soluciones ii preparaciÓn y estandarizaciÓn · 285 9.4 fundamentación teórica las soluciones...

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CAPÍTULO 9. PRÁCTICA 7

SOLUCIONES II PREPARACIÓN Y ESTANDARIZACIÓN Esta práctica de laboratorio está diseñada para familiarizar al estudiante con las operaciones básicas de preparación y estandarización de soluciones. Para su óptimo desarrollo, es deseable que el estudiante haya adquirido previamente los conceptos básicos de concentración, molaridad, normalidad, reacción química y estequiometria y que posea una cierta habilidad en la realización de montajes experimentales sencillos, así como en el manejo del material volumétrico.

9.1 Objetivos generales

Adquirir habilidad y destreza en las operaciones básicas de preparación de soluciones.

Fundamentar experimentalmente el concepto de "concentración" y desarrollar habilidades para expresar esta característica de las soluciones, en sus unidades más frecuentes.

9.2 Objetivos específicos

Desarrollar competencias en la preparación de soluciones por el método indirecto (dilución cuantitativa de reactivos concentrados).

Desarrollar competencias en la preparación de soluciones por el método directo (a partir de la medición independiente del soluto y del solvente).

Desarrollar habilidades y competencias en la valoración o estandarización volumétrica de soluciones.

Ejercitarse en el manejo de las diferentes unidades de concentración: molaridad, "M", Normalidad, "N", porcentaje peso a peso, "ppp" y porcentaje peso a volumen, "ppv".

9.3 Materiales y reactivos

1 Beaker o Vaso de Precipitados de 100 ml.

2 Erlenmeyer 250 ml.

1 Matraz aforado de 250 ml.

1 Matraz aforado de 100 ml

1 Vidrio de Reloj

1 Bureta de 25 ml

1 Pipeta graduada de 25 ml.

1 Pipeta aforada de 10 ml.

1 Pinza para bureta

Soluciones indicadoras de fenolftaleína y azul de bromotimol.

Soluciones patrón de HCl e NaOH 0,1 M.

Solución concentrada de ácido sulfúrico.

Adicional a lo anterior, cada grupo de estudiantes deberá llevar a la práctica como implementos generales, el cuaderno de laboratorio, una blusa blanca larga, gafas de protección, guantes de cirugía, toallas de papel blancas, cinta de enmascarar y marcadores tinta indeleble. Como muestras de trabajo, deberá llevar también, un vinagre comercial, creolina, leche de magnesia y un blanqueador comercial, amoniacal.

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9.4 Fundamentación teórica Las soluciones son mezclas homogéneas de dos o más sustancias, en donde aquella que se encuentra en mayor proporción se denomina "solvente" y las demás "solutos". La proporción o relación en que se mezclan soluto y solvente, se denomina "concentración", término que equivale al de "densidad", aplicado a un asentamiento humano o al de "intensidad", en óptica y termodinámica. Las formas más frecuentes en que se expresa la proporción de soluto a

solvente, en una solución son:

9.4.1 Molaridad, M

La "molaridad, M", es la unidad de concentración más frecuente en publicaciones de ciencia o ingeniería y se define matemáticamente como "el número de moles de soluto que se hallan contenidos en cada litro de solución". La molaridad,

además de ser la unidad de concentración de más amplia aceptación, también es una unidad muy práctica en el laboratorio, cuando se trata de preparar una solución.

Así, por ejemplo, si se desean preparar 500 ml de solución de cloruro de níquel, de concentración 1,0 M, basta con pesar 64,8 gramos de NiCl2 (0,50 moles) y disolverlos en agua hasta completar 500 ml, figura 9.1.

Figura 9.1 Preparación de 500 ml de solución 1,0 M en cloruro de níquel.

La molaridad tiene varias ventajas sobre las demás formas de expresar la concentración de una solución: facilita su preparación, proporciona información cuantitativa sobre cada una de las especies reaccionantes contenidas en cada unidad de volumen y permite comparar diferentes soluciones en términos de una misma unidad estequiométrica.

9.4.2 Porcentaje peso a peso

El "porcentaje peso a peso, ppp", es una relación que expresa "los gramos de soluto que se hallan contenidos en cada 100

gramos de solución". En términos de esta unidad se expresa la concentración de muchos reactivos de laboratorio, particularmente la de aquellos que por su naturaleza gaseosa, se transportan y manipulan mejor bajo la forma de soluciones acuosas.

Sin embargo, pese a que esta forma de referirse a la concentración de una solución es cómoda para el fabricante, ya que el proceso productivo se controla mediante mediciones de densidad, no es práctica para la preparación de

Número de moles de soluto Molaridad, M = Número de litros de solución

Gramos de soluto Porcentaje peso a peso, "ppp" = 100 g. de solución

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soluciones en el laboratorio, ya que implicaría pesar por separado el soluto y el solvente y, adicionalmente, medir la densidad de la solución, una vez que esta ha sido preparada. La expresión porcentual, peso a peso, ppp, es la forma como viene referida la concentración de reactivos tales como,

los ácidos clorhídrico, HCl, fluorhídrico, HF, bromhídrico, HBr, nítrico, HNO3, sulfúrico, H2SO4, fosfórico, H3PO4 y acético, CH3COOH, entre otros. Para facilitar su conversión a unidades más prácticas en el laboratorio, todos estos reactivos traen también impresa la densidad del reactivo a 20 ºC. Siempre que la concentración de un reactivo este expresada en términos de porcentaje peso a peso, la fracción faltante para completar el 100 % del peso del producto, la constituye el agua, a menos que se especifique lo contrario. Así, por ejemplo, el ácido clorhídrico concentrado, en su presentación comercial, "HCl al 36 %", está constituido por una solución acuosa en donde el 36 % de la masa total de la solución es cloruro de hidrógeno y lo demás, agua (64 %), figura 9.2.

Figura 9.2 Composición porcentual del ácido clorhídrico concentrado.

9.4.3 Porcentaje peso a volumen

El "porcentaje peso a volumen, ppv" es una forma de referirse a la concentración de una solución, que está determinada

por el número de gramos de soluto que se hallan contenidos en cada 100 mililitros de solución. Esta unidad de concentración es muy cómoda para efectos de preparación en el laboratorio, pero tiene dos inconvenientes: En primer lugar, el porcentaje peso a volumen es una unidad muy grande para muchos propósitos de laboratorio y en segundo lugar, no aporta información alguna sobre la cantidad de especies reaccionantes, por unidad de volumen de solución.

En general, las soluciones cuya concentración se expresa en términos de porcentaje peso a volumen, suelen estar destinadas a fines genéricos, mientras que las soluciones cuya concentración se expresa en términos de "molaridad" o "normalidad", se utilizan para fines analíticos específicos. La figura 9.3 ilustra gráficamente una solución al 10 %, peso

a volumen.

Figura 9.3 Solución al 10 %, peso a volumen.

Gramos de soluto Porcentaje peso a volumen, "ppv" = 100 ml de solución

10 g. de soluto

100 ml de solución

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9.4.4 Partes por millón

Las unidades de concentración porcentuales, así como la molaridad, son unidades prácticas cuando la proporción de soluto a solvente en la solución es relativamente alta, proporción que generalmente se halla en la escala de las "partes

por mil". Sin embargo, existen muchos casos en donde la concentración regular de una solución es muy inferior a las partes por mil. Una unidad más práctica en estos casos es la conocida como "partes por millón, ppm".

Las "partes por millón, ppm", son una unidad que expresa "las partes de soluto que se hallan contenidas en un millón de

partes de solución". De acuerdo a esta definición, esta unidad equivale a "los gramos de soluto contenidos en un millón de

gramos de solución o a los miligramos de soluto contenidos en un millón de miligramos de solución". Teniendo en cuenta que

la densidad del agua es numéricamente igual a uno y que en la mayoría de los casos esta unidad de concentración se aplica a soluciones acuosas, se puede decir entonces que las partes por millón equivalen a los "gramos de soluto

contenidos en cada metro cúbico de solución o a los miligramos de soluto contenidos en cada litro de solución".

9.4.5. Preparación de soluciones

Uno de los problemas que con mayor frecuencia se deben resolver en un laboratorio de química, consiste en acondicionar la concentración de los reactivos a las necesidades específicas de trabajo. Esto, debido a que con frecuencia la concentración de los reactivos, en su presentación comercial, dista mucho de la concentración de las soluciones que se requieren en el laboratorio. Existen dos formas simples de preparar soluciones en el laboratorio: Directamente, es decir, pesando la cantidad de soluto requerida y disolviéndola hasta un volumen específico con el solvente o indirectamente, es decir, diluyendo una

solución de mayor concentración, a la dilución exacta que se requiere. Puesto que estos dos procesos están sujetos a diversos factores aleatorios, una vez preparada la solución, es necesario confirmar o rectificar su concentración mediante un proceso que se conoce como "valoración o estandarización".

Preparación de una solución por el método indirecto. La preparación de una solución por el método indirecto implica calcular previamente la dilución que es preciso realizar, para poder obtener la solución que se desea. Estos cálculos se ilustran mediante el siguiente ejemplo: Suponga que se requiere preparar 250 ml de solución de ácido sulfúrico 0,10 M, a partir de una solución concentrada cuya "densidad es 1,82 g/cc y cuya composición porcentual es del 91,11 % peso a peso"1. ¿Cuál sería el procedimiento para

prepararla? Ya que la concentración de la solución de partida esta expresada en términos de "porcentaje peso a peso" y la de la solución requerida, en términos de "molaridad", el primer pasó consiste en unificar estas dos unidades de

concentración. La concentración porcentual del reactivo de partida puede transformarse en molaridad, mediante el siguiente razonamiento simple: Decimos que 1000 ml de solución concentrada de ácido sulfúrico pesan 1820 g, por cuanto su densidad es igual a 1,82 g/cc. Estos 1820 g constituyen el 100 % de la masa de un litro de solución. Sin embargo, tan solo el 91,11 % de esta masa es ácido sulfúrico. El 8,89 % de la masa restante, lo constituye el agua. Esto significa que la concentración molar de la solución de partida puede obtenerse fácilmente, calculando el número de moles de ácido sulfúrico, que están contenidas en el 91,11 % de la masa total de un litro de solución concentrada:

1 Esta es la presentación comercial del ácido sulfúrico.

Gramos de soluto miligramos de soluto Partes por millón = = 1 m

3 de solución 1,0 litro de solución

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Estos cálculos indican que una solución de ácido sulfúrico de concentración peso a peso igual al 91,11 % y densidad 1,82 g/cc, es también una solución de concentración 16,92 M. Por lo tanto, la solución de partida es 169,2 veces más concentrada (16,92 M / 0,1 M) que la solución requerida, lo cual significa que la solución diluida puede obtenerse fácilmente, diluyendo la concentrada, 169,2 veces. Y como se requiere 250 ml de solución diluida:

Por lo tanto, para preparar 250 ml de solución de ácido sulfúrico 0,10 M, a partir de una solución de concentración peso a peso igual al 91,11 % y densidad 1,82 g/cc, se deben tomar 1,48 ml de la solución concentrada y diluirlos con agua hasta un volumen total de 250 ml.

Preparación de una solución por el método directo. La preparación de una solución por el método directo, implica calcular previamente la cantidad de soluto que es preciso pesar, para que al diluirlo a un determinado volumen de solución, se obtenga la concentración deseada. Estos cálculos se ilustran mediante el siguiente ejemplo: Suponga que se requiere prepara 250 ml de solución de hidróxido de sodio 0,10 M. ¿Cual sería el procedimiento para prepararla? Puesto que el hidróxido de sodio es un reactivo sólido, que se distribuye en forma prácticamente pura2, el cálculo se limita a conocer la cantidad del reactivo que se requiere pesar. Así, si se quisieran preparar 1000 ml de solución 0,1 M, se deberían pesar 0,1 moles de hidróxido de sodio, pero como solo se requiere preparar la cuarta parte de un litro, 250 ml, entonces se deberá pesar la cuarta parte de 0,1, es decir, 0,025 moles de hidróxido de sodio.

Por lo tanto, para preparar 250 ml de solución de hidróxido de sodio, de concentración 0,10 M, se debe pesar 1,0 g del reactivo sólido y diluirlo con agua destilada hasta un volumen total de 250 ml.

9.4.6. Titulaciones volumétricas

En el análisis volumétrico se determina la concentración de una solución, midiendo el volumen que se requiere de ella para reaccionar con un volumen fijo de otra solución, cuya concentración es perfectamente conocida. Esta operación, que se conoce como "titulación volumétrica", es el proceso mediante el cual se "valora o estandariza" la solución, una

vez que esta ha sido preparada. Como es obvio, la valoración implica el conocimiento y dominio de la estequiometría de la reacción química involucrada en el proceso. La estequiometría involucrada en el proceso de "valoración o estandarización" de una solución puede ejemplificarse

mediante la siguiente figuración: Suponga que los círculos de la figura 9.4 representan "unidades infinitesimales de volumen" de dos soluciones, cuyos solutos reaccionan instantáneamente “uno a uno” y que las figuras circunscritas (tuercas y tornillos), representan las

2 Como muchos otros reactivos sólidos, contiene trazas de impurezas y se hidrata fácilmente.

1820 g 100 % 1,0 moles de H2SO4 98,0 g

? 91,11 % ? 1658,2 g ? = 1658,2 g son realmente ácido sulfúrico ? = 16,92 moles

1 ml de solución concentrada se disuelven a un volumen total de 169,2 ml

? Para preparar 250 ml ? = 1,48 ml.

Un mol de hidróxido de sodio Pesa 40,0 g

0,025 moles ? ? = 1,0 g de hidróxido de sodio.

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partículas individuales de soluto (iones o moléculas) en cada solución. En una titilación, dichas unidades infinitesimales se asemejan a gotas, mililitros o micro litros de solución.

