guion de prácticas fqi 15-16

7/24/2019 Guion de Prácticas FQI 15-16

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GRADO EN INGENIERÍA QUÍMICAINDUSTRIAL

ASIGNATURA: Fundamentos Químicos en la Ingeniería

“Prácticas de laboratorio”Curso 2015-16

PROFESORES:

Luis Enrique Rodríguez Gómez

Mª del Cristo Marrero Hernández

Candela Díaz García

Mª Teresa García Rodríguez

Marta Sierra Ramos



FUNDAMENTOS QUÍMICOS EN LA INGENIERÍA, prácticas laboratorio Página 2

ÍNDICE

Normas de seguridad en el laboratorio……………………………………………………………. 3

Prevención de accidentes: reglas esenciales para la seguridad en ellaboratorio………………………………………………………………………………………………. 7

Símbolos de peligrosidad………………………………………………………………………… 8

Material de laboratorio……………………………………………………………………………………. 9

Material volumétrico……………………………………………………………………………………….. 14

Normas de elaboración y presentación de los informes de prácticas………………. 22

Práctica 1: Determinación del peso equivalente del magnesio……………………….. 23

Práctica 2: Determinación de la entalpía de reacción entre el cinc y el sulfatode cobre………………………………………………………………………………………………………….. 28

Práctica 3: Estudio cinético de la reacción del etanol con el Cr (VI)……………........ 34

Práctica 4: Síntesis del óxido de aluminio ………………………………………………………… 41

Práctica 5: Extracción de la cafeína de las hojas del té……………………………………… 45




NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

Los accidentes son raros en los laboratorios de Química como consecuencia del diseño

cuidadoso de los experimentos y también de la atención de los instructores. No obstante,

durante la realización del trabajo experimental se pueden producir accidentes de distintos

orígenes. Por ello, es imprescindible conocer sus causas y seguir unas normas de seguridad

para evitarlos.

Los accidentes en un laboratorio obedecen, generalmente, a una de estas tres causas:

fuegos, contacto con productos químicos peligrosos (tóxicos o que producen quemaduras) o

daños de tipo mecánico (cortes por vidrio, quemaduras por contacto con material caliente,

explosiones, etc.).

Fuegos

Tienen su origen principalmente en:

• Líquidos inflamables. Pertenecen a estos, entre otros, los compuestos líquidos orgánicos

de bajo punto de ebullición, como son casi todos los disolventes orgánicos. Por ello, hay

que mantener estos líquidos inflamables lejos de las llamas de los mecheros e incluso de

superficies calientes (como son las placas de calefacción). Cuando se tengan que calentar

se hará poniendo el matraz que los contiene dentro de un baño (de agua o de aceite de

silicona, por ejemplo) y nunca se colocarán directamente sobre el foco de calefacción.

Además, la salida de los vapores se alejará de la llama del mechero por diversos métodos,

que serán indicados oportunamente.

• Ciertas reacciones químicas. Por ejemplo, aquellas en las que se desprende hidrógeno, gas

sumamente inflamable.

• Una instalación eléctrica deficiente (como puede ocurrir en cualquier otro sitio que no sea

un laboratorio).

Los fuegos en un laboratorio de Química General son poco probables. Sin embargo,

debido a las graves consecuencias que podrían tener en caso de producirse, es imprescindible

que los laboratorios estén dotados de extintores de incendios y antes de comenzar el curso de

laboratorio, se habrá de conocer la localización de los mismos. En la eventualidad de un

incendio hay que alejarse de la llama inmediatamente, e informar al profesor y a los demás




para que puedan alejarse rápidamente del peligro. Cuando arda la ropa de alguien, echarlo al

suelo y sofocarle las llamas con una manta contra incendios (que debe estar situada

estratégicamente en el laboratorio).

Contacto con productos químicos peligrosos

El caso más común es el de quemaduras producidas por ácidos o bases en su contacto

con la piel. Si esto ocurriera, se lavará de inmediato la zona afectada con agua abundante de

tres a cinco minutos; después, los restos de ácido o de base que pudieran quedar en la piel se

neutralizarán, respectivamente, con una disolución diluida de bicarbonato sódico (o de

amoniaco) o con una disolución diluida de ácido acético. Si la quemadura ha sido producida

por un ácido muy fuerte y concentrado, a veces es conveniente, después del lavado con agua,

tratar la herida con una pasta de bicarbonato sódico sólido y agua. Por esto, como medida de

protección de la piel y de la ropa, se debe utilizar bata de laboratorio y, además, no llevar

sandalias.

Hay que tener especial cuidado con los ojos, pues pueden alcanzarles salpicaduras de

ácidos, bases o sustancias calientes. En el laboratorio se debe trabajar con gafas de seguridad,

cuando el profesor así lo indique. Por otra parte, el llevar lentes de contacto en el laboratorio

no es recomendable, pues si hay vapores irritantes (como, por ejemplo, los de cloruro de

hidrógeno) se pueden acumular entre la lente y el ojo, ocasionando lógicamente lesiones en

éste.

Cuando un producto químico cae en los ojos, hay que lavar éstos inmediatamente con

gran cantidad de agua durante al menos cinco minutos (cuídese, si se tocan, de que las manos

estén limpias). A tal efecto deben existir lavadores de ojos en el laboratorio. Después, si se

juzga necesario, se acudirá a un médico.

También se producen accidentes por inhalación de vapores e incluso por absorción a

través de la piel de sustancias tóxicas. Cuando se trabaja con sustancias que desprenden

vapores nocivos (tóxicos o irritantes) y cuando se realiza una reacción en la que se forman

vapores peligrosos, hay que trabajar en una vitrina de laboratorio. Éste es un lugar del

laboratorio donde el aire se renueva por medio de un extractor. De esta forma, los vapores

nocivos se succionan hacia el exterior del edificio a través del extractor de la vitrina.

Recuérdese, si podemos oler una sustancia, es que la estamos respirando; si la estamos

respirando, es que va a nuestros pulmones y es una causa potencial para algún tipo dedeterioro de los tejidos.




Por otro lado, para percibir el olor de una sustancia, nunca se colocará la nariz

directamente sobre la boca del recipiente que la contiene, sino que se "abanicará" con la

mano, dirigiendo el vapor suavemente hacia la nariz.

Nunca se fumará en el laboratorio, ya que al aspirar el humo se introducen en lospulmones todos los vapores del ambiente. Tampoco se debe comer ni beber en el laboratorio

para evitar la ingestión de sustancias tóxicas. Por la misma razón, no se debe probar el sabor

de ningún producto químico.

Hay que evitar el contacto directo de las manos con sustancias venenosas, pues se

absorben por la piel. En estos casos, se trabajará con guantes. Al abandonar el laboratorio,

siempre se deben lavar bien las manos.

Daños mecánicos

Pueden ser debidos a diversas causas, fundamentalmente:

• Herida por corte con vidrio.

• Quemaduras al tocar el material de vidrio caliente. Hay que asegurarse de que se haya

enfriado. Cuando se produce una quemadura de este tipo, antes de poner cualquier

pomada en la superficie dañada hay que tratarla con agua fría, para que ésta absorba el

calor de la quemadura, y después se aplica la pomada adecuada.

• Explosiones. A veces puede llegar a producirse una explosión provocada por una reacción

química inesperada. Por ello, en las reacciones en que se producen vapores no debe

cerrarse el recipiente herméticamente, pues el aumento de presión produce una

explosión.

Otras precauciones

• Cuando se tiene que diluir un ácido, nunca se añade el agua sobre el ácido, sino al

contrario, se añade el ácido sobre el agua, poco a poco y con agitación. Si no se hiciera así,

se produciría una gran cantidad de calor, con lo cual podría proyectarse el ácido hacia el

exterior o incluso romperse el recipiente, vertiéndose su contenido. Esto es

especialmente importante con ácidos muy concentrados y fuertes y, sobre todo, con el

ácido sulfúrico.

• Cuando se calienta un líquido en un tubo de ensayo, se tomará éste con unas pinzas y se




calentará por la parte más alta donde llegue el líquido, inclinándolo, y nunca por el fondo

del mismo. De no hacerlo así, el líquido podría proyectarse violentamente. Además, se

tendrá mucho cuidado de no apuntar la boca del tubo hacia nuestra cara ni hacia la de

nuestros compañeros de laboratorio.

• No se devolverá un reactivo sobrante en un ensayo al frasco general. Se contaminaría éste

y además podría tener lugar una reacción no deseada, con consecuencias tal vez

peligrosas.

• No se calentarán líquidos en recipientes de vidrio no resistentes al calor (como probetas,

matraces aforados, frascos, etc.), pues se rompen.

Las normas expuestas aquí no son todas las que existen, sólo las más importantes. Sin

embargo, habrán de conocerse y tenerse en cuenta siempre que se trabaje en un laboratorio

químico.

