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FUNDACIÓN UNIVERSIDAD DE AMÉRICA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUIMICA II EXPERIMENTAL
GUÍAS PARA LAS PRÁCTICAS DE LABORATORIO
ELSA BEATRIZ ARDILA GOMEZ
JULIA AMANDA TOVAR BARRIOS
JULIO ALBERTO CLAVIJO PENAGOS
BOGOTÁ DC, 2006-2011.
NOTAS PARA EL DOCENTE DE LA QUÍMICA II EXPERIMENTAL
Esta versión de las Guías del Laboratorio de Química II experimental ha sido elaborada con la idea
fundamental de que usted como docente se sienta en toda la libertad de evaluar a sus estudiantes antes de
empezar la práctica en cuanto a la preparación previa de cada una de las sesiones de laboratorio que el
estudiante debe hacer. Una de las mayores frustraciones que como docente se puede tener a la hora de
guiar a los estudiantes en el inicio y desarrollo de las prácticas es que ellos no se hayan preparado
adecuadamente la práctica, por lo que entran al laboratorio sin tener la menor idea de lo que van a hacer
ni de lo que significa lo que obtendrán, ya sea porque no están viendo la parte teórica de la asignatura al
tiempo con el laboratorio, porque ya la vieron en un semestre anterior y se les ha olvidado, o porque de
plano no tienen bases de ningún tipo para entender lo que van a hacer. Entonces, por ejemplo, ¿Cómo
poder hacerles un quiz de un tema del cual no tienen la menor idea?
Por esto y por otras situaciones, estas Guías han sido reescritas de tal forma que el estudiante tiene en
cada práctica suficiente explicación teórica para que se prepare y entienda lo que se va a hacer, por lo
que no tiene excusa para no preparar su práctica, y usted como docente le podrá evaluar sin problema y
con toda autoridad. Muchos de los estudiantes suelen escudarse en la escasez de libros o en la falta de
claridad de los mismos, cosas que ya no son válidas teniendo esta guías para que las pueda leer y
trabajar, pues las guías traen muchas figuras, ejemplos y referencias de la literatura donde ellos podrán
encontrar todo lo que necesiten para entender cada práctica a realizar.
Cada guía trae unos ejercicios que están dentro del marco teórico de la práctica. Por ejemplo,
dentro del marco teórico de la práctica 1 se encuentra el siguiente ejercicio:
Ejercicio 3 La solubilidad del Cr(NO3)3·9H2O en agua es de 208 g por 100 g de agua a 15 ºC. Se forma una
disolución de Cr(NO3)3·9H2O en agua a 35 ºC disolviendo 324 g en 100 g de agua. Si esta disolución se
enfría lentamente a 15 ºC, resulta que no se forma precipitado. (a) ¿Qué término describe esta
disolución? (b) ¿Qué podría hacerse para iniciar la cristalización?
La idea de esos ejercicios es que el estudiante los resuelva antes de entrar a cada práctica como forma
de prepararse para los quices o evaluaciones que usted como docente le quiera realizar. Para resolver los
ejercicios de la guía, el estudiante deberá no sólo leer la totalidad de la guía sino usar la literatura cundo
lo requiera.
Se espera que su labor como docente de la asignatura sea cada vez más fructífera en tanto que los
estudiantes se adapten y aprendan a tomar con seriedad su formación a través del trabajo con estas guías
y de su crecimiento como experimentadores con cada práctica.
Por favor, no olvide que la forma de presentar los informes de las prácticas queda a su entera
discreción, así como la evaluación de cada uno de los cortes de la asignatura.
PRÁCTICA 1: SOLUCIONES
PREPARACIÓN DE SOLUCIONES ÁCIDO-BASE
OBJETIVOS
1. Reconocer y diferenciar qué es un soluto y qué es un solvente.
2. Preparar una solución acuosa de HCl 0.1 M, otra de NaOH 0.25 M y otra de H2C2O4.2H2O 0.1 M.
3. Aplicar el concepto de equivalente químico.
MARCO TEÓRICO [1-4]
1. ¿Qué es una solución?
Una solución, o también disolución, es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia
que está presente en mayor cantidad en moles se llama disolvente, o más comúnmente, solvente. Las
demás sustancias de la disolución se denominan solutos, y se dice que están disueltas en el solvente. Por
ejemplo, cuando disolvemos una pequeña cantidad de cloruro de sodio (NaCl) en una gran cantidad de
agua, decimos que el agua es el disolvente y el cloruro de sodio es el soluto. No debe olvidarse que el
solvente siempre es uno sólo, mientras que puede haber muchos solutos disueltos en un mismo solvente.
2. Concepto de solubilidad
La solubilidad de una sustancia es la máxima cantidad de esa sustancia que se puede disolver en una
cantidad dada de disolvente a una temperatura específica. Sólo 1.2 x 10-3
mol de PbI2 se disuelve en un
litro de agua a 25ºC. En nuestras explicaciones, nos referiremos a cualquier sustancia con una
solubilidad menor que 0.01 mol/L como insoluble.
El grado en que una sustancia se disuelve en otra depende de la naturaleza tanto del soluto como del
disolvente. También, la solubilidad de un sustancia en otra depende de la temperatura y, al menos en el
caso de los gases, de la presión. En general, si los demás factores son comparables, cuanto mayores
sean las atracciones entre el soluto y las moléculas de disolvente, mayor será la solubilidad.
Como resultado de las atracciones dipolo-dipolo favorables entre moléculas de disolvente y de soluto,
los líquidos polares suelen disolverse fácilmente en disolventes polares. El agua no sólo es polar, sino
que también puede formar puentes dehidrógeno. Por tanto, las moléculas polares, y en especial las que
pueden formar puentes de hidrógeno con las moléculas de agua, suelen ser solubles en agua. Por
ejemplo, la acetona, una molécula polar, se mezcla en todas proporciones con agua. La acetona tiene un
enlace C=O muy polar y dos pares de electrones no enlazantes en el átomo de O, los cuales pueden
formar puentes de hidrógeno con el agua, y de ahí su altísima solubilidad en agua. En este orden de
ideas, los líquidos no polares suelen ser insolubles en líquidos polares. Por ello, el hexano (C6H14) y
muchas sustancias no polares, como muchos hidrocarburos lineales y cíclicos, muchos aceites, o la
gasolina, no se disuelven en agua.
Como la gran mayoría de soluciones se hacen en agua como solvente, el agua y sus soluciones son de
especial interés al hablar de química de soluciones. Claramente, una sustancia se disolverá en agua
dependiendo si puede si puede interactuar con el solvente o no. El agua es una molécula de muy alta
polaridad, y por lo tanto, los solutos se disolverán en agua si tiene carácter iónico o si tiene polaridad
suficiente para interactuar con el agua. Entonces, una sustancia apolar (aquella que carece de grupos
polares en su estructura) no se disuelve apreciablemente en agua.
Una forma de mejorar la solubilidad de una sustancia en agua es aumentar el número de grupos polares
que contiene. Por ejemplo, si el número de grupos OH a lo largo de la cadena de carbono de un soluto
aumenta, hay más formación de puentes de hidrógeno entre ese soluto y el agua, y la solubilidad
aumenta. La glucosa (C6H12O6), tiene cinco grupos OH en un esqueleto de seis carbonos, y esto hace a
lamolécula muy soluble en agua (83 g se disuelven en 100 mL de agua a 17.5ºC). Esto se ilustra en la
Figura 1.
Figura 1 La cantidad de grupos polares de un soluto aumenta su solubilidad en agua.Tomado de la literatura [1; 2]
Grupos polares que pueden establecer
enlaces de hidrógeno con el agua.
El Ciclohexano, C6H12,
como no tiene grupos
polares, es prácticamente
insoluble en agua.
La Glucosa, C6H12O6, como
tiene cinco grupos OH, muy
polares, es altamente soluble
en agua.
Ejercicio 1
Ejercicio 2
3. Tipos de soluciones
1. Solución Saturada: es aquella solución donde el solvente tiene disuelta la mayor cantidad de
soluto posible a temperatura dada. Es decir, es una solución donde la cantidad de soluto es igual a
la solubilidad del mismo en la cantidad de solvente dado a la temperatura dada. La cantidad de
soluto necesaria para formar una disolución saturada en una cantidad dada de disolvente se conoce
como solubilidad de ese soluto. Por ejemplo, la solubilidad del NaCl en agua a 0ºC es de 35.7 g
por 100 mL de agua. Ésta es la cantidad máxima de NaCl que se puede disolver en agua para dar
una disolución estable, en equilibrio, a esa temperatura.La principal característica de una
solución saturada es que está en equilibrio (junto con) sólido no disuelto.