Figura 9.4 Volúmenes infinitesimales una solución de tuercas y otra de tornillos.

Nótese que sabiendo "que cada tornillo se corresponde exactamente con una sola tuerca", esto es, que la estequiometría de la

reacción es uno a uno, es fácil darse cuenta que cada gota de solución de la derecha, "reaccionará exactamente" con dos

gotas de solución de la izquierda. Por extensión, un mililitro de solución de la derecha, requiere para reaccionar totalmente, dos mililitros de solución de la izquierda. Esta apreciación puede generalizarse, en un montaje como el indicado en la figura 9.5, bajo la sentencia, "volumen de

agente titulante por concentración de agente titulante, es igual volumen de agente titulado, por concentración de agente titulado, o bien, volumen uno por concentración uno, es igual a volumen dos por concentración dos":

Figura 9.5 Titulación volumétrica.

El proceso de adición controlada de un volumen de solución (de concentración conocida), a un volumen fijo de solución cuya concentración se desconoce, con el propósito de establecer dicha concentración, se denomina "titulación volumétrica".

En una titulación volumétrica, la solución de concentración conocida se denomina "solución patrón" y la de concentración desconocida, “solución problema". El reactivo que se adiciona desde la bureta se conoce como "agente

V (AGENTE TITULANTE) X C (AGENTE TITULANTE) = V (AGENTE TITULADO) X C (AGENTE TITULADO)

V 1 x C 1 = V 2 X C 2

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titulante" y la sustancia que reacciona con él y que se halla presente en la solución problema se denomina "agente

titulado".

El punto en el cual, la cantidad de soluto contenida en un volumen medido solución patrón, es exactamente equivalente a la cantidad de soluto contenido en un volumen fijo de la solución problema, se conoce como "punto de

equivalencia o punto estequiométrico". Para poder detectar este punto durante una titulación volumétrica, generalmente se adiciona a la mezcla reaccionante una "sustancia indicadora".

Los indicadores son sustancias que reaccionan con el agente titulante a una velocidad inferior a la reacciona éste, con el agente titulado y que generan como producto una sustancia de aspecto contrastante con el medio. Es por esto que el indicador solo reacciona con el agente titulante, cuando ya no existe en el medio agente titulado.

9.5 Procedimiento Los estudiantes se distribuyen en dos grandes grupos o mesas de trabajo y, en cada una de ellas, en subgrupos de dos estudiantes cada uno. En el "grupo o mesa No 1", cada subgrupo deberá preparar 250 ml de solución de hidróxido

de sodio de concentración 0,1 M y luego valorarla, por triplicado, frente a una solución patrón de ácido, que se les entregará en su momento, utilizando fenolftaleina o azul de bromotimol como indicador del punto final de la valoración. Una vez preparada y valorada la solución, tomarán la propia como solución patrón, para medir, primero la concentración

básica de la solución preparada por uno de los subgrupos de la mesa No 2 y luego la concentración ácida de un vinagre comercial. Apóyese en la tabla 9.1 para consignar sus datos.

Mesa No 1. Preparación de una solución de NaOH 0,10 M.

Primera titulación Segunda titulación Tercera titulación

Alícuota de solución patrón Alícuota de solución patrón Alícuota de solución patrón

Concentración S. patrón Concentración S. patrón Concentración S. patrón

ml de solución preparada ml de solución preparada ml de solución preparada

Concentración S. preparada Concentración S. preparada Concentración S. preparada

Concentración media de la solución básica preparada por el método directo:

Precisión obtenida en la preparación de la solución básica: Exactitud con respecto a la solución Patrón:

Titulación de una solución ácida preparada en la Mesa No 2, Problema No 1, "X 1".


Alícuota de solución "X 1" Alícuota de solución "X 1" Alícuota de solución "X 1"

Concentración de solución "X 1" Concentración de solución "X 1" Concentración de solución "X 1"

ml de Solución Propia ml de Solución Propia ml de Solución Propia

Concentración S. Propia Concentración S. Propia Concentración S. Propia

Concentración media de la solución ácida preparada en la Mesa 2:

Precisión obtenida en la medición de la concentración de la solución problema, "X 1":

Exactitud, con respecto a la solución propia :

Medición de la concentración ácida de un vinagre comercial, Problema No 2, "X 2".






Concentración media del ácido acético contenido en el vinagre comercial:

Precisión obtenida en la medición de la concentración del ácido acético en el vinagre comercial:

Exactitud con respecto a la concentración de acido acético reportada en el producto comercial:

Tabla No 9.1. Hoja de trabajo para la mesa No 1.

En el "grupo o mesa No 2", cada subgrupo deberá preparar 250 ml de solución de ácido sulfúrico de concentración 0,05

M y luego valorarla, por triplicado, frente a una solución patrón de hidróxido de sodio de concentración 0,1 M, utilizando fenolftaleina o azul de bromotimol como indicador del punto final de la valoración.

Una vez preparada y valorada la solución, tomarán la propia como solución patrón para medir, primero la concentración

básica de una solución preparada por uno de los subgrupos de la mesa No 1 y luego, la concentración básica de una solución amoniacal o de un producto comercial y cotidiano de carácter básico.

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En el cuaderno de laboratorio, se deben consignar ordenadamente todas las mediciones realizadas, junto con los cálculos, resultados y variables estadísticas de las mediciones. Adicionalmente, se debe realizar, a modo de ensayo, un análisis crítico de los resultados y de las discrepancias obtenidas entre los valores experimentales y los valores teóricos o esperados.

Mesa No 2. Preparación de una solución de H2SO4 0,05 M.


Alícuota de solución patrón Alícuota de solución patrón Alícuota de solución patrón

Concentración S. patrón Concentración S. patrón Concentración S. patrón

ml de solución preparada ml de solución preparada ml de solución preparada

Concentración S. preparada Concentración S. preparada Concentración S. preparada

Concentración media de la solución ácida preparada:

Precisión obtenida en la preparación de la solución ácida: Exactitud:

Titulación de una solución básica preparada en la Mesa No 1, Problema No 1, "X 1".






Concentración media de la solución básica preparada en la Mesa 1:

Precisión obtenida en la medición de la concentración de la solución básica:

Exactitud, con respecto a la solución propia:

Error relativo, con respecto a la solución propia:

Titulación de una solución amoniacal, Problema No 2, "X 2".






Concentración media del la solución amoniacal:

Precisión obtenida en la medición de la concentración básica de la solución amoniacal:

Exactitud con respecto a la concentración de la solución propia:

Error relativo:

Tabla No 9.2. Hoja de trabajo para la mesa No 2.

9.6 Preguntas y temas de reflexión

Reflexione sobre las diferencias encontradas entre la concentración de la solución recién preparada y la concentración obtenida luego de titular.

¿A qué factores puede atribuir estas diferencias?

Describa completamente el procedimiento para preparar una solución de ácido nítrico 0,1 M, a partir de un ácido concentrado cuya concentración es del 97,5 % peso a peso y cuya densidad es de 1,5 g/cc.

Describa completamente el procedimiento para preparar una solución de ácido clorhídrico 0,1 M, a partir de un ácido concentrado cuya concentración es del 40,0 % peso a peso y cuya densidad es de 1,198 g/cc.

Describa completamente el procedimiento para preparar una solución de amoniaco 0,1 M, a partir de una solución concentrada cuya composición porcentual peso a peso es del 33,6 % y cuya densidad es de 0,882 g/cc.

Describa completamente el procedimiento para preparar una solución de cloruro de sodio de concentración 0,01 M.

Describa completamente el procedimiento para preparar una solución de glucosa de concentración 0,05 M.

Mencione cinco ejemplos industriales en donde las valoraciones ácido-base sean requeridas. Explique detalladamente cada caso.

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Defina con sus propias palabras, valoración volumétrica, punto de equivalencia e indicador de reacción.

Explique con sus propias palabras el funcionamiento de un indicador ácido base.

9.7 Alternativas variantes El proceso de preparación de soluciones por los métodos planteados en este capítulo puede ilustrarse también mediante la preparación de soluciones ácidas o básicas de otros reactivos semejantes. En realidad, siguiendo una mecánica semejante, se puede cambiar el ácido sulfúrico por cualquiera de los ácidos clorhídrico o nítrico y el hidróxido de sodio por hidróxido de potasio. Como ejemplo de aplicación práctica de las valoraciones volumétricas se puede medir la concentración de bióxido de carbono presente en una bebida carbonatada (mediante titulación con soluciones de hidróxido de sodio) y la concentración de hidróxido de magnesio presente en la "leche de magnesia", "Mylanta" o cualquier otro antiácido.

Para el primer caso es importante seleccionar una bebida carbonatada cuya coloración no enmascare la acción del indicador, mientras que para el segundo caso, es necesario diluir el producto básico comercial en proporción de 1 a 100 y homogenizar perfectamente la solución diluida, antes de tomar la alícuota para titular, ya que estos productos tienden a precipitar. Se debe tener en cuenta también que las partículas del precipitado no reaccionan tan rápido como lo hacen las sustancias en solución y por lo tanto es necesario agitar fuertemente la mezcla reaccionante después de cada adición de ácido titulante y esperar unos segundos antes de realizar la siguiente adición. Si bien la detección del punto final de esta valoración no es tan simple, se puede alcanzar el mismo propósito si se procede con cuidado.

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SOLUCIONES III MEZCLAS Y DILUCIONES Esta práctica de laboratorio está diseñada con el propósito de afianzar el manejo e ínter conversión de unidades de concentración y de propiciar un espacio para el ejercicio de los cálculos de concentración, implícitos en los procesos de dilución y mezclas de soluciones. Este aspecto de las soluciones es importante en el campo del saneamiento ambiental, por cuanto facilita la comprensión del impacto de vertimientos residuales sobre cuerpos de agua receptores.


Desarrollar habilidad y destreza en los cálculos de concentración de soluciones obtenidas por mezclas de soluciones de diferente concentración.

Fortalecer destrezas en la preparación y valoración de soluciones.

10.2 Objetivos Específicos

Desarrollar habilidades y competencias en la preparación de soluciones por los métodos de dilución.

Desarrollar habilidades y competencias en los cálculos de concentración de mezclas de soluciones.

Ejercitar las habilidades para el manejo e ínter-conversión de unidades de concentración, mediante su aplicación al caso de mezclas de soluciones.

Afianzar las destrezas para el análisis volumétrico.


1 Beaker o Vaso de Precipitados de 100 ml.

2 Erlenmeyer 250 ml.

5 matraces aforados de 100 ml.

Un Vidrio de Reloj

1 Bureta de 25 ml.

Pipetas aforadas de 5, 10 y 20 ml.

Pipeta graduada de 10 ml.

1 Pinza para bureta.

Soluciones indicadoras de Fenolftaleina y Azul de Bromo timol.

Soluciones patrón de NaOH y HCl 0,10 M. Adicional a lo anterior, cada grupo de estudiantes deberá llevar a la práctica como implementos generales, cuaderno de laboratorio, blusa blanca larga, gafas de protección, guantes de cirugía, toallas de papel blancas, cinta de enmascarar y marcadores tinta indeleble. Como elementos específicos para esta práctica, cada grupo de trabajo deberá 5 envases limpios de aproximadamente 500 ml de capacidad.

10.4 Fundamentación teórica El proceso de diluir una solución concentrada a las necesidades específicas de un propósito, es una actividad frecuente en los laboratorios química o biología. Considérese como ejemplo, el caso de una muestra de agua de mar, a la que se le debe medir su concentración en iones cloruro, calcio y magnesio. Ya que la concentración de estos iones en el agua de mar es muy alta, como para intentar una medición directa, lo que se hace normalmente es diluir

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cuantitativamente una parte de la muestra, hasta ubicar su concentración dentro del rango de medida del método

empleado, para, posteriormente, realizar la medición sobre la muestra diluida.

10.4.1 Factor de dilución

Siempre que la muestra haya sido diluida en un factor perfectamente conocido, el cálculo necesario para pasar de la concentración en la muestra diluida, a la concentración en la muestra original, es un ejercicio simple. Supóngase entonces que se toman 25 ml de la muestra original en un matraz aforado y se diluyen a 250 ml con agua destilada, dilución A. Luego de homogenizar perfectamente la solución recién preparada, se toman ahora 10 ml de

esta solución en un matraz aforado y se diluyen nuevamente con agua destilada, hasta un volumen total de 250 ml, dilución B.

Si al realizar las mediciones sobre la dilución B, se encuentra que en ella las concentraciones de calcio, magnesio y cloruro son, respectivamente, 15,0; 45,0 y 85 ppm, ¿cual será entonces la concentración de estos iones en la muestra original?

Figura No 10.1 Diluciones sucesivas.

Si se toman 10 ml de la dilución A y se diluyen a un volumen de 250 ml con agua destilada, todas las substancias que se hallan disueltas en A, estarán ahora en la solución B, 25 veces más diluidas. En general, en una operación de dilución, "el volumen final al cual se lleva la dilución, dividido por el tamaño de la alícuota, se conoce como factor de dilución,

FD". El factor de dilución es el número por el cual se debe multiplicar la concentración de un soluto en una solución diluida, para reproducir la concentración en la muestra original:

Así, el factor de dilución para pasar de la "muestra original" a la "dilución A", es igual a 10, porque 250 ml / 25 ml = 10. A su vez, el factor de dilución para pasar de la "dilución A", a la "dilución B", es igual a 25, porque 250 ml / 10 ml = 25. Por lo tanto, el factor de dilución para pasar de la "muestra original" a la "dilución B", será igual a 250, porque 10 X 25

= 250. Esto significa que la concentración en la muestra original es 250 veces mayor que la concentración en la solución B, donde se realizan las medidas. Si bien la "dilución" de soluciones es una operación frecuente en muchos laboratorios, en algunas ocasiones se hace necesario realizar el proceso inverso, es decir la "concentración". Así, por ejemplo, para poder analizar una muestra de agua lluvia, por métodos convencionales, es necesario "concentrar" primero la muestra, hasta logar que las

concentraciones de las substancias de interés, se ubiquen dentro de los rangos de medida.

