácido de potasio Pesar aproximadamente entre 0.100 y 0.200g de biftalato de potasio (PF = 204,22g/mol) y agregarlos a un erlenmeyer de 250 mL, disolver la sal con

117 30 mL de agua destilada medida en probeta y adicionar 2 gotas de fenolftaleína. Agitar Llenar la bureta de 25 mL con la solución de NaOH 0.2 N, enrasando a cero. Colocar debajo de la bureta, el erlenmeyer con la solución de biftalato y dejar caer lentamente la solución de NaOH de la bureta, agitar permanentemente con un movimiento rotatorio. Cuando aparecen los primeros indicios de coloración rosada agregar gota a gota. El punto final se alcanza cuando una gota de NaOH proporcione a la solución un color rosa pálido que se mantiene unos 15 segundos. Anotar el volumen gastado de NaOH. Repetir esta valoración 3 veces. Calcular la concentración de la solución de NaOH en base a los datos obtenidos. Escribir la ecuación química de neutralización en el Informe.

EXPERIMENTO 5. Preparación de 100 mL de una SOLUCION HCl 0,2 N a partir de HCl Concentrado Los datos del HCl concentrado son: densidad 1,36 g/mL, pureza 36 % (p/p). Calcular el volumen requerido. Medir un volumen del HCl conc.,con ayuda de una pipeta graduada y una bombilla de succión. Agregar sobre agua destilada contenida en una fiola de 100 mL, enrasar la fiola con agua y homogenizar la solución. CUADRO DE Y RESULTADOS

118 CUADRO 7.1. Solución saturada de NaCl(S) Error experimental, % MATERIAL

TEMPERATURA, ºC Peso (g)

Erlenmeyer + AGUA

NaCl añadi do (sin cale ntam ie nto),g

NaCl añadi do (con cale ntam ie nto),g

XXXXXXXXXXXXXXX XXXXXXXXXXXXXXX XXXXXXXXXXXXXXX

119 CUADRO 7.2. Solución concentrada de NaOH

NaOH(s) Peso (g) Volumen (mL)

SOLUCION de NaOH

[NaOH]

xxxxxxxxxxxxxx xxxxxxxx

CUADRO 7.3.- Solución diluida de NaOH

NaOH Concentrada

NaOH Diluida

Volumen (mL) NORMALIDAD

CUADRO 7.4. Valoración de la Solución diluida de NaOH

Error experimental, % Biftalato de potasio

Volumen Gastado (mL)

XXXXXXXXXXXXXX

Peso (g) NORMALIDAD(N)

[NaOH]

XXXXXXX XXXXXXXX

XXXXXXXXXXXXXX

XXXXXXX

120 CUESTIONARIO 1. Definir: Soluto, Solvente, Solubilidad, Solución diluida, Solución concentrada, Solución saturada, Solución sobre saturada, solución coloidal e hidrato 2. ¿Qué es solvatación?. Dar ejemplos. 3. ¿Cuáles son los sistemas buffer o amortiguadores en el organismo humano? 4. ¿Qué volumen de HCl 5N y de HCl 2.5N deben mezclarse para obtener 4 L de una disolución 3.0 N? 5. ¿Qué es la osmosis inversa y para qué se usa?

121

122 MATERIALES Y REACTIVOS PARA LA PRACTICA N° 6

EFECTO CALORÍFICO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS MATERIALES EN LA MESA DEL ALUMNO 02 02 05 01

Termos de plástico de 250mL Embudos de vidrio Probetas de 100mL Piseta con agua destilada

MATERIALES EN LA MESA CENTRAL (DEL PROFESOR) 03 01L 01L 01L 01L 01L 01L

termómetros de laboratorio ácido nítrico 1N ácido acético 1N hidróxido de sodio 1N hidróxido de potasio 1N hidróxido de amonio 1N ácido clorhídrico 1N

PROCEDIMIENTOS PARA LA PREPARACIÓN DE REACTIVOS HNO3 1N: -

En la balanza analítica pesar 63gr de ácido nítrico. Mezclar 63gr de ácido nítrico previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

CH3COOH 1N: -

En la balanza analítica pesar 60gr de ácido acético. Mezclar 60gr de ácido acético previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

NaOH 1N: -

En la balanza analítica pesar 39.99gr de hidróxido de sodio. Mezclar 39.99gr de hidróxido de sodio previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

123 KOH 1N: -

En la balanza analítica pesar 56.11gr de hidróxido de potasio. Mezclar 56.11gr de hidróxido de potasio previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

NH4OH 1N: -

En la balanza analítica pesar 35gr de hidróxido de amonio. Mezclar 35gr de hidróxido de amonio previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

HCl 1N: -

En la balanza analítica pesar 36gr de ácido clorhídrico. Mezclar 36gr de ácido clorhídrico previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

124 INTRODUCCION Toda reacción química implica cambios de energía, por efectos de la ruptura de enlaces y la formación de nuevos enlaces, debido a la transferencia de protones, e- , atracción y repulsión de cargas; variando la energía cinética del medio. El balance energético de absorción o emisión determina si una reacción libera o requiere energía para llevarse a cabo. OBJETIVOS: 1.

Determinar el calor de neutralización de las siguientes reacciones: a) NaOH + HCl → NaCl

+ H2O

b) KOH + HNO3 → KNO3 + H2O c) NH4OH + CH3COOH → NH4 CH3COOH) + H2O

2. Calcular el error experimental FUNDAMENTO TEÓRICO: Efectos Caloríficos de las Reacciones Químicas El efecto calorífico de una reacción que transcurre a presión constante Qp, es una medida cuantitativa de la variación de su entalpía o calor de reacción H: Qp = - H Si bajo esta condición se libera calor al ambiente, la entalpía del sistema decrece ( H es negativo) y se dice que la reacción es exotérmica, y si absorbe calor, el sistema evidencia un incremento en su entalpía ( H es positivo), que es característica de una reacción endotérmica.

