UNIVERSIDAD AUTONOMA DEL ESTADO DE MORELOS.
FACULTAD DE CIENCIAS
LICENCIATURA EN CIENCIAS
MANUAL DE PRÁCTICAS LABORATORIO QUÍMICA GENERAL
DR. VICTOR BARBA LÓPEZ DR. ISMAEL LEÓN RIVERA DR. HUGO MORALES ROJAS
Cuernavaca, Morelos, Julio 2005
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CONTENIDO Bloque I El Laboratório de Química Introducción
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Bitácora de Laboratorio
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Prelaboratorio
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Reporte
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Sesión 1. Seguridad en el Laboratorio de Química
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Sesión 2. Introducción al Trabajo en el Laboratorio
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Bloque II Propiedades Físicas Sesión 3. Determinación de Propiedades Físicas
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Sesión 4. Métodos Comunes de Separación de Mezclas
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Sesión 5. Propiedades Físicas como Reflejo de la Naturaleza Química de las Sustancias
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Bloque III Estequiometría Sesión 6 Preparación de Disoluciones e Introducción al Análisis Gravimétrico
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Sesión 7. Utilización del Concepto de Reactivo Limitante en la Determinación del Rendimiento Porcentual Sesión 8. Conservación de la Materia
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Bloque IV Reacciones de Óxido-Reducción Sesión 9. Predicción del Comportamiento como Oxidante o Reductor de Varias Especies Químicas
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Sesión 10. Los Estados de Oxidación de Elementos Químicos: Ejemplos con Hierro y Vanadio Sesión 11. Aplicaciones de las Reacciones de Óxido-Reducción
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Bloque V Reacciones ácido-base Sesión 12. Propiedades Ácido-base. Concepto de pH
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Sesión 13. Titulaciones de un Ácido Fuerte con una Base Fuerte
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Sesión 14. Determinación de la eficacia de tabletas de antiÁcidos comerciales
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Sesión 15. ácidos y bases de lewis. compuestos de coordinación de níquel y cobalto
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BLOQUE I: El Laboratorio de Química INTRODUCCIÓN La educación en el área de la Química comprende dos ámbitos, el teórico que generalmente se desarrolla en los salones de clase y el experimental que se desarrolla en el Laboratorio. Éste último es un espacio acondicionado con las herramientas y equipo para que el alumno se encuentre de forma directa con los fenómenos asociados al comportamiento químico de la materia de forma segura. Ambos aspectos de la enseñanza son esenciales en la formación de los estudiantes que serán los futuros profesionales de la Química tanto en la academia como en la industria y los servicios en donde se apliquen conceptos y técnicas propias de la Química. El presente Manual de Prácticas de Laboratorio de Química General está dirigido a estudiantes del primer semestre de la Licenciatura en Ciencias (Química, Bioquímica y Biología Molecular) con una formación preeliminar en el trabajo experimental en un Laboratorio. Sin embargo, considerando que en ocasiones durante el bachillerato no se tiene acceso a materiales, reactivos o aparatos adecuados, la primera parte del presente manual introduce al alumno a los conceptos básicos de seguridad, material y equipo necesarios para el trabajo en un Laboratorio de Química y el buen desarrollo de las prácticas. Los experimentos de laboratorio planteados en este manual se consideran a nivel de microescala, en los que se pretende crear conciencia de la necesidad de manipular y desechar sustancias químicas de forma apropiada y segura. Las ventajas de la microescala en un Laboratorio de Química son evidentes al considerar la disminución de los costos económicos y el bajo impacto ambiental. Los protocolos experimentales se encuentran divididos en bloques, en los que se agrupan prácticas que comparten un conjunto de objetivos y el desarrollo de habilidades específicas. Se espera que la secuencia de bloques propuesta le facilite al estudiante una asimilación gradual de los conceptos y habilidades que se pretende desarrollar durante el curso. Los objetivos generales del primer bloque de prácticas son: - Fomentar en los alumnos una actitud de conciencia y responsabilidad ante el riesgo que implica trabajar en un laboratorio de Química 3
- Informar al alumno acerca de las herramientas, equipos y procedimientos seguros para el trabajo en un Laboratorio de Química - Aprender como hacer un uso eficiente de los recursos disponibles en el laboratorio de Química - Generar en los estudiantes una actitud de cuidado del medio ambiente mediante un manejo adecuado de reactivos y productos finales de las prácticas - Desarrollar habilidades para realizar las operaciones básicas de los procedimientos experimentales con soltura y confianza en si mismos - Fomentar en los alumnos la importancia de mantener un registro organizado de las actividades desarrolladas en el laboratorio, así como de observaciones y datos relevantes - Fomentar en los alumnos la elaboración de un prelaboratorio que incluya un diagrama de desarrollo de la práctica (diagrama de actividades), que les permita determinar los puntos clave de la sesión experimental. Antes de empezar con tu primera sesión de laboratorio lee de forma completa las secciones Bitácora de Laboratorio, Prelaboratorio y Reporte que siguen a continuación.
BITÁCORA DE LABORATORIO La bitácora de laboratorio es el cuaderno donde se registra el trabajo que se desarrolla en un laboratorio tanto en la industria como en la academia. En muchos casos es el único registro del trabajo que como profesional de la química se ha hecho. Es un documento muy valioso e irremplazable. Como tal, la bitácora de laboratorio debe estar organizada y completa de manera que pueda ser útil a otra persona como material de consulta, o si la persona desea repetir el trabajo registrado en ella. Es importante mencionar que el registro de datos y observaciones es una habilidad que se aprende; una persona adquiere una habilidad a través de la práctica continua y disciplinada. Una de nuestras responsabilidades en el curso de Laboratorio de Química General es iniciarte en el proceso para adquirir estas habilidades. Requisitos para el Registro y Mantenimiento de una Bitácora de Laboratorio De preferencia la bitácora debe tener las siguientes características: 1.- Debe ser un cuaderno con las hojas fijas. No es aceptable usar una libreta de espiral o una carpeta con hojas sueltas, por que las páginas pueden ser insertadas o removidas de forma accidental o
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intencionalmente. Cualquiera de estas acciones puede llevar a no confiar en la autenticidad de tus datos. 2.- Las páginas deben estar numeradas en la esquina superior derecha de manera continua. 3.- Todo lo que escribas en la bitácora debe ser en tinta permanente, los registros a lápiz pueden ser borrados y alterados, mientras que la tinta soluble puede correrse fácilmente. La clave para escribir una bitácora útil es simplemente claridad en la redacción, organización y descripción de los registros. Si cometes un error al escribir una palabra, registrar un dato o en un cálculo, simplemente tacha el error con una línea y escribe la palabra correcta o el número correcto inmediatamente arriba del incorrecto. Es importante que alguien que revise tu bitácora se de cuenta de la naturaleza del error y su corrección. Por favor NO uses tinta blanca (comúnmente llamada corrector) en la bitácora. Es esencial mantener un registro completo de todos los experimentos que realices, no importa si al momento tú los juzgas como un éxito o un fracaso. Te sorprendería saber la frecuencia con que un experimento juzgado inicialmente como inútil, más tarde se comprueba que ha sido exitóso en una forma no anticipada. Escribe tu nombre, dirección, correo electrónico y teléfono en la cubierta frontal. En caso de extraviar la bitácora agradecerás haber incluido la forma de localizarte. Deja las primeras hojas en blanco para escribir una Tabla de Contenidos y un Glosario de Abreviaturas.
PRELABORATORIO Antes de que llegues al laboratorio a realizar algún experimento es indispensable que hayas estudiado el protocolo experimental cuidadosamente, con especial énfasis en el método, aparatos y procedimiento. Este estudio se manifestará en la bitácora de laboratorio con el desarrollo de los puntos siguientes: 1) Fecha 2) Título de la práctica 3) Objetivo(s) de la práctica 4) Conceptos químicos y principios teóricos involucrados en la práctica 5) Procedimiento experimental Sustancias químicas a utilizar (Características físicas, químicas y toxicológicas de las sustancias químicas a utilizar) Material de vidrio y aparatos a utilizar 5
Procedimiento (Diagrama de actividades) 6) Cuestionario guía 7) Referencias bibliográficas Una copia del prelaboratorio será entregado al Profesor al inicio de la sesión de laboratorio.
REPORTE El reporte de las prácticas deberá realizarse en la bitácora de laboratorio de preferencia en las hojas inmediatas a la sección de prelaboratorio y deberá contener la siguiente información: 1) Fecha 2) Resultados, si es necesario haga uso de tablas y gráficas. En caso de realizar cálculos muestre con ecuaciones los pasos necesarios sin efectuar todos los cálculos. Cuando corresponda anote las observaciones experimentales detectadas (cambio de color de la disolución, liberación de gases, formación de precipitados, disolución de sólidos, etc). 3) Discusión de Resultados. Esta sección puede contener los siguientes aspectos: comparación tabular o gráfica entre los resultados y los valores teóricos. Comentarios sobre las discrepancias de los valores obtenidos y los esperados. Identificación de los posibles errores sistemáticos y la forma de reducirlos, la importancia relativa de varias fuentes de errores aleatorios. Aplicaciones del método estudiado a otros experimentos, etc. 4) Conclusiones. Estas son afirmaciones sobre el objetivo, procedimiento, desarrollo experimental o resultados que permitan calificar la práctica realizada. 5) Referencias bibliográficas 6) Apéndices, toda aquella información que es muy extensa (derivaciones de ecuaciones, tablas de datos, etc.) y rompe la continuidad del reporte, pero que son importantes para la elaboración del mismo. Una copia del reporte completo con tu nombre será entregada al profesor en la siguiente sesión experimental.
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SESIÓN 1 SEGURIDAD EN EL LABORATORIO DE QUíMICA 1. OBJETIVOS - Proporcionar a los alumnos la información necesaria sobre las normas, regulaciones y procedimientos de seguridad en el laboratorio de química - Entender la importancia de los señalamientos de seguridad, los procedimientos en caso de emergencia y el buen uso de los equipos de seguridad
2. INTRODUCCIÓN En los laboratorios de Química en la academia y en la industria se implementan normas y regulaciones generales de seguridad con el fin de minimizar el riesgo de un accidente. Conocer y llevar a la práctica estas normas y regulaciones generales de seguridad es requisito indispensable para trabajar en un laboratorio en forma segura. Las regulaciones siguientes cubren riesgos ordinarios y se aplican a cualquier experimento que realices en el laboratorio. Tu profesor te indicará las medidas de seguridad específicas relevantes a cada experimento durante la sesión de laboratorio. Las prácticas incluidas en este manual precisan los peligros específicos y precauciones que se deben considerar. Antes de comenzar un experimento asegúrate de que entiendes esta información. No dudes en consultar con tu profesor si tienes preguntas sobre cualquier experimento o sobre estas regulaciones.
3. ASPECTOS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO Para minimizar los riesgos de un accidente que pudiera traer consecuencias graves a tu integridad física y a la de tus compañeros o al inmueble te recomendamos seguir las siguientes Normas Generales 1. No esta permitido el trabajar solo en el laboratorio. Los estudiantes pueden trabajar en los laboratorios solamente cuando son supervisados por un ayudante de enseñanza autorizado o el profesor responsable del curso. 2. Los estudiantes solo pueden realizar los experimentos autorizados en el tiempo asignado.
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3. Es obligatorio vestir bata de algodón y lentes de seguridad (goggles) al realizar cualquier actividad experimental. En algunos casos también será necesario utilizar guantes de protección. Eres responsable de traer tu propio material de seguridad al laboratorio cada semana. 4. El pelo largo y la ropa suelta se deben atar y ceñir al cuerpo cuando se permanezca en el laboratorio. El uso de calzado cerrado es obligatorio; los huaraches, sandalias y zapatos con la punta del pie expuesto no se permiten aunque se usen calcetines. Las faldas deben cubrir las rodillas. No debes usar en el laboratorio corbata, pañoletas, anillos, collares ni pulseras durante la realización de los experimentos. 5. Las áreas del equipo y de trabajo del laboratorio deberán limpiarse después de acabar el trabajo experimental. 6. Se prohíbe ingerir alimentos o bebidas (incluyendo agua) en el laboratorio. 7. Se prohíbe fumar en las instalaciones del laboratorio. Manejo de Reactivos Químicos 8. Los residuos químicos de los experimentos se desecharán en los recipientes adecuados. Nunca vierta sustancias ni residuos químicos en las tarjas sin autorización. 9. Evite el contacto con la piel de cualquier sustancia química. En caso de contacto lave la parte afectada con agua corriente por al menos 15 minutos y notifique a su Profesor o al técnico del laboratorio. 10. Sea cuidadoso al manipular disolventes inflamables. Nunca utilices mecheros u otro dispositivo con llama expuesta en presencia de disolventes inflamables. 11. Sea cuidadoso al manipular cualquier material de vidrio. Siga el procedimiento para insertar tubos de vidrio en tapones de hule que esta indicado en la Sesión 2. Procedimientos en caso de Emergencia 12. En caso de presentarse un accidente, derrame, fuga o incendio en el laboratorio notifique 8
inmediatamente al profesor responsable del laboratorio y al técnico laboratorista. 13. Si el accidente, derrame, fuga o incendio que se presenta en el laboratorio se puede controlar localmente, se debe proceder según lo indicado al final del manual en la sección intitulada ¿Qué hacer en caso de accidentes? 14. En caso de una emergencia debido a un accidente, derrame, fuga o incendio que este fuera de control se deberá proceder a evacuar el laboratorio. Para ello ubica la salida de emergencia más próxima y desaloja el laboratorio rápidamente pero con tranquilidad. Dirígete a la zona segura indicada al exterior de la Facultad de Ciencias y atiende las instrucciones del profesor y del personal de seguridad e higiene de la UAEM. 15. Todos los accidentes (incluyendo contacto con los productos químicos, cortaduras, quemaduras, o la inhalación de humos) o cualquier circunstancia que ponga en riesgo la seguridad de las personas o instalaciones se deben reportar al profesor responsable
o al personal Técnico Académico
inmediatamente. Cualquier tratamiento más allá de los primeros auxilios será canalizado al Centro Médico de la UAEM. 16. Es tu responsabilidad conocer y seguir las normas y procedimientos indicados en los párrafos anteriores. Cualquier otra precaución especial mencionada durante la sesión experimental deberá ser observada. 15. La falta de observancia a las normas y procedimientos de seguridad del laboratorio puede dar lugar a una lesión en tu persona o en tus compañeros. Una primera violación a las normas de seguridad será sancionada a discreción del profesor responsable. Violaciones repetidas pueden ser motivo para ser dado de baja del curso.
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4. EQUIPO DE SEGURIDAD PERSONAL BATA DE LABORATORIO La bata de laboratorio es de uso obligatorio para trabajar en un laboratorio de química. De preferencia debe ser 100% algodón y de uso personal. Tú eres responsable de traer tu bata a cada sesión de laboratorio.
ANTEOJOS DE SEGURIDAD La protección de los ojos es muy importante ya que son órganos muy sensibles a las sustancias químicas y muy difíciles de reemplazar ¡sólo tenemos un par y hay que cuidarlos! Existen diversos tipos de protectores para los ojos. Los de uso más general son los googles (izquierda) y los anteojos de policarbonato (centro), ambos le permitirán trabajar en el laboratorio de forma confortable y segura. Algunas operaciones requieren de protección extra para lo cual también se usan mascaras protectoras (derecha) No se quite los lentes protectores hasta que usted termine con sus actividades en el laboratorio. Úselos correctamente, los anteojos no proporcionan protección al ojo cuando son colocados en la frente o alrededor del cuello.
GUANTES Los guantes proporcionan una capa temporal de protección a tu piel y te permiten trabajar con un menor riesgo de exposición a sustancias químicas. Hay de diferentes materiales y para diferentes aplicaciones. Los de uso más general son de látex pero son poco resistentes a muchas sustancias químicas y disolventes orgánicos. Para el manejo de materiales corrosivos se recomienda los guantes de neopreno y nitrilo. También los hay para operaciones específicas como el manejo de material a temperaturas extremas. Si sus guantes se deterioran o rompen, quíteselos, lávese las manos y consiga un nuevo par. 10
Guantes de látex
Guantes de Neopreno
Guantes de Nitrilo
Guantes para alta o baja temperatura
5. EQUIPO DE SEGURIDAD GENERAL El siguiente equipo de seguridad está disponible en el Laboratorio de Química General. Localice donde está y aprenda cómo utilizarlo. Durante su primera sesión de laboratorio, se le pedirá localizar cada parte del equipo de seguridad en el laboratorio, así como las salidas de emergencia. SALIDAS DE EMERGENCIA Localicé la(s) salida(s) de emergencia de su laboratorio y cerciórese de que estén libres de obstáculos. Usted debe saber salir del laboratorio rápidamente y con tranquilidad en caso de una emergencia.
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LAVAOJOS En caso de presentarse una lesión en los ojos o la salpicadura de una sustancia química, utiliza el lavaojos inmediatamente. Ayude a la persona dañada sosteniendo sus párpados abiertos mientras se realiza el lavado. El estado de los ojos debe ser revisado por un médico.
REGADERA Use la regadera en el caso de una salpicadura mayor en el cuerpo con sustancias químicas. Tire de la manija y deje correr suficiente agua en la zona contaminada. Quite la ropa contaminada con los productos químicos para permitir que la piel se descontamine.
EXTINGUIDORES Hay estinguidores de diferentes tipos siendo los más comunes los de polvo químico (foto izquierda) y de dióxido de carbono (derecha) los cuales se pueden utilizar en el caso de incendios provocados por combustibles ordinarios (papel, madera), líquidos inflamables y aparatos eléctricos. Su profesor le indicará el buen uso del extinguidor
Extinguidor de polvo químico localizado en el laboratorio #4
Extinguidor de dióxido de carbono localizado en el laboratorio de biología
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CAMPANA DE EXTRACCIÓN La campana de extracción reducirá la exposición personal a los vapores generados por la manipulación de sustancias volátiles y potencialmente dañinas. Al usar una campana de extracción tenga en cuenta lo siguiente: Encienda la luz de la campana y verifique que esta funcionando el extractor. Coloque el equipo en la parte posterior y no introduzca la cabeza en la campana. Limpie el cristal de la campana en caso de salpicadura.
Campana ubicada en el Laboratorio #4
Campana ubicada en el Laboratorio de Biología
BOTIQUÍN DE PRIMEROS AUXILIOS
Los botiquines de primeros auxilios están disponibles en el laboratorio para el tratamiento en lesiones leves como cortaduras, quemaduras, golpes o algún malestar que pueda atenderse localmente. Siempre notifica al profesor responsable quién evaluara la gravedad del accidente y su tratamiento.
TELEFONO El teléfono está en el laboratorio solamente para el uso de emergencias. Una lista de teléfonos de emergencia estará localiza a un lado. No dudes en solicitar apoyo en caso de un accidente que ponga en riesgo la integridad de una persona. Lee la sección ¿Qué hacer en caso de accidentes? 13
EJERCICIO Anote debajo de cada figura el nombre del equipo de seguridad correspondiente
Cuestionario sobre Seguridad en el Laboratorio (Elaborado por el profesor responsable del curso)
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SESIÓN 2 INTRODUCCIÓN AL TRABAJO DE LABORATORIO 1. OBJETIVOS
Presentar a los alumnos el material de uso común en el laboratorio
Presentar a los alumnos los equipos de uso común en el laboratorio
Mostrar al estudiante las operaciones básicas de manejo de sustancias químicas en estado sólido y líquido
2. INTRODUCCION 2.1 MATERIAL DE LABORATORIO El trabajo en el laboratorio de Química requiere de materiales, herramientas y equipos especiales que permiten manipular las sustancias químicas de forma segura, así como realizar diversas operaciones tales como la medición de masa y volumen, la separación de mezclas y la combinación de sustancias para llevar a cabo una reacción química. La herramienta que se utilice para la manipulación de las sustancias depende en mucho del estado físico de ellas así como de otras propiedades tales como su reactividad y toxicidad. No obstante, en la mayoría de los laboratorios de Química siempre encontraras material y equipo que es común y básico en muchos procedimientos como son espátulas, embudos, pipetas, probetas, matraces, etc. El objetivo de esta sesión es familiarizarte con el material de uso común en un laboratorio de química. A continuación se presentan fotografías de algunos materiales de laboratorio, tu profesor te mostrará otros no ilustrados en esta sección:
Espátulas
Pipeta Pasteur
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Pipeta Graduada
Vaso de Precipitados
Pipeta Volumétrica
Matraz Kitazato
Matraz Volumétrico
Matraz Erlenmeyer
2.2 MANIPULACION DE SUSTANCIAS QUIMICAS SÓLIDOS.- Los productos químicos sólidos se almacenan generalmente en botellas de boca ancha. Lea la etiqueta cuidadosamente antes de tomar cualquier producto químico. Quite la tapa o el tapón, coloque la tapa o el tapón de modo que no sea contaminado, inclinar la botella y gírela suavemente hacia adelante y hacia atrás. Coloque la cantidad deseada de sólidos en la tapa de la botella. Si un reactivo sólido se ha compactado pida ayuda a su profesor. Los productos químicos que no se utilizaron nunca se deben regresar a las botellas, coloque el exceso en otro recipiente.