A continuación damos unas reglas de carácter general que servirán de reglamento de

seguridad y de ayuda para cuando surja alguna dificultad. Las mejores advertencias que

podemos dar aquí en relación con la seguridad son las siguientes:




Prevención de accidentes: reglas esenciales para la seguridad en el

laboratorio.

En general, podemos decir que los accidentes de laboratorio se pueden prevenir, en

gran medida, con sentido común y unas sencillas normas de seguridad.

1. Conocer las medidas de seguridad del laboratorio e informarse de dónde se encuentran

los extintores, alarmas, salidas de emergencia, duchas, mantas, lavaojos, etc.

2. Llevar bata de laboratorio en todo momento y gafas de seguridad cuando el profesor lo

indique.

3. Nunca se debe comer, beber o fumar en el laboratorio.

4. Inhalar, probar u oler productos químicos supone un riesgo innecesario.

5.

Nunca se trabajará sólo en el laboratorio.

6. Antes de llevar a cabo una práctica, habrá de leerse detenidamente el procedimiento

experimental para conocer las precauciones a tener en cuenta. Además, nunca se

realizarán experimentos no autorizados.

7.

Las reacciones en las que haya producción de cualquier gas nocivo (tóxico e irritante), se

llevarán a cabo siempre en la campana. La atmósfera del laboratorio ha de mantenerse lo

más limpia posible.

8. No devolver el exceso de reactivo al recipiente original.

9.

Los residuos se almacenarán en los lugares dispuestos a tal efecto y no se verterán en los

fregaderos o papeleras del laboratorio sin el permiso del profesor.

10. Sacar material o productos fuera del laboratorio será sancionado severamente.

11.

En caso de accidente, avisar inmediatamente al profesor.




SÍMBOLOS DE PELIGROSIDAD

Las etiquetas de disolventes y reactivos contienen una serie de símbolos de

peligrosidad de acuerdo con las normas vigentes en la Unión Europea, que deben tenerse en

cuenta para el manejo de la sustancia (Cuadro I.1).

Cuadro I.1 Símbolos de peligrosidad.

E ExplosivoSustancias que son más sensibles a los golpes que el dinitrobenceno o quepueden explotar bajo el efecto de una llama o fricción.

O ComburenteSon productos que en contacto con otros, particularmente con los inflamables,originan una reacción altamente exotérmica.

F Fácilmente inflamable F+ Extremadamente inflamableSustancias autoinflamables, gases fácilmente inflamables y sustancias que encontacto con el agua desprenden gases inflamables.

T Tóxico T+ Muy tóxicoProductos que inhalados, ingeridos o en contacto con la piel, provocan lesionese incluso la muerte.

C CorrosivoSustancias que por contacto destruyen tejidos vivos y otros materiales.

Xn Nocivo Xi IrritanteNocivas: la absorción de estos productos da lugar a lesiones de menorgravedad.Irritantes: actúan sobre la piel, los ojos y las vías respiratorias. N Peligrosos para el medio ambienteSustancias que pueden provocar daños en los ecosistemas por cambio de losequilibrios naturales. No deben alcanzar el alcantarillado, el suelo o el medioambiente.




MATERIAL DE LABORATORIO

Para la realización correcta de los diferentes experimentos de los que consta la

asignatura, el alumno debe familiarizarse, previamente, con el conjunto de los diferentes

materiales y herramientas que se emplean en el laboratorio. Con este fin, en la primera sesión

de prácticas el profesor hará una descripción detallada de todo el material mientras lo

muestra. Además, describirá su manejo de forma correcta y segura.

El material que se usa en un determinado experimento debe estar siempre limpio y

seco. En el caso de los utensilios de vidrio, suele ser suficiente con lavarlos con un detergente

de los que frecuentemente se usan en la limpieza de vajillas, enjuagándolos después con

abundante agua de la llave y finalmente con agua destilada. Luego se dejan secar al aire o en la

estufa. Hay que tener en cuenta que el material de vidrio volumétrico nunca se debe secar en

la estufa (ver el apartado siguiente dedicado exclusivamente al uso de este material). En

algunos experimentos es necesario, además, eliminar cualquier resto de agua. En estos casos,

el último enjuague se realiza con acetona y finalmente se seca en una estufa. Esto es

especialmente importante si se emplean disolventes orgánicos.

A continuación se muestra una relación de figuras del material de laboratorio más

común (las figuras no están a escala):




MATERIAL VOLUMÉTRICO

Para medir volúmenes de líquidos se utilizan las probetas, pipetas, buretas y matraces

aforados. Este material resulta imprescindible para la preparación de disoluciones o cuando se

necesita tomar un volumen determinado. Los vasos de precipitado, a pesar de que presentan

unas marcas que indican el volumen aproximado al que corresponden, no se pueden usar en

ningún caso para medir un volumen. Su misión es la de un recipiente para contener un

volumen, no para medirlo.

El material volumétrico presenta una serie de marcas, para indicar los enrases o las

graduaciones, que se han realizado a una temperatura determinada. Por ello, es importante no

calentar hasta temperaturas elevadas el material que se vaya a emplear para llevar a cabo

medidas de cierta precisión. Si esto ocurre, la mayor parte de los vidrios al sufrir dilataciones

(al calentarse) y contracciones (al enfriarse) de forma continuada, se distorsionan y pierden su

forma inicial. De esta manera, las marcas del enrase o graduaciones ya no corresponderían con

el volumen de su calibración, perdiendo su precisión. Sin embargo, si las medidas no van a ser

precisas, pero es necesario que el material esté bien seco, se podrá introducir éste en una

estufa para eliminar el agua, incluso lavándolo previamente con un poco de acetona para

facilitar que se seque, aunque no se podrá emplear este material para medidas precisas

posteriores.

Limpieza del material volumétrico

Hay que señalar que la limpieza del material de vidrio es otro aspecto muy importante

para la correcta medición de un volumen. Sólo las superficies de vidrio totalmente limpias

soportan una película de líquido completamente uniforme. La presencia de suciedad o grasaprovoca la ruptura de esa película, es decir, la aparición de interrupciones o gotas en la

superficie del material indica que no está bien limpio. El material volumétrico fue calibrado por

el fabricante en condiciones de perfecta limpieza, y por tanto, debe ser utilizado en el

laboratorio en esas mismas condiciones.

La limpieza se realiza con detergente diluido, si es necesario en caliente. Las escobillas

ayudan a limpiar las buretas, probetas y cuellos de los matraces. Las pipetas deben hacerse

girar para recubrir la superficie interna con detergente. Las probetas y matraces pequeños, así

como las buretas de menor capacidad, pueden llenarse totalmente con la disolución




limpiadora, pero los de mayor tamaño se llenan parcialmente y se inclinan girándolos hasta

que la superficie quede totalmente recubierta. Después de la limpieza, el material volumétrico

debe enjuagarse perfectamente con abundante agua de la llave y, por último, con varias

porciones de agua destilada.

Si el detergente no basta, será necesario tratar el material con alguna disolución

limpiadora más agresiva (mezcla crómica, ácido nítrico caliente, potasa alcohólica, etc.). Estas

disoluciones son generalmente corrosivas y hay que evitar el contacto con la piel. En el caso de

que sean necesarias, consultar con el profesor.

Antes de su utilización, las pipetas y buretas deben enjuagarse al menos una vez con

una porción pequeña de la disolución que va a emplearse. Esto en el caso de que estén secas.

Si están mojadas deben enjuagarse previamente con agua destilada, y después un mínimo de

tres veces con la disolución que se va a utilizar (basta llenar una quinta parte del volumen de la

pipeta o bureta y hacerlas girar para que toda la superficie entre en contacto con la

disolución). En el caso de los matraces aforados, no es necesario que estén secos ya que van a

contener una disolución acuosa, y basta enjuagarlos con tres porciones de agua destilada.

Las disoluciones al secarse pueden obstruir las puntas de las pipetas y buretas, o

estropear de forma permanente el material. Por ello, lo más conveniente es limpiar el material

de vidrio inmediatamente después de su utilización enjuagándolo con agua, a menos que las

disoluciones se hayan secado en su interior, en cuyo caso hay que utilizar el detergente.

Cómo leer el volumen de un líquido

La superficie de un líquido o de una disolución en un tubo más o menos estrecho,

adopta una forma curvada al entrar en contacto con las paredes del recipiente que los

contiene. Esta forma se conoce con el nombre de menisco (del griego "meni" que significa

luna). El menisco se debe a la tensión superficial del líquido, y que sea cóncavo o convexo

depende, entre otros factores, de que las fuerzas cohesivas (interacción líquido-líquido) sean

menores o mayores que las fuerzas adhesivas (interacciones líquido-vidrio). El agua y las

disoluciones acuosas adoptan meniscos cóncavos, mientras que, por ejemplo, en el caso del

mercurio éste es convexo.