125 Según la ley de Hess o ley de la suma constante de calores, el efecto calorífico de una reacción depende solamente del estado inicial y final del sistema, y es independiente de los estados intermedios por los cuales puede pasar el sistema. Esta ley establece que el calor de reacción o efecto calorífico de una reacción es igual a la suma de los calores de formación de los reactantes:

H =

m

HPRODUCTOS -

n

HREAC T AN TE S

Donde: m y n representan el número de moles de cada reactante en la ecuación química. El efecto calorífico de una reacción química es igual a la suma de los efectos caloríficos de cada etapa de la reacción:

H =

H1 +

H2 +

H3 + ..... +

Hn

La Ley de Hess permite determinar los efectos caloríficos, es decir, la variación de la entalpía de las reacciones químicas. De acuerdo con la Teoría de la disociación electrolítica, la reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte:

NaOH(ac) + HCl(ac) == NaCl(ac) + H2O Puede ser representada en forma iónica:

Na 1 + ( ac) + H1 +( a c ) + OH1 -( a c) + Cl 1 -( a c ) == Na 1 + ( ac) + Cl 1 -( ac) + H2O Y después de simplificar, obtenemos la reacción termoquímica de la reacción de neutralización:

126 H1+(ac) + OH1-(ac) == H2O(l)

Ho

FORM ACION

= - 5 6 , 9 kJ

Independientemente del ácido o de la base que se haya elegido, es decir, la neutralización siempre dará como resultado la formación de agua a partir de sus iones, con el mismo efecto calorífico. La reacción inversa (disociación del agua en iones H1+ y OH1-) representa el calor de disociación del agua, que es igual al calor de neutralización con signo opuesto, o sea HoDISOCIACION = 56,9 kJ. Los calores de neutralización de los ácidos y bases débiles son diferentes a los calores de neutralización de los ácidos y bases fuertes. Además, sus valores no son constantes debido a que dependen de la naturaleza de las sustancias. Esto se debe a que el proceso endotérmico de disociación de los electrolitos en iones, antecede al proceso exotérmico de formación del agua a partir de los iones H1+ y OH1-, los efectos caloríficos de hidratación de los iones están considerados en el calor de neutralización. Ya que el efecto calorífico de una reacción de neutralización está acompañada por la disociación del ácido o de la base débil, y a veces también por la hidratación de los iones. Es por esto que el efecto calorífico de una reacción química se determina en un calorímetro. MATERIAL y METODOS a) MATERIAL Termo de plástico de 0.3L de capacidad. Embudo de vidrio de vástago largo Probetas de 100 mL Balanza digital Termómetro

127

Fig.6.1 Calorímetro con circuito eléctrico. b) REACTIVOS Acido nítrico, HNO3, 1 N Acido acético, CH3COOH, 1 N Hidróxido de sodio, NaOH, 1 N Hidróxido de potasio, KOH, 1 N Hidróxido de amonio, NH4OH, 1 N. Acido clorhídrico 1 N

c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO 1.- Determinación del calor de Neutralización Pesar el termo sin contenido .... (m1). Medir en una probeta 100 mL de ácido y anotar su temperatura (T a), con una exactitud de 0,1 grados centígrados. Retirar el termómetro, lavarlo y secarlo. Colocaren en las perforaciones de la tapa del termo el termómetro y el embudo de vidrio.

128 Medir en otra probeta 100 mL de base y tomar su temperatura con una exactitud de 0,1 grados centígrados (T b). Verter la base al termo. Adicionar el ácido a través del embudo al termo (que contiene la base) y homogenizar la mezcla. Observar la elevación de la temperatura y anotar la máxima temperatura que alcance la solución (T f). Pesar el termo con la mezcla de soluciones. La diferencia respecto al peso del termo solo, será m2 Determinar la temperatura promedio inicial de las soluciones antes de reacción (Ti) T i = (T a + T b)/2 Calcular la diferencia de temperatura mediante la siguiente igualdad: T = Tf - T i Determinar la capacidad calorífica (Cm) del sistema por la ecuación: Cm = C1 . m1 + C2 . m2 Donde: C1 es el calor específico del HDPE, material del termo (C1 = 2,3 J . g-1 ºC-1), C2 es el calor específico del agua (C2 = 4,184 J . g-1 ºC-1), m1 es el peso del termo vacío en gramos, m2 es el peso de la solución en gramos (después de la neutralización). Determinar la cantidad de calor expresada en Joules que se desprende durante la neutralización, mediante la siguiente ecuación: Q = T . Cm Hallar el efecto calorífico de la reacción de neutralización expresado en J.mol-1, utilizando la siguiente ecuación: ∆ Hn = (-Q)/n Donde: n, es el número de moles de agua formados durante la neutralización. Repetir el experimento dos veces.

129 CUADRO DE DATOS y RESULTADOS CUADRO 6.1.- Datos del sistema de reacción N° SISTEMA

m1 (g)

m2 (g)

Tb (°C) Ta(°C) Ti (ºC)

NaOH + HCl 1 KOH + HNO3 2 NH4OH + CH3COOH 3

CUADRO 6.2.Calor desprendido durante la Neutralización

N°

SISTEMA

NaOH + HCl 1 KOH + HNO3 2 NH4OH + CH3COOH 3

T

Cm

Q (J)

Tf(ºC)

130 CUADRO 6.3.- Efecto calorífico de la reacción de neutralización.

HNEUTRALIZACION N°

Error Experimental

SISTEMA

% J /mol

kJ /mol

NaOH + HCl 1 KOH + HNO3 2 NH4OH + CH3COOH 3

CUESTIONARIO 1. ¿Cuáles son las Unidades de Energía usadas por lo común en Química y Biología? 2. ¿Qué es calor, trabajo y energía? Cuál es la diferencia entre calor y energía térmica? ¿En qué condiciones se transfiere el calor de un sistema a otro?. 3. Describa dos procesos exotérmicos y dos endotérmicos, en los sistemas biológicos (Seres vivos). 4. Explicar la regulación de la temperatura del cuerpo humano.

131

132 MATERIALES Y REACTIVOS PARA LA PRACTICA N° 10

CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO MATERIALES EN LA MESA DEL ALUMNO 01 10 01 07 02 01 01 01 01

Gradilla Tubos de ensayo (13 x 100mm) Bagueta Beaker 100mL Probetas 25mL Cronómetro Plancha de calentamiento Pipeta de 5, 10 y 20mL Piseta con agua destilada

REACTIVOS EN LA MESA DE LOS ESTUDIANTES 01 01 01 01

gotero (25 mL) de cromato de potasio gotero (25 mL) de gotero (25 mL) de hidróxido de sodio 1M gotero (25 mL) de nitrato

dicromato de

de

bario

potasio 0.1M

MATERIALES EN LA MESA CENTRAL (DEL PROFESOR) 01L 02 01L 500mL 01L 02 500mL

ácido clorhídrico 1M y 2M goteros (25 mL) de ácido clorhídrico concentrado sulfito de sodio 0.05M, acidificado con ácido sulfúrico almidón yodato de potasio 0.1M goteros (25 mL) de ácido sulfúrico concentrado alcohol etílico 96°

