manual de laboratorio qu-0115

UNIVERSIDAD DE COSTA RICA

ESCUELA DE QUÍMICA

SECCIÓN QUÍMICA GENERAL

MANUAL DE LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL

INTENSIVA QU-0115

ELABORADO POR: M.Sc. HEILEN ARCE R.

M.Ev. PATRICIA GUZMÁN L. M.Sc. ANA GABRIELA PÉREZ C.

I SEMESTRE 2011

Manual de Laboratorio

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EXPERIMENTO 1

OPERACIONES FUNDAMENTALES DE LABORATORIO

MATERIALES Y EQUIPO Agua destilada, arena, objeto pequeño. Balanza granataria, espátula acanalada, bureta, beaker, probeta. Objetivos:

- Aprender a utilizar correctamente un mechero y una balanza granataria.

- Aprender a leer volúmenes con una probeta. - Conocer el uso adecuado para el equipo volumétrico básico.

INTRODUCCIÓN

Para trabajar eficientemente en un laboratorio, es necesario

conocer el nombre del equipo con el que se trabaja, su correcta

manipulación, así como información importante sobre ellos; para lograr

este objetivo es necesaria la experiencia en el laboratorio. En esta

práctica introductoria se estará trabajando con equipo básico que es de

uso frecuente en las sesiones experimentales que usted llevará a cabo

en los laboratorios de Química. Usted aprenderá a utilizar la balanza

granataria (figura 1), que es un equipo utilizado para medir masas,

procedimiento que puede realizarse directamente o por diferencia y al

que está ligada una incertidumbre.

Figura 1. Tipos de balanzas granatarias.

Cada vez que se realiza una medición de un objeto se debe tomar

en cuenta la incertidumbre asociada con el proceso de medición. Esta


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incertidumbre va a estar asociada a dos factores: la precisión y la

exactitud. La exactitud de las mediciones está asociada con la

cercanía que tienen los valores medidos y el valor real. La precisión de

las medidas se relaciona con la cercanía que presenten las mediciones

realizadas entre sí.

En esta práctica usted también aprenderá a leer el menisco en un

aparato volumétrico, como una probeta o una bureta. Para esto es

necesario que coloque el recipiente con el menisco a la altura del ojo,

como se muestra en la figura 2, ya que si se coloca por encima o por

debajo de la línea de visión, la lectura será errónea.

Figura 2. Posición del ojo para leer un recipiente volumétrico.

Por otro lado, se hará una evaluación comparativa en la

sensibilidad que tienen el beaker, la probeta y la bureta (ver figura 3)

para medir líquidos. En este experimento no se estará utilizando todo

el equipo volumétrico existente, sin embargo, se espera que la

experiencia pueda ser utilizada por el estudiante para inferir

comportamientos en otros equipos.

Beaker Probeta Bureta

Figura 3. Equipo volumétrico típico de laboratorios Químicos.


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Para un mayor conocimiento sobre el uso de otros equipos de

laboratorio se recomienda consultar la bibliografía indicada al final de

este documento.

PROCEDIMIENTO

A) Medida de la masa de una sustancia

Observe y analice una balanza ya sea de dos platos o digital y de acuerdo a la explicación previa del asistente sobre su uso, realice las siguientes experiencias:

I. Masa de arena por diferencia: coloque un beaker de 50 mL vacío y péselo, luego agregue una cantidad pequeña de arena y vuelva a pesar. La diferencia entre estas dos medidas es el peso de la arena.

Peso del beaker con arena (g) Peso del beaker vacío (g) Peso de la arena (g)

II. Repetibilidad de la medición: pese un objeto pequeño (puede ser un borrador, un tajador, una piedra, etc.) en la balanza. Retire el objeto de la balanza y déselo a sus compañeros de mesa para que cada uno lo pese. Repitan el procedimiento de manera que existan 2 pesadas de cada estudiante.

Estudiante Medición 1 (g)

Medición 2 (g)

Resultados:

¿Es siempre necesario hacer las mediciones por diferencia? Explique.

¿Varían las masas del objeto cuando las miden personas diferentes? ¿A qué se debe este fenómeno?

¿Qué indica la variabilidad en las masas medidas con relación a la precisión de las medidas?

¿Cuál es el valor promedio del peso del objeto?


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B) Medida de líquidos

I. Lectura del menisco: coloque aproximadamente 8 mL de agua en una probeta de 10 mL y lea el volumen. Para esto, coloque la probeta a 3 alturas diferentes como se muestra en la figura 2 y anote su lectura. Repita el procedimiento utilizando ahora una bureta.

Posición Probeta (mL) Bureta (mL) 1 2 3

II. Medición de volúmenes: utilizando agua destilada, mida 25 mL con un beaker, anote el dato. Traslade el líquido a una probeta y vuelva a medir el volumen. Finalmente, traslade ese mismo líquido a una bureta y vuelva a medir el volumen del líquido. Debe medir el mismo líquido en los tres recipientes!

Recipiente Volumen (mL)

Beaker Probeta Bureta

Resultados: ¿Por qué varía la lectura del menisco al cambiar la posición del equipo

volumétrico?

¿Cuál es la forma adecuada de leer un volumen en una bureta?

¿Cuál de los equipos utilizados da una lectura más exacta del volumen

del líquido?

Defina precisión y exactitud.

BIBLIOGRAFÍA

Chaverri, G. Química General, Manual de Laboratorio, 2da Ed, Editorial U.C.R.: San José, 1983.


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BROWN, T. L.; ET AL. QUÍMICA GENERAL LA CIENCIA CENTRAL,

11MA ED. PEARSON EDUCACIÓN: MÉXICO D. F., 2009.

HTTP://WWW.UB.EDU/OBLQ/OBLQ%20CASTELLANO/INTRODUCC

IO.HTML


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EXPERIMENTO 2

EL QUEMADOR BUNSEN Y SU LLAMA

MATERIALES Y EQUIPO

El quemador Bunsen, fósforos. Objetivos: Estudiar el quemador de Bunsen y otras fuentes de calor en el laboratorio. Ilustrar el fenómeno de la combustión.

INTRODUCCIÓN

El quemador de Bunsen, así como el Meker y el Tirril, constituye

una fuente de calor en el laboratorio y su estudio revela aspectos interesantes del proceso de combustión. Cada uno de estos tiene varias partes, como se muestra en la figura 1 y que estudiaremos en esta práctica.

Figura 1. Quemador Bunsen y sus partes.

La válvula reguladora sirve para graduar la entrada del gas

combustible que puede ser metano, propano o butano (en Costa Rica se usa una mezcla de propano y butano). Los laterales regulan, según la apertura que tengan, la entrada de aire; el aire contiene aproximadamente 20% de oxígeno que actúa como comburente. Al encender el gas con un palillo de fósforo o con un encendedor, pueden ocurrir simultáneamente las siguientes reacciones entre el gas propano y el oxígeno:


8

)3.....(..........432

)2..(..........8672

)1.........(435

2283

2283

22283

OHCOHC

OHCOOHC

OHCOOHC

+→++→++→+

Cuando las entradas de aire permiten que entre suficiente oxígeno la reacción (1) ocurre preferentemente; la llama no es luminosa y tiene un color gris azulado; se distingue varias zonas.

Cuando la entrada de aire es restringida no hay suficiente oxígeno y la combustión no es completa y ocurre la reacción (3). El hidrógeno de la molécula de propano se quema todo y forma agua, pero el carbono de la molécula no se quema y como es sólido, se torna incandescente con el calor produciendo una luminosidad amarilla.

Cuando el carbono incandescente de la llama se enfría el contacto con una superficie fría se deposita en forma de negro de humo, este producto se utiliza en la fabricación de cosméticos y betún negro. La reacción (2) ocurre cuando hay una fuente intermedia de oxígeno, resultando el carbono oxidado a monóxido de carbono solamente, CO (gas muy venenoso).

PROCEDIMIENTO

Conecte el quemador de Bunsen con la llave del gas por medio de una manguera de hule. Cierre la entrada de aire del quemador. Abra la llave del gas e inmediatamente encienda el quemador. Observe la llama luminosa.

Con la ayuda de una pinza para crisol sostenga sobre la llave por unos segundos una cápsula de porcelana fría. Examine el depósito negro que se forma en la cápsula.

Abra poco a poco la entrada de aire del quemador. Observe el cambio de color de la llama. Observe las zonas características de la misma.

Coloque un palillo de fósforo acostado sobre la boca del tubo de quemador. Observe como se quema.

Encienda el quemador y sostenga una esquina del cedazo (no cubierta por el asbesto) sobre la llama; baje el cedazo hasta tocar la llama y trate de que la llama pase por el cedazo.

RESULTADOS ¿Por qué es luminosa la llama cuando las entradas de aire están cerradas? ¿Qué le sucedió a la cápsula fría de porcelana? Explique por qué. Explique por qué cambia la luminosidad al abrir las entradas de aire. ¿En qué forma se quema el palillo de fósforo que se coloca acostado sobre el cañón del quemador? Explique. ¿Por qué la llama tiene forma cónica? ¿Qué sucede cuando se coloca el cedazo entre la llama?


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CUESTIONARIO FINAL

¿Qué gas se usa en el laboratorio?

Ni el propano, ni el butano tienen olor, ¿por qué huele el gas de

laboratorio?

¿De qué color esta pintada en el laboratorio la tubería que conduce el

gas?

¿Qué es una llama?

¿Qué reacción ocurre cuando la llama es luminosa?

¿Qué reacción ocurre cuando la combustión es más completa?

¿Qué es lo que sucede cuando un quemador se cala?

¿Para qué sirve y como funciona la mecha de la lámpara de alcohol?

¿Qué reacción ocurre al quemarse el alcohol?

¿Qué es?

a) combustión

b) combustible

c) comburente

¿A qué se debe el desprendimiento de calor del carbono luz del carbono

incandescente?

¿Cómo es que la corriente eléctrica genera energía calórica en un

calentador eléctrico, por ejemplo en el disco de la cocina?

¿Como se puede hervir agua más rápidamente, con un quemador e

Bunsen o con un calentador eléctrico? ¿Por qué?

BIBLIOGRAFÍA



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EXPERIMENTO 3

ESTUDIO DE PROPIEDADES DE LA MATERIA

MATERIALES Y EQUIPO

Hierro en polvo (Fe); carbón vegetal pulverizado (C); nitrato de potasio

sólido (KNO3); disolución 6 mol/L de ácido clorhídrico (HCl).

Un imán, tubos de ensayo, probeta, vidrio de reloj, papel de filtro.

OBJETIVOS:

• Estudiar algunas propiedades específicas de los elementos y los

compuestos.

• Comprobar que estas propiedades se conservan cuando los

elementos o los compuestos en estudio se mezclan con otros.

• Hacer la separación de una mezcla con base en las propiedades

de sus componentes.

INTRODUCCIÓN

Los elementos y los compuestos tienen propiedades físicas tales

como color, olor, sabor, solubilidad en agua o en otros disolventes, el

efecto del imán y densidad, que son características de cada uno. Es

posible determinar en forma sencilla estas propiedades físicas y a su vez

utilizarlas en la identificación de las sustancias. El olor, el color y el

efecto del imán se observan fácilmente. La solubilidad y la densidad

pueden determinarse cualitativamente observando por ejemplo si una

sustancia se disuelve o no en agua, si flota o se precipita.

Mediante procedimientos menos sencillos se puede determinar

exactamente cuanto se disuelve una sustancia en un volumen dado de


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disolvente y determinar también el valor numérico de la densidad; estas

dos determinaciones corresponderían a procesos cuantitativos.

Los componentes de una mezcla, en general conservan sus

propiedades físicas, algunas de ellas como la solubilidad pueden servir

para separar esos componentes.

Al calentar, a muy alta temperatura, el hierro o el azufre por

separado no se produce cambio químico, es decir, no reacciona

ninguno de los dos con el oxígeno o con el nitrógeno del aire que es

el medio en que se encuentran; tampoco reaccionan con el vidrio del

tubo de ensayo o con la porcelana del crisol en que se calientan. Pero

si se calientan juntos entonces reacciona uno con el otro formando

un compuesto. Este fenómeno constituye un ejemplo de propiedades

químicas que se observan durante un cambio químico.

PROCEDIMIENTO

A) Propiedades del hierro:

Examine un poco de hierro en polvo; note su color y olor. Observe el

efecto del imán sobre el hierro. Añada 0,3 g de hierro a 5 mL de agua

en un tubo de ensayo. Note si es más pesado o liviano que el agua.