25 ml de muestra 10 ml de dilución "A"

Muestra Dilución "A". 250 ml. Dilución "B". 250 ml.

Volumen total Factor de dilución, FD, = Volumen de alícuota

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10.4.2 Mezclas de soluciones

Una operación no muy frecuente en el laboratorio, pero sí muy útil en los procesos de contaminación de aguas, consiste en el cálculo de la concentración de una solución que ha sido obtenida por mezcla de diversos volúmenes de soluciones, de concentración diferente. El procedimiento de cálculo puede ilustrarse mediante el siguiente ejemplo: Suponga que se desea conocer la concentración de azúcar y etanol de un "cocktail", que ha sido preparado por combinación de 100 ml de gaseosa, 200 ml de cerveza y 50 ml de ron, sabiendo que las concentraciones individuales de cada una de estas bebidas, son las que se muestran en la tabla 10.1.

Bebidas C6H12O6, g/100 ml. CH3CH2OH, g/100 ml. Proporción / bebida

Gaseosa 8,0 0,0 100 ml

Cerveza 4,0 5,0 200 ml

Ron 6,0 40,0 50 ml

Tabla No 10.1 Concentración de azúcar y etanol de algunas bebidas.

La concentración de una mezcla de soluciones se puede calcular fácilmente a partir de las concentraciones individuales de cada solución y del tamaño o volumen de las alícuotas que componen la mezcla.

Por lo tanto:

Como puede verse, resulta muy práctico realizar este tipo de tablas para calcular la concentración de una mezcla de soluciones. En el campo del saneamiento ambiental, estas mezclas se producen cada vez que un vertimiento cae sobre un cuerpo de aguas receptor y en el caso más simple, puede resolverse tal como se ha descrito.

10.5 Procedimiento Los estudiantes se distribuyen en dos grandes grupos o mesas de trabajo y, en cada una de ellas, en subgrupos de dos estudiantes cada uno.

10.5.1 Mesa 1

Tome 5 ml de ácido clorhídrico concentrado, HCl, (densidad igual a 1,16 g/cc y concentración del 32 pp o D = 1,19 g/cc y concentración del 37 pp) y disuélvalos cuidadosa y cuantitativamente hasta un volumen total de 100 ml, "solución A". Tome ahora 5 ml de "solución A" y disuélvalos con agua hasta un volumen total de 100 ml, "solución B". Tome luego 10 ml de "solución A" y disuélvalos con agua hasta un volumen total de 100 ml, "solución C". Finalmente, tome 15 ml de "solución A" y disuélvalos con agua hasta un volumen total de 100 ml, "solución D", figura 10.2. Revisar

Figura…

Utilizando un balón aforado de 100 ml de capacidad, mezcle 10 ml de "A", 20 ml de "B", 30 ml de "C" y 40 de "D" y marque esta mezcla de soluciones como "solución E", figura 10.2.

Volumen de la mezcla: 100 ml (gaseosa) + 200 ml (cerveza) + 50 ml (ron) = 350 ml.

Azúcar en la mezcla: 8,0 g. (gaseosa) + 8,0 g. (cerveza) + 3,0 g. (ron) = 19,0 g.

Etanol en la mezcla: 0,0 g. (gaseosa) + 10,0 g. (cerveza) + 20,0 g. (ron) = 30,0 g.

350 ml 19,0 g C6H12O6 350 ml 30,0 g C6H12O6

100 ml ? 100 ml ?

? = 5,43 ppv ? = 8,57 ppv

296

Figura 10.2 Diagrama de flujo, mesa 1.

Una vez preparadas las soluciones "A", "B", "C", "D" y "E", titule cada una de ellas, por triplicado, utilizando una "solución patrón de NaOH 0,10 M" y determine su concentración. Utilice alícuotas de 3,0 ml para titular la solución "A" y de 15 ml para titular todas las demás.

Calcule la concentración del ácido concentrado inicial, de manera independiente, a partir de las concentraciones experimentales obtenidas en cada una de las soluciones "A", "B", "C", "D" y "E".

Calcule la concentración de cada una de las soluciones "A", "B", "C", "D" y "E" a partir de las características de fabricación de ácido concentrado inicial.

Calcule la concentración teórica de la solución "E", a partir de los resultados experimentales obtenidos en las titulaciones de las soluciones "A", "B", "C" y "D" y compárelas con la concentración experimental obtenida para "E".

NOTA: Para realizar las titulaciones, cargue el NaOH 0,10 M en la bureta y utilice alícuotas de 3,0 ml para titular la solución “A” y de 15 ml para titular las soluciones "B", "C", "D" y "E". Mida escrupulosamente cada alícuota y titule

cuidadosamente para ubicar correctamente el punto final de cada titulación.

10.5.2 Mesa 2 (Se afecta de igual forma…)

Pese 2,0 g de NaOH, reactivo analítico y disuélvalos cuidadosa y cuantitativamente hasta un volumen total de 100 ml, "solución A". Tome ahora 20 ml de "solución A" y disuélvalos con agua hasta un volumen total de 100 ml, "solución B". Tome luego 10 ml de "solución A" y disuélvalos con agua hasta un volumen total de 100 ml, "solución C". Finalmente, tome 5 ml de "solución A" y disuélvalos con agua hasta un volumen total de 100 ml, "solución D", figura 10.3.

Utilizando un balón aforado de 100 ml de capacidad, mezcle 20 ml de cada una de las soluciones "A", "B", "C" y "D", y complete a volumen con agua destilada. Marque esta mezcla como "solución E", figura 10.3.

Una vez preparadas las soluciones "B", "C" y "D", titule cada una de ellas, por triplicado, utilizando una "solución patrón de HCl 0,10 M" y determine su concentración.

Calcule independientemente la concentración de la "solución A", a partir de la concentración de cada una de las soluciones "B", "C" y "D". Halle la concentración media de "A" y calcule a partir de ésta, la "pureza" del reactivo, hidróxido de sodio utilizado.

HCl R. A. D = 1,16 g / cc C = 32,0 % PP

Llevar a 100 mls con agua

Dilución ”A”

Llevar a 100 mls con agua Dilución ”B”

Llevar a 100 mls con agua Dilución ”C”

Llevar a 100 mls con agua Dilución ”D”

20 mls de “A” 20 mls de agua SOLUCIÓN “E”

5,0 mls

20,0 mls

10,0 mls

5,0 mls

20,0 mls

20,0 mls

20,0 mls

297

Homogenice perfectamente la solución "E" y titúlela por triplicado, utilizando una "solución patrón de HCl 0,10

M". Determine su concentración media y registre este dato como "concentración experimental".

A partir de la concentración de las soluciones "A", "B", "C" y "D", calcule la concentración de la solución "E" y registre este resultado como "concentración teórica". Confronte la concentración teórica de "E" con el resultado

experimental y reflexione sobre las discrepancias encontradas. NOTA: Para realizar las titulaciones, cargue el HCl 0,10 M en la bureta y utilice alícuotas de 10,0 ml para titular las soluciones "B", "C", "D" y "E". Mida escrupulosamente cada alícuota y titule cuidadosamente para ubicar

correctamente el punto final de cada titulación.

Figura 10.3. Diagrama de flujo, mesa 2.


Explique las diferencias de concentración obtenidas al comparar los valores de concentración experimentales con los teóricos o esperados, en las soluciones "A" y "E".

Calcule la concentración teórica de cada una de las soluciones "A", "B", "C" y "D" y "E", a partir de la concentración rotulada en la marquilla del reactivo ácido.

Calcule la concentración teórica de cada una de las soluciones "A", "B", "C" y "D" y "E", a partir de la masa de hidróxido de sodio pesada, asumiendo que la pureza del reactivo es del 100 %.

Explique y argumente las diferencias encontradas al comparar la concentración de "E" calculado con la de "E" medido por titulación, tanto en las soluciones ácidas, como en las soluciones básicas.

Exprese las concentraciones de cada una de las soluciones preparadas, en términos de porcentaje peso a volumen.

¿Cuál sería la concentración de la solución "E", si ésta se hubiese obtenido por mezcla exclusiva de 25 ml de cada una de las soluciones "A", "B", "C" y "D"?

NaOH R. A. Pureza ≈ 100 %

Llevar a 100 mls con agua

Dilución ”A”

Llevar a 100 mls con agua Dilución ”B”

Llevar a 100 mls con agua Dilución ”C”

Llevar a 100 mls con agua Dilución ”D”

20 mls de “A” 20 mls de agua SOLUCIÓN “E”

2,0 g.

20,0 mls

10,0 mls

5,0 mls

20,0 mls

20,0 mls

20,0 mls

298

10.7 Alternativas variantes Se pueden alcanzar los mismos objetivos propuestos en esta práctica, siguiendo una metodología semejante, pero partiendo de ácido sulfúrico o nítrico concentrados, como fuente de ácido e hidróxido de potasio o calcio, como fuente de base. Si parte de ácido sulfúrico o nítrico concentrado, prepare la "solución A" llevando 2,0 ml del reactivo

concentrado hasta un volumen total de 100 ml, con agua destilada. Si parte de hidróxido de potasio, prepare la "solución A" llevando 3,0 g de KOH, reactivo analítico, hasta un volumen total de 100 ml, con agua destilada. Las soluciones restantes se obtienen a partir de "A", siguiendo el mismo procedimiento ya descrito.

En esta práctica la "solución E" constituye un ejercicio real sobre mezclas de soluciones y por tanto el objetivo central

consiste en comparar su concentración calculada (a partir de las concentraciones obtenidas por titulación en las soluciones "B", "C" y "D"), con la concentración obtenida por titulación directa de la mezcla. En este sentido, se pueden variar las proporciones de mezcla en la "solución E", casi en cualquier proporción imaginable, sin alterar los

objetivos del ejercicio. Un ejercicio adicional sujeto a la disponibilidad de tiempo, consiste en recoger las soluciones sobrantes de ácido o de base, en volúmenes perfectamente medidos, para obtener una "mezcla final, ácida o básica", cuya concentración se puede

calcular a partir de los volúmenes de mezcla y comparar con la concentración medida por titulación directa de la "mezcal final".

299


EQUILIBRIO QUÍMICO El propósito de esta práctica es aportar la experimentación necesaria para fundamentar el concepto de equilibrio en química, particularizándolo este concepto hacia el caso de los equilibrios ácido-base. Se enfatiza la aplicación del concepto hacia el manejo y preparación de soluciones buffer, preparando dos de estos sistemas y determinando su capacidad amortiguadora. Se aplica también el concepto a los equilibrios de solubilidad, mediante el estudio de la precipitación del cloruro de plomo y al efecto de “ion común”, tanto en la precipitación completa de la sal como en su

redisolución, frente a un exceso de cloruro.


Fundamentar el concepto de equilibrio en química.

Afianzar la comprensión y el manejo de los sistemas buffer.


Fundamentar experimentalmente el concepto de equilibrio en las reacciones ácido-base.

Fundamentar experimentalmente el concepto de equilibrio en las reacciones de precipitación.

Fundamentar experimentalmente el concepto de equilibrio en la solubilidad de una sustancia.

Afianzar las habilidades y competencias en estequiometría de soluciones.

11.3 Fundamentación teórica El concepto de reacción química "como un cambio permanente en la naturaleza de la materia", nos hace suponer que las reacciones químicas son procesos que se inician cuando se mezclan los reactivos y que terminan cuando todos los reactivos o alguno de ellos (el reactivo limitante) se ha agotado por completo. Pero si bien, para algunas reacciones esto es cierto (reacciones irreversibles), la verdad es que con mayor frecuencia ocurre que conforme los reactivos se van transformando en productos, estos, a su vez, reaccionan entre sí para transformarse nuevamente en reactivos, (reacciones reversibles). Esto significa que la mayoría de los cambios o transformaciones químicas están regidas, en realidad, por dos velocidades de reacción, una directa y otra inversa. Este hecho se indica en la ecuación general de una reacción típica, mediante una "doble flecha", en donde las letras minúsculas corresponden a los coeficientes de la ecuación

balanceada y las letras mayúsculas a los reactivos y productos:

La constante "K", se denomina "constante de equilibrio" y define las concentraciones molares de productos y reactivos,

una vez que la reacción ha alcanzado su estado de equilibrio, esto es, cuando ya no se observan cambios netos en las concentraciones de productos o reactivos. La constante de equilibrio tiene un valor fijo para cada reacción, siempre que la temperatura y la presión se mantengan constantes. El concepto de equilibrio y su expresión a través de una constante está soportada teóricamente mediante la "ley de

acción de masas", que establece que la velocidad de una reacción química es directamente proporcional a la

[C]

c [D]

d

aA + bB cC + dD K = [A]

a [B]

b

300

concentración de los reactivos y por el "principio de Le Chatelier", según el cual, cuando sobre un sistema químico en

equilibrio se ejerce una acción externa que modifica las condiciones del sistema, el equilibrio se desplaza en el sentido que tiende a contrarrestar la perturbación introducida. Este último, es el equivalente en química, a la "ley de acción y

reacción" en física.

Una aplicación importante del concepto equilibrio es la utilidad de estas constantes para el cálculo del pH de las soluciones acuosas de ácidos o bases débiles, así como para el cálculo de la solubilidad de muchas sustancias inorgánicas, poco solubles, de naturaleza iónica:

Así, por ejemplo, en el caso de un ácido débil "HA", el grado en el que éste se "disocia" o "fragmenta" dentro de la solución acuosa, para formar iones "H +" y "A¯ ", está determinado por el valor de la constante "K A" y esto significa,

que para conocer el pH de su solución acuosa, sea necesario conocer, no solamente su concentración molar, sino también, el valor de la constante. Un razonamiento semejante es válido para el caso de las bases débiles, de las sales débiles y, en general, de los electrolitos débiles.