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Gire la botella y vacíe el sólido Golpee suavemente para vaciar el sólido
Figura 1. Transferencia de un sólido de un frasco a un vaso LÍQUIDOS.- Muchos reactivos comúnmente usados en el laboratorio son disoluciones mientras que otros son líquidos puros (como alcohol o acetona). Los reactivos líquidos se almacenan en una variedad de botellas tales como los mostrados en la Figura 2. Se utilizan los frascos goteros cuando cantidades muy pequeñas de líquidos se requieren en los experimentos. Para cantidades más grandes de líquido se requieren las botellas estándares. Los reactivos peligrosos se almacenan en botellas especiales. La Figura 3 ilustra la transferencia de un líquido de una botella de reactivo químico.
Figura 2. Frascos comunes de trabajo de laboratorio Debes leer siempre la etiqueta en una botella. La lectura cuidadosa de etiquetas previene muchos accidentes.
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Sostenga el tapón entre los dedos Etiqueta El agitador toca el labio de la botella
Incline para mojar el tapón
La punta del agitador toca la pared del vaso
Figura 3. Transferencia de un líquido de un frasco con reactivo.
2.3 MEDICION DE MASA BALANZAS.- Estas balanzas están calibradas contra un estándar interno y tienen a menudo ajustes internos, ofrecen una mejor precisión (±0.001 g) que la balanza de triple brazo (±0.01 g) pero menor que una analítica (±0.0001 g).
Figura 4.- Balanza (izquierda) y Balanza analítica (derecha) Precauciones al pesar sustancias: 1.- Un objeto o un envase que se pesa debe estar perfectamente seco en el exterior. 2.- Si cualquier sustancia se derrama en el plato o alrededor de él, se debe limpiar inmediatamente. Pregunte a su profesor acerca del procedimiento de limpieza. 3.- El objeto que se pesará debe estar a temperatura ambiente. 2.4 MEDICION DE VOLUMEN PROBETA.- Las probetas graduadas se utilizan comúnmente para medir volúmenes de líquidos. El agua y las disoluciones acuosas presentan dentro de una probeta superficies cóncavas, también 18
denominado menisco. La medición de líquidos en probetas de vidrio se ilustra en la Figura 5, donde se indica la forma correcta de leer el menisco.
Muy alto
Altura apropiada
Muy bajo
Leer la parte baja del menisco
Figura 5. Medición correcta de volumen en una probeta Generalmente las probetas están graduadas para contener volúmenes aproximados de líquido. Para una lectura correcta sostenga el cilindro graduado verticalmente a nivel del ojo y mire a la superficie superior (menisco) del líquido. El menisco se curva (cóncavo) con una sección bastante plana en el centro. Observando la posición de esta sección plana con respecto a las marcas calibradas usted puede estimar el volumen de un líquido con un error de aproximadamente 0.2 mL con una probeta graduada de 25 mL. PIPETA.- Las pipetas son instrumentos para medir y verter líquidos o disoluciones con una mayor exactitud que una probeta. Existen dos tipos: graduadas y volumétricas. La pipeta graduada tiene el volumen total (p.e. 1 mL, 5 mL, o 10 mL) dividido en unidades más pequeñas. Estas marcas de calibración permiten una mayor flexibilidad en cuanto al volumen que se mide con una pipeta 19
específica. Por ejemplo, una pipeta graduada de 10 mL con subdivisiones en 1 mL te permite medir desde 1 mL hasta 10 mL con la misma exactitud (±0.05 mL). Por otra parte, la pipeta volumétrica esta graduada para contener y verter un solo volumen específico de líquido con una mayor exactitud que la pipeta graduada. A continuación se detalla un procedimiento adecuado para el buen uso de una pipeta. Para succionar un líquido con una pipeta utiliza siempre un bulbo o propipeta. NUNCA SUCCIONES UN LIQUIDO CON LA BOCA. Llena la pipeta con el líquido hasta la marca de calibración deseada, tomando cuidado de leer correctamente el menisco del líquido. La extremidad inferior de la pipeta se seca con una toalla limpia, y se vierte el líquido en el frasco o contenedor deseado por acción de la gravedad. No sople dentro de una pipeta para verter el líquido. Las pipetas están graduadas tomando en cuenta la cantidad de líquido residual en las paredes y en la punta. 2.5 FILTRACIÓN POR GRAVEDAD La filtración por gravedad implica el verter una mezcla de sólido y del líquido en un embudo que contenga un papel de filtro. El líquido pasa a través del papel de filtro y el sólido permanece en el papel de filtro. El embudo se apoya generalmente en un anillo metálico o un soporte. El cono del filtro es preparado doblando un pedazo de papel filtro. Una aleta pequeña se rasga en la capa exterior del lado corto y se dobla alrededor del lado más largo de modo que el papel de filtro quepa en el embudo cómodamente. La Figura 6 ilustra la técnica correcta de filtración por gravedad. 2.6 FILTRACIÓN POR VACÍO Cuando el aislamiento de un sólido puro es difícil, o la filtración rápida es necesaria, se emplea la filtración con vacío usando un embudo Buchner y un matraz de paredes gruesas diseñado para esta operación (Matraz Kitazato). Un embudo Buchner es un embudo de porcelana con orificios en su fondo plano. Generalmente un pedazo de papel filtro se coloca suavemente en el fondo del embudo y se moja con el disolvente que se va a utilizar. El embudo Buchner se conecta al matraz de filtración mediante un tapón de goma o con una junta de goma, haciendo una conexión hermética entre el fondo del embudo Buchner y la tapa del matraz de filtración. Un tubo de goma se conecta el brazo del matraz con una trampa que está conectada con el aspirador como se ilustra en la Figura 7. Cuando se abre la llave del vacío, el líquido pasa a través del papel de filtro que retiene los sólidos
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Embudo Buchner
Matraz Kitazato
Figura 6. Filtrado por gravedad
trampa de seguridad
Al aspirador o vacio
Figura 7. Filtrado al vacío
2.7 INSERCIÓN DE TUBO DE VIDRIO EN TAPONES El vidrio no resbala dentro de tapones de corcho y de goma fácilmente. Por lo tanto es necesario lubricar el vidrio y el tapón de corcho o de goma antes de insertar el tubo, los termómetros y los vástagos de vidrio del embudo. La glicerina es un buen lubricante ya que es fácilmente soluble en agua y el exceso se puede lavar fácilmente. Ponga una gota de la glicerina en el agujero en un tapón de corcho o de goma y después ponga 2 o 3 gotas de la glicerina en el extremo del pedazo de vidrio que se insertará. Distribuya la glicerina sobre la superficie del vidrio con su dedo del índice. Utilice una franela para proteger sus manos. Tome el pedazo de vidrio y de tapón de corcho o de goma firmemente con una franela (Figura 8), y lentamente con un movimiento rotatorio, inserte el vidrio en el tapón. Sostenga el pedazo de vidrio tan cerca de la porción que es insertada como sea posible. No fuerce el vidrio, puede romperse y cortar las manos. Después de que se haya insertado el vidrio, elimine el exceso de glicerina limpiando con un papel.
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Tómela con firmeza Franela
Lubrique ligeramente Gire y empuje
Figura 8. Inserción de un tubo de vidrio en tapones 2.8 PRUEBA PARA EL OLOR. En varios experimentos se producen gases y a veces es necesario identificar sus olores. Se debe tener precaución extrema en la prueba de los olores de gases, líquidos puros, o disoluciones acuosas en las cuales se están produciendo los gases. Nunca lleve la sustancia hasta su nariz e inhale porque muchos gases son venenosos y otros son corrosivos. Se debe sostener el envase a una cierta distancia de la cara y suavemente llevar el vapor hacia la cara según lo ilustrado en la Figura 9.
Figura 9.- Técnica de identificación de algunos olores. 3.- REPORTE.- Dibuje y nombre al menos 10 ejemplos de material de laboratorio que no este incluido en ésta sesión del manual de prácticas y que se haya incluido en la demostración hecha en el laboratorio. 22
SESION 3 DETERMINACIÓN DE PROPIEDADES FÍSICAS 1. Objetivos: - Determinar algunas propiedades físicas de materiales sólidos, líquidos y gases (densidad, punto de fusión, punto de ebullición, difusión e índice de refracción) - Introducir algunos conceptos estadísticos involucrados en el tratamiento de datos experimentales
2. Introducción Las propiedades físicas son aquellas características de un material que se pueden medir sin alterar la naturaleza de la sustancia. Son importantes porque ayudan a identificar a las sustancias, indican la pureza y están relacionadas a nivel molecular con la estructura de los materiales. Algunas propiedades físicas comunes son densidad, solubilidad, índice de refracción, presión de vapor, viscosidad, tensión superficial, constante dieléctrica, conductividad térmica, punto de ebullición y punto de fusión. En esta sesión experimental usaremos herramientas y equipos accesibles en nuestro laboratorio para determinar las propiedades físicas de gases, líquidos y sólidos que se enlistan a continuación. - Para líquidos: densidad, punto de ebullición e índice de refracción - Para sólidos: densidad y punto de fusión - Para gases: difusión DENSIDAD.- La densidad se define como la masa por unidad de volumen de una sustancia y se expresa en g/mL o g/cm3. El picnómetro es el dispositivo más adecuado para determinar esta propiedad en líquidos a través de la medición de la masa y el volumen. Si no se cuenta con un picnómetro se pueden utilizar microjeringas o material volumétrico para medir el volumen el líquido, mientras que su masa se mide directamente en una balanza. Para materiales sólidos de forma irregular el volumen se determina por desplazamiento del volumen de un líquido de densidad conocida. Si el sólido tiene una forma geométrica regular el volumen se determina por cálculos geométricos. 23
LA PRESIÓN DE VAPOR Y EL PUNTO DE EBULLICIÓN.- La transformación de un líquido o un sólido hacia su vapor (estado gaseoso) es un fenómeno que ocurre de manera natural o espontánea en muchas sustancias. La presión que ejerce el gas en equilibrio con el líquido o sólido a una temperatura dada se denomina presión de vapor. La presión de vapor aumenta en forma no lineal con el calentamiento. En un sistema abierto a la atmósfera, cuando la presión de vapor de un líquido alcanza el valor de la presión atmosférica se forman grandes cantidades de vapor que ascienden rápidamente a la superficie, fenómeno que conocemos como ebullición. Si el calentamiento continúa la presión de vapor y la temperatura del líquido permanecerán constantes hasta que la sustancia se haya evaporado por completo, a esta temperatura se le conoce como el punto de ebullición y depende del valor de la presión atmosférica a la que se realice el experimento. ÍNDICE DE REFRACCIÓN.- Es común observar el efecto óptico de la refracción de la luz que consiste en la desviación de un haz de luz cuando pasa de un medio de propagación a otro, como ocurre al ver una cuchara dentro de un vaso de vidrio transparente con agua. Este efecto resulta del cambio en la velocidad de la luz en la interfase de los medios. Ya que la velocidad de la luz en cualquier medio debe ser menor que en el vacío o en el aire (nota: en la práctica el aire la sustancia que se toma como referencia), el índice de refracción es mayor a uno para sustancias mas densas que el aire Su valor numérico depende de la longitud de onda de la luz incidente y se toma como estándar a la luz amarilla del sodio a 589 nm de emisión (línea D del sodio) debido a que es monocromática y fácil de obtener. El índice de refracción se mide con un refractómetro y su profesor le dará las instrucciones de uso. Debido a que la densidad de las sustancias cambia con la temperatura, la velocidad de la radiación también cambia con la temperatura por lo que las mediciones deben realizarse a temperatura constante (p.e., 20 ºC) y debe ser determinadas con 4 cifras decimales para mediciones de la pureza de una sustancia. PUNTO DE FUSIÓN.-
El punto de fusión normal de una sustancia química pura es la
temperatura en que ocurre el cambio de la fase sólida a la fase líquida a una atmósfera de presión. Esta temperatura es indicativa de las fuerzas de interacción entre las moléculas o iones que componen al sólido y es sensible a la presencia de impurezas, las cuales generalmente disminuyen el punto de fusión. En la práctica se determina un intervalo de temperatura de fusión
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más que un solo punto siendo aceptado un intervalo no mayor a 2 oC para sustancias puras. Si hay impurezas presentes el intervalo de temperatura de fusión generalmente será mayor. DIFUSIÓN.- La difusión es una propiedad asociada a los gases. Como consecuencia de su alta energía cinética en comparación con los líquidos y sólidos, y al movimiento aleatorio de sus átomos o moléculas, los gases tienden a ocupar el volumen del recipiente que los contiene ya que se mueven con rapidez en cualquier dirección. Un gas que se libere en un cuarto en poco tiempo se habrá difundido a todo el espacio de la habitación. Un gas de alta densidad se difunde más lentamente que uno de baja densidad, "las velocidades de difusión de los gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus densidades". Esta ley fue enunciada por el químico escocés Thomas Graham en 1830. ANÁLISIS DE DATOS EXPERIMENTALES Todas las mediciones experimentales involucran un error asociado a la medición. Estos errores se clasifican generalmente en dos tipos: a) sistemáticos o determinados y b) aleatorios o indeterminados. Los primeros son inherentes al método e instrumentos de medición y pueden ser minimizados, por ejemplo, si se utilizan instrumentos calibrados. Los errores aleatorios o indeterminados ocurren debido a fluctuaciones en las condiciones o variables que afectan la medición, y por tanto son diferentes de una medición a otra. Estos errores son difíciles de corregir pero pueden ser minimizados si se trabaja controlando las variables que pueden afectar la medición. Por ejemplo, si una serie de datos experimentales los obtiene una sola persona los errores aleatorios asociados a la medición serán menores en comparación con los datos experimentales obtenidos por varias personas. Un buen experimentador tiene que estar siempre conciente de los errores que presenta su método y procedimientos e incluir datos estadísticos del error asociado a los valores experimentales determinados. Algunos de los conceptos y variables estadísticas más comunes se presentan a continuación. Media aritmética o promedio: Cuando un grupo de datos experimentales esta sujeto principalmente a errores indeterminados, los valores obtenidos se distribuyen con una frecuencia normal, esto es, desviaciones por arriba o por debajo del valor real son igualmente
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probables. La mejor forma de representar el valor central de esta distribución es la media n
x=
aritmética expresada como:
∑x i =1
i
n
en donde xi es el dato experimental del i-esimo experimento y n el numero total de experimentos Desviación estándar: es una medida de la dispersión de un grupo de datos experimentales alrededor de un valor central o media, matemáticamente expresado como: n
σ=
∑ i =1
2
xi − x n −1
La desviación estándar es una medida de la precisión de nuestro método experimental en la obtención de datos, sin embargo nos dice muy poco acerca de la exactitud de nuestros resultados, esto es, que tan cerca esta la media aritmética del valor verdadero o real. La medida de la exactitud de un grupo de datos experimentales se denomina como el error medio o simplemente error, el cual se determina mediante la diferencia entre la media aritmética y el valor real. El error se acostumbra expresar en forma porcentual como:
E% =
x − xreal × 100 xreal
3. Procedimiento experimental a) Material:
b) Reactivos:
1 Probeta de 10 mL
Naftaleno
3 Pipetas volumétricas de 5 mL
Urea
3 Pipetas Pasteur con bulbo
Acetona
1 Forceps
Etanol
1 Propipeta
Agua destilada
1 Termómetro de –10 a 100 oC.
Fenolftaleína en disolución
1 Espátula
Acido clorhídrico conc.
1 Placa de porcelana con pozos
Hidróxido de Amonio conc.
1 Pizeta con agua
n-hexano
Algodón 26
1 Tubo de vidrio 2 Tapones de hule 9 Viales de 10 mL con tapa 4 Portamuestas 1 vaso cristalizador 1 Soporte metálico 1 Pinza de tres dedos Equipo de uso común:
Traer por cada equipo de 2
1 Balanza
personas:
1 Aparato para determinar punto de fusión
1 Canica de 0.5 cm de diámetro
1 Refractómetro
1 Tornillo de 2 cm largo y 0.5 cm ancho
1 kit para destilación Experimento 1 Densidad a) En una balanza analítica pese un vial con tapa y anote la masa (m1), a continuación adicione a este vial 5 ml de agua destilada con una pipeta volumétrica de 5 mL, y pese el vial anotando la nueva masa (m2). Repita este procedimiento tres veces. Con el termómetro mida la temperatura a la cual se realizó la determinación. Repita el procedimiento anterior para etanol y acetona. NOTA: Agregue la acetona y el etanol a sus viales dentro de la campana de extracción, dejando dentro de la campana las pipetas que utilizó. b) En la balanza granataria pesar el tornillo y anotar la masa (m1). En una probeta de 10 mL agregar agua hasta la marca de 5 mL (V1). A continuación introduzca el tornillo en la probeta y mida el volumen del agua en la probeta (V2). Repita el procedimiento anterior tres veces para el tornillo y también para la canica. MANEJO DE RESIDUOS La acetona y el etanol que se utilizaron para determinar su densidad, se deben verter por separado en los frascos etiquetados como etanol y acetona, que se ubicarán en la campana de extracción. El agua que se utilizó puede verterse en la tarja. Experimento 2 27
Punto de fusión En un portamuestras de vidrio coloque algunos miligramos de naftaleno (en caso de requerirse triture la muestra hasta tener un polvo fino), a continuación coloque otro portamuestras de vidrio sobre su muestra en forma de sándwich y caliente a una rapidez de 10 - 15 ºC/minuto, hasta 20 ºC debajo del punto de fusión teórico y disminuya la rapidez de calentamiento a 2 ºC/min después de esta temperatura. Con ayuda del termómetro registre la temperatura de aparición de la primera gota y la temperatura en que toda la muestra es líquida. NOTA: El aparato se encuentra a alta temperatura, no toque la región de calentamiento de la muestra. Con cuidado retire los vidrios portamuestras con una espátula o forceps. Permita que la temperatura descienda a 50 ºC (a partir de la temperatura de fusión de la muestra anterior). Coloque en otro portamuestras de vidrio algunos miligramos de urea, cúbralo con otro portamuestras y caliente a una rapidez de calentamiento de 5 ºC/min, para determinar las temperaturas de inicio y fin de la fusión de la muestra. MANEJO DE RESIDUOS Los sólidos contenidos en el portamuestras se raspan y se depositan en el recipiente etiquetado como Residuos Sólidos. Experimento 3 Difusión de gases NOTA.- Estos experimentos deben realizarse en la campana y utilizando guantes a) En un soporte metálico coloque una pinza de tres dedos, con la pinza sujete un tubo de vidrio de 15 cm de largo y 20 mm de diámetro como se ilustra en la figura (ver adelante). Coloque un algodón con algunas gotas de hidróxido de amonio concentrado en un extremo del tubo y en el otro extremo se coloca un algodón con gotas de ácido clorhídrico concentrado. Se tapan los dos extremos y se espera a que se difundan los gases y se forme una nube y sólido de color blanco. Observe el lugar en el que se formó el sólido blanco.
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b) En una placa de porcelana colocar en tres pozos agua con fenolftaleína, en el extremo opuesto colocar en una poza una gota de hidróxido de amonio concentrado. Cubrir la placa con un cristalizador y observe las muestras de agua. Anote sus observaciones en la bitácora. Nota: La fenolftaleína es un indicador ácido-base que dependiendo del pH de la solución puede ser incoloro o rosáceo. El amoníaco es una base y al estar en contacto con una solución acuosa alterará el valor de pH. MANEJO DE RESIDUOS Esta sección también debe realizarse en la campana. Los algodones se depositarán en un frasco con agua. El tubo y los tapones se enjuagarán con agua, esta agua se recibirá en el frasco que contiene los algodones. Las muestras de la placa de porcelana se verterán en el mismo frasco que contiene los algodones, enjuague la placa de porcelana con agua de la pizeta.
Experimento 4 Índice de refracción de líquidos El profesor responsable realizará esta parte de forma demostrativa con los siguientes líquidos; Agua, etanol y n-hexano Experimento 5 Punto de ebullición de líquidos El profesor responsable realizará esta parte de forma demostrativa con los siguientes líquidos; Metanol y n-hexano 29
4. Cuestionario guía para el prelaboratorio 1.- Explique la diferencia entre las propiedades físicas y las propiedades químicas de los compuestos. 2.- Investigue los valores reportados de las propiedades físicas que va a determinar. 3.- Investigue las propiedades tóxicas de las sustancias químicas que va a utilizar. 4.- Defina los términos: sublimación, condensación, evaporación y solidificación. 5. Resultados a) Registre en forma tabular las masas, volúmenes, y temperaturas de fusión obtenidos durante la práctica. b) Describa los cálculos realizados para la obtención de las densidades de los sólidos y líquidos. c) Reporte los valores de densidad como un valor promedio y su desviación estándar. d) Reporte el punto de fusión como un intervalo de temperaturas. e) Considerando las propiedades físicas y químicas del amoníaco, como explica la coloración de la solución de fenolftaleía al estar en el mismo recipiente. f) El sólido blanco observado en el tubo a que sustancia química corresponde. 6. Cuestionario Guía para la Discusión de Resultados 1.- Compare los valores de las propiedades físicas determinadas en la práctica con los valores reportados en la literatura, si hay diferencias ¿cómo puede explicarlas? 2.- La prueba que se realizó en la placa de porcelana ¿cuál propiedad de los gases se demuestra? 3.- La posición donde se encuentra el sólido blanco en el tubo del experimento 3 ¿esta en acuerdo con lo que esperas acerca de la velocidad de difusión de los gases utilizados? DISPOSICION DE RESIDUOS (Personal Técnico Académico) El etanol y la acetona recuperados pueden ser reutilizados, por lo que serán etiquetados y almacenados. Los residuos resultantes del punto de fusión se colocaran en el recipiente de Residuos Sólidos Peligrosos. La solución acuosa que contiene el HCl, el hidróxido de amonio y el algodón se tapa y se guarda para ser utilizada en la práctica siguiente.