PROCEDIMIENTOS PARA LA PREPARACIÓN DE REACTIVOS K2CrO4 0.1M: - En la balanza analítica pesar 19.42gr de cromato de potasio. - Mezclar los 19.42gr de cromato de potasio previamente pesado en 1000 mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

133 K2Cr2O7 0.1M: - En la balanza analítica pesar 29.42gr de dicromato de potasio. - Mezclar los 29.42gr de dicromato de potasio previamente pesado en 1000 mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente. NaOH 1M: -

En la balanza analítica pesar 39.99gr de hidróxido de sodio. Mezclar 39.99gr de hidróxido de sodio previamente pesados en 1000mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

Ba(NO3)2 0.1M -

En la balanza analítica pesar 26.13gr de nitrato de bario. Mezclar los 26.13gr de nitrato de bario previamente pesado en 1000 mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

HCl 1M: -

En la balanza analítica pesar 36gr de ácido clorhídrico. Mezclar los 36gr de ácido clorhídrico previamente pesado en 1000 mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

HCl 2M: -

En la balanza analítica pesar 73gr de ácido clorhídrico. Mezclar los 73gr de ácido clorhídrico previamente pesado en 1000 mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

Na2SO3 0.05M + H2SO4: - En la balanza analítica pesar 6.30gr de sulfito de sodio. - Mezclar los 6.30gr de sulfito de sodio previamente pesado en 1000 mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente. Indicación: Añadir de 2 a 5 gotas de ácido sulfúrico concentrado, minutos antes del inicio de cada clase. Verificación: 5mL de almidón + 10mL de KIO3 + 25mL de Na2SO3 acidificado. También, se podrá comprobar con un pH de 6.5 – 7. Esperar unos segundos y se dará la reacción (color: morado oscuro).

134 Almidón: - Poner a ebullición 1L de agua, añadir 10 gr de almidón hasta su disolución. Agitar. Conservación: Agregar 3gr de sal, luego de la ebullición, disolver y añadir 10gr de almidón. Agitar. Verificación: Colocar en un tubo de ensayo 10 mL de la solución de almidón y agregar 2-3 gotas de Lugol. La reacción positiva dará una coloración azulvioleta. KIO3 0.1M: -

En la balanza analítica pesar 21.40gr de yodato de potasio. Mezclar los 21.40gr de yodato de potasio previamente pesado en 1000 mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

135 INTRODUCCIÓN Para predecir si una reacción ocurrirá o no, es necesario saber si se lleva a cabo a una velocidad conveniente y también hasta qué grado se transforman los reactivos en productos durante el equilibrio. Los estudios sobre velocidades de reacción constituyen una fuente importante de información sobre los mecanismos de reacción. El mecanismo de reacción es una descripción detallada a nivel molecular de cómo se verifica una reacción; la ecuación de una reacción simplemente identifica los reactivos y productos . Los mecanismos de reacción son teorías que explican observaciones experimentales. Aunque las observaciones posteriores comprueben que son equivocadas, serán de gran utilidad para organizar la gran cantidad de información sobre las reacciones químicas.

La mayor parte de las reacciones químicas que se han observado en el Laboratorio parecen completarse en su totalidad, es decir los reactivos se consumen completamente al formar los productos. No se aprecia que los productos se transformen otra vez en reactivos; pareciera más bien como si la reacción fuera en un solo sentido. El Equilibrio químico es una situación de equilibrio dinámico; es decir, las especies químicas individuales reaccionan en forma continua, pero la concentración de los reactivos y productos en el equilibrio no cambia, es constante en el tiempo.

OBJETIVOS: 1. Evaluar la velocidad de reacción en función de la concentración y la temperatura. 2. Demostrar el Principio de Le Chatelier en un Sistema químico en equilibrio.

136 FUNDAMENTO TEORICO CINÉTICA QUÍMICA La cinética química es el área de la química que tiene relación con la rapidez, o velocidad, con que ocurre una reacción. La rapidez de reacción es el cambio en la concentración de un reactivo o un producto con respecto al tiempo. En un nivel práctico, el conocimiento de la rapidez de la reacción es muy útil en el diseño de fármacos, en el control de la contaminación y en el procesamiento de alimentos. Con frecuencia los químicos ponen más énfasis en el aceleramiento de la rapidez de una reacción que en mejorar su rendimiento. Se sabe que cualquier reacción puede representarse por la ecuación general: Reactantes ===========

Productos

Esta ecuación expresa que durante el transcurso de un reacción los reactivos se consumen mientras se forman los productos. Como resultado, se puede seguir el progreso de una reacción al medir, ya sea la disminución en la concentración de los reactivos, o el aumento en la concentración de los productos. Para la siguiente reacción hipotética: A ===========

B

Expresando la rapidez de reacción en términos del cambio en la concentración respecto al tiempo, se puede expresar la velocidad de la siguiente manera:

rapidez

A t

o

rapidez

B t

137 Donde

A

y

B son los cambios en la concentración en un determinado

periodo

t. Debido a que la concentración de A disminuye durante el intervalo de

tiempo,

A es una cantidad negativa. La rapidez de reacción es una cantidad

positiva, de modo que es necesario un signo menos en la expresión de velocidad para que la velocidad

sea positiva. Por otra parte, la rapidez de formación del

producto no requiere de un signo menos porque

B

es una cantidad positiva (la

concentración de B aumenta con el tiempo). Estas rapideces son rapideces promedio porque representan el promedio en cierto periodo t. En los Sistema Homogéneos (cuando la reacción se efectúa en una sola fase) la rapidez de una reacción química es afectada por las variables: concentración de los reactantes, estado de división de los mismos, naturaleza de las sustancias, temperatura, catalizadores, energía de activación y presión en los gases EQUILIBRIO QUIMICO El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes. El equilibrio químico es un proceso dinámico.