Agite el tubo y observe si el hierro se disuelve en agua. En otro tubo de

ensayo añada a 5 mL de disolución acuosa de ácido clorhídrico, caliente

pero no hierva, note si ocurre alguna reacción y escriba la ecuación en

el cuadro 4-1. Nombre las sustancias formadas en la reacción, describa

el olor del gas que se desprende; si el H2 es inodoro ¿Cómo explica el

olor obtenido (si lo hubo)?


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Resultados

Copie el cuadro 4.1 en su cuaderno y anote ahí los resultados de las

propiedades químicas y físicas obtenidas para el hierro.

¿Cómo podría usted asegurarse de que el hierro no se disolvió todo en

agua?

B) Propiedades del carbono:

Repita paso a paso el procedimiento seguido en la parte A pero

utilizando carbono (carbón vegetal) en lugar de hierro. Al ensayar la

solubilidad filtre y observe el filtrado.

Resultados

Tabule los resultados en el cuadro 4.1. ¿Reacciona el Carbono con el

HCl?

C) Propiedades del nitrato de potasio:

Repita paso a pasos el procedimiento seguido en la parte A pero omita

la adición de disolución de HCl. Al tratar de disolver en agua, note la

temperatura del tubo. Tabule los resultados en el cuadro 4,1 ¿Notó

usted algún cambio en la temperatura del tubo al disolver el nitrato de

potasio en agua? Explique ¿Se disolvió completamente el nitrato de

potasio en el agua al calentar?

D) Preparación, ensayo y separación de una mezcla de carbón, hierro y

nitrato de potasio:

Pese en un papel 2 g de carbón vegetal, 2 g de hierro en polvo y 2 g de

nitrato de potasio Mezcle bien las sustancias y ensaye con el imán.

Coloque un gramo de la mezcla en un tubo de ensayo y agregue 5 mL

de disolución de HCl. Caliente suavemente. Investigue el color del gas

que se desprende. Determine su naturaleza. Investigue la reacción que

ocurre. Coloque un gramo de la mezcla en un tubo de ensayo y agregue

5 mL de agua destilada. Agite bien y filtre. Recoja el filtrado en un


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vidrio de reloj, caliente suavemente para evaporar el agua, examine los

residuos en el vidrio de reloj y en el papel filtro.

Resultados

¿Cuál es el efecto del imán? ¿Qué sucede al agregar HCl? Escriba la

ecuación. ¿Qué olor tiene el gas que se desprende? Explique. ¿Qué

componente de la mezcla disuelve en el agua? ¿Cambiaron las

propiedades de los elementos al formar ellos una mezcla?

Cuadro1. Tabulación de las Propiedades Observadas

Propiedades Fe C KNO3

Olor

Color

Efecto del imán

Solubilidad en agua

Reacción con el HCl

Más o menos pesado que el agua

E) Destilación simple:

En un aparato como el

siguiente se estará efectuando

una destilación de una

disolución de Sulfato de Cobre

(CuSO4). Observe y conteste las

preguntas en el informe de

laboratorio.

Bibliografía: Chaverri, G. Química General, Manual de Laboratorio, 2da Ed, Editorial U.C.R.: San José, 1983. Zubrick, J. W. The Organic Chem Lab Survival Manual: A Student´s Guide to Techniques, 4ta ed, Wiley: Nueva York, 1997. http://www.ugr.es/~quiored/lab/oper_bas/dest_s.htm


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EXPERIMENTO 4

ESTUDIO DE LA DENSIDAD

MATERIALES Y EQUIPO

Buretas, prensas para buretas, balanzas, mármol, cobre, zinc, hierro, aluminio, 5 g de una sustancia sólida que cada estudiante traerá a la práctica, H2SO4 0,1 mol/L, hidrógeno carbonato de sodio (NaHCO3), Handbook of Chemistry and Physics, una alka-seltzer.

Objetivo:

Utilizar uno de los métodos para determinar la densidad de sólidos insolubles en agua y más pesados que esta; determinar la densidad de un líquido y un gas. Demostrar la importancia limitada que la densidad tiene en la identificación de sustancias. Aprender a usar el Handbook of Chemistry and Physics.

INTRODUCCIÓN

La relación que existe entre la masa y el volumen se conoce como la densidad y matemáticamente puede expresarse como:

V

MD = , donde D es la densidad, M es la masa y V es el volumen.

Se dice que el oro es mas denso que el aluminio y que el corcho, puesto que tomando el mismo volumen de cada uno, la masa del oro es mayor que cualquiera de las otras dos.

La densidad es una propiedad física característica de cada sustancia como tal, ayuda a identificar o a describir la sustancia. En el sistema métrico decimal, densidad es la relación de la masa expresada en gramos y el volumen expresado en centímetros cúbicos (g/cm3) o mililitros (g/mL).

La densidad de los gases se determina a condiciones normales (0°C y 760 mm de Hg de presión) y por ser un número muy pequeño generalmente se expresa en gramos por litro, así la densidad del aire es de 1,293 g/L y la densidad del Oxígeno es de 1,429 g/L a TPN. (A temperaturas y presiones normales). La densidad de un líquido también varía con la temperatura pero esa variación es mucho menor que en los gases, es necesario especificar siempre la temperatura a la cual se midió la densidad de un líquido; la presión no es un dato de importancia en la densidad de un líquido. La densidad del alcohol etílico a 0°C es 0,80625 g/mL, a 10°C es 0,79788 g/mL, a 39°C es 0,77329 g/mL; la del agua es a 4°C de 1,00 g/ml, a 0 °C es 0,9987 g/mL, a 38°C es 0,99299 g/mL. Los sólidos son menos expansibles con


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el aumento de temperatura, pero no debe omitirse mencionar la temperatura a la cual se mide su densidad.

Se llama peso específico, la relación entre el peso de un cuerpo y su volumen; matemáticamente se expresa:

V

PEP =. , donde P.E significa peso especifico, P significa peso y V

significa volumen en centímetros cúbicos.

Puede entonces apreciarse que la diferencia entre densidad y peso específico se basa en la diferencia que existe entre peso y masa; ahora bien, para los efectos prácticos y usos corrientes, la masa se expresa en gramos por lo que peso específico y densidad se igualan. Se denomina densidad relativa, peso específico relativo o gravedad específica, la relación entre el peso de un volumen dado de una sustancia y el del mismo volumen de una sustancia de referencia o patrón. El agua es el patrón corrientemente usado para calcular la gravedad específica de los líquidos y los sólidos, y el aire para los gases. La gravedad específica se expresa de cualquiera de las siguientes formas:

ta sustancia de dado volumen de peso

t a sustancia de dado volumen de peso.

11 C

Cespgr t

t °°=

(patrón) .

)tan(.

(patrón)

)tan(.

111 t

t

t

ttt

EP

ciasusEP

d

ciasusdespgr ==

Con el valor de la gravedad específica es necesario indicar la temperatura, tanto de la sustancia en cuestión como de la sustancia de referencia.

La gravedad específica del alcohol etílico es gr. esp. 415 =0,789 y esto significa que la densidad del alcohol etílico a 15 °C es 0,789 veces la densidad del agua a 4°C. obsérvese que para la gravedad específica no hay unidades porque lo que se esta indicando es la relación entre dos magnitudes expresadas en las mismas unidades por lo que éstas se cancelan.

Se pretende en este experimento que el estudiante tenga su primera experiencia con el Handbook of Chemistry and Physics, buscando en este manual las densidades de varias sustancias. Conociendo así la existencia de ese manual el estudiante sabrá consultarlo para obtener otro tipo de información en el futuro.

PROCEDIMIENTO

A) Datos de la bibliografía química

Busque en un Handbook of Chemistry and Physics los valores de la densidad de los siguientes: mármol, cobre, zinc, hierro aluminio y otra sustancia de se elección. Cuando use el Handbook note la cantidad de información que contiene.


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RESULTADOS

Anote en su cuaderno de laboratorio antes de venir al laboratorio lo siguiente

Sustancia Densidad*

Mármol

Cobre

Zinc

Hierro

Aluminio

*no olvide indicar las unidades que encontró reportadas.

B) Determinación de la densidad de un sólido

Además de la sustancia extra que usted trajo, escoja dos más de la lista anterior, mida la densidad de cada una por el procedimiento siguiente:

Agregue agua a una bureta de 50 mL hasta aproximadamente la marca de 25,00 mL; pese una muestra de la sustancia cuya densidad usted determinará; anote el peso. Anote ahora la lectura de la bureta con dos decimales (lectura inicial) y agregue cuidadosamente la muestra dentro de la bureta de manera que quede cubierta completamente por el agua. Anote la nueva lectura (lectura final). Anote la temperatura del agua. Vacíe el agua de la bureta y saque la muestra. Repita el procedimiento para las otras dos sustancias. Anote los resultados en su cuaderno de laboratorio usando un esquema como el siguiente.

Temperatura del agua: __________ ºC

Lectura Sustancia 1 Sustancia 2 Sustancia 3

Peso (g)

Lectura inicial (mL)

Lectura final (mL)

Volumen (mL)

Densidad (g/mL)

Compare el valor experimental con el que obtuvo en la parte A y si difieren trate de explicar las posibles causas de esta diferencia (o error experimental).

Compare unos con otros los valores de las densidades de las sustancias que usted busco en las tablas y diga si la densidad es una propiedad


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por la que se pueda distinguir una sustancia de otra. Anote su conclusión.

C) Determinación de la densidad de un líquido

Examine dos muestras de líquidos designados solamente con las letras A y B.

¿Se puede decir si son el mismo o diferentes líquidos por simple observación visual?

¿Se puede por olor? No ensaye probar el líquido pues aún en pequeñas cantidades podría ser toxico.

La densidad es una propiedad que puede servir para distinguir entre dos líquidos. Se puede medir la densidad de un líquido pesándolo en una balanza y midiendo luego el volumen del líquido que se peso.

Mida exactamente con una bureta aproximadamente 10 mL de la sustancia A en beaker, previamente pesado y pese el beaker con su contenido; anote su peso y calcule la densidad. Repita la determinación con una nueva muestra del líquido A.

Repita el procedimiento con el líquido B. Anote en su cuaderno de laboratorio los datos usando el siguiente cuadro.

Medida Líquido A Líquido B

Peso del beaker + muestra (g)

Peso del beaker vacío (g)

Peso de muestra líquido (g)

Volumen muestra líquido (mL)

Densidad del líquido (g/mL)

D) Determinación de la densidad de un gas

Es más difícil medir la densidad de un gas que la de un líquido o de un sólido. Los gases son difíciles de manejar y la mayor parte de ellos no tienen color.

Si se coloca hidrógeno carbonato de sodio NaHCO3 en una disolución de ácido sulfúrico reaccionan produciendo dióxido de carbono (un gas insoluble en agua y por eso burbujea y sale de la disolución) 2223 COOHSOHNaHCO +→+ (gas) desprendido.

También se puede pesar un tubo (1) con agua y por aparte pesar de media a un cuarto de tableta de Alka-Seltzer; se mezclan, se recoge el gas en un frasco por desplazamiento del agua se marca el desplazamiento ocurrido y se mide el volumen del CO2 desprendido. La diferencia o pérdida de peso en el tubo (1) después de la reacción es el peso del gas desprendido.


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Utilice un equipo como el que se muestra en la figura 1, asegúrese de que el extremo del tubo de goma este metido en la boca del frasco recolector. Cuando este dispuesto, agregue la Alka Seltzer al tubo (1) e inserte rápidamente el tubo de salida con el tapón en el tubo de ensayo y recoja el gas producido. Todo el gas se desprenderá en los primeros 10 minutos de reacción. Halle el volumen de agua desplazado por el gas en el frasco colector. Pese de nuevo el tubo de ensayo y su contenido.

Figura 1. Equipo para recolectar CO2 gaseoso.

Anote en su cuaderno de laboratorio los datos de acuerdo con el cuadro que se ofrece a continuación. Con los datos obtenidos calcule la densidad del gas.

A. Peso del tubo + 10 mL de disolución de H2SO4

B. Peso de la tableta de Alka-Seltzer

Peso total tubo (A + B)

C. Peso del tubo después de ocurrida la reacción

Peso del gas desprendido (B - C)

Volumen del gas (mL)

Densidad del gas (g/mL)

CUESTIONARIO

1. ¿Qué es densidad?

2. ¿Qué es densidad relativa?

3. ¿Qué relación existe entre densidad y gravedad especifica?

4. ¿Se podría usar el procedimiento de parte b para sólidos insolubles mas livianos que el agua? Explique.

5. ¿Se puede usar el método de la parte C para determinar la densidad de un líquido muy volátil como el éter? Explique.


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6. ¿Por qué el NaHCO3 se debe agregar rápidamente al tubo con la disolución de ácido en parte D?