2. Solución insaturada: Si disolvemos menos soluto del necesario para formar una disolución
saturada, la disolución está insaturada (no saturada). Así, una disolución que contiene sólo 10.0 g
de NaCl en 100 mL de agua a 0°C está insaturada porque en ella se puede disolver más soluto.
3. Solución sobresaturada: En condiciones apropiadas, a veces es posible formar disoluciones que
contienen una cantidad de soluto mayor que la necesaria para formar una disolución saturada.
Decimos que tales disoluciones están sobresaturadas.
Por ejemplo, podemos disolver mucho más acetato de sodio sólido CH3COO-Na
+(s) en agua a
temperaturas altas que a temperaturas bajas. A 25 °C la solubilidad de este sólido es de 50.4 g por
cada 100 g de agua (CRC Handbook of chemistry and physics, 89th, 4-89), es decir, podemos preparar
una solución saturada de acetato de sodio en agua colocando exactamente 50.4 g disueltos por cada
100 g de solvente.
Pero si tomamos esta solución saturada y la calentamos, digamos, hasta 80 grados, es posible hacer
que el solvente reciba más acetato de sodio, como por ejemplo, hasta 70 gramos, en los mismos 100 g
de agua. Si dejamos que la solución se enfríe y regrese hasta los 25 °C, lo que debería pasar es que,
como la solubilidad a 25 °C es de sólo 50.4 g por cada 100 g de agua, 70 – 50.4 = 19.6 g de acetato de
sodio deberían cristalizar y quedar en equilibrio con una solución saturada. Sin embargo, lo que en
realidad ocurre es que una vez que la solución ha regresado a 25 °C el sólido no cristaliza sino que se
mantiene disuelto. Esto se vería como en la Figura 2 (a).
Puesto que las moléculas de soluto de una disolución sobresaturada están presentes en una
concentración mayor que su concentración de equilibrio, tales disoluciones son inestables. Como es
una solución inestable, la adición de un cristal pequeño del soluto (un cristal semilla), o la agitación
mecánica externa (un golpe al vaso de precipitados) o incluso algún material extraño (impureza)altera
la inestabilidad de una solución sobresaturada en el sentido de provocar que el solvente se reorganice
inmediatamente, lo que ocasiona que empiece la cristalización del soluto en exceso -Figura 2 (b), y da
lugar a una disolución saturada en contacto con sólido en exceso -Figura 2 (c).
En resumen, una solución sobresaturada es inestable y se estabiliza cristalizando el sólido en exceso
y dejando una solución saturada.
(a) (b) (c)
Figura 2 El acetato de sodio forma fácilmente disoluciones sobresaturadas en agua. (a) Cuando se agrega un cristal
semilla de CH3COO-Na
+(s) a una solución sobresaturada del mismo en agua, el CH3COO
-Na
+(s) en exceso se cristaliza de la
disolución, como se aprecia en (b) y (c). Tomado de la literatura [1; 2].
Ejercicio 3 La solubilidad del Cr(NO3)3·9H2O en agua es de 208 g por 100 g de agua a 15ºC. Se forma una
disolución de Cr(NO3)3·9H2O en agua a 35ºC disolviendo 324 g en 100 g de agua. Si esta disolución se
enfría lentamente a 15ºC, resulta que no se forma precipitado. (a) ¿Qué término describe esta
disolución? (b) ¿Qué podría hacerse para iniciar la cristalización?
4. Concentración de una solución y formas de expresar la concentración
La concentración de un componente en una disolución es la cantidad del componente dado en una
cantidad de solvente dada.La concentración se puede expresar cualitativa o cuantitativamente. Se
emplean los términos diluida y concentrada para describir una disolución cualitativamente. Una
disolución con una concentración relativamente baja de soluto se describe como diluida; una con una
concentración elevada se describe como concentrada; sin embargo, la solución más concentrada
normalmente posible es una solución saturada.
En términos cuantitativos, usamos varias formas de expresar la concentración, y de las muchas que se
usan, destacamos las siguientes: porcentaje en masa, Partes por millón y partes por billón, fracción
molar, molaridad ymolalidad.
Porcentaje en masa
Una de las expresiones cuantitativas más sencillas de la concentración es el porcentaje en masa de un
componente en una disolución, también llamado porcentaje peso a peso (% p/p), dado por
100solución la todade masa
componente del masap/p % (1)
Así, una disolución de ácido clorhídrico que tiene 36% de HCl p/p contiene 36 g de HCl por cada 100 g
de disolución. Al calcular el % p/p puede usarse cualquier expresión de masa, sólo que si usa gramos
arriba debe usar gramos abajo, o si usa Kg de componente arriba debe usar Kg de solución abajo, y así
consecutivamente, pero nunca mezclar las unidades de masa.
Partes por millón y partes por billón
A menudo expresamos la concentración de una disolución muy diluida en partes por millón (ppm), que
se definen como
610solución la todade masa
componente del masappm (2)
Una disolución cuya concentración de soluto es de 1 ppm contiene 1 g de soluto por cada millón (106)
de gramos de disolución o, lo que es equivalente, 1 mg de soluto por kilogramo de disolución. Dado que
la densidad del agua es de 1 g/mL, 1 kg de una disolución acuosa diluida tiene un volumen muy cercano
a 1 L. Entonces, 1 ppm también corresponde a 1 mg de soluto por litro de disolución. Las
concentraciones máximas aceptables de sustancias tóxicas o carcinogénicas a menudo se expresan en
ppm.
En el caso de soluciones aún más diluidas, se usan partes por billón (ppb), y se calculan usando la
misma fórmula que para las partes por millón, pero usando 1012
en lugar de 106:
1210solución la todade masa
componente del masappb (3)
Una concentración de 1 ppb representa 1 g de soluto por billón (estadounidense, igual a 109) gramos de
disolución, o 1 microgramo (μg) de soluto por litro de disolución.
Hay que tener claro que en los textos venidos de Estados Unidos, el billón no es 1012
sino 109, o sea, lo
que para nosotros es mil millones.
Fracción molar La fracción molar de un componente en una disolución,que se simboliza Xi, está dada por
T
ii
n
nX (4)
Donde ni son las moles del componente de interés y nT es la suma de todas las moles de la solución.Por
ejemplo, la fracción molar de HCl en una disolución de ácido clorhídrico se denotaría como XHCl. Así,
una disolución que contiene 1.00 mol de HCl (36.5 g) y 8.00 moles de agua (144 g) tiene una fracción
molar de HCl de(1.00 mol)/(1.00 mol + 8.00 mol) = 0.111. Las fracciones molares no tienen unidades
porque las unidades en el numerador y en el denominador se cancelan. La suma de las fracciones
molares de todos los componentes de una disolución debe ser igual a 1. Así, en la disolución acuosa de
HCl, XH2O = 1.000 - 0.111 = 0.889.
Molaridad
La molaridad (M) de un componente en una disolución se define como
solución L
nM i
i (5)
Donde Mi y ni son la molaridad y las moles del componente de interés, respectivamente. Por ejemplo, si
disolvemos 0.500 moles de Na2CO3 en suficiente agua para tener 0.250 L de disolución, ésta tendrá una
concentración de (0.500 mol)/(0.250 L) = 2.00 M de Na2CO3. La molaridad es muy útil para relacionar
el volumen de una disolución con la cantidad de soluto que contiene.
Molalidad
La molalidad (m) de un componente en una solución se define como
solvente de Kg
ii
nm (6)
Así pues, si preparamos una disolución mezclando 0.200 moles de NaOH (40.0 g) y 0.500 kg de agua
(500 g), la concentración de la disolución será (0.200 mol)/(0.500 kg) = 0.400 m (es decir, 0.400 molal)
de NaOH. Las definiciones de molaridad y molalidad son lo bastante parecidas como para que sea fácil
confundirlas. La molaridad se define en términos del volumendesolución, mientras que la molalidad
depende de la masa en kilogramos dedisolvente. Si el disolvente es agua, y entre más diluida sea la
solución, la molalidad y la molaridad de una disolución diluida son casi iguales numéricamente, porque
1 kg de disolvente es casi lo mismo que 1 kg de disolución, y 1 kg de la disolución tiene un volumen de
cerca de 1 L. La molalidad de una disolución dada no varía con la temperatura porque las masas no
varían con la temperatura. La molaridad, en cambio, sí cambia con la temperatura porque la expansión o
contracción de la disolución altera su volumen. Por ello, suele preferirse la molalidad para expresar la
concentración de una disolución que se usa dentro de un intervalo amplio de temperaturas. Molaridad y
molalidad solamente son parecidas (mas no iguales) entre más diluida sea la solución.
Ejercicio 4
Se prepara una disolución que contiene 7.5 g de CH3OH en 245 g de H2O. Calcule (a) la fracción molar
de CH3OH; el porcentaje en masa de CH3OH; (c) la molalidad del CH3OH.