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7. Bibliografía - K. W. Whitten, K. D. Gailey, R. E. Davis, Química General. MacGraw-Hill, 1992. - R. Chang, Química. 7a Ed. McGrawHill, 1998. - J. A. Dean Lange’s Handbook of Chemistry, 14th Ed. McGraw-Hill, 1992.
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SESION 4 MÉTODOS COMUNES DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS 1. Objetivos - Familiarizarse con algunos métodos físicos de separación de mezclas y su fundamento - Adquirir destreza en la implementación de los siguientes métodos de separación: decantación, filtración por gravedad y destilación.
2. Introducción En el trabajo experimental de Química es frecuente realizar actividades que impliquen la separación y purificación de una sustancia. Una sustancia es una forma de la materia que tiene una composición constante y definida, ejemplos incluyen el agua, oxígeno, amoniaco, etc. Las sustancias difieren una de otra por su composición y pueden ser identificados por su apariencia, olor, sabor y otras propiedades físicas. Cuando dos o más sustancias se combinan manteniendo cada una su identidad se forma una mezcla, algunos ejemplos comunes son aire, leche, cemento, etc. Las mezclas no tienen composiciones constantes, por ejemplo si se colecta aire en dos diferentes ciudades la composición de las muestras seria diferente. Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas: i) cuando una cucharada de azúcar se disuelve en agua, la composición de la mezcla después de suficiente agitación es la misma en cualquier parte de la solución, esta es una mezcla homogénea; ii) si se mezcla arena con partículas de hierro, el resultado es una mezcla heterogénea, en una mezcla heterogénea los componentes individuales permanecen físicamente separados. Cualquier mezcla, ya sea homogénea o heterogénea puede ser separada en sus componentes puros por métodos físicos sin cambios en la identidad de los componentes. Así, el azúcar puede ser recuperado de la mezcla homogénea con el agua por evaporación de esta última. Por otro lado las partículas de hierro pueden separarse de la arena usando un magneto. Los métodos más comunes de separación que se utilizarán en esta sesión de laboratorio son filtración, decantación, destilación y adsorción.
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3. Procedimiento experimental a) Material
b ) Reactivos
1 probeta de 50 mL
Carbón activado
1 Embudo de separación
Agua residual preparada por el profesor
2 Mangueras de hule
Hielo
1 Reóstato 1 Mantilla de calentamiento 1 Soporte metálico 1 Embudo de filtración 1 Matraz Erlenmeyer de 250 mL 2 Vasos de precipitados de 250 mL 1 Papel filtro 1 Equipo de destilación: matraz bola, T de destilación, refrigerante y colector 2 Pinzas de 3 dedos 1 Anillo metálico 1 Bomba recirculadora de agua 1 Termómetro de –10 a 110º C Papel indicador de pH (2 tiras) NOTA: los alumnos deberán traer un vaso de unicel, arena y piedras pequeñas (de 0.5cm de diámetro) en cantidad suficiente para llenar el vaso. c) Experimento 1 DECANTACION. Colocar en una probeta graduada la “mezcla de agua residual” proporcionada por el profesor. Medir con exactitud su volumen y anotarlo (con unidades) en su tabla de datos. Examinar las propiedades de la muestra: color, olor, transparencia, presencia de sólidos o líquidos inmiscibles. En otro recipiente vierta un poco (aprox. 15 mL) de agua de la llave, compare las propiedades de las dos muestras de agua. Mida el pH de la mezcla con un papel pH. Anotar sus observaciones. Deseche en la tarja el agua de la llave que tomó.
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Separación de líquidos inmiscibles. En un soporte metálico colocar un anillo metálico y un embudo de separación. Agregue su muestra de “agua residual” en el embudo y déjela reposar unos segundos hasta que se formen dos capas (Unos golpes ligeros pueden ayudar a la separación de capas). Abra con cuidado la llave del embudo de separación para recibir la capa inferior en un vaso de precipitados de 250 mL (etiquetarlo como liquido A), cuando haya terminado de salir la fase inferior cerrar la llave. Recibir el líquido restante (líquido B) en otro vaso de precipitados. Anote el volumen recuperado de cada uno de los líquidos y sus características físicas. Guardar la muestra de agua para el procedimiento siguiente. MANEJO DE RESIDUOS.- Coloque el líquido B en el frasco etiquetado como B. d) Experimento 2 FILTRACIÓN CON ARENA. Con un clip desdoblado, hacer pequeñas perforaciones en el fondo de un vaso de unicel. Colocar en el fondo del vaso una capa de 2 cm de piedras, a continuación una capa de 2 cm de arena y sobre la arena una tercera capa de 2 cm de piedras. Agregue un poco de agua de la llave para humedecer el contenido del vaso de unicel (las piedras del fondo impedirán que la arena se salga por las perforaciones, las piedras de la parte superior evitará que la arena se agite al verter la muestra.) Verter en el vaso de unicel con cuidado la muestra de agua recuperada del experimento anterior. Recibir el filtrado (agua filtrada) en un vaso de precipitados. Observe las propiedades del agua filtrada y mida su volumen. Anotar los resultados. Guardar la muestra de agua para el procedimiento que sigue. MANEJO DE RESIDUOS.- Las piedras y la arena se enjuagan con agua y se colocan en los recipientes etiquetados como piedra y arena. e) Experimento 3 ADSORCIÓN/FILTRACIÓN CON CARBÓN ACTIVADO. Doblar un papel filtro siguiendo las instrucciones de su profesor. Colocar el embudo en un anillo metálico, a continuación colocar el papel filtro doblado en un embudo de vidrio de tallo corto. Humedecer el papel filtro con unas gotas de agua de la llave para que se adhiera al cono del embudo. Debajo del embudo colocar un matraz Erlenmeyer para recibir el agua filtrada. Agregar una cucharadita de carbón en la muestra de agua. Agitar vigorosamente, enseguida verter poco a poco el líquido a través del papel filtro, procure que el nivel del líquido este abajo del borde superior del papel filtro (para que el líquido no fluya entre el papel
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y el embudo). Si el agua filtrada se ve oscura debido a pequeñas partículas de carbón, volver a filtrar el líquido. Observar y anotar sus propiedades, medir el volumen del agua filtrada. MANEJO DE RESIDUOS.- El papel filtro con el carbón activado se depositarán en la bolsa que contiene los residuos sólidos. e) Experimento 4 DESTILACIÓN. Arme un equipo de destilación (su profesor el indicará cómo hacerlo). Colocar dentro del matraz su muestra de agua filtrada. Agregar unas piedras pequeñas y limpias o una barra magnética para regular la ebullición. Calentar suavemente, registrando la temperatura cada 3 minutos hasta que la temperatura sea constante; registrar el valor de la temperatura. Procure que siempre haya hielo en el recipiente donde se encuentre la bomba recirculadora. Desechar las primeras gotas del líquido destilado. No permitir que la muestra de agua en el matraz llegue a sequedad. Observe las propiedades del agua destilada y mida el volumen del agua colectada. Mida el pH. NOTA.- Al terminar la destilación TODO el material esta caliente, espere a que se enfríe para separar las partes. MANEJO DE RESIDUOS.- El líquido remanente de la destilación (cola de destilación), se depositará en el frasco etiquetado como residuos acuosos. La piedra se enjuagará con agua y se retornará al sitio donde se colectó. Al terminar su sesión experimental lavar sus manos perfectamente antes de salir del laboratorio. 4. Cuestionario y guía para el prelaboratorio a) Discuta las diferencias entre una mezcla y un compuesto. b) Defina y proporcione ejemplos de métodos de separación de mezclas. c) Si una muestra de agua tuviera etanol ¿podría separarse por decantación? ¿Por qué? ¿Qué propiedad deben tener las sustancias para que puedan ser separadas por decantación? d) ¿Por qué se desecha la primera fracción del líquido destilado? e) ¿Por qué debe quedar líquido en el matraz al término de la destilación? f) ¿Para qué se utiliza el carbón activado? 35
5. Cuestionario y guía para la discusión de resultados 1. ¿Por qué se desechó el líquido B? 2. ¿Cuál es el propósito de pasar la muestra a través de arena y grava? ¿Por qué no usar un papel filtro para este propósito? 3. ¿Qué porcentaje de la muestra original de agua residual se recuperó como agua "pura"? % agua purificada =
volumen de agua pura × 100 volumen de agua residual
4. ¿Qué volumen de líquido se perdió durante la purificación? 5. La destilación no se utiliza en las plantas industriales de tratamiento de aguas, ¿por qué? 6. ¿A qué se le llama agua potable? 7. ¿El agua purificada por usted es potable? justifique su respuesta. 8. ¿Para qué se puede emplear el agua que acaba de purificar?
DISPOSICION DE RESIDUOS (Personal Técnico Académico) - Las piedras y arena pueden ser devueltas al sitio donde fueron colectadas. - El aceite se verterá en el contenedor de diesel o aceite quemado. - La bolsa con los sólidos se depositará en el contenedor de Residuos Sólidos Peligrosos. - El contenido de los residuos acuosos se llevará a pH=7 (en caso de ser necesario) y se verterá en el contenedor de Residuos Acuosos Peligrosos. 6. Bibliografía - M. Carrillo, R. M. González, G. Hernández, P. Montagut, E. Nieto, R. M. Sandoval, C. Sansón, Microescala – Química general, Manual de laboratorio. Pearson Educación de México, 2002. - K. W. Whitten, K. D. Gailey, R. E. Davis, Química General. MacGraw-Hill, 1992. - R. Chang, Química. Ed. McGrawHill, 1998.
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SESION 5 PROPIEDADES FÍSICAS COMO REFLEJO DE LA NATURALEZA DE LAS SUSTANCIAS 1. Objetivo Relacionar la naturaleza del enlace químico e interacciones intermoleculares de algunas sustancias con propiedades físicas como la solubilidad y la conductividad eléctrica
2. Introducción Las propiedades físicas de las sustancias tienen su origen en las propiedades que presentan sus átomos, moléculas o iones de forma individual y colectiva. La naturaleza de la interacción entre los átomos para formar enlaces químicos, así como su arreglo o disposición espacial determina algunas diferencias muy marcadas en las propiedades físicas generales que presentan los compuestos. Una clasificación general de los compuestos químicos basada en el tipo de enlace químico que presentan los divide como iónicos, covalentes y metálicos. En esta práctica intentaremos relacionar las observaciones experimentales de propiedades como la solubilidad y la conductividad eléctrica de diversos compuestos químicos con la información que se conoce acerca de su enlace químico y estructura. Para cumplir con el objetivo de la práctica necesitamos primero hacer una investigación bibliográfica sobre varios conceptos incluidos en las siguientes preguntas: ¿Qué es un enlace iónico, un enlace covalente y un enlace metálico? ¿Cuáles son las características de los compuestos iónicos, covalentes y metálicos? ¿Qué es la solubilidad? ¿Qué es la conductividad eléctrica? ¿Qué resultados puedo esperar al medir la solubilidad y la conductividad eléctrica en compuestos definidos como iónicos, covalentes y metálicos? Al contestar estas preguntas (incluidas en tu prelaboratorio) estarás en mejor posición para entender y sistematizar la información experimental que obtengas durante la sesión de laboratorio. ¿Cómo afecta la estructura química a las propiedades de una sustancia? Tomemos como ejemplo un material común y abundante en la atmósfera terrestre: el carbono. Este elemento químico se presenta mayormente en forma de grafito y en menor proporción en otras formas alotrópicas como 37
diamante y futboleno. Las estructuras de estas formas elementales del carbono se ilustran en la Figura 5.1. Los enlaces entre los átomos del carbono ilustrados en las figuras son todos enlaces covalentes C-C, pero claramente el arreglo espacial o estructura es muy diferente en cada caso. La suavidad del grafito así como sus propiedades como conductor eléctrico están asociadas al arreglo laminar de los átomos de carbono. Por otra parte, la dureza y resistencia del diamante están relacionadas con su estructura tridimensional formando una red donde cada átomo de carbono esta unido a otros cuatro formando un tetraedro. El futboleno es una forma del carbono recién descubierta y sus propiedades son sujeto de investigación actual.
a
b
Figura
5.1
Estructuras
de
las
formas
elementales del carbono. (a) Diamante , (b) Grafito y (c) Futboleno-C60. Las esferas oscuras representan los núcleos de carbono. c
Cuando elementos como carbono e hidrógeno se combinan para formar moléculas, llamadas hidrocarburos CnHn+2, tenemos que distinguir entre dos formas de interacción entre los átomos que las conforman. La primera es el enlace intramolecular que esta presente entre dos átomos que constituyen a una molécula y en conjunto producen una entidad químicamente estable. Los enlaces C-C y C-H en estas moléculas son covalentes. Un segundo tipo de interacción es el enlace intermolecular que se presenta como la interacción atractiva o repulsiva entre dos o más moléculas sin que esto altere la naturaleza de su enlace intramolecular. Como vimos en la sesión 3, las propiedades físicas son aquellas características de un material que se pueden medir sin alterar la naturaleza de la sustancia. Por lo tanto, ¿deberíamos esperar cambios en el enlace intramolecular al medir la solubilidad y la conductividad eléctrica de diversas sustancias? La solubilidad, vista como la capacidad de una sustancia para disolver a otra formando una disolución homogénea, depende de la naturaleza del conjunto de interacciones intermoleculares en 38
el soluto y el disolvente al formar la disolución (soluto-soluto, disolvente-disolvente y solutodisolvente). El tipo de interacciones intermoleculares dependen a su vez de la naturaleza (molecular u iónica) de la estructura del soluto y del disolvente. Una frase simple que resume mucho de lo expuesto anteriormente y que se utiliza con frecuencia para explicar la solubilidad de diversos compuestos químicos es: lo semejante disuelve a lo semejante, es decir, un soluto y un disolvente que tengan naturaleza química similar presentarán interacciones intermoleculares de similar energía lo que conducirá a una mayor solubilidad. 3. Procedimiento Experimental a) Material
b) Reactivos
10 Tubos de ensayo con tapón de hule 1 Probeta de 50 mL 1 Pizeta 1 Espátula 1 Pipeta graduada 5 ml 1 Propipeta 5 Vasos de precipitado de 20 ml 1 Dispositivo para medir el paso de corriente eléctrica (LED, alambre y una pila) 1 Balanza 1 Vidrio de reloj 1 Conductimetro
1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. 16. 17.
NaCl Urea Acido benzoico Naftaleno NaHCO3 Iodo NaCl 50 mL (0.1 M) MgCl2 50 mL (0.1 M) KI 50 mL (0.1 M) Na2SO4 50 mL (0.1 M) Ca(OH)2 50 mL (0.1 M) CuSO4 50 mL (0.1 M) H2O destilada Acetona Hexano Moneda Punta de grafito
c) Experimento 1 Solubilidad - Etiquetar seis tubos de ensayo del #1 al #6. Colocar en el tubo de ensayo respectivo aproximadamente 10 mg de las sustancias #1 al #6 de la lista de reactivos (no es necesario pesar, basta con medir cualitativamente una punta de espátula). - Agregar 1 ml de agua destilada a cada uno de los tubos de ensayo con las sustancias químicas. Agitar y observar si son solubles en agua. 39
- Para los compuestos que no fueron solubles en agua, colocar aproximadamente 10 mg de la sustancia química en otro tubo de ensayo limpio y seco, y agregar 1 ml de acetona. Agitar y observar si se disuelven en acetona. - Las sustancias que no se disolvieron en agua, colocar aproximadamente 10 mg de la sustancia química en otro tubo de ensayo limpio y seco, y agregar 1 ml de hexano. Agitar y observar si se disuelven en hexano. Manejo de Residuos.- Los tubos de ensayo en que los compuestos se disolvieron en agua se pueden verter en la tarja. Los tubos de ensayo que contienen agua y sustancias insolubles, se filtran en el dispositivo que te indicara tu profesor o el técnico laboratorista. El agua filtrada se coloca en un recipiente de Desechos Acuosos. Las sustancias químicas retenidas en el papel filtro se colocan en el recipiente etiquetado como Residuos Químicos Sólidos. Los tubos de ensayo que contienen hexano y acetona se vierten en el frasco etiquetado como Residuos Orgánicos. Las sustancias químicas no solubles se colocan en el recipiente etiquetado como residuos químicos sólidos d) Experimento 2 Conductividad eléctrica en sólidos Con el dispositivo para medir la corriente eléctrica explora si hay conductividad eléctrica tocando con las puntas de alambre diversos materiales sólidos que te encuentres en el laboratorio e incluye al #16 y #17 de la lista de reactivos. Anota tus observaciones. Conductividad eléctrica en líquidos y disoluciones Con el dispositivo para medir la corriente eléctrica explora si hay conductividad eléctrica al introducir las puntas de alambre en los siguientes líquidos y disoluciones a) Líquidos puros: agua, acetona y n-hexano. b) Disoluciones de NaCl: 5 mL de la disolución #7 y diluciones de concentraciones aproximadas 0.05 M y 0.01 M En cada caso anota tus observaciones intentando describir cualitativamente cualquier cambio en la intensidad de la luz del diodo (LED).
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e) Experimento 3 Conductividad en disoluciones salinas (Este es un experimento para todo el grupo) a) Colocar en vasos de precipitados 30 mL de las disoluciones #7 al #12. b) Haciendo uso de un conductímetro (tu profesor te indicará las instrucciones de uso) mide el valor de la conductividad para cada una de las disoluciones del inciso a. Manejo de Residuos.- Las soluciones de cloruro de sodio se pueden verter a la tarja. Las disoluciones de las sales restantes se depositan en el frasco etiquetado como Residuos Inorgánicos.
4. Cuestionario y Guía para el prelaboratorio - Defina los siguientes conceptos: enlace iónico, enlace covalente, enlace metálico. - Describa las propiedades generales de los de compuesto iónicos, covalentes y metálicos, y dé un ejemplo de cada tipo de compuesto. - ¿Qué es la solubilidad? - ¿Qué es la conductividad eléctrica? - Investigue las propiedades físicas de los compuestos utilizados en la práctica y con base en ellas elaboré una clasificación preeliminar de los compuestos como iónicos, covalentes y metálicos.
5. Cuestionario y Guía para el análisis de resultados - Para las pruebas de solubilidad haga una tabla con cuatro columnas (sustancia, agua, acetona y hexano). Anotar la solubilidad observada en cada disolvente. - Clasifique a los compuestos en sólidos iónicos y sólidos covalentes en base a su solubilidad explicando con detalle los criterios que uso para tal clasificación. - ¿Cuál es el efecto de la concentración sobre la conductividad eléctrica? - En el Experimento 2 inciso c, ¿cómo explicas que las sales presenten valores de conductividad diferentes?
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Disposición de Residuos (Personal Técnico Académico) Los residuos químicos sólidos se vierten en el contenedor de Residuos Químicos Sólidos Peligrosos. El hexano y la acetona se vierten en el contenedor de Residuos Orgánicos Peligrosos No Halogenados. La mezcla de soluciones acuosas de sales inorgánicas, se lleva a pH = 7 (si es necesario) y se vierte en el contenedor de Residuos Químicos Acuosos Peligrosos.
6. Bibliografía - K. W. Whitten, K. D. Gailey, R. E. Davis, Química General. MacGraw-Hill, 1992. - R. Chang, Química. Ed. McGrawHill, 1998.
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BLOQUE 2: ESTEQUIOMETRÍA INTRODUCCIÓN Generalmente, cuando realizamos una reacción nos preguntamos si conocemos las cantidades de los materiales iniciales en una reacción química para, en base a ello, predecir la cantidad de producto que puede ser formado o por otro lado, que cantidad de reactivo debe ser utilizado para formar x cantidad del producto. En la práctica las unidades utilizadas para este propósito pueden ser moles, gramos, litros, etc. Sin importar las unidades empleadas, la aproximación para determinar la cantidad de producto formado es denominada el método del mol. El cual es basado en que los coeficientes estequiométricos en una ecuación química pueden ser interpretados como el número de moles de cada sustancia. Las relaciones molares entre reactivos y productos en una reacción química representan una relación estequiométrica. Consideremos la combustión del monóxido de carbono para formar dióxido de carbono 2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2 (g) La ecuación y los coeficientes estequiométricos pueden ser leídos de la siguiente manera: 2 moles de monóxido de carbono gas reaccionan con un mol de oxígeno gas para formar dos moles de dióxido de carbono gas. El método del mol consiste en los siguientes pasos: 1. Escribir las formulas correctas para todos los reactivos y productos, y balancear la ecuación resultante. 2. Convertir las cantidades de las sustancias conocidas (usualmente los reactivos) en moles. 3. Usar los coeficientes en la ecuación balanceada para calcular el número de moles de las cantidades desconocidas en el problema. 4. Usando el número de moles calculado y la masa molar, convertir las cantidades desconocidas a las unidades requeridas (usualmente gramos). 5. Checar que la respuesta sea razonable en términos físicos. El paso 1 es obviamente un prerrequisito para cualquier calculo estequiométrico, debemos conocer con exactitud las identidades de los reactivos y productos, la relación entre estos no debe violar la ley de conservación de la masa (balancear la ecuación). El paso 2 es el paso crítico de 43
convertir gramos de la sustancia (u otras unidades) en número de moles. Esta conversión nos permite analizar la reacción actual en términos de moles. Para el paso 3, necesitamos la ecuación balanceada, lo cual se ha realizado en el paso 1, el punto importante aquí es que los coeficientes descritos en una sustancia nos indican el número de moles con los que se hará reaccionar la otra sustancia. El paso 4 es similar al paso 2, excepto que ahora se conoce la cantidad exacta del problema. El paso 5 generalmente es subestimado pero es muy importante: la química es una ciencia experimental y la respuesta debe ser real en términos de especies y productos físicos.