Para medir un volumen con exactitud y reproducibilidad, se debe proceder con el

material volumétrico que se emplee (probetas, matraces aforados, pipetas y buretas), como se

indica a continuación:




1) Situarse de modo que el ojo esté a la misma altura que la superficie del líquido ( ver Figura

I.1 ), evitando así lo que se conoce como error de paralaje: si el ojo del observador está

por encima se leerá un volumen menor, mientras que será mayor si la posición es

demasiado baja.

2) Si es necesario, colocar por detrás y debajo del menisco una cartulina o papel oscuro, para

hacer más perceptible la forma exacta y la localización del menisco.

3)

Realizar la lectura justo en la tangente al menisco.

Figura I.1. Lectura de un volumen.

Probetas

Las probetas (Figura I.1) se usan cuando no es necesaria una gran precisión en la

medida del volumen. Normalmente, tienen una capacidad algo superior a la que indica su

lectura, para compensar la fina película de líquido que queda en sus paredes al verter el

contenido. Al material volumétrico que ha sido calibrado para verter el volumen especificado

suele conocérsele por la marca TD.




Pipetas

Las pipetas (Figura I.2) miden volúmenes con mucha más precisión que las probetas

(por lo general la precisión viene indicada en la pipeta). Se emplean para trasladar volúmenes

conocidos de líquidos de un recipiente a otro.

Figura I.2. Tipos de pipetas: A) De aforo simple. B) De doble aforo. C) Graduada.

La marca de enrase está localizada en la parte más estrecha de la pipeta cuando ésta

tiene distintos diámetros. Así se obtiene la mayor precisión en la lectura del volumen. Si la

pipeta es del tipo TD quiere decir que ha sido calibrada para verter por la simple acción de la

gravedad el volumen especificado a la temperatura indicada (generalmente 20 °C), por lo que

es correcto que algunas gotas de líquido queden retenidas en la punta. De ahí que no haya queempeñarse en extraerlas: las pipetas no se deben de soplar por el extremo opuesto ni

sacudirlas para eliminar estas gotas. De esta manera sólo se consigue introducir un error

adicional en la medida del volumen, además de impurificar el producto con el aire que se

expele. Hay que recordar que se debe enjuagar la pipeta con el líquido o disolución a transferir

antes de efectuar la medición definitiva.

Para llevar a cabo la medida de un volumen, las pipetas se llenan por encima del

enrase, bien con la boca, o bien empleando una pera de goma o dispositivo similar (FiguraI.3A). En cualquier caso, siempre se evitará pipetear con la boca los líquidos o disolventes




corrosivos o tóxicos. Cuando se pipetea con la boca hay que tomar ciertas precauciones para

evitar la ingestión de la disolución o del reactivo. Para ello, hay que asegurarse de que se

dispone de un volumen ligeramente superior al que se desea (aunque no hace falta gastar la

mitad de la botella de reactivo), y además, inclinar el vaso de precipitado (o recipiente

análogo) para crear una zona de mayor profundidad. La pipeta se introduce en esta zona de

manera que prácticamente toque el fondo.

A continuación se coloca el dedo índice (el líquido se sostiene mejor si el dedo está

húmedo), sobre el extremo superior de la pipeta para detener la salida de líquido,

comprobando la ausencia de espuma en la superficie y de burbujas en el seno del líquido.

Seguidamente, se toca con el pico de la pipeta la pared de un recipiente diferente al que se va

a utilizar para traspasar definitivamente el líquido pipeteado (Figura I.3B), que pude ser el que

contiene el líquido que se está pipeteando, y se deja escurrir graduando la presión del dedo

índice hasta que el menisco alcance una posición tangente al enrase. Finalmente, al transferir

el líquido al recipiente colector, la pipeta debe mantenerse en posición vertical poniendo la

punta en contacto con la pared del recipiente para que el líquido fluya sin salpicaduras y quede

el volumen correcto en la punta (Figura 1.3C).

Figura I.3. Cómo pipetear.




Si las pipetas son de tipo TC quiere decir que han sido calibradas para contener y vaciar

el volumen especificado, por lo que en este tipo de pipetas no suele quedar líquido de la

muestra retenido en su punta.

En la Figura I.2 se muestran los distintos tipos de pipetas: volumétricas (A y B) ygraduadas (C). Las pipetas volumétricas se emplean para mediciones exactas, ya que están

diseñadas (con un bulbo cerca del enrase) y calibradas para transferir un único volumen

(Figura I.2A y I.2B), mientras que las graduadas tienen forma cilíndrica, son menos exactas y

están marcadas a distintos intervalos de volumen. Para la medida de volúmenes muy

pequeños existen pipetas tipo jeringa o pipetas automáticas.

En trabajos de gran precisión se deberá calcular el porcentaje de error cometido en la

calibración de la pipeta de acuerdo con los datos de la casa que las fabrica, además de hacer

las correcciones de temperatura si la del líquido o la disolución que se utilice es muy diferente

de la de calibración de la pipeta. Cuando se emplea un disolvente distinto al agua o la

disolución es viscosa, las pipetas deben recalibrarse para el nuevo disolvente o disolución. En

los experimentos que se van a realizar en esta asignatura no será necesario llevar a cabo estas

correcciones.

Buretas

Al igual que las pipetas, las buretas miden volúmenes con mucha más precisión que las

probetas. Se emplean principalmente para valoraciones, en las cuales se añade una disolución

de concentración conocida (agente valorante) a la disolución muestra hasta alcanzar el punto

final. Las buretas se calibran para verter una cantidad dada de líquido (TD) y la numeración

suele aumentar desde la boca de la bureta hacia el extremo donde se encuentra la llave. Éstas

pueden ser de cristal o de teflón. El volumen medido en una bureta puede estimarse hasta la

mitad de la menor división de la escala.

Las buretas con llave de vidrio necesitan que ésta esté engrasada de forma adecuada

(no es necesario si la llave es de teflón). Si la lubricación es correcta, el área de contacto entre

la llave y el vidrio aparece casi transparente y el cierre es hermético. Es importante que no

haya entrado grasa en el orificio de la llave ni en el pico de la bureta. Si esto ocurre, hay que

limpiar la película de grasa mediante un disolvente orgánico como la acetona, y volver a

efectuar el engrase de la llave. Antes de empezar a utilizar la bureta hay que comprobar que

funciona bien, llenándola con agua de la llave y asegurándose que la lectura no se modifica conel tiempo.




La película de drenaje es un factor a tener en cuenta en las buretas convencionales, lo

mismo que en las pipetas. El diámetro del extremo de la bureta debe ser suficientemente

pequeño como para que la velocidad de transferencia sea baja y el tiempo de vaciado de 25

mL sea de unos 45 segundos. Si la velocidad de vertido es mayor, se ha de tomar la precaución

de esperar unos segundos después de cerrar la llave para leer el volumen, permitiendo así que

el líquido de las paredes de la bureta escurra y la lectura sea correcta.

Antes de utilizar una bureta es necesario comprobar su estado de limpieza. Una

limpieza absoluta es importante puesto que el error causado por una simple gota de agua o

producto adherido a las paredes interiores de la bureta puede ser de unos 0,05 mL, superior

en la mayoría de los casos al de precisión de la lectura. Es conveniente enjuagar la bureta

varias veces con la disolución a emplear antes de proceder a su llenado. Para ello, se sujeta la

bureta con unas pinzas aun soporte y con ayuda de un embudo se vierten unos 5 mL del

reactivo (ver Figura I.4A). Hay que comprobar que la llave esté cerrada. Se quita la bureta del

soporte y se inclina girándola con cuidado para que la disolución moje completamente las

paredes internas de ésta. Se abre la llave y se desechan en un vaso de precipitado las

porciones de disolución utilizadas en los diferentes enjuagues (al menos tres veces si la bureta

no estaba seca), dejándolas salir por el pico de la bureta (Figura I.4B). Hay que recordar que

estos enjuagues se realizan siempre con la disolución de trabajo y no con agua.

También es importante eliminar las burbujas de aire que a menudo quedan ocluidas

entre la llave y el extremo de la bureta una vez que ésta se ha llenado con el reactivo a utilizar.

Para ello, se abre la llave un instante con cuidado y se vierte en un vaso de precipitado una

pequeña porción de líquido. Se repite el proceso hasta expulsar totalmente el aire contenido.

No se debe realizar ninguna lectura de volumen antes de llevar a cabo este procedimiento.