En el

equilibrio químico participan distintas sustancias como reactivos y

productos. El equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se denomina equilibrio físico debido a que los cambios que ocurren son procesos físicos. Ejemplo, la evaporación de agua en un recipiente cerrado a una temperatura determinada. El estudio del equilibrio físico proporciona información útil, como la presión de vapor de equilibrio. Sin embargo, es de gran importancia los procesos de equilibrio químico, como las reacciones reversibles que ocurren entre el dióxido de nitrógeno y el tetróxido de dinitrógeno:

N2O4(g)

====

2 NO2(g)

138 La constante de equilibrio (K) es la expresión matemática de la ley de acción de masas, la cual establece que para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentración de reactivos y productos tiene un valor constante K ( la constante de equilibrio). Para la reacción en equilibrio, N2O4(g) valor de K es:

K

NO 2 N 2O 4

====

2

4,63 x 10 - 3

2 NO2(g) a 25ºC, el

139

Existe una regla general que ayuda a predecir la dirección en la que se desplazará una reacción en equilibrio cuando hay un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura. Esta regla, conocida como Principio de Le Chatelier, establece que:

Si se aplica una tensión

externa a un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta de tal manera que se cancela parcialmente dicha tensión.

El término “Tensión” significa un cambio de concentración, presión, volumen o

temperatura que altera el estado de equilibrio de un sistema. El principio de Le Chatelier se utiliza para valorar los efectos de tales cambios.

140 MATERIAL y MÉTODOS a) MATERIAL Tubos de ensayo Bagueta de vidrio Vasos de precipitado Termómetro Cronómetro Plancha eléctrica Pipetas de 5, 10 y 20 mL Gradilla p/tubos. b) REACTIVOS: Solución de HCl 1M, HCl 2M y Concentrado Solución de almidón Solución de Na2 SO3 0,05 M, acidificado con H2SO4 Solución de KIO3 0,100 M Solución de K2CrO4 0,1 M Solución de K2Cr2O7 0,1 M Solución de NaOH 1 M Solución de Ba(NO3)2 0,1 M Solución de H2SO4 0,1 M Etanol absoluto

141

c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL CINETICA QUIMICA EXPERIMENTO 1. Velocidad de reacción del anión yodato (IO3)

1-

Disponer de 5 vasos de 100 mL de capacidad cada uno, numerados desde 1 al 5. Agregar 10 mL de solución de KIO3 y 5 mL de solución de almidón, en cada uno de los 5 vasos numerados. Agregar 25 mL de Na2SO3 acidificado al vaso 1 y en ese instante poner en marcha el cronómetro. Agitar rápidamente el sistema utilizando una bagueta limpia. Detener la marcha del cronómetro en el instante en que aparece el cambio de color en la solución del vaso respectivo Anotar el tiempo de reacción en el Cuadro 10.1 y también la temperatura de reacción; que será la misma para los 4 vasos restantes. Repetir el procedimiento anterior agregando 25 mL de Na2SO3 al vaso 2, 3 y 4 respectivamente. La ecuación que permite medir la velocidad de reacción del ion yodato es: H2SO4

KIO3 + 3Na2SO3

====

KI + 3Na2SO4

KIO3 + 5KI + 3H2SO4 ==== Almidón ====

3 I2 + 3K2SO4 + 3H2O I2 +

(complejo de color azul intenso)

EXPERIMENTO 2. Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción del anión yodato (IO3)1Disponer de 2 tubos de ensayo grandes y de un cronómetro Tubo 1, agregar 5 mL de KIO3 y llevarlo a un baño de 30ºC. Agregar 2.5 mL de almidón. Sacar la muestra del baño maría e inmediatamente agregar 5 mL del Na2SO3 a 30°C, poner en marcha el cronómetro, agitar la mezcla previamente.

Detener la marcha del cronómetro en el instante en que aparece el cambio de color en la solución contenida en el tubo de ensayo. Tubo 2, repetir el experimento a 40ºC y completar el cuadro 10.2.

142 EQUILIBRIO QUIMICO EXPERIMENTO 3. Equilibrio ion cromato -dicromato Colocar 1 mL de solución de K2CrO4 0.1M y 1 mL de solución de K2Cr2O7 0.1M en dos tubos de ensayo separados. Anotar el color de cada solución. Añadir gota a gota, alternativamente a cada solución, NaOH 1M, hasta que se observe cambio de color en uno de los tubos. Anotar los colores observados y guardar las soluciones. Repetir el procedimiento indicado, pero en vez de NaOH agregar gota a gota HCl 1M alternativamente a cada tubo de ensayo hasta obervar cambio de color en uno de ellos. Anotar los colores observados y guardar las soluciones. Añadir gota a gota NaOH 1M, a los tubos que se adicionó HCl 1M. Observar y anotar los cambios de color. Añadir gota a gota HCl 1M, a los tubos que se adicionó NaOH 1M. Observar y anotar los cambios de color. Anotar los resultados en el cuadro 10.3

EXPERIMENTO 4. Equilibrio del cromato de bario sólido Colocar 10 gotas de K2CrO4 0,1M en un tubo de ensayo 1, limpio. Añadir 2 gotas de NaOH 1M y solución de Ba(NO3)2 0.1M gota a gota hasta observar algún cambio. Anotar el resultado y guardar la solución. Colocar 10 gotas de K2Cr2O7 0,1M en un tubo de ensayo 2, limpio. Añadir 2 gotas de HCl 1M y 10 gotas de Ba(NO3)2 0.1M. Anotar el resultado y guardar la solución. Añadir HCl 1M gota a gota a la solución del tubo de ensayo 1 hasta observar algún cambio. Anotar todas las observaciones. Añadir NaOH 0.1M gota a gota a la solución del tubo de ensayo 2 hasta observar algún cambio. Anotar las observaciones en el cuadro 10.4 La ecuación de equilibrio del cromato de bario sólido es: BaCrO4(s) =====

Ba2+ (ac) + (CrO4)2-(ac)

143 CUADRO DE DATOS Y RESULTADOS CUADRO 10.1. Influencia de la concentración del KIO3 sobre la velocidad de reacción Concentración molar al inicio Temperatura de la reacción ambiente (°C)

Tiempo de reacción (s)

ln KIO3

Item KIO3

Na2SO3

1

0,100

0,050

2

0,080

0,050

3

0,070

0,050

4

0,060

0,050

5

0,050

0,050

CUADRO 10.2. Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción del yodato (IO3)1Temperatura (°C)

Concentración molar al inicio de la reacción KIO3

Na2SO3

T1

0,100

0,050

T2

0,100

0,050

T3

0,100

0,050

Tiempo de reacción (s)

CUADRO 10.3. Equilibrio del ion Cromato -dicromato CrO42H+ OH-

Cr2O72-

144 CUADRO 10.4. Equilibrio del cromato de bario CrO42-

Tensión OH- + Ba2+ H+ + Ba2+

XXXXXXXXXXXXXXXXXXXX XXXXXXXXXXXXXXX

H+ OH

Cr2O72-

XXXXXXXXXXXXXXXXXXXX -

XXXXXXXXXXXXXXX

CUESTIONARIO 1. ¿Cuál es el significado del orden de una reacción? 2. Defina catálisis enzimática y dar un ejemplo. 3. Graficar ln KIO3 frente al tiempo de reacción y calcular la constante de rapidez. 4. Definir y graficar la temperatura frente al tiempo de reacción. 5. Explicar por qué los habitantes de las zonas andinas tienen niveles altos de hemoglobina en la sangre respecto a los pobladores de la zona urbana de Lima. 6. ¿Qué es la fentoquímica y dónde se aplica?

