PRÁCTICAS DE QUÍMICA

PRACTICA 1

PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES

1.- INTRODUCCIÓN TEÓRICA:

Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia presente en menor proporción se llama soluto (que es la sustancia que se disuelve) y la presente en mayor cantidad se denomina disolvente. Una disolución puede ser gaseosa (como el aire), sólida (como una aleación), o líquida (agua del mar). Existen también las disoluciones mixtas, dentro de las cuales destacan las que tienen el agua (líquida) como disolvente, son las denominadas disoluciones acuosas. Estas disoluciones son las que veremos en estas prácticas.

En las disoluciones, las partículas del soluto son de tamaño molecular y se encuentran dispersas entre las moléculas del disolvente, son homogéneas y el soluto no se puede separar por filtración. En las disoluciones coloidales, el soluto no es visible con el microscopio ordinario, pero sí con el ultramicroscopio. Tampoco se puede separar por filtración, pero si mediante ultrafiltración, son sistemas microheterogéneos.

Las suspensiones son sistemas macroheterogéneos, cuyas partículas son visibles a simple vista o bien con el microscopio ordinario. Son sistemas Cuyas fases se pueden separar fácilmente por filtración.

Algunos metales son solubles en otros en estado líquido y solidifican manteniendo la mezcla de átomos. Si en dicha mezcla los dos metales pueden solidificar en cualquier proporción, se trata de una disolución sólida.

Algunos líquidos como el agua y el alcohol son solubles entre ellos en cualquier proporción. En una disolución de azúcar en agua, puede suceder que si se le sigue añadiendo más azúcar, se llegue al punto en el que ya no se disuelva más, es decir, la disolución está saturada. La solubilidad de un compuesto en un disolvente concreto a una presión y temperatura dadas se define como la cantidad máxima de ese compuesto que puede ser disuelta en la disolución. En la mayoría de las sustancias, la solubilidad aumenta al subir la temperatura del disolvente. En el caso de otras sustancias como los gases o sales orgánicas del calcio, la solubilidad de un líquido aumenta al disminuir la temperatura.

Cuando se añade un soluto a un disolvente, se alteran algunas propiedades físicas del disolvente. Al aumentar la cantidad de soluto sube el punto de ebullición y desciende el punto de solidificación. Por otra parte, al añadir un soluto se rebaja la presión de vapor del disolvente. Otra propiedad destacable de una disolución es su capacidad para ejercer una presión osmótica. Si separamos dos disoluciones de concentraciones diferentes por una membrana semipermeable, las moléculas del disolvente pasarán de la concentración menos concentrada a la disolución de mayor concentración, haciendo a esta última más diluida.

Para que una disolución quede determinada necesitaremos conocer una serie de datos, como son: el número de moles o la masa en volumen de soluto no disolvente. Así sabremos en que proporción y como está cuantificada la mezcla. En esta práctica utilizaremos dos entidades que nos relacionan el soluto y el disolvente:

• La molaridad; que expresa el número de moles de soluto por litros de disolución.

• La normalidad; relaciona la valencia de H+ o OH-.

Las disoluciones son una de las bases de la química y son muy importantes tanto al nivel de laboratorio como a escala industrial: telares fabricación de pinturas, aleaciones e incluso en la industria alimenticia.

En esta práctica llevaremos a cabo dos disoluciones sencillas, una cuyo soluto y disolvente son líquidos y la otra teniendo como soluto un sólido, ambas acuosas.

2.- OBJETIVO:

El objetivo principal de esta práctica es que el alumno se familiarice con la técnica de preparación de disoluciones, en este caso de disoluciones de soluto sólido o líquido en disolvente líquido.

3.- MATERIAL NECESARIO:

El material necesario para la realización de esta práctica será el siguiente:

. - 2 Matraces aforados de 100 mL

. - 1 probeta graduada

. - 1 varilla de vidrio

. - 1 espátula

. - 1 vaso de precipitados

. - 1 vaso lavador

4.- PROCEDIMIENTO Y CÁLCULOS:

A) SOLUTO LÍQUIDO EN AGUA.

calculamos la cantidad de soluto necesaria para preparar 100ml de disolución 2M.

Se echa agua destilada con el frasco lavador en un matraz hasta su tercera parte.

Se mide con la probeta el volumen de reactivo necesario y se añade al agua del matraz.

Se añade por la probeta agua destilada hasta enrasar.

Cálculos:

Moles soluto=0.2

Masa en gramos=20.43g (sabiendo que Pm=98.08 g/mol)

Volumen=m/d=20.43g/1.84g/ml=11.11ml

B) SOLUTO SÓLIDO EN AGUA.

calculamos la cantidad de soluto necesaria para preparar 100ml de disolución 2M.

Se pesa la cantidad de soluto en un vaso de precipitados sobre la balanza.

Se añaden unos 50ml de agua destilada al vaso de precipitados y se agita con la varilla de vidrio hasta la disolución del soluto. Dejamos enfriar.

Se pasa la disolución a un matraz aforado de 100ml.

Cálculos:

100 mL, 2M

HCl (35% de riqueza, d=1.18 g/mL)

Molaridad = (moles de soluto)/(volumen de disolución)

2M = (moles de soluto)/0.18 L

moles de soluto = 0.2 moles de HCl

g = nPm = 7.35 g de HCl Pm = 36.5 g/mol

Hallamos el porcentaje de riqueza:

(100 g. HCl)/(35 g. HCl) puro = x/(7.35 g. HCl)

x = 20.857 g puros de HCl

d = m/v ! (1.18g)/(1 mol) = (20.857 g)/x

x = v = 17.58 mL de disolución.

100 mL, KOH 2M.

KOH (90% de riqueza, Pm = 56.6 g/mol)

M = (moles de soluto)/(volumen de disolución)

2M = (g/Pm)/0.1L

g = 11.32 g de KOH

Hallamos la riqueza:

(100 g de KOH)(90 g puros) = x/(11.32 g. KOH puros)

x = 12.58 g KOH

Peso del vaso de precipitado = 60.58 g.

Peso de soluto = 12.58 g.

Peso total = 73.16 g.

5.- CUESTIONES:

5.1- ¿Podemos usar una probeta de 100 mL para preparar una disolución? Razonar la respuesta.

Sí que la podemos usar, pero es menos precisa la medición que si usamos otra que admita menor cantidad de volumen.

5.2- Explicar cómo se prepararán 100 mL de disolución de HCl 0,4 M a partir de una disolución de HCl 2 M.

Tenemos inicialmente 2 moles de HCl en 1 litro de disolución.

Sabemos que 1 litro son 1000 mL, entonces, como la disolución que queremos obtener tiene que tener 0,4 moles de HCl en 1 litro de disolución, mediante de una regla de tres calculamos cuántos moles tendríamos para 100 mL.

1000 mL de disolución-----------0,4 moles de HCl

100 mL de disolución-------------x

x = 0,04 moles de HCl tenemos que tener.

Entonces : ¿ Qué volumen de la primera disolución de HCl tenemos que coger para tener 0,04 moles de HCl? Para calcular esto realizamos otra regla de tres. Sabiendo que en 1 litro de disolución hay 2 moles de HCl, para que haya 0,04 moles de HCl , habrá Y mL de disolución.

1000 mL disolución---------------2 moles HCl

Y----------------------------------0,04 moles HCl

Y = 20 mL de la disolución inicial tenemos que tomar.