7. En la parte c se pide la siguiente “mida exactamente con una bureta aproximadamente 10 mL”, explique eso de exactamente y aproximadamente.

8. ¿Por qué la alka-seltzer desprende CO2 al ponerla en agua mientras que el NaHCO3 requiere ácido?


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EXPERIMENTO 5

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS

MATERIAL Y EQUIPO

Disolución de HCl y NaOH de igual concentración (2 mol/L), buretas rotuladas, cápsula de evaporación que pueda sentarse en la boca de un beaker.

Objetivo:

Demostrar la ley de las proporciones definidas con un sencillo experimento cuantitativo en el que se tiene oportunidad de usar buretas.

INTRODUCCIÓN

Los compuestos tienen composición definida por peso. En las reacciones químicas como una consecuencia de la ley de las proporciones definidas, un peso relativo definido de reactantes produce un peso definido de productos. Por ejemplo si el peso de un ácido que se requiere para neutralizar una base es 2,35 veces el peso de la base, esta relación será cierta no importa que se trate de unos pocos miligramos, de kilogramos o de toneladas de la base.

La ecuación balanceada de un reacción química de un ácido con una base nos da las proporciones por peso en que reaccionan, así cuando el ácido clorhídrico (que es una disolución del gas HCl en agua) reacciona con la base hidróxido de sodio (que es una disolución del sólido NaOH en agua) las proporciones por peso están indicadas en la siguiente ecuación:

OHNaClNaOHHCl 2+→+

De la ecuación se deduce que 36,5 g de HCl reaccionan con 40 g de NaOH para formar 58,5 g de NaCl y 18 g de agua. La composición del NaCl es definida por el peso. Nada se obtiene con agregar un exceso de HCl ya que solamente un ión cloro se combina con un ión sodio en este caso para formar el compuesto NaCl. Si se agregara un exceso de NaOH el producto final sería una mezcla de NaCl (sólido) y NaOH (sólido) difícil de separar. Si se agregara un exceso de disolución de HCl (gas) el producto final seria una mezcla de NaCl (sólido) y de HCl; el HCl por ser un gas se puede evaporar calentando y queda solamente el NaCl (sólido).


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PROCEDIMIENTO

PARTE A.

Pese y apunte el peso de una cápsula de evaporación limpia y seca. Llene una bureta con la disolución de NaOH y otra con la disolución de HCl. Siga cuidadosamente las instrucciones de su asistente de laboratorio sobre el los cuidados en el uso de la bureta. Anote los niveles de cada bureta (lectura inicial). Vierta cerca de 10 mL de ácido en la cápsula de evaporación y añada de la otra bureta un volumen igual de la disolución de NaOH. Anote las lecturas finales de las dos buretas. Coloque ahora la cápsula de evaporación en el cuadro de tela metálica con asbestos sostenida en un anillo o en un trípode y caliente suavemente para reducir el volumen a 10 mL aproximadamente.

En ningún momento deben producirse pérdidas por salpicaduras. Por esta razón la evaporación del contenido se continúa ahora en el baño-maría sobre un beaker de 250 mL con agua hirviendo hasta obtener un residuo seco en la cápsula.

Permita que la cápsula se enfríe completamente y pésela de nuevo. Para asegurarse que el residuo esta completamente seco, caliente otra vez al baño-maría durante quince minutos. Enfríe y pese. Repita el proceso hasta obtener peso constante, es decir, hasta que en sucesivas operaciones obtenga el mismo peso o hasta que la diferencia entre pesadas sucesivas no sea mayor de 0,01 gramos.

RESULTADOS

Anote en su cuaderno los datos de volúmenes y pesos conforme se muestra a continuación.

Lectura Disolución de NaOH Disolución de HCl

Inicial (mL)

Final (mL)

Volumen vertido (mL)

Peso de cápsula + NaCl (g)

Peso de la cápsula vacía (g)

Peso de NaCl (g)


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PARTE B.

Repita el procedimiento de la parte A pero utilice esta vez el doble de volumen de disolución de HCl y el mismo volumen de disolución de NaOH.

RESULTADOS

Anote en su cuaderno de laboratorio los datos de volúmenes y pesos en forma similar a la anterior.

Compare el peso de NaCl obtenido en la parte A con el peso obtenido en la parte B y explique si su resultado explica la ley de las proporciones definidas.

¿Qué sucedió con el exceso de disolución de HCl en la parte B?

¿Se podría invertir la experiencia y usar un exceso de disolución de NaOH en lugar de exceso de HCl? Explique.

CUESTIONARIO FINAL

1. La disolución de NaOH usada en este experimento contiene 0,08 g de NaOH por mL. Con base en este dato y en la ecuación ofrecida en la discusión calcule cuantos gramos de NaCl debió usted obtener.

2. ¿Se podría usar en este experimento H2SO4 en lugar de HCl? Explique.

3. Con el resultado del experimento y el de la pregunta 1 de este cuestionario calcule el porcentaje de error en su experimento.

4. ¿Se podría sustituir en este experimento la bureta por una pipeta? Explique.


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EXPERIMENTO 7

GEOMETRÍA MOLECULAR

Objetivo

Relacionar la fórmula de una sustancia con su estructura molecular. Determinar la geometría de las moléculas, los ángulos de enlace, tipo de hibridación del átomo central, la polaridad y dibujar su estructura.

INTRODUCCIÓN

La mayoría de los símbolos, fórmulas y ecuaciones químicas están escritas en dos dimensiones y sobre superficies planas. Sin embargo, las sustancias que representan existen en tres dimensiones en el espacio. Para entender muchos aspectos del comportamiento de las sustancias moleculares es necesario considerar cuál es la estructura o geometría de las moléculas. Pensemos por ejemplo en el sitio activo de una enzima. Este experimento intenta ayudarle a relacionar las fórmulas de las sustancias con sus estructuras. Su habilidad de entender la unión y reactividad de varias sustancias se acrecentará si usted puede visualizar las moléculas en tres dimensiones. Esta visualización no es siempre fácil. Muchos químicos usan modelos de moléculas para ver más fácilmente las relaciones tridimensionales. En este experimento usted contará con la ayuda de un visor de estructuras (sitio web) para revisar algunos conceptos geométricos y así como ilustrar varias relaciones estructurales. Dado que esta es una práctica virtual, se le solicita que se tome el tiempo para girar las moléculas que encontrará en el sitio web y estudiarlas a profundidad con el fin de que pueda asociar los ejemplos que ahí encontrará con las moléculas que se le pide dibujar. Al generar estructuras con los diferentes programas, usted puede utilizar diferentes tipos de modelo en los cuales podrá ilustrar los átomos del compuesto por medio de líneas, de esferas, etc., esto con el objetivo de que le sea lo más sencillo posible visualizar las estructuras que se le presentan. También, pulsando el botón derecho de su ratón (mouse), usted podrá medir las distancias de enlace, ángulos, etc. Usted medirá unos ángulos en los modelos que se le presenta. Debe recordar que los ángulos son fijos para cada tipo de geometría si no hay pares de electrones no enlazados. Sin embargo, los ángulos se distorsionan cuando existen pares de electrones no


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enlazados, cuanto se distorsione el ángulo en estos casos depende de la molécula que se estudia, es por esta razón que se dice ‘menor a’ y se indica el valor del ángulo de la geometría que le origina. Por ejemplo, si se tiene una estructura del tipo AX2E, donde A es el átomo central, X corresponden a átomos enlazados al átomo central y E corresponde a pares de electrones no enlazados, se tiene una estructura angular, derivada de una trigonal plana, por lo que el ángulo de enlace XAX es menor a 120º. Muchos modelos usan color para facilitar la identificación de átomos de elementos diferentes, claro que los colores no tienen un significado físico pero facilitan la interpretación de los modelos. El siguiente esquema de colores es muy usado.

ELEMENTO COLOR ELEMENTO COLOR C Negro S Amarillo H Blanco P Violeta O Rojo Metales Gris M Azul Halógenos Verde

Muchas estructuras importantes se identifican como sólidos polihédricos, tales como el octaedro, el tetraedro, el cubo o el dodecaedro. La descripción se usa por cuanto los átomos de la estructura ocupan posiciones que corresponden a los vértices y centro del polihedro. Esto se ilustra en la figura1 para dos de las estructuras más comunes. Un tetraedro sólido tiene 4 vértices. Una molécula tetraédrica tiene cuatro átomos conectados a un átomo central. Cada uno de los cuatro átomos ocupa una posición que corresponde a uno de los vértices del tetraedro. (Ver figura 1-A- y -B- similarmente, una molécula octaédrica tiene átomos en posiciones que corresponde a los vértices del octaedro como también en su centro, como lo muestra la figura 1-C- y -D-. En la primera parte de este experimento se estudiarán algunas geometrías para moléculas junto con los correspondientes polihedros.

(-A-) (-B-) (-C-) (-D-) Figura 1. Geometría de moléculas poliédricas.


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La geometría de una molécula depende en gran parte de la configuración electrónica de sus átomos. La aproximación más simple a la predicción de la forma de una molécula es la teoría del modelo RPENV (Repulsión de pares de electrones en el nivel de valencia). Esto requiere que se cuente el número de pares de electrones alrededor del átomo central. Entonces se usa la regla de que los pares de electrones en el nivel de valencia alrededor de un átomo estarán lo más alejados posible uno del otro. Por lo tanto, el arreglo geométrico de los pares de electrones corresponde a un orbital lleno y puede predecir la geometría de los orbitales. Si no hay pares solitarios sobre el átomo central entonces la geometría molecular alrededor de ese átomo es la misma que la geometría de los orbitales. Si hay electrones desapareados, entonces la geometría molecular es diferente de la geometría de los pares de electrones. Sólo las posiciones de los núcleos de los átomos se incluyen en la descripción de la geometría molecular. En la primera parte de este experimento usted determinará la estructura de algunas moléculas y las asociará con los modelos vistos en la página web, luego procederá a identificar tres moléculas que su asistente le asignará y que valdrán por el examen corto de esa semana.

PROCEDIMIENTO

A) Construcción y análisis de modelos: Acceda a los siguientes sitios web:

1. http://www.uv.es/lahuerta/ e ingrese a Estructuras de Lewis Inicie su práctica revisando los links relacionados con el H2O y el PF3 en los que se le guía para obtener las estructuras respectivas. Inicialmente encontrará unas presentaciones en power point que le guiarán a obtener la estructura de Lewis y a partir de ahí deducir la geometría molecular de estas dos especies.

2. http://wps.prenhall.com/esm_brown_chemistry_9/2/667/170888.cw/index.html

Estos sitios le ayudarán a visualizar las geometrías de las moléculas, así como el tipo de hibridación que presentan.

Con base en lo visto en clase y la información suministrada en los sitios web indicados, obtenga los modelos correspondientes a los siguientes compuestos:


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1. amoníaco

2. metano

3. tetrafluoruro de silicio

4. trifluoruro de boro

5. ácido cianhídrico

6. ozono

Indique los ángulos de enlace, la geometría electrónica, la

geometría molecular, ángulo de enlace y la hibridación completando la siguiente tabla.

Compuesto Geometría electrónica

Geometría molecular

Ángulos de enlace

Hibridación

B) Incógnita Tome las estructuras asignadas como incógnita y complete la siguiente tabla, que deberá entregar a su asistente en la sesión de laboratorio.

Número Incógnita

Compuesto

Geometría electrónica

Geometría molecular

Ángulos de

enlace Hibridación


27

EXPERIMENTO 8

CAMBIOS QUIMICOS

MATERIALES Y EQUIPO Disoluciones 0,1 mol/L de: NH3, NaOH, KOH, Ba(OH)2, H2SO4, HI y CH3COOH. Disolución 0,01mol/L de: HNO3, NaNO3, Ba(NO3)2, Cu(NO3)2, Pb(NO3)2, AgNO3. Indicadores: fenolftaleína, rojo de metilo y anaranjado de metilo. Objetivo: Estudiar dos tipos de cambios químicos: las reacciones de precipitación y de doble desplazamiento (ácido base).

INTRODUCCIÓN

Los cambios químicos se pueden clasificar desde distintos puntos de vista; estas clasificaciones resultan a veces incompletas o inconvenientes por lo que es preferible no establecer marcos rígidos de clasificación. Seguidamente se estudiarán diferentes cambios químicos y se nombrarán según las distintas clasificaciones cuando así sea conveniente.

La clasificación más utilizada agrupa los cambios químicos en:

• Reacciones de combinación (oxidación - reducción)

MgOOMg 22 2 →+

En esta reacción el magnesio se oxida y el oxígeno se reduce. Se dice entonces que el magnesio es el agente reductor (A.R.) y que el oxígeno es el agente oxidante (A.O.)