Una pipeta graduada de 5,0 ml.

Pipetas aforadas de 10 y 50 ml.

Dos buretas de 25 ml de capacidad.

Una pera de succión.

Dos matraces aforados de 500 ml de capacidad.

Dos matraces aforados de 100 ml.

Dos erlenmeyers de 250 ml de capacidad.

Una varilla o agitador de vidrio.

Vasos de precipitados de 50 y 250 ml de capacidad.

Dos tubos Nessler de aproximadamente 50 ml de capacidad.

Una espátula.

Un pHmetro de mesa.

Una pipeta Pasteur.

Un frasco lavador.

Un sistema completo para filtración a vacío.

Membranas de filtración de 0,45 μ.

Plancha de calentamiento.

Etanolamina, reactivo analítico.

Solución patrón de NaOH 0,10 N.

Solución patrón de HCl o H2SO4 0,10 N.

Nitrato de plomo, Pb(NO3)2, reactivo analítico.

Cloruro de sodio, NaCl, reactivo analítico.

Agua destilada. Adicionalmente a lo anterior, cada grupo de estudiantes deberá llevar a la práctica, blusa blanca, gafas de protección, guantes de cirugía, paños adsorbentes o toallas de papel blanco (indispensable), marcadores tinta indeleble y cinta de enmascarar. También, un pipeteador casero de jeringa.

11.5 Procedimiento

11.5.1. Equilibrios ácido-base y preparación de soluciones buffer

[ H

+ ][ A¯

]

HA H+ + A ̄ K A =

[ HA ]

301

Preparación de un buffer de etanol-amina, pH = 9,25.

En un matraz aforado de 500 ml de capacidad, disuelva 3,0 ml de etanolamina anhidra, OH-CH2-CH2-NH2, en aproximadamente 100 ml de agua. Adicione 25 ml de HCl 1,0 N y lleve hasta 500 ml, con agua de la llave. Constate su pH, que debe ser de 9,51. Marque esta solución como "buffer de etanol-

amina pH = 9,5".

NOTA: La etanolamina es un líquido incoloro de densidad 1,02g/ml y masa molecular de 61,08 g/mol. Es una base débil que tiene una constante básica de "1x10¯ 4,5" y es muy soluble en agua. Para el caso de este ejercicio, los 3,0 ml del reactivo equivalen a 0,050 moles, de las cuales la mitad, 0,025, se neutralizan con los 25,0 ml del ácido clorhídrico, con el propósito de obtener una solución en donde la concentración molar de la amina y de su sal (el cloruro de etanol-amonio que se prepara in situ) sean iguales entre sí y numéricamente igual a 0,050 M. A manera de ejercicio, el estudiante debe corroborar estos cálculos.

Tome una alícuota de 50 ml del buffer recién preparado y, con la ayuda de un potenciómetro de mesa, titúlela con ácido patrón de concentración 0,1 N, hasta pH 8,5. Registre el volumen de ácido consumido y calcule la capacidad buffer del sistema mediante la relación:

En donde "CA" es la concentración del ácido y "CB" es la concentración de la base.

Tome otra alícuota de 50 del buffer de etanol-amina y, con la ayuda de un potenciómetro de mesa, titúlela con hidróxido de sodio patrón de concentración 0,1 N, hasta pH 10,5. Registre el volumen de base consumida y calcule la capacidad buffer del sistema.

Preparación de un buffer de acetatos de pH = 4,70.

Disuelva 2,96 ml de ácido acético concentrado (96 % peso a peso y densidad 1,05 g/cc) hasta un volumen total de 500 ml, con agua de la llave. Si se parte de un ácido concentrado con las características indicadas, la solución diluida será 0,1 M en ácido acético y su pH será 2,8. Constate y registre este valor en su cuaderno de laboratorio y marque esta solución como "Solución A".

Pese exactamente 4,10 g de acetato de sodio, CH3COONa anhidro y disuélvalos hasta un volumen total de 500 ml, con agua de la llave. Si se parte de una sal con las características indicadas, la solución será 0,10 M en acetato de sodio y su pH deberá ser de 8,8. Constate y registre este valor en su cuaderno de laboratorio y marque esta solución como "Solución B".

Mezcle 25 ml de cada una de las soluciones "A" y "B" en un erlenmeyer de 250 ml de capacidad y constante su valor de pH, que debe ser de 4,7. En esta solución, obtenida por mezcla de volúmenes iguales de las soluciones "A" y "B", la concentración del ácido acético será igual a la concentración del acetato de sodio y, su valor será de 0,05 M.

Con la ayuda de un potenciómetro de mesa, titule la mezcla con ácido sulfúrico 0,1 N hasta pH 3,7 y registre el volumen de ácido consumido. Calcule la capacidad buffer del sistema, de manera semejante al ejercicio anterior.

Repita los dos últimos procedimientos, pero titulando ahora con hidróxido de sodio 0,1 N hasta pH 5,7. Registre en su cuaderno de laboratorio el volumen de base consumido y calcule nuevamente la capacidad buffer del sistema.

A manera de "blanco de comparación", tome una alícuota de 50 ml de agua de la llave y mida la cantidad de ácido o de base (de concentración 0,1 N) necesaria para modificar su pH en una unidad, hacia arriba o hacia abajo y compare con los resultados obtenidos en los dos ejercicios anteriores.

CA x CB β = = Capacidad buffer del sistema. CA + CB

302

11.5.2. Equilibrios de solubilidad y efecto de ion común en las reacciones de precipitación.

Preparación de una solución de nitrato de plomo, Pb(NO3)2, 0,10 M. En un matraz aforado de 100 ml de capacidad, disuelva 3,31 g de nitrato de plomo anhidro en aproximadamente 50 ml de agua destilada. Complete a volumen, homogenice perfectamente la solución y márquela como “Solución A". Preparación de una solución de cloruro de sodio, NaCl, 0,20 M. En un matraz aforado de 100 ml de capacidad, disuelva 1,168 g de cloruro de sodio anhidro en aproximadamente 50 ml de agua destilada. Complete a volumen, homogenice perfectamente la solución y márquela como “Solución B".

Precipitación estequiométrica del PbCl2 amorfo. Mida una alícuota de 10 ml de la solución "A" y viértala en un tubo Nessler perfectamente limpio. Adicione ahora otra alícuota de 10 ml de solución "B" al tubo Nessler y homogenice la mezcla mediante agitación fuerte. A partir de esta

mezcla, lo más homogénea posible, obtenga dos porciones aproximadamente iguales, en tubos separados. Equilibrios de solubilidad a diferentes temperaturas: Para chequear el “equilibrio de solubilidad” a diferentes temperaturas, adicione a una de las porciones 10 ml de agua

destilada y caliéntela al baño maría, hasta re-disolver totalmente el precipitado. Una vez disuelto el sólido, suspenda el calentamiento y deje el tubo en reposo durante aproximadamente 30 minutos, para permitir la cristalización del precipitado. Efecto de ion común en la precipitación de una sal. Para chequear el “efecto de ion común” en los “equilibrios de precipitación”, filtre la segunda porción a través de una

membrana de 0,45 μ y recoja el sobre-nadante en un tubo de ensayo limpio. Utilizando una pipeta Pasteur, adicione al filtrado, gota a gota, 2,0 ml más de solución de cloruro de sodio, observando atentamente y registrando los cambios ocurridos. Efecto de ion común en la redisolución de un precipitado. Finalmente, adicione 5,0 ml más de solución de cloruro de sodio a la mezcla y homogenice por agitación hasta re-disolver nuevamente el precipitado recientemente formado. Explique en su cuaderno de laboratorio, mediante ecuaciones químicas balanceadas, los hechos observados.


En la preparación de la solución de etanol-amina, ¿cual debería ser el pH antes de adicionar el ácido?

Demuestre que el pH de la solución de etanolamina, después de adicionar el HCl es de 9,5.

¿Cual sería el pH de la solución de etanol-amina, si en lugar de adicionar 25,0 ml de HCl, adiciona 50 ml?

Compare la capacidad buffer experimental del sistema con la calculada.

En la preparación de la solución de ácido acético, "solución A", demuestre que el pH de la solución es el indicado.

Pb

2+ + 2 Cl¯ PbCl2 (SÓLIDO) Equilibrio de precipitación.

PbCl2 (SÓLIDO) + Cl ̄ PbCl3¯ (EN SOLUCIÓN) Equilibrio de complejación.

303

En la preparación de la solución de acetato de sodio, "solución B", demuestre que el pH de la solución es el indicado.

Demuestre que el pH del buffer de acetatos es 4,7.

En la precipitación estequiométrica del cloruro de plomo, ¿cual es la concentración de la sal que permanece en la solución, después de la precipitación?

En relación con la cristalización del precipitado de cloruro de plomo, reflexione sobre la dependencia del valor de la constante de equilibrio, "K PS", en función de la temperatura.

Observe y reflexione sobre el desplazamiento del equilibrio en la precipitación del cloruro de plomo, cuando se adiciona un pequeño exceso de cloruro de sodio.

Observe y reflexione sobre los equilibrios de "precipitación" y "complejación" que se producen cuando se adiciona un gran exceso de cloruro de sodio.

11.7 Alternativas variantes Como alternativas variantes de esta práctica, se pueden preparar sistemas buffer de bicarbonatos, fosfatos y boratos, para satisfacer los propósitos del equilibrio ácido-base. A su vez, los equilibrios de solubilidad, precipitación, cristalización y redisolución de precipitados, pueden ejemplificarse con sales como el nitrato de potasio, cloruro de plata y el yoduro de plomo.

304


ESPONTANEIDAD E INDUCCIÓN Esta práctica está diseñada con el propósito de afianzar en el estudiante los conceptos de "reacciones redox", "reacciones espontáneas", "reacciones inducidas", "entalpía de reacción" y "energía de activación". Se trata de una práctica

en donde la observación cuidadosa de experimentos sencillos, ilustra de manera clara y concluyente estos conceptos, que deben ser previamente expuestos en clase.


Afianzar la comprensión de las reacciones redox y su naturaleza dual, conformada por semi-reacciones ligadas a un par eléctrico.

Consolidar los conceptos de "reacción redox", "energía de activación", "espontaneidad e inducción", "entalpía" y "entropía".

12.2 Objetivos Específicos

Fortalecer la comprensión de las reacciones redox.

Argumentar experimentalmente los conceptos de "reacción redox", "energía de activación", "espontaneidad e

inducción", "entalpía" y "entropía".

Fortalecer las habilidades y competencias para el diseño experimental.

12.3 Fundamentación teórica Una "reacción redox" es aquella en la que ocurren cambios en los números de oxidación, de algunos de los átomos que constituyen las sustancias involucradas en el proceso. Constituyen ejemplos, la combustión del gas propano y la oxidación del hierro a la intemperie:

Una "reacción espontánea" es una reacción que ocurre naturalmente cuando se ponen en contacto los reaccionantes. En la mayoría de los casos, mas no siempre, las reacciones espontáneas son "exotérmicas", es decir, liberan energía

hacia los alrededores, figura 12.1. El término "entalpía de reacción, ∆H" se utiliza para referirse a la cantidad de energía que cede o absorbe un sistema

que reacciona a presión constante. Por convención, si la energía es liberada por el sistema, es decir si la reacción es exotérmica, entonces el cambio entálpico, "∆H" será negativo. A su vez, si la energía es absorbida por el sistema, es decir si la reacción es endotérmica, entonces el cambio entálpico, "∆H" será positivo.

En principio, el carácter exotérmico favorece la espontaneidad de una reacción, pero no la garantiza. Para poder predecir la espontaneidad de una reacción química, es preciso conocer no solamente la entalpía de la reacción, "∆H", sino también la "entropía del sistema, ∆S". La "entropía" es una medida "del orden o aleatoriedad del sistema", es decir de

la mayor o menor complejidad en que se ordenan los átomos en el espacio, figura 12.2.

(- 4) (+1) (0) (+4) (- 2) Números de oxidación.

CH 3 CH 2 CH 3 (G) + 5 O 2 (G) 3 CO 2 (G) + 4 H 2 O (G) (0) (0) (+ 3) (- 2) Números de oxidación.

4 Fe (S) + 3 O 2 (G) 2 Fe 2 O 3 (S)

305

Figura 12.1 Entalpía de reacción.

Por convención, cuanto mayor es la complejidad de la molécula, menor es su entropía y a la inversa. Así, por ejemplo, moléculas orgánicas altamente ordenadas como los lípidos, los carbohidratos o las proteínas, tienen bajos valores de entropía, mientras que moléculas mucho más simples como el agua y el bióxido de carbono, poseen altos valores de entropía. Es por esto que una vez que cesa la fuente de energía externa que sostiene el orden (es decir, cuando el organismo muere), dichas moléculas tienden espontáneamente hacia el desorden, es decir hacia la disgregación en moléculas mucho más simples, cuyo orden o complejidad comparativa, es relativamente menor. Cuanto mayor es el desorden o libertad de movimiento de los átomos o moléculas de un sistema, mayor será su entropía y a la inversa. Sin embargo, como el movimiento y la temperatura están directamente relacionados entre sí y con el orden del sistema, en el cero absoluto de temperatura, la entropía de una sustancia deberá ser también igual a cero.

Figura 12.2 Entropía de disolución.

La "segunda ley de la termodinámica", aplicada a las reacciones químicas, establece que las reacciones espontáneas

incrementan la entropía del universo. Para poder determinar la espontaneidad de una reacción, es preciso hacer uso del concepto de "energía libre de Gibbs", el cual se define matemáticamente como:

En donde "∆S" representa el cambio en el orden del sistema, "∆H", la entalpía de reacción y "T", la temperatura absoluta. Todos los sistemas reaccionantes para los cuales "∆G" posee valores negativos, son espontáneos.