Rellenamos luego esos 20 mL con agua destilada hasta enrasar a 100 mL. Logramos así una disolución de 0,4 M de HCl con un volumen de 100 mL.

5.3-Para preparar una disolución 1 M de un compuesto sólido muy soluble en agua ¿Qué habría que hacer?

Añadir 1 litro de H2O a 1 mol del compuesto.

Añadir 1 mol de compuesto a 1 Kg de H2O.

Añadir H2O a 1 mol de compuesto hasta completar 1Kg de disolución.

Disolver 1 mol de compuesto en suficiente H2O y completar hasta 1 litro de disolución.

Como M = moles soluto / litro disolución , tenemos que proceder de la forma d. Disolver 1 mol en suficiente agua y completar hasta 1L de disolución. La molaridad se define como el número de moles de soluto en 1L de disolución. Las opciones a) y b) superan el volumen preestablecido de 1L y la opción c) también es falsa debido a que un volumen de 1L de disolución no pesa 1Kg, al no ser agua pura.

PRÁCTICA 2

CALOR DE REACCIÓN

1.-INTRODUCCIÓN TEÓRICA:

En la inmensa mayoría de los casos, la disolución de un soluto en un disolvente produce efectos de calor medibles.

Calor: Es la transferencia de energía de una parte a otra de un cuerpo, o entre dos cuerpos diferentes, en virtud de una diferencia de temperatura. El calor es energía en tránsito; siempre que el volumen de los cuerpos se mantenga constante. La energía no fluye, desde un objeto de temperatura baja a un objeto de temperatura alta si no se realiza trabajo.

Entre 1840 y 1849, el físico británico James Prescott Joule demostró de forma concluyente que el calor es una transferencia de energía y que puede causar los mismos cambios en un cuerpo que el trabajo.

Temperatura: La sensación de calor o frío al tocar una sustancia depende de su temperatura. Así, si se procede con cuidado, es posible comparar las temperaturas relativas de dos sustancias mediante el tacto. Cuando se aporta calor a una sustancia, no solo se eleva su temperatura, con lo que proporciona una mayor sensación de calor, sino que se producen alteraciones en varias propiedades físicas que pueden medirse con precisión. Al variar la temperatura, las sustancias se dilatan o se contraen, su resistencia eléctrica cambia, y -en caso de un gas- su presión varía. La variación de algunas de estas propiedades suele servir como base para una escala numérica precisa de temperaturas.

Escalas de temperaturas: En la actualidad se emplean diferentes escalas de temperatura; entre ellas están la escala Celsius, también conocida como escala centígrada, la escala Fahrenheit, la escala Kelvin, la escala Rankine o la escala termodinámica internacional. En las diferentes escalas el punto de congelación y ebullición del agua son: Celsius (0ºC-100ºC), en la Fahrenheit (32ºF-212ºF), en la Rankine (492ºR-672ºR). En la escala Kelvin el cero se define como cero absoluto de temperatura, es decir, 273.15ºC: la magnitud de su unidad se simboliza por K, se define como igual a un grado Celsius. Otra escala que emplea el cero absoluto como punto más bajo es la escala Rankine, en la que cada grado de temperatura equivale a un grado en la escala Fahrenheit.

Unidades de calor: En las ciencias físicas, la cantidad de calor se expresa en las mismas unidades que la energía y el trabajo, es decir, en julios (J). Otra unidad es la caloría (cal), definida como la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 gramo de agua a una atmósfera de presión desde 15ºC hasta 16ºC. A una caloría le corresponden 4.1855 julios. Según la ley de conservación de la energía, todo el trabajo mecánico realizado para producir calor por rozamiento aparece en forma de energía en los objetos sobre los que se realiza trabajo. Joule fue el primero en demostrarlo, para ello calentó agua en un recipiente cerrado haciendo girar unas ruedas de paleta y halló que el ameno de temperatura es proporcional al trabajo realizado para mover las ruedas.

Cuando el calor se convierte en energía mecánica la ley de conservación de energía también es válida. Sin embargo, siempre se pierde o disipa energía en forma de calor.

Calor específico: La cantidad de calor necesaria para aumentar en un grado la temperatura de una unidad de masa de una sustancia se conoce como calor específico. Si el calentamiento se produce manteniendo constante el volumen de la sustancia o su presión, se habla de calor específico a volumen o a presión constante. En todas las sustancias, el primero es menor o igual que el segundo. Generalmente, los dos calores específicos de una sustancia dependen de la temperatura.

Transferencia de calor: Los procesos físicos por los que se produce la transferencia de calor son la conducción y la radiación. Un tercer proceso, que también implica el movimiento de materia, se denomina convección. La conducción requiere contacto físico entre los cuerpos que intercambian calor, pero en la radiación no hace falta. La convección se produce a través del movimiento de un líquido o un gas en contacto con un cuerpo de temperatura diferente.

Calor de reacción: En esta práctica en concreto, lo consideramos a presión y volumen constante. Una fórmula de gran interés es: qp = qv + nRT.

El término calor de reacción también se llama a veces entalpía de formación, se utiliza con frecuencia para indicar que en un proceso dado se absorbe o se libera calor. Las reacciones que ocurren desprendiendo calor reciben el nombre de exotérmicas, mientras que las que ocurren absorbiendo calor se denominan endotérmicas.

2.-OBJETIVO:

Se pretende que el alumno determine la cantidad de calor intercambiado en las reacciones de disolución de distintos sólidos solubles:NaOH y KNO3.

Para ello se preparará, para cada uno, una disolución de concentración 1M y se calculará la entalpía de cada una de las reacciones.

Se utilizará un matraz erlenmeyer como calorímetro sencillo y se considerará que el calor desprendido en la disolución se utilizará para modificar la temperatura de la disolución acuosa y la del vidrio del matraz, despreciándose otras pérdidas al exterior.

3.-MATERIAL NECESARIO:

- 2 matraces erlenmeyer de 100 mL.

- 1 espátula.

• 1 frasco lavador.

• Hidróxido sódico.

• Nitrato potásico.

• 1 vidrio de reloj.

• 1 termómetro.

• 1 probeta de 100 mL.

4.-PROCEDIMIENTOS Y CÁLCULOS:

Para NaOH.

Se pesa el Erlenmeyer limpio y seco en la balanza analítica y se anota el valor obtenido (masa vidrio).

Se mide con la probeta 50 mL de agua fría (masa agua = 50 g) y se vierten en el Erlenmeyer. Se mide esta temperatura y se anota (t1).

Se pesan en un vidrio de reloj 1.9-2 g de Hidróxido Sódico, anotándose la cantidad exacta que se ha pesado (masa NaOH).

Se añade Hidróxido Sódico al agua contenida en el Erlenmeyer, agitando hasta que se disuelva totalmente. Se introduce al mismo tiempo el termómetro y se anota la temperatura máxima alcanzada (t2).

Calcular el calor que se intercambia en la disolución de los gramos de NaOH pesados, utilizando la ecuación:

Q = mvidrio · Ce (vidrio) (t2-t1) + mdisolución NaOH · Ce(d. NaOH) /(t2-t1)

Sabiendo que:

Masa vidrio = masa Erlenmeyer Ce (vidrio) = 0.2 cal/g.ºC

T2 = temperatura final

Masa d. NaOH 1M = masa NaOH + masa agua t1 = temperatura inicial

Ce (d. NaOH 1M) = 0.94 cal/g.ºC

Escribir la reacción de disolución del Hidróxido Sódico y determinar la cantidad de calor intercambiado expresando el resultado en cal/mol y J/mol.