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SESIÓN 6 PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES E INTRODUCCIÓN AL ANÁLISIS GRAVIMÉTRICO 1. Objetivos a) Efectuar correctamente la preparación de disoluciones a concentraciones definidas, b) Comprender el concepto de gravimetría y familiarizarse con las reacciones de precipitación. 2. Introducción: Generalmente las reacciones ocurren en disolución, esto es, los reactivos reaccionan en presencia de algún disolvente, es por ello que es importante conocer la concentración a la cual este reactivo esta presente en la disolución. La concentración de una disolución es la cantidad de soluto presente en una cantidad determinada de disolvente. Una de las unidades más comunes de concentración en química es molaridad, simbolizada por M, también llamada concentración molar. La molaridad es el número de moles de un soluto en un litro de disolución. M = molaridad = moles de soluto/litro de disolución. Con frecuencia, en el laboratorio tenemos que preparar disoluciones menos concentradas a partir de una disolución de mayor concentración, este procedimiento se denomina dilución. Tengamos en cuenta que al llevar a cabo una dilución, la adición de más disolvente a una cantidad dada de disolución, cambia (decrece) la concentración de esta, sin cambiar el número de moles presente en la disolución. Dado que la molaridad es definida como el número de moles por litro, entonces estamos cambiando esta relación y la concentración final puede obtenerse por la relación: MinicialVinicial = MfinalVfinal Por otro lado, en muchas de las reacciones, se lleva a cabo la precipitación de los productos y por consiguiente es necesario analizar la cantidad de precipitado que se puede formar, para lo cual se emplea el método conocido como análisis gravimétrico, el cual es un procedimiento analítico que involucra la medida de la masa. Uno de los experimentos del análisis gravimétrico involucra la formación, aislamiento y determinación de un precipitado. Por ejemplo, una sustancia de composición desconocida es disuelta en agua y entonces precipitada por reacción con otra sustancia. El precipitado formado es filtrado, secado y pesado. Conociendo la masa y la formula química del precipitado, podemos calcular la masa de la muestra original. En el caso donde la 45
composición del compuesto original es conocida, el análisis gravimétrico nos permite determinar la concentración de la disolución que contiene al compuesto. 3. Procedimiento Experimental a) MATERIALES
b) REACTIVOS
2 Matraces aforados de 50 mL
Fe(NH4)2(SO4)2 6H2O (sal de Mohr) 0.1 M
2 Vasos de precipitados de 100 mL
H2C2O4 H2O 0.1 M
12 Vasos de precipitados de 25 mL
10 mL de Acetona
1 Espátula 2 Vidrios de reloj o navecilla de pesado 1 Agitador de vidrio con gendarme 2 Embudos de filtración rápida 6 Ruedas de Papel filtro (Wathman ) 1 Pizeta con agua destilada 2 pipetas graduadas de 10 mL 1 Perilla de succión 1 Parrilla de calentamiento 1 Agitador magnético Parte I: Preparación de las disoluciones 1.- En un vidrio de reloj o navecilla de pesado, pesar con cuidado la cantidad de soluto necesaria para preparar 50 mL de las disoluciones acuosas indicadas en la columna derecha bajo el nombre reactivos. 2.- En cada caso, transferir completamente el soluto a un vaso de precipitados de 25 mL y disolverlo en una pequeña porción de agua. 3.- Transvasar cuantitativamente la mezcla a un matraz aforado de 25 mL, utilizando un embudo y con la ayuda de un agitador de vidrio; lavar varias veces el vaso y el embudo con pequeñas cantidades de agua destilada para asegurarse que la totalidad de la muestra se ha transferido al matraz. 4.- Completar con agua destilada la capacidad del matraz volumétrico hasta la marca de aforo. Tapar el matraz y homogeneizar la disolución invirtiéndolo varias veces.
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5.- Transferir la disolución a un vaso de precipitados de 100 mL limpio y seco, en el cual se indique con una etiqueta el nombre del reactivo, la concentración, fecha de preparación y el nombre de la persona que hizo la disolución. Parte II: Formación de precipitados Las dos disoluciones preparadas en la parte uno reaccionan entre si de acuerdo al siguiente esquema: Fe(NH4)2(SO4)2 (ac) + H2C2O4 (ac) → FeC2O4 2H2O (s) + 2(NH4)SO4 (ac) + H2SO4 (ac) En esta reacción, el FeC2O4 2H2O forma un sólido el cual precipita. 1.- Numerar 6 vasos de precipitados del 1 al 6, y agregar a cada uno la cantidad de la sal de Mohr indicada en la tabla 1. Posteriormente adicionar la disolución de H2C2O4 en la cantidad descrita en la misma tabla.
Tabla 1 Reactivos
Exp. 1
Exp. 2
Exp. 3
Exp.4
Exp. 5
Exp. 6
Fe(NH4)2(SO4)2 (ac) 0.1 M
2 mL
3 mL
5 mL
7 mL
9 mL
10 mL
H2C2O4 (ac) 0.1 M
10 mL
9 mL
7 mL
5 mL
3 mL
2 mL
2.- Calentar cada una de las mezclas en una parrilla de calentamiento durante dos minutos y dejar enfriar a temperatura ambiente. IMPORTANTE: El calentamiento debe ser lento y con agitación periódica. No caliente la mezcla rápidamente ni deje que llegue a ebullición ya que es posible que haya proyecciones del sólido formado con la consecuente perdida del material. 3.- Pesar 6 ruedas de papel filtro y anotar sus pesos. 4.- Filtrar cada precipitado utilizando los papeles filtro anteriormente pesados. 5.- Enjuagar cada vaso con 2-3 mL de agua destilada, ayudarse con el agitador de vidrio con gendarme para transferir todo el precipitado al papel filtro. 6.- Lavar cada precipitado con 3-4 mL más de agua destilada. En los casos donde hay exceso de la sal de Fe(II), si el lavado es insuficiente, se corre el riesgo de que el Fe(II) se oxide a Fe(III) y por esta razón se altere el peso esperado. 47
7.- Desechar los líquidos filtrados en un solo recipiente de desechos acuosos como lo indique el profesor. 8.- Lavar cada precipitado dos veces más con 2-3 mL de acetona por lavado. Desechar los residuos de acetona en un frasco de desechos orgánicos indicado por el profesor. 9.- Extender los 6 papeles filtro sobre vidrios de reloj y dejarlos secar totalmente dentro de un desecador, o bien dejarlos dentro de la campana de extracción.. 10.- Pesar cada precipitado y determinar la masa experimental obtenida de cada uno. c) Diagrama de Actividades De acuerdo con la información descrita en el procedimiento Parte I y Parte II realiza el diagrama de actividades correspondiente. 4. Cuestionario guía para el prelaboratorio 1.- Define las siguientes expresiones de composición de una disolución: a) Molaridad, b) molalidad, c) fracción mol 2.- Define los siguientes términos: soluto, disolvente, disolución y dilución. 3.- Describe los pasos básicos para el análisis gravimétrico . 4.- Realiza los cálculos correspondientes para calcular las cantidades de soluto requeridas en el paso uno de la Parte I del procedimiento experimental y registra los datos en una tabla similar a la Tabla 2.
Tabla 2 Soluto
Conc.
Masa
#
moles
para Masa en gramos
(M)
Molar
preparar 50 mL
necesaria
para
preparar 50 mL
Fe(NH4)2(SO4)2 6H2O
0.1
H2C2O4 H2O
0.1
48
5. Cálculos y Resultados 1.- Considerando la estequiometría de la reacción indicada en la parte II y las cantidades de reactivos en la tabla 1, anota en la tabla 3 los datos teóricos correspondientes.
Tabla 3 moles
Exp
de moles de H2C2O4 (ac)
Fe(NH4)2(SO4)2 (ac)
mg de FeC2O4 2H2O teórico
experimental
# 1 2 3 4 5 6 4.- Graficar moles de precipitado vs. moles de reactivo para observar en que punto la reacción es equivalente. 6. Cuestionario para resultados 1.- ¿Qué consideraciones hay que tomar en cuenta para preparar disoluciones molares? 2.- Si en lugar de disoluciones molares, en la parte I de esta práctica te indicara la preparación de disoluciones molales ¿qué modificaciones habrías hecho al procedimiento experimental para preparar las disoluciones? 3.- Con los datos experimentales de la Parte II, completa la Tabla 3 y contrasta los valores esperados con los obtenidos de forma experimental. 5.- ¿Con qué volumen de reactivos se obtuvo la máxima cantidad de precipitado? ¿Por qué? 6.- ¿Cómo defines la condición de equivalencia? Notas: Usar guantes y lentes protectores
49
-El ácido oxálico es corrosivo, evite su contacto, en caso de que ocurra lavar con abundante agua fría. -La acetona se inflama fácilmente, trabajar con cuidado evitando tener alguna flama cerca. Manejo de residuos: Colocar los residuos en los recipientes etiquetados en el laboratorio como acuosos para su posterior tratamiento, excepto aquellos que contengan acetona, los cuales deben desecharse en el frasco etiquetado como desechos orgánicos. 7. Bibliografía - R. Chang, Química. Ed. McGrawHill, 1998. - C. E. Mortimer, Química. Grupo Edit. Iberoamérica, 1983. - G. M. Bodner, H. L. Pardue, Chemistry an experimental science. John Wiley & Sons, 1995.
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SESIÓN 7 UTILIZACIÓN DEL CONCEPTO DE REACTIVO LIMITANTE EN LA DETERMINACIÓN DEL RENDIMIENTO PORCENTUAL DE UNA REACCIÓN 1. Objetivos: a) Aplicar el concepto de reactivo limitante en una reacción química. b) Determinar la formula empírica de un compuesto. c) Plantear y balancear las ecuaciones d) Aplicar el concepto de % de rendimiento
2. Introducción: Cuando un químico lleva a acabo una reacción, usualmente los reactivos no están presentes en las cantidades exactas, esto es en las proporciones indicadas por la ecuación balanceada. El reactivo utilizado en menor proporción es considerado como el reactivo limitante, dado que la máxima cantidad del producto formado depende de cuanto reactivo inicial esta presente. Cuando este reactivo se termina, no se forma más producto. Los reactivos presentes cuya cantidad sea mayor que la necesaria para que el reactivo limitante reaccione son considerados como reactivos en exceso. Todo calculo estequiométrico involucra al reactivo limitante, de manera que el primer paso es definir cual reactivo es considerado “limitante”. En la práctica, los químicos escogen como reactivo limitante al mas caro, porque se quiere estar seguro de que todo este será consumido en la reacción. Frecuentemente es difícil y muy costoso recuperar el exceso de reactivo que no se utilizo en una reacción, aunque en muchos procesos industriales los reactivos en exceso son reciclados varias veces. La cantidad de reactivo limitante presente en una reacción, esta relacionada con la cantidad de producto que se espera obtener de la reacción. Esta cantidad es denominada rendimiento de la reacción. Existen tres tipos de rendimiento que conciernen
al estudio cuantitativo en una
reacción. El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad de producto predicho por los cálculos estequiométricos en la ecuación balanceada, cuando todo el reactivo limitante se ha consumido, 51
dicho de otra forma, el rendimiento teórico es el máximo rendimiento que se puede obtener. En la práctica, debido a varios factores la cantidad de producto obtenido es casi siempre menor que el rendimiento calculado (rendimiento práctico). De manera que frecuentemente se utiliza el término porcentaje de rendimiento (rendimiento porcentual), el cual describe la proporción del rendimiento experimental con respecto al teórico y puede variar del 1 al 100 %. Rendimiento práctico % de rendimiento =
X 100% Rendimiento teórico
3. Procedimiento experimental a) Material:
b) Reactivos:
1 Vaso de precipitado de 200 ml
I2 (cristales)
2 Pipetas graduadas de 10 ml
Zn (polvo)
5 Vasos de precipitado de 50 ml
AgNO3 (O.1 M)
2 Matraces aforados de 50 ml
EDTA (0.2 M)
2 Embudos de filtración rápida
Indicador Eriocromo negro T en polvo*
1 Propipeta
Buffer NH4+ / NH3**
1 Soporte universal con anillo
Etanol
2 Agitadores magnéticos
Eter
1 Espátula 2 Vidrios de reloj 1 Parrilla de agitación
Agua destilada
1 Matraz erlenmeyer de 50 ml
Hielo
1 Pizeta
Papel filtro
1 Pipeta graduada de 1 ml
.
1 Cristalizador 1 Agitador magnético 2 Pipetas pasteur Parte 1. Síntesis de yoduro de zinc - En un vaso de precipitado de 50 ml, colocar 300 mg de zinc en polvo, adicionar 127 mg de yodo y colocar un agitador magnético. 52
- Agregar 15 ml de agua helada a la mezcla anterior. Tapar el vaso de precipitado con un vidrio de reloj. - Colocar el vaso que contiene la mezcla en una parrilla provista de agitación magnética, agitar suavemente y calentar sin llegar al punto de ebullición, hasta que el color café de la capa acuosa desaparezca. - Agregar 5 ml de agua destilada para reponer la que se perdió por evaporación. Tener cuidado de lavar las paredes del vaso. - Cuando la capa acuosa llegue a ser incolora, filtrar a través de un papel filtro. Recoger el filtrado que contiene el yoduro de zinc en un vaso de precipitado de 50 ml. - Lavar el sólido contenido en el filtro con tres porciones de 3ml de agua destilada, colectando los filtrados en el mismo vaso de precipitados. - Con ayuda de un embudo, verter el contenido del vaso aun matraz aforado de 50 ml y aforar con agua destilada. Parte 2: Determinación del ión Zn (II) -
Tomar una alícuota de 5 ml del filtrado obtenido en la parte I y transferirlos a un matraz erlenmeyer de 50 ml.
-
Con una pipeta pasteur, adicionar 10 gotas de buffer NH3/NH4+ así como un punta de espátula del indicador Eriocromo negro T, se observa una coloración violeta.
-
Con una pipeta graduada de 1 ml, adicionar gota a gota y con agitación, una solución de EDTA 0.2 M, hasta que la solución del matraz se torne azul.
-
Anotar la cantidad de solución adicionada.
-
Hacer este procedimiento por triplicado anotando el volumen requerido en cada caso.
Parte 3: Determinación del ión yoduro -
Tomar una alícuota de 5 ml del filtrado obtenido en la parte 1 y colocarlos en un vaso de precipitado de 50 ml, agregar 2 ml de nitrato de plata 0.1 M, agitar y calentar el vaso durante 15 minutos a baño maría. Filtrar a través de un papel filtro previamente pesado, verificar que en el filtrado no este presente el yoduro adicionando unas gotas de la solución de nitrato de plata.
-
Lavar el precipitado con 3 porciones de 3 ml de agua destilada. El filtrado y las aguas del lavado se guardaran en un frasco etiquetado como desechos de plata. 53
-
Finalmente, lavar el precipitado con 2 ml de etanol y posteriormente con 1 ml de éter. Guarda los filtrados en otro recipiente etiquetado como desechos orgánicos.
-
Dejar secar el precipitado al aire y posteriormente a la estufa por 10-15 min. Pesar y deducir el peso del precipitado restando el peso del papel filtro.
c) Diagrama de Actividades De acuerdo con la información descrita en el procedimiento Parte I y Parte II realiza el diagrama de actividades correspondiente. 4. Cuestionario guía para el prelaboratorio: 1- Defina fórmula empírica y fórmula molecular. 2- Escribir y balancear la reacción que se efectúa entre el yodo elemental y el zinc en polvo. 3- Calcular el número de moles de yodo y de zinc que se harán reaccionar, de acuerdo a la cantidad descrita en la parte 1. 4- Tomando en cuenta lo anterior ¿Cuál es el reactivo limitante? 5- Calcular el número de moles teórico del producto que se deberá obtener.
5. Cuestionario para Cálculos y resultados: 1- Escribir la reacción que se lleva a cabo entre el ión yoduro y el ión Ag(I) 2- Calcular el número de moles del precipitado obtenido en la parte 3. 3- ¿Cuántos moles del producto estarán presentes en 5 y 50 ml del filtrado obtenido en la parte I? 4- ¿Cuál es la formula empírica y molecular del yoduro de zinc? 5- Calcular el rendimiento porcentual de la reacción entre el ZnI2 y el AgNO3.
Notas: -
El yodo produce quemaduras en la piel, manejar con precaución.
-
Las soluciones de amoniaco, EDTA y eriocromo negro de T son irritantes.
-
Manejar el nitrato de plata con precaución debido a que es toxico y un fuerte oxidante de la piel. 54
* Mezcla al 1 % de eriocromo negro T con KCl (preparada en un mortero). **Disolver 6.8 g de cloruro de amonio en 20 ml de agua destilada y añadir 57 ml de amoniaco concentrado, diluir a 100 ml con agua destilada. Manejo de residuos: Las sales de plata se deben precipitar con ácido clorhidrico (pH =3) como cloruro de plata, filtrar y guardar el precipitado en un frasco para su posterior confinamiento. Los otros residuos colocarlos en un frasco etiquetado como acuosos. 6. Bibliografía - K. W. Whitten, K. D. Gailey, R. E. Davis, Química General. MacGraw-Hill, 1992. - J.A. Beran, Laboratory Manual for principles of general Chemistry. John Wiley & Sons, 1994. - U. Kask, J. D. Rawn, General Chemistry. WM. C. Brown Publishers, 1993.
55
SESIÓN 8 CONSERVACIÓN DE LA MATERIA 1. Objetivo: Poner de manifiesto el Principio de Conservación de la Materia por medio de un ciclo de reacciones de transformaciones químicas. 2. Introducción Cuando tiene lugar una reacción química, ocurren algunos fenómenos que frecuentemente pueden ser captados por los sentidos, tales como cambios de color, formación de sólidos, desprendimiento de gases, cambios de temperatura, etc. En las reacciones químicas, los reactivos y los productos tienen el mismo número y clase de átomos, aunque agrupados en forma distinta. Si una reacción química tiene lugar en un sistema cerrado, en el que no hay entrada ni salida de materia, la masa se conserva, es decir, es la misma antes y después de ocurrida la reacción. Este fenómeno, que fue observado y comprobado por Antonie Lavoisier a fines del siglo XVIII, marca el comienzo de la química moderna al establecer los principios fundamentales a partir de los estudios cuantitativos de las reacciones químicas. Los estudios cuantitativos tuvieron mayor validez conforme se utilizaron balanzas más precisas. Lavoisier en Francia, en 1783, y Lomonosov, en Rusia en 1776, fueron los primeros en utilizar balanzas de precisión en su época. La ley de conservación de la materia establece que no podemos deshacernos de esta última, es decir, los átomos no se destruyen, “la materia se conserva”. En el experimento de esta práctica, se llevará a cabo un ciclo de transformaciones químicas para el cobre en las que el metal se conserva. 3. Procedimiento experimental a) Material:
b) Reactivos:
1 Termómetro.
Cobre metálico (polvo).
1 Parrilla con agitación.
Acido nítrico 6 M.
1 Embudo de vidrio
NaOH 56
3 Vasos de precipitado de 100 ml.
Acido sulfúrico 3 M
1 Pipeta Graduada de 5 ml.
Polvo de zinc
1 Propipeta.
Acido acético 6 M
1 Barra magnética.
Glicina
1 Espátula.
Etanol
1 Vidrio de reloj.
Acetona
1 Papel tornasol rojo. 1 Papel filtro (5 piezas). Problema Partiendo de cierta cantidad de cobre metálico, llevar a
cabo la preparación de diferentes
derivados, para finalmente volver a recuperar el cobre metálico, mediante este ciclo de reacciones y de esta manera demostrar la ley de conservación de la materia.
c) Procedimiento: 1. Pesar una muestra de cobre de aproximadamente 0.25 g y anotar el peso exacto registrado. 2. Colocar la muestra en un vaso de precipitados de 100 ml. 3. Agregar 4 ml de ácido nítrico 6 M, cubriendo la boca del recipiente con un vidrio de reloj para evitar que las proyecciones de líquido se pierdan. 4. Calentar suavemente sobre una parrilla de calentamiento (¡Cuidado! la reacción libera NO2, dióxido de nitrógeno el cual es un gas venenoso, trabajar en la campana). 5. Continuar el calentamiento hasta que el cobre haya reaccionado completamente y los gases de color café (NO2) no se observen más. En caso que el cobre no ha reaccionado completamente adicionar 2 ml más de ácido nítrico. 6. Después, permitir que la solución se enfríe (en la campana). Agregar 10 ml de agua destilada y enjuagar también el vidrio de reloj utilizado como tapa con un volumen pequeño de agua (1 ml), sobre el recipiente que contiene la disolución. A esta disolución la identificaremos como disolución I. 7. Preparar 25 ml de NaOH 6 M.