145

146 MATERIALES Y REACTIVOS PARA LA PRACTICA N° 11

DETERMINACIÓN DE PH Y POH EN DIFERENTES MUESTRAS MATERIALES EN LA MESA DEL ALUMNO 01 15 01 10 02 01 01 01

Gradilla Tubos de ensayo (13 x 100mm) Pipetas graduadas de 10 y 25mL Beaker 50 y 100mL Erlenmeyer 250mL Bureta 25mL Mortero y pilón Piseta con agua destilada

REACTIVOS EN LA MESA DE LOS ESTUDIANTES 01 01

gotero (25 mL) de azul de bromotimol gotero (25 mL) de rojo de metilo

MATERIALES EN LA MESA CENTRAL (DEL PROFESOR) 01 potenciómetro y tiras de papel indicador de pH 03 agitadores magnéticos 01 cuchillo y espátula 02 coladores de plástico 01 tabla de picar 01 licuadora 01L ácido clorhídrico 1M 01L hidróxido de sodio 1M 50mL buffer fosfato 50mL buffer acetato 02 goteros (25 mL) de fenolftaleína 100mL zumo de fresa 100mL zumo de uva 100mL zumo de tomate 100mL zumo de camu camu 100mL pulpa de cocona roja 100mL zumo de naranja 100mL zumo de limón 250mL muestra de bebida carbonatada (coca cola)

147 50mL leche de magnesia 06 sobres de Sal de Andrews 02 goteros de fenolftaleína PROCEDIMIENTOS PARA LA PREPARACIÓN DE REACTIVOS HCl 1M: -

En la balanza analítica pesar 36gr de ácido clorhídrico. Mezclar los 36gr de ácido clorhídrico bario previamente pesado en 1000 mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

NaOH 1M: -

En la balanza analítica pesar 39.99gr de hidróxido de sodio. Mezclar los 39.99gr de hidróxido de bario previamente pesado en 1000 mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

Buffer fosfato 0.1M: - Para obtener las soluciones buffer fosfato 0.1M a pH de 6.5, se mezcla 68.5mL de Solución 1 y 31.5mL de la Solución 2. Luego se completa a un volumen total de 200mL con agua destilada. Solución 1: 0.2M de NaH2PO4 Disuelva 24g de NaH2PO4 y lleve a un volumen de 1Litro con agua destilada. Solución 2: 0.2M de NaH2PO4 Disuelva 53.6g de NaH2PO4∙7H2O y lleve a un volumen de 1L con agua destilada. Buffer acetato pH 4.6: -

Diluir 7mL de ácido acético glacial a unos 100mL de agua destilada. Empleando un medidor de pH, ajustar el pH a 4.6 mediante la adición de NaOH 6M. Diluir a unos 250mL con agua destilada.

148 Fenolftaleína: -

Añadir 2mL de fenolftaleína. Diluir con etanol al 95% hasta un volumen de 200mL. Agitar hasta que se disuelva completamente.

Azul de bromotimol: -

Disolver 0.1gr de azul de bromotimol en 100mL de etanol al 20% y filtrar si fuera necesario. Agitar. Indicación: Para para la preparación del etanol al 20%, se deberá disolver 20mL de etanol en 100mL de agua destilada.

Rojo de metilo: -

Disolver 0.1gr de rojo de metilo en 100mL de etanol al 20% y filtrar si fuera necesario. Agitar. Indicación: Para para la preparación del etanol al 20%, se deberá disolver 20mL de etanol en 100mL de agua destilada.

149 INTRODUCCIÓN El pH es una expresión usada para indicar la concentración de iones hidrógeno (H+). Es especialmente útil para expresar cuantitativamente la acidez o alcalinidad (basicidad) en los sistemas biológicos. La acidez o basicidad se expresa en una escala en que la neutralidad es pH 7. Los valores de pH por debajo de 7 son ácidos y los mayores a 7 son alcalinos o básicos. Es importante recordar que el pH es una función logarítmica, un cambio en una unidad de pH representa 10 veces el cambio en la concentración de hidrogeniones o iones hidrógeno. OBJETIVOS 1. Utilizar el pH de una solución para calcular la concentración de iones hidrógeno y iones hidroxilo. 2. Aplicar los valores de pH en el cálculo de las constantes de ionización de ácidos y bases débiles. FUNDAMENTO TEORICO Dado que las concentraciones de los iones H+ y OH- con frecuencia son números muy pequeños y, por lo tanto, es difícil trabajar con ellos, Soren Sorensen propuso, en 1909, una medida más práctica denominada pH. El pH de una solución se define como el logarítmo negativo de la concentración del ion hidrógeno (en mol/L):

pH

- log H 3O

log

1 H 3O

Así, a una concentración de ion hidrógeno de 1 x 10-1 le corresponde un pH de 1 y a una concentración de ion hidrógeno de 1 x 10-13 un pH de 13. Estos números que

150 van de 0 o 1 hasta quizá 13 o 14, se grafican con comodidad en las curvas de titulación. Curvas de Titulación Al examinar una reacción para determinar si se puede utilizar para una titulación, es instructivo construir una curva de titulación . Para las titulaciones ácido-base, una curva de titulación consiste en graficar el pH (o el pOH) contra los mililitros de titulante (gasto). Estas curvas son muy útiles para juzgar la factibilidad de una titulación y para seleccionar el indicador adecuado. Para la Titulación ácido fuerte-base fuerte en solución acuosa, los ácidos y las bases fuertes se encuentran totalmente disociados. Por lo tanto, el pH a lo largo de la titulación se puede calcular directamente de las cantidades estequiométricas de ácido y base que van reaccionando. En el punto de equivalencia el pH está determinado por el grado de disociación del agua; 25ºC el pH del agua pura es de 7.00 (Agua neutra). En el Laboratorio, el pH de una disolución se mide con un potenciómetro en forma exacta o con papel indicador universal de manera aproximada. Cuadro 11.1. Indicadores ácido-base y rango de acción COLOR Indicador ácido-base