Para KNO3.

Se pesa el Erlenmeyer limpio y seco en la balanza analítica y se anota el valor obtenido (masa vidrio).

Se miden con la probeta 50 mL de agua fría (masa agua = 50 g) y se vierten en el Erlenmeyer. Se agita con cuidado con el termómetro hasta alcanzar una temperatura constante. Se mide esta temperatura y se anota (t1).

Se pesan en el vidrio de reloj aproximadamente 5 g de Nitrato potásico, anotándose la cantidad exacta que se ha pesado (masa KNO3).

Se añade Nitrato potásico al agua contenida en el Erlenmeyer, agitando hasta que se disuelva totalmente. Se introduce al mismo tiempo el termómetro y se anota la temperatura máxima alcanzada (t2).

Calcular el calor que se intercambia en la disolución de los gramos de KNO3 pesados, utilizando la siguiente ecuación:

Q = m vidrio · Ce (vidrio) · (t2-t1) + m d.KNO3 · Ce (d.KNO3)·(t2-t1)

Sabiendo que:

Masa vidrio = masa Erlenmeyer

T2 = temperatura final

Masa d.KNO3 1M = masa KNO3 + masa agua

Ce(d. KNO3 1M) = 0.21 cal/g.ºC

Escribir la reacción de disolución de Nitrato potásico y determinar la cantidad de calor intercambiado expresando el resultado en cal/mol y J/mol.

NaOH (s) ! Na+ (aq) + OH- (aq)

Masa de disolución NaOH (1M) = masa NaOH + masa agua = (a + 50)g

Q = masa vidrio · 0.2 cal/g.ºC · (t2-t1) + masa disolución · 0.94 cal./g.ºC ·(t2-t1)

(1 mol de NaOH/(40g/mol) = x/(1.g NaOH)

x = y moles NaOH

(y moles NaOH)/(z cal./g.ºC) = (1 mol NaOH)/x

x = z´cal./mol NaOH

1J/0.24 cal. = x/z cal.

x= z´´J

(y mol NaOH)/z´´J = 1 mol NaOH/x

x = z´´´J/mol NaOH.

KNO3 (s)! K+ (aq) + NO-3 (aq)

Q = masa vidrio · 0.2 cal/g.ºC · (t2-t1) + masa disolución · 0.94 cal./g.ºC ·(t2-t1)

(1 mol de KNO3/(101.1g/mol) = x/(1g.KNO3)

x = y moles KNO3

(y moles KNO3)/(z cal./g.ºC) = (1 mol KNO3)/x

x = z´cal./mol KNO3

1J/0.24 cal. = x/z cal.

x= z´´J

( y mol KNO3)/z´´J = 1mol KNO3/x

x = z´´´J/mol KNO3.

NOTA: A causa de la pérdida de la hoja con los datos nos vimos obligados a realizar los cálculos, y por lo tanto sólo podemos indicar el procedimiento de los mismos.

5.-CUESTIONES:

5.1-¿De qué tipo es el proceso de disolución de NaOH y de KNO3?

El del NaOH es exotérmico y el del KNO3 endotérmico.

5.2-Si sabemos que una reacción es endotérmica en un sentido. ¿Qué se puede decir de aquella en sentido contrario?

La reacción en sentido contrario es exotérmica, ya que el incremento de entalpía es igual al sumatorio de entalpía de los productos menos el sumatorio de entalpía de los reactivos.

5.3-El proceso de disolución del nitrato de amonio en agua es endotérmico. ¿Cúal es el signo de Q?

Como el proceso es endotérmico, entalpía será mayor de cero y el signo de Q negativo, pues Q=-AH.

PRÁCTICA 3

VOLUMETRÍAS ACIDO-BASE

- INTRODUCCIÓN TEÓRICA:

Una de las características propias de las disoluciones es su carácter que puede ser de tres tipos:

• ácido

• neutro

• básico

Esta característica de las disoluciones viene dada por su concentración de iones H+ y OH- :

- Si la concentración de iones H+ supera la cantidad de 10 elevado a -7 mol/L se dirá que la disolución tiene carácter ácido.

- Si la concentración de iones OH- supera la cantidad de 10 elevado a -7 mol/L se dirá que la disolución tiene carácter básico.

• Si la concentración de iones H+ y OH- es igual a la cantidad de 10 elevado

a-7 mol/L se dirá que la disolución tiene carácter neutro.

Con las volumetrías ácido-base lo que se pretende es determinar la concentración de una base o un ácido por reacción con otra base o ácido de concentración conocida. Para ello aparece el punto de equivalencia, término que indica un estado en el que se han mezclado igual número de reactantes que de productos.

Para determinar el punto de equivalencia se utilizan unas sustancias llamadas indicadores que cambian de color el alcanzar el punto de equivalencia.

Uno de estos indicadores más utilizados es la fenolftaleína, que cambia el color de rosado a incoloro al alcanzar el punto de equivalencia.

Un factor que hay que tener en cuenta es que en este tipo de valoraciones el punto de equivalencia no tiene por qué cumplir que la concentración de iones H+ u OH- sea 10 elevado a -7. Por ello debemos tener muy en cuenta el indicador que vamos a utilizar dependiendo de la sustancia que vayamos a valorar.

-OBJETIVO:

Con esta práctica se pretende que el alumno adquiera una cierta destreza en el manejo de las técnicas de valoración ácido-base, que constituyen una parte muy importante en la Química Analítica cuantitativa.

-MATERIAL NECESARIO:

El material a utilizar en esta práctica será el siguiente:

• 1 Base Soporte

• 1 Varilla Soporte

• 1 Portaburetas

• 1 Bureta de 50 mL

• 2 Matraces Erlenmeyer

• 1 Frasco Lavador

• 1 Pipeta de 25 mL

• 1 Probeta Graduada de 100 mL

- PROCEDIMIENTO Y CÁLCULOS:

El procedimiento a seguir en esta práctica es el siguiente:

A) Tenemos un ácido cuya concentración conocemos, en este caso HCl 0,2 N, y una base (NaOH) y un ácido (HNO3) cuya concentración no conocemos.

B) Llenamos y enrasamos la bureta con el ácido de concentración conocida.

C) Ponemos en la probeta 25 mL de disolución de la base y por medio de la pipeta transferimos 15 mL de la misma al matraz erlenmeyer.

D) Añadimos a la base 2 ó 3 gotas de disolución de fenolftaleína hasta obtener una coloración rosa.

E) Situamos el matraz erlenmeyer debajo de la bureta, abrimos la llave de la misma y dejamos caer el ácido gota a gota mientras que agitamos manualmente el matraz que contiene la base. La valoración habrá terminado cuando la disolución del matraz pierda

el color rosa y vire este a incoloro.

F) Repetimos la valoración al menos dos veces más después de haber lavado el matraz con agua destilada.

Los volúmenes obtenidos en la práctica fueron:

• V1 = 14,8 mL

• V2 = 14,8 mL

• V3 = 14,6 mL

• Vm = 14,7 mL

G) Calculamos la normalidad de la base a partir de la expresión:

N ácido " Volumen ácido = N base " Volumen base

Sustituyendo por los valores obtenemos que:

N base = 0,20 N

H) Una vez conocida la normalidad de la base trataremos de conocer la normalidad del ácido (HNO3). Para ello vaciamos y limpiamos la bureta y la llenamos y enrasamos con este ácido.