Finalmente la bureta se llena por encima del enrase del cero (Figura I.4C), para luego

dejar fluir la disolución hasta el enrase o ligeramente por debajo. Después de un tiempo, se

toma el valor del volumen inicial si éste no ha quedado a cero. La bureta debe permanecer

siempre en posición vertical para que la lectura del volumen sea correcta (Figura I.4D). Existen

algunas buretas que presentan una raya azul que las atraviesa de arriba abajo. En la región del

menisco se produce un efecto óptico, apareciendo dos puntas de flecha que nos delimitan una

posición concreta y que puede tomarse como referencia en lugar de la tangente al menisco (no

suele ser exactamente el mismo valor). En estos casos, se puede tomar para la lectura del

volumen tanto este punto como la tangente del menisco (uno u otro, no se pueden combinar

ambos porque no coinciden).




Figura I.4. Utilización de la bureta.

Matraces aforados

Los matraces aforados no están preparados para verter volúmenes determinados,

como es el caso de las pipetas y las buretas, sino para contener los volúmenes que indican. En

este tipo de matraz se ha medido el volumen correspondiente a una temperatura dada, y se ha

señalado éste mediante una raya horizontal grabada en el cuello que nos señala el enrase. Se

utiliza para la preparación de disoluciones cuyo volumen tenga que conocerse con exactitud.




NORMAS DE ELABORACIÓN Y PRESENTACIÓN DE LOS INFORMES DE

PRÁCTICAS

• El informe de una práctica realizada un día determinado debe ser

entregado al profesor que los tutorizó el día que acudan al laboratorio a realizar la

siguiente práctica.

• Se entregará un informe por grupo, que deberá estar escrito a mano.

• Dicho informe deberá contener la siguiente información:

- Portada del Informe: Título de la práctica y datos identificativos de losmiembros del grupo (titulación, asignatura, curso académico, nombre de los

componentes del grupo y código del grupo).

- Índice de los apartados desarrollados.

- Introducción: donde se detalle el fundamento de la práctica y el objetivo de

la misma (máximo 1 página).

- Metodología (Desarrollo experimental): Se debe explicar cómo se ha llevadoa cabo el experimento, descripción de dispositivo experimental, material utilizado, etc.

- Cálculos y resultados: Aquí deben incluirse los cálculos realizados, los

resultados obtenidos y las respuestas a las preguntas que se les plantean en el guión

de la práctica.

- Conclusiones y/u observaciones: Si fuera necesario incluirlas.

- Bibliografía: La que hayan utilizado para elaborar el informe.




PRÁCTICA 1

DETERMINACIÓN DEL PESO EQUIVALENTE DEL MAGNESIO

Objetivos específicos

Aplicación de la ecuación de los gases ideales y de la Ley de las presiones parciales de

Dalton. Determinación del peso equivalente de un metal midiendo el volumen de hidrógeno

desprendido. Cálculo del porcentaje de error. Establecer si una reacción es

termodinámicamente posible en base a los valores de los potenciales estándar de las

semirreacciones implicadas.

Material

Soporte Probeta de 1 L

Nuez Probeta de 25 mL

Pinza Probeta de 10 mL

Tapón de goma perforado Hilo de cobre

Tubo neumométrico Vaso de precipitado de 400 mL

Termómetro de 0 a 100 °C Varilla de vidrio

Matraz aforado de 25 mL

Productos

Cinta de Mg: 1,5 - 3 cm

HCI

Agua destilada

Disoluciones

HCI 3,0 M 25 mL




Introducción teórica

En este experimento se estudia la reacción del magnesio con los protones del ácido

clorhídrico, formándose hidrógeno molecular gaseoso:

Mg + 2HCI MgCI2 + H2 (1.1)

A partir de la estequiometría de la reacción, de la ecuación de los gases ideales y de la

Ley de Dalton para las presiones parciales, es posible determinar experimentalmente el peso

equivalente del Mg.

El peso equivalente se define como la cantidad de una sustancia capaz de desplazar un

peso atómico de hidrógeno. Sin embargo, esta definición general puede resultar poco clara,

por lo que se suele definir el peso equivalente en función de la reacción química que se va a

estudiar. Así, el peso equivalente sería la cantidad en gramos de una sustancia capaz de ceder

o aceptar un mol de protones en el caso de reacciones ácido-base, o la cantidad en gramos de

una sustancia capaz de ganar o perder un mol de electrones si se trata de una reacción redox.

El peso equivalente se calcula dividiendo el peso atómico (si se trata de un elemento, como es

nuestro caso) por la valencia. Esta valencia se define en función del proceso que tiene lugar:

será el número de moles de protones (o de OH-) sustituidos por mol de sustancia en un

equilibrio ácido-base, o el número de moles de electrones transferidos por mol de sustancia en

una reacción redox.

Como el proceso que estamos estudiando es de oxidación-reducción, resulta

conveniente repasar algunos conceptos básicos para este tipo de reacciones. La reacción de

reducción es aquella en que se ganan electrones y tiene lugar en el cátodo, mientras que en la

reacción de oxidación, se pierden electrones y ocurre en el ánodo. Nos podríamos plantear por

qué reacciona el Mg con el HCI. Para contestar a esta pregunta hay que recurrir a los

potenciales asociados a las semirreacciones que tienen lugar. Hemos de tener en cuenta que

dichos potenciales se refieren siempre, por convenio, a la reacción de reducción.

La Termodinámica nos indicará si una reacción es espontánea o no, mediante el

cálculo de la variación de energía libre del proceso, ΔGo. Si su valor es negativo, la reacción

será espontánea, y si es positivo, será espontánea la reacción en el sentido contrario al

planteado. Esta energía libre se puede relacionar con la variación de potencial del proceso

según la ecuación:

ΔGo = -nFΔE

o ( 1.2)

donde ΔEo = Eo

cátodo -E°ánodo, considerando ambos potenciales del cátodo y del ánodo como




reacciones de reducción. Por tanto, si ΔEo es positivo, la reacción será termodinámicamente

posible. En nuestro caso, las semirreacciones serían:

Mg2+ + 2e- Mg Eo = -2,36 V (1.3)

2H+ + 2e- H2 Eo = 0,00 V (1.4)

Según la reacción global (1.1), el magnesio se disuelve y el hidrógeno se desprende,

por tanto la reacción catódica sería la (1.4 ), y la anódica, la (1.3) invertida:

Mg Mg2+ + 2e-

Como ΔEo = Eo

cátodo -E°ánodo = 0,00 -(-2,36) = 2,36 V (hay que recordar que en esta

expresión los potenciales se toman directamente para reacciones de reducción), el valor es

positivo y la reacción ocurre espontáneamente. De ahí que se pueda determinar

experimentalmente el peso equivalente del Mg a partir del volumen desprendido de

hidrógeno.

De acuerdo con la reacción química (1.1), un número de equivalentes de magnesio

reaccionará con un número de equivalentes de protones para formar un número de

equivalentes de hidrógeno molecular. Por tanto, si llegamos a determinar experimentalmente

el número de equivalentes de hidrógeno que se forma en esta reacción, sabremos el número

de equivalentes de magnesio, y podremos llegar a conocer el peso equivalente del Mg, ya que

conocemos la cantidad inicial del metal.

Finalizada la reacción se tendrá que medir el volumen de hidrógeno, en condiciones

conocidas de presión y temperatura, para poder determinar el número de moles de hidrógeno.

El hidrógeno desprendido se recoge en un tubo neumométrico que permitirá medir su

volumen. Hay que considerar la presencia del vapor de agua junto con el hidrógeno, por lo que

habrá que hacer uso de la Ley de Dalton de las presiones parciales para calcular la presión

parcial del hidrógeno. Una vez obtenido el número de moles de hidrógeno, el número de

equivalentes de hidrógeno se calcula de forma inmediata y entonces es posible determinar el

peso equivalente del Mg.

Procedimiento experimental

1) Se toma un trozo de cinta de Mg de 1,5 a 2 cm de longitud. Medir la longitud de la cinta

con cuidado, anotando el valor con una aproximación de 0,1 cm. El profesor

proporcionará el peso de un trozo de cinta de longitud conocida. Como la cinta es

uniforme, se puede calcular el peso de Mg empleado a partir de la longitud de la cinta.




2) Enrollar la cinta de Mg con cuidado y atarla con un trozo de hilo de cobre de unos 10 ó 15

cm. Preparar un soporte y una pinza para sostener el tubo neumométrico. A continuación,

echar agua en un vaso de 400 mL hasta que ocupe sus tres cuartas partes.

3)

Verter en el tubo neumométrico 15 mL de HCI 3,0 M y determinar el volumen del tuboque no está graduado. Completar con agua destilada.

1. Importante: Se debe arrastrar el resto del ácido que pueda haber quedado en las paredes

del tubo, de tal manera que el líquido que se encuentra finalmente en la parte superior del

tubo sea agua destilada. También se debe procurar que el ácido que se encuentra en el

fondo del tubo no sea agitado.

4) Sosteniendo la cinta de Mg por el hilo, introducirla en el tubo neumométrico, fijando el

hilo mediante un tapón de goma perforado. El tubo no debe contener burbujas de aire y el

agua debe llenar completamente el orificio del tapón de goma.