Ejercicio 5
La densidad del acetonitrilo (CH3CN) es de 0.786 g/mL, y la densidad del metanol (CH3OH) es de
0.791 g/mL. Se prepara una disolución disolviendo 15.0 mL de CH3OH en 90.0 mL de CH3CN. (a)
Calcule la fracción molar de metanol en la disolución. (b) Calcule la molalidad de ladisolución. (c)
Suponiendo que los volúmenes son aditivos, calcule la molaridad de CH3OH en la disolución.
Finalmente, es necesario tener claro que existen muchas otras formas de expresar la concentración de
una solución, tales como el porcentaje peso a volumen (% p/v) o el porcentaje volumen a volumen (%
v/v), e incluso, otras formas que ya han quedado en desuso en la literatura científica actual, como la
Normalidad (N) o la Formalidad (F), y por lo tanto, no se tendrán en cuenta.
5. Formas de preparar las soluciones: Método Gravimétrico y Método volumétrico.
Cuando se prepara una solución por método gravimétrico, también llamado preparación por pesada, es
porque generalmente se desea preparar en molalidad, porque lo que se hace es pesar en balanza todos
los componentes de la solución. Pero cuando se prepara una solución por método volumétrico, es
porque los solutos de la solución se toman ya sea en masa o en volumen, pero el solvente siempre se
toma en volumen, lo cual sirve generalmente para preparar soluciones en molaridad. De esta forma,
cuando un soluto es sólido, la cantidad deseada se pesa, y conociendo su pureza, se establecen las moles
del mismo.Pero cuando un soluto es líquido, se toma la cantidad deseada con un elemento volumétrico,
ya sea pipeta o bureta, y se debe conocer la densidad y la pureza del líquido para establecer con certeza
la masa y las moles que se han tomado en el volumen medido.
6. Dilución, alícuota y factor de dilución
Hacer una dilución, también llamado diluir, es obtener una solución de más baja concentración
agregando solvente a una porción de una solución de mayor concentración. Entonces, generalmente se
toma una porción calculada de una solución concentrada, se coloca en un recipiente adecuado
(normalmente un balón aforado del volumen deseado para la solución de menor concentración)y se
completa el volumen agregando solvente.
Para ilustrar la preparación de una disolución diluida (disolndil) a partir de una concentrada,
supongamos que queremos preparar 250 mL (o sea, 0.250 L) de una disolución acuosa 0.100 M de
CuSO4 diluyendo una disolución acuosa de CuSO4 1.00 M. Cuando agregamos disolvente para diluir
una disolución, el número de moles de soluto no cambia:
(7)
Puesto que conocemos tanto el volumen como la concentración de la disolución diluida, podemos
calcular el número de moles de CuSO4que contiene:
Ahora podemos calcular el volumen de la disolución concentrada que contiene 0.0250 mol de CuSO4:
Así, la dilución se logra extrayendo 0.0250 L (es decir, 25.0 mL) de la disolución concentrada 1.00 M
con una pipeta, agregándolo a un matraz volumétrico (balón) de 250 mL, y completando a volumen el
balón de 250 mL con agua destilada.
En situaciones de laboratorio, los cálculos de este tipo suelen efectuarse con gran rapidez empleando una
sencilla ecuación que puede deducirse recordando que el número de moles de soluto es el mismo en
ambas disoluciones, concentrada y diluida, y que moles x molaridad = litros:
(8)
La molaridad de la disolución concentrada (Mconc) siempre es mayor que la molaridad de la disolución
diluida (Mdil), dado que el volumen de la disolución aumenta al diluirse, Vdil siempre es mayor que
Vconc. Aunque la ecuación 4.35 se deduce en términos de litros, se puede usar cualquier unidad de
volumen en tanto se use la misma unidad en ambos miembros de la ecuación. Por ejemplo, en el cálculo
que hicimos para la disolución de CuSO4, tenemos
(9)
Si despejamos Vconc, obtendremos Vconc= 25.0 mL, igual que antes.
La porción de solución concentrada que se toma para hacer una dilución se llama una alícuota, y el
factor de dilución es un número que expresa cuántas veces más diluida se hace una dilución respecto a la
solución concentrada usada para hacerla. Por ejemplo, si se dice que se hace un dilución 1:4 es porque la
solución diluida debe quedar de una concentración 4 veces menor a la concentrada. En este caso, el
factor de dilución es 4. El factor de dilución también se obtiene dividiendo el volumen total de la
solución diluida sobre el volumen de la alícuota. En el ejemplo anterior de la dilución de la solución de
CuSO4, la alícuota es de 25 mL y el volumen de la solución diluida es de 250 mL, por lo que el factor de
dilución es de 250 mL/25 mL = 10, y la dilución queda expresada como una dilución 1:10.
Ejercicio 6
(a) Suponga que tiene una disolución concentrada 14.8 M de NH3. ¿Cuántos mililitros de esta
disolución deberá diluir para hacer 100.0 mL de NH3(ac) 0.250 M, y cuál es el factor de dilución?
(b) Si toma una porción de 10.0 mL de la disolución stock y la diluye a un volumen total de 0.250 L,
¿qué concentración tendrá la disolución final, y cuál es el factor de dilución?
Ejercicio 7
Una mezcla contiene 89.0% de NaCl, 1.5% de MgCl2 y 8.5% de Na2SO4 en masa. ¿Qué molaridad
tienen los iones Cl- en una disolución que se forma disolviendo 7.50 g de la mezcla en suficiente agua
para tener 500.0 mL de disolución?
MATERIALES Y REACTIVOS
Balanza analítica
2 vasos de precipitados de 250 mL
1 agitador
2 balones aforados de 100mL
1 pipeta graduada
1 espátula
1 pipeteador
Acido clorhídrico concentrado (37% p/p)
Hidróxido de sodio sólido
Acido oxálico dihidratado sólido
Agua destilada
NOTA: Antes de empezar esta práctica, cada grupo debe:
Traer 3 frascos de vidrio de 100 mL con sus tapas, limpios, secos, rotulados y marcados, para
guardar las soluciones a preparar.
Contar con su propia provisión de toallas de cocina y marcador negro.
Verificar que la pipeta que les asignan no esté despicada ni obstruida.
PROCEDIMIENTO
Para preparar las siguientes soluciones realice previamentelos cálculos necesarios:
1. Prepare 100 mL de una solución de ácido clorhídrico 0.1M, a partir de ácido clorhídrico del 37% p/p
y densidad 1,19 g/mL.
Cuando se trata de realizar una solución a partir de un soluto líquido, se debe tener en cuenta la
densidad y la concentración de la sustancia para calcular el volumen de reactivo a medir que
contenga efectivamente las moles de soluto necesarias, para que al llevar al volumen de solución
deseado, la solución quede con la concentración deseada.
Trabajando en una cabina de extracción y con pipeta graduada, tome una porción del HCl 37 % p/p y
escriba el volumen inicial de la pipeta en la Tabla 1. Transfiera al balón aforado según el volumen de
alícuota que calculó, escriba el volumen final de la pipeta en la Tabla 1 y complete la solución
agregando al balón aforado agua destilada hasta el aforo. Recuerde que la parte inferior del menisco
debe quedar tangente sobre la línea del aforo. Cierre el balón aforado con una tapa esmerilada e invierta
varias veces para hacer uniforme la concentración de la disolución (homogeneización).
Según si el menisco quedó por encima o por debajo de la línea de aforo, estime el volumen real de su
solución, y escríbalo en la tabla 1. Calcule las moles reales disueltas de HCl, la molaridad real MExp que
obtiene para su solución acuosa de HCl y el porcentaje de error obtenido, y escriba todo en la tabla 1.
2. Prepare 100 mL de una solución de hidróxido de sodio 0.25 M, a partir de NaOH(s).
Para preparar una solución de una sustancia de una concentración determinada, cuando la sustancia es
un sólido, primero secalcula la masa de sólido a tomar que contenga efectivamente las moles de
soluto necesarias, para que al llevar al volumen de solución deseado, la solución quede con la
concentración de interés. Luego, se pesa dicha cantidad de soluto en un vaso de precipitados limpio y
seco, calcule las moles de NaOH(s) pesadas y escriba la masa y las moles en la tabla 1.
Luego, disuelva el sólido con una cantidad de agua (50 mL aproximadamente) y agite el vaso
circularmente hasta la disolución completa de la sustancia; se lleva esta disolución, mediante
transferencia cuantitativa, a un balón aforado (muy bien purgado previamente con agua destilada) cuya
capacidad sea exactamente la del volumen de la solución a preparar, y se completa el volumen con agua
destilada hasta el aforo, homogeneizando adecuadamente (mínimo 3 veces).
Según si el menisco quedó por encima o por debajo de la línea de aforo, estime el volumen real de su
solución acuosa de NaOH, y escríbalo en la tabla 1.