I) Repetimos el proceso anterior y obtenemos los siguientes resultados:

• V1 = 14,5 mL

• V2 = 14,2 mL

• V3 = 14,1 mL

• Vm = 14,3 mL

• N HNO3 = 0,12 N

- CUESTIONES:

5.1 - ¿ Cómo intervienen los indicadores en las volumetrías ácido-base?

Los indicadores son disoluciones de ciertos colorantes orgánicos complejos, cuyo color cambia con el PH del medio en que se encuentran.

Los indicadores son ácidos o bases débiles que se caracterizan por tener distinto color el ácido o su base conjugada.

La aplicación más importante de los indicadores es para detectar el punto de equivalencia en las volumetrías ácido-base. También, de una forma aproximada, se puede conocer el PH de una disolución utilizando los indicadores.

Para explicar su funcionamiento y cómo intervienen, voy a tomar como ejemplo el Anaranjado de Metilo. Éste es un indicador de tipo ácido débil. Lo representaremos por InH , puesto que su molécula es muy compleja. La molécula tiene color rojo, mientras que el ion In- es de color amarillo. En disolución se establece el equilibrio:

InH + H2O ! In - + H3O +

rojo(forma ácida) amarillo(forma básica)

Como coexisten las dos especies químicas (roja y amarilla) , resulta el color naranja propio del indicador. Ahora bien, en disoluciones ácidas, al ser grande [H3O+], el equilibrio está muy desplazado a la Izda y por lo tanto el indicador tendrá color rojo. Si añadiésemos una base a la disolución, ésta se combinaría con los iones H3O+ y se reducirá mucho su concentración. El equilibrio se desplaza hacia la Dcha, con lo que el indicador vira al amarillo.

Para que se aprecie bien el cambio de color, las concentraciones de la forma ácida, InH, y de la básica, In- , deben ser bastante diferentes (unas 10 veces una mayor que la otra ). Para ello es necesario que cambie bastante [H3O+]. Es decir, el cambio de color no se produce a un PH fijo, sino en un intervalo de PH de unas 2 unidades, como se puede ver en la siguiente tabla:

INDICADOR	COLOR ÁCIDO	PH DE CAMBIO	COLOR BÁSICO
ANARANJADO DE METILO	ROJO	3-4,5	AMARILLO
ROJO CONGO	AZUL	3-5	ROJO
TORNASOL	ROJO	6-8	AZUL
FENOLFTALEÍNA	INCOLORO	8-9,5	ROJO

5.2- ¿ Cuáles son los criterios para elegir un indicador para una valoración ácido-base?

Como se puede observar en la tabla anterior cada indicador cambia de color a un pH determinado de la disolución. Dependiendo del pH que tenga la disolución se utilizara uno u otro.

5.3- La cantidad de indicador utilizada debe ser pequeña. ¿Por qué?

Porque si no se puede romper el equilibrio en disolución al ser muy grandes las concentraciones de iones y moléculas, en caso de reaccionar la disolución con el indicador. Por lo general los indicadores ácidos-bases son ácidos o bases orgánicos débiles que, por disociación o asociación, experimentan cambios estructurales internos que originan cambios de color. Los cambios de color de los indicadores ácido-base se pueden abscribir a muchos tipos de equilibrios.

Si se hecha en exceso un indicador, éste actuará como un reactivo más y ya no se cumplirá su cometido, que es determinar el punto final de la valoración.

PRÁCTICA 4

DETERMINACIÓN DE COBRE EN UNA ALEACIÓN

1.-INTRODUCCIÓN TEÓRICA:

Una aleación es una disolución sólida compuesta por dos o más metales o de un metal con uno o más metales.

Las tres etapas principales en la recuperación (se llama así al proceso mediante el cual se separa el metal de la aleación en la que está implicado) de un metal de sus menas son:

1.- Preparación de la mena.

2.- Producción del metal.

3.- Purificación del metal.

Los reactivos de formación de complejos se usan con frecuencia para valorar cationes. Los más útiles de estos reactivos son compuestos orgánicos con varios grupos "dadores" de electrones que forman múltiples enlaces covalentes con los iones metálicos. La mayoría de los iones metálicos reaccionan con los "dadores" de pares de electrones para formar compuestos de coordinación o iones complejos. Las especies dadoras, o ligandos, deben tener al menos un par de electrones no compartidos, disponibles para la formación de enlace.

Él numera de enlaces covalentes que un catión tiende a formar con los dadores de electrones, es el número de coordinación.

Valores típicos de números de coordinación son dos, cuatro y seis. Las especies formadas como resultado de la coordinación pueden ser eléctricamente positivas, negativas o neutras. Por ejemplo, el cobre (II), que tiene como número de coordinación el cuatro, forma un complejo catiónico con el amoníaco, Cu(NH3) 2+4; un complejo neutro con la glicina, Cu(NH2CH2COO)2; y un complejo aniónico con el ion cloruro, CuCL2-4. Los métodos de valoración basados en la formación de complejos han sido utilizados durante más de un siglo. Sin embargo, el aumento verdaderamente notable de sus aplicaciones analíticas comenzó en 1940, debido a unos compuestos de coordinación particulares llamados quelatos. EL complejo de cobre con glicina, mencionado anteriormente, es un ejemplo.

Un ligando que tiene un único dador , como el amoníaco, se llama unidentado; mientras que uno como la glicina, que tiene dos grupos disponibles para enlaces covalentes es bidentado. También se conocen agentes quelantes tridentados, tetradentados... Como valorantes, los ligados multidentados, en particular los que tienen cuatro o seis grupos dadores, presenta dos ventajas sobre sus equivalentes unidentados. Primera, los ligados multidentados por lo general reaccionan de forma más completa que los cationes, y por lo tanto, dan puntos finales más agudos. Segunda, reaccionan de ordinario con iones metálicos de un proceso de un solo paso, mientras que la formación de complejo con ligandos unidentados, de ordinario, implica dos o más especies intermedias.

2.- OBJETIVO:

El objetivo principal de esta práctica es la adquisición de destreza en el manejo de métodos analíticos de determinación de metales (en este caso cobre) en aleaciones o materiales de interés técnico.

La práctica consiste en la determinación de cobre en una aleación por medio de la separación de las sustancias diferentes, utilizando una volumetría de formación de un complejo con el ácido etilenodiaminotetraacético, llamado AEDT, y usando como indicador un colorante orgánico, la murexida, que cuando la disolución alcanza un pH = 10 vira del color amarillo al púrpura (siempre para unas determinadas condiciones de concentración de cobre complejado con AEDT).

3.- MATERIAL NECESARIO:

• 1 Probeta de 100 mL

• 1 Base Soporte

• 1 Varilla Soporte

• 2 Matraces Erlenmeyer de 200 mL

• 1 Pipeta de 10 mL

• 1 Frasco Lavador

• 1 Bureta de 50 mL

4.- PROCEDIMIENTO Y CÁLCULOS:

Antes de comenzar la práctica en el laboratorio se debe conseguir tener una disolución de cobre. Para ello realizamos el siguiente procedimiento:

A) Primeramente añadimos a una disolución, en la que tenemos iones cobre e iones níquel, una sustancia llamada dimetilglioxima que forma precipitado con el níquel en forma de dimetilglioximato de níquel.