57
8. A la disolución I agregarle NaOH 6 M, gota a gota, se observara que se inicia la precipitación del Cu(OH)2 de color azul. Durante esta operación agitar con una varilla de vidrio, de tal manera que el NaOH se distribuya por todo el volumen. Cuando al adicionar una gota más de NaOH no se observe la formación de más precipitado, agregar un exceso de 0.5 ml (10 gotas). El precipitado que se forma es gelatinoso y compacto, lo cual dificulta su agitación, agregar 5 ml de agua para facilitar ésta y la operación de filtración. 9. Filtrar y lavar el precipitado con un volumen de 2 a 3 ml de agua destilada, (enjuagar también el recipiente con 2 ml agua destilada). No es necesario transferir totalmente el precipitado del recipiente al papel filtro ya que el mismo será utilizado para recibir la disolución del siguiente paso. 10. Desechar el líquido filtrado y transferir el precipitado al recipiente original. Introducir el cono del papel, que tendrá restos del precipitado en el mismo vaso y agregar 10 ml de ácido acético 6 M. 11. Agregar de 2 a 3 ml de agua destilada sobre el papel filtro para lavar los últimos restos de de compuesto de cobre. Calentar el contenido del recipiente agitando con cierta frecuencia y evitando el sobrecalentamiento (60-70 ºC), hasta lograr la total disolución del sólido. La disolución deberá estar totalmente transparente y presentar el color azul característico de la sal formada. Sacar el papel filtro y desecharlo. A la disolución la identificaremos como disolución II. Preparación del bis glicinato de cobre 12. A la disolución II agregarle 4 ml de etanol, calentar la disolución agitando constantemente (calentar hasta 60 ºC). Al llegar a esta temperatura agregar 0.50 g de glicina, calentar la mezcla con las mismas precauciones por 5 minutos mas. 13. Enfriar a temperatura ambiente y posteriormente colocar en un baño de hielo por 10 minutos. 14. Separar el precipitado y dejar secar en la campana por 5-10 minutos. Una vez seco el producto, pesar para determinar cual es el rendimiento práctico de este compuesto. 15. A la disolución liquida separada en el paso anterior, adicionarle gota a gota NaOH 6 M y observar si hay formación de un precipitado, el cual debe ser etiquetado como Cu(OH)2. Recuperación de todo el cobre del ciclo y su transformación nuevamente a cobre metálico
58
16. Recuperar todas aquellas disoluciones y sólidos en donde pueda haber cobre. Recuérdese el filtrado que se obtuvo de la separación de los cristales de glicinato y el papel en el que se secaron los cristales. 17. Reunir todas las porciones en un vaso de precipitados de 100 ml, adicionar 5 ml de agua destilada y agregue gota a gota hidróxido de sodio 6 M hasta que el pH sea básico, controlando con papel tornasol rojo (cambia a azul en medio básico). 18. Se observará que se inicia la precipitación de Cu(OH)2 de color azul. Durante esta operación agitar con una barra magnética. Cuando al adicionar una gota más de NaOH no se observe la formación de más precipitado, agregar un exceso de 10 gotas de NaOH. 19. Calentar en la parrilla de calentamiento, agitando el recipiente con cierta frecuencia, durante este calentamiento el precipitado inicialmente de color azul cambia a negro. 20. Continuar el calentamiento para que ocurra el cambio completo de color del precipitado y además tenga lugar una coagulación adecuada (de 3 a 5 minutos son suficientes) y la posterior filtración se facilite. 21. Permitir que el contenido del vaso se enfríe y filtrar. 22. Lavar el precipitado dos veces con 3 ml de agua destilada, enjuagar el recipiente con agua destilada y pasar a través del mismo papel filtro. 23. Colocar un vaso de precipitados bajo el embudo (el cual contienen el sólido filtrado), y hacer pasar por el papel filtro (wathman) 6 ml de ácido sulfúrico 3 M, guiando su adición con una varilla de vidrio de tal manera que el óxido de cobre se ponga en contacto con el. Agregar al embudo agua destilada caliente (5 ml) para que todo el compuesto de cobre pase al recipiente. Adicionar 1 ml más de ácido sulfúrico. Al final el papel filtro debe quedar libre de compuestos de cobre! 24. Agregar 800 mg de polvo de zinc a la disolución del recipiente. Se recomienda realizar esta operación en la campana y lejos de las flamas, ya que se desprende hidrógeno. La operación termina cuando el color azul desaparece. 25. Posteriormente adicionar 5 ml de ácido sulfúrico 3 M y agitar. Esta operación sirve para eliminar el zinc que esta en exceso. 26. Permitir que el cobre se deposite y filtrar para eliminar el líquido, repetir esta operación 3 veces, en cada una de ellas adicionar 2 ml de agua destilada, con objeto de lavar el cobre. La filtración se hace en un embudo el cual tiene un papel filtro previamente pesado. 27. Finalmente agregar acetona en dos porciones de 2 ml. Dejar secar en la campana por 5 minutos y pesar el papel filtro con el cobre, descontar el peso del papel filtro y anotarlo. También 59
es posible, si el cobre se desprende fácilmente del papel filtro, pesarlo por separado y comparar con el valor obtenido por diferencia. Esta comparación es útil ya que el papel puede haber perdido ó ganado peso en su manipulación y dar un dato falso en la pesada por diferencia. d) Diagrama de Actividades De acuerdo con la información descrita en el procedimiento Parte I y Parte II realiza el diagrama de actividades correspondiente. 4. Cuestionario guía para prelaboratorio: 1. Hacer un diagrama secuencial de bloques de los pasos a seguir en forma condensada, con el objeto de tener una guía de trabajo experimental. Leer cuidadosamente la práctica y poner atención a las notas descritas al final. 2. Escribir las ecuaciones correspondientes a los cambios químicos que ocurren en cada paso, en el caso de la reacción con glicina consulta la formula de este compuesto para escribir la ecuación correcta. 3. Balancear las ecuaciones e identificar las reacciones: de oxido reducción, de precipitación, ácido base y/o de formación de compuestos de coordinación. 4. Calcular las cantidades estequiométricas en cada una de las reacciones utilizando como base la cantidad de cobre inicial. Identificar aquellos pasos en los cuales, de acuerdo a la técnica descrita, se utiliza exceso de reactivo y dar una explicación de ello. 5. Consulta acerca de la toxicidad de los compuestos que se utilizan en esta práctica. 6. Explicar la diferencia entre una cristalización y una precipitación. 7. Usa tu criterio para plantear al menos dos objetivos particulares de esta práctica. 8. Realiza los cálculos correspondientes para la preparación de 50 ml de una disolución de NaOH 6M
60
5. Cuestionario para cálculos y resultados 1. Calcular la cantidad de NO2 producido por la reacción entre el cobre y el ácido nítrico. Expresar los resultados en cantidades de mol. 2. Calcular la cantidad de glicinato de cobre que teóricamente se deben formar, a partir de la cantidad inicial de cobre. 3. Con base en el precipitado de bis-glicinato de cobre II, ¿Cuál es el rendimiento experimental a partir del cobre inicial? 4. ¿Cuál fue el rendimiento del ciclo? ¿Qué opina de la ley de la conservación de la materia? ¿Dónde quedo el cobre que hace falta? 5. Compara y contrasta el rendimiento del ciclo completo de reacciones con el rendimiento obtenido hasta la formación del glicinato de cobre II. Explica en detalle usando las reacciones químicas involucradas. ¿Cuál de los dos resultados es más confiable? Notas: Usar guantes y lentes protectores El ácido nítrico es corrosivo y oxidante. Evitar el contacto con la piel, en caso de que esto suceda lavar con abundante agua fría. El dióxido de nitrógeno es un gas denso, venenoso de color café, soluble en agua, muy tóxico e irritante de las mucosas nasales y vías respiratorias, además produce quemaduras, evitar el contacto. El hidróxido de sodio es corrosivo, evite su contacto, en caso de que ocurra lavar con abundante agua fría. El metanol y la acetona fácilmente se inflaman, trabajar con cuidado evitando tener alguna flama cerca. Manejo de residuos: Bases. Diluir y neutralizar a pH=7 con soluciones ácidas 1 M. Desechar en un frasco etiquetado como acuosos. Cobre en polvo. Guardar en frasco etiquetado.
61
Sales de Cu2+. La especie debe estar en disolución. Agregar lentamente una disolución de sulfuro de sodio para precipitar como sulfuro de cobre (II), ajustar a pH = 7 para completar la precipitación. Filtrar el precipitado el cual se enviará directamente al confinamiento. El filtrado desechar en un frasco etiquetado como acuosos. 6. Bibliografía - M. Carrillo, R. M. González, G. Hernández, P. Montagut, E. Nieto, R. M. Sandoval, C. Sansón, Microescala – Química general, Manual de laboratorio. Pearson educación de México, 2002. - R. Chang, Química. Ed. McGrawHill, 1998. - G. M. Bodner, H. L. Pardue, Chemistry an experimental science. John Wiley & Sons, 1995.
62
BLOQUE
III:
RECCIONES
DE
ÓXIDO
REDUCCIÓN INTRODUCCIÓN En este bloque de experimentos se analizará uno de los aspectos fundamentales en la reactividad de las especies químicas: las reacciones de óxido-reducción o simplemente denominadas reacciones redox. El término oxidación originalmente fue usado para describir la combinación de un elemento con el oxígeno como se muestra en la reacción entre magnesio metálico con el oxígeno que produce el óxido de magnesio (Ec. 1) 2 Mg(s) + O2(g)
2 MgO(s)
(1)
Después del descubrimiento del electrón, los químicos se convencieron de que este tipo de reacciones consistían de una transferencia de electrones de una especie a otra. Así por ejemplo, en la reacción anterior cada átomo de magnesio ha cedido dos electrones para formar Mg2+, es decir se ha oxidado, mientras que cada molécula de oxígeno que gana cuatro electrones para formar el ion óxido O2- se ha reducido. Oxidación del Mg
Mg – 2e-
Reducción del Oxígeno
O2 + 4e-
Mg2+ 2O2-
(2) (3)
Es importante notar que la ganancia y pérdida de electrones son procesos acoplados, esto es, para que una especie química se oxide, otra especie química se reduce durante el mismo proceso. Actualmente el concepto de reacciones de oxido-reducción abarca también reacciones donde formalmente no se transfieren electrones. De esta manera las reacciones que involucran la transferencia de un átomo de oxígeno, hidrógeno o un halógeno son también ejemplos de reacciones redox, donde la oxidación se considera como el cambio de al menos un elemento hacia un número de oxidación mayor y la reducción implica la disminución del número de oxidación de al menos un elemento, como se indica en los ejemplos abajo. CO2(g) + H2(g) SF4(g) + F2(g)
CO(g) + H2O(g) SF6(g)
63
En este bloque de experimentos empezaremos por identificar el comportamiento como oxidante y/o como reductor de algunas especies químicas en reacciones que involucran la transferencia de electrones (Sesión 8), y aprenderemos a predecir su comportamiento mediante el uso de los potenciales de reducción estándar. En la sesión 9 destacaremos que para algunos elementos químicos es posible obtener especies estables en varios estados de oxidación y con ello modular su características redox. Finalmente, haremos uso de los conceptos de estequiometría aprendidos en el bloque II y de la capacidad como oxidante o reductor de algunas especies químicas, para la determinación y cuantificación de los ingredientes activos de disoluciones comerciales de agua oxigenada y blanqueador de ropa.
64
SESIÓN 9 PREDICCIÓN
DEL
COMPORTAMIENTO
COMO
OXIDANTE
O
REDUCTOR DE VARIAS ESPECIES QUÍMICAS 1.- Objetivos •
Familiarizarse con el comportamiento de oxidante o reductor de varias especies químicas
•
Predecir las posibles reacciones de oxido-reducción que ocurren al mezclar dos reactivos
•
Corroborar experimentalmente las predicciones de las posibles reacciones de oxidoreducción mediante la observación de cambios físicos en las mezclas de reacción
2.- Introducción Uno de los cambios más frecuentes que sufren las especies químicas involucra el aumento o disminución en el estado de oxidación de alguno de los elementos que la componen. Al proceso donde una especie aumenta su número de oxidación se denomina oxidación y la disminución del número de oxidación en un elemento le llamamos reducción. Al analizar las reacciones de óxido-reducción nos podemos enfocar solamente en el papel que desempeña una especie química en particular. Por ejemplo, ¿cuál es el papel del ion permanganato en la reacción de la siguiente ecuación? 2 MnO4-(ac) + 5 H2C2O4(ac) + 6 H+(ac)
10 CO2(g) + 2 Mn2+(ac) + 8 H2O(l)
(1)
Al determinar los números de oxidación de las especies químicas en la reacción anterior nos damos cuenta que el ácido oxálico ha sido oxidado a dióxido de carbono y el ion permanganato se ha reducido a Mn2+. De esta forma, el ion permanganato “toma” los electrones del ácido oxálico y lo oxida, entonces podemos decir que el papel del ion permanganato en el proceso es como un agente oxidante. Por consecuencia, el ácido oxálico es un agente reductor en el proceso, ya que al ceder sus electrones esta reduciendo al ion permanganato hacia Mn2+. Moléculas con afinidad por los electrones tienden a ser buenos agentes oxidantes (e.g., F2, O2 o Cl2). Otras especies que actúan como buenos oxidantes son aquellas constituidas por elementos con número de oxidación alto como el permanganato (MnO4- ), dicromato (Cr2O72- ) y cromato (CrO42-), así como los oxoácidos nítrico, perclórico y sulfúrico.
65
Por otra parte, buenos agentes reductores usualmente los encontramos entre los metales activos como Na, Al y Mg, los cuales presentan bajas energías de ionización y bajas electronegatividades. En esta práctica, en base a las observaciones de los cambios físicos al mezclar dos o más reactivos y la predicción a partir de los potenciales de reducción estándar (ver apéndice la final de la práctica), reconocerás el comportamiento de los componentes de la mezcla como oxidante y reductor. 3.- Procedimiento Experimental
a) MATERIALES
b) REACTIVOS 1ª Parte
2ª Parte
24 Tubos de ensayo
Zinc en granalla
Disoluciones 0.1 M de
1 Gradilla
Alambre de Cobre
CuSO4
1 Espátula
Alambre de Plata
KI
1 Pizeta con agua destilada
Plomo
K2SO3
2 Pipetas graduadas de 5 mL
Disoluciones 0.5 M de
KMnO4
1 Propipeta
Zn(NO3)2
MnCl2
1 Pipeta Pasteur
Mg(NO3)2
KIO3
Cu(NO3)2
Otras disoluciones
AgNO3
HCl (1:1) en agua
Pb(NO3)2
H2SO4 (1:3) en agua Bromo en Agua Cloro en Agua
Nota: Traer un pedazo de lija para metales por equipo. c) Procedimiento Parte I: 1.- Lijar los metales antes de emplearlos 2.- Adicionar aproximadamente 1-2 mL de las disoluciones 0.5 M (descritas en la primera parte de la lista de reactivos) en diferentes tubos de ensayo, etiquetar los tubos del 1 al 5. Repite el
66
proceso de manera que obtengas cuatro series de tubos de ensayo del 1 al 5 conteniendo las disoluciones respectivas (ver la Tabla 1 en la sección de resultados). 3.- Introduce un metal en cada serie de tubos de ensaye conteniendo las disoluciones del punto anterior. Anotar todas tus observaciones (cambios de color, desprendimiento de gases, formación de precipitados, etc.) en forma tabular como se muestra en la Tabla 1. Parte II: Realiza las siguientes operaciones en tubos de ensaye: 1.- Introducir durante 3-5 minutos un clavo de hierro cuya superficie se ha limado, a una disolución de sulfato de cobre 0.l M. Anota tus observaciones. 2.- Añadir 2-3 mL de una disolución de KI 0.1 M a un volumen igual de agua de cloro. Anota tus observaciones. 3.- Colocar en un tubo de ensayo de 2 a 3 mL de disolución de H2SO4 (1:3) y agregar 2 o 3 gotas de disolución de yodato de potasio, después 2 o 3 gotas de disolución de yoduro de potasio. Anota tus observaciones. Si es posible agregar unas gotas de disolución de almidón. 4.- Añadir a 2 mL de una disolución de sulfito de potasio un volumen igual de ácido sulfúrico diluído y 1 mL de disolución de permanganato de potasio. Anota tus observaciones. 5.- Colocar 2 mL de disolución de permanganato de potasio y añadir 1 mL de ácido clorhídrico diluído (1:1). Anotar tus observaciones. 6.- Añadir a una disolución de cloruro de manganeso (II) unas gotas de disolución de hidróxido de sodio 1 M, y después unas gotas de agua de bromo. Anota los cambios que ocurren. d) Diagrama de Actividades De acuerdo con la información descrita en el procedimiento Parte I y Parte II realiza el diagrama de actividades correspondiente. 4. Cuestionario Guía 1.- Define los siguientes conceptos: a) Número de Oxidación y las Reglas para su Asignación b) Oxidación, Reducción, Agente Reductor y Agente Oxidante c) Potencial Estándar de Reducción y su uso en la predicción de una reacción de óxidoreducción.
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2.- Asigne los números de oxidación de los elementos en los compuestos que se utilizarán en esta práctica. Los compuestos están descritos bajo el título reactivos en la tabla de la sección 3b. 5. Resultados
Tabla 1 Observaciones a los experimentos de la Parte I. Disoluciones 0.5 M Zn(NO3)2
Mg(NO3)2
Cu(NO3)2
AgNO3
Pb(NO3)2
Metales Zinc Cobre Plata Plomo
Tabla 2 Observaciones de los experimentos en la Parte II. Aspecto Físico antes de la Mezcla del
Exp.
Reactivo A
y
Reactivo B
Cambio Observado Experimentalmente
# 1 2 3 4 5 6
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Cuestionario guía para la discusión de los resultados a) Consulta en una tabla de potenciales estándar de reducción los valores del potencial para las especies químicas -reactivos- utilizadas en esta práctica. Con estos valores traza una escala creciente de potencial estándar de reducción con las especies químicas involucradas en la práctica. Para ello coloca arriba del eje de potencial la especie oxidante y por debajo del eje del mismo su par reductor. Ve el ejemplo citado abajo en el apéndice. b) Parte I. i) Escribe las ecuaciones iónicas de las mezclas donde se produjo una reacción química. Auxíliate de la escala del punto anterior y de las observaciones experimentales de las Tablas 1 y2 ii) Ordena de acuerdo a la capacidad reductora los metales utilizados. c) Parte II. Escribe la ecuación química balanceada de cada una de las reacciones en las cuales se observa un cambio físico o químico e indica claramente la sustancia que se oxida, la que se reduce, el agente reductor, el agente oxidante y el número de electrones intercambiados en el proceso. d) Analiza aquellas reacciones en las que no se observó cambio físico/químico en base a la tabla de potenciales y discute tus observaciones. 6.- Bibliografía − R. Chang, Química. Ed. McGrawHill, 1998. − T. L. Brown, T.L.; H.E. Lemay; B. E. Bursten, Química: La Ciencia Central, 7a Edición Prentice Hall, 1997. 7.- Manejo de Residuos − Colocar las disoluciones que contengan metales en disolución con excepción del Pb en el frasco etiquetado “Desechos Acuosos Conteniendo Metales”. − Las disoluciones de Pb colocarlas en el frasco etiquetado “Desechos Acuosos Conteniendo Metales Pesados”. − Colocar las disoluciones que contengan ácidos minerales como clorhídrico y sulfúrico en el frasco etiquetado “Desechos Acuosos Ácidos”. − Si la muestra tiene residuos sólidos filtrar los sólidos antes de colocar la disolución en el frasco correspondiente.
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Apéndice: Ejemplo de una escala de potencial estándar de reducción (Eo, Volts) De forma general una ecuación de reducción se escribe con el agente oxidante al lado izquierdo y el agente reductor al lado derecho de la ecuación, y tiene asociado un valor de potencial estándar (Eo) Oxidante + n ePor ejemplo:
Reductor
Eo
Cu2+ + 2 e-
Cu
Eo = 0.337 V
Mg2+ + 2 e-
Mg
Eo = -2.37 V
A medida que los valores de potencial estándar de reducción descienden, la fuerza de los agentes oxidantes disminuye y la de los agentes reductores aumenta. Es por ello que la reacción más favorable se lleva cabo entre las especies oxidante y reductor más fuertes presentes en el par en la mezcla de reacción. Usando las ecuaciones anteriores podemos predecir que la reacción que ocurre es entre Cu2+ y Mg Este mismo análisis puede hacerse fácilmente colocando los pares oxidante-reductor en una escala de potencial estándar de reducción como se muestra a continuación.
Oxidante1
Mg2+
Cu2+
Oxidante2 Eo (Volts)
Eo1 Reductor1
-2.37
0.377 Cu
Eo2 Reductor2
Mg
Eo1 < Eo2 De esta forma, la reacción favorecida es entre el Mg y el Cu2+ como se indica en la escala y se representa con la siguiente ecuación química balanceada Mg(s) + Cu2+ (ac)
Mg2+ (ac) + Cu(s)
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SESIÓN 10 LOS ESTADOS DE OXIDACIÓN DE UN ELEMENTO QUÍMICO: EJEMPLOS CON HIERRO Y VANADIO 1.- Objetivos •
Relacionar los cambios físicos observados en las mezclas de reacción con los diferentes estados de oxidación en especies de hierro y vanadio.