Los productos contienen más energía que los reactivos: el sistema "absorbe energía" de su

entorno: Proceso endotérmico.

En

er

gía

del s

istem

a

Avance de la reacción

Entalpía: cambio energético

durante la reacción

Productos

Reactivos

Los productos contienen menos energía que los reactivos: el sistema "libera energía" hacia

su entorno: Proceso exotérmico.

Avance de la reacción

Reactivos

Productos

∆G = ∆H — T∆S

306

Cuando "∆G" es positivo, la reacción no ocurre, salvo que se adicione energía al sistema desde los alrededores. Esto justamente es lo que ocurre con las "reacciones inducidas", que es necesario "forzarlas" inyectando energía al sistema.


Tres tubos Nessler de aproximadamente 50 ml de capacidad.

Tres tubos de ensayo.

Una gradilla.

Una caja Petri.

Pinza para bureta.

Un soporte universal.

Solución de AgNO3, aproximadamente 0,10 M.

Solución de CuSO4, aproximadamente 0,10 M.

Solución de NaI, aproximadamente 0,05 M.

Cloruro de potasio.

Hidróxido de sodio. Adicional a lo anterior, cada grupo de estudiantes deberá llevar a la práctica como implementos generales, cuaderno de laboratorio, blusa blanca larga, gafas de protección, guantes de cirugía, toallas de papel blancas, cinta de enmascarar y marcadores tinta indeleble. Como elementos específicos, cada grupo de trabajo deberá llevar aproximadamente 1,5 m de cable de cobre grueso, sin pelar, una pila de 9 voltios o, preferiblemente, un adaptador de corriente y cinta aislante.

12.5 Procedimiento En esta práctica se estudiarán los siguientes cuatro sistemas reaccionantes:

12.5.1 Sistema 1. Reacción redox espontánea, AgNO3 0,10 M y cobre elemental.

Tome en un "tubo Nessler", aproximadamente 25 ml de solución de nitrato de plata 0,10 M y tápelo herméticamente. Pele ahora un trozo de cable de cobre y enrósquelo de tal forma que al sumergirlo dentro de la solución anterior, sobresalga aproximadamente 1,0 cm. de alambre, por sobre la superficie líquida.

Observe cuidadosamente el aspecto inicial del alambre de cobre y de la solución y registre estos datos en el cuaderno de laboratorio.

Destape el tubo e introduzca el cobre en la solución. Tape herméticamente y mantenga el tubo en reposo, en un lugar visible, durante aproximadamente 30 minutos, observando y registrando los cambios en el cuaderno de laboratorio.

12.5.2 Sistema 2. Reacción redox espontánea, CuSO4 0,10 M y hierro elemental.

Tome en un "tubo Nessler", aproximadamente 25 ml de solución de sulfato de cobre 0,10 M y tápelo herméticamente.

Sumerja dentro de la solución una mota alargada de virutas de hierro (esponjilla), procurando que sobresalga aproximadamente un cm., por sobre la superficie líquida.

Observe cuidadosamente todos los cambios del sistema durante aproximadamente quince minutos y luego filtre la mezcla sobre un papel cualitativo.

307

Lave el residuo con una pequeña porción de etanol3 y describa mediante ecuaciones químicas balanceadas

las reacciones ocurridas.

12.5.3 Sistema 3. Reacción redox inducida, NaI 0,05 M y energía eléctrica.

Tome en un "tubo Nessler", aproximadamente 40 ml de solución de NaI4 0,05 M y ajuste el tubo a un soporte universal, con la ayuda de una pinza para bureta.

Tome dos trozos de cable eléctrico (de cobre), de aproximadamente 20 cm. de longitud y retire el recubrimiento plástico de sus extremos, dejando aproximadamente 2,0 cm. del metal expuesto en cada extremo.

Ate un extremo de cada uno de los trozos a los polos positivo y negativo de una pila o adaptador eléctrico.

Ajuste el extremo libre de uno de los cables a la parte superficial de la solución contenida en el tubo y sumerja el otro hasta el fondo de la misma, figura 12.3.

Conecte el adaptador a la corriente eléctrica (aproximadamente a 9 o 12 voltios) y observe con detenimiento durante aproximadamente cinco minutos.

Invierta la polaridad del sistema eléctrico y observe nuevamente el sistema. Registre en el cuaderno de laboratorio los hechos observados.

Suspenda el fluido eléctrico y lave perfectamente los extremos de los cables que han estado sumergidos en la solución.

Figura 12.3 Montaje para la descomposición electrolítica del "NaI".

Arme nuevamente un sistema semejante al anterior, pero esta vez con la solución de NaI contenida dentro de una caja de Petri, a la cual se le han adicionado unas gotas de fenolftaleina. Conecte el circuito y registre sus

observaciones.

Intente explicar los hechos observados mediante las ecuaciones que describan las "semi-reacciones" independientes en cada uno de los electrodos.

3 Cualquier metal en estado de agregación muy fino, se oxida rápidamente con el oxígeno atmosférico o con el cloro contenido en

el agua de la llave. 4 Se puede utilizar también yoduro de potasio.

Soporte universal

Pinza

Corriente directa

Solución de NaI / KI

308

¿Qué elementos componen la corriente eléctrica en la solución y en los alambres conductores?

12.5.4 Sistema 4. Energía de solvatación, agua/cloruro de potasio.

Con una pipeta graduada, mida 8 ml de agua destilada y viértalos en un tubo de ensayo perfectamente limpio.

Coloque el bulbo de un termómetro dentro del agua y registre su temperatura.

Adicione al agua 2,0 g de cloruro de potasio, KCl, y disuélvalos mediante agitación rápida y fuerte.

Coloque ahora el termómetro dentro de la solución y registre nuevamente la temperatura.

Registre en su cuaderno de laboratorio las diferencias de temperatura y explíquelas en términos de los conceptos de entalpía y entropía.

Finalmente, vierta la solución de cloruro de potasio en el recipiente indicado para ello, con objeto de recuperar el reactivo.

12.5.5 Sistema 5. Energía de solvatación, agua/hidróxido de sodio.

Con una pipeta graduada, mida 8 ml de agua destilada y viértalos en un tubo de ensayo perfectamente limpio.

Coloque el bulbo de un termómetro dentro del agua y registre su temperatura.

Adicione al agua 2,0 g de hidróxido de potasio, NaOH, y disuélvalos mediante agitación rápida y fuerte.

Coloque ahora el termómetro dentro de la solución y registre nuevamente la temperatura.

Registre en su cuaderno de laboratorio las diferencias de temperatura y explíquelas en términos de los conceptos de entalpía y entropía.


Explique los cambios observados en el sistema "AgNO3 / Cu", a través del tiempo, argumentando sus exposiciones con ecuaciones químicas balanceadas.

Explique los cambios observados en el sistema "CuSO4 / Fe", a través del tiempo, argumentando sus exposiciones con ecuaciones químicas balanceadas.

Explique las diferencias observadas en el sistema "CuSO4 / Fe", al emplear hierro en diferentes estados de agregación.

¿Porque no se adhiere con firmeza la plata al alambre de cobre o el cobre a las virutas de hierro?

Explique los cambios observados en el sistema "NaI / Energía", a través del tiempo y argumente sus explicaciones mediante ecuaciones químicas balanceadas.

Explique, en términos de "energías de enlace", los cambios de temperatura observados en los sistemas cuatro y

cinco.

Defina con sus propias palabras, reacción redox, reacción inducida, reacción espontánea, energía de activación, entalpía y entropía.

Cite diez ejemplos de reacciones redox espontáneas cotidianas y 10 de reacciones inducidas.

309

12.7 Alternativas variantes Como variantes alternativas de esta práctica se pueden estudiar también los sistemas de cinc metálico en soluciones de sulfato de cobre, "Zn / CuSO4", para el caso de reacciones redox espontáneas y el sistema bromuro de sodio o de potasio, "NaBr / Energía", para el caso de reacciones redox inducidas. Los montajes experimentales son semejantes.

Como ejemplo clásico de "energía de activación" y "reacciones redox espontáneas", se puede estudiar también la

combustión del magnesio con el oxígeno contenido en el bióxido de carbono. En esta práctica se puede realizar una comparación cualitativa de la "entalpía" de la combustión del magnesio con el oxígeno del aire, con la correspondiente combustión del magnesio con el oxígeno contenido en el CO2. Para realizar esta variante, proceda de la siguiente forma:

Utilizando pinzas y una pequeña segueta de acero, prepare un cubo de bióxido de carbono o "hielo seco" de aproximadamente "10 x 10 x 10" cm. de lado. Corte el cubo a la mitad y excave en cada una de ellas, un hoyo

de aproximadamente 3 cm. de radio, sobre una de sus caras, figura 12.4.

Figura 12.4 Cortes esquemáticos en el bloque de CO2.

Pese aproximadamente 3,0 g de magnesio (en una sola tira) y enróllela en una espiral corta.

Con la ayuda de un mechero, encienda uno de sus extremos y tan pronto como el metal comience a arder, introdúzcalo en el orificio de uno de los fragmentos de hielo seco. Tápelo inmediatamente con el otro fragmento y observe atenta y cuidadosamente hasta que finalice la reacción.

Separe nuevamente los fragmentos de hielo seco y observe los productos.

Retire cuidadosamente el carbono formado y lávelo sobre un papel filtro, primero con solución diluida de ácido clorhídrico y luego con agua de la llave.

Seque el carbono en una estufa a 80 ºC y péselo para determinar a partir de esta masa, la correspondiente masa del magnesio que se oxidó. Confronte este dato con la masa real del magnesio.

Mediante un breve ensayo, explique los cambios observados y reflexione sobre los cambios ocurridos en la entalpía del sistema.

Cubo de CO 2 Cubo segmentado Fragmentos horadados.

310


COLORIMETRÍA El propósito de esta práctica es proveer al estudiante las experimentaciones básicas en que se fundamentan los "métodos fotométricos" y ofrecerle una visión general de su inmenso potencial como herramienta de análisis en química. Estos objetivos se logran mediante el estudio de tres sistemas colorimétricos: "Dicromato de potasio, K2Cr2O7", "sulfato

de cobre, CuSO4 / NH3 concentrado" y "cloruro férrico-tiocianato de potasio".


Introducir al estudiante en el fundamento de las técnicas colorimétricas de análisis.

Argumentar experimentalmente el fundamento de los métodos fotométricos.


Desarrollar habilidades y competencias en las operaciones básicas del análisis colorimétrico.

Reconocer las principales variables físicas que determinan las bondades de los métodos colorimétricos, tales como la "transmitancia", la "absorbancia" y el ancho de celda o "camino óptico".

Aportar elementos experimentales para la comprensión de los métodos fotométricos.

Ilustrar experimentalmente los conceptos de sensibilidad, precisión y límite de detección de un método analítico.

13.3 Fundamentación teórica Se conocen como "métodos colorimétricos" de análisis químico, a las diferentes formas de medir la concentración de

una sustancia, basadas en la comparación visual de la intensidad del color de sus soluciones. En la actualidad, prácticamente todas las técnicas colorimétricas han evolucionado hacia la "espectrofotometría", una metodología

mucho más refinada, pero basada en los mismos principios. No obstante lo anterior, las prácticas de colorimetría tienen una especial importancia didáctica, en la medida en que permiten comprender fácilmente el fundamento de la fotometría y sus aplicaciones y limitaciones. Todas las técnicas analíticas basadas en la medición de la energía radiante, que se absorbe o se transmite a partir de una sustancia que se encuentra dispersa en una solución, se denominan "métodos fotométricos o espectrofotométricos". Estas técnicas se basan en la aplicación de la "Ley de Lambert-Beer", según la cual, la energía absorbida por una sustancia es

directamente proporcional a su concentración. Con frecuencia, el nombre específico de un método fotométrico, alude a la región del espectro electromagnético dentro del cual se realiza la medición, figura 13.1. Así por ejemplo, se habla de espectroscopia de RMNH ', Infrarroja, VIS5 o UV, para referirse a los métodos espectrofotométricos que miden la energía absorbida en la región de las

ondas de radio, el infrarrojo, el visible o el ultravioleta. Cada uno de estos métodos tiene un campo específico de aplicaciones en química analítica.

13.3.1 Espectrofotometría de Absorción

5 Los ejercicios colorimétricos realizados en esta práctica, se realizan en la región visible del espectro electromagnético.

311

Con frecuencia relacionamos intuitivamente la concentración de una sustancia coloreada, que se halla disuelta en una solución, con la intensidad del color de la solución. Así, cuando el color de la solución es muy intenso, asumimos que la concentración de dicha sustancia en la solución es muy alta y cuando el color es muy tenue, que su concentración es muy baja. Esta relación, efectivamente existe para muchas sustancias, mas no para todas.

Figura 13.1 Espectro electromagnético y rango visible.

Para que la concentración de una sustancia pueda ser determinada con base en su propiedad de absorber energía radiante, debe existir una correspondencia lineal entre su concentración y la magnitud de su "absorción", en alguna

región del espectro electromagnético. Este requisito se expresa también diciendo que la sustancia debe cumplir la ley de "Lambert-Beer", ecuación que expresa la relación matemática entre la concentración de una sustancia y la magnitud

de su absorción de energía, figura 13.2. De acuerdo con esta ley,

En donde "T" es la “Transmitancia” o cociente entre la intensidad de la luz emergente, "IE" y la intensidad de la luz incidente, "IO". A su vez, “b” es el "camino óptico" o ancho de celda, "c" la concentración molar de la sustancia que se mide y "k", una constante de proporcionalidad llamada, “absortividad molar”. El Término "- Ln T" se conoce como "absorbancia" y se representa por "A".