• Reacciones de desplazamiento (oxidación - reducción)

↑+→+ 222 HZnClHClZn

El zinc desplaza al hidrógeno del HCl y este es un ejemplo de oxidación –reducción; el zinc se oxida del metal a ión zinc y el hidrógeno se reduce de ión hidrógeno (hidronio) a hidrógeno libre.

• Reacciones de descomposición (oxidación - reducción)

↑+→ 2OHgHgO


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La reacción que ocurre al calentar HgO es de descomposición pero a su vez resulta un ejemplo de oxidación-reducción pues el oxígeno se oxida a O2 y el mercurio se reduce de ión Hg2+ a mercurio libre.

• Reacciones de precipitación (oxidación - reducción)

33 NaNOAgClNaClAgNO +↓→+

El nitrato de plata es soluble en agua y el cloruro de sodio también. Sin embargo, cuando se mezclan disoluciones de nitrato de plata y de cloruro de sodio se forma cloruro de plata, AgCl, que es un sólido insoluble en agua que se separa de la disolución: precipita.

Este ejemplo de precipitación es a su vez un ejemplo de doble descomposición o de doble desplazamiento: la plata desplaza al sodio y el sodio desplaza a la plata.

• Reacciones ácido - base (doble descomposición)

OHNaClNaOHHCl 2+→+

De acuerdo con Brønsted y Lowry los ácidos son donadores y las bases son receptores de protones. Así el HCl es un ácido porque puede donar un ión hidrógeno H+, se combina con el ión OH- de la base NaOH y forma agua; el ión cloruro y el ión sodio que quedan forma cloruro de sodio, una sal. Este es un ejemplo de neutralización entre ácido y base.

Hay otros casos de reacción ácido-base que no constituyen una neutralización; pero todos los casos de neutralización de ácido y base son ejemplos de doble descomposición formándose una sal y agua.

En la reacción:

−+ +→+ OHNHOHNH 423

El agua es el ácido pues ésta dona un protón a la base NH3. Este ejemplo es a su vez una ilustración del proceso de formación de iones: ionización. Esta reacción sin embargo ocurre apenas en 1,3% o sea que solamente 13 de cada mil moléculas de NH3 reaccionan. La ionización es muy débil y por eso el NH3 es una base débil.

Aunque hemos definido ácido y base como compuestos que donan o aceptan protones respectivamente, según Brønsted y Lowry, dentro de esa misma definición están los ácidos y bases clásicos según Arrhenius, que al reaccionar forman una sal y agua. Dentro de ese criterio clásico hay ácidos como HCl, H2S, HBr, HCN, HI, HF que no tienen oxígeno en sus moléculas (hidrácidos) y hay también ácidos como H2SO3, H2SO4, H3PO4, HNO3, H3BO3, HClO, HClO3, HClO4, que tienen oxígeno en sus moléculas (oxácidos). Estos últimos se originan, al menos teóricamente, en la reacción del óxido con agua, por ejemplo:


29

43252

2232

3252

3222

23

2

2

POHOHOP

HClOOHOCl

HNOOHON

SOHOHSO

→+→+→+

→+

Dentro del criterio clásico las base tales como NaOH, Ca(OH)2,

KOH, Ba(OH)2 provienen de la reacción del óxido con el agua. Ejemplos:

22

22

22

22

)(

2

)(

2

OHBaOHBaO

KOHOHOK

OHCaOHCaO

NaOHOHONa

→+→+→+→+

Para distinguir un ácido de una base, en el laboratorio, se puede utilizar papel de tornasol. El tornasol es un colorante que cambia su coloración al pasar de una disolución ácida a disolución básica. El tornasol está impregnado en el papel y una gota de ácido o base le cambia color. Todos los ácidos (concepto de Arrhenius) producen iones H+ que se hidratan y forman iones hidronio, H3O+. Las bases (concepto de Arrhenius) tienen todos los iones OH-. Por eso al reaccionar el ácido con la base se forma siempre agua:

OHOHOH 23 2→+ −+

PROCEDIMIENTO

A) Estudio de bases:

Coloque en tubos de ensayo 1 mL de disolución de 0,1 mol/L de NaOH, KOH, y de NH3 y también en otro tubo 1 mL de disolución saturada de Ba(OH)2. Diluya cada disolución con 3 mL de agua. Agite el contenido de cada tubo. Coloque un poco de disolución de NaOH en el dedo índice y flote su dedo contra la palma de la otra mano. Anote el resultado. Repita el procedimiento con las otras tres disoluciones y en un dedo diferente cada vez y un espacio distinto de la palma de la mano o el brazo. Lávese bien las manos contaminadas con las disoluciones alcalinas después de esta operación. Coloque varios trocitos de cinta de papel tornasol rojo en un vidrio de reloj (colocando sobre un papel blanco para observar los cambios de color más fácilmente). Con un agitador de vidrio limpio coloque 1 o 2 gotas de disolución de NaOH en un trocito de papel tornasol rojo. Observe los cambios. Lave bien el agitador y repita el proceso con las otras 3 disoluciones de KOH, NH3 Ba(OH)2 lavando el agitador cada vez que se cambia de disolución.

Divida la disolución de NaOH en 3 partes iguales. A una de las porciones añada 3 gotas de disolución de indicador fenolftaleína, a la otra porción 3 gotas de indicador rojo de metilo y la tercera porción 3 gotas de indicador anaranjado de metilo.


30

Repita lo mismo para las disoluciones de KOH, Ba(OH)2 y NH3. Sostenga por unos segundos una tirita de papel tornasol rojo sobre la boca de una botella de disolución concentrada de NH3. No permita que el papel toque la boca de la botella, observe lo que sucede. RESULTADOS ¿Qué sucede al frotar la palma de la mano con una disolución de NaOH? ¿Es el efecto anterior igual con todas las bases usadas? ¿Por qué? ¿Qué cambio sufre la tirita de papel de tornasol al ponerla en contacto con la disolución de NaOH? ¿Sucede lo mismo con las otras bases? ¿Qué tienen en común todas las bases, (concepto de Arrhenius)? ¿Qué coloración se obtiene al agregar a los otros tres indicadores al NaOH? Tabule los resultados para las 4 bases con los 4 indicadores. ¿Por qué bases diferentes producen coloración en un determinado indicador? ¿Qué gas se desprende de una disolución concentrada de amoniaco (fórmula y nombre)? ¿Tiene olor? Descríbalo. ¿Qué le sucede al papel de tornasol rojo? Explique el cambio.

B) Estudio de ácidos:

Repita todo el procedimiento de la parte A (excepto el último párrafo referente a NH3 concentrado) pero en lugar de utilizar 4 disoluciones de bases use las siguientes 4 disoluciones de ácidos: ácido sulfúrico, ácido clorhídrico y ácido acético 0,1 mol/L y ácido nítrico 0,01 mol/L. (Observe bien la concentración de cada ácido). Sostenga una tirita de papel de tornasol azul, (desde luego usted debe usar ahora papel de tornasol azul en vez de rojo) en la boca de la botella que contenga una disolución concentrada de HCl.

RESULTADOS ¿Nota usted algún efecto en la palma de la mano al frotarla con un dedo humedecido con ácido diluido? ¿Es diferente el efecto que cuando se usa una base? ¿Qué cambio sufre el papel tornasol azul al contacto con disoluciones de ácido sulfúrico? ¿Es igual o diferente el cambio con los otros ácidos? ¿Cómo explica usted ese resultado? ¿Qué coloración se obtiene al agregar los otros tres indicadores al H2SO4? Tabule el resultado (color formado) de la reacción de cada uno de los 4 ácidos con cada uno de los 4 indicadores? ¿Por qué ácidos diferentes producen coloración igual con un determinado indicador? ¿Qué gas se desprende de la botella de HCl concentrado? ¿Tiene olor? ¿Qué le sucede al papel de tornasol azul? ¿Por qué? C) Algunos ejemplos de precipitación: Agregue gota a gota y agitando cada disolución de la lista 1 a una muestra de 1 mL de cada disolución de la lista 2. Observe en cuales


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casos se forma un precipitado con las primeras 3 o 5 gotas de reactivo y anote el color.

Lista 1 Lista 2 Disolución 0,1 mol/L de HI Disolución 0,01 mol/L de NaNO3 Disolución 0,1 mol/L de H2SO4 Disolución 0,01 mol/L de Cu(NO3)2 Disolución 0,1 mol/L de NaOH Disolución 0,01 mol/L de Pb(NO3)2 Disolución 0,1 mol/L de HCl Disolución 0,01 mol/L de AgNO3 Disolución 0,01 mol/L de Ba(NO3)2 RESULTADOS Escriba las ecuaciones para cada reacción (enumere de 1 a 20 las ecuaciones y reserve dos renglones para cada una). Anote el color que se forma o simplemente la frase: “no ocurre reacción observable”. Nota: usted debe pedirle a su asistente que le revise y corrija sus respuestas en este experimento.

CUESTIONARIO FINAL

1. Escriba una ecuación que ilustre cada caso siguiente:

→+−−→+−

→+−→+

aguametaliconooxido

aguametalicooxido

oxigenometalno

oxigenometal

2. ¿Se redisuelven o reaccionan todos los óxidos metálicos en agua? Explique.

3. ¿Cuáles son los óxidos de los metales alcalinos de la tabla

periódica? ¿Qué lugar ocupan en la tabla periódica esos metales alcalinos?

4. Conteste lo mismo para los metales alcalino térreos.

5. Escriba la fórmula y a la par el nombre de los compuestos de las

preguntas 3 y 4.

6. Complete las siguientes ecuaciones y escriba a la par de la fórmula, el nombre correcto del compuesto resultante.

→+→+→+→+

OHBaO

OHCaO

OHOK

OHONa

2

2

22

22


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7. ¿Cuáles son los óxidos que forman el azufre, el fósforo, el antimonio y el arsénico? Fórmulas y nombres.

8. Considere como anhídridos ácidos los óxidos de la pregunta 7.

Escriba la fórmula del ácido correspondiente (si forman más de un ácido ofrezca también los nombres y las fórmulas).

9. Escriba muy ordenadamente el nombre que corresponde a cada

uno de los reactivos y cada producto de la parte E de este experimento. Escriba la fórmula y a la par el nombre en forma de lista. Primero las nueve sustancias reaccionantes y luego los productos de las 20 posibles reacciones (cuando ocurran).

10. ¿Cuál es la definición de ácido y cual de base según Brønsted y

Lowry?

11. Escriba tres ejemplos de ácido y tres de base según Brønsted y Lowry.

12. Demuestre con un ejemplo como en la reacción de neutralización:

el ácido y la base desde el punto de vista de Arrhenius están también comprendidas en la definición de Brønsted y Lowry.

aguasalbaseacido +→+ 13. Defina ácido y base desde el punto de vista de Arrhenius.


33

EXPERIMENTO 9

HIDRÓGENO

MATERIAL Y EQUIPO

Calcio, sodio y potasio en trocitos, beaker grande de 800 mL; aparato recolector de hidrógeno.

Objetivos:

• Preparar pequeñas cantidades de hidrógeno.

• Observar sus propiedades especialmente su densidad y su capacidad explosiva.

INTRODUCCIÓN

La producción de hidrógeno en el laboratorio es un proceso simple; según la serie de actividades de los metales, algunos de ellos son capaces de desplazar el hidrógeno del agua; otros pueden desplazarlo de los ácidos y otros son capaces de desplazar el hidrógeno del vapor del agua. Algunos ejemplos de esto son los elementos alcalinos y los alcalino térreos, que lo desplazan del agua a temperatura ambiente.

)3(22

)2(2222

)1(2222

2)()(2)(

2)()(2)(

2)()(2)(

↑++→+

↑++→+

↑++→+

−++

−+

−+

HOHCaOHCa

HOHKOHK

HOHNaOHNa

acacs

acacs

acacs

Las reacciones (1) y (2) ocurren con bastante violencia y dado que el sodio y el potasio son más livianos que el agua, flotan y se mueven por retropropulsión en su superficie. El calor generado en la reacción (2) es suficiente para que el hidrógeno se encienda. A menudo se forma un glóbulo fundido del metal que estalla y para evitar este peligro y poder recoger el hidrógeno se puede envolver el metal activo en un pedazo de tela metálica de cobre o de plomo con lo cual el metal se hunde. La reacción (3) ocurre con más serenidad y como el calcio es más pesado que el agua se hunde y no se requiere en este caso de la tela metálica pudiendo recogerse el hidrógeno el un tubo de ensayo en la forma que lo indica la figura 1.