Calcule la molaridad real MExp y el porcentaje de error obtenido, y escriba todo en la tabla 1.
3. Prepare 100 mL de una solución de ácido oxálico 0.1M (0.2N), partiendo de ácido oxálico
dihidratado (MM = 126.03 g/mol).
Realice la solución de manera similar a la del NaOH, pues ambos son solutos sólidos. No olvide escribir
la masa pesada y las moles calculadas del ácido oxálico, y calcule la molaridad real MExp y el porcentaje
de error obtenido, y escriba todo en la tabla 1.
Tabla 1 Datos y resultados de las soluciones preparadas
HCl(ac)
MTeórica = 0.1 M
VInicial Pipeta
(mL)*
VFinal Pipeta
(mL)*
V estimado
del balón, V
(mL)
Moles HCl
Disueltas,
N
MExp,
n/V
% de Error,
100)(
Teórico
ExpTeórico
M
MM
*Se refieren al volumen del cual inició y al cual llegó, con la pipeta, al tomar del ácido clorhídrico 37 % p/p.
Solución Masa de sólido,
g
Moles pesadas,
n
V estimado
del balón, V
(mL)
MExp
n/V
% de Error,
100)(
Teórico
ExpTeórico
M
MM
NaOH(ac)
MTeórica = 0.25 M
H2C2O4.2H2O (ac)
MTeórica = 0.1 M
(0.2 N)
4. A partir de la solución de ácido clorhídrico 0.1 M, prepare
100 mL de una solución 1:2 y
100 mL de una solución 1:4
Recuerde que realizar diluciones A:B consiste en lograr una solución de concentración B veces más
diluida (menor concentración) que la concentración A añadiendo solvente. Por ejemplo, cuando un
volumen de una solución 0.1 M se diluye con un volumen de agua destilada, haciendo un total de 2
volúmenes de solución, se expresa como una dilución 1:2 (también expresada como ½), y la
concentración B teórica así lograda es 0.05 M. Si la dilución buscada es 1:4, se tomaría un volumen de
la solución 0.1M y se añadirían 3 volúmenes de solvente, con lo que la concentración teórica lograda
sería 0.025 M.
Solución HCl(ac) 1:2 - Tome 50 mL de la solución acuosa de HCl que acaba de preparar, bien medidos
con pipeta graduada, y llévelos a un balón de 100 mL previamente bien purgado con agua destilada.
Escriba el volumen total de la solución acuosa de HCl original que tomó en la tabla 2. Compete a
volumen con agua destilada.
Según si el menisco quedó por encima o por debajo de la línea de aforo, estime el volumen real de su
solución diluida de HCl 1:2, y escríbalo en la tabla 2 donde dice Vdil. Calcule la molaridad de su solución
diluidaMdil,Exp usando la ecuación (8) del Marco Teórico, y calcule también el porcentaje de error
obtenido, y escriba todo en la tabla 2.
Solución HCl(ac) 1:4 – Realice el mismo procedimiento seguido para la solución 1:2, pero tomando
una alícuota de 25 mL. Complete la tabla 2.
Tabla 2 Datos y resultados de las diluciones
Sustancia Valícuotade HCl
0.1 M, Vconc
(mL)
V estimado del
balón,Vdil
(mL)
Mdil, Exp
dil
concconcdil
)(
V
VMM
% de Error
100)(
Teórico
Exp dil,Teórico
M
MM
HCl 1:2 MTeórica = 0.05 M
HCl 1:4
MTeórica = 0.025 M
RESULTADOS
Presente en su informe sus
Tablas: Coloque las tablas anteriores ya llenas con sus resultados.
Figuras: Para esta práctica, no se necesita ninguna figura.
No olvide hacer todo esto siguiendo las recomendaciones de su docente.
DISCUSIÓN DE RESULTADOS
Realice la discusión de sus resultados siguiendo las recomendaciones de su docente.
CONCLUSIONES
Como son tres los objetivos de la práctica, deberán ser tres las conclusiones que presente en su informe.
CUESTIONARIO
1. ¿Por qué en la preparación de soluciones se usa un balón aforado y no una probeta?
2. ¿Cuándo se tiene una sustancia hidratada, qué peso de soluto se debe considerar?
3. Una solución contiene 246 g de KCl en 100 g de agua, y la densidad de la solución es1.131g/mL,
a 210C. La densidad de KCl sólido, a la misma temperatura, es 1.984 g/mL.
Calcular para el soluto:
3.1. La molaridad
3.2. La normalidad
3.3. La molalidad
3.4. La fracción molar
3.5. El tanto por ciento en peso
3.6. El tanto por ciento en volumen
4. Describa como prepararía 1 L de solución de ácido clorhídrico 0.35M
a. A partir de HCl(ac) 0.50 M , o
b. A partir de HCl(ac) 0.40 M.
5. ¿Cómo se deben rotular los frascos en los que se almacenan las soluciones?
INFORME
Realice su informe siguiendo las indicaciones de su docente. Entregue su informe impreso y a tiempo.
LITERATURA RECOMENDADA
1. Brown, T. L.;LeMay, Jr., H. E.; Bursten, B. E.;Burdge, J.R.: Química: La ciencia central. Pearson
Educación, 9 Edición (2004), México DF.Capítulo 4.
2. Brown, T. L.;LeMay, Jr., H. E.; Bursten, B. E.;Murphy, C. J.:Chemistry The Central Science.
Pearson Educación, 11th
Edition (2009), México DF. Capítulos 4 y 13.
3. Op. Cit., 527-535.
4. Op. Cit., 542-546.
PRÁCTICA 2: VALORACIONES: ESTANDARIZACIÓN Y
TITULACIÓN DE SOLUCIONES ÁCIDO-BASE
OBJETIVOS
1. Utilizar la técnica de análisis volumétrico conocida como titulación.
2. Reconocer un estándar primario y preparar soluciones estándar.
3. Reconocer la diferencia entre punto de equivalencia y punto final en una titulación.
4. Determinar la concentración real de las soluciones acuosas de NaOH y HCl preparadas en la
práctica anterior.
MARCO TEÓRICO [1-8]
1. ¿Qué es una valoración?
Una valoración es un proceso analítico para determinar la concentración de una solución por medio de
una reacción de estequiometría conocida con otra sustancia. La sustancia cuya concentración se quiere
conocer se denomina analito, análisis, sujeto de análisis o sustancia valorada.La sustancia que se usa
para que reaccione de manera conocida con el sujeto de análisis se denomina valorante. Cuando se
encuentra la concentración de una solución por reacción con las moles de una sustancia sólida que se
toma como referencia, la valoración se denomina estandarización. En este caso, el sólido que se toma
como referencia se denomina estándar primario. Y si la reacción no es con un sólido sino con una
solución previamente estandarizada, se habla de una titulación, y en este caso, la solución previamente
estandarizada se denomina solución de estándar secundario. Por ejemplo, usualmente se determina la
concentración de un ácido fuerte por titulación con una base fuerte. Esto implica que la concentración de
la base fuerte se debe conocer con anterioridad, lo cual se hace estandarizando la base antes de usarla
como valorante del ácido. Antes de profundizar en lo referente a estos dos tipos de valoración a trabajar
en esta práctica, titular y estandarizar, conozcamos con mayor profundidad lo que se entiende por
estándar primario y secundario, pues en química analítica, y especialmente hablando sobre titulaciones
volumétricas, no es lo mismo un estándar primario que un estándar secundario. Es más, correctamente
hablando, debe hablarse de estándar primario y de solución de estándar secundario. Las dos cosas se
explican a continuación.
Un estándar primario ó patrón primario, es una sustancia, casi siempre un sólido, y siempre anhidra,
cuyas características físicas y químicas le hacen útil como referencia para determinar la concentración
de una solución dada por comparación directa con las moles del estándar. Debe tenerse claro que el
estándar primario es un sólido, y cuando se disuelve, pasa a llamarse solución estándar, o solución de
estándar primario. Esta diferencia entre estándar primario y solución de estándar primario es muy
importante, porque generalmente el estándar primario, al ser un sólido, se pesa y luego se coloca en un
erlenmeyer limpio y seco, y se le añade una cantidad de un solvente adecuado (generalmente agua)
solamente para facilitar la visibilidad del comportamiento del indicador a usar en la valoración
volumétrica. Es decir, la concentración de la solución lograda al disolver adecuadamente el estándar
primario no interesa, pues lo que importa es conocer con la mayor exactitud posible las moles del
estándar primario, porque son éstas las que se usarán para determinar la concentración de la solución de
interés (recuérdese que las reacciones balanceadas son ciertas en moles, no en concentraciones).
En todo caso, cualquier valoración requiere conocer la estequiometría exacta de las reacciones
involucradas, ya sea al estandarizar o al titular, porque la concentración que se quiera determinar
depende del volumen de valorante usado y de las moles que, según la reacción balanceada, intervienen
al efectuarse la valoración.