Figura 13.2 Diagrama esquemático de un fotómetro.

I E Ln = ─ Ln T = K b C = A I O

312

Realizando la conversión de logaritmo natural a logaritmo decimal, la anterior ecuación puede expresarse como:

Nótese que si el "camino óptico, b" se mantiene constante para un conjunto de mediciones fotométricas, entonces la "absorbancia, A" depende solamente de la concentración de la sustancia absorbente. Estas reglas se aplican también en "colorimetría". En colorimetría, las mediciones se efectúan construyendo primero "una curva de calibración", que corresponde a las "soluciones patrón", sobre las cuales se interpolan las muestras, en tanto que la medición de la "absorbancia" se realiza

por comparación visual del analista. En fotometría, los equipos disponibles en el mercado, almacenan en su memoria un gran número de "curvas de calibración", para el análisis de diversas especies, en diversas escalas de concentración, mientras que la medición de la "absorbancia" se realiza instrumentalmente con luz monocromática.

Pese a la complejidad aparente de los métodos fotométricos, su fundamento es esencialmente el mismo que el de los métodos colorimétricos. Por esta razón, un primer acercamiento a la fotometría, lo constituyen las prácticas colorimétricas.


8 tubos de ensayo idénticos, de 25 o 50 ml de capacidad.

2 gradillas para tubo de ensayo.

Una pipeta graduada de 10 ml.

Una pera de succión.

Un vidrio de reloj.

Una espátula.

Un balón aforado de 1000 ml de capacidad.

Un balón aforado de 500 ml de capacidad.

Un frasco lavador.

Dicromato de potasio, R. A.

Sulfato de cobre, R. A.

Amoniaco concentrado, 30-33 % peso a peso.

Cloruro férrico R. A.

Tiocianato de potasio al 1 %. Adicionalmente a lo anterior, cada grupo de estudiantes deberá llevar a la práctica, blusa de laboratorio, gafas de protección, guantes de cirugía, paños adsorbentes o toallas de papel blanco (indispensable), marcadores tinta indeleble y cinta de enmascarar.

13.5 Procedimiento

13.5.1 Sistema 1. Soluciones de dicromato de potasio

En este ejercicio se ilustran las mediciones colorimétricas con una sustancia, que como el dicromato de potasio, es coloreada en sí misma y, por tanto, se puede medir por colorimetría directa, sin adición de reactivos de coloración. El ejercicio consiste en preparar una serie de soluciones de dicromato de potasio, de concentración conocida y en determinar la concentración de una solución problema, por comparación visual con dicha escala, figura 13.3. Proceda de la siguiente forma:

Pese 0,5 g de dicromato de potasio anhidro y disuélvalos hasta 500 ml con agua destilada, para obtener una "solución patrón de concentración 1000 ppm".

Disuelva 50 ml de "solución patrón 1000 ppm", en agua destilada, hasta un volumen total de 500 ml, para obtener una "solución stock de dicromato de potasio" de concentración 100 ppm.

A = 2,303 kbc

313

Utilizando tubos de ensayo, prepare a partir de la "solución stock", soluciones de dicromato de potasio de concentración 5, 10, 15, 20 y 25 ppm6. Marque perfectamente los tubos y colóquelos, en orden creciente de

concentración, en una gradilla.

Figura 13.3. Variación de la intensidad del color en soluciones de K2Cr2O7 de diferente concentración.

Adicione un tubo más, que contenga 20 ml de agua destilada y márquelo como "blanco de reactivos".

Disponga ahora los tubos al azar e intente acomodarlos, en orden creciente de concentración, apoyado únicamente en la inspección visual de las soluciones, sobre un fondo blanco.

Determine la concentración de una "muestra problema" (que le será entregada por el instructor), confrontando la intensidad de su coloración con la escala recién preparada.

Si la intensidad del color de la solución problema es mayor que la del patrón más concentrado, dilúyala cuantitativamente con agua destilada, hasta colocarla dentro del rango de medida.

13.5.2 Sistema 2. Soluciones de sulfato de cobre

En este ejercicio se ilustran las mediciones colorimétricas con una sustancia débilmente coloreada, pero cuyo color puede intensificarse por adición de un reactivo de coloración o revelado, que en este caso es el amoniaco. El ejercicio consiste en preparar una serie de soluciones de sulfato de cobre, de concentración conocida y en determinar la concentración de una solución problema, por comparación con la escala, figura 13.4.

Pese 0,5 g de sulfato de cobre (anhidro o su equivalente en sal hidratada) y disuélvalos hasta 500 ml, con agua destilada, para obtener una "solución patrón de concentración 1000 ppm".

Utilizando tubos de ensayo, prepare a partir de la "solución patrón", soluciones de sulfato de cobre de concentración 50, 100, 150, 200 y 250 ppm7. Marque perfectamente los tubos y colóquelos, en orden creciente de concentración, en una gradilla.

Adicione un tubo más, que contenga agua destilada y márquelo como "blanco de reactivos".

6 Si utiliza tubos de 20 ml de capacidad, adicione 1, 2, 3, 4 y 5 ml de "solución stock" y complete a 20 ml con agua destilada, para

obtener las concentraciones de 5, 10, 15, 20 y 25 ppm. 7 Si utiliza tubos de 20 ml de capacidad, adicione 1, 2, 3, 4 y 5 ml de "solución stock", para obtener las concentraciones de 50, 100,

150, 200 y 250 ppm, completando a 20 ml con agua destilada.

Vista transversal

Vista frontal

314

Disponga ahora los tubos al azar e intente acomodarlos, en orden creciente de concentración, apoyándose únicamente en la inspección visual de las soluciones, sobre un fondo blanco.

Adicione a cada tubo 1,0 ml de amoniaco concentrado, homogenice perfectamente y repita el paso anterior.

Figura 13.4. Variación de la intensidad del color en soluciones de CuSO4 de diferente concentración.

Determine la concentración de sulfato de cobre en una "muestra problema", a la que previamente le ha desarrollado su coloración por adición de 1,0 ml de amoniaco concentrado, confrontando la intensidad de su color, con la escala de patrones preparada.

Si la intensidad del color de la solución problema es mayor que la del patrón más concentrado, dilúyala cuantitativamente con agua destilada, hasta colocarla dentro del rango de medida.

13.5.3 Sistema 3. Soluciones de ion férrico

En este ejercicio se ilustran las mediciones colorimétricas con sustancias incoloras, que son susceptibles de transformarse cuantitativamente en sustancias coloreadas, mediante la preparación de un derivado. El ejercicio consiste en preparar una serie de soluciones patrón de cloruro férrico, de concentración conocida y en determinar la concentración de una solución problema, en esta escala, previo desarrollo de la coloración con solución de tiocianato de potasio. Las soluciones diluidas de ion férrico reaccionan con el reactivo "tiocianato de potasio, KCNS", para formar el ion complejo, "hexatiocianato férrico", una sustancia de color rojo oscuro que posibilita la cuantificación del hierro por colorimetría:

Pese 0,5 g de cloruro férrico y disuélvalos en aproximadamente 200 ml de agua. Adicione 2,0 ml de ácido clorhídrico 1,0 M para facilitar la disolución de la sal y complete a 500 ml con agua destilada en un balón aforado, para obtener una "solución patrón de concentración 1000 ppm".

Tome 20 ml de "solución patrón 1000 ppm" y diluya a 500 ml para obtener una "solución stock de concentración

igual a 40 ppm".

Vista transversal

Vista frontal

Fe3+ + 6 CNS¯ Fe(CNS)63−

Amarillo Rojo

315

Utilizando tubos de ensayo, prepare a partir de la "solución stock", soluciones de cloruro férrico de concentración 2, 4, 6, 8 y 10 ppm8. Marque perfectamente los tubos y colóquelos, en orden creciente de concentración, en una gradilla.

Adicione un tubo más, que contenga agua destilada y márquelo como "blanco de reactivos".

Adicione a cada tubo 1,0 ml de solución de tiocianato de potasio al 1 % y 1,0 ml de ácido clorhídrico 2,0 M. Homogenice bien las mezclas.

Disponga ahora los tubos al azar e intente acomodarlos, en orden creciente de concentración, apoyándose únicamente en la inspección visual de las soluciones, sobre un fondo blanco.

Determine ahora la concentración de cloruro férrico en una "muestra problema", a la que previamente ha sometido a un tratamiento semejante.

Procediendo de manera semejante, mida la concentración de hierro en una muestra real, que puede estar formada por agua subterránea.


Reflexione sobre la precisión, exactitud, sensibilidad y límite de detección de cada uno de los ejercicios colorimétricos realizados en esta práctica de laboratorio.

¿Qué requisitos debe cumplir una sustancia, para que pueda ser medida por colorimetría?

¿Qué requisitos deben cumplir las muestras?

¿Qué requisitos deben cumplir los tubos y el material del que están hechos?

¿Cómo influye el "camino óptico" en la sensibilidad del método?

¿Qué ventajas ofrece un fotómetro sobre la medición por inspección visual?

¿Qué ventajas tiene el uso de luz monocromática sobre la comparación con luz blanca?

Mencione algunas limitaciones de la colorimetría, como método de análisis químico.

Cite otros métodos de análisis químico, basados en la percepción sensorial.

Defina con sus propias palabras, luz monocromática, camino óptico, transmitancia y absorbancia.

13.7 Alternativas variantes Como alternativas variantes de esta práctica, se pueden preparar escalas colorimétricas con soluciones de cloruro, nitrato o sulfato de níquel, en el rango de 20 a 100 ppm. El color de las soluciones se intensifica por adición de unas pocas gotas de amoniaco concentrado. También se pueden preparar escalas colorimétricas con soluciones de fosfatos en el rango de 2 a 20 ppm, desarrollando el color por adición de 1,0 ml de molibdato de amonio 0,1 M y 1,0 ml de amoniaco concentrado. El fosfomolibdato de amonio que se forma, confiere a las soluciones una coloración amarilla característica.

8 Si utiliza tubos de 20 ml de capacidad, adicione 1, 2, 3, 4 y 5 ml de "solución stock", para obtener las concentraciones de 2, 4, 6, 8

y 10 ppm, completando a 20 ml con agua destilada.

316

Para cualquiera de las opciones dadas, es importante enfatizar durante el desarrollo de la práctica la importancia del camino óptico en la sensibilidad del método, el rango de medida, los límites de detección y la posibilidad de medir la concentración de muestras problemas en cada una de las escalas.

317


TEORÍA DE LOS GASES El propósito de esta práctica es aportar evidencias experimentales que sirvan de sustento para la comprensión de las leyes que rigen el comportamiento de los gases. Este propósito se alcanza mediante la observación cuantitativa de los cambios de volumen que experimenta una masa gaseosa, en respuesta a los cambios de temperatura, de presión y de número de moles. Por comodidad en el laboratorio, los estudiantes se dividen en grupos de a tres estudiantes cada uno. Dos grupos estudian la "ley de Charles-Gay Lussac", dos más la "Ley de Boyle" y dos más, el "principio de Avogadro". La

interpretación de los datos se realiza mediante exposición y discusión grupal de los resultados, bajo la dirección del tutor o profesor. El estudio de las variaciones del volumen de los gases, en función de las variaciones de presión o de temperatura, se realiza con muestras de aire, mientras que el estudio del principio de Avogadro se realiza con muestras de hidrógeno, generado "in situ".


Argumentar experimentalmente las leyes que determinan el comportamiento de los gases.

Desarrollar habilidad y práctica en el trabajo experimental con gases.


Argumentar experimentalmente la "Ley de Charles-Gay Lussac".

Argumentar experimentalmente la "Ley de Boyle".

Argumentar experimentalmente el "Principio de Avogadro".

Desarrollar habilidad para el análisis y deducción de hipótesis, a partir de datos experimentales.

14.3 Fundamentación teórica Si bien las diferentes sustancias en su forma gaseosa, difieren ampliamente en sus propiedades químicas, la mayoría de ellas comparte muchas de sus propiedades físicas. Así, por ejemplo, todos los gases adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene; todos los gases responden con cambios de volumen a los cambios de presión o de temperatura y todos los gases están compuestos por partículas en rápido y caótico movimiento, cuya manifestación macroscópica se percibe bajo la forma de presión. Existen tres leyes básicas que rigen el comportamiento de los gases, la "ley de Charles-Gay Lussac", la "ley de Boyle" y el "Principio de Avogadro". Estas tres leyes se condensan en una sola, que se conoce como la "Ley universal de los gases

ideales". Y puesto que todas las sustancias pueden existir en el estado gaseoso, la ley de los gases ideales es, en

realidad, una ley universal de la materia.

14.3.1 Ley de Charles-Gay-Lussac

Una de las generalizaciones que comparten muchos gases es la que expresa la relación existente entre la temperatura y el volumen. De acuerdo con esta relación, "cuando la presión es constante, todos los gases se expanden y

contraen en proporción directa a los cambios de temperatura". Esta generalización de los gases se conoce como la ley de "Charles-Gay Lussac", en reconocimiento a Jacques Charles y Joseph Gay Lussac, quienes la formularon en 1787.

318

Figura 14.1 Relación entre temperatura y volumen.

Que una masa gaseosa ocupe un volumen mayor conforme se eleva su temperatura, significa que su densidad disminuye cuando se calienta y, en consecuencia, que asciende sobre las masas frías. Esta observación dio origen a la navegación en globos y dirigibles y es la principal causa de las variaciones del clima (vientos, lluvias, etc.) en la tierra.

14.3.2 Ley de Boyle

Otra de las generalizaciones que comparten los gases, es aquella que expresa la relación existente entre la presión y el volumen. De acuerdo con esta relación, "cuando la temperatura es constante, el volumen de un gas es inversamente

proporcional a la presión ejercida sobre él", figura 14.2. Esta generalización se le reconoce al inglés Robert Boyle, quien la formuló por primera vez en 1787.