B) Una vez que se ha formado el precipitado completamente lo separamos de la disolución de cobre por métodos de separación que pueden ser:

• Método de decantación

• Método de centrifugación

• Método de filtración

C) Separado ya el precipitado cogemos la disolución que nos queda y la ponemos en un matraz.

A partir de aquí empieza lo que sería la práctica en el laboratorio que transcurriría de la siguiente manera:

1º - Se enrasa la bureta con AEDT

2º - Se miden 10 mL de la disolución de cobre con la pipeta y se vierten en uno de los erlenmeyer añadiéndole unas 10 gotas de una disolución de NH3 y 40 mL de agua destilada

3º - Se adiciona con la espátula la murexida con lo que la solución adopta un color amarillo

4º - Se añade poco a poco el AEDT hasta que el color vira de amarillo a púrpura. Apuntamos el resultado y repetimos la valoración al menos cuatro veces.

5º - Se hace la media de los valores de AEDT obtenidos y con ella calculamos la concentración de cobre de la muestra a través de la expresión:

Vol. medio de AEDT (mL). 0,6354 mg de Cu . 1000 mL/L

[ Cu+2 ] = -----------------------------------------------------------------------------

1 mL de AEDT . 10 mL

Los resultados de la práctica fueron los siguientes:

- Tenemos en cuenta la reacción que tiene lugar en la práctica:

YH22- (ac) + Cu 2+ (ac) ! YCu 2- (ac) + 2 H + (ac)

- Los volúmenes obtenidos y el valor medio fueron:

V1 = 12,4 mL (se deshecha)

V2 = 9,5 mL

V3 = 9,7 mL

V4 = 9,6 mL

V5 = 9,3 mL

Vm = 9,5 mL

-5

Moles de ion cobre = 9,53 x 10 moles

-3

Gramos de ion cobre = 6,05 x 10

5.- CUESTIONES:

5.1- Indicar dos limitaciones en la utilización de reacciones de formación de compuestos en volumetrías.

Hay que prestar mucha atención al elegir un indicador adecuado, pues por ejemplo cuando se valora un acido debil el salto de pH es menor y en el punto de equivalencia la disolución es básica, puesto que se ttrata de una sal de acido debil y base fuerte.

Cuando en lugar de ácidos monopróticos se valora un ácido poliprótico, aparecen varios puntos de equivalencia. En el caso de ácidos polipróticos los saltos del pH en los puntos de equivalencia son menos bruscos, por lo que las valoraciones son mucho más dificiles de realizar.

5.2-. El AEDT puede ser utilizado como agente complejante en la volumetría de formación de complejos.¿Por qué?

Porque el AEDT es un agente acomplejante que forma complejos con muchos iones metálicos. El AEDT pertenece al grupo de los complexores, y de todos estos complejos es el más utilizado.

5.3-. Explicar el funcionamiento de un indicador en la detección del punto final de una volumetría de formación de compuestos.

Al reaccionar y formarse un compuesto diferente el pH de la disolución que tenemos también cambiará. Conociendo el pH de la disolución antes y después de la formación del compuesto, podremos elegir un indicador que tenga el punto de viraje dentro de ese margen de pH y nos indique el punto en el que se ha formado el compuesto.

PRÁCTICA 5

PRECIPITACIÓN.RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN.

1.-INTRODUCCIÓN TEÓRICA:

El proceso de disolución es casi siempre endotérmico, de ahí que la solubilidad de casi todas las sales aumente con la temperatura.

Cuando una disolución se satura en cuanto se disuelve una cantidad muy pequeña de sal, se dice que esta es insoluble. Si se mezclan dos disoluciones, conteniendo cada una de ellas uno de los iones de un compuesto insoluble, se produce la precipitación instantáneamente.

Ej: Cuando la mezcla de una disolución de cloruro bárico se le añade una disolución de sulfato potásico, se forma un precipitado blanco de sulfato bárico:

Ba2+ (aq) + SO2-4(aq)!Ba SO4 (s)

En las sales llamadas insolubles, este equilibrio está casi totalmente desplazado hacia la izquierda.

Mediante el producto de solubilidad (Ks) y el cociente de concentraciones (Q) se puede saber sí se forma o no precipitado:

. Q< Ks: se forma.

. Q>Ks: no se forma.

En el caso concreto de nuestra práctica, se trata de hallar el rendimiento de una reacción de precipitación. Para ello mezclamos Cloruro de Calcio2-Hidrato con Carbono de Sodio10-Hidrato, siguiendo la reacción:

CaCl2 (aq) + Na2CO3(aq) ! CaCO3 (s)! + 2ClNa (aq)

Se forma un precipitado CaCO3 (s) el cual se separará de los demás componentes (mediante filtración al vacío y lavado) y se pesará, comparándolo con la masa que teóricamente se obtendría.

Se define rendimiento teórico de una reacción química como la máxima cantidad de producto que se puede obtener a partir de una cantidad determinada de reactivos.

En la práctica, sin embargo, se producen pérdidas, por lo que el rendimiento real de una reacción química se define como la cantidad de producto que se obtiene, siendo inferior a la teóricamente esperada.

2.-OBJETIVO:

Determinar experimentalmente el rendimiento real de la siguiente reacción química:

CaCl2 (aq) + Na2CO3 (aq) CaCO3 (s) + 2ClNa (aq)

Adquirir manejo de las técnicas que permiten aislar un precipitado de su disolución de origen por medio de una filtración a vacío.

3.-MATERIAL NECESARIO:

2 Tubos de Ensayo 1 Frasco Lavador

2 Varillas de Vidrio 1 Trompa de agua

1 Termómetro 1 Placa Calefactora

2 Vasos de Precipitado 1 Vidrio de Reloj

1 Embudo Büchner Tijeras y Papel de Filtro

1 Espátula 1 Kitasato

· Cloruro de Calcio 2-Hidrato (CaCL2 · 2H2O)

· Carbonato de Sodio 10-Hidrato (Na2CO3 · 10H2O)

· Disolución de AgNO3 (concentración 4,791 g/mL)

4.-PROCEDIMIENTO Y CÁLCULOS:

Se pesan entre 4 y 5 gramos de cloruro de calcio (se anota exactamente la cantidad pesada) y se disuelven en agua (25mL).

Se pesan entre 10 y 11 gramos de carbonato sódico (se anota ecxactamente la cantidad pesada) y se disuelven en 50 mL de agua.

Se calienta la disolución de cloruro hasta 50 ºC y, en ese momento se procede a mezclar las dos disoluciones.

Se recortan dos hojas de papel de filtro para colocar en el embudo Büchner. Se pesan dichos filtros y un vidrio de reloj etiquetado (a este peso lo llamamos P).

Se prepara el embudo Büchner y el kitasato y se filtra el líquido ya frío con el fin de separar el carbonato cálcico precipitado. Se lava repetidas veces el precipitado con agua destilada y se ensayan periódicamente muestras del líquido que gotea del embudo Büchner hasta que no se observe turbidez al añadir unas gotas de disolución de nitrato de plata.

Se recoge el precipitado formado con los papeles de filtro y se deposita sobre el vidrio de reloj anteriormente utilizado. Finalmente, se pesa el citado sistema. Obtenemos un valor que llamaremos P´.

Pvaso = 93.1 g. PCaCl2 = 4.5 g.

Pvaso = 100.3 g. PNa2CO3 = 10.6 g.

Pvidrio de reloj = 55.8 g.

Pfiltros = 1.2 g.