Para obtener hidrógeno de los ácidos se utiliza el ácido clorhídrico o el sulfúrico diluido y un metal como el zinc. En el balón A se coloca el zinc y el ácido diluido; este se puede agregar a través del tubo de Thistle B. El extremo de este tubo debe mantenerse todo el tiempo


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debajo de la superficie del líquido en el balón A; el hidrógeno se desprende según la reacción:

)(2)(4)(42)( gacacac HZnSOSOHZn +→+

El hidrógeno producido escapa por el tubo C y burbujea a través del agua en la botella D; una vez recogido el hidrógeno se debe colocar la botella D boca abajo para evitar la rápida difusión del hidrógeno debido a su poca densidad. El equipo ilustrado en la figura 1 puede ser utilizado para generar muchos otros gases cambiando los reactivos. Desde luego que según el gas de que se trate el aparato recolector debe cambiarse. En un aparato generador como el que ilustra en la figura 1 se podría producir Cl2; NH3; HCl; CO2; H2S y otros gases. No todos estos se pueden recoger sobre agua como se hace con el hidrógeno.

PROCEDIMIENTO

A) Recolección de varios tubos con gas hidrógeno.

Llene 4 o 5 tubos de ensayo con agua y colóquelos en un beaker de 800 mL el cual contiene agua hasta dos tercios de su capacidad. Coloque en el beaker un trocito de calcio y recoja el hidrógeno en los tubos por desplazamiento del agua. Los tubos llenos de hidrógeno se colocan boca abajo sobre un cuadro de vidrio plano y se reservan para parte B. Observe la lechosidad en el beaker. Pruebe con papel tornasol el contenido lechoso del beaker. Por medio de un tubo de vidrio sople y haga burbujear el aire que usted expela de sus pulmones a través de la disolución que queda en el beaker después de recoger el hidrógeno. Observe el cambio.

RESULTADOS

Escriba la reacción entre el calcio y el agua. ¿Es el hidrógeno muy soluble en agua? ¿Cómo llega a esa conclusión? ¿Por qué se colocan los tubos llenos de hidrógeno boca abajo sobre un vidrio? ¿A qué se debe la lechosidad del contenido del beaker antes de que usted sople con el tubo? ¿Efecto del tornasol? ¿Qué sucede cuando usted burbujea el aire de sus pulmones por la disolución? Explique

B) Densidad y poder explosivo del hidrógeno.

Aproxime uno o dos tubos con hidrógeno a la llama del quemador de Bunsen. Note como el hidrógeno se quema silenciosamente. Coloque un tubo con hidrógeno boca arriba y cúbralo con otro vació (es decir lleno de aire) y haga que las bocas de ambos tubos coincidan. Espere unos segundos. Aproxime ahora cada tubo a la llama del Bunsen. Note como ahora el hidrógeno se quema con un ruido especial (“pop”) que equivale a una pequeña explosión. Use los otros tubos con hidrógeno hasta que obtenga los resultados descritos.


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RESULTADOS

¿A qué se debe la diferente manera en que el hidrógeno se quema en estos experimentos? Escriba la ecuación de la combustión del hidrógeno.

CUESTIONARIO FINAL

1) ¿Qué es la serie de actividad de los metales?

2) ¿Qué elementos desplazan al hidrógeno del vapor de agua?

3) ¿Cuáles hidruros producen hidrógeno al ponerlos en agua? Ejemplos

4) ¿Qué es el papel tornasol y como actúa?

5) ¿Por qué el sodio se mueve en la superficie del agua?

6) ¿Por qué el sodio debe manejarse con cuidado?

7) ¿Cómo se almacena el sodio en el laboratorio y por qué?

8) ¿Cree usted que puede haber depósitos naturales de sodio y de potasio en la corteza terrestre? ¿Por qué?

9) ¿Es el hidrógeno libre muy abundante? ¿Por qué?

10) ¿Cómo se prepara industrialmente el hidrógeno? (mencione sólo un método)

11) ¿Qué importancia tiene este método ante la crisis del petróleo?


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EXPERIMENTO 10

AMONIACO

MATERIALES Y EQUIPO

Tubo de ensayo “pyrex” grande provisto de tapón de hule y tubo de entrega, botellas de boca ancha para la recolección de gases; aparato para la fuente del amoniaco.

Gelatina en polvo; cal-soda (mezcla de CaO y NaOH); HCl concentrado; cloruro de amonio, NH4Cl, disolución de hidróxido de sodio 6 mol/L, NaOH; sulfato de amonio sólido; cal apagada, Ca(OH)2; disolución indicador de azul de bromotimol.

Objetivos:

• Estudiar la obtención de amoniaco a partir de varias sustancias.

• Llenar varias botellas de amoniaco y estudiar sus propiedades.

INTRODUCCIÓN

El amoniaco ha sido conocido desde tiempos remotos y los alquimistas describieron su obtención y propiedades. Primeramente se obtuvo calentando orina con sal y tratando el producto resultante con bases fuertes (llamadas álcalis). Calentando pezuñas y cuernos de animales en retortas se desprende amoniaco. Estos métodos dieron origen a los primeros nombres del amoniaco y sus disoluciones acuosas, “espíritu volátil” y “espíritu de asta de ciervo”. Estos procedimientos demuestran que los aminoácidos que forman las proteínas forman amoniaco cuando se descomponen en medio alcalino.

Se debe insistir en la diferencia entre amoniaco, NH3, que es un gas y amonio, NH4+, que es un ión positivo. El amonio se origina al reaccionar el gas amoniaco con un protón proveniente de un ácido o del agua. Así se forman sales como cloruro de amonio, NH4+, Cl-; sulfato de amonio, 2 NH4+, SO42-; o el NH4+, OH- cuando el NH3 reacciona con el agua.

En el laboratorio se pueden producir cantidades limitadas de amoniaco haciendo reaccionar una mezcla seca de una sal de amonio como el cloruro o el sulfato con una base como el hidróxido de calcio:

OHSOCaNHOHCaSONH

OHClNaNHOHNaClNH

24344

234

2),(2)2,(),2(

),(),(),(

++↑→+

++↑→+=++−++=+

−+−+−+


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Estos métodos son validos solamente para el laboratorio ya que las sales mismas de amonio se obtienen industrialmente a partir del amoniaco.

El amoniaco se prepara industrialmente por el proceso de Haber que consiste en la unión de gases N2 y H2 en condiciones especiales. Otro proceso industrial de importancia es el de la cianamida que utiliza coque, piedra calida y nitrógeno gaseoso. Los detalles de estos procesos industriales pueden encontrarse en los libros de química general e inorgánica.

El amoniaco se produce en la naturaleza por la acción de las bacterias de la putrefacción y de formación de amoniaco sobre la materia orgánica del suelo.

El amoniaco es un gas incoloro, fácilmente detectable por su olor penetrante, irritante, sofocante y es venenoso en alta concentración. Este gas es más liviano que el aire y puede por eso recogerse por desplazamiento del aire hacia abajo.

El amoniaco es muy soluble en agua; a la presión normal, un volumen de agua a 0°C disuelve cerca de 1200 volúmenes de amoniaco y a 20°C el agua disuelve cerca de 700 volúmenes del gas. El amoniaco es una base débil; reacciona con el agua y ésta le cede un protón; en esta reacción participan solo 1,3 % de las moléculas de NH3 y es por eso que se le clasifica como base débil.

−+ +⇔+ OHNHOHNH 423

De acuerdo con Brønsted-Lowry el amoniaco es una base débil y su ácido conjugado, el ión amonio es mucho más fuerte (enorme tendencia a combinarse).

PROCEDIMIENTO

A) Amoniaco de materia orgánica nitrogenada.

Mezcle en un vidrio de reloj y con la ayuda de una espátula 1 g de gelatina en polvo y un gramo de cal-soda. Traspase la mezcla a un tubo de ensayo pequeño. Caliente suavemente y sostenga en la boca del tubo, pero sin tocarlo, un papel rojo humedecido. Observe el resultado. Aproxime ahora a la boca del tubo un agitador de vidrio humedecido en disolución de ácido clorhídrico concentrado. Observe.

RESULTADOS

¿Qué es la gelatina? ¿Por qué la gelatina puede desprender amoniaco? ¿Qué es la cal soda? ¿Por qué la cal soda ayuda a que el amoniaco se desprenda? ¿Cuál es el efecto en el papel tornasol? Escriba la reacción del NH3 con el agua. ¿Qué sucede al aproximar el agitador con HCl concentrado? Escriba la ecuación. ¿Es el producto formado entre el NH3 y el HCl un sólido, un líquido o un gas? Revise su respuesta con su asistente de laboratorio.


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B) Amoniaco de las sales de amonio

Coloque 0,5 g de cloruro de amonio sólido (NH4Cl) en un tubo de ensayo. Humedezca la sal con disolución de hidróxido de sodio y note el color del producto. Repita con 0,5 g de sulfato de amonio en lugar de cloruro de amonio.

RESULTADOS

¿Cuál es el olor del producto? Escriba las reacciones que ocurren en la parte B. ¿Se podría sustituir el NaOH por el KOH? ¿Qué otra sustancia podría usarse además de NaOH?

C) Preparación de varias botellas de gas NH3

Mezcle, en una cápsula de evaporación, 5g de cloruro de amonio y 4g de cal apagada. Coloque esta mezcla en un tubo de “pyrex” provisto de un tapón de hule con un hueco y un tubo de entrega doblado en forma de L, lo suficientemente largo para llegar al fondo de una botella de recoger gases, sostenida boca abajo. La botella estará colocada sobre un cartoncito perforado apoyado en un anillo. Ver figura 1.

Figura 1. Equipo para recolectar amoniaco.

Caliente suavemente la mezcla seca y recoja dos botellas de

amoniaco y llene también un balón seco de 1000mL (asegúrese de que el balón este completamente seco). Para determinar cuando la botella esta llena con el gas, aproxime un agitador humedecido con ácido clorhídrico. Si se forman humos blancos y densos, la botella esta llena. Cubra las botellas con cuadros de vidrio y colóquelas boca abajo sobre la mesa. Tape, el balón con amoniaco con un tapón de hule seco y guárdelo para la parte d.

Cuando haya recogido los tres recipientes con amoniaco, dé vuelta al tubo en L de manera que su brazo largo quede hacia abajo y apenas sobre la superficie de 5 mL de agua destilada, en un beaker que contiene una gota de fenolftaleína. ¡Peligro!, no coloque el tubo bajo la superficie del agua. Observe el color del agua con fenolftaleína.

Coloque, boca abajo, una de las botellas con amoniaco en el agua en una tina neumática. Quite el vidrio que cubría la boca y observe como el agua sube en la botella.

Ponga 1 mL de ácido clorhídrico concentrado en un beaker de 250 mL. Dé vueltas al beaker a fin de que el ácido se extienda en toda


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la superficie interior del beaker y se desprenda HCl gas; aproxime la boca del beaker a la boca de la otra botella llena de amoniaco. Observe los resultados. RESULTADOS Escriba la ecuación de la reacción usada para producir amoniaco; cuando termino de llenar los tres recipientes con amoniaco, ¿qué observó cuando el tubo de salida de NH3 se puso a cierta distancia de la superficie de un beaker con agua y fenolftaleína? ¿Qué sucedería si el tubo se introdujera dentro del agua? Explique. ¿Cuál es la reacción y describa el producto entre HCl gas y el NH3 de la segunda botella?

D) Solubilidad del amoníaco: La fuente de amoníaco Prepare una disolución débilmente ácida, añadiendo dos o tres gotas de ácido clorhídrico diluido a cerca de 400 mL de agua. Observe el color al agregarle tres gotas de azul de bromotimol. Prepare un tubo de vidrio con un tapón de hule que a su vez tenga un algodón mojado abundantemente con agua, como se indica en la figura 2 B. Coloque el tubo con el tapón dentro del beaker y remueva rápidamente el tapón del balón lleno de NH3 obtenido en la parte C, e inviértalo inmediatamente sobre el tapón con el algodón y trate de provocar un cierre hermético (figura 2 C). Observe lo que ocurre y los cambio de color. (Para obtener los resultados a veces debe esperar hasta 10 minutos).

Figura 2. Equipo para obtener una fuente de amoniaco. (A) Recipiente con el gas. (B) Equipo sobre el que se colocará el NH3(g). (C) Fuente de amoniaco.


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RESULTADOS Describa brevemente lo que sucede: ¿Por qué sube el agua?; ¿Por qué cambia de color el azul de bromotimol?

CUESTIONARIO FINAL

1) ¿Qué es la serie de actividad de los metales?