Figura 14.2 Relación entre presión y volumen.

Como consecuencia de la reducción del volumen de una masa fija de gas, por incremento de la presión, se genera un correspondiente incremento en la cantidad e intensidad de los "choques intermoleculares" que se suceden dentro de la masa gaseosa. Dichos choques liberan energía hacia los alrededores y es por esto que los gases se calientan cundo se comprimen y se enfrían cuando se expanden. Esta propiedad física de los gases se aprovecha en la fabricación de equipos de refrigeración. Para propósitos de experimentación, es necesario disipar el calor que se genera durante la compresión del gas, antes de realizar la comparación de los volúmenes, con objeto de que todas las mediciones de volumen, sean hechas en igualdad de condiciones.

A presión constante: V ∞ T° V = K2 T°

T°

V

m = K 2

V 2

T1

V 1

T2

A temperatura constante:

1 K1 V ∞ V = P P

P

1 / V

m = K 1

V 1

V 2

P1

P2

319

14.3.3 Principio de Avogadro

En 1811 Amadeo Avogadro publicó una hipótesis según la cual, "...todos los gases, a las mismas condiciones de presión y

de temperatura, contienen exactamente el mismo número de partículas componentes, sean éstas átomos o moléculas...". De ésta

generalización se deduce que a las mismas condiciones de presión y de temperatura, el volumen de cualquier gas es directamente proporcional al número de moles, "n", figura 14.3.

En donde "k3" es una constante de proporcionalidad, al igual que "K1" y "K2".

Figura 14.3. Ilustración gráfica de la ley de avogadro.

14.3.4 Ecuación de los gases ideales

Lo que se conoce como la "ecuación de los gases ideales", es la combinación de las leyes de Boyle, Gay-Lussac y Avogadro. El estudiante debe, a partir de cada una de estas leyes individuales, tratar de llegar a la siguiente ecuación general:

En donde "k" es una constante de proporcionalidad que agrupa las constantes "K1", "K2" y "K3", en una sola constante, "R", que se conoce como "la constante universal de los gases". Nótese que, en el desarrollo de esta ecuación,

no se considera que los cambios de presión o de temperatura puedan ocasionar cambios de estado en el gas, lo cual significa que la ecuación es válida siempre y cuando la masa gaseosa conserve su estado. Tampoco se considera la polaridad de las moléculas ni la existencia de atracciones intermoleculares. Además, la ecuación presupone que el volumen de las partículas comprimidas es despreciable, en comparación con el volumen del gas. Por todo esto, la ecuación final se conoce como "la ecuación de los gases ideales".

Sin embargo y pese al adjetivo de "ideal", la ecuación de los gases ideales describe con bastante aproximación el

comportamiento de muchos gases sometidos a cambios de presión y de temperatura, dentro de intervalos razonables. Cuando la presión del gas se expresa en atmósferas, la temperatura en grados Kelvin y el volumen en litros, "R" es igual a 0,0821 litros x atmósfera / mol x °K

V α n Cuando ºT y P son constantes.

V = K3n

CO2

22,4 l.

SO3

22,4 l.

NH3

22,4 l.

N2

22,4 l.

He

22,4 l.

CH4

22,4 l.

A iguales condiciones de presión y temperatura,

todos los gases ocupan un mismo volumen molar

n ºT n k ºT V α De donde, V = O, bien PV = n R ºT P P

320

14.4. Materiales y reactivos

14.4.1. Para el estudio de la "ley de Charles-Gay Lussac".

Un recipiente de vidrio9 como el indicado en la figura 14.4. Aproximadamente un metro de manguera de polietileno, de 0,5 cm. de diámetro. Un beaker de 500 ml de capacidad. Una probeta de 10 o 20 ml de capacidad. Una plancha eléctrica. Un soporte universal. Una pinza para refrigerante. 50 ml de glicerina.

14.4.1. Para el estudio de la "ley de Boyle".

Un estructura tubular de vidrio10 como la indicada en la figura 14.5.

Un beaker de 250 ml de capacidad. Una bureta adicional de 50 ml de capacidad. Un soporte universal. Una pinza para buretas. Aproximadamente 100 ml de mercurio elemental. Una cinta métrica graduada en mm. Una escuadra 45-30 de 30 cm.

14.4.1. Para el estudio del "Principio de Avogadro".

Seis tubos con desprendimiento lateral, de aproximadamente 20 ml de capacidad. Una bureta de 50 ml de capacidad. Aproximadamente 0,6 m de manguera de polietileno, de 0,5 cm. de diámetro. Una probeta de 100 ml de capacidad. Una probeta de 500 ml de capacidad. Un beaker de 100 ml de capacidad. Dos soportes universales. Una pinza para refrigerante. Una pinza para bureta. Aproximadamente 3,0 g de cinc puro, preferiblemente en polvo. Aproximadamente 50 ml de solución de ácido acético 2,0 M. Adicionalmente a lo anterior, cada grupo de estudiantes deberá llevar a la práctica, cuaderno de laboratorio, blusa blanca larga, gafas de protección, guantes de cirugía, paños adsorbentes o toallas de papel blanco (indispensable), marcadores tinta indeleble y cinta de enmascarar.

14.5 Procedimiento

9 Este recipiente corresponde a un diseño elaborado en el Laboratorio de Química de la FMA y RN y puede construirse fácilmente

en cualquier taller de soplado de vidrio. 10 Esta estructura corresponde a un diseño elaborado en el Laboratorio de Química de la FMA y RN y puede construirse fácilmente

a partir de dos buretas de 50 ml de capacidad.

Litros x atmósfera

R = 0,0821

Mol x °K

321

14.5.1 Sistema 1. Ley de Charles-Gay Lussac

En este ejercicio se ilustra la "Ley de Charles-Gay Lussac", que establece una relación lineal entre el volumen de un gas y su temperatura. El ejercicio consiste en medir el volumen de una masa de aire, atrapada en un recipiente cerrado, que se halla conectada mediante un sistema de vasos comunicantes, con un fluido que se desplaza hacia una probeta, en proporción directa a la expansión del gas, figura 14.4. Proceda de la siguiente forma:

Ensamble un montaje como el mostrado en la figura 14.4 y colóquelo dentro de un beaker de 500 ml de capacidad, que contenga una mezcla de agua-hielo.

Figura 14.4. Volumen contra temperatura, Ley de Gay-Lussac.

Abra la llave del recipiente y llene el serpentín con glicerina o aceite térmico, justo hasta el punto de goteo pero sin que éste caiga dentro de la probeta.

Mantenga el sistema en reposo durante aproximadamente 10 minutos para permitir que el gas atrapado alcance su volumen de equilibrio a 0 °C y luego cierre la llave del recipiente.

El primer dato de la serie volumen "vs" temperatura, corresponde al volumen del recipiente, que puede ser aforado posteriormente y a 0 °C de temperatura.

Caliente lentamente el baño hasta aproximadamente 30 °C y manténgalo a temperatura constante durante cerca de 10 minutos. Mida y registre en su cuaderno de laboratorio el volumen de glicerina recogido en la probeta.

Caliente nuevamente el baño hasta aproximadamente 60 °C y manténgalo a temperatura constante durante cerca de 10 minutos. Mida y registre en su cuaderno de laboratorio el volumen de glicerina recogido en la probeta.

Finalmente, caliente nuevamente el baño hasta aproximadamente 90 °C y manténgalo a temperatura constante durante cerca de 10 minutos. Mida y registre en su cuaderno de laboratorio el volumen de glicerina recogido en la probeta.

Dibuje la curva correspondiente a partir de los datos de volumen "vs" temperatura. Tenga en cuenta que el volumen del aire, en cada caso, corresponde al volumen del recipiente más el incremento del volumen de glicerina recogido en la probeta.

322

14.5.2 Sistema 2. Ley de Boyle

En este ejercicio se ilustra la "Ley Boyle", que establece una relación inversa entre el volumen de un gas y la presión a la que éste se halla sometido. El ejercicio consiste en medir el volumen de una columna de aire atrapado dentro de una bureta invertida, que se puede someter a incrementos crecientes de presión utilizando mercurio, figura 14.5

Figura 14.5. Volumen contra presión, Ley de Boyle.

En un montaje como el mostrado en la figura 14.5, adicione aproximadamente 40 ml de mercurio y permita que se nivelen las presiones en ambas columnas, a la presión atmosférica imperante.

Cierre entonces la llave de la izquierda para atrapar una columna de aire y registre su volumen a la presión atmosférica imperante.

Adicione ahora 10 ml de mercurio en la bureta de la derecha y deje el sistema en reposo durante cerca de 15 minutos para permitir que el calor generado por la compresión del gas, se disipe hacia el entorno. Registre en su cuaderno de laboratorio los nuevos valores de presión y de volumen.

Continúe realizando adiciones de a 10 ml de mercurio y registrando los correspondientes valores de volumen y presión, permitiendo que cada nuevo estado de equilibrio, presión "vs" volumen, se alcance a temperatura

constante.

Dibuje la curva correspondiente a partir de los datos de volumen "vs" presión. Tenga en cuenta que la presión en cada caso, corresponde a la presión atmosférica imperante, más la diferencia de altura registrada en las columnas de mercurio.

14.5.3 Sistema 3. Principio de Avogadro

En este ejercicio se ilustra el "principio de Avogadro", según el cual, el número de moles de un gas es directamente

proporcional a su volumen. El ejercicio consiste en medir el hidrógeno que se desprende por reacción de masas crecientes de magnesio o cinc, con ácido acético 2,0 M. Si utiliza cinc metálico, proceda de la siguiente forma:

En una balanza analítica, pese 0,1; 0,2; 0,3; 0,4; 0,5 y 0,6 g de cinc puro (preferiblemente en polvo), para obtener respectivamente, 50; 100; 150; 200; 250 y 300 ml de hidrógeno. Estos valores han sido estimados estequiométricamente, de acuerdo con la ecuación general "PV = nRT". De acuerdo a esta misma ecuación, a las condiciones medias de Bogotá (0,763 atmósferas y 291 °K) un mol de hidrógeno ocupa 32,8 litros.

323

Ensamble un montaje experimental como el indicado en la figura 14.6 y asegúrese de que el sistema puede cerrarse herméticamente, sin permitir fugas de gas hacia el exterior.

Figura 14.6. Volumen contra presión, Ley de Avogadro.

Coloque 0,10 g de cinc dentro del tubo y cierre herméticamente el sistema.

Adicione, gota a gota, 2,0 ml de ácido acético desde la bureta y mantenga el sistema en reposo durante aproximadamente cinco minutos, antes de medir el volumen de hidrógeno generado en la probeta.

Desmonte el sistema y lave perfectamente el tubo que contiene la mezcla reaccionante. Adicione ahora 0,20 g de cinc metálico y repita nuevamente todo el proceso, pero adicionando ahora 4,0 ml de ácido. Continúe de esta forma, haciendo reaccionar cantidades crecientes de cinc, con cantidades crecientes de ácido y midiendo el hidrógeno generado en cada caso.

Dibuje la curva correspondiente a partir de los datos de número de moles de metal "vs" ml de hidrógeno generado y halle la pendiente de la recta.

Si utiliza magnesio elemental, proceda de la siguiente forma:

En una balanza analítica, pese 0,1123; 0,2246; 0,3369; 0,4492; 0,5616 y 0,6739 g de magnesio, reactivo analítico, para obtener respectivamente, 150; 300; 450; 600; 750 y 900 ml de hidrógeno. Estos valores han sido estimados estequiométricamente, de acuerdo con la ecuación general "PV = nRT". De acuerdo a esta

misma ecuación, a las condiciones medias de Bogotá (0,763 atmósferas y 291 °K) un mol de hidrógeno ocupa 32,8 litros.

Ensamble un montaje experimental como el indicado en la figura 14.6, utilizando una probeta de 1000 ml de capacidad y asegúrese de que el sistema puede cerrarse herméticamente, sin que ocurran fugas de gas hacia el exterior.

Coloque 0,1123 g de magnesio R. A. dentro del tubo y cierre herméticamente el sistema.

Adicione, gota a gota, 5,0 ml de ácido acético desde la bureta y mantenga el sistema en reposo durante aproximadamente cinco minutos, antes de medir el volumen de hidrógeno generado en la probeta.

Desmonte el sistema y lave perfectamente el tubo que contiene la mezcla reaccionante. Adicione ahora 0,2246 g de magnesio y repita nuevamente todo el proceso, pero adicionando ahora 10,0 ml de ácido.

324

Continúe de esta forma, haciendo reaccionar cantidades crecientes de magnesio, con cantidades crecientes de ácido y midiendo el hidrógeno generado en cada caso.

Dibuje la curva correspondiente a partir de los datos de número de moles de metal "vs" ml de hidrógeno generado y halle la pendiente de la recta.


Grafique los resultados experimentales de las mediciones "temperatura vs. volumen" y extrapole la línea hasta "volumen cero". Deduzca una relación experimental y compárela con la "ley de Charles-Gay Lussac".

Cite tres aplicaciones prácticas de la "ley de Charles-Gay Lussac".

Grafique los resultados experimentales de las mediciones "volumen vs. inverso de la presión, 1/P" y extrapole la línea hasta "volumen cero". Deduzca una relación experimental y compárela con la "ley Boyle".

Cite tres aplicaciones prácticas de la ley Boyle".

Grafique los resultados experimentales de las mediciones "No moles vs. volumen". Deduzca una relación experimental y compárela con el "Principio de Avogadro".

Combine los resultados experimentales obtenidos en esta práctica para tratar de deducir "ley universal de los

gases ideales".

Expresando el volumen en litros, la presión en atmósferas y la temperatura en grados Kelvin, ºK, deduzca el valor de la constante universal de los gases, "R".