5) Tapar el agujero del tapón con el dedo e invertir el tubo mientras se introduce en el vaso

de precipitado que contiene agua. Sujetar el tubo al soporte con una pinza, de modo que

casi toque el fondo del vaso. El ácido, al ser más denso, difunde hacia abajo y al ponerse

en contacto con el Mg comienza la reacción, observándose perfectamente el

desprendimiento de gas.

6)

Terminada la reacción, esperar de 10 a 15 minutos para que el tubo y su contenido

alcancen la temperatura ambiente. Si hubiese burbujas adheridas a las paredes del tubo,

hay que eliminarlas golpeando levemente el tubo neumométrico con una varilla.

Introducir el termómetro en el vaso, cerca de la boca del tubo, y anotar la temperatura.

7)

Tapar nuevamente el orificio del tapón con el dedo y transferir el tubo neumométrico a

una probeta grande casi llena de agua a la temperatura ambiente. Modificar la altura del

tubo neumométrico hasta que los niveles de líquido dentro y fuera del tubo sean iguales.

De esta manera se logra medir el volumen de los gases en el tubo (hidrógeno y vapor de

agua) a la presión atmosférica. Leer el volumen del gas con una aproximación de 0,05 mL.

Retirar el tubo neumométrico del agua y verter la disolución donde el profesor

indique. Conservar el agua de la probeta de 1 L.

Seguridad

Consultar la sección Normas de Seguridad.




• El magnesio es fácilmente inflamable.

• El ácido clorhídrico concentrado debe manipularse en la vitrina del laboratorio con

campana extractora (hay que recordar que se trata de una disolución de un gas muy

tóxico e irritante). Además, se trata de un ácido fuerte con las consiguientes

precauciones.

• El hidrógeno es un gas inflamable, por lo que hay que tener la precaución de no fumar o

encender una cerilla en las proximidades (realmente, no se debe hacer en ningún punto

del laboratorio).

Cálculos

•

Determinar el peso del Mg empleado a partir del peso del trozo de cinta de magnesio

proporcionado por el profesor y del trozo de cinta empleada.

• Cálculos para determinar el número de moles de hidrógeno desprendidos mediante la

aplicación de la Ley de Dalton de las presiones parciales y la ecuación de los gases ideales.

• Cálculos para determinar el peso equivalente del magnesio de manera experimental y

compararlo con el peso equivalente del magnesio teórico (exacto). Calcular el error

relativo cometido al realizar la determinación experimental.

• Cálculos de la preparación de los 25 ml de disolución de HCl 3M, a partir de la disolución

de HCl comercial que les proporcione el profesor.

Cuestiones

1) ¿Por qué no se desprende gas cloro en lugar de hidrógeno en la reacción?

2) ¿Qué principio asegura que si el nivel del líquido fuera y dentro del tubo neumométrico es

igual, las presiones son iguales a ambos lados?

3) Discutir la posibilidad de determinar el peso equivalente realizando este mismo

experimento con otros metales como el Cu, Al y Zn. ¿Por qué se puede emplear el hilo de

cobre para sostener el magnesio?

4) Obtener el peso equivalente teórico a partir del peso atómico del magnesio. Determinar

el error cometido en la experiencia y comentar las posibles fuentes de este error.




PRÁCTICA 2

DETERMINACIÓN DE LA ENTALPÍA DE REACCIÓN ENTRE EL CINC y EL

SULFATO DE COBRE


- Comprensión termodinámica de los conceptos de calor, transferencia de calor y

capacidad calorífica.

- Determinación de la capacidad calorífica de un calorímetro.

- Determinación de la variación de entalpía de una reacción química.

Material

Placa calefactora 2 Vasos Dewar

2 Vasos de precipitado de 200 mL Embudo

2 Tapones horadados Varilla de vidrio

2 Termómetros de cero desplazado Vidrio de reloj

Termómetro normal Espátula

Productos

CuSO4.5H2O: 10 g

Zn en polvo: 4 g

Agua destilada


La palabra Termodinámica viene del griego de las palabras termo = calor y dinámica =

potencia. Esta parte de la Ciencia estudia las relaciones entre las propiedades macroscópicas

de un sistema. Así, por ejemplo, se han desarrollado ecuaciones que expresan la variación de

determinadas propiedades físicas de las sustancias con la temperatura y presión. Desde el

punto de vista de un químico, la Termodinámica ha permitido la deducción de las condiciones

exactas para las reacciones químicas espontáneas y para los equilibrios químicos. Es decir, va a

indicar cuándo es o no posible una reacción para unas condiciones de temperatura, presión y




concentración de reactivos y productos. Sin embargo, la Termodinámica no va a dar

información sobre la velocidad a la cual tendrá lugar la reacción. Por ejemplo, la

Termodinámica nos dice que los gases H2 y O2 se combinan para formar agua líquida a

temperatura y presión ordinaria, pero no dice que esta reacción es tan lenta que no es

detectable en muchos años.

La parte de la Termodinámica que estudia los cambios térmicos asociados con las

reacciones químicas se denomina Termoquímica. Trata esencialmente de la conversión de la

energía química en energía térmica y viceversa.

La energía puede tomar diferentes formas, y la que nos interesa ahora es la energía

química, que es la energía acumulada en las sustancias, y que puede liberarse en el transcurso

de las reacciones químicas.

Debemos tener en cuenta que el aumento de energía térmica observado durante una

reacción es proporcional a la cantidad de sustancia que reacciona. Entonces, conociendo esta

proporcionalidad, puede determinarse la variación de energía química que tiene lugar en una

reacción, a partir de la variación de la energía térmica.

El primer principio de la Termodinámica (o Ley de conservación de la energía) nos

asegura que si nuestro sistema ha perdido o ganado una cantidad de energía química, el medio

ha debido ganar o perder una cantidad equivalente de energía.

ΔE = Q –W (2.1)

El contenido energético de un sistema se puede considerar como la diferencia entre el

calor absorbido y el trabajo total ejecutado por el mismo. A partir de la ecuación (2.1) se

puede despejar el calor:

Q = ΔE + W (2.2)

Si consideramos que la reacción química ocurre a presión constante, el trabajo lo

podemos expresar como:

W = P ΔV (2.3)

y tenemos así,

Q p = ΔE p + P ΔV = (E2 –E1) + P(V2 –V1) = (E2 + PV2) -(E1 + PV1) (2.4)

Como P y V son propiedades de estado del sistema, al igual que la energía E, se deduceque la magnitud E+PV depende únicamente del estado termodinámico. La propiedad




termodinámica E+PV, se denomina contenido calorífico o entalpía, y se representa por H.

Entonces, como Q p, el calor absorbido en un proceso a presión constante, es igual a

ΔHp, el incremento de entalpía a presión constante, el cambio térmico que acompaña a una

reacción química bajo estas condiciones es igual a la diferencia entre las entalpías de losproductos resultantes y el de las sustancias reaccionantes, a la temperatura dada y a presión

constante. Así, el calor de reacción será:

Q p = ΔHp = ΣνPHProductos -ΣνRHReactivos (2.5)

donde ν representa a los coeficientes estequiométricos de cada producto o reactivo.

Si ΔH es positivo, la reacción irá acompañada de absorción de calor, denominándose

reacción endotérmica. Por otro lado, si ΔH fuese negativo, al producirse la reacción se

desprenderá calor, y se denomina reacción exotérmica.

Conceptos de temperatura, capacidad calorífica, y caloría

La capacidad de distinguir entre caliente y frío es una facultad familiar de los sentidos

humanos. Se dice que una sustancia que está caliente tiene una temperatura más elevada que

una que está fría.

Si un cuerpo caliente se pone en contacto con otro más frío, después de un corto

intervalo de tiempo, los sentidos muestran que ninguno de ellos está más frío o más caliente

que el otro, es decir, los dos cuerpos han alcanzado un estado de equilibrio térmico, y se dice

que ambos se encuentran a la misma temperatura. Ha disminuido la temperatura del cuerpo

caliente mientras que se ha elevado la del frío, hasta que en el equilibrio las dos temperaturas

son iguales. Del cuerpo más caliente se ha transferido energía al cuerpo más frío hasta que

ambos adquieren temperaturas iguales. Así, el calor se puede definir como la energía que pasa

de un cuerpo a otro como resultado de una diferencia de temperatura.

Por regla general, el calor se expresa en función de una unidad denominada caloría,

que se define como la cantidad de calor necesaria para elevar un grado la temperatura de 1

gramo de agua. La capacidad calorífica, c, se puede definir como la cantidad de calor necesaria

para elevar la temperatura de un cuerpo un grado.

c = Q/(T2 –T1) (2.6)

Así, la capacidad calorífica de 1 g de agua es igual a 1 caloría. La capacidad calorífica

representa la constante de proporcionalidad entre la energía absorbida o emitida como calor




por un cuerpo, con la variación de temperatura que experimenta este cuerpo cuando se pone

en contacto con otro de temperatura diferente.