2) ¿Qué elementos desplazan al hidrógeno del vapor de agua?

3) ¿Cuáles hidruros producen hidrógeno al ponerlos en agua? Ejemplos

4) ¿Qué es el papel tornasol y como actúa?

5) ¿Por qué el sodio se mueve en la superficie del agua?

6) ¿Por qué el sodio debe manejarse con cuidado?

7) ¿Cómo se almacena el sodio en el laboratorio y por qué?

8) ¿Cree usted que puede haber depósitos naturales de sodio y de potasio en la corteza terrestre? ¿Por qué?

9) ¿Es el hidrógeno libre muy abundante? ¿Por qué?

10) ¿Cómo se prepara industrialmente el hidrógeno? (mencione sólo un método)

11) ¿Qué importancia tiene este método ante la crisis del petróleo?


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EXPERIMENTO 11

SOLUBILIDAD

MATERIALES Y eQUIPO

Cristalería básica. Achiote, etanol, glicerina, acetona, gasolina, aceite, detergente, cloruro de potasio, cloruro de amonio, hidróxido de sodio, cloruro de sodio, sulfato de bario, acetato de sodio-3-hidrato.

Objetivos

• Estudiar la solubilidad de varias sustancias en distintos disolventes y observar los cambios energéticos involucrados en el proceso.

• Relacionar las fuerzas intermoleculares con la solubilidad de las sustancias y asociar este conocimiento con la acción ejercida por un detergente.

INTRODUCCIÓN

La solubilidad de una sustancia química en un determinado

disolvente está directamente relacionada con la estructura química del compuesto, del disolvente y de las interacciones que puedan existir entre ambas partes.

Una sustancia será soluble en disolventes que tengan características químicas semejantes a ella, por ejemplo, la glucosa (un compuesto polar) será soluble en disolventes polares como el agua, mientras que el naftaleno (sustancia no polar) será soluble en disolventes de su misma naturaleza, tal como el hexano. “Igual disuelve igual”. La figura 1 presenta una lista de sustancias polares y no polares que nos ayudará a recordar el concepto de polaridad.

Moléculas Polares Moléculas No Polares

Figura 2. Ejemplos de sustancias polares y no polares.


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El proceso de disolución es complejo e involucra la compensación de fuerzas de atracción y de repulsión entre las moléculas, tanto de soluto como de disolvente. Si las interacciones soluto – disolvente compensan las interacciones soluto – soluto y disolvente – disolvente entonces se dará el proceso de disolución; en caso contrario, se tendrá un compuesto insoluble en el disolvente estudiado.

Cuando se tiene sustancias iónicas presentes, tales como el NaCl, el KBr o el CaCl2 y se colocan en agua, estas sustancias se separan en los iones que les constituyen ya que los iones en disolución serán estabilizados por los dipolos del agua, como se muestra en la figura 2.

Figura 2. Estabilización de cargas por medio de los dipolos del agua.

La solubilidad también depende de factores como la temperatura

a la cual se lleva a cabo el proceso. Típicamente los sólidos son más solubles en los líquidos a temperaturas altas mientras que los gases son más solubles en los líquidos a temperaturas bajas. Cuando se disuelve gases, la presión es otro factor a considerar, pues al incrementar la presión, también aumenta la solubilidad del gas.

En los procesos de limpieza, ya sea de ropa, utensilios de cocina, etc., comúnmente se requiere remover la grasa de estas prendas o artefactos y se lava con agua. Las grasas son sustancias no polares por excelencia, mientras que el agua es un representante muy importante de los compuestos polares. La razón por la que es posible llevar a cabo este procedimiento es el uso de un jabón o detergente.

Los jabones y los detergentes son sustancias cuya estructura consta de 2 partes: una cabeza polar y una cola no polar como se muestra en la figura 3. Ambas especies contienen una cadena de varios átomos de carbono y una cabeza polar que puede ser un derivado del ácido sulfónico en el caso del detergente o una sal del ácido graso correspondiente en el caso de los jabones. Los jabones se han usado por muchísimos años y todavía no han sido totalmente sustituidos por los detergentes. Años atrás se fabricaba jabón ‘casero’ a partir de manteca de cerdo y potasa, ambas sustancias de fácil acceso.


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O

O

Na+

Cabeza Polar

OS

O

O

ONa

+

Cabeza Polar

Cola No Polar

Jabón

Cola No Polar

Detergente

Figura 3. Cabeza polar y cola no polar de un jabón y un detergente.

La estructura de estas especies les permite interactuar con las

grasas y atraparlas en agregados moleculares como los que se ilustra en la figura 4 que pueden ser suspendidos en el agua, lo que hace posible la limpieza de la ropa y los utensilios de cocina. Este proceso se conoce como emulsificación de las grasas.

Figura 4. Agregado molecular que suspende las partículas de grasa

en agua.

PROCEDIMIENTO

A) Solubilidad:

Coloque 3 mL de agua en un tubo de ensayo pequeño, adicione 10 gotas de etanol, agite y observe su solubilidad en agua. Repita el paso anterior sustituyendo sucesivamente las gotas de etanol por 10 gotas de glicerina, acetona, gasolina, canfín y finalmente aceite. Coloque 3 mL de gasolina en un tubo de ensayo pequeño, adicione 10 gotas de aceite, agite y observe su solubilidad en gasolina. Repita el paso anterior sustituyendo el aceite por 10 gotas de canfín.


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Coloque 3 mL de agua en un tubo de ensayo y adicione una punta de espátula de cloruro de potasio. Agite y observe si ocurre un cambio en la temperatura y su solubilidad en agua. Repita el paso anterior sustituyendo sucesivamente el cloruro de potasio por cloruro de amonio, hidróxido de sodio, cloruro de sodio y finalmente, sulfato de bario.

B) Variación de la solubilidad con la temperatura:

Coloque 5 mL de agua en un tubo de ensayo grande. Agregue poco a poco sal hasta obtener una disolución saturada. Caliente la disolución hasta ebullición y sature nuevamente con NaCl (se necesitan cerca de 2 g de NaCl). Enfríe la disolución en el tubo de agua fría y observe el resultado. Repita los dos pasos anteriores sustituyendo la sal por KNO3 (es difícil saturar una disolución caliente de KNO3 por lo que se recomienda no usar más de 5 g)

C) Efecto de un detergente: Agregue tres gotas de aceite a 5 mL de agua en un tubo de ensayo. Agite y observe el resultado. Agregue a la mezcla 0,5 g de un detergente en polvo. Agite y observe el resultado. Añada una pizquita de achiote a 5 mL de agua lo suficientemente tibia como para fundir la pasta del colorante. Agite y observe el resultado. Agregue a la mezcla 0,5 g de un detergente en polvo. Agite y observe el resultado.

D) Sobresaturación: Coloque alrededor de 5 g de CH3CO2Na•3H2O en un erlenmeyer pequeño. Humedezca con unas pocas gotas de agua y caliente hasta que la sal se disuelva completamente. Coloque un tapón de corcho en la boca del erlenmeyer, de manera que pueda quitarse con facilidad después y, deje que se enfríe a temperatura ambiente sin perturbaciones. Quite el tapón cuando la disolución esté fría y adicione un cristalito de acetato de sodio. Observe lo que ocurre y si se da algún desprendimiento de calor. Bibliografía Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio. 2da ed, Editorial Universidad de Costa Rica, San José, Costa Rica, 1983.

BROWN, T. L.; ET AL. QUÍMICA GENERAL LA CIENCIA CENTRAL,

11MA ED. PEARSON EDUCACIÓN: MÉXICO D. F., 2009.


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EXPERIMENTO 12

VELOCIDAD DE DISOLUCIÓN

MATERIALES Y EQUIPO

Sulfato de cobre en cristales grandes y pequeños.

Objetivo:

Estudiar los factores que afectan la velocidad de disolución de los

sólidos en líquidos.

INTRODUCCIÓN

El proceso de disolución de un soluto en un disolvente depende

de las interacciones existentes entre las moléculas de soluto, entre las

del disolvente y las que se formen entre estas dos especies. Durante el

proceso de disolución, las partículas del disolvente interactúan con las

partículas del soluto y viceversa. Las interacciones intermoleculares

involucradas en el proceso de disolución son dipolo – dipolo, puentes de

hidrógeno, ión – dipolo y fuerzas de dispersión de London. Todas estas

interacciones contribuyen con el factor entálpico para el proceso de

disolución, donde un ∆H de disolución negativo favorece el proceso de

disolución y un ∆H positivo lo desfavorece.

Existe además un factor entrópico, asociado con la distribución

que van a presentar las partículas en la disolución, que afecta también

a este proceso, donde un ∆S positivo favorece que ocurra el proceso y

un ∆S negativo lo desfavorece.

En sistemas donde la disolución del soluto en el disolvente

ocurre, hay factores que van a presentar una influencia en la velocidad

con la que ocurre el proceso, ellos son:

- Temperatura.

- Presión.

- Área superficial o estado físico.

- Agitación.


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PROCEDIMIENTO

A) Efecto de agitación:

Pese 0,5 gramos de sulfato de cobre en cristales finos pero no en

polvo. Divida en dos partes iguales y coloque cada una en un tubo de

ensayo. Añada 10 mL de agua a cada tubo de ensayo. Agite uno de ellos

vigorosamente. Deje el otro en reposo. Compare la velocidad de

disolución. Anote sus observaciones.

B) Efecto de la temperatura:

Pese dos gramos de sulfato de cobre en cristales finos ero no en

polvo. Divida en cuatro partes iguales y coloque cada una en un tubo de

ensayo, añada 10 mL de agua a cada tubo. Caliente uno casi hasta

hervir y deje el otro a temperatura ambiente. Agite ambos tubos

vigorosamente y compare la velocidad de disolución. Anote sus

observaciones. Caliente otro de los tubos casi hasta hervir el líquido que

contiene. No lo agite. Compare el tiempo que dura en disolverse el

sulfato de cobre en agua caliente con y sin agitación. El cuarto tubo

sirve de control. Anote los resultados.

C) Efecto de estado de subdivisión:

Coloque aproximadamente 0,5 g de sulfato de cobre en forma de

un solo cristal en un tubo de ensayo. Coloque otra cantidad igual de

sulfato de cobre, pero previamente pulverizado en un mortero, en otro

tubo. Añada 10 mL de agua a cada uno. Agite vigorosamente. Compare

la velocidad de disolución y anote sus resultados. ¿Cuál seria la forma

más rápida de disolver un cristal de sulfato de cobre en agua?

Bibliografía:

Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio. 2da ed, Editorial

Universidad de Costa Rica: San José, Costa Rica, 1983.

Brown, T.; Le May, H. E.; Bursten, B. E. Química: La ciencia central,

11ma ed.; Prentice Hall: México, 1998.


47

EXPERIMENTO 13

PROPIEDADES DE LAS DISPERSIONES EN AGUA

MATERIALES Y EQUIPO

Foco, baterías, centrífuga. Arena lavada; almidón en agua, NaCl (ac) al 5 %, crema dulce, sacarosa; disolución yodo-yoduro, reactivo de Benedict (anexo); HCl 6 mol/L; NaOH 6 mol/L, hielo.

Objetivo: Ilustrar las propiedades de las dispersiones mecánicas, los

coloides y las disoluciones.

INTRODUCCIÓN

Las mezclas se pueden agrupar en heterogéneas (suspensiones mecánicas y coloides) y homogéneas (disoluciones, mezclas de gases y aleaciones).

Una suspensión mecánica de un sólido en un líquido se forma,

por ejemplo, cuando se agita un poco de arena fina, harina o un sólido finamente dividido con agua. Esta mezcla de aspecto opalino, lechoso o de lodo, se puede separar por filtración y si se deja reposar las partículas del sólido sedimentan o flotan, (dependiendo de la densidad), a una velocidad que dependerá del tamaño de las partículas.

Los coloides son un estado intermedio entre las suspensiones y

las disoluciones, originado por el tamaño relativamente grande de las partículas, el cual alcanza para generar el efecto Tyndall, pero hace imposible su separación por filtración (las partículas atraviesan el papel de filtro). Son mezclas mucho más estables que no sedimentan si se dejan en reposo por varios días. Algunos ejemplos son el agua turbia, la mayonesa o el gel para el cabello.

Las dispersiones no son excluyentes entre sí, así al mezclar la

arena o la harina en agua junto con la suspensión mecánica, se obtiene una disolución de todo aquello que sea soluble. Además, existe la posibilidad de que se obtenga una dispersión coloidal, en ambos casos.

En el cuadro se resumen las diferencias entre las tres clases de mezclas: disoluciones, coloides y suspensiones mecánicas.