PTotal = 57.0 g.

Na2CO3 (s)! 2Na+ (aq) + CO3- (aq)

CaCL2 (s) ! Ca2+ (aq) +2Cl-(aq)

Sumando las reacciones anteriores:

Na2CO3 (s) + CaCl2 (s) ! CaCO3 (aq) + 2NaCL (aq)

Moles Na2CO3 = 0.1 moles

Moles CaCL2 = 0.03 moles

El reactivo limitante es el CaCl2

1mol CaCO3 100 g CaCl2

Gramos CaO3 = 0.03 moles CaCL2 ----------------------------------= 3.00 g CaCO3

1 mol CaCl2 1 mol CaCl2

2 mol NaCl 58.5 g NaCl

Gramos NaCl = 0.03 moles CaCl2 ------------------------------------= 3.51 g NaCl

1 mol CaCl2 1 mol NaCl

P CaCO3(real) = 59.8 g -57.0 g = 2.8g

2.80 g

%Rendimiento = ----------· 100 = 93.33%

3.00 g

5.-CUESTIONES:

5.1.- ¿Qué es un reactivo limitante en una mezcla de reacción? Determinar como se calcula la cantidad obtenida de producto tras la reacción.

El reactivo limitante es el reactivoque se consume primero e interviene en la máxima cantidad de producto formado.

Se calcula la cantidad de producto que se formaría si el primer reactivo se consumiera completamente. Se repiten los cálculos para el segundo reactivo. Se elige la menor de las dos cantidades. Esto es el rendimiento teórico del producto, y el reactivo que da la menor cantidad el reactivo límite.

5.2.- Indicar los diferentes motivos poe el cual el rendimiento real es inferior al rendimiento teórico.

El rendimiento teórico es la máxima cantidad de producto que se puede obtener.

Para calcular el rendimiento teórico se supone que todo el reactivo límite ( 100 por 100) se transforma en producto, aunque esto raramente sucede en la realidad, ya que parte del reactivo límite se puede gastar en reacciones competitivas y parte se puede perder al separarlo de la mezcla.

5.3.- ¿A qué es debida la turbidez observada cuando se añaden unas gotas de AgNO3 al líquido que gotea del embudo Büchner?

Se debe a la reacción de precipitación que tiene lugar dando AgCl (s) que provoca ese color turbio. Cuando esta reación no se produce significa que el líquido que gotea es agua, por lo que la filtración se da por terminada.

PRÁCTICA 6

DETERMINACIÓN DE CLORUROS EN AGUAS

MÉTODO DE MOHR

- INTRODUCCIÓN TEÓRICA:

Las volaterías de precipitación más importantes se efectúan con nitrato de plata como reactivo. En la titulación de cloruros con nitrato de plata se usa frecuentemente el cromato potásico como indicador.

La valoración se lleva a cabo adicionando la solución de nitrato de plata hasta que el cloruro de plata haya precipitado por completo:

Cl- + Ag+ ! ClAG (blanco)acto seguido se inicia la precipitación de cromato de plata:

CrO4 -4 + 2Ag+ ! CrO4 Ag2 (rojo) lo que se pone de manifiesto por el color rojizo-anaranjado que aparece en la disolución.

El exceso de nitrato de plata necesario para dar un punto final nítido, obliga a realizar un ensayo en blanco donde la disolución contenga cromato de las mismas condiciones del problema. Se agrega suficiente nitrato de plata para que aparezca el mismo color obtenido en la valoración. La cantidad gastada en este ensayo en blanco se resta a la cantidad empleada en la valoración.

El método de Mohr es aplicable sólo a disoluciones con pH comprendido entre 7 y 10. La primera ionización del ácido cromático es fuerte, pero la segunda es débil. En disolución ácida la concentración de ion cromato disminuye al reaccionar con los iones hidrógeno:

Cr2-4 + H+! HcrO4-

2HcrO4-! H2O + Cr2O2-7

y el cromato de plata no precipita hasta que se haya añadido ion plata en gran exceso respecto a la cantidad estequiométrica para la precipitación del cloruro. La precipitación del cromato de plata se puede impedir por completo con suficiente ácido. Si la disolución a valorar estuviese ligeramente alcalina (pH superior a 10) precipitaría el hidróxido de plata que pasa a óxido inmediatamente antes que el cromato de plata.

El método propuesto por Mohr se basa en definitiva en el uso de un cromato alcalino como indicador. Consiste en una precipitación fraccionada de cloruro de plata en primer lugar y, en punto final, los iones cromato se combinan con un exceso de iones plata originando un segundo precipitado de cromato de plata de color rojo. La import6amcia de este cálculo radica en que en los cloruros o iones cloruros son un importante agente corrosivo de manera que tanto sólo como acompañados por otros agentes corrosivos pueden ocasionar grandes pérdidas económicas. La determinación de la concentración de cloruros en el agua puede ayudar a evitar o ora lo menos retardar la corrosión de los metales a través de métodos como la aplicación de sustancia que actúan como barrera para los iones cloruro evitando temporalmente su actuación.

2.- OBJETIVO:

El objetivo de esta práctica es la adquisición de destreza en el manejo de las técnicas de determinación de un elemento o sustancia, por formación de un compuesto poco soluble, mediante una volumetría de precipitación.

El método a utilizar fue propuesto por Mohr y lleva su nombre y se basa en la utilización de un cromato alcalino como indicador.

Este método consiste en una precipitación fraccionada de cloruro de plata en primer lugar y, para finalizar los iones cromato se combinan con un exceso de iones plata originando un segundo precipitado de cromato de plata de color rojo. Es necesario que la disolución a tratar sea neutra o ligeramente alcalina.

3.- MATERIAL NECESARIO:

El material necesario para esta práctica es el siguiente:

• 1 Base Soporte

• 1 Varilla Soporte

• 1 Portaburetas

• 1 Bureta Graduada en 0,02 mL con Depósito Incorporado

• 2 Vasos de Precipitados

• 1 Varilla de vidrio

• 1 probeta de 100 m

4.- PROCEDIMIENTO Y CÁLCULOS:

Para la realización de la práctica se siguen los siguientes pasos:

A) Con una probeta se miden 100 mL del agua a analizar y los pasamos a uno de los vasos de precipitados.

B) Añadimos 10 gotas de disolución de cromato potásico al 10% como indicador.

C) Repetimos los dos pasos anteriores con el otro vaso de precipitados

D) Enrasamos la bureta con la disolución de nitrato de plata (de 4,791 g/L) usando las dos llaves de las que está provista.

E) Realizamos la valoración de la primera muestra de agua hasta que el color de la disolución vire del color amarillo que posee al principio al pardo rojizo débil persistente. La segunda muestra nos sirve de referencia para comprobar mejor el viraje de color que se produce en la misma.

F) Repetimos el proceso al menos cuatro veces apuntando los volúmenes obtenidos y realizando la media de ellos.

G) Una vez que hemos hallado la media de los volúmenes obtenidos calculamos la concentración de iones cloruro , teniendo:

moles AgNO3=3.69 . 10 exp -5

moles Ag+=3.69 . 10 exp -5

moles Cl-=3.69 . 10 exp -5

gramos Cl-=1.31.10exp -3

[Cl-]=13.1 mg/L

Los resultados obtenidos en la práctica han sido los siguientes:

• V1 = 1.30 mL

• V2 = 1.30 mL

• V3 = 1.32 mL

• Vm = 1.31 mL

• Sustituyendo en la fórmula obtenemos que la concentración de iones cloruro es 24,1 ppm.

