QUÍMICA EN MICROESCALA

Una ilustración a microescala dela ley de Henry y del principiode Le ChâtelierDaniel Bartet P.*

ResumenLa actividad experimental a microescala que se pro-pone permite estudiar la solubilidad del dióxido decarbono en agua, su dependencia de la presión y dela temperatura y relacionar la influencia de esosfactores con el proceso de gasificación o ‘‘carbonata-ción’’ de bebidas gaseosas.

La facilidad de su ejecución y costos del materialempleado hacen de esta actividad un experimentocasi ‘‘casero’’, que puede ser empleado para ilustrarcontenidos de programas de Química de EnseñanzaMedia o de primeros cursos universitarios.

IntroducciónA temperatura constante, la solubilidad del dióxidode carbono en agua, como la de otros gases pocosolubles, está regida por la ley de Henry (1803). Así,a la temperatura de 20°C y a 1 atm de presión, susolubilidad en agua es de 0.169 g/100 g de agua, entanto que, a la misma temperatura pero a una presiónde 3⋅ 10--4 atm (que es aproximadamente la presiónparcial del dióxido de carbono en el aire), la solubi-lidad baja a 5⋅ 10--5 g/100 g de agua (Ceretti y Zalts,2000). Es decir, la solubilidad a esta presión es unas3,400 veces menor, lo que explica el abundanteburbujeo que se produce al destapar una botella debebida gaseosa, o una de champaña, o al abrir unalata de cerveza (Chang, 1992).

Por otra parte, la disolución del dióxido decarbono en agua, como la de otros gases, es unproceso exotérmico (Ceretti y Zalts, 2000), por loque su solubilidad disminuye al elevar la temperatu-ra. Por ejemplo, a la presión de 1 atm y a la tempe-ratura de 0°C, la solubilidad del dióxido de carbonoes 0.335 g/100 g de agua; en cambio, a la mismapresión y 20°C de temperatura, la solubilidad es de

0.169 g/100 g de agua, es decir disminuye aproxima-damente a la mitad. Una experiencia frecuente y quemuestra esta relación, es el descenso en la tempera-tura que se observa al momento de destapar unabotella de bebida gaseosa. Por lo anterior, la gasifi-cación de las bebidas gaseosas se realiza haciendofluir la bebida sin gas por cámaras selladas quecontienen dióxido de carbono a una presión de entre3 y 4 atm y a una temperatura de unos 4°C. En estascondiciones y de acuerdo con la ley de Henry, lacantidad de dióxido de carbono disuelto es unas4 veces mayor que si la presión fuese de 1 atm e igualtemperatura (Pascover, 1984).

En esas condiciones de presión y temperatura,el dióxido de carbono forma una disolución satura-da, en la que se establece un estado de equilibrio,descrito por la ecuación (1):

CO2(g) a CO2(ac) + calor (1)

Por otra parte, al dióxido de carbono disueltoreacciona con el agua formando ácido carbónico,que se disocia parcialmente principalmente en ionesbicarbonato e iones hidrógeno, procesos reversiblesque dan origen a nuevos estados de equilibrios,descritos por las ecuaciones (2) y (3):

CO2(ac) + H2O(l) a H2CO3(ac) (2)

H2CO3(ac) a HCO3(ac)− + H+ (ac) (3)

Las reacciones (2) y (3) son las responsables delligero sabor ácido de un agua mineral gasificada,cuyo pH es aproximadamente igual a 4.

La composición de este complejo sistema deequilibrio se puede alterar variando la presión o latemperatura y los cambios en su composición sondescritos por el principio de Le Châtelier.

Diseño experimentalEn la siguiente actividad se propone seguir los efec-

H2O

En este apartado aparecenartículos que se destacan porutilizar instrumentos propiosde la microescala. Elencargado de esta sección esel doctor Jorge G. Ibáñez.

* Departamento de Química, Universidad Metropolitana deCiencias de la Educación. Santiago, Chile.Correo electrónico: dbartet@umce.clRecibido: 9 de octubre de 2001; aceptado: 14 de mayo de2002.

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tos de variar primero la presión y luego la tempera-tura en una muestra de agua mineral fría, coloreadacon gotas de indicador universal, observando loscambios de color que sufre el indicador al modificarla presión o la temperatura de la muestra de aguamineral. Para ello, se usa una jeringa desechable(plástico) de 60 mL (Mattson, 2001) la que se puedeadquirir en farmacias o en casas comercialesque venden artículos para médicos. Para sellar lajeringa se puede emplear un tapón de hule (goma)pequeño o uno de acrílico.

En la segunda fase de la actividad se deberánexplicar esos cambios de color del indicador queresultan de modificar el estado de equilibrio inicial,aplicando el principio de Le Châtelier, teniendocomo información que los colores del indicadoruniversal a distintos pH son:

Un indicador alternativo es el extracto de repo-llo (col) morado, que en los pH seleccionados tomalos siguientes colores:

Otro indicador apropiado es el verde de bro-mocresol, que a valores de pH inferiores a 4 tomauna coloración amarilla; entre 4 y 5.6 se torna a uncolor verde, y finalmente a azul a pH superior a 5.6.