•
Familiarizarse con la reactividad redox de las especies químicas del hierro y vanadio en distintos estados de oxidación
2.- Introducción Vanadio y hierro son elementos metálicos que están presentes en especies químicas estables en varios estados de oxidación. El hierro es el cuarto elemento más abundante en nuestro planeta, principalmente en forma mineral como los óxidos hematita (Fe2O3), y magnetita, Fe3O4. Hoy en día, además de su importancia industrial (p.e. los aceros son una aleación de hierro), se sabe que es un metal esencial para el funcionamiento de los sistemas vivos siendo su principal característica los cambios en su estado de oxidación durante el almacenamiento, transporte y transformación del oxígeno en las células. Por otra parte, el vanadio no esta presente en la naturaleza en forma mineral, pero es un elemento metálico muy versátil que puede encontrarse en seis diferentes estados de oxidación. El vanadio esta presente en varios fluidos biológicos aunque no se considera un metal esencial para la vida. Su principal uso comercial consiste en la formación de aleaciones con hierro y otros metales. En esta práctica aprenderemos a modificar los estados de oxidación de especies que contienen vanadio o hierro mediante el uso de agentes oxidantes o reductores adecuados. Asimismo, aprenderemos a relacionar el cambio en el estado de oxidación con cambios físicos o de reactividad química 3.- Procedimiento experimental a) Material:
b) Reactivos: 71
2 Matraces Erlenmeyer de 100 mL
NH4VO3 sólido
2 Pipetas de 1 y 10 mL
H2SO4 (disolución al 10 %)
1 Espátula
HCl 12 M
1 Vidrio de reloj
Zn (granalla)
1 Agitador magnético
Fe(NO2)3 0.1 M
1 Parrilla
Na2S2O3 0.1 M
1 Pizeta
KMnO4
0.01 M
KSCN 0.1 M SnCl2
0.5 M
c) Procedimiento Parte I 1.- Colocar 0.1 g de metavanadato de amonio (NH4VO3) en un matraz erlenmeyer que contiene 10 ml de agua, agitar con una barra magnética, adicionar 4 mL de una disolución de ácido sulfúrico al 10 %, observe el cambio de coloración a amarillo, dejar reposar por 5 minutos para observar la aparición de un precipitado. 2.- Trabajando en la campana de extracción adicionar de 1 a 2 trozos pequeños de zinc metálico y tapar parcialmente el matraz con un algodón. En seguida adicione lentamente con una pipeta HCl 12 M en porciones pequeñas hasta un volumen máximo de 5 mL. Tener cuidado pues hay una evolución de gas muy fuerte. Observe cuidadosamente ya que los cambios de coloración son bastante rápidos. La mezcla se debe tornar del amarillo a un color azul turquesa al comenzar la adición del ácido (quizás observes un color verde transitorio que solo representa la mezcla amarillo-azul). La coloración azul se torna verde agua al continuar con la adición y por un corto tiempo se observa un color violeta para finalmente quedar en un color azul turquesa. Parte II 1.- En un matraz erlenmeyer de 100 mL colocar 5 mL de una disolución de nitrito férrico 0.1 M. Añadir 0.6 ml de una disolución de tiosulfato de sodio 0.1 M y observe los cambios que ocurren; si no se produce cambio alguno, añada porciones de 0.5 mL de la misma disolución de tiosulfato hasta que observe un cambio de color. No agregue más de 5 mL de tiosulfato de sodio en total. Anote las observaciones en la Tabla 2. 2.- Al matraz del procedimiento anterior adicionarle 0.5 mL de una disolución de ácido clorhídrico 12 M para acidificar el medio y prepararlo para la siguiente reacción. Agregue 72
lentamente 1 mL de una disolución de permanganato de potasio 0.01 M al matraz. Observe y anote los cambios que ocurren. 3.- A la disolución del punto anterior añada 1.6 mL de una disolución de tiocianato de potasio 0.1 M para hacer evidente el estado de oxidación del hierro. 4.- Al matraz del procedimiento anterior agregarle lentamente 0.6 mL de una disolución de cloruro de estaño(II) 0.5 M y observe cuidadosamente. Anote sus observaciones en la Tabla 2 c) Diagrama de Actividades De acuerdo con la información descrita en el procedimiento Parte I y Parte II realiza el diagrama de actividades correspondiente. 4.- Cuestionario Guía 1.- ¿Qué estados de oxidación pueden presentar los elementos hierro y vanadio? Escribe ejemplos específicos de especies químicas con estos estados de oxidación 2.- ¿Qué estado de oxidación tiene el vanadio al inicio del procedimiento parte I? 3.- ¿Cuál es la función del zinc metálico en la mezcla con las especies de vanadio? 4.- ¿Qué estado de oxidación tiene el hierro al inicio del procedimiento parte II? 5.- Resultados
Tabla 1 Observaciones a los Experimentos de la Parte I. Número de Oxidación del Vanadio Especie Química Color
Amarillo
Azul
Verde Agua
Violeta
Azul
Comentarios
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Tabla 2 Observaciones a los Experimentos de la Parte II Fe(NO3)3 (ac) Reactivo
+ Tiosulfato
+ Permanganato
+ Tiocianato
+ Cloruro
de sodio
de Potasio
de Potasio
de Estaño (II)
Indica la especie de Hierro y su estado de oxidación Color de la Disolución Comentarios
Cuestionario Guía para la Discusión de los Resultados Parte I 1.- A partir de las observaciones anotadas en la Tabla 1 y con ayuda de los valores de potencial estándar de reducción, plantea las ecuaciones químicas correspondientes a los cambios observados en las especies de vanadio. 2.- Plantea un método químico para convertir la especie final de vanadio (color azul) a su estado de oxidación original en el metavanadato de amonio. Parte II 3.- A partir de las observaciones anotadas en la Tabla 2 y con ayuda de los valores de potencial estándar de reducción, plantea las ecuaciones químicas correspondientes a los cambios observados en las especies de hierro cuando agregamos: (a) Tiosulfato de Sodio; (b) Permanganato de Potasio; (c) Cloruro de Estaño (II), a cada mezcla de reacción. 4.- ¿Cuál es la función del tiocianato de potasio en la mezcla de reacción del procedimiento Parte II? Justifica tu respuesta con las ecuaciones químicas correspondientes.
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6.- Bibliografía - Wenworth, R.A.D. “Estimating the One-Electron Reduction Potential for Vanadium (V) by Chemical Techniques” J. Chem. Educ. 1985, 62, 440-441. - K. W. Whitten, K. D. Gailey, R. E. Davis, Química General. MacGraw-Hill, 1992. - R. Chang, Química. Ed. McGrawHill, 1998. - T. L. Brown, T.L.; H.E. Lemay; B. E. Bursten, Química: La Ciencia Central, 7a Edición Prentice Hall, 1997. 7.- Manejo de Residuos − Si la mezcla final de la parte I contiene residuos de Zn sólido, filtrar el sólido antes de colocar la disolución en el frasco correspondiente. Lava el sólido filtrado con dos porciones de 100-200 mL de agua de la llave. Deposita los residuos sólidos en el frasco correspondiente. − Colocar la disolución final del experimento de la Parte I en el frasco etiquetado “Desechos Acuosos Ácidos” “Desechos Acuosos Conteniendo Metales”. − Colocar la disolución final del experimento de la Parte II en el frasco etiquetado “Desechos Acuosos Ácidos”
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SESIÓN 11 APLICACIONES DE LAS REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN
1.- Objetivos •
Emplear los métodos de titulación directa y titulación en retroceso para la determinación de especies químicas de concentración desconocida
•
Determinar el porcentaje en masa de peróxido de hidrógeno de una disolución comercial
•
Determinar el porcentaje en masa de hipoclorito de sodio en un blanqueador comercial
2.- Introducción Las reacciones de oxido-reducción juegan un papel fundamental en los procesos de respiración y metabolismo en los seres vivos, así como en procesos industriales como la extracción y refinamiento de los metales (metalurgia). En esta práctica aprenderemos a utilizar las características redox de los ingredientes activos de las disoluciones comerciales de agua oxígenada y el blanqueador de ropa, en la determinación de su concentración por métodos químicos. ¿Cómo podemos determinar la concentración de una especie química en una disolución? No hay una respuesta única a esta pregunta ya que existen muchas formas dependiendo de la naturaleza química de la especie que se desea determinar. Sin embargo, una estrategia general y comúnmente usada es utilizar una segunda disolución de concentración conocida (llamada disolución estándar) que consiste de un compuesto químico que reacciona de manera específica y con una estequiometría conocida con la sustancia de interés. A este método se le denomina titulación (que significa ponerle un título a la disolución de concentración desconocida). Un aspecto fundamental de una titulación es identificar el punto en que se han mezclado cantidades estequiometricas equivalentes del titulante (disolución estándar) con el titulado (disolución que contiene la especie a cuantificar). Este punto es comúnmente llamado punto de equivalencia de la titulación. En esta práctica deseamos cuantificar los ingredientes activos de disoluciones comerciales del agua oxígenada y el blanqueador de ropa. Para ello haremos uso de reacciones de óxido reducción especificas con las especies químicas activas en estas disoluciones: el peróxido de sodio y el hipoclorito de sodio, respectivamente. Para la determinación de estas sustancias empleando el método de titulación, necesitamos alguna forma de determinar cuándo se llega al 76
punto de equivalencia. En la Parte I utilizaremos una disolución estándar de permanganato de potasio que presenta un color violeta oscuro, el cual desaparece al reaccionar con el peroxido de hidrogeno presente en el agua oxígenada. De esta forma el permanganato de potasio funciona también como un indicador del punto de equivalencia en la titulación ya que cuándo hemos agregado un ligero exceso de titulante, el color violeta permanecerá en la mezcla de reacción indicándonos que todo el peroxido de hidrógeno presente inicialmente ha reaccionado. A diferencia del método de titulación directa que emplearemos en la Parte I, para la determinación del hipoclorito de sodio (Parte II) no podemos usar un reactivo estándar que reaccione específicamente con el hipoclorito de sodio y además nos permita conocer el punto final de la titulación. En este caso haremos uso del método de titulación indirecta o en retroceso, que consiste en agregar un reactivo en cantidad conocida y en exceso a la disolución de la muestra problema, y titular la cantidad de este reactivo que no reacciono. La diferencia entre la cantidad agregada y la sobrante nos permite conocer la cantidad de la sustancia que deseamos determinar. De esta forma, en la parte II usaremos la reacción redox entre el yoduro de potasio y el hipoclorito de sodio que da como resultado una disolución café cuyo color desaparece por la acción del tiosulfato de sodio (el titulante). 3.- Procedimiento Experimental
a) MATERIALES
2 Matraces Erlenmeyer 125 mL
b) REACTIVOS
Tiosulfato
de
sodio
pentahidratado 2 Vasos de Precipitados 50 mL
Yoduro de potasio
1 Matraz Volumétrico 100 mL
Ácido Sulfúrico 0.1 M
1 Matraz Volumétrico 250 mL 1 Bureta de 50 mL
Bromato de potasio 0.05 M
1 Pinza para Bureta
Disolución de Almidón
1 Soporte Universal
Ácido Sulfúrico 2 M
1 Espátula
Permanganato de Potasio
1 Pizeta con Agua Destilada
Sólido
2 Pipetas Graduadas 5 mL
Blanqueador
de
Ropa 77
1 Pipeta Volumétrica 10 mL
Comercial
1 Propipeta
Peroxido
Barra Magnética
Comercial
de
Hidrógeno
Parrilla con Agitador Magnético c) Procedimiento Parte I: Análisis de una muestra comercial de peróxido de hidrógeno (Titulación Directa) 1.-Pesar en el vaso de precipitados de 50 mL aproximadamente 0.002 moles de permanganato de potasio. Anota el peso exacto. 2.- Usando el matraz volumétrico de 100 mL, prepara la disolución de permanganato de potasio que tendrá una concentración aproximada a 0.05 M. Calcula la concentración exacta con base en el peso del punto anterior. 3.- Transfiere 50 mL de la disolución de permanganato de potasio a una bureta limpia que se encuentra bien sujeta con unas pinzas para bureta. Es importante que no queden burbujas atrapadas al interior de la punta de la bureta antes de comenzar la adición. 4.- Transfiere usando una pipeta volumétrica, 5 mL de la disolución comercial de peróxido de hidrógeno a un matraz Erlenmeyer de 125 mL. Agrega aproximadamente 50 mL de agua destilada y 15 mL de ácido sulfúrico 0.1 M. Agita la mezcla para homogeneizarla antes de empezar la titulación 5.- Titulación: A la disolución de peróxido de hidrógeno que se encuentra en el matraz erlenmeyer introduce una barra de agitación y coloca el matraz en una parrilla con agitador magnético a una velocidad moderada. Empieza la titulación adicionando gota a gota (1-2 mL por minuto) la disolución de permanganato de potasio que se encuentra en la bureta. El color violeta de la disolución de permanganato cambiará hacia incoloro durante la adición antes del punto de equivalencia (coloca un pedazo de papel blanco debajo del matraz para que observes más claramente los colores). Cuando el color rosa pálido de la disolución permanezca por más de 30 segundos, considera que has llegado al punto final o de equivalencia en la titulación. Anota el volumen de permanganato de potasio consumido durante la titulación en la Tabla 1. 6.- Repite el procedimiento del punto 5. Los volúmenes de permanganato de potasio gastados deben coincidir en ±0.5 mL. Si no es así, repite el procedimiento del punto 5 una vez más.
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Parte II: Análisis de una muestra comercial de blanqueador de ropa (Titulación en retroceso) a) Estandarización de la disolución de tiosulfato de sodio. 1.-Pesar en un vaso de precipitados aproximadamente 2.48 g de tiosulfato de sodio pentahidratado. Anota el peso exacto. 2.- Haciendo uso del matraz volumétrico de 100 mL prepare una disolución acuosa de tiosulfato de sodio que tendrá una concentración aproximada de 0.1 M. 3.- Enjuague la bureta con una parte de la disolución del punto 2 y llénela al volumen total de 50 mL. Es importante que no queden burbujas atrapadas al interior de la punta de la bureta antes de comenzar la adición. 4.-Pese 0.3 g de yoduro de potasio y adicione el sólido a un matraz Erlenmeyer de 125 mL. Disuelva el sólido con 20 mL de agua y 2 mL de ácido sulfúrico 2 M. Agite suavemente hasta homogeneizar la mezcla. 5.- A la disolución del punto 4 adicione 4 mL de una disolución de bromato de potasio 0.05 M con una pipeta volumétrica. La disolución se tornará a un color café. Coloque una barra de agitación en el matraz y agite a una velocidad moderada en una parrilla con agitador magnético. INMEDIATAMENTE inicie la adición gota a gota (1-2 mL por minuto) de la disolución de tiosulfato de sodio (también llamada titulante) que se encuentra en la bureta. Note que el color café se hará más tenue con la adición del titulante. Cuando la disolución este amarillenta agregue dos gotas de disolución de almidón lo que cambiará la disolución a un color azul intenso. Continúe la adición de titulante hasta que el color azul desaparezca, lo cual indicará el punto final de la titulación. Anote el volumen de titulante (disolución de tiosulfato de sodio) gastado. 6.- Repita la titulación una vez más (puntos 4 y 5) para corroborar el resultado obtenido. b) Determinación de hipoclorito de sodio. 1.- Diluya la disolución comercial de blanqueador a un décimo de su concentración original. 2.- Pese 0.3 g de KI y adicione el sólido a un matraz Erlenmeyer de 125 mL. Disuélvalo con 20 mL de agua y 3 mL de ácido sulfúrico 2 M. Agite suavemente para homogeneizar la mezcla. 3.- A la disolución anterior (punto 2) adicione 10 ml de la disolución de blanqueador diluída usando una pipeta volumétrica. La disolución se tornará a un color café. Coloque una barra de agitación en el matraz y agite a una velocidad moderada en una parrilla con agitador magnético. INMEDIATAMENTE inicie la adición gota a gota (1-2 mL por minuto) de la disolución de tiosulfato de sodio estandarizada que se encuentra en la bureta. Note que el color café se hará más 79
tenue con la adición del titulante. Cuando la disolución este amarillenta agregue dos gotas de disolución de almidón lo que cambiará la disolución a un color azul intenso. Continúe la adición de titulante hasta que el color azul desaparezca, lo cual indicará el punto final de la titulación. Anote el volumen de titulante (disolución de tiosulfato de sodio) gastado. 4.- Repita la titulación una vez más (puntos 2 y 3) para corroborar el resultado obtenido. 4. Cuestionario Guía Parte I 1.- Escribe la ecuación química balanceada para la reacción que se lleva a cabo entre el permanganato de potasio y el peróxido de hidrógeno (procedimiento parte I). 2.- ¿Cuál es la molaridad de una disolución de peróxido de hidrógeno 3% en masa? 3.- Realiza los cálculos necesarios para obtener el volumen teórico de una disolución de permanganato de potasio 0.05 M que esperas consumir durante la titulación de 5 mL de la disolución de peróxido de hidrógeno al 3% en masa de acuerdo al procedimiento de la parte I ? Parte II 4.- Escribe la ecuación química balanceada para la reacción que se lleva a cabo entre (a) el bromato de potasio y el yoduro de potasio de acuerdo al procedimiento (a) parte I; (b) el hipoclorito de sodio y el yoduro de potasio de acuerdo al procedimiento (b) parte II. 5.- ¿Por qué es necesario estandarizar la disolución de tiosulfato de sodio (procedimiento (a) parte I)? 6.- En las titulaciones descritas en los procedimientos de la Parte II, la función del tiosulfato de sodio es “desaparecer” el color café de la disolución titulada. Plantea la ecuación química balanceada que explica este cambio. 5. Resultados Parte I Tabla 1. Volumen de Permanganato de Potasio Gastados en la Titulación Parte I Experimento No
1
2
3 (si es necesario)
Volumen Final
Comentarios 80
Tabla 2. Volumen de Tiosulfato de Sodio Gastados en la Titulación Parte II (a) Experimento No
1
2
3 (si es necesario)
Volumen Final
Comentarios
Tabla 3. Volumen de Tiosulfato de Sodio Gastados en la Titulación Parte II (b) Experimento No
1
2
3 (si es necesario)
Volumen Final
Comentarios
Cuestionario guía para la discusión de resultados Parte I a) Determina la concentración experimental de la disolución de peróxido de hidrógeno que titulaste. Para ello necesitas conocer la ecuación química balanceada entre el permanganato de potasio y el peróxido de hidrógeno, el volumen promedio de permanganato de potasio empleado en las titulaciones, así como la concentración de la disolución de permanganato de potasio. b) A partir del la concentración experimental de la disolución de peróxido de hidrógeno obtenida en el punto anterior, calcula el porcentaje en masa de peroxido de hidrogeno de la disolución
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comercial que empleaste. Recuerda que tomaste solo una parte del volumen total de la disolución comercial. c) Compara los valores experimental y teórico (descrito en la etiqueta) de la disolución de peroxido de hidrogeno comercial. Discute las diferencias en base a las fuentes de error experimental. Parte II d) De acuerdo con los volúmenes de disolución de tiosulfato de sodio gastados de la Tabla 2, calcula la concentración de tiosulfato de sodio estandar. Para ello necesitas conocer las reacciones involucradas en el proceso de estandarización y aplicar las relaciones estequiometricas correspondientes. e) Determina la concentración experimental de la disolución de hipoclorito de sodio que utilizaste en el procedimiento (b) parte II. Para ello necesitas conocer la concentración de la disolución estándar de tiosulfato de sodio y el volumen promedio empleado en las titulaciones (Tabla 3). Toma en cuenta que en el procedimiento de titulación empleado en el inciso (b) Parte II, el hipoclorito de sodio no reacciona directamente con la disolución estándar de tiosulfato. Es necesario conocer las reacciones químicas involucradas en el proceso y aplicar las relaciones estequiometricas correspondientes. 6.- Bibliografía - K. W. Whitten, K. D. Gailey, R. E. Davis, Química General. MacGraw-Hill, 1992. - R. Chang, Química. Ed. McGrawHill, 1998. - T. L. Brown, T.L.; H.E. Lemay; B. E. Bursten, Química: La Ciencia Central, 7a Edición Prentice Hall, 1997. 7.- Manejo de Residuos − Colocar la disoluciones finales de las titulaciones de los experimento de la Parte I y II en el frasco etiquetado “Desechos Acuosos Ácidos”. − Colocar las cantidades no utilizadas de disoluciones de permanganto de potasio y tiosulfato de sodio en los respectivos frascos etiquetados.
82
BLOQUE IV: REACCIONES ÁCIDO-BASE INTRODUCCIÓN En este bloque de prácticas continuaremos con la fascinante experiencia de la reactividad química, pero ahora clasificada de acuerdo al comportamiento de las especies químicas como ácidos y como bases. Desde la antigüedad, el término ácido y base se relacionaba a sustancias que poseían ciertas características cualitativas comunes, tales como el sabor y el cambio de color de sustancias naturales como el tornasol al contacto con la sustancia de interés. De esta forma un sabor agrio y el cambio hacia el rojo del tornasol indicaba la presencia de un ácido, mientras que un sabor amargo y el cambio hacia el azul del tornasol definía a una base. Algunas sustancias comunes se clasificaron como ácidos (e.g., vinagre, jugo de limón) y como bases o álcalis (e.g., el mineral calcita, leche de magnesia) de acuerdo a estos criterios; aún hoy en día persiste esa percepción cualitativa de los ácidos y las bases. El avance en el conocimiento de la estructura de la materia ha permitido cambiar esos criterios cualitativos por ideas y teorías del comportamiento ácido-base que toman en consideración la estructura y otras propiedades de las sustancias. En la primera práctica de éste bloque (sesión 13) aprenderemos a clasificar a las sustancias de acuerdo con las ideas de Arrhenius de la disociación electrolítica y su comportamiento como ácidos o bases en disolución acuosa. Asimismo, se analizarán el mismo grupo de sustancias bajo las ideas de Bronsted-Lowry (una teoría más completa y extensa que la de Arrhenius) del comportamiento ácido-base en disolución. Para ello será fundamental la comprensión del concepto de pH y su determinación experimental. En la segunda práctica del bloque (sesión 14), extenderemos las ideas de Bronted-Lowry del comportamiento ácido-base hacia las propiedades de una mezcla de un ácido fuerte con una base fuerte. Para ello emplearemos nuevamente las técnicas de titulación que aprendimos en el bloque anterior de prácticas. Las titulaciones ácido-base constituyen una de las herramientas de análisis químico más empleadas. En la sesión 15 ejemplificaremos su utilidad en el análisis de la eficacia de muestras comerciales de antiácidos. Finalmente, la última sesión de este bloque contempla una introducción al comportamiento químico de los metales de transición en la formación de compuestos denominados de coordinación o complejos. La formación de estos compuestos mediante la asociación de metales con sustancias consideradas tradicionalmente como bases (e.g., OH-) u otras que no presentan comportamiento ácido-base tradicional (e.g., CO), se explica 83
mediante una teoría más amplia del comportamiento ácido-base formulada por G. N. Lewis a principios del siglo pasado. De esta forma, este cuarto bloque de prácticas nos brindará una visión general del comportamiento de las sustancias químicas como ácidos y bases, y la sistematización de este conocimiento a través de teorías relacionadas con la estructura atómica y molecular.