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Cuadro 1. Comparación de las características de las diferentes dispersiones en agua

PROCEDIMIENTO

I. Estabilidad de las suspensiones Agite, en tubos de ensayo independientes, 0,5 g de arena lavada, de almidón y de sacarosa, con 10 mL de agua. Deje reposar cada mezcla por 5 minutos. Observe si se da o no la sedimentación y la velocidad con que ocurre. Coloque una muestra de 2 mL de crema dulce en dos tubos de ensayo semejantes. Deje reposar una muestra en una gradilla y centrifugue la otra por 10 min. Observe las diferencias. NOTA: Al centrifugar coloque un tubo de ensayo con agua en posición opuesta al de la muestra. Asegúrese que las masas a ambos lados sean semejantes.

II. Separación por filtración Agite y filtre la mitad de cada una de las dispersiones de la parte I (arena, almidón o azúcar). Observe el residuo en el papel de filtro. Compare visualmente el filtrado con la dispersión original una vez que se ha asentado (si se asienta). Guarde las mezclas y filtrados para la parte III.

Disoluciones Coloides Suspensiones mecánica

Partículas menores de 5 nm.

Son mezclas homogéneas No se sedimentan, son

estables. No se puede separar el soluto por filtración.

Se dividen en saturadas,

insaturadas y sobresaturadas

Tamaño de partícula entre 5 y 1000 nm.

Normalmente no sedimentan,

homogeneidad aparente,

relativamente estables.

No se puede separar el soluto por filtración. Presentan el efecto

Tyndall

Partículas mayores de 1000 nm.

Mezclas heterogéneas Sedimentan; son

inestables. Se puede separar el disolvente del sólido disperso por simple

filtración.


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Verificación

El propósito de esta parte es confirmar si el filtrado y la dispersión original del almidón y del azúcar mantienen la misma sustancia.

A. Prueba con yodo-yoduro para identificar la presencia de almidón

Añada tanto al filtrado de la suspensión de almidón, como a la otra mitad de la suspensión que no se filtró unas gotas de disolución de yodo-yoduro. Observe el resultado y compare el contenido en ambos tubos.

B. Prueba con Reactivo de Benedict para identificar la presencia de sacarosa Se realiza el procedimiento completo tanto con la disolución original del agua azucarada como al filtrado.

Etapa previa. Hidrólisis de la sacarosa

Agregue 2 gotas de HC1 concentrado ó 5 gotas de HC1 6 mol/L. Caliente cuidadosamente hasta que hierva. Continúe el calentamiento por cuatro o cinco minutos. Tenga especial cuidado de que la disolución no se derrame al hervir. Este tratamiento, donde el ácido se emplea como catalizador, hidroliza la sacarosa. Neutralice las mezclas ácidas que resultan del proceso de hidrólisis añadiendo gota a gota NaOH 6 mol/L. Agite y con un agitador de vidrio, saque una gota y colóquela en una tira de papel de tornasol roja. El viraje de la tinta de tornasol al azul indica que la neutralización se completó. Coloque 5 mL de reactivo de Benedict en un tubo de ensayo; agréguele 8 gotas de la disolución neutralizada anteriormente, agite. Hierva la mezcla por dos minutos. Deje enfriar el contenido. Si hay presentes azúcares reductores, la disolución se vuelve roja, amarilla o verde, dependiendo de la cantidad de dichos azúcares. El color se debe a la producción de óxido de cobre (I) (Cu2O). NOTA: La sacarosa no reacciona con el reactivo de Benedict por ser un azúcar no reductor. Por lo tanto, se hidroliza primero para poder detectar su presencia; pues los azúcares producidos, glucosa y fructuosa, son reductores y dan prueba positiva con el reactivo de Benedict.

H+ C12 H22 O11 + H2O → C6H12O6 + C6H2O6

sacarosa glucosa fructuosa


50

IV. Estudio de coloides (Trabajo en equipo por lado de mesa) A. Efecto Tyndall

Llene un recipiente de vidrio rectangular o cuadrado con agua. Coloque un papel detrás del recipiente con agua. Encienda el foco y haga que la luz atraviese el agua. Observe el haz de luz por encima del agua y en el papel. Sustituya el agua con una suspensión de almidón brevemente hervida. Procure no agregar el sólido sedimentado. Observe el haz de luz por encima del agua y en el papel. Sustituya el agua con una mezcla de sal disuelta en agua. Observe el haz de luz por encima del agua y en el papel.

B. Gelificación

Coloque en un tubo de ensayo tres puntas de espátula de almidón cúbralas con agua y agite fuertemente. Deje hervir la suspensión unos minutos hasta que se observe cierta turbiedad. Enfríe la mezcla con hielo y compare su estado inicial y final.

BIBLIOGRAFÍA

Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio. 2da ed, Editorial

Universidad de Costa Rica, San José, Costa Rica, 1983.

Brown, T. L.; et al. Química General La Ciencia Central, 11ma ed. Pearson Educación: México D. F., 2009.

ANEXO

Reactivo de Benedict Disuelva 173 g de citrato de sodio y 100 g de carbonato de sodio en aproximadamente 500 mL de agua. Caliente para favorecer el proceso de disolución. Filtre si fuere necesario, recogiendo el filtrado en una probeta y ajuste el volumen a 850 mL. Disuelva 17,3 g de sulfato de cobre en aproximadamente 100 mL de agua. Vacíe la disolución de carbonato –citrato en un recipiente grande. Añada poco a poco agitando la disolución de sulfato de cobre y ajuste el volumen total de 1 L. La disolución está lista para ser usada y es estable durante mucho tiempo.


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EXPERIMENTO 14

FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO

MATERIALES Y EQUIPO

CoCl2, HCl, hielo, beakers, balanza granataria y tubos de ensayo.

Objetivo:

Estudiar algunos factores que afectan el equilibrio químico.

INTRODUCCIÓN

Todos los sistemas tienden al equilibrio químico, es por esta razón

que al combinar los reactivos, estos tienden a combinarse para formar

productos hasta un punto, conocido como punto de equilibrio.

El punto de equilibrio ocurre cuando la velocidad de conversión

de reactivos en productos es igual a la velocidad de la reacción inversa.

En este punto se dice que el sistema está en equilibrio y no se observa

un cambio en las concentraciones de las especies. Sin embargo, es

posible alterar el equilibrio, cuando esto sucede, el sistema se

desplazará de manera que contrarreste el efecto de la perturbación, esto

es lo que se conoce como el principio de Le Châtelier.

El principio de Le Châtelier establece que el punto de equilibrio

puede ser disturbado por 3 factores externos:

• Cambio de las concentraciones en reactivos o productos: al

adicionar o eliminar alguna de las especies que participa en la

reacción, se produce una alteración en la posición de equilibrio,

de manera que si se agrega una especie, el sistema la consumirá

hasta alcanzar una nueva posición de equilibrio, donde la

relación Productos/Reactivos sea la del equilibrio.

• Efecto del volumen y la presión: este factor afecta a los sistemas

en fase gaseosa, de manera que si a temperatura constante se


52

reduce el volumen y por tanto se aumenta la presión, el sistema

se desplazará en el sentido en que se reduzca el número de moles

de gas.

• Efecto de los cambios de temperatura: al variar la temperatura, se

puede considerar el calor como un reactivo o un producto

dependiendo si la reacción es endotérmica o exotérmica. Si la

reacción es endotérmica y se aumenta la temperatura, sería como

si se agregara uno de los reactivos y por lo tanto la reacción se

desplazaría hacia la formación de productos hasta alcanzar una

nueva posición de equilibrio:

Endotérmica: Reactivos + calor → Productos.

En el caso de reacciones exotérmicas, se considera el calor como

un producto de la reacción, por lo que un incremento en la

temperatura provoca que el sistema se desplace hacia la

formación de reactivos hasta que se alcance un nuevo punto de

equilibrio:

Exotérmica: Reactivos → Productos + calor.

En la presente práctica se estudiará el efecto que produce una

alteración en las especies químicas (reactivo y producto), así como el

efecto que tiene el cambio de temperatura en la posición de equilibrio de

un sistema.


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PROCEDIMIENTO

1. Efecto de adicionar reactivos o productos:

Parte A. Pese 0,20 gramos de cloruro de cobalto en cristales, coloque el

sólido en un beaker y añada 40 mL de agua. Agite hasta disolver por

completo el sólido. Anote el color de la disolución obtenida. Tome 5,00

mL de la disolución anterior y colóquelos en un tubo de ensayo.

Agregue gota a gota HCl concentrado a la disolución anterior hasta

observar un cambio en el color. Anote el color de la disolución y el

volumen de HCl que necesitó. Vuelva a agregar agua (gota a gota) al

sistema de reacción hasta obtener un cambio en el color de la

disolución. Anote el color de la disolución, el volumen de agua

necesario para que se diera el cambio así como todas sus

observaciones.

Parte B. Pese 0,20 gramos de cloruro de cobalto en cristales, coloque el

sólido en un beaker y añada 80 mL de agua. Agite hasta disolver por

completo el sólido. Tome 5,00 mL de la disolución anterior y colóquelos

en un tubo de ensayo. Agregue gota a gota HCl concentrado a la

disolución anterior hasta observar un cambio en el color. Anote el color

de la disolución y el volumen de HCl que necesitó. Vuelva a agregar

agua (gota a gota) al sistema de reacción hasta obtener un cambio en el

color de la disolución. Anote el color de la disolución, el volumen de

agua necesario para que se diera el cambio así como todas sus

observaciones.

Volumen requerido

(mL) Color de la disolución

1A 1B 1A 1B

HCl

H2O


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2. Efecto de la temperatura:

A: Tome 5,00 mL de la disolución de CoCl2 en agua empleada en la

parte 1A, colóquela en un tubo de ensayo y agregue 5,00 mL de HCl.

Coloque el tubo de ensayo en un baño de agua caliente (a ebullición)

durante al menos un minuto y anote sus observaciones. Introduzca

ahora el tubo de ensayo en un baño de agua con hielo, déjelo ahí por un

par de minutos y anote sus observaciones. Repita estos dos pasos

(enfriar y calentar) una vez más y anote sus observaciones.

B: Tome 5,00 mL de la disolución de CoCl2 en agua empleada en la

parte 1B, colóquela en un tubo de ensayo y agregue 5,00 g de KCl.

Anote el color de la disolución. Coloque el tubo de ensayo en un baño

de agua caliente (a ebullición) durante al menos un minuto y anote sus

observaciones. Introduzca ahora el tubo de ensayo en un baño de agua

con hielo, déjelo ahí por un par de minutos y anote sus observaciones.

Repita estos dos pasos (enfriar y calentar) una vez más y anote sus

observaciones.

3. Equilibrio de solubilidad:

Coloque 10 mL de la disolución de AgNO3 en un tubo de ensayo,

agregue 10 gotas de HCl conc y observe los resultados. ¿Qué sucede en

el tubo de ensayo?

Adicione al mismo tubo de ensayo NH3 conc, gota a gota y con agitación

hasta que desaparezca el sólido. ¿Qué sucede en el tubo de ensayo?

Escriba la reacción química.

Bibliografía:

Brown, T. L., et al Química la Ciencia Central. 11ma ed., Pearson Educación: México D.F., 2009. Cotton, F. A.; Wilkinson, G.; Murillo, C. A.; Bochmann, M. Advanced Inorganic Chemistry, 6ª Ed., Wiley: Nueva York, l999.



55

EXPERIMENTO 15

ANÁLISIS VOLUMÉTRICO

MATERIALES Y EQUIPO

Buretas de 50,00 mL, pipeta de 5,00 mL, fenolftaleína, disoluciones de

HCl 0,1 mol/L y NaOH 0,1 mol/L, disolución incógnita de NaOH,

vinagre.

Objetivo:

Introducir los principios fundamentales del análisis volumétrico, tanto

conceptuales como prácticos, mediante una valoración ácido-base.

INTRODUCCIÓN

La composición de las disoluciones que permanecen a una

temperatura más o menos constante, se expresa usualmente como

CONCENTRACIÓN DE SUSTANCIA, definida como moles de soluto por litro de

disolución (soluto + disolvente) y se expresa como mol/L. En procesos

donde se presentan variaciones de temperatura o se utilizan disolventes

orgánicos se recurre frecuentemente a la MOLALIDAD (mol/kg). Esta

unidad corresponde a los moles de soluto por kilogramo de disolvente y

permanece constante con la temperatura pues la masa, a diferencia del

volumen, no cambia con la temperatura.