-CUESTIONES:

5.1-¿Cúal es el indicador utilizado en la valoración de los cloruros?¿Cómo actúa dicho indicador?

Cromato potásico. Dicho indicador proporciona inicialmente un color amarillo a la disolución, pero al producirse la reacción entre los iones plata y cromato, forman cromato de plata y dando un color rojo a la nueva disolución.

5.2-¿Qué reacciones tienen lugar cuando cae AgNO3 sobre el vaso que contiene K2CrO4 y NaCl?

2Ag+(aq) + 2NO3-(aq) + 2K+(aq) + CrO2-(aq) ! Ag2CrO4(s) + KNO3(s)

Ag+(aq) + NO3-(aq) + Na+(aq) + Cl- (aq) ! AgCl(s) + NaNO3(s)

5.3-¿Por qué precipita antes el AgCl que el Ag2CrO4?

Porque en la reacción de formación de AgCl se necesita una cantidad x de plata y en la reacción de formación de Ag2CrO4 una cantidad 2x de plata.

PRÁCTICA 7

EQUILIBRIO QUÍMICO

DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE DISOCIACIÓN

DEL ÁCIDO ACÉTICO

1.- INTRODUCCIÓN TEÓRICA:

Existen transformaciones químicas que pueden ocurrir en determinadas condiciones de presión, volumen y temperatura en las dos direcciones, es decir:

• De reactivos a productos.

• De productos a reactivos

En estas reacciones químicas se dice que se ha alcanzado el equilibrio en el momento en el que las sustancias reaccionantes se conservan a la misma velocidad que se forman los productos de la reacción.

Según esta definición existen dos tipos de reacciones:

• Reacciones irreversibles, los reactivos se convierten en productos.

• Reacciones reversibles, que no terminan nunca pues los reactivos se transforman en productos y los productos en reactivos. Estas reacciones alcanzan el equilibrio en el momento que hay la misma velocidad del paso de reactivos a productos que del paso de productos a reactivos. Este equilibrio se denomina equilibrio dinámico.

Una vez que el sistema ha llegado al equilibrio, se puede cambiar la proporción de los productos y los reactivos modificando las condiciones externas, es decir, la concentración, la presión y la temperatura. Se formula entonces un principio que rige esta característica y que dice:

“Si se altera de alguna forma un sistema en equilibrio este reaccionara de tal modo que reducirá el efecto al mínimo”.

Existe un tipo de equilibrio llamado equilibrio homogéneo que aparece en disoluciones en as que se utiliza el agua como disolvente. En este tipo de disoluciones los componentes del soluto se disocian de forma que quedan en forma de iones. Aparece entonces la definición de pH y términos como constante de ionización o producto iónico del agua que es igual a 10 elevado a -14 y equivale al producto de los iones hidrógeno ó protones por los iones hidróxido.

El pH de una disolución es igual al logaritmo de la concentración de iones hidrógeno o protones (H+) existentes en la disolución con signo negativo:

pH = - log [H+]

Según el pH de cada disolución estas se pueden clasificar en tres tipos:

• [H+] mayor que 10-7 implica un pH ácido

• [H+] igual que 10-7 implica un pH neutro

• [H+] menor que 10-7 implica un pH básico

2.-OBJETIVO:

El objetivo de esta práctica es la adquisición de habilidad en el manejo del medidor de pH y la determinación práctica de la constante de ionización de una disolución acuosa de ácido acético cuya fórmula corresponde a CH3COOH.

3.- MATERIAL NECESARIO:

El material necesario para la realización de esta práctica es el siguiente:

• 1 Base Soporte

• 1 Varilla Soporte

• 1 Portaburetas

• 5 Matraces Erlenmeyer de 100 mL

• 2 Buretas de 50 mL

• 1 Probeta de 100 mL

• 1 Frasco Lavador

• 2 Vasos de precipitados de 250 mL

• 1 Medidor de pH provisto de un Electrodo Combinado

4.- PROCEDIMIENTO Y CÁLCULOS:

El procedimiento a seguir en esta práctica es el siguiente:

A) Se toman los 5 matraces erlenmeyer y se marcan como A, B, C, D y E.

B) Se llenan y enrasan cada una de las buretas con las disoluciones de ácido acético y acetato de sodio 0,2 M.

C) En cada matraz se ponen las cantidades de las disoluciones de ácido acético y acetato de sodio 0,2 M indicadas en la tabla. Los volúmenes serán medidos con la bureta.

ERLENMEYER	ACETATO DE SODIO	ÁCIDO ACÉTICO
A	32	8
B	28	12
C	24	16
D	16	24
E	12	28

D) Una vez que hemos vaciado los volúmenes en los erlenmeyer, por medio de la probeta, añadimos 40 mL de agua destilada a cada uno y agitamos el contenido que tienen.

E) Calculamos la concentración molar corregida del ácido acético y del acetato de sodio en cada una de las disoluciones obtenidas, para lo que utilizamos la siguiente expresión:

C corregida = C inicial . V inicial (mL) / V total (mL)

Anotando los resultados obtenidos en la tabla:

ERLENMEYER	[ÁCIDO ACÉTICO] (M/L)	[ACETATO DE SODIO] (M/L)	[NaCH3COO] / [HCH3COO]	Log ( [NaCH3COO] / [HCH3COO] )
A	0,02	0,08	4	+ 0,602
B	0,03	0,07	2,3	+ 0,38
C	0,04	0,06	1,5	+ 0,18
D	0,06	0,04	0,67	- 0,17
E	0,07	0,03	0,43	- 0,37

F) Una vez hechos y anotados los cálculos realizamos las mediciones de pH de cada una de las disoluciones utilizando el medidor de pH anotando los resultados en la tabla:

ERLENMEYER	PH
A	5,32
B	5,13
C	5,01
D	4,59
E	4,45

G) Después de realizar las mediciones y apuntar los resultados y sabiendo que la constante de disociación del ácido acético viene dada por la expresión:

[CH3COO-] . [H+]

Ka = -----------------------------

[HCH3COO]

y recordando que:

pH = -log [H]

pKa = - log Ka

[NaCH3COO] = [CH3COO-]

en una disolución reguladora

Calculamos el pKa para cada disolución empleando la ecuación:

[CH3COO-]

pH = pKa + log ----------------------

[HCH3COO]

H) Apuntamos los resultados de nuestros cálculos en la tabla:

ERLENMEYER	Pka	Ka
A	4,72	1,90 " 10-5
B	4,76	1,73 " 10-5
C	4,83	1,47 " 10-5
D	4,76	1.73 " 10-5
E	4,81	1.53 " 10-5

Valor medio de pKa = 4,78

Valor medio de Ka = 1,67 " 10-5

5.- CUESTIONES:

5.1- ¿Cúal es la relación entre la fuerza de un ácido y el valor numérico de ka?.

¿Cúal es la relación entre la fuerza de un ácido y el valor de pka?.