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SESIÓN 12 PROPIEDADES ÁCIDO-BASE. CONCEPTO DE pH 1.- Objetivos •
Familiarizarse con las propiedades ácido-base de diversas sustancias químicas.
•
Entender el uso de la escala de pH y del pHmetro
•
Predecir el comportamiento y la fuerza relativa como ácido y/o base de diversas sustancias químicas a través de una escala de acidez (i.e. pKa).
2.- Introducción Históricamente los químicos han buscado correlacionar las propiedades ácido-base de las sustancias con su estructura molecular. Para 1830, no cabía duda que todas las sustancias que poseían carácter ácido contienen hidrógeno, pero no todas las sustancias que contienen hidrógeno presentaban carácter ácido. Este dilema fue parcialmente resuelto por Svante Arrhenius que vinculo el comportamiento de los ácidos con la presencia de protones (H+) y el comportamiento de las bases con la presencia de iones hidróxido (OH-), en disoluciones acuosas. La propuesta de Arrhenius, fundada en su experiencia con disoluciones salinas que conducen la corriente eléctrica, dio origen a la relación entre la concentración de iones H+ en el medio como una medida de las características ácidas de las sustancias disueltas en agua. Debido a que las concentraciones de protones en estas disoluciones pueden ser muy pequeñas, los valores se reportan generalmente en escala logarítmica de acuerdo a la siguiente definición: pH = –log [H+] donde el protón entre corchetes se interpreta como su concentración molar. El instrumento de medición de la concentración de protones en una disolución se denomina entonces pHmetro. El uso del pHmetro no es la única fuente de información de la concentración de protones en disolución. En esta práctica la medición del pH de disoluciones acuosas de varias sustancias químicas se hará mediante el uso del papel pH: una tira de plástico impregnada con sustancias indicadoras de pH, que proporcionan un patrón definido de colores para cada valor de pH en el medio. 3.- Procedimiento Experimental 85
a) MATERIAL 1 pHmetro
1 Gradilla
1 Matraz Erlenmeyer 125 mL
1 Espátula
7 Vasos de Precipitados 25 o50 mL
1 Pizeta con Agua Destilada
18 Tubos de Ensayo
2 Placas Cerámicas de Pozos
3 Pipetas Pasteur
Tiras de Papel pH
b) REACTIVOS Serie I
Serie II
Serie III
Serie IV
Ácido Sulfúrico 0.05 M
Hidróxido de Sodio 0.1 M
Bicarbonato de Sodio
Nitrato de Zinc 0.1M
Ácido Nítrico 0.1 M
Hidróxido de Potasio 0.1 M
Carbonato de Sodio
Nitrato Ferrico 0.1M
Ácido Clorhídrico 0.1 M
Hidróxido de Calcio
Óxido de Calcio
Cloruro de Aluminio 0.1M
(disolución saturada) Ácido Bórico 0.1 M
Hidróxido de Bario 0.1 M
Óxido de Magnesio
Sulfato de Cobre 0.1M
Ácido Fosfórico 0.03 M
Hidróxido de Amonio 0.1 M
Óxido de Cobre (II)
Cloruro de Amonio 0.1M
Ácido Acético 0.1 M
Pentóxido de Fósforo
Cloruro de Potasio 0.1M
Ácido Citríco 0.05 M
Dióxido de Carbono*
Cloruro de Calcio 0.1M Acetato de Sodio 0.1M
Rojo de Metilo Rojo de fenol c) Procedimiento Experimental Experimento 1 1.- Colocar en los respectivos pozos de una placa cerámica, 2 o 3 gotas de cada uno de los reactivos de la SERIE I. Usando tiras de papel pH mide el pH de cada disolución. Anota el resultado en la casilla correspondiente de la Tabla 1. 2.- Adiciona una gota del indicador Rojo de Metilo en cada pozo. 3.- Repetir el experimento utilizando fenolftaleina como indicador. Anota tus observaciones.
86
Experimento 2 1.- Colocar en los respectivos pozos de una placa cerámica, 2 o 3 gotas de cada uno de los reactivos de la SERIE II. Usando tiras de papel pH mide el pH de cada disolución. Anota el resultado en la casilla correspondiente de la Tabla 2. 2.- Adiciona una gota del indicador Rojo de Metilo en cada pozo. 3.- Repetir el experimento utilizando fenolftaleina como indicador. Anota tus observaciones. Experimento 3 1.- Colocar en sus respectivos tubos de ensayo una punta de espátula de los reactivos sólidos de la SERIE III (Para el Dióxido de Carbono ver el Experimento #4). Disuélvelos usando 1 a 2 mL de agua destilada. Usando tiras de papel pH, mide el pH de cada disolución. Anota el resultado en la casilla correspondiente de la Tabla 3. 2.- Adiciona dos gotas del indicador Rojo de Metilo en cada tubo. 3.- Repetir el experimento utilizando fenolftaleína como indicador. Anota tus observaciones. Experimento 4 1.- A un matraz de 125 mL conteniendo 60 mL de agua adiciona 2 gotas de indicador rojo de fenol. Adiciona gota a gota una disolución de hidróxido de sodio 0.1 M hasta que el color de la disolución sea rojo. Mide el pH con una tira de papel pH. 2.- A la disolución anterior, sopla suavemente en la boca del matraz (i.e., adiciona dióxido de carbono gaseoso). Continúa la adición hasta que notes un cambio de color en la disolución. Anota tus observaciones y mide el pH nuevamente. Experimento 5 1.- Colocar en sus respectivos vasos de precipitados de 20 o 25 mL, aproximadamente 15 mL de cada una de las disoluciones de la SERIE IV. 2.- Con la ayuda del profesor, mide el pH de cada disolución usando un pHmetro. Anota el resultado en la casilla correspondiente de la Tabla 4. d) Diagrama de Actividades De acuerdo con la información descrita en el procedimiento Parte I y Parte II realiza el diagrama de actividades correspondiente.
87
4. Cuestionario Guía 1.- Define en términos de la teoría de Arrhenius y de Bronsted-Lowry ¿Qué es un ácido? ¿Qué es una base? 2.- Sustancias como el Rojo de Metilo, Rojo de Fenol o la Fenolftaleína son llamadas indicadores ácido-base. ¿Cuál es la función de estas sustancias? Escribe la estructura química de al menos uno de los indicadores que usarás en esta práctica. 3.- Sustancias como los óxidos metálicos o las sales de iones metálicos reaccionan con el agua para dar disoluciones ácidas o básicas mediante un proceso llamado hidrólisis. Escribe la ecuación química balanceada de un ejemplo de este tipo de reacciones utilizando un reactivo de la Serie III y un reactivo de la SERIE IV. 4.- Investiga y define los siguientes términos: a) Par ácido-base conjugado; b) Constante de ácidez (Ka); c) pKa 5. Resultados
Tabla 1 Serie I
pH
Color del Indicador
Ácido Sulfúrico 0.05 M Ácido Nítrico 0.1 M Ácido Clorhídrico 0.1 M Ácido Bórico 0.1 M Ácido Fosfórico 0.03 M Ácido Acético 0.1 M Ácido Cítrico 0.05 M
Tabla 2 Serie II
pH
Color del Indicador
Hidróxido de Sodio 0.1 M Hidróxido de Potasio 0.1 M Hidróxido
de
Calcio
(disolución saturada) Hidróxido de Bario 0.1 M Hidróxido de Amonio 0.1 M
88
Tabla 3 Serie III
pH
Color del Indicador
pH
Color del Indicador
Bicarbonato de Sodio Carbonato de Sodio Óxido de Calcio Óxido de Magnesio Óxido de Cobre (II) Pentóxido de Fósforo Dióxido de Carbono*
Tabla 4 Serie IV Nitrato de Zinc Nitrato Ferrico Cloruro de Aluminio Sulfato de Cobre Cloruro de Amonio Cloruro de Potasio Cloruro de Calcio Acetato de Sodio
Cuestionario guia para la discusión de los resultados a) Escribe reacciones químicas balanceadas para cada una de las disoluciones de los experimentos 1 al 5. Indica claramente quién es la base y quién es el ácido en cada reacción, así como los pares ácido-base conjugados formados. b) Investiga los valores de pKa para cada uno de los pares ácido-base conjugados del punto anterior. Consulta con tu profesor las posibles fuentes de información para esta tarea. c) Coloca los pares ácido-base conjugados en una escala de acidez como la ilustrada en el apéndice al final de la práctica. d) Ordena la fuerza relativa como ácidos y/o como bases de las sustancias utilizadas en ésta práctica.
89
e) Discute los resultados de los experimentos #1 al #5 registrados en las Tablas 1 al 4. Auxíliate de los datos de pKa y la escala de acidez generada en el inciso (c). 6.- Manejo de Residuos -
Colocar la disoluciones de los experimento de la Parte I en el frasco etiquetado “Desechos Acuosos Ácidos”.
-
Colocar la disoluciones de los experimento de la Parte II en el frasco etiquetado “Desechos Acuosos Básicos”.
-
Colocar la disoluciones finales de los experimento de la Parte III en el frasco etiquetado “Desechos Acuosos Ácidos” o “Desechos Acuosos Básicos” de acuerdo al valor de pH experimental que observaste.
-
Colocar la disoluciones de los experimento de la Parte IV que contengan Zn, Fe, Al, y Cu en el frasco etiquetado “Desechos Acuosos Conteniendo Metales”. El resto de las disolucioens de la Parte IV colocarlas en el frasco etiquetado como “Desechos Acuosos Ácidos” o “Desechos Acuosos Básicos” de acuerdo al valor de pH experimental que observaste.
7.- Bibliografía - K. W. Whitten, K. D. Gailey, R. E. Davis, Química General. MacGraw-Hill, 1992. - R. Chang, Química. Ed. McGrawHill, 1998. - T. L. Brown, T.L.; H.E. Lemay; B. E. Bursten, Química: La Ciencia Central, 7a Edición Prentice Hall, 1997 Apéndice: Escala de Acidez (pKa) Para un par ácido-base conjugado se puede definir por el siguiente equilibrio: HA
A- + H+
Ka = [A-][H+]/[HA]
(13-1)
caracterizado por una constante de equilibrio denominada constante de disociación ácida o Ka. El pKa es simplemente una transformación a una escala logarítmica del Ka bajo la siguiente definición: pKa = –log Ka
(13-2)
La relación entre el pH y el pKa esta dada por la ecuación de Henderson-Hasselback: pH = pKa + log ([A-]/[HA])
(13-3)
90
Para el caso en que [HA] = [A-], la ecuación (3) se transforma en pH = pKa, por lo que podemos generar una escala de fuerza relativa de acidez y basicidad de las especies de pares ácido-base bajo estas condiciones (ver abajo). La fuerza relativa como ácido aumenta al disminuir el pKa, mientras que la fuerza relativa como base aumenta al aumentar el pKa.
Muy Débil
Débil
Base1
Fuerte
Base2 pH = pKa
0
pKa1
pKa2
Ácido1
Ácido2
Fuerte
14
Débil
Muy Debil
Por ejemplo, se conoce el pKa para los siguientes pares ácido/base: Par ácido/base
Ka
pKa
HF/F-
6.8 ×10-4
3.16
H2O2/HO2-
2.2×10-12
11.65
HCN/CN-
4.9×10-10
9.3
Haciendo uso de la escala de pKa obtenemos: HF
HCN
H2O2 pH = pKa
0
3.16
9.3
11.65
F-
CN-
HO2-
14
91
De esta escala podemos determinar rápidamente la fuerza relativa como ácido de las especies químicas que aumenta en el orden: HF>HCN>H2O2. Para las bases conjugadas la fuerza relativa presenta el siguiente orden: HO2->CN->F-
92
SESIÓN 13 TITULACIÓN DE UN ÁCIDO FUERTE CON UNA BASE FUERTE 1.- Objetivos • Familiarizarse con la técnica de titulación volumétrica de ácidos y bases •
Realizar la estandarización de NaOH con un patrón primario
•
Determinar la concentración de una disolución de ácido clorhídrico con una disolución estándar de hidróxido de sodio
2.- Introducción Como aprendimos en la práctica anterior (sesión 13), aquellas substancias que presentan una gran tendencia a aumentar la cantidad de protones en medio acuoso son denominados ácidos fuertes. Por el contrario, si las substancias presentan una gran tendencia a disminuir la cantidad de protones del medio se denominan bases fuertes. ¿Qué sucedería si mezclamos disoluciones acuosas de un ácido fuerte con una base fuerte? Antes de hacer el experimento podemos intentar responder a esta pregunta planteando los pares ácido-base conjugados de un ácido fuerte y una base fuerte. Por ejemplo, para el ácido clorhídrico obtenemos: HCl
+ H2O
Acido1
Base2
H3O+ Acido2
+ Cl-
(14.1)
Base1
En terminos prácticos se considera al HCl completamente disociado en medio acuoso formando su base conjugada (Cl- , una base muy debil) y el ion H3O+. Por otra parte, una base fuerte (B) tomará protones de forma cuántitativa de cualquier ácido presente en el medio, por ejemplo del agua, de acuerdo a la siguiente ecuación general: B
+ H2O
Base1
Acido2
HB+ Acido1
+ OH-
(14.2)
Base2
Las dos ecuaciones anteriores ilustran el comportamiento típico de los ácidos y bases fuertes, pero también ejemplifican el papel del agua como anfolíto, es decir, se comporta como una base (Ec.14.1) o como un ácido (Ec.14.2); lo anterior se resume en el equilibrio denominado autoionización del agua con un valor de Ka = 1×10-14 a 25 oC en concentraciones molales. H2O + H2O
H3O+ + OH-
(14.3)
93
De esta forma la autoionización del agua contribuye siempre a la concentración de protones en el medio lo que genera el valor de pH = 7 para el agua pura. Además, de acuerdo a la ecuación 14.3, siempre que tengamos iones H3O+ y OH- presentes en el medio en cantidades equivalentes, reaccionarán rápidamente para formar agua hasta alcanzar la condición de equilibrio anterior, proceso que se denomina neutralización. De esta forma al mezclar un ácido fuerte como HCl, el cual se encuentra completamente disociado, directamente con una base que como el NaOH, la reacción de neutralización neta es HCl(ac) + NaOH(ac)
H2O(l) + NaCl(ac)
(14.4)
Como aprendimos en la pasada sesión 12 (bloque III), el método de titulación aplicado a reacciones redox es una de las técnicas más importantes en la determinación cuantitativa de especies químicas. De manera análoga, la titulación se aplica para el caso de reacciones ácido-base. El procedimiento general consiste en determinar, por ejemplo, la cantidad de un ácido por la adición de una cantidad equivalente conocida de una base (disolución estándar) o viceversa. Además de un método adecuado para determinar el punto de equivalencia (revisa la introducción a la sesión 12). Una complicación frecuente en el uso de disoluciones de NaOH es que contienen siempre cantidades variables de Na2CO3. Esto se debe a la contaminación con CO2(g) atmosférico, que se disuelve en la disolución de acuerdo a la siguiente reacción: CO2 (g) + 2 OH- (ac)
CO32- (ac) + H2O (l)
(14.5)
Notarás que la reacción anterior es precisamente una reacción ácido-base, donde parte del OH- se consume formando el ion carbonato CO32-
(ac).
Este último puede reaccionar con el medio ácido
de la disolución que se pretende titular produciendo estimaciones erróneas en la concentración. Una forma de disminuir la cantidad de CO2 (g) disuelto es hervir previamente el agua destilada en que se preparan las disoluciones de NaOH. 3.- Procedimiento Experimental a) Material: 2 Matraces Erlenmeyer de 250 ml 2 Pipetas volumetricas de 25 mL 1 Pizeta 1 Parrilla de Agitación 1 Barra de agitación magnética 1 Bureta de 50 ml 1 Matraz aforado de 100 ml
b) Reactivos: NaOH 6 M HCl 6 M HCl de conc. Desconocida Ftalato ácido de potasio (KHC8H4O4) Fenolftaleína (1% en etanol) Agua destilada Papel indicador de pH 94
1 Embudo de adición simple 1 Pinzas para bureta Botella de plástico (el alumno la debe traer) c) Procedimiento
Estandarización de la disolución de NaOH 1.- A partir de la disolución de NaOH 6 M prepara 50 mL de NaOH 0.1 M utilizando agua destilada previamente hervida. Transfiere esta disolución a una botella de plástico con tapa (Nota: la botella de plástico es preferible debido a la reacción de la sosa con el vidrio). Asegúrate que la disolución esta bien mezclada. En este punto sólo conoces la concentración de NaOH de forma aproximada (0.1 M), la concentración exacta se determinará como se explica a continuación. 2.- Pesa una muestra de 1 g de ftalato ácido de potasio (KHC8H4O4) con precisión de 1 mg. Transfiere la muestra a un matráz aforado de 100 ml. Disuelve el sólido y asegúrate de tener una mezcla homogénea antes de aforar al volumen del matraz. Mide el pH de esta disolución con una tira de papel pH. 3.- Lava una bureta volumétrica de 50 mL con 10 mL de la disolución de NaOH 0.1 M y desecha la disolución (ver la sección de Manejo de Residuos). Sujeta la bureta a un soporte con unas pinzas para bureta y vierte nuevamente disolución de NaOH 0.1 M asegurándote de no dejar burbujas en la punta. Nivela la lectura del menisco a 0.00 mL. 4.- Con una pipeta volumétrica vierte 25 mL de la disolución de ftalato ácido de potasio en un matraz Erlenmeyer de 250 mL y adiciona 25 mL de agua destilada asegurándote de lavar las paredes del matraz en el proceso. Adiciona 2 gotas del indicador Fenoftaleína y una barra de agitación magnética. 5.- Titulación: Coloca el matraz que contiene la disolución de ftalato de potasio en una parrilla de agitación y agita la disolución a una velocidad moderada. Empieza la titulación adicionando gota a gota (1-2 mL por minuto) la disolución de NaOH que se encuentra en la bureta. La disolución del ácido es incolora y cambiará hacia un rosa que desaparece con la agitación durante la adición antes del punto de equivalencia (coloca un pedazo de papel blanco debajo del matraz para que observes más claramente los colores). Cuando el color rosa pálido de la disolución permanezca por más de 30 segundos, considera que has llegado al punto final o de equivalencia en la titulación. Anota el volumen de NaOH consumido durante la titulación en la Tabla 1.
95
6.- Repite el procedimiento de los puntos 4 y 5. Los volúmenes de NaOH gastados deben coincidir en ±0.5 mL. Si no es así, repite el procedimiento una vez más. Calcula la concentración de la disolución de NaOH que titulaste.