14.7 Alternativas variantes En principio, es importante partir de que la experimentación con gases presenta varias dificultades para un laboratorio normal de química. Sin embargo, siguiendo una metodología semejante a la propuesta en esta práctica, se pueden realizar algunos ajustes con el fin de generar alternativas variantes para cada caso. Estas alternativas se relacionan básicamente con el uso de gases diferentes al aire para el estudio de las diferentes leyes. Así, por ejemplo, para el estudio de la "ley de Charles-Gay Lussac", puede utilizarse hidrógeno u oxígeno

generado in situ, en lugar de aire. Se debe tener presente que esta variante es interesante pero adiciona una complejidad más al sistema. Algo semejante puede hacerse con el estudio de "ley Boyle".

El oxígeno puede obtenerse por descomposición catalítica del perclorato de potasio y puede hacerse circular por cualquiera de los montajes de las figuras 14.4 o 14.5. Otro gas relativamente fácil de usar es el acetileno, cuya generación se explica en la práctica de estequiometría.

325


MEDICIONES DE CONSTANTES FÍSICAS Esta práctica tiene por objeto familiarizar al estudiante con los métodos de medición de puntos de fusión, "Pf" y de ebullición, "Pe" de sustancias puras. Se espera que el estudiante reconozca la importancia de estas constantes en el

proceso de identificación de un compuesto. En una primera parte, se realiza el ejercicio de calibración de un termómetro y, en una segunda, se identifica una sustancia desconocida mediante la medición y comparación de sus puntos de fusión o ebullición.


Desarrollar habilidad y práctica en las operaciones de medición de puntos de fusión y ebullición de sustancias puras.

Desarrollar destrezas en los procedimientos de calibración de un termómetro.

Reconocer la importancia de estas constantes físicas en el proceso de identificación de sustancias químicas.


Aprender a calibrar un termómetro y a medir correctamente puntos de fusión y ebullición de sustancias puras.

Determinar la identidad de una sustancia desconocida, a partir de la comparación de sus propiedades físicas con sustancias de referencia.

Reconocer la influencia de la presión en el punto de ebullición de una sustancia.


Naftaleno R. A., (Pf, 80 °C)

Fenol R. A., (Pf, 42 °C)

Ácido Benzóico R. A., (pf, 121 °C)

Alcohol Isopropílico R. A., (Pe, 83 °C)

Éter Etílico R. A., (Pe, 35 °C)

N—Hexano R. A., (Pe, 68 °C)

Ciclohexano R. A., (Pe, 80 °C)

Tolueno R. A., (Pe, 111 °C)

Tubo de Thiele o beaker de 250 ml de capacidad.

Un termómetro provisto de escala entre –10 y 150 °C.

Aceite de alto punto de ebullición o glicerina.

Tubos capilares para puntos de fusión, PF.

Capilares y tubos delgados para puntos de ebullición, PE.

Mechero o plancha de calentamiento eléctrico. Adicionalmente a lo anterior, cada grupo de estudiantes deberá llevar a la práctica, cuaderno de laboratorio, blusa blanca larga, gafas de protección, guantes de cirugía, paños adsorbentes o toallas de papel blanco (indispensable), marcadores tinta indeleble, aproximadamente 50 cm. de alambre delgado de cobre, tubos capilares para puntos de fusión y ebullición, dos hojas de papel milimetrado y cinta de enmascarar.

326

15.4 Fundamentos teóricos En el proceso de identificación de una sustancia, las mediciones de las características físicas de las muestras hacen parte del trabajo rutinario; por ello, es importante aprender a medir correctamente los puntos de fusión y ebullición de una sustancia pura. No obstante, la mayoría de los termómetros en los laboratorios de docencia no son fiables, en una parte o en la totalidad de su escala, debido a que con frecuencia acusan problemas de descalibración. Es por esto que cuando se requieren mediciones confiables de temperatura, es necesario confirmar las lecturas del termómetro o a referirlas a una "curva de calibración" que permita realizar los ajustes adecuados. Este proceso se conoce como "calibración del termómetro". Un termómetro se calibra midiendo los puntos de fusión de dos o más substancias puras, que tengan puntos de fusión perfectamente definidos y graficando los valores de los "Puntos de fusión observados" contra los "Puntos de fusión

reportados en la literatura". Sobre esta curva se interpolan posteriormente los puntos de fusión o ebullición de las

muestras. La tabla 15.1 muestra algunas sustancias que suelen utilizarse como patrones de referencia durante el ejercicio calibración de un termómetro.

Sustancia Punto de fusión Sustancia Punto de ebullición

Furano 32 °C Acetato de Etilo 77 °C

Fenol 42,0 °C Cloroformo 61 °C

Naftaleno 80,0 °C Alcohol Isopropílico 83 °C

Ácido Cítrico 100 °C Ciclohexano 80 °C

Dioxano 102 °C n--Hexano 68 °C

Ácido Benzóico 121 °C Tolueno 111 °C

Urea 132 °C Acetona 56 °C

Tabla 15.1 Puntos de fusión y ebullición de algunos substancias orgánicas.

15.4.1 Punto de fusión, "PF"

El punto de fusión de una sustancia sólida, PF, es por definición "la temperatura a la cual, éste coexiste en equilibrio entre

sus fases sólida y líquida", a la presión de una atmósfera. Una de las características de las sustancias puras consiste

precisamente en que éstas funden siempre a una misma temperatura, independientemente de que alcancen este punto por enfriamiento de la fase líquida o por calentamiento de la fase sólida. La incidencia de la presión atmosférica imperante sobre el punto de fusión de una sustancia, suele ser insignificante. El punto de fusión se mide introduciendo una pequeña cantidad de muestra sólida dentro de un tubo capilar, sellado en uno de sus extremos, el cual se ata a un termómetro de tal forma que éste quede ubicado justo a la altura del bulbo, figura 15.1.

327

Figura 15.1 Montaje para la medición de puntos de fusión.

Este sistema en su conjunto se introduce dentro de un baño de aceite contenido en un beaker o, preferiblemente, en un tubo de Thiele, procurando que el extremo abierto del capilar que contiene la muestra, sobresalga por lo menos 3 cm., por encima de la superficie del aceite. El procedimiento consiste en calentar lentamente el baño mientras se observa atentamente la temperatura en el termómetro, figura 15.1. Las sustancias puras funden regularmente a intervalos de máximo 1 °C, mientras que las mezclas lo hacen en intervalos de hasta 20 °C.

15.4.2 Punto de ebullición, “PE”

El punto de ebullición de una sustancia líquida es, por definición, "la temperatura a la cual su presión de vapor iguala a la

presión atmosférica imperante". Ya que la presión atmosférica imperante varía con la altitud del lugar en donde se

realiza la medición, los puntos de ebullición de una misma sustancia, medidos en condiciones geográficas distintas, son también diferentes. Es por esto que los termómetros se calibran, de preferencia, mediante puntos de fusión y no de ebullición. No obstante y para propósitos de comparación de resultados, se han desarrollado tablas que, como la indicada abajo, permiten relacionar los puntos de ebullición de una sustancia líquida, medidos en condiciones geográficas diferentes a las que se consideran como “normales” o “estándar”11. Estas tablas contienen los factores de corrección que se deben

aplicar para una determinada temperatura y diferencia barométrica. Y puesto que el punto de ebullición de una sustancia, depende de las fuerzas intermoleculares al interior de la masa líquida, se han desarrollado factores para sustancias líquidas polares y factores para sustancias líquidas no-polares, tabla 15.2.

11 Condiciones normales de presión y de temperatura: una atmósfera de presión y 0 °C de temperatura.

328

Punto de ebullición

Estándar en ºC, PES.

Factores de corrección, FC.

Líquidos polares Líquidos no polares

50 0,0320 0,0380

60 0,0330 0,0392

70 0,0340 0,0404

80 0,0350 0,0416

90 0,0360 0,0428

100 0,0370 0,0440

110 0,0380 0,0452

120 0,0390 0,0464

130 0,0400 0,0476

140 0,0410 0,0488

150 0,0420 0,0500

PE = PES − ΔP, (Variación en mm Hg )•FC.

Tabla 15.2. Factores de corrección para sustancias polares y apolares.

Así, por ejemplo, si la temperatura de ebullición del agua, a condiciones normales, es de 100 ºC, a las condiciones

geográficas de Bogotá, 560 mm de Hg, su temperatura de ebullición debería ser: ΔP = 760 mm Hg − 560 mm Hg = 200 mm Hg. FC = 0,0370 PE = PES − ΔP•FC. = 100 − 0,0370•(200) = 92,6 ºC. Del mismo modo, el punto de ebullición del tolueno, a las condiciones geográficas de Bogotá, será PE = PES − ΔP•FC. = 111 − 0,0452•(200) = 102 ºC.

Para medir un punto de ebullición se coloca dentro de un tubo de vidrio (de aproximadamente 5 cm. de longitud y 3 mm. de diámetro) cerca de 0,5 ml de muestra y un capilar, sellado en uno de sus extremos, con su borde abierto dirigido hacia abajo, figura 15.2. Este sistema se ajusta a un termómetro y se introduce en el baño de aceite contenido en un tubo de Thiele, procurando que el extremo abierto del tubo que contiene la muestra, sobresalga por lo menos 3 cm., por encima de la superficie del aceite. Finalmente, se calienta el baño de aceite, lentamente, mientras se observa la temperatura a la cual ebulle la sustancia. El punto de ebullición se toma y registra como la temperatura a la cual comienza a emerger del capilar, un “rosario” de burbujas.

Figura 15.2 Montaje para la medición de puntos de ebullición.

329

15.5 Procedimiento

15.5.1 Para la calibración del termómetro

Cargue un tubo de Thiele con aceite mineral hasta su borde de circulación y móntelo en un soporte universal.

Prepare un tubo capilar con fenol (PF = 42 ºC) y átelo al termómetro de tal suerte que la muestra quede lo más cercana posible al bulbo de mercurio.

Introduzca el termómetro dentro del tubo de Thiele y caliente lentamente el baño de aceite hasta que observe la fusión de la muestra.

Registre la temperatura de fusión cuando la sustancia comience a fundir. En ocasiones, un ensayo previo pero rápido, permite ubicar el rango de fusión, para una posterior medición más cuidadosa.

Repita los últimos pasos utilizando, primero muestras de naftaleno (PF = 80 ºC) y, después, muestras de ácido benzóico, (PF = 121 ºC).

Realice una curva de calibración graficando los datos de "PF observado" vs. "PF reportado" en la literatura.

15.5.2 Para la medición de puntos de ebullición

Cargue un tubo de Thiele con aceite mineral hasta su borde de circulación y móntelo en un soporte universal.

Coloque aproximadamente 0,5 ml de n-hexano en un tubo para puntos de ebullición e introduzca después en él, un capilar sellado en uno de sus extremos, con su borde abierto dirigido hacia abajo.

Ate el tubo que contiene la muestra a un termómetro e introduzca el sistema en el tubo de Thiele, procurando que el tubo de muestra sobresalga por lo menos tres centímetros, por sobre la superficie del aceite.

Caliente el baño de aceite lentamente hasta que el capilar sumergido en la muestra comience a desprender burbujas y registre la temperatura de ebullición cuando observe un rosario o “flujo sostenido de burbujas”

brotando del capilar.

Repita los últimos pasos de este procedimiento utilizando, primero muestras de agua (PE = 100 ºC) y, después, muestras de tolueno, (PE = 111 ºC).

Refiera las temperaturas de ebullición que ha determinado experimentalmente, a la presión de una atmósfera e interpole estos valores en la curva de calibración.

15.5.3 Para la medición de los "PF" o "PE" de una sustancia problema

Durante la práctica le serán entregadas dos sustancias (provenientes de la tabla 15.1) que Ud. debe identificar, midiendo sus puntos de fusión o ebullición. Proceda de acuerdo a lo descrito para las sustancias sólidas o líquidas e interpole los valores experimentales en su curva de calibración, antes de realizar las comparaciones.


Describa el tipo y grado de desviación encontrado en la calibración de su termómetro.

Describa las diferencias encontradas en los puntos de fusión o ebullición de las muestras problema, en relación con los valores reportados en la literatura.

330

Explique la magnitud y el error que puede cometerse al medir los puntos de fusión o ebullición directamente, con ese mismo instrumento.

Discuta las diferencias encontradas entre los puntos de fusión y ebullición medidos e interpolados en la curva de calibración, con los reportados en la literatura.

Mencione cinco características físicas que permitan diferenciar un compuesto de otro y explique cada una de ellas.

¿Porque no es frecuente el uso de los puntos de fusión o ebullición para la identificación de substancias en química inorgánica?

¿Que limitaciones tiene los puntos de fusión o ebullición, como características particulares de un compuesto?

15.7 Alternativas variantes Esta práctica de laboratorio, por su naturaleza misma, es un poco restringida en cuanto a la posibilidad de alternativas variantes. No obstante, se pueden realizar algunos cambios en cuanto a las sustancias sólidas que se utilizan para calibrar el termómetro y a las sustancias líquidas utilizadas para medir los puntos de ebullición. Como ejercicio para diferenciar sustancias puras de mezclas de sustancias, se pueden comparar los rangos de fusión de una sustancia pura (naftaleno, por ejemplo) con los de una mezcla de sustancias puras (naftaleno y ácido benzóico). Como ejercicio para observar la propiedad de dilatación térmica de un material, fundamento del termómetro de mercurio, se pueden medir las diferentes longitudes de una columna de glicerina (colocada dentro de un tubo para puntos de ebullición), a diferentes temperaturas.

331

16. Lecturas y referencias sugeridas Brown, T. L., Le May H. E. and Bursten B. E. "Laboratory experiments chemistry. The Central Science"., Upper Saddle

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