Parte experimentalMateriales Reactivos2 jeringas con Una botella de agua tapa de 60 mL. mineral.1 vaso de precipitado de 100 mL. Solución de indicador1 vaso de precipitado universal o repollo de 250 mL. (col) morado o verde1 gotario (gotero).1 mechero, trípode Solución de bromocresol y rejilla. Hielo

ProcedimientoEnfriar la botella con agua mineral en un baño dehielo y agua. A continuación se vierten en el vaso

de precipitados de 100 mL unos 50 mL de aguamineral, se agregan unas 10 gotas de indicador uni-versal y con la jeringa se succionan 20 mL de aguamineral ya coloreada con el indicador. Se debecuidar que el émbolo de la jeringa quede en contactodirecto con la solución. Se coloca la tapa en la puntade la jeringa y se procede a experimentar comosigue:

a) Efecto de los cambios de presión. Para estudiarel efecto de variar la presión en el sistema sesepara el émbolo de la mezcla hasta ubicarlo enla división de 40 mL. Manteniendo el émboloen esa ubicación se agita suavemente la jeringay se observa el burbujeo de la solución y elcambio de color del indicador. A continuación,se apoya la jeringa sobre la mesa y se empujafuertemente el émbolo para reducir el volumendel gas. Se agita la mezcla y se vuelven a obser-var los cambios de color del indicador.

b) Efectos de los cambios de temperatura. Paraestudiar el efecto de variar la temperatura, sellena la segunda jeringa con 20 mL de aguamineral fría con el indicador, como se describióen el párrafo anterior y luego se la introduce enun baño de agua hirviente. Ahora se observa queel agua mineral comienza a burbujear, despla-zando el émbolo y que el indicador cambia decolor. Enseguida, la jeringa se introduce en unbaño de agua/hielo y se mantiene allí hasta quese alcance el equilibrio térmico. En esta nuevafase del experimento se debe observar que elémbolo comienza a bajar y que el indicadorvuelve a cambiar de color.

Resultados y discusióna) Efectos de los cambios de presión. Cuando el

émbolo de la jeringa es desplazado hacia fueray se agita el agua mineral, se observa:

i) un abundante burbujeo, que al cabo de untiempo se detiene, y

ii) que el indicador universal cambia de colorrojo hasta amarillo.

Tanto el burbujeo como los cambios de color delindicador son evidencias de modificaciones en lacomposición del sistema en equilibrio. Al desplazarel émbolo hacia fuera, se genera un vacío y laconsiguiente salida de dióxido de carbono de la so-lución, hasta que se restablece el equilibrio descrito

pH 4 5 6 7 8

Color rojo naranja amarillo verde azul

pH 4 5 6 7 8

Color rosado púrpura azul azul verde

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por la ecuación (1), según lo describe el principio deLe Châtelier y la ley de Henry. En este nuevo estadode equilibrio, la concentración de dióxido de carbo-no en la solución es menor y también lo es la delácido carbónico, por lo que el pH del agua mineralsube y cambia el color del indicador.

Por el contrario, cuando se presiona el émbolo,el dióxido de carbono liberado vuelve a disolverseen el agua, se restituye la concentración de ioneshidrógeno y el color del indicador vuelve al inicial.Este hecho es indicativo de un desplazamiento delequilibrio en sentido inverso al anterior, pues alempujar el émbolo hacia adentro se comprimeel gas, aumenta su presión y, siguiendo la ley deHenry, aumenta su concentración en la disolución.

b) Efectos de los cambios de temperatura.Al sumergir la jeringa en el agua hirviente, seobserva:

i) un burbujeo que hace desplazarse el émbo-lo hacia afuera, y

ii) un cambio de color del indicador, del rojopasa a amarillo.

Siendo la disolución del dióxido de carbono enagua un proceso exotérmico, al elevar la temperatu-ra del agua mineral gasificada pierde el dióxido decarbono disuelto, disminuyendo su concentraciónen la solución. Por este cambio, se genera una solu-ción menos ácida, con un pH más elevado que hacevirar el color del indicador.

Al enfriar la solución, el color del indicador pasadel amarillo al naranja e incluso puede llegar al rojo.

Estos cambios en la coloración indican un aumentode la acidez del agua mineral, producto de la rediso-lución del dióxido de carbono en el agua. Si se presionael émbolo aumenta la cantidad de dióxido de carbonoredisuelto en el agua mineral.

Finalmente, los cambios de color observados enel indicador durante las distintas etapas de la expe-rimentación muestran que los desplazamientos delestado de equilibrio no ocurren en el mismo sentidosi se eleva la presión o la temperatura del aguagasificada o si se baja la presión o la temperatura.

ConclusiónLa actividad propuesta es de fácil ejecución y susrequerimientos de materiales y reactivos son de bajocosto. Además, vincula contenidos teóricos como laley de Henry, principio de Le Châtelier, y conceptosácido-base con situaciones cotidianas.

AgradecimientosEste trabajo fue realizado con el apoyo del ProyectoDIUMCE Código 1/05/2002.

ReferenciasChang, R., Química, McGraw Hill, México, 1992.Ceretti, H., Zalts A., Experimentos en contexto. Química

Manual de Laboratorio. Prentice Hall, Buenos Ai-res, 2000.

Mattson, B., Microscale Gas Chemistry, 2nd Edition.Educational Innovations, Norwalk, Connecti-cut, 2001.

Pascover, G., What’s that fizz?, ChemMatters, Feb.1984, 4-5.

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