Titulación de una disolución de HCl con una disolución estándar de NaOH 7.- A partir de la disolución stock de HCl 6 M, prepara 50 ml de una disolución de HCl 0.1 M. Tomar un tira de papel indicador de pH e introducirlo en la solución, sacar el papel y comparar el color que ha adquirido con la escala de valores del pH, anotar el valor observado. 8.- Con una pipeta volumétrica vierte 10 mL de la disolución de HCl 0.1 M en un matraz Erlenmeyer de 250 mL y adiciona 10 mL de agua destilada asegurándote de lavar las paredes del matraz en el proceso. Adiciona 2 gotas del indicador Fenoftaleína y una barra de agitación magnética. 9.- Titulación: Coloca el matraz que contiene la disolución de HCl en una parrilla de agitación y agita la disolución a una velocidad moderada. Empieza la titulación adicionando gota a gota (1-2 mL por minuto) la disolución estandarizada de NaOH que se encuentra en la bureta. La disolución del ácido es incolora y cambiará hacia un rosa que desaparece con la agitación durante las adiciones antes del punto de equivalencia (nota: coloca un pedazo de papel blanco debajo del matraz para que observes más claramente los colores). Cuando el color rosa pálido de la disolución permanezca por más de 30 segundos, considera que has llegado al punto final o de equivalencia en la titulación. Anota el volumen de NaOH consumido durante la titulación en la Tabla 2. 10.- Repite el procedimiento de los puntos 8 y 9. Los volúmenes de NaOH gastados deben coincidir en ±0.5 mL. Si no es así, repite el procedimiento una vez más. Calcula la concentración de la disolución de HCl que titulaste. 4. Cuestionario Guía 1- Define el término titulación ácido-base 2.-Realice los cálculos necesarios para preparar las disoluciones de los puntos 1 y 7. 3- El ftalato ácido de potasio (KHC8H4O4) pertenece a un grupo de sustancias llamados patrones primarios. Investigue: a) la estructura química de este compuesto; b) La reacción química balanceada con NaOH; c) ¿Por qué es posible utilizarlo para estandarizar la disolución de NaOH?; d) ¿qué otros compuestos pueden utilizarse con el mismo fin? 96
4- Investigue cuales son los productos de la reacción entre el NaOH y los siguientes ácidos en cantidades equivalentes: a) perclórico; b) sulfúrico; c) nítrico; d) acético y e) fosfórico. 5. Resultados Tabla 1 Datos de la estándarización de la disolución de NaOH Exp. #
[KHC8H4O4] M
pH inicial
# de moles en 25 mL
ml de NaOH al p.e.
pH al p.e
# de moles de NaOH al p.e.
[NaOH] M
1 2 3 p.e = punto de equivalencia
Tabla 2 Datos de la titulación de la disolución de HCl Exp. #
pH inicial
ml de NaOH al p.e.
pH al p.e
# de moles de NaOH al p.e.
# de moles de HCl en 25 mL
[HCl] M
1 2 3 p.e = punto de equivalencia
Cuestionario guía para la discusión de los resultados 1. Calcula el pH inicial de una disolución 0.1 M de HCl 2. Calcula el pH inicial de una disolución 0.1 M de NaOH 3. Calcula el pH de una mezcla de volúmenes iguales de HCl 0.1 M y NaOH 0.1 M 4. En la práctica utilizaste un indicador de pH llamado fenolftaleína (a) ¿cuál es la función de esta sustancia en las titulaciones que realizaste? (b) Investiga su estructura química, pKa y otras propiedades físicas. Con base en esta información justifica por qué es posible utilizarla como un indicador de pH y en una titulación de HCl con NaOH. 5. Discute sobre las diferencias entre los valores teóricos de pH de las disoluciones 0.1 M de NaOH y HCl, y los resultados de las Tablas 1 y 2. 6. Si al inicio de la práctica asumes que la disolución de NaOH que preparaste es 0.1 M y no la estandarizas ¿cuáles hubieran sido tus resultados en la titulación del HCl? Discute acerca de la importancia de la estandarización en el análisis cuantitativo. 6.- Bibliografía - K. W. Whitten, K. D. Gailey, R. E. Davis, Química General. MacGraw-Hill, 1992. 97
- R. Chang, Química. Ed. McGrawHill, 1998. - T. L. Brown, T.L.; H.E. Lemay; B. E. Bursten, Química: La Ciencia Central, 7a Edición Prentice Hall, 1997. 7.- Manejo de Residuos -
Coloca las disoluciones finales de las titulaciones en el frasco etiquetado “Desechos Acuosos”. Asegúrate de que el pH este cerca de un valor neutro. Coloca las disoluciones sobrantes de HCl y NaOH en los frascos etiquetados “Desechos Acuosos Ácidos” y “Desechos Acuosos Básicos”, respectivamente.
Precaución: HCl y NaOH son substancias toxicas y corrosiva, si por accidente cae disolución en tu ropa o piel, lava rápidamente la zona afectada con agua abundante y consulta con tu profesor.
98
SESIÓN 14 DETERMINACIÓN DE LA EFICACIA DE TABLETAS DE ANTIÁCIDOS COMERCIALES 1.- Objetivos: - Determinar la cantidad de una disolución ácida que simula los jugos gástricos, requerida para neutralizar una tableta de antiácido comercial. - Comparar la efectividad relativa de diferentes antiácidos comerciales para neutralizar los ácidos gastrointestinales. 2. Introducción En el organismo el pH está rigurosamente controlado y adopta valores característicos dependiendo del órgano que consideremos. Así, por ejemplo, las células parietales en el estomago segregan ácido clorhídrico a una concentración aproximada de 0.155 M. El flujo de HCl incrementa cuando se ingieren alimentos. Cuando se come o bebe demasiado, el sistema digestivo genera demasiado ácido, es entonces cuando se presenta la indigestión. Los antiácidos comerciales neutralizan el exceso de ácido para aliviar este malestar. La reacción que toma lugar es una reacción ácido-base. En las tabletas de antiácidos, además del ingrediente activo (base) se pueden encontrar saborizantes, endulzantes, agentes antimicrobiales, analgésicos, etc. En este experimento, se analizará únicamente la capacidad de las tabletas para neutralizar el ácido. La base presente en los antiácidos comerciales varía de acuerdo a la marca. 3.- Procedimiento experimental a) Material: 1 Probeta de 10 ml. 1 Pipeta de 5 ml. 1 Bureta de 50 ml. 1 Mortero con pistilo. 1 Propipeta. 1 Matraz volumétrico de 200 ml. 1 Barra magnética. 1 Espátula. 1 Vidrio de reloj. 1 Parrilla con agitación. 1 pHmetro.
b) Reactivos: NaOH 0.15 M. HCl 0.15 M Papel filtro Rojo de metilo
99
1 Embudo de filtración rápida. 1 Papel filtro. 5 Matraces erlenmeyer de 125 ml. 1 Probeta de 100 ml. Cada equipo en la clase deberá probar una tableta diferente de un antiácido comercial y los resultados serán comparados. c) Reacción de la tableta de antiácido con la disolución ácida 1. Pesar una tableta de algún antiácido comercial y registrar el valor. Después colocar la tableta en un mortero y con ayuda del pistilo pulverizar hasta obtener un polvo fino. 2. Pesar un matraz Erlenmeyer y registrar el valor obtenido 3. Adicionar aproximadamente 0.1 g del polvo de la pastilla al matraz y volver a pesar, registrar el nuevo valor. Calcular el peso exacto del antiácido presente en el matraz. 4. Preparar 200 ml de una disolución de HCl 0.15 M. (Dilución que simulará una disolución ácida gastrointestinal). Registrar el valor del pH. 5. Medir 15 ml de la disolución ácida preparada en una probeta y verter la disolución en el matraz que contiene el antiácido. 6. Agitar suavemente durante 5 minutos y medir el pH con un pHmetro. d) Determinación de la cantidad de NaOH para neutralizar 25 ml de disolución ácida 7. Preparar 150 mL de una disolución de NaOH 0.15 M. 8. Llena la bureta con la disolución de NaOH 0.15 M. ¡Asegúrate que la llave esta cerrada! 9. En un matraz erlenmeyer colocar 25 ml de la disolución ácida preparada en el paso 4. 10. Adicionar 4 gotas del indicador rojo de metilo a la disolución del paso 8. Después, titular con la disolución de NaOH de la bureta hasta el punto en que desaparezca el color rojo y aparezca un color amarillo tenue. (nota: El indicador rojo de metilo es rojo en medio ácido y amarillo en medio básico: El color cambia entre 4.2 y 6.2 en la escala de pH). 11. Registra el volumen final de NaOH que se utilizó. 12. Repetir los pasos 8-11 dos veces más. Si el volumen de NaOH adicionado difiere en mas de 0.2 ml deberá hacer una cuarta titulación. Una vez obtenidos los diferentes valores, sacar el valor promedio de los mililitros necesarios de disolución de NaOH requeridos para neutralizar los 25 ml de la disolución ácida. Registrar el valor obtenido. e) Recuperación del exceso de ácido (ácido estomacal simulado) 100
13. Calentar suavemente el matraz que contiene la disolución ácida, la cual fue parcialmente neutralizada con el antiácido comercial (paso 6) por 5 minutos. Esto eliminará el CO2 presente en la mayoría de los antiácidos (Nota: No hervir la disolución, puede haber otros agentes activos presentes). 14. Dejar que la disolución se enfríe a temperatura ambiente y después filtrar utilizando un embudo y papel filtro, vertiendo dentro de una probeta graduada de 100 ml. Adicionar 5 ml de agua destilada al matraz que contenía la disolución y volver a filtrar, colectando el filtrado en la misma probeta en que se colecto la primera vez (repetir el lavado 2 veces más). 15. Agregar cuidadosamente agua destilada a la probeta que contiene la disolución hasta un volumen total de 100 ml (Nota: Este es tu ácido estomacal simulado el cual fue parcialmente neutralizado por la tableta antiácido). f) Titulación del exceso de ácido estomacal simulado 16. En un matraz erlenmeyer colocar 25 ml de la disolución obtenida en el paso 15. 17. Llenar la bureta con la disolución de NaOH 0.15 M. ¡Asegúrate que la llave esta cerrada! 18. Adicionar 4 gotas del indicador rojo de metilo a la disolución del paso 16. Después, titular con la disolución de NaOH de la bureta hasta el punto en que desaparezca el color rojo y aparezca un color amarillo tenue. 19. Medir el pH y registrar el volumen de NaOH que se utilizó. 20. Repetir los pasos 16-19 dos veces más. (Nota: El NaOH sin utilizar se debe regresar al instructor). 21. Una vez obtenidos los diferentes valores registrar el valor promedio de los mililitros necesarios de disolución de NaOH requeridos para neutralizar 25 ml de la disolución ácida. (Nota: tener en cuenta que el valor promedio corresponde a los ml de NaOH utilizados para neutralizar la cuarta parte de la disolución ácida remanente, la cual fue diluida a 100 ml en el paso 15).
4.- Cuestionario guía para el prelaboratorio a. Describe el concepto de normalización en titulaciones ácido-base. b. Investiga cual es la parte activa (base) en un antiácido comercial: Alka-Seltzer, Sal de uvas, Pepto-Bismol, Melox, etc.
101
c. Escribe la reacción química que muestra el efecto de los agentes activos en una tableta de antiácido (seleccionada por el alumno) con ácido estomacal (HCl). d. Investiga los tipos de indicadores que se pueden utilizar en una reacción ácido-base Nota: traer una tableta de algún antiácido comercial por equipo (ponte de acuerdo con tus compañeros para que la marca no sea la misma). 5.- Resultados y análisis a. Calcular el volumen del ácido estomacal sin neutralizar, el cual es equivalente al volumen promedio de NaOH del paso 21. (nota: El volumen relativo de NaOH y ácido se calcularon en el paso 12). b. Calcular el volumen del ácido estomacal que fue neutralizado por la muestra de antiácido en los pasos 5-6. c. Calcular el volumen de ácido estomacal que puede ser neutralizado con una tableta completa. d. Comparar los resultados al utilizar diferentes marcas de antiácidos. ¿Cuál marca parece ser la mas efectiva? Discute con tus compañeros. (Nota: ver el ejemplo descrito a continuación) Ejemplo para el cálculo: Una tableta de antiácido comercial peso 5.317 g, después de pulverizar se adicionaron 4.68 g a 75 ml de ácido estomacal simulado (AES). Después de llevar a cabo los pasos 7-12, se encontró que se requiere de 28.17 ml de NaOH 0.15 M para neutralizar 25 ml de HCl =0.15 M. Por otro lado, se llevaron a cabo los pasos 13-15 para tener un volumen de 100 ml del ácido parcialmente neutralizado con el antiácido comercial. Siguiendo el procedimiento descrito en los pasos 16-20, las muestras fueron neutralizadas utilizando 7.64, 7.61 y 7.63 ml de la disolución de NaOH. Volumen total de ácido simulado adicionado volumen de AES en exceso
Volumen de AES
X 1
2
3
4
. . 7.64 7 61 7 63 ml de NaOH
Esquema gráfico a. Calcular el exceso de volumen de AES:
102
volumen promedio de NaOH =
7.64 mL + 7.61 mL + 7.63 mL = 7.63mL 3 25 ml AES ⎞ = 27.17 AES ⎜ 28.17 ml NaOH ⎟⎟ ⎠ ⎝
Vol. en exceso de AES = 4 (7.63 ml NaOH) ⎛⎜
b. Volumen de AES neutralizado por los 4.68 g de la tableta de antiácido: Volumen neutralizado = 75 ml -27.17 ml = 47.48 ml de AES c. Volumen de AES neutralizado por una tableta completa: 47.88 ml AES ⎞ = 54.39 ml de AES ⎟⎟ ⎝ 4.681 g de tableta ⎠
Vol. neutralizado = 5.317 g de tableta completa ⎛⎜⎜ Notas: Usar guantes y lentes protectores
-Tanto ácido clorhídrico como NaOH son corrosivos, evite su contacto, en caso de que ocurra lavar con abundante agua fría. Manejo de residuos: Colocar los residuos en los recipientes etiquetados en el laboratorio como acuosos para su posterior tratamiento, el papel filtro debe desecharse en el recipiente etiquetado como desechos sólidos. 5. Bibliografía - A. Garritz, J. A. Chamizo, Química. Pearson Educación, 1996. - R. Chang, Química. Ed. McGrawHill, 1998.
103
SESIÓN 16 ÁCIDOS Y BASES DE LEWIS. COMPUESTOS DE COORDINACIÓN DE NÍQUEL Y COBALTO 1.- Objetivos •
Familiarizarse con las reacciones de formación de compuestos coordinación.
•
Observar la estabilidad relativa de algunos compuestos de coordinación de Níquel y Cobalto.
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Aplicar el concepto de ácidos y bases de Lewis en la formación de compuestos de coordinación.
2.- Introducción Hasta ahora se han discutido las propiedades ácido-base en términos de la teoría de BrönstedLowry, sin embargo existe una manera más general de expresar la acidez o basicidad de una sustancia la cual fue descrita por el químico G. N. Lewis. De acuerdo a la definición de Lewis, una base es una especie química que puede donar un par de electrones, y un ácido es una especie química que puede aceptar un par de electrones. Por ejemplo en la protonación del amoniaco: NH3 + H+ → NH4+, el NH3 actúa como la base de Lewis porque dona un par de electrones al H+, el cual a su vez actúa como ácido de Lewis aceptando un par de electrones. Una reacción ácidobase involucra entonces la donación del par de electrones de una especie a otra. A diferencia de la definición de Brönsted-Lowry, en este tipo de reacciones no necesariamente se produce una sal y agua. Consideremos la siguiente reacción: BF3 + NH3 → F3B-NH3
(16.1)
En este caso el átomo de boro el cual tiene un orbital 2p vacío sin hibridizar, actúa como ácido al aceptar los dos electrones que están presentes en un orbital híbrido sp3 del átomo de nitrógeno, formando un nuevo enlace conocido como enlace de coordinación, aunque en muchos textos es también referido como covalente coordinado. 3.- Procedimiento Experimental a) MATERIAL 18 Tubos de Ensayo
b) REACTIVOS NiSO4 0.2 M 104
5 Pipetas Pasteur 1 Pizeta con Agua Destilada 1 Gradilla
Etilendiamina 12.5% v/v (en) Amoniaco 6 M (Hidróxido de Amonio 6M) KCN 1 M HCl dil. 1:1 HCl concentrado CoCl2 0.5 M Acetona NiCl2 0.5 M
c) Experimento 1 1.- Numerar 7 tubos de ensayo del 1 al 7. Agregar a cada uno 10 gotas de una disolución de sulfato de níquel (II) 0.5 M. El tubo 1 servirá como testigo. Ver Tabla 1. 2.- En cada tubo agregar la cantidad de disolución de etilendiamina indicada en la Tabla 1. Agitar después de la adición. Anota tus observaciones.
Tabla 1 No de Tubo
No. De Gotas de Etilendiamina
1 2 3 4 5 6 7
0 1 1 2 2 5 5
Observaciones
Tabla 2 No. Tubo 2
Moles Ni(II)
Moles En
Rel. Estequiométrica Ni - en
Formula
Color
4 6 e) Experimento 2 1.- A los tubos 2, 4 y 6 (preparados en el experimento #1), adicionar 1, 2 y 4 gotas de HCl diluído (1:1), respectivamente. Agitar después de la adición y comparar con los tubos 3, 5 y 7, respectivamente. Anota tus observaciones.
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Tabla 3 No de Tubo
No. de Gotas de HCl dil
2
1
4
2
6
4
Observaciones
d) Experimento 3 1.-Numerar 4 tubos de ensayo del 1 al 4. Colocar en cada tubo 1 mL de cloruro de níquel (II) 0.5 M. El tubo No.1 servirá como testigo. 2.- Al tubo No.2 añade gota a gota agitando suavemente hidróxido de amonio 6M hasta que la disolución se torne color turquesa. Anotar el número de gotas. 3.- Al tubo No.3 añade gota a gota agitando suavemente hidróxido de amonio 6M hasta que la disolución se torne color azul oscuro. Anotar el número de gotas (la cantidad de gotas debe ser mayor que el en tubo No. 2). 4.- Al tubo No.4 añade gota a gota agitando suavemente hidróxido de amonio 6M hasta que la disolución se torne color violeta (la cantidad de gotas debe ser mucho mayor que el en tubo No. 2 y No. 3). No de Tubo
No. de Gotas de NH4OH 6M
Observaciones
1 2 3 4 e) Experimento 4 1.-Numerar 5 tubos de ensayo del 1 al 5. Colocar en cada tubo 10 gotas de sulfato de níquel (II) 0.5 M. 2.- A los tubos No. 2 y 3, agregar 7 gotas de hidróxido de amonio 6 M (equivalente a NH3 6M). Agitar después de la adición y anotar tus observaciones en la Tabla 4. 3.- En los tubos No. 3 y 4 adicionar 5 gotas de etilendiamina al 12.5%, agitar y anotar tus observaciones en la Tabla 4.
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4.- A los tubos 3 y 5 añadir 15 gotas de disolución de KCN 1M, agitar y anotar tus observaciones en la Tabla 4. 5.- Tomar el tubo No. 4 y agregar 15 gotas de hidróxido de amonio 6M, Agitar y anotar tus observaciones. 6.- En el tubo No. 5, adicionar 15 gotas de etilendiamina al 12.5 % y anotar tus observaciones.
Tabla 4 No Tubo
de No. gotas de No. gotas de No. gotas de Observaciones NH3 en KCN
1
Testigo
2
7
3
7
4
5
15
5
5
15
f) Experimento 5 1.- Numerar 4 tubos de ensayo del 1 al 4. En el tubo No.1 agregar 1 mL de disolución de CoCl2 0.5 M. 2.- En el tubo No. 2 coloca 4 mL de la disolución de CoCl2 0.5 M y agregar 8 mL de HCl concentrado. Anota tus observaciones. 3.- En el tubo No. 3 coloca 4 mL de la disolución del tubo No. 2 y agregar 3 mL de agua. Anota tus observaciones. 4.- En el tubo No. 4 coloca 4 mL de la disolución del tubo No. 2 y agregar 12 mL de acetona. Anota tus observaciones. g) Diagrama de Actividades De acuerdo con la información descrita en el procedimiento c-f, realiza el diagrama de actividades correspondiente. 4.- Cuestionario guía para el prelaboratorio 1. Calcular la concentración molar (mol/L) de una disolución de etilendiamina al 12.5 % v/v. (densidad 0.9 g / mL; Pureza 99%; masa molar 60.1 g/mol) 107
2. Considerando que una gota tiene un volumen aproximado de 0.03 mL, calcular el numero de moles de Ni(II) y de etilendiamina (en) de acuerdo al numero de gotas que se indica en el experimento #1. Llena la tabla 2 con los valores correspondientes. 3. Define en términos de Lewis ¿Qué es un ácido? ¿Qué es una base? 4. ¿Qué es un compuesto de coordinación o complejo? 5. Investiga y define el concepto de equilibrio químico. 6. Investiga y define los siguientes conceptos: a) ligante; b) quelato; c) número de coordinación; d) Investiga los números de coordinación del Níquel (II) y el Cobalto (II). 7. Escribe las estructuras químicas de 6 compuestos considerados ligantes típicos. 5. Resultados y Análisis a) Escribir el equilibrio que se presenta para cada uno de los compuestos de coordinación formados entre el Ni(II) y la etilendiamina (Exp. #1). Expresar la constante para cada equilibrio planteado. b) Escribir las ecuaciones de las reacciones llevadas a cabo en el experimento #2. Expresa la constante para cada equilibrio planteado. c) Compara y contrasta las observaciones realizadas en el experimento #3 con el tubo No. 6 del experimento #2 y el tubo No. 2 del experimento #4. Explica las observaciones en términos de los compuestos de coordinación formados en cada caso. d) Escribe las ecuaciones químicas de las reacciones de los tubos No. 2, 4 y 5 del experimento #4. e) Explica que ocurre en el tubo No. 3 del experimento #4. Plantea las reacciones involucradas. ¿Cuál complejo es el más estable? ¿Por qué? f) Plantea las reacciones involucradas en los tubos del experimento #5. ¿Cuál es el efecto del agua y de la acetona en la formación o disociación del complejo de Cobalto (II)? Notas: Usar guantes y lentes protectores -El ácido clorhídrico es corrosivo, evite su contacto, en caso de que ocurra lavar con abundante agua fría. -La acetona se inflama fácilmente, trabajar con cuidado evitando tener alguna flama cerca. 108
-El cianuro de potasio es venenoso, evite su contacto e ingestión. Manejo de residuos: Colocar los residuos en los recipientes etiquetados en el laboratorio como acuosos para su posterior tratamiento, excepto aquellos que contengan acetona, los cuales deben desecharse en el frasco etiquetado como desechos orgánicos. 5. Bibliografía - K. W. Whitten, K. D. Gailey, R. E. Davis, Química General. MacGraw-Hill, 1992. - R. Chang, Química. Ed. McGrawHill, 1998.
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