2. Tipos de titulaciones más usadas, según las reacciones que se usan en ellas
De acuerdo al tipo de titulación a realizarse, existen distintos tipos de titulaciones, de estandarizaciones,
y de estándar primario a usarse.
Para una titulación ácido-base, se puede utilizar el Ftalato ácido de potasio (también llamadoBiftalato
de potasio) como estándar primario para conocer la concentración de una solución acuosa de una base
fuerte, o el Carbonato de sodio para una solución de un ácido fuerte.
Para un titulación redox, se puede usar el hierro o el óxido de arsénico (III) para una solución de una
sustancia oxidante, o se puede usar el dicromato de potasio, el yodato de potasio o el bromato de
potasio, todos sólidos, para soluciones reductoras.
Para una titulación de precipitación, se puede usar NaCl(s) para soluciones de cationes de plata
(solución acuosa de AgNO3, por ejemplo).
Para titulaciones complejométricas, el estándar primario que generalmente se usa es una sal soluble
anhidra del catión a analizar.
Las características que debe cumplir un sólido para poder ser usado como estándar primario se
encuentran bien explicadas en la literatura.
Ejercicio 1: ¿Cuáles son las características que debe cumplir un sólido para poder ser usado como
estándar primario?
Ejercicio 2: ¿Qué es una valoración a) directa y b) por retroceso o indirecta?
3. Punto de equivalencia y el punto final en una valoración
Tanto al estandarizar como al titular, a medida que se va agregando una solución sobre la otra, desde la
bureta, las moles de una van reaccionando con las moles de la otra. El volumen de valorante que
contiene las moles que reaccionan de manera estequiométricamente exacta con las moles de sustancia
valorada, se denomina punto de equivalencia. Pero como la gran mayoría de las soluciones son
incoloras, se podría fácilmente seguir agregando valorante a pesar de ya haber pasado en punto de
equivalencia, sin notarlo. Es por ello que se agrega un indicador a la solución de la sustancia valorada,
cuya función es mostrar un cambio de color como respuesta al agotamiento de las moles de la sustancia
valorada. Entonces, el volumen de valorante que produce el cambio de color del indicador, que anuncia
el final de la titulación, se denomina punto final. Nótese que el punto de equivalencia es un valor
teórico, mientras que el punto final es un valor experimental.
Ejercicio 3: (a) ¿Qué es el rango de viraje de un indicador? (b) ¿Por qué cambia de color un indicador?
4. Titulación de un ácido fuerte con una base fuerte
Cuando la titulación involucra una reacción ácido-base, a medida que se va agregando una solución
sobre la otra, por ejemplo, la base sobre el ácido, la concentración molar de iones H+ en la mezcla que se
va formando dentro del erlenmeyer va cambiando. Esta variación se aprovecha para poder controlar el
avance de la valoración. Entonces, se habla del pH de una solución, el cual se define como
pH = -Log[H+] (1)
Esta expresión es la base algebraica que generalmente se usar para calcular el pH de una solución.
Cuando se titula un ácido con una base fuerte, el pH varía muy poco hasta justo antes del punto de
equivalencia, pero varía muy drásticamente alrededor del mismo, y muy poco después, como se nota en
la Figura 1. Claramente, el pH del punto de equivalencia, cuando la reacción ácido-base involucra dos
electrolitos fuertes, es de 7. Entonces, se debe escoger un indicador adecuado, es decir, uno cuyo cambio
de color ocurra en una zona de pH lo más cercana posible al pH del punto de equivalencia.
Figura 1 Curva de valoración de un ácido fuerte con una base fuerte: 25.00 mL de HCl 0.100 M con NaOH 0.100 M
Los indicadores cuyos intervalos de viraje se encuentran en la parte más pendiente de la curva de valoración son los que
resultan adecuados para detectar el punto final. Note que, por ejemplo, el azul de timol cambia demasiado pronto, y el
amarillo de alizarina, demasiado tarde. Tomado de la literatura [4].
Ejercicio 4: Mirando la Figura 1 (arriba) y la Figura 2 (abajo), ¿Cuál es el indicador más adecuado para
una titulación de que involucre un ácido y una base fuertes?
Figura 2 Cambios de pH y de color de algunos indicadores ácido-base
Los recuadros destacan los colores y valores de pH correspondientes a: (a) Azul de timol (pH 8-10): (b) Rojo de fenol (pH 6-
8); (c) Violeta de metilo (pH 0-2). Tomado de la literatura. [5]
MATERIALES Y REACTIVOS
1 Bureta graduada de 25 mL
3 Erlenmeyer de 100 mL
3 Erlenmeyer de 250 mL
1 Pinza para bureta
1 Pipeta
1 Vaso de precipitados
Agitador
Agua destilada
Ftalato ácido de potasio
Fenolftaleína
Solución de hidróxido de sodio
1 Espátula
NOTA: Antes de iniciar esta práctica, cada grupo debe:
Contar con su propia provisión de toallas de cocina (un paquete) y marcador negro.
Ubicar las soluciones que prepararon en la práctica anterior.
Verificar que la pipeta y la bureta que les asignan no estén despicadas ni obstruidas.
Verificar que la llave de la bureta se mueva libremente.
PROCEDIMIENTO Y CÁLCULOS
Nota: Al recibir su material de trabajo, prefiera que le presten bureta con llave de plástico.
1. Estandarización de una solución de NaOH preparada anteriormente.
1) Pese exactamente 0.25 gramos de Biftalato de potasio (también llamado ftalato ácido de potasio o
KHP, KHC8H4O4) en un erlenmeyer limpio y seco, y escriba este valor en la Tabla 1. Agregue al
erlenmeyer agua destilada (100 mL aproximadamente) y agite circularmente hasta completa
disolución del Biftalato, y adicione 1 gota del Indicador que le asigne su docente. A continuación,
sirva la solución acuosa de NaOH, que preparó en la práctica anterior, en un vaso de precipitados
lavado con agua destilada, limpio y seco, y con ésta solución purgue y cargue la bureta.
2) Arme el montaje como se ilustra en la Figura 3, yasegúrese de que la bureta tiene un volumen
continuo, es decir, que no presenta aire en ninguna zona. Enrase muy bien la bureta, con el mismo
NaOH(ac), hasta una unidad mayor (10 mL, por ejemplo), de forma que el menisco quede tangente
a la marca de la unidad, y escriba en la Tabla 1 el volumen inicial de la bureta como V1. La bureta
permite leer el volumen con dos decimales.
3) Coloque el erlenmeyer debajo de la punta de la bureta. Agitando el erlenmeyer de manera
circular constantementecon la mano con la que escribe, abra la llave de la bureta muy
cuidadosamente usando la otra mano, y así añada gota a gota, el NaOH(ac) de desde la bureta, y
asegúrese que la gota cae completa dentro del líquido del erlenmeyer. Esta técnica se ilustra en la
Figura 4.
4) Cuando cae una gota, hay una ligera coloración, pero al agitar el erlenmeyer, desaparece. Siga
agregando las gotas de NaOH(ac) desde la bureta; notará que la coloración será cada vez más difícil
de hacer que desaparezca (ver Figura 5). Cuando haya tenido que agitar por más de 3 segundos
para lograr que el color desaparezca, detenga el goteo, agregue una gota por vez y agite
fuertemente. De esta forma, debe seguir agregando gotas hasta que alcance el volumen que será el
punto final, que se detecta porque el nuevo color no desaparece a pesar de que agite fuerte y
constantemente por más de 10 segundos (ver Figura 5). Ya logrado el punto final, lea el volumen
final V2 de la bureta y escríbalo en la Tabla 1. Calcule el volumen de titulación VNaOH, como se
ilustra en la Tabla 1, y escríbalo ahí mismo.
5) Ponga el contenido del erlenmeyer en el recipiente de residuos marcado como ”Bases”, lávelo con
poca agua del grifo dos veces y con poca agua destilada una vez, y séquelo con toallas de cocina.
6) Realice todo este experimento, es decir, los pasos 1) al 5), mínimo por duplicado. Escriba en la
tabla 2 el volumen V2 de NaOH(ac) gastado en el segundo experimento. Los dos experimentos son
útiles si la diferencia entre los volúmenes VNaOH no es mayor a 0.20 mL.
7) Calcule, y escriba en la Tabla 1, las concentraciones MExp para sus dos titulaciones, y la
concentración real de su solución acuosa de NaOH, MNaOH. Complete la Tabla 1.