Q = c (T2 –T1) (2.7)

La caloría se tiende a sustituir por el julio: 1 caloría = 4,1833 julios.

La capacidad calorífica es una propiedad que es proporcional a la cantidad de sustancia

presente. Así cuando se refiere a 1 g de sustancia se denomina calor específico (Ce).

Q = m Ce ΔT (2.8)

Cuando se refiere al mol, se denomina capacidad calorífica molar (C).

Q = n C ΔT (2.9)

Las unidades serán: cal g-1 grado-1 o cal mol-1 grado-1, respectivamente.

Normalmente las cantidades de calor se miden en un calorímetro. Su forma más

sencilla consiste en una vasija que se aísla con objeto de evitar pérdidas o ganancias de calor, y

la cual contiene un líquido calorimétrico, generalmente agua. La capacidad calorífica del

calorímetro y de su contenido debe ser determinada antes de usarlo.


A) Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro

Para determinar la capacidad calorífica del calorímetro (o el equivalente en agua del

calorímetro) se procede de la siguiente forma:

1) Comparar los termómetros sumergiéndolos juntos en agua a la temperatura del

laboratorio, y leer la temperatura con toda la precisión que sea posible, tomando nota de la

lectura de cada uno de ellos para hacer la corrección de uno respecto del otro. Usar siempre el

mismo termómetro en cada vaso Dewar para registrar los cambios de temperatura que en él

ocurran y en todas las lecturas posteriores aplicar la corrección, de modo que la lectura de

ambos termómetros se puedan corresponder siempre.

2) Colocar 100 g de agua previamente calentada a 30 °C, aproximadamente, en uno de

los termos (vaso Dewar) y 100 g de agua a unos 50 °C en el otro. Identificar los termos

(llamaremos calorímetro al que contiene agua fría). Se cierra cada termo con el tapón que

contiene su termómetro correspondiente. Después de esperar a que se estabilice la

temperatura, se mide ésta con exactitud y se anota para saber las temperaturas iniciales del




agua caliente y fría.

3) Se vierte el agua caliente sobre la fría lo más rápidamente posible para minimizar

los posibles errores y, cerrando el calorímetro, se agita un poco. Medir la temperatura final

cuando se haya estabilizado.

4) Calcular el calor perdido por el agua caliente y el calor ganado por el agua fría

mediante la expresión:

Q = magua cagua ΔT (2.10)

Evidentemente, la diferencia entre ambos calores corresponde al calor ganado por el

calorímetro, y a partir de aquí, se determina su equivalente en agua o capacidad calorífica,

simplemente dividiendo éste por el incremento de temperatura sufrido por el agua fría.

Considerar la densidad del agua 1,0 g/mL y el calor específico 1,0 cal/(g grado). La

expresión (2.10) es aplicable a cualquier sistema, no es necesario que se trate de agua.

Antes de pasar al apartado B) muestre los resultados de este apartado al profesor

[véase el apartado de presentación del informe y sub-apartado i)]

B) Determinación de la variación de entalpía de la reacción entre el Zn y el CuSO4

1) Utilizar el mismo calorímetro que en el estudio anterior. Disolver 10,0 g de

CuSO4.5H2O en 190 g de agua y calentar a unos 30 °C. Introducir la disolución en el calorímetro

y esperar a que se estabilice la temperatura para anotarla (T1).

2) Añadir de forma rápida 4,0 g de Zn en polvo. Agitar para facilitar el contacto entre

las sustancias y que la reacción proceda con rapidez. Anotar las temperaturas a intervalos de 1

minuto, mientras se continúa con la agitación, hasta que alcance un valor máximo, que será

T2. Si el proceso ha sido correcto, al destapar el calorímetro se observará que el color azul de

la disolución ha desaparecido.

3) Retirar el termómetro del calorímetro y filtrar el Zn que no ha reaccionado.

Considerar que el calor específico de la disolución final es 0,95 cal g-1 grado-1.

Seguridad y residuos


• El sulfato de cobre es nocivo y el zinc es fácilmente inflamable.




• Una vez finalizada la reacción, la disolución no se puede tirar directamente sin filtrar ya

que contiene un residuo sólido. Éste quedará en el papel de filtro, que se tirará en el

recipiente habilitado para estos restos en el laboratorio.

Cálculos

a) Respecto a la Determinación de la capacidad calorífica del calorímetro

• Calor perdido por el agua caliente.

• Calor ganado por el agua fría.

• Calor absorbido por el calorímetro.

• Capacidad calorífica del calorímetro.

Estos resultados deben comunicarse al profesor/a antes de empezar con la parte

experimental recogida en el apartado B).

b) Respecto a la Determinación de la variación de entalpía de la reacción entre el Zn y el

CuSO4

• Calor absorbido por el calorímetro.

• Calor absorbido por la disolución.

• Calor desprendido en la reacción del Zn y el CuSO4. ¿Qué tipo de reacción química

ocurre entre el Zn y el CuSO4? Formula y ajusta la reacción.

• Variación entálpica de la reacción a partir de los resultados experimentales. A partir de

los valores de entalpía estándar de formación recogidos en la tabla siguiente, calcule el

cambio entálpico teórico y determine el error cometido justificando sus posibles causas.

Cu Cu2+ Zn Zn2+

∆Hof (Kcal mol-1) 0 15,39 0 -36,43




PRÁCTICA 3

ESTUDIO CINÉTICO DE LA REACCIÓN DEL ETANOL CON EL Cr (VI)


Introducción a un estudio cinético. Realizar una yodometría (volumetría de óxido-

reducción). Determinación del orden de reacción respecto al HCrO4- mediante un tratamiento

gráfico. Cálculo de la velocidad inicial y de la pseudoconstante de velocidad.

Material

Bureta de 25 mL 3 Matraces Erlenmeyer de 250 mL

Soporte Pipeta de 10 mL

Nuez 2 Pipetas de 5 mL

Pinza 2 Vasos de precipitado de 100 mL

Espátula Varilla de vidrio

Pera Cronómetro

Material común

2 Matraces aforados de 1 L Matraz aforado de 250 mL

Probeta de 200 mL 5 Vasos de 100 mL

Productos

K2Cr2O7 Na2S2O3

KI HCl

Etanol Almidón

Disoluciones

• Na2S2O3 0,01 M 1 L

• Disolución 0,0037 M en K2Cr2O7 y 3,6 M en HCI (disolver primero el K2Cr2O7 en agua y

luego añadir el HCI) 1 L

• Kl al 3% en peso 250 mL

•

Disolución de almidón (4 g en 60 mL de agua destilada hirviendo)





La rapidez con que transcurren las reacciones químicas varía de unos procesos a otros.

Hay reacciones tan rápidas que pueden considerarse prácticamente instantáneas, y otras muy

lentas que parecen que se encuentran detenidas. Entre estos dos casos, hay reacciones quetardan en completarse segundos, minutos u horas. La Cinética es la parte de la Química que se

ocupa del estudio de las velocidades de reacción.

La velocidad de una reacción puede depender de un gran número de factores. Entre

ellos cabe destacar: i) la estructura o estructuras del compuesto o compuestos que intervienen

en la reacción; ii) la temperatura; iii) la naturaleza del medio en que tiene lugar la reacción; y

iv) la concentración de los reactivos. Vamos a centrarnos en este último aspecto.

En el curso de una reacción química las concentraciones de todas las especies cambian

con el tiempo. La velocidad de la reacción se mide por la variación de la concentración de un

reactivo o un producto con el tiempo. La representación frente al tiempo de los valores de las

concentraciones de reactivo y producto da la siguiente gráfica:

Para un reactivo, su concentración disminuye desde el valor inicial al valor de la

concentración en el equilibrio, y la del producto aumenta desde la inicial, que generalmente es

cero, hasta la del equilibrio.

Supongamos una reacción del tipo:

+ → +

La velocidad de la reacción puede escribirse como la disminución de la concentración

de A o de B en el tiempo,

| | ; ||

o bien como el incremento de las concentraciones de C y D en el tiempo:

Producto

Reactivo

C o n c e n t r a c i ó n

Tiempo




|| ;

||

Estas expresiones de la velocidad están relacionadas unas con otras por medio de los

coeficientes estequiométricos:

= 1

| | = 1

|| =

1

|| =

1

||

La expresión matemática que indica en qué forma la velocidad de la reacción depende

de la concentración se denomina Ley diferencial de velocidad:

1

| |

=

( |

|, |

|, |

|, |

| )

En muchos casos, es posible expresar esta ley como un producto de las

concentraciones de los reaccionantes elevada cada una de ellas a una potencia dada:

| | = ´ | | ||

donde α es el orden de reacción respecto a A y β es el orden de reacción respecto a B. Se ha

considerado el coeficiente estequiométrico a = 1. La suma α + β se denomina orden total de la

reacción. La constante k' se denomina constante de velocidad o velocidad específica de lareacción. Cada reacción se caracteriza por su constante de velocidad.