Una herramienta de gran uso en la determinación de la

composición de una muestra es la volumetría, cuyos resultados se

caracterizan por depender de la medición de un volumen. En esta

técnica se mide exactamente el volumen de una disolución patrón,

aquella que tiene una concentración conocida de una sustancia y el

volumen o masa de la muestra de concentración desconocida.

Para medir volúmenes se utilizan buretas, pipetas o balones

aforados cuya calibración (hecha con base a la masa de agua que


56

vierten o contienen a una temperatura dada) permite obtener datos con

bastante precisión.

Valoración

Una valoración consiste en determinar cuantitativamente el

volumen de una disolución patrón (A) que se combina exactamente con

una sustancia (B) cuya concentración se busca conocer. Este volumen

se llama punto estequiométrico o de equivalencia y define los moles de

A que han participado. Posteriormente, los moles de B presentes en el

volumen medido de la disolución de concentración desconocida, se

calculan mediante la estequiometría de la reacción ocurrida entre

ambas especies.

Los moles de una sustancia en términos de la concentración (Cn)

y el volumen en litros (L) se obtienen con la expresión:

moles A = Cn A * volumen (LA)

Al cumplirse en un cambio físico o químico el principio de

conservación de la materia, la expresión anterior da pie a una relación

muy usada:

moles inicial A = moles final A

Cn inicial * volumen inicial = Cn final * volumen final

Valoración Ácido-Base

Como las reacciones ácido-base ocurren prácticamente en un

100% y existen sustancias cuyo color se modifica con el cambio de pH,

en volumetría son comunes las valoraciones ácido-base.

Analicemos este procedimiento con un ejemplo.


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¿Cómo se puede averiguar la concentración de una disolución de

Ca(OH)2 si cuenta en el laboratorio con una disolución patrón de HCl

0,01005 mol/L ?

1. Medimos exactamente un volumen de la disolución de Ca(OH)2 cuya

concentración desconocemos ya sea con una pipeta o una bureta y

lo vertemos en un erlenmeyer.

2. Se agregan unas gotas de indicador (fenoftaleína, por ejemplo) al

erlenmeyer y agitamos moviendo en forma envolvente el recipiente.

3. Llenamos una bureta con la disolución patrón de HCl, teniendo el

cuidado de haber cerrado la llave. Se eliminan las burbujas de sus

paredes y se llena el pico de la bureta. Anotamos el volumen inicial,

que no necesariamente debe ser cero.

4. Manteniendo la agitación del erlenmeyer se agrega desde una

bureta la disolución patrón de HCl, inicialmente a una velocidad de

goteo rápido, luego gota a gota cuando el indicador da muestras de

querer cambiar de color.

5. El cambio de color del indicador marca el punto final de la

valoración. Si el indicador escogido es el apropiado, debe cambiar

su color en el punto de equivalencia o al menos muy cerca de él. En

este caso el punto final señalado por el indicador coincidirá con el

punto estequiométrico.

6. Anotamos el volumen final de HCl en la bureta. Una medición

correcta del volumen requiere un trabajo cuidadoso, la bureta debe

estar muy limpia para que la disolución patrón escurra por las

paredes y no queden gotas adheridas a sus paredes.

Los datos obtenidos del proceso descrito anteriormente se

relacionan con la ecuación ácido - base:

Ca(OH)2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 H2O

Concentración de HCl: 0,01005 mol/L, volumen de ácido usado

32,0 mL y de incógnita 15,0 mL.


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2 * moles HCl = moles Ca(OH)2

2 * (0,01005 mol/L * 0,032 L) = Cn Ca(OH)2 * 0,015 L

Cn Ca(OH)2 = 0,043 mol/L

En muchas ocasiones en lugar de comparar dos disoluciones, se

valora una masa conocida exactamente de una base con una disolución

patrón de un ácido. En este caso, el volumen de agua no interesa, tan

sólo se emplea una cantidad suficiente para disolver completamente la

muestra y permitir su fácil manipulación.

Ejemplo:

¿Qué fracción de masa de NaOH tiene una muestra de 1,00 g, que se

disolvió en aproximadamente 100 mL de agua, si en una valoración se

consumen 40,00 mL de HCl 0,3000 mol/L?

NaOH + HCl → NaCl + H2O

moles HCl = moles NaOH

0,3000 mol/L * 0,04000 L = Moles NaOH

0,01200 moles NaOH

0,01200 moles NaOH * 40,0 g/mol NaOH = 0,480 g NaOH

% masa NaOH = 0,480 g *100 = 48,0 %

1,00 g

PROCEDIMIENTO

A) Valoración de una disolución de NaOH incógnita

Lave bien las buretas y luego, enjuáguelas con agua destilada.

Séquelas por el exterior con un limpión y agregue a cada una un poco

de agua destilada. Observe cada bureta ¿gira la llave con suavidad?


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¿gotea estando la llave cerrada? Si hay goteo, la llave puede estar mal

engrasada y debe consultar a su asistente.

Si la bureta funciona bien, enjuáguela con tres porciones de la

disolución que empleará luego. Utilice para cada enjuagues

aproximadamente 3 mL. Llene una bureta con disolución HCl 0,1 mol/L

y la otra con disolución incógnita de NaOH. No deben quedar burbujas.

Llene una piseta con agua destilada.

Anote las lecturas iniciales de las buretas. Vierta desde la bureta

alrededor de 20 mL de HCl en un erlenmeyer de 250 mL y añada dos o

tres gotas de indicador fenoftaleína.

Proceda a realizar la valoración, mediante un goteo constante de

la base (que no sea un chorro) y con agitación constante del erlenmeyer,

hasta que la disolución tienda a cambiar ligeramente a rosado. Con la

piseta lave las gotas que quedan en el pico de la bureta o las que hayan

quedado en las paredes del erlenmeyer. Continúe con la valoración

hasta que haya un viraje del indicador.

Añada ahora ácido gota a gota, agitando constantemente, hasta

que la disolución se vuelva incolora. Nuevamente se agrega base y

ahora una o dos gotas de base a los sumo hará que la disolución se

ponga rosada. Este es el punto final. Anote las lecturas finales en la

bureta del ácido y la base.

Repita la valoración anterior, tomando ahora las lecturas finales

de la bureta como lecturas iniciales. Calcule la concentración del NaOH

con cada serie de datos y obtenga un promedio.

NOTA:

Recuerde al medir el volumen evitar el paralaje, aplicar siempre el

mismo criterio de lectura sobre el menisco, y revisar que el pico de la

bureta esté lleno.


60

B) Valoración de ácido acético en una muestra incógnita de vinagre

Coloque, utilizando una pipeta, 5,00 mL de vinagre cuya concentración

de ácido acético es desconocida, en el erlenmeyer de 250 mL, al cual

previamente se le han adicionado aproximadamente 50 mL de agua

destilada y 2 o 3 gotas de fenolftaleína.

Repita el proceso de la parte I usando una disolución patrón de NaOH

0,1 mol/L. Calcule la concentración molar del ácido acético.

NOTA

Si debe lavar la bureta, déjela puesta en el soporte para bureta con la

llave hacia arriba.

Bibliografía


Brown, T. L.; et al. Química General La Ciencia Central, 11ma ed. Pearson Educación: México D. F., 2009.


61

EXPERIMENTO 16

DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS.

MATERIALES Y EQUIPO

Disoluciones de Ácido Acético (0,010 mol/L), de Acetato de Sodio

(0,010 mol/L), Hidróxido de Sodio (0,50 mol/L), Hidróxido de Potasio

(0,010 mol/L) y Cloruro de Sodio (0,010 mol/L), azul de bromotimol y

papel de pH.

OBJETIVO:

Estudiar las disoluciones amortiguadoras y su capacidad para

disminuir cambios bruscos de pH.

DISCUSIÓN

Las disoluciones amortiguadoras, conocidas también como

disoluciones buffer o reguladoras, tienen la capacidad de no sufrir

cambios bruscos en el pH al adicionar cantidades pequeñas de ácidos o

bases.

Este tipo de disoluciones poseen un par ácido débil y una sal que

contenga su base conjugada por ejemplo:

Ácido Débil HF / F-

+ NH4+ / NH3

Base Conjugada H2PO4- / HPO4 2-

Esta capacidad reguladora se debe a que si se agrega una base

fuerte a la disolución amortiguadora, ésta reaccionará con el ácido


62

débil, produciendo más de su base conjugada, especie que ya estaba

presente en el sistema de reacción:

HX + OH- → X- + H2O

Inicio 0,1 mol 0,05 mol 0,05 mol

final 0,05 mol - 0,10 mol

Algo similar ocurre cuando al buffer se le adiciona un ácido

fuerte, ya que éste reacciona con la base conjugada presente en la

disolución, produciendo más ácido débil:

X- + H+ → HX

Inicio 0,1 mol 0,05 mol 0,05 mol


Este tipo de disoluciones son muy importantes en los sistemas

biológicos, pues regulan los cambios en el pH de los fluidos biológicos,

como la sangre por ejemplo, al producirse o consumirse iones H+

durante los diferentes procesos metabólicos, tales como la respiración

celular, en la que el par H2CO3/ HCO3- tiene una gran importancia.

Una disolución amortiguadora puede prepararse al mezclar

disoluciones del ácido débil y su base conjugada, en la proporción y

concentración que se desee, es decir, si se combina disoluciones de

Ácido Acético y Acetato de Sodio (por ejemplo), en la proporción molar

que se desee, éstas siempre van a producir una disolución

amortiguadora.

Por otro lado, también es posible producir estas disoluciones in

situ al agregar una base fuerte al medio de reacción, con lo que se

produce la base conjugada del ácido débil; un ejemplo de esto se daría

cuando se agrega NaOH en menor cantidad a la de una disolución de

Ácido Acético:


63

HOAc + NaOH → NaOAc + H2O

Inicio 0,1 mol 0,05 mol -


Como se observa en los recuadros, luego de que la reacción de

neutralización se ha llevado a cabo, queda en el recipiente de reacción

tanto el ácido como su base conjugada, lo que produce la disolución

amortiguadora que se estaba buscando.

El pH de una disolución amortiguadora puede calcularse

fácilmente como se hace con cualquier equilibrio de ácido débil, en el

que se tiene el ácido y su base conjugada presente en el medio de

reacción:

HX ↔ H+ + X-

Para el que se tiene la siguiente relación matemática:

Donde se sustituye los valores conocidos: la Ka del ácido, la

concentración del ácido débil y la concentración de la base conjugada,

de donde se despeja la concentración del ión [H+] y a partir de la cual se

puede calcular el pH de la disolución.

También es posible encontrar el pH de la disolución

amortiguadora empleando la ecuación de Henderson – Hasselbalch:

Las disoluciones reguladoras dejan de poseer su capacidad de

amortiguar los cambios bruscos en el pH cuando se alcanza su

‘capacidad amortiguadora’, que se da cuando la cantidad de base fuerte


64

adicionada es igual a la del ácido débil. En este punto se acaba el par

ácido débil/base conjugada y se convierte en una disolución de una sal,

por lo que no existe una regulación. Una situación análoga se da

cuando se agrega suficiente ácido fuerte para consumir por completo la

base conjugada presente en el sistema de reacción.

Esta práctica tiene como objetivo que usted aprenda a preparar

una disolución amortiguadora y que corrobore el efecto regulador de pH

que presenta al adicionar pequeñas cantidades de una base fuerte.

PROCEDIMIENTO

Lave y seque 4 beakers de 250 mL. Coloque 10 mL de la

disolución de HOAc y unas gotas de azul de bromotimol en cada uno de

ellos y rotúlelos.

Al beaker 1 agréguele 90 mL de agua.

Al beaker 2 agréguele 10 mL de NaOAc y 80 mL de agua.

Al beaker 3 agréguele 5 mL de KOH y 85 mL de agua.

Al beaker 4 agréguele 5 mL de NaCl y 85 mL de agua.

En todos los casos el volumen final de la disolución debe ser 100

mL. Mida el pH de la disolución con el papel que se le entregó y anote

este valor en el cuadro 1. Calcule la concentración de cada una de las

especies y regístrelas en el cuadro 1.

Agregue con un gotero gota a gota y con agitación constante

disolución de NaOH, verifique el pH de la disolución cada 2 a 3 gotas de

NaOH agregado, utilizando papel de pH. Si no está seguro (a) sobre la

forma correcta de utilizar este papel, consulte a su asistente o al

ventanillero.

Introduzca la información recopilada en el cuadro 2.

manual de laboratorio qu-0115

Documents

beaker probeta bureta

equipos de laboratorio

equipo volumtrico bsico

laboratorio materiales

equipo bsico

equipo volumtrico existente

balanza granataria figura

equipo utilizado