INTERVALO DE pH Medio ácido

Medio básico

Rojo

Amarillo

4,2 – 6,3

Azul de bromotimol

Amarillo

Azul

6,0 – 7,6

Fenolftaleína

Incoloro

Rosa intenso

8,3 – 10,0

Rojo de metilo

151 MATERIAL y MÉTODOS a) MATERIAL Potenciómetro o pH-metro de Laboratorio Agitador magnético Gradilla Tubos de ensayo Pipetas graduadas de 10 y 25 mL Vasos de precipitado de 50 mL y 100mL Pizeta. Matraz Erlenmeyer de 250 mL Bureta de 25 mL Mortero y pilón Cuchillo y espátula Colador de plástico Tabla de picar verduras Licuadora OSTER de 3 velocidades

b ) REACTIVOS Acido clorhídrico, HCl, 1M Hidróxido de sodio, NaOH, 1M Buffer fosfáto Buffer Acetato Agua potable Zumo de fresa.

152 Zumo de uva. Zumo de tomate. Zumo de camu camu Pulpa de cocona roja Zumo de naranja. Zumo de limón. Muestra de una bebida carbonatada (coca cola) Leche de magnesia Sal de Andrews Fenolftaleína Rojo de metilo Azul de bromotimol Agua destilada Tiras de papel indicador universal y escala para comparación.

c) PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO 1. Determinación del pH de diferentes muestras Preparar las muestras de acuerdo a las indicaciones del profesor y completar el Cuadro 11.2 Medir el pH con el potenciómetro y con las tiras del papel indicador universal y completar el Cuadro 11.2.

153 EXPERIMENTO 2. Viraje de indicadores dentro de un rango de pH conocido. Disponer de tubos de ensayo y numerarlos. Agregar a cada tubo 2 mL de solución ácidas y básicas, según indica el profesor. Adicionar 1 gota de indicador: rojo de metilo al tubo azúl de bromotimol y fenolftaleína, tal como lo indica el profesor. Observar los cambios de color, y anotar los resultados en el cuadro 11.3.

EXPERIMENTO 3. Valoración de la Solución de HCl 0,1M con Solución de NaOH 0,1M Tomar 5 mL del ácido HCl 0,1M (medido con pipeta volumétrica) en un Erlenmeyer de 250 mL , agregar 50 mL de agua destilada medido en probeta y 2-3 gotas de cada indicadore (rojo de metilo, azul de bromotimol y fenolftaleina). Enrasar la bureta con el NaOH 0,1M. Introducir el electrodo en la solución y acoplar la bureta de tal manera que no choque con el electrodo. Adecuar un sistema de agitación para homogenizar la solución (agitador magnético o agitador manual) después de cada adición de valorante. Primero medir el pH de la solución de HCl y anotar el valor en el Cuadro 11.4, luego añadir 1 mL de NaOH homogenizar la solución y medir el pH, continuar añadiendo de mL en mL el NaOH hasta que la variación de pH tener en cuenta que cuando se alcance el rango de pH comprendido entre 4,2 y 6,2 se produce el viraje del indicador rojo de metilo, cunado el rango de pH este comprendido entre 6 y 7,6 se produce el viraje del indicador azul de bromotimol y a pH comprendido entre 8 y 9,6 se produce el viraje dei indicador de fenolftaleina. Agregar volúmenes pequeños de NaOH gota a gota cuando la variación del pH sea mínimo.

154 CUADRO de DATOS y RESULTADOS Cuadro 11.2 Determinación del pH de muestras MUESTRA

Buffer acetato 0,1 M Buffer acetato 0,025 M Coca Cola Pepsi Cola Agua destilada Agua potable Zumo de camu-camu Zumo de fresa Zumo de uva Zumo de tomate Zumo de naranja Zumo de limón Pulpa de cocona roja Sal de Andrews Vinagre

pH con papel

pH CON PH-

Indicador Universal

METRO

[H1+]

[OH1-]

155 HCl 1N HCl 0.1N Lejía Leche de magnesia NaOH 1N NaOH 0,1 N

Cuadro 11.3.Indicadores ACIDO-BASE en muestras Muestra

Indicador Rojo de metilo

Azul de bromotimol

Fenolftaleína

156 Cuadro 11.4. Valoración potenciométrica del HCl y punto de equivalencia

pH

pH

2

pH

VNaOH (mL)

VNaOH

( VNaOH)2

0

1

1

1

1

1

2

1

1

3

0,5

0,25

3,5 4.0 4.5 5 6 7

157 CUESTIONARIO

1. ¿Qué es un indicador ácido-base, dar un ejemplo, mencionando el cambio de color correspondiente al pH respectivo.. 2. Graficar en papel milimetrado o en excell for Windows, pH vs V NaOH en mL y determinar el punto de equivalencia. 3. Graficar en papel milimetrado o en excell for Windows, ( pH / V) vs V NaOH en mL y determinar el punto de equivalencia. 4. Graficar en papel milimetrado ( 2pH / V2) vs V NaOH en mL y determinar el punto de equivalencia. 5. Explicar cómo se logra el mantenimiento del pH de la sangre humana. Qué buffers intervienen?

158

159 MATERIALES Y REACTIVOS PARA LA PRACTICA N° 12

SOLUCIONES AMORTIGUADORAS MATERIALES EN LA MESA DEL ALUMNO 01 02 01 01 01 01 01

Gradilla Tubos de ensayo (13 x 100mm) Fiola 100mL Pipetas de 5 y 10mL Beaker 50mL Frasco de vidrio 50mL Piseta con agua destilada

REACTIVOS EN LA MESA DE LOS ESTUDIANTES 01 01 01 01

gotero (25 mL) de azul de timol gotero (25 mL) de azul de bromotimol gotero (25 mL) de azul de bromofenol gotero (35 mL) de rojo de metilo

MATERIALES EN LA MESA CENTRAL (DEL PROFESOR) 01 02 500mL 500mL 500mL 500mL 500mL 500mL 500mL 50mL 50gr 10gr

potenciómetro o tiras indicadoras universales de pH goteros (25 mL) de fenolftaleína ácido clorhídrico 0.1M ácido clorhídrico 0.01M hidróxido de sodio 0.01M hidróxido de sodio 0.1M ácido acético 0.1M hidróxido de amonio 0.1M cloruro de amonio albúmina ácido acético glacial acetato de sodio (cristales)

160 PROCEDIMIENTOS PARA LA PREPARACIÓN DE REACTIVOS Fenolftaleína: -

Añadir 2mL de fenolftaleína. Diluir con etanol al 95% hasta un volumen de 200mL. Agitar hasta que se disuelva completamente.