Tanto el orden de la reacción como la constante de velocidad sólo pueden

determinarse experimentalmente y esto es lo que se realizará en esta práctica.

El proceso a estudiar es la oxidación de alcoholes por el Cr(VI). En el caso del etanol el

proceso que tiene lugar es:

3 CH3CH2OH + 4 HCrO4- + 16 H+ 3 CH3COOH + 4 Cr3+ + 13 H2O

La Ley de velocidad será:

= ´|HCrO4−||CH3CH2OH| |+|

En el caso de que las concentraciones de etanol y ácido sean muy superiores a la de

HCrO4-, puede considerarse que se mantienen constantes a lo largo de la reacción. Entonces, la

Ley de velocidad se puede expresar como:

= |HCrO4−|

donde k engloba la constante de velocidad k' y las concentraciones de etanol y ácido, y se




denomina pseudoconstante de velocidad.

El objetivo de esta práctica es determinar volumétricamente la Ley cinética de la

oxidación del etanol por el Cr (VI) en función de la concentración de HCrO4-, así como la

velocidad inicial de la reacción (velocidad de reacción para la concentración inicial) y laconstante de velocidad.

Aplicando el método integral podemos establecer cómo varía la concentración con el

tiempo. Para ello debemos integrar la expresión anterior:

=

Dependiendo del valor de α tendremos distintas expresiones:

Tabla 1

α = 0 = �

= �

0 = 0

Recta: CA vs t

p. = - k

o.o. = CA0

α = 1 = �

= �

0 ln = ln0

Recta: lnCx vs t

p. = - k

o.o. = lnCA0

α = 2 = 2 � 2

= �

0

1

=1

0+

Recta: 1/CA vs tp. = k

o.o. = 1/CA0

donde p. y o.o. representan a la pendiente y la ordenada en el origen, respectivamente, de la

recta asociada.

De acuerdo con todo lo expuesto, resulta prioritario conocer cómo varía la

concentración de HCrO4- en el tiempo, para lo que se harán las representaciones gráficas de CA,

InCA y de 1/CA frente al t. De estas representaciones sólo una dará una recta que contendrá

información sobre el orden de reacción, la pseudoconstante de velocidad y la concentración

inicial.

Será necesario parar la reacción a un tiempo determinado t y determinar la

concentración de HCrO4- a ese tiempo t. La reacción del HCrO4

- con el etanol se consigue

detener al hacer reaccionar 10 mL de esta disolución con 3 mL de KI. El HCrO4- reacciona más

rápidamente con el I-

que con el etanol, según la reacción:




2 HCrO4- + 6 I- + 14 H+ 3 I2 + 2 Cr3+ + 8 H2O

y entonces no se produce la oxidación del etanol. El ion cromato ácido pasa a Cr3+, formándose

una cantidad equivalente de I2. El I2 formado se valora con Na2S2O3:

I2 + 2 S2O32- 2 I- + S4O62-

De esta manera tenemos que:

n° equivalentes (S2O32- ) = n° equivalentes (I2 ) = n° equivalentes (HCrO4

- )

y de aquí es posible calcular la concentración de HCrO4- (en moles/litro).

Hay que señalar que, una vez establecida experimentalmente la Ley de velocidad de

una reacción química, se puede obtener mucha información sobre su mecanismo de reacción.

Aunque la finalidad de esta práctica no es establecer el mecanismo de reacción, resulta muyimportante conocer las aplicaciones de la metodología utilizada.

Un mecanismo de reacción consiste en la descripción detallada, paso a paso, de una

reacción química. No se puede proponer un mecanismo de reacción determinado si no se

dispone de datos cinéticos para ese proceso. De ahí que estos estudios sean particularmente

valiosos en la elección de un mecanismo para una reacción determinada de entre todos los

que se pueden proponer para la misma.

Un principio fundamental de la Cinética enuncia que si una reacción se realiza en

varios pasos, y uno de estos es mucho más lento que los otros, entonces la velocidad del paso

más lento es la que representa la velocidad de reacción total. El paso más lento, que es el que

determina la velocidad de la reacción, se llama paso determinante de velocidad.

Las reacciones en las que el paso determinante de velocidad consiste en la ruptura de

un enlace covalente de sólo una de las moléculas que intervienen, reciben el nombre de

reacciones unimoleculares. Si el paso determinante de velocidad exige la colisión de dos

partículas, las reacciones serán bimoleculares, puesto que ambas moléculas experimentan

simultáneamente un cambio en sus enlaces covalentes.


En disoluciones diluidas de dicromato potásico en medio ácido, éste se disocia de

acuerdo con la reacción:

Cr2O7

2-

+ H2O 2 HCrO4

-




1) Tomar 200 mL de la disolución de HCrO4- y colocarlos en un Erlenmeyer de 250 mL, que se

utilizará como vasija de reacción.

2) Añadir 2 mL de etanol y poner en marcha el cronómetro cuando haya caído la mitad del

etanol.

3) Una vez bien mezcladas ambas disoluciones, tomar 10 mL de la mezcla reaccionante y

pasarlos a un Erlenmeyer. Al cabo de 8 minutos, añadirle 3 mL de la disolución de KI, con

lo cual se inhibirá la reacción de oxidación del etanol. Para pipetear usar una pera, no

pipetear con la boca.

4) Valorar con S2O32- el I2 formado. En un principio la disolución tiene un color rojizo debido a

la existencia de iodo y de ioduro simultáneamente en la disolución (se forma el complejo

I3-, según la reacción: I2 + I- I3

-. Desde la bureta se añade poco a poco la disolución de

tiosulfato hasta que desaparezca el color rojizo, y cuando la disolución quede amarilla

(debido al I2), se le añaden 2 gotas de la disolución de almidón. La disolución tomará un

color violeta fuerte, casi negro, debido a la formación de un complejo entre el I2 y el

almidón. Se sigue añadiendo tiosulfato desde la bureta, más lentamente, hasta que la

disolución vire de color violeta a un color verde pálido. Inmediatamente cerrar la bureta y

anotar el volumen que marca. A partir de este volumen gastado de tiosulfato 0,01 M y de

los 10 mL de disolución de HCrO4- valorados, es posible calcular la concentración de

HCrO4

-.

5) Este proceso se repite a intervalos de ocho minutos, ocho veces más.

6) Para determinar la concentración inicial de HCrO4- se llevará a cabo el mismo proceso,

pero tomando los 10 mL de disolución del matraz aforado, en lugar de del matraz de

reacción. (Se recomienda realizar este paso en primer lugar, ya que servirá como

entrenamiento para ver los cambios de color que ocurren durante la valoración).

Seguridad y residuos


• El ácido clorhídrico concentrado debe manipularse en vitrina del laboratorio con campana

extractora (hay que recordar que se trata de una disolución de un gas muy tóxico e

irritante). Además, se trata de un ácido fuerte con las consiguientes precauciones.

• La disolución que contiene Cr (VI) no puede tirarse directamente, ya que es altamente

tóxico. Se deposita en un recipiente donde se llevará a cabo la reducción de toda la

disolución a Cr (III) antes de tirarla.




Cálculos

1) Cálculos de las disoluciones:

a) 1 L que sea 0,0037 M en K2Cr2O7 y 3,6 M en HCl ( 37% y densidad = 1,19 kg/L).

2)

Anotar en una tabla los tiempos de reacción y los volúmenes de tiosulfato gastados en

cada valoración. Calcular y añadir a la tabla los valores de [HCrO4-], In[HCrO4

-] y 1/[HCrO4-].

3) Calcular el valor de la concentración inicial de HCrO4- a partir de la valoración de la

disolución de partida (paso 6 del procedimiento experimental).

4) Representar frente al tiempo, [HCrO4-], In[HCrO4

-], y 1/[HCrO4-]. Determinar el orden de

reacción, la constante de velocidad y la concentración inicial.

5) Determinar el valor de la velocidad inicial (velocidad de reacción para la concentración

inicial).




PRÁCTICA 4

SÍNTESIS DEL ÓXIDO DE ALUMINIO


Síntesis de un óxido metálico. Oxidación alcalina de un metal y comportamiento

anfótero de un compuesto.