Sabemos, de forma cualitativa, que “ cuanto más fuerte sea un ácido, tanto más débil será su base conjugada y viceversa”. De forma cualitativa, sin embargo, tenemos que la fuerza de un ácido ( o de una base) puede expresarse mediante el valor de la constante de equilibrio, que resulta de aplicar la Ley de Acción de Masas a la reacción de dicho ácido con agua. Así, para el caso general de un ácido AH, tendremos:

AH + H2O ! H3O+ + A-

La constante de equilibrio será:

K=[H3O+][A-]/[AH][H2O]

En disoluciones acuosas diluídas, la concentración de agua permanece constante, por lo que puede incluírse en la k, con lo que resulta:

Ka = k*[H2O]=[H3O+][A-]/[AH]

Ka es la “ cte.de disociación de ionización” ó “cte. De acidez” , y mide la fuerza del ácido AH cuantitativamente.

Cuanto mayor sea el valor de ka, más fuerte será el ácido(y más débil su base conjugada A-).

Puesto que Pka =- log ka , cuanto mayor sea el valor de ka, menor será el valor de Pka, y cuanto menor sea ka , mayor será Pka. Así, cuanto mayor sea Pka, más débil será el ácido ( y más fuerte su base conjugada).

5.2- ¿ Qué es una disolución reguladora? ¿ Cuáles son sus componentes?

Una disolución reguladora es aquella que contiene, en concentraciones relativamente elevadas, un ácido débil y su base conjugada (o una base débil y su ácido concentrado), y mantienen casi constante la concentración de iones H3O+ ( el PH) aún cuando se añaden pequeñas cantidades de cualquier ácido o base.

También se llaman “ disoluciones Amortiguadoras” ó “Tampón”.

5.3- ¿ En qué consiste un medidor de PH?

El pehachímetro se basa en la medida de la diferencia de potencial eléctrico entre dos electrodos: uno de referencia y otro sensible a [H3O+], introducido en la disolución cuyo PH se desea medir.

PRÁCTICA 8

REACCIONES REDOX

1.- INTRODUCCIÓN TEÓRICA:

Las reacciones redox pueden utilizarse para producir una corriente eléctrica. Este es el fundamento de las pilas.

Sabemos que oxidación es la pérdida de electrones y reducción es la ganancia de los mismos.

Pues bien, cada átomo de un compuesto se caracteriza por un estado de oxidación, el número que indica este estado se denomina “nº de oxidación” del elemento de dicho compuesto. El número de oxidación de cada átomo en un compuesto es la carga eléctrica que tendría dicho átomo si los electrones de los enlaces covalentes se asignasen al átomo más electronegativo. Existen determinadas reglas para calcular el nº de oxidación de cualquier elemento en un compuesto. El objetivo de los números de oxidación es hacer el balance de los electrones que se transfieren formalmente de unos átomos a otros en las reacciones redox, lo que permite decidir claramente si una reacción es de oxidación o reducción. Es decir, un elemento se oxida cuando aumenta su número de oxidación y se reduce cuando este disminuye. ¡ ojo ¡ , el número de oxidación no representa la carga eléctrica real de un átomo de un compuesto.

La mayoría de las reacciones redox se pueden considerar que ocurren entre parejas de oxidación reducción llamadas “ pares redox ”. Estos pares son análogos a los pares ácido-base. Con ello las reacciones redox pueden escribirse de la forma :

oxidante(1) + reductor(2) reductor(1) + oxidante(2)

o como dos semirreacciones:

oxidante(1) + electrones reductor(1)

reductor(2) oxidante(2) + electrones

Siendo el oxidante una especie química que produce la oxidación de otra llamada reductor. Eso sí, el oxidante para oxidar a otro compuesto tiene que robarle electrones. Entonces aumentará su carga negativa y disminuirá su nº de oxidación, es decir se reduce.

Por cierto, si un reductor es fuerte, su oxidante conjugado es débil(y a la inversa).

El ajuste de las reacciones redox se hará por dos métodos:

• Método del número de oxidación: Se basa en que el aumento total de los números de oxidación de los átomos que se oxidan es igual a la disminución total de los números de oxidación de los que se reducen.

• Método del ion electrón: Consiste en separar la reacción total en dos semirreacciones, donde intervienen especies iónicas, una de las cuales cede electrones que son captados por la otra.

2.-OBJETIVO:

Comprobar experimentalmente si una racción redox ocurre de forma espontánea. En este caso se trata de una disolución de acetato de cinc con un hilo de cobre y de una disolucion de nitrato de plata con el mismo hilo de cobre.

3.- MATERIAL NECESARIO:

• Dos tubos de ensayo

• 1 probeta

4.- PROCEDIMIENTO Y CÁLCULOS:

Se miden en la probeta 10 mL de la disolución de nitrato de plata y se pasan a un tubo de ensayo en el cual se introduce un hilo de cobre(se deja colgando del borde del tubo, doblando un trozo hacia afuera). Al cabo de un tiempo observamos que la plata precipita sobre el hilo de cobre.

Se miden ahora en la probeta 10 mL de la disolución de acetato de cinc y se pasan a un tubo de ensayo en el cual se introduce también un hilo de cobre de la forma indicada anteriormente. Al cabo de un tiempo abservamos que el cobre pierde brillo debido a que se consume al reaccionar con el acetato de cinc.

5.- CUESTIONES:

Indicar en cada una de las reacciones efectuadas en el laboratorio cual es el

agente oxidante y cuel el agente reductor

En la reacción del cobre con el nitrato de plata,

2Ag+ + e- ! Ag

Cu2+ + 2e- ! Cu

2Ag+ + 2e- ! 2Ag } oxidante(se reduce)

Cu - 2e- ! Cu2+ } reductor(se oxida)

¿Puede existir una reacción en la que dos compuestos químicos se oxiden y ninguno se reduzca? Justificar la respuesta.

Se define oxidación como la pérdida de electrones y reduccción como la ganancia de ellos. Se deduce de aquí, que no puede haber procesos de oxidación o de reducción aislados, porque si una especie química pierde electrones otra debe ganarlos. Todo proceso de oxidación va unido necesariamente a otro de reducción. Se habla, por ese motivo de reacciones oxidación-reducción (REDOX). En ellas hay una transferencia de electrones de la sustancia que se oxida a la que se reduce.

5.3.- ¿Es factible almecenar una disolución de sulfato de cobre en un recipiente metálico de cinc?¿Y en un recipiente de plata metálica? Razonar la respuesta.

-No es factible puesto que al reaccionar el cobre y el cinc el recipiente se disuelve al oxidarse. Esta reacción se produce porque el Zn (s) metálico tiene cierta tendencia a pasar a la disolución en forma de iones Zn 2+(aq). El Cu 2+(aq)pasa a Cu (s) y se deposita en la superficie del recipiente.

-En el caso de la plata sí, puesto que la plata no se oxida en disolución de cobre, ya que es más noble que éste. Por lo tanto, si almacenamos una disolución de sulfato de cobre en un recipiente de plata no ocurriría nada.

ÍNDICE

1.-PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES..................................2

2.-CALOR DE REACCIÓN.................................................5

3.-VOLUMETRÍAS ÁCIDO-BASE (B)....................................8

4.-DETERMINACIÓN DE COBRE EN UNA ALEACIÓN................12

5.-PRECIPITACIÓN.RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN............16

6.-DETERMINACIÓN DE CLORUROS EN AGUAS.

MÉTODO DE MOHR...................................................

7.-EQUILIBRIO QUÍMICO.DETERMINACIÓN DE LA

CONSTANTE DE DISOCIACIÓN DEL ÁCIDO ACÉTICO...........

8.-REACCIONES REDOX..................................................

9.-DIBUJOS................................................................

¡¡COMPLETA EL ÍNDICE!!

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