Azul de bromotimol: -

Disolver 0.1gr de azul de bromotimol en 100mL de etanol al 20% y filtrar si fuera necesario. Agitar. Indicación: Para para la preparación del etanol al 20%, se deberá disolver 20mL de etanol en 100mL de agua destilada.

Rojo de metilo: -

Disolver 0.1gr de rojo de metilo en 100mL de etanol al 20% y filtrar si fuera necesario. Agitar. Indicación: Para para la preparación del etanol al 20%, se deberá disolver 20mL de etanol en 100mL de agua destilada .

Azul de timol: -

Disolver 0.1gr de azul de timol en 100mL de etanol al 20% y filtrar si fuera necesario. Agitar. Indicación: Para para la preparación del etanol al 20%, se deberá disolver 20mL de etanol en 100mL de agua destilada.

Azul de bromofenol: -

Disolver 0.1gr de azul de bromofenol en 100mL de etanol al 20% y filtrar si fuera necesario. Agitar. Indicación: Para para la preparación del etanol al 20%, se deberá disolver 20mL de etanol en 100mL de agua destilada.

HCl 0.1M: -

En la balanza analítica pesar 4gr de ácido clorhídrico. Mezclar los 4gr de ácido clorhídrico previamente pesado en 1000 mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente

161 HCl 0.01M: -

En la balanza analítica pesar 0.4gr de ácido clorhídrico. Mezclar los 0.4gr de ácido clorhídrico previamente pesado en 1000 mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente

NaOH 0.1M: -

En la balanza analítica pesar 3.99gr de hidróxido de sodio. Mezclar los 3.99gr de hidróxido de sodio previamente pesado en 1000 mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente

NaOH 0.01M: -

En la balanza analítica pesar 0.39gr de hidróxido de sodio. Mezclar los 3.99gr de hidróxido de sodio previamente pesado en 1000 mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

CH3COOH 0.1M: -

En la balanza analítica pesar 6gr de ácido acético. Mezclar los 6gr de ácido acético previamente pesado en 1000 mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

NH4OH 0.1M: -

En la balanza analítica pesar 4gr de hidróxido de amonio. Mezclar los 4gr de hidróxido de amonio previamente pesado en 1000 mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

NH4Cl 0.1M: -

En la balanza analítica pesar 5.35gr de cloruro de amonio. Mezclar los 5.35gr de cloruro de amonio previamente pesado en 1000 mL de agua destilada. Agitar hasta que se disuelva completamente.

162 INTRODUCCIÓN Los amortiguadores conocidos como tampones o buffers son soluciones que se caracterizan por impedir cambios bruscos de pH;

dichos cambios se deben a la

adición de iones hidrógeno (ácidos) o por adición de iones hidróxido (bases). Las soluciones amortiguadoras están formadas por un ácido o una base débil y su sal conjugada.

Todos los ácidos débiles en presencia de sus bases conjugadas

constituyen soluciones amortiguadoras y son sumamente importantes en la zona próxima a la neutralidad que es donde se desarrollan la mayoría de las funciones de las células vivas. OBJETIVOS 1.- Preparar soluciones amortiguadoras determinando el valor del pH experimental. 2.- Comprobar experimentalmente la eficiencia de una solución amortiguadora frente a los cambios de pH por adición de ácidos o bases. FUNDAMENTO TEÓRICO El poder amortiguador de los cambios de pH en un determinado sistema es una expresión simple de reacciones fundamentales reversibles que se establecen en el equilibrio y que se basan en la teoría ácido-base. Nuestro organismo cuenta con un sistema amortiguador intracelular y un sistema amortiguador extracelular: 1.- El sistema amortiguador dentro de las células es el fosfato, está formado por el par de iones, (H2PO4)1− y

(HP04)2− . Se observa que el (H2PO4)1− es el ácido

conjugado del (HP04)2− , por lo tanto, el (H2PO4)1− es la especie química de este par que tiene mayor capacidad de neutralizar la base. Cualquier adición de (OH)1− la neutraliza el (H2PO4)1− evitando que el pH se incremente,

(H2PO4)1− (ac) + (OH)1−(ac) ====> (HP04)2− (ac) + H2O

163 El receptor de protón o base en el fosfato es la base conjugada del (H2PO4)1−, el ion (HP04)2−. Este puede neutralizar (H)1+ y de este modo evitar que el pH disminuya.

(HP04)2−(ac) + (H)1+(ac) ====> (H2PO4)1− (ac)

2.- El sistema amortiguador extracelular es el carbonato, está formado por el par conjugado, H2CO3 y (HCO3)1−, el ácido carbónico y el ion bicarbonato. En realidad, el ácido carbónico en la sangre está casi enteramente en la forma de CO2(ac). Pero cualquier demanda de H2CO3(ac) la satisface casi instantáneamente la capacidad de la anhidrasa carbónica para desplazar el equilibrio; dicha enzima cataliza las reacciones directa e inversa en el siguiente equilibrio:

CO2(ac) + H2O <====> H2CO3(ac)

El ácido carbónico del amortiguador carbonato de la sangre neutraliza el (OH)1− , y así evita el incremento del pH. Si se tuviera algún problema metabólico o respiratorio tendiente a aumentar el nivel de (OH)1− de la sangre, el H2CO3 neutralizaría el (OH)1− y así evitaría la alcalosis. H2CO3(ac) + (OH)1−(ac) ====> (HCO3)1−(ac) + H2O El ion bicarbonato es la base del sistema amortiguador carbonato en la sangre. Si en una situación metabólica o respiratoria particular, aumenta el nivel de iones (H)1+ en la sangre, los (H)1+ son neutralizados por el (HCO3)1− y se evita la acidosis: (HCO3)1− (ac) + (H)1+(ac) ====> H2CO3(ac)

164 3.- Ecuación de Henderson-Hasselbach La ecuación de Henderson-Hasselbach, ha sido derivada de la Ley de acción de masas de Gulberg y Waage, del concepto de constante de equilibrio y de la ionización de ácidos y bases débiles. Se utiliza para calcular el pH teórico de una mezcla de ácidos débiles y sus sales. Para el siguiente sistema en equilibrio: HA(ac) <====> (H)1+(ac) + A1−(ac) ; donde HA = ácido débil , B- = base conjugada

Calculando Ka para el ácido débil, HA:

Ka

H1

A1 HA

Despejando la concentración de iones hidrógeno se tiene:

H1

HA Ka A1-

Aplicando logaritmo y multiplicando por (-1), se obtiene:

log H1  Reemplazando:

- log Ka

 HA  - log 1-  A  

165

pH = pKa + log

A1 HA

Expresión conocida como ecuación de Henderson-Hasselbach, para un ácido débil.