Material

Varilla de vidrio EmbudoVasos de precipitado Matraz Erlenmeyer

Papel de filtro Placa calefactora

Bureta de 50 mL Espátula

Soporte Nuez

Pinza

Productos

Hojas de aluminio: 1 g H2SO4

NaOH Agua destilada

Fenolftaleina

Disoluciones

NaOH 2,5 N 250 mL

H2SO4 4 N 250 mL


La alúmina natural, Al2O3, es el corindón. Presenta una elevada dureza y cuando

cristaliza es transparente. Puede contener pequeñas impurezas, coloreándose y convirtiéndose

en diferentes piedras preciosas: rubí, zafiro, amatista, etc. Los minerales de aluminio son,

entre otros, la bauxita Al2O3.2H2O, la hidrargilita Al(OH)3 y la criolita Na3AlF6.




El aluminio se considera el metal del siglo XX, pues tiene numerosas aplicaciones

industriales, como en tintorerías, conservas, aeronáutica, etc.

El aluminio oxidado posee un comportamiento anfotérico (reacciona con ácidos y

bases) tal como se observa en el siguiente esquema de potencial redox frente al pH:

En medio alcalino fuerte (pH > 12,6) los procesos redox que tienen lugar son:

2 (Al + 4 OH- AlO2- + 2 H2O + 3 e-)

3 (2 H2O + 2 e- H2 + 2 OH-)

2 Al + 2 OH- + 2 H2O 2 AlO2- + 3H2

El Al (III) en medio fuertemente básico se transforma en la especie aniónica AlO 2- que

se denomina aluminato y es la forma estable del aluminio oxidado a pH > 12,6.

Sin embargo, en ácidos fuertes concentrados como el ácido nítrico, el aluminio es muy

resistente, pues se forma una delgada capa de óxido que protege al metal y evita su posterior

oxidación (Al Al3+ + 3e-).

Cuando se realiza la valoración de una base, como el hidróxido sódico, con un ácido,

como el sulfúrico, se le añade a la disolución a valorar, una especie química que nos indica

cuando se ha conseguido el punto de equivalencia. Estas sustancias se denominan indicadores

ácido/base. En este tipo de valoraciones el indicador más usado es la fenolftaleína, que tiene la

particularidad de dar un viraje desde incolora (pH = 8) hasta color púrpura (pH = 9,8). Sin

embargo, hay que tener en cuenta que cuando el medio es muy alcalino, la fenolftaleína se

descompone a la denominada forma carbinol que es incolora.




Experimental procedure

Add 25 mL of the 2.5 N NaOH dissolution in an Erlenmeyer flask and add a few

drops of phenolphthalein. Add the 4 N sulfuric acid dissolution from a burette until

phenolphthalein endpoint. By this manner the quantity of 4 N sulfuric acid that

neutralizes the 25 mL of 2.5 N NaOH is determined (actually, it is not correct to refer to

this as a “titration”, due to the high concentration of reagents).

Put 1 g of aluminum sheets in an Erlenmeyer flask. Eventually, add hot distilled

water and 25 mL of 2.5 N NaOH dissolution previously prepared. An effervescence will

be observed as the aluminum oxidizes and passes into the dissolution. Heat slightly in

order to achieve the complete oxidation of the aluminum.

Next, filter by gravity in order to remove the impurities that the aluminum

contains, collect the dissolution in a 400 mL beaker and add distilled water up to fill a

volume of approximately 200 mL. Heat up again, and add a volume of dissolution of

sulfuric acid 4 N, identical to that one consumed in the titration of the 25 mL of NaOH

dissolution.

Finally filter and rinse with hot distilled water until accomplishment of the

complete removal of the sulfate ions (this can be checked by adding a few drops of

barium chloride to a portion of the rinsing water collected in a test tube).

Safety

Consult section Safety Rules.

• The concentrated sulfuric acid has a strongly dehydrating character and cause severe

burnings.

• Caustic soda (NaOH) is harmful (it must not be touched with the hands since it is a caustic

product).

Calculations

• Calculations of dissolutions 2.5 and 4 N of NaOH and H2SO4, respectively.

•

Calculate the reaction yield.




Questions

1) Explain the chemical reactions that take place, by writing them down.

2) Theoretically it is possible to calculate the mL of sulfuric acid that must be added

during the titration until the endpoint is reached (equivalent point). Please,

explain how.

Give an explanation for rinsing with hot distilled water the aluminum oxide

obtained, until negative sulfate reaction observation. Write down the reaction of

sulfate identification.




PRÁCTICA 5

EXTRACCIÓN DE LA CAFEÍNA DE LAS HOJAS DEL TÉ


Aprender las técnicas básicas de laboratorio de operaciones de separación como la

Extracción y la Filtración, para aislar un producto natural.

Material

Probeta de 100mL Matraz Erlenmeyer de 100 mL2 Vasos de precipitado de 500 mL Embudo cónico

Embudo de decantación de 100 mL Pipetas Pasteur

Vaso de precipitado de 50 mL Placa calefactora

Embudo Buchner Kitasato

Soporte Nuez y aro

Productos

Té Acetato de plomo

Diclorometano

Disoluciones

Acetato de plomo al 10% en peso 50 mL


En esta práctica aislaremos la cafeína de las hojas de té, la cual puede llegar a

constituir el 5% en peso de éstas. El componente mayoritario de las hojas de té es la celulosa.

Ésta, contrariamente a la cafeína, es insoluble en agua, por lo que no interferirá en nuestro

trabajo. En el té existen otras sustancias solubles en agua, como los taninos, que deben ser

eliminados como paso previo a la extracción de la cafeína. El color de una infusión de té se

debe a la presencia de pigmentos de tipo flavona y de clorofila junto a sus productos deoxidación.




Estructuralmente, la cafeína es un alcaloide, producto natural que contiene nitrógeno

y que presenta propiedades básicas. Dentro de los alcaloides, pertenece a una familia de

productos naturales, las xantinas, y su fórmula es:

Cafeína

La cafeína actúa a nivel del sistema nervioso central y los músculos esqueléticos,

despejando la mente y disminuyendo la sensación de sueño.


Hervir 5 g de hojas de té en 250 mL de agua durante unos 30 minutos y realizar en

caliente una filtración rápida utilizando como medio filtrante papel de filtro.

Al filtrado resultante, en caliente, añadir gota a gota y mientras aumente el

precipitado, la disolución de acetato de plomo previamente preparada. Filtrar de nuevo, pero

esta vez utilizando el embudo de Buchner y el kitasato (de nuevo utilizando papel de filtro

como medio filtrante), y a continuación evaporar el filtrado obtenido hasta reducir su volumen

a unos 50 mL, calentándolo en una placa calefactora (no olvidar poner porcelana porosa).

Volver a filtrar si fuera necesario y dejar enfriar.

Finalmente realizar dos extracciones (bajo la campana extractora) de esta disolución

con 25 mL de diclorometano cada vez (el diclorometano es el disolvente utilizado para realizar

la extracción). Aquí finaliza la realización práctica.

Importante: el embudo de decantación debe estar bien cerrado para evitar pérdidas

durante la agitación. ¡Cuidado con el desprendimiento gaseoso! Abrir la llave del

embudo de vez en cuando. Al separar la fase orgánica de la acuosa el embudo debe estar

destapado.

Nota: Si quisiéramos llegar hasta el final y obtener la cafeína en estado sólido habría

que hacer lo siguiente:



Se destilaría la disolución resultante, en el sistema instalado al efecto, para eliminar el

disolvente. El residuo se disolvería en la mínima cantidad posible de acetona, se añadiría

sulfato sódico anhidro y se filtraría.

Importante: se adicionaría sulfato de sodio anhidro, agitando la disolución, hastaobservar que una porción del mismo quedase en suspensión.

Se pasaría a un vaso de precipitado y se dejaría enfriar para recristalizar usando como

disolvente acetato de etilo. Una vez cristalizada la cafeína, filtrar al vacío y dejar secar. Pesar la

cafeína obtenida, dando el porcentaje en peso de ésta con respecto a las hojas de té. La

cafeína es un sólido blanco, de punto de fusión 233-235 °C.

Seguridad


• Las extracciones en un embudo de decantación se deben realizar con mucho cuidado.

Normalmente se produce un aumento de presión, debido a los gases desprendidos, que

puede provocar una apertura explosiva. Para evitarlo, se recomienda empezar con una

agitación suave, controlando siempre la evolución del sistema.

• El diclorometano es irritante, tóxico y nocivo, y hay que evitar su contacto con la piel.

Cuestiones

1) ¿Qué componentes mayoritarios posee el té aparte de la cafeína?

2) ¿Para qué hervimos las hojas de té? ¿Qué operación de separación se produce

mientras hierven en agua las hojas de té?

3)

¿Es importante realizar la filtración en caliente?

4) Del primer proceso de filtración separamos la parte sólida de la mezcla y obtenemos

un líquido. ¿Para qué añadimos acetato de plomo?

5) ¿Para qué realizamos el proceso de extracción con diclorometano?

6) Realizar un diagrama de flujo mediante el cual se represente la secuencia de

operaciones de separación que se realizan en la práctica para obtener finalmente el

guion de prácticas fqi 15-16

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