Figura 3 Montaje para la titulación Figura 4 Técnica para la titulación
a) b) c)
Figura 5 Cambios de color en una titulación de ácido fuerte con base fuerte, con indicador Fenolftaleína.
a) Antes del punto final, la solución permanece incolora. b) Cerca del punto final, aparece un color rosa cuando la gota
de valorante cae, pero al agitar, desaparece el color. c) Cuando se llega al punto final, el color rosa no desaparece a
pesar de que se agite. Tomado de la literatura.[1]
Tabla 1 Estandarización del NaOH(ac) con Ftalato ácido de potasio
NaOH(ac)
MTeórica
= 0.25 M
Exp. #
Masa
Biftalato,
g
V1,
(mL)
V2,
(mL)
V de
titulación,VNaO
H (mL)
V2 – V1
MExp,
MNaOH,
(M1+M2)/2
%Error
1 M1
2 M2
NaOH
( Bif/ Bif)
( /1000)
g MM
VNaOH 100.Teórica
Teórica
M M
M
2. Titulación del ácido clorhídrico 1:2 y 1:4 preparados en la práctica anterior
1) En un erlenmeyer bien lavado con agua destilada, coloque una alícuota de 20.00 mL del HCl(ac)
1:2 preparado en la práctica anterior exactamente medidos con una pipeta graduada. Escriba con
dos decimales este valor en la Tabla 2 como VHCl. Agregue al erlenmeyer 50 mL de agua destilada
aproximadamente, y 1 gota del Indicador ácido-base que le indique su docente.
2) Purgue muy bien y cargue la bureta nuevamente con el NaOH(ac), y asegúrese de que la bureta
tiene un volumen continuo, es decir, que no presenta aire en ninguna zona. Enrase muy bien la
bureta, con el mismo NaOH(ac), hasta una unidad mayor entre 0 y 5 mL, de forma que el menisco
quede tangente a la marca de la unidad, y escriba en la Tabla 2 el volumen inicial de la bureta como
V1. La bureta permite leer el volumen con dos decimales.
3) Titule el HCl, es decir, agregue el NaOH(ac) de la bureta gota a gota sobre el erlenmeyer,
agitándolo constantemente, hasta que ocurra el cambio de color de forma permanente, tal como lo
aprendió a hacer antes en la estandarización del NaOH(ac). Al lograr el punto final V2, escríbalo en
la Tabla 2 (Recuerde que la bureta permite leer el volumen con dos decimales) y determine el
volumen de titulación VNaOH, y escriba todo en la Tabla 2.
4) Ponga el contenido del erlenmeyer en el recipiente de residuos llamado ”Bases”, lávelo con poca
agua del grifo dos veces y con poca agua destilada una vez, y séquelo muy bien.
5) Realice todo este experimento, pasos 1) al 4), mínimo por duplicado. Los dos experimentos son
útiles si la diferencia entre los volúmenes de titulación VNaOHno es mayor a 0.20 mL.
6) Calcule, y escriba en la Tabla 2, las concentraciones MExp del HCl(ac) 1:2 para sus dos titulaciones,
y la concentración real de su HCl(ac) 1:2, MHCl. Complete la Tabla 2.
7) Repita exactamente los pasos 1) al 6), pero esta vez use en el paso 1) una alícuota de 40.00 mL del
HCl(ac) 1:4 preparado en la práctica anterior exactamente medidos con una pipeta graduada.
Obtenga sus cuatro titulaciones válidas y Complete la Tabla 2.
Tabla 2 Titulación del HCl(ac) 1:2 y 1:4 con el NaOH(ac)
Solución Exp. # VHCl
(mL)
V1
(mL)
V2
(mL)
V de
titulación,VNaOH
(mL)
V2 – V1
MExp,
MHCl,
(M1+M2)/2
%Error
HCl(ac)
1:2
MTeórica
= 0.05 M
1 M1
2 M2
HCl(ac)
1:4
MTeórica
= 0.025 M
1 M1
2 M2
NaOH NaOH
HCl
V M
VHCl 100.Teórica
Teórica
M M
M
RESULTADOS
En este orden, presente en su informe sus
Cálculos: Escriba todos los cálculos que le permitieron llenar las Tablas anteriores.
Tablas: Coloque las tablas anteriores ya llenas con sus resultados.
Figuras: Para esta práctica, no se necesita ninguna figura.
No olvide hacer todo esto siguiendo las recomendaciones de su docente.
DISCUSIÓN DE RESULTADOS
Para realizar su análisis, use sus resultados calculados, tabulados o graficados para responder las
siguientes Ejercicios, de la manera más breve pero detallada posible (En su informe, no coloque las
siguientes Ejercicios, sólo sus respuestas):
¿Cuál es la molaridad experimental que obtienen al estandarizar el NaOH(ac), al titular el HCl(ac)
1:2 y al titular el HCl(ac) 1:4?
¿Cuáles son los porcentajes de error que obtiene para cada solución?
En comparación con las concentraciones teóricas, y hablando de las fuentes de error que ustedes
creen afectan el desarrollo de la práctica, y de las dificultades o facilidades al hacer sus
procedimientos, ¿Por qué obtienen los porcentajes de error que obtienen?
¿Cuáles consideran que son los aspectos más importantes a tener en cuenta a la hora de estandarizar
o titular una solución?
¿Qué es lo que aprenden de esta práctica, tanto en lo teórico como en lo experimental?
CONCLUSIONES
Como son cuatro los objetivos de la práctica, deberán ser cuatro las conclusiones que presente en su
informe.
CUESTIONARIO
En su informe, coloque cada una de las siguientes preguntas y sus respuestas:
1. ¿Qué caracteriza el punto de equivalencia de una titulación ácido-base?
2. ¿Cuántos gramos de Biftalato de potasio (KHP) se necesitan para neutralizar 18.46 mL de NaOH
0.1004 M?
3. ¿Cuántos mL de NaOH(ac) 0.610 M neutralizan totalmente 20.00 mL de H2SO4(ac) 0.245 M?
Considere que el H2SO4 es un ácido diprótico.
4. ¿Por qué la concentración de una solución determinada experimentalmente es diferente a la
calculada al prepararla?
5. La diferencia entre el punto final y el punto de equivalencia se denomina error de valoración [6; 7]
que es diferente al error humano. ¿Cómo se puede determinar el error de valoración?
6. ¿Qué es, y como se hace, una titulación potenciométrica?
7. Aparte de usar indicadores visuales, ¿Qué otras formas se pueden usar para determinar el punto de
equivalencia?
INFORME
Realice su informe siguiendo las indicaciones de su docente. Entregue su informe impreso y a tiempo.
LITERATURA RECOMENDADA
1. Brown, T. L.;LeMay, Jr., H. E.; Bursten, B. E.;Murphy, C. J.: Química: La ciencia central. Pearson
Educación, 11a Edición (2009), México DF. 152-154.
2. Op. Cit., 730-733.
3. http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/1-CDQuimica-
TIC/applets/Neutralizacion/teoria-neutralizacion.htm
4. Petrucci, R. H.; Harwood, W. S.; Herring, F. G.,: Química General. Prentice Hall, 8a Edición (2003),
Madrid, España. 729.
5. Op. Cit., 725.
6. Harris, D.C.: Análisis químico cuantitativo. Editorial Reverté, 3a Edición (2007) 129-130.
7. ttp://www.uam.es/personal_pdi/ciencias/lhh345a/tema4.pdf (Páginas 8-13)
8. http://es.wikipedia.org/wiki/Punto_de_equivalencia
PRÁCTICA 3: PROPIEDADES COLIGATIVAS
DEPRESIÓN DEL PUNTO DE CONGELACIÓN (DESCENSO CRISOCÓPICO)
OBJETIVOS
1. Determinar experimentalmente el punto de congelación de un solvente puro.
2. Determinar experimentalmente el punto de congelación de una disolución.
3. Analizar el efecto de la agitación en la determinación del punto de congelación.
4. Obtener experimentalmente la masa molar de un soluto no volátil a partir del descenso crioscópico
observado.
MARCO TEÓRICO [1]
1. Propiedades coligativas
Son aquellas propiedades de un solvente que se ven afectadas por la cantidad total de partículas que
un soluto le aporte al solvente aldisolverse en él, sin importar la naturaleza química del soluto. Son
cuatro las propiedades coligativas:
1) Disminución de la presión de vapor
Un líquido puro que esté en un recipiente cerrado establece un equilibrio líquido-vapor, o L-V, porque
las moléculas pasan constantemente del estado líquido al gaseoso, siendo la velocidad de paso de líquido
a vapor la misma que la del regreso de vapor a líquido. Entonces, siempre se tendrán unas cantidades
fijas de moléculas como líquido y como vapor en todo momento. Se dice entonces que la presión
ejercida por las moléculas que están como líquido es la presión de vapor del solvente puro, a una
temperatura dada. Un aumento en la temperatura le otorga mayor energía cinética promedio a las
moléculas, por lo que aumentará la cantidad de moléculas que podrán llegar al estado de vapor, por lo
que la presión de vapor depende de la temperatura de manera directamente proporcional. La literatura
provee gran cantidad de valores de presión de vapor de sustancias puras a distintas temperaturas. Si una
sustancia tiene una presión de vapor tan pequeña que no se puede medir con exactitud, la sustancia se
denomina no volátil, mientras que si se le conoce su presión de vapor, se le llama volátil.
(a)Líquido antes de cualquier evaporación (b) En el equilibrio L-V, las moléculas entran
y salen dellíquido a la misma velocidad.
Figura 1 Presión de vapor de un líquido. En (a) imaginamos que no ha pasado ninguna molécula al estado gaseoso, por lo
que la presión en el balón es cero. En (b), como las velocidades en ambos sentidos del equilibrio son iguales, la presión de
vapor tiene un valor estable, mientras no cambie la temperatura. Tomado de la literatura. [1]
La presencia de un soluto provoca que la cantidad de moléculas de un solvente que pueden establecer su
equilibrio líquido-vapor sea cada vez menor en tanto mayor cantidad de partículas de soluto estén en
disueltas en el solvente. Por ello, se encuentra que agregar un soluto no volátil a un solvente siempre
provoca una disminución en la presión de vapor del solvente sobre la solución.
(a) (b)
Figura 2 Disminución de la presión de vapor. La presión de vapor de un solvente sobre una solución del mismo con un
soluto no volátil (b) es menor que la del solvente puro (a). Tomado de la literatura.[1]
El grado en el que un soluto no volátil hace descender la presión de vapor del solvente se expresa
mediante la ley de Raoult, la cual establece que la presión parcial ejercida por el vapor del solvente a T
dada sobre una solución, TP,1 , es igual al producto de la fracción molar del solvente en la soluciónX1,
por la presión de vapor del solvente puro a la temperatura de la solución, :
(1)
Así, en tanto más concentrada sea una solución, menor será la fracción molar del solvente, y la presión
de vapor también será menor. La presión de vapor, tanto del solvente puro como del solvente sobre una
solución, se expresa en torr o en atm.
Ejercicio 1: ¿Por qué agregar 1 mol de NaCl(s) a 1 Kg de agua reduce la presión de vapor del agua más
que agregar 1 mol de C6H12O6(s)?
2) Aumento del punto de ebullición
Si la presencia de un soluto no volátil hace que el paso de las moléculas del solvente hacia la fase de
vapor sea más difícil en tanto más partículas de soluto estén disueltas, entonces lograr que el solvente
pase a fase gaseosa de forma masiva es también más difícil que cuando el solvente está puro; si el
solvente puro ebulle a una temperatura dada, a presión constante, habrá que aumentar la temperatura
para que la solución empiece a ebullir. El aumento en el punto de ebullición Tbcon respecto al solvente
puro siempre es positivo, y se obtiene restando del punto de ebullición de la solución Tbel punto de
ebullición del solvente puro, y ese aumento es directamente proporcional a la molalidad del soluto en la
solución. Por ello, el grado en el cual la presencia del soluto hace subir la temperatura de ebullición de la
solución se expresa como:
0
,1 TP
0
,11,1 TT PXP
(2)
Donde Kbse conoce como constante molal de elevación en el punto de ebullición, o más fácil de
recordar, constante ebulloscópica del solvente. Cada solvente tiene su propio valor de Kb, como lo
ilustra la Tabla 1.
Tabla 1 Constantes ebulloscópicas de varios solventes. Tomado de la literatura.[1]
Solvente Punto de ebullición
normal (ºC) Kb (ºC/m)
Agua, H2O
Benceno, C6H6
Etanol, C2H5OH
Tetracloruro de carbono, CCl4
Cloroformo, CHCl3
100.0
80.1
78.4
76.8
61.2
0.51
2.53
1.22
5.02
3.63
El factor i se conoce como Factor de Van’tHoff, y corresponde al número total de partículas que el
soluto el aporta al solvente al disolverse en él. De manera ideal, corresponde al total de iones o de
partículas que en las que un soluto se disocia en solución. Por ejemplo, cuando una molécula de NaCl(s)
se disuelve en agua, quedan en solución dos partículas, el catión Na+(ac) y el anión Cl
-(ac), por lo que el
factor de Van’tHoff ideal del NaCl(s) es 2. Sustancias covalentes, al estar formadas por iones, tiene en
agua un factor de Van’tHoff ideal de 1. Cabe aclarar que muchas veces el factor de Van’tHoff que se
obtiene a partir de valores de propiedades coligativas experimentales no es ideal, es decir, no es un
número entero sino decimal, lo cual se explica porque los iones, una vez disueltos, no suelen permanecer
separados unos de otros sino que se asocian en pares iónicos, por lo que muchas soluciones muestran
que el factor de Van’tHoff real es menor al ideal, efecto más notorio al aumentar la concentración.
Ejercicio 2: ¿Cuánto vale el factor de Van’tHoff ideal para los siguientes solutos?
a) Ca(OH)2(s) b) NaCl(s) c) C2H5OH(l) d) (s) e) (l)
3) Disminución del punto de congelación
Como la presencia del soluto hace descender la presión de vapor del solvente, y el punto de congelación
es la temperatura a la cual la presión de vapor del solvente líquido es igual a la del solvente sólido, el
punto de congelación del solvente también debe bajar respecto al del solvente puro. La disminución del
punto de congelación Tfes una cantidad positiva que se obtiene restando el punto de congelación de la
solución, Tf, del punto de congelación del solvente puro, y esta disminución es proporcional a la
molalidad del soluto no volátil en la solución:
(3)
imKTTT solutobbbb
0
imKTTT solutoffff
0
Donde Kfse conoce como constante molal de descenso del punto de congelación, o más fácil de recordar,
constante crioscópica del solvente. Cada solvente tiene su propio valor de Kf, como lo ilustra la Tabla 2.
Tabla 2 Constantes crioscópicas de varios solventes. Tomado de la literatura.[1]
Solvente Punto de congelación
normal (ºC) Kf(ºC/m)
Agua, H2O
Benceno, C6H6
Etanol, C2H5OH
Tetracloruro de carbono, CCl4
Cloroformo, CHCl3
0.0
5.5
-114.6
-22.3
63.5
1.86
5.12
1.99
29.8
4.68
En el descenso crioscópico, el factor de Van’tHoff opera como se describió antes.
Ejercicio 3: Enliste las siguientes soluciones acuosas en orden de mayor a menor punto de congelación
esperado: CaCl2(ac) 0.050 m;NaCl(ac) 0.15 m; HCl(ac) 0.10 m; CH3COOH(ac) 0.050 m; C12H22O11
(ac) 0.10 m.
4) Presión osmótica
Cuando dos soluciones de distinta concentración están en contacto a través de una membrana
semipermeable (membrana que deja pasar sólo unas moléculas y no otras), y la membrana sólo deja
pasar moléculas de solvente, habrá un paso espontaneo de moléculas de solvente desde la región más
diluida hacia la más concentrada; es decir, el solvente viajara hacia donde haga falta, y habrá una
tendencia a igualar las concentraciones de las dos soluciones. Este proceso se denomina ósmosis. Este
proceso se detiene cuando ha pasado tanto solvente que la solución que tiene más volumen (por efecto
de la llegada de las moléculas de solvente) ejerce suficiente presión sobre la membrana para detener el
paso de las moléculas de solvente. Esto se ilustra en la Figura 3.
Como este proceso es natural, espontáneo, si se quiere evitar la ósmosis hay que ejercer una presión
externa sobre la solución más concentrada para que no ocurra, por lo que la presión necesaria para
evitar la ósmosis por paso de solvente puro se llama presión osmótica, hablando de una solución en
contacto con solvente puro,y es directamente proporcional a la molaridad M de la solución:
(4)
Donde n2 son las moles del soluto. Si se habla de una solución en contacto con otra de menor
concentración, la presión osmótica se define como:
(5)
Donde M2es la molaridad de la solución más concentrada y M1 es la molaridad de la solución más
diluida.
RTV
nMRT
solución
2
RTMM )( 12
(a) (b)
Figura 3 Presión osmótica. (a) Cuando dos soluciones de distintas concentraciones están en contacto a través de una
membrana semipermeable, que sólo deje moverse libremente a las moléculas del solvente, ocurre un paso espontáneo de las
moléculas de solvente desde la región más diluida hacia la más concentrada, fenómeno llamado ósmosis, la cual tiende a
lograr que las concentraciones se igualen. (b) La ósmosis ocurrirá hasta que la presión provocada por el solvente que ha
pasado detenga el paso de otras moléculas de solvente.
Dos soluciones que tengan la misma presión osmótica se denominan isotónicas. Si las dos soluciones
tienen distintas presiones osmóticas, la de mayor se denomina hipertónica y la de menor valor de se
denomina hipotónica.
Ejercicio 4: Si se quiere utilizar la ecuación (4) para calcular la presión osmótica de una solución donde
el soluto se disocia o hay más de un soluto, ¿Cómo se debe calcular la molaridad M de la solución?
(Pista: Tenga en cuenta que la presión osmótica, como todas las propiedades Coligativas, depende de la
cantidad total de partículas disueltas, no de su naturaleza química.)
2. Empleo de las propiedades coligativas en la determinación de la masa molar del soluto
El principal uso de las propiedades coligativas es la determinación de masas molares de solutos. Aunque
se puede usar cualquier propiedad coligativas apara esto, en general sólo suele usarse el descenso
crioscópico y la presión osmótica, por ser las más sensibles, es decir, las que mayor respuesta tienen ante
la presencia del soluto. La forma de calcular la masa molar de un soluto a partir de propiedades
coligativas se ilustra a continuación.
Si se usa la Disminución de la presión de vapor, hay que recordar que
Entonces, conociendo la masa de soluto gsolutoque produce una presión de vapor del solvente sobre la
solución, se pueden despejar las moles del soluto n2:
0 011, 1 1, 1,
1 2
T T T
nP X P P
n n
TP,1
Baja
Concentración
M1
Alta
Concentración
M2
Membrana semipermeable
Presión
osmótica
Y se llega a que la masa molar del solutoMM2 se calcula, en g/mol, como
(6)
Si se usa el Descenso en el punto de congelación, hay que recordar que
Entonces, conociendo y gsoluto, se puede despejar , y MM2 se obtiene en g/mol como
(7)
Si se usa el Aumento del punto de ebullición, hay que recordar que
Entonces, conociendo y gsoluto, se puede despejar , y MM2se obtiene en g/mol como
(8)
Si se usa la Presión osmótica, hay que recordar que
Entonces, conociendo , la masa molecular del soluto se calcula, en g/mol, como
(9)
Donde no hay que olvidar que debe estar en atmósferas, y R y T en unidades consistentes.
MATERIALES Y REACTIVOS
Tubo probeta
Termómetro
Agitador
Soporte universal
Pinza para probeta
Vaso de precipitados
Cronómetro
Naftaleno (0.3 g)
Benceno (10 mL)
Ácido Acético glacial (10 mL)
Ácido Benzóico (0.5g)
Hielo (lo deben traer los alumnos)
Cloruro de sodio
Tapón bihoradado
0
1 1, 1,
2
1,
T T
T
n P Pn
P
1,
2 0
1 1, 1,
T soluto
T T
P gMM
n P P
imKT solutoff
fT solutom
solventef
fsoluto
KgT
iKgMM2
imKT solutobb
bT solutom
solventeb
bsoluto
KgT
iKgMM 2
RTV
nMRT
solución
2
solución
soluto
V
gRTMM 2
PROCEDIMIENTO
NOTA: USO PERMANENTE DE TODAS SUS ELEMENTOS DE SEGURIDAD
1. En un vaso de precipitados realice una mezcla frigorífica, para lo cual coloque agua del grifo hasta la
marca de 300 mL, ponga el termómetro dentro del vaso y vaya añadiendo hielo picado hasta que la
lectura del termómetro le indique 3 ºC.
2. Tome el tapón bihoradado y coloque en un hueco el termómetro y en el otro el agitador alambre de
cobre, de forma que la punta del alambre quede hacia arriba.
3. En el tubo probeta coloque 10 mLdelsolvente que le indique su docente (benceno, d1 = 0.875 g/mL
o Ácido Acético Glacial, d1 = 1.049 g/mL) exactamente medidos con pipeta graduada, Y TAPE
INMEDIATAMENTE EL TUBO PROBETA CON EL TAPÓN BIHORADADO, de forma que el
tubo quede con el termómetro y el agitador de cobre dentro del solvente, pero asegúrese de que el
termómetro no toca el tubo por ninguna parte. Escriba la temperatura inicial del conjunto en la
Tabla 1 en tiempo 0 y sin agitación. Escriba en la Tabla 1 el volumen que realmente tomó del
solvente enV1.
4. Coloque todo el conjunto formado por el tubo con solvente, termómetro, tapón bihoradado y agitador
de cobre sobre el vaso de precipitados con ayuda de la nuez, la pinza y un soporte universal (Ver
Figura 1), pero no lo sumerja en la mezcla frigorífica.
5. En el momento, indicado por su docente, en el cual el tubo con el benceno se sumerja dentro del baño
frío, debe empezarse a agitar el sistema de manera ininterrumpida, con el agitador de cobre, y al
tiempo se activa el cronómetro, y cada 30 segundos, se lee la temperatura del sistema y se escribe en
la Tabla 2, sin detener el tiempo ni dejar de agitar el sistema. De esta forma se llena en la Tabla 2 la
columna referente al Solvente Puro Con Agitación.
6. Cuando la temperatura se estabilice de forma que una misma temperatura se mantenga estable por
más de 3 minutos ó 6 lecturas seguidas, (se obtiene el punto de congelación), se suspende la
operación y se procede a sacar el conjunto del baño frío y a descongelar el benceno.
7. Verifique que la temperatura del baño frío es de 3 ºC, quitando agua y agregando hielo.
8. Realice el mismo procedimiento anterior, pasos 5 a 7, pero sin agitación, para llenar en la Tabla 2 la
columna referente al Solvente Puro Sin Agitación.
9. Deje descongelar el solvente, agregue al tubo 0.5 g del soluto no volátil (Naftaleno ó Ácido
Benzoico) exactamente pesados y agite hasta disolución total del soluto. Realice los pasos 4 hasta 6
con agitación para llenar en la Tabla 2 la columna referente Solución con Agitación.
10. Complete la Tabla 3, calculando los valores que pide la Tabla como la misma Tabla lo indica.
Figura 1 Montaje para determinación de punto de congelación
Tabla 2 Determinación del punto de congelación del solvente y de la solución
Solvente Puro
Con Agitación
Solvente Puro
Sin Agitación
Solución
(Solvente + Soluto no volátil)
Con Agitación
Tiempo
(s) T (°C)
Tiempo
(s) T (°C)
Tiempo
(s) T (°C)
Tiempo
(s) T (°C)
Tiempo
(s) T (°C)
Tiempo
(s) T (°C)
0 540 0 540 0 540
30 570 30 570 30 570
60 600 60 600 60 600
90 630 90 630 90 630
120 660 120 660 120 660
150 690 150 690 150 690
180 720 180 720 180 720
210 750 210 750 210 750
240 780 240 780 240 780
270 810 270 810 270 810
300 840 300 840 300 840
330 870 330 870 330 870
360 900 360 900 360 900
390 930 390 930 390 930
420 960 420 960 420 960
450 990 450 990 450 990
480 1020 480 1020 480 1020
510 1050 510 1050 510 1050
Tabla 3 Determinación de la masa molar experimental del soluto
(ºC) (º C) (º C)
mExp,
Masa de
Soluto
pesado (g)
gs
V1
(mL)
ns,
MM2
Teórica
(g/mol)
MM2
Experimental
(g/mol)
MM2 = gs/ ns
%
Error
RESULTADOS
En este orden, presente en su informe sus
Cálculos: Escriba todos los cálculos que le permitieron llenar las Tablas anteriores.
Tablas: Coloque las tablas anteriores ya llenas con sus resultados.
Figuras: Para su informe, debe realizar y anexar las gráficas de Tiempo de congelación vs.
Temperatura de congelación para los tres casos y dibuje rectángulos alrededor de las partes de
sus graficas en las que se resalte el proceso de sobre enfriamiento.
No olvide hacer todo esto siguiendo las recomendaciones de su docente.
0
fT fT fT
iK
T
f
f 1 1( )
1000
Expm V d
DISCUSIÓN DE RESULTADOS
Para realizar su discusión, use sus resultados calculados, tabulados o graficados para responder las
siguientes preguntas, de la manera más breve pero detallada posible (En su informe, coloque las
siguientes preguntas y sus respuestas):
1. ¿A qué temperatura se formaron cristales en el primer experimento? ____________
2. ¿Dónde se estabilizo la temperatura después del súper enfriamiento en el segundo experimento?
______________
3. ¿Cuál es su punto de congelación experimental del solvente (Benceno o Ácido Acético glacial según
el caso)? ______________
4. ¿Cuál es el punto de congelación teórico del solvente (Benceno o Ácido Acético Glacial?
______________
5. ¿Cuántos grados bajó el punto de congelación debido al soluto (naftaleno o Ácido Benzoico)? Haga
esto aproximando al decimal más cercano el valor de temperatura entre las partes planas de su gráfica
de Tiempo de congelación vs. Temperatura de congelación para la solución. Marque con una
flecha el área de la gráfica sobre la cual aproxima.
6. ¿Cuál es el efecto