MATERIAL y MÉTODOS a)

MATERIAL Tubos de ensayo Gradilla Fiola Pipetas de 5 y 10 mL Vaso de precipitado de 50 mL Frascos de vidrio de 50 mL Papel indicador: Azul, amarillo y rojo pH-metro

b)

REACTIVOS Indicadores (fenolftaleina, azul de timol, azul de bromofenol, rojo de metilo, azul de bromotimol). HCl 0,1 M y 0,01 M NaOH 0,1 M y 0,01 M CH3COOH 0,1 M NH4OH 0,1 M NH4Cl 0,1 M Acido acético glacial Acetato de sodio (en cristales)

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO 1.- Fuerza relativa de Ácidos y Bases Determinar el valor del pH teórico según la fuerza de los ácidos y bases. Tomar 10 mL de cada solución y determinar el pH experimental utilizando el pH-metro. Calcular el error experimental, % y completar el Cuadro 12.1.

166 EXPERIMENTO 2.- Influencia del pH en la solubilidad de sustancias orgánicas- Solubilidad del benzoato de sodio En un vaso de precipitados de 100 mL de capacidad disolver 100 mg de benzoato de sodio con 10 mL de agua destilada, inmediatamente medir su pH, luego adicionar 5 gotas de HCl concentrado agitar y observar. Medir nuevamente el pH de la solución final.

EXPERIMENTO 3.- Naturaleza amortiguadora de la albúmina Preparar 4 tubos de prueba con los siguientes reactivos: Tubo 1.- 1 gota de HCl 0,1 M + 1 gota de anaranjado de metilo + 2 mL de H20 Tubo 2.- 1 gota de HCl 0,1 M + 1 gota de anaranjado de metilo + 2 mL de H20 Tubo 3.- 1 gota de NaOH 0,1 M + 1 gota de fenolftaleina + 2 mL de H20 Tubo 4.- 1 gota de NaOH 0,1 M + 1 gota de fenolftaleina + 2 mL de H20. Medir El pH a los 4 tubos de ensayo A los tubos 1 y 3 agregar 3 mL de solución de albúmina, agitar y observar. A los tubos 2 y 4 agregar 3 mL de H2O, agitar y observar. Medir nuevamente el pH y anotar los resultados en el cuadro 12.2

EXPERIMENTO 4.- Preparación del buffer acetato 0,1 M A partir del ácido acético glacial (PF = 60.05g/mol y 99.8% pureza), preparar 100 mL de CH3COOH 0,2M. A partir del acetato de sodio, preparar 100 mL de solución 0,2M. Mezclar ambas soluciones y medir el pH experimental. Sabiendo que el pKa del ácido acético es 4.74, calcular el pH teórico aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbach. Diluir el buffer 0.1 M al décimo hasta obtener un buffer 0,01 M.

167 Colocar en un beaker de 100 mL, aproximadamente 20 mL del buffer 0,1M, en otro beaker 20 mL del buffer 01 M y en un tercer beaker 20 mL de H2O destilada. Añadir a cada beaker 10 gotas de HCl 0,1M y medir el pH. Colocar en otros tres beakers de 100 mL los dos buffers y el H2O destilada respectivamente. Añadir 10 gotas de NaOH 0.1 M y medir el pH. Completar el cuadro 12.3. CUADRO DE DATOS Y RESULTADOS Cuadro 12.1. Fuerza relativa de ácidos y bases SOLUCIÓN

Ka/Kb

HCl 0,01 M

---

NaOH 0.01M

---

CH3COOH 0,1 M

Ka

NH4OH 0,1 M

Kb

NH4Cl 0,1 M

Ka

pH Teórico

pH Experimental

Error, %

Cuadro 12.2 Naturaleza amortiguadora de la albúmina Sustancia

Tubo de ensayo 1

HCl 0.1M NaOH 0.1M H2O destil. Anaranjado metilo Fenolftaleina

2

3

4

168 Albúmina pH OBSERVACIONES

Cuadro 12.3. Preparación del buffer acetato 0.1 M Soluciones HCl 0.1M

pH NaOH 0.1M

Observaciones

Tampón acetato 0.1M

Tampón acetato 0.01M H2O

CUESTIONARIO 1.- ¿Cuál es el tipo de amortiguador predominante en el sistema intracelular?. 2.- ¿Cuál es el sistema amortiguador que utiliza la sangre para mantener el pH en 7,35 aproximadamente? 3.- ¿Cuál es el pH de un ácido débil: ácido acético 0,01 M (Ka = 1,8 x 10−5)?. 4.- ¿Cuál es el pH de una base débil 0,01 M (Kb = 2,3 x 10−5)?

169

Cuadro Cationes y aniones comunes Cationes Nombre Aluminio Amonio Bario Berilio Cadmio Calcio Cesio Cinc Cobalto (II) Cobre (I) Cobre (II) Cromo (III) Escandio (II) Estaño (II) Estroncio Galio (III) Hierro (II) Hierro (III) Lantano (III) Litio Magnesio Manganeso (II) Mercurio (I) Níquel (II) Osmio (II) Plata Plomo (II) Potasio Sodio

Fórmula Al3+ NH4+ Ba2+ Be2+ Cd2+ Ca2+ Cs+ Zn2+ Co2+ Cu+ Cu2+ Cr3+ Sc2+ Sn2+ Sr2+ Ga3+ Fe2+ Fe3+ La3+ Li+ Mg2+ Mn2+ Hg22+ Ni2+ Os2+ Ag+ Pb2+ K+ Na+

Nombre Bromuro Carbonato Bicarbonato Cianuro Clorato Clorito Cloruro Cromato Dicromato Fosfato Fosfato ácido Fosfato diácido Fluoruro Hidróxido Hidruro Hipoclorito Nitrato Nitrito Nitruro Óxido Perclorato Permanganato Peróxido Sulfato Bisulfato Sulfito Sulfuro Tiocianato Yoduro

Aniones Fórmula BrCO32HCO3CNClO3ClO4CllCrO42Cr2O72PO43HPO42H2PO4FOHHClONO3NO2N3O2ClO4MnO4O22SO42HSO4SO32S2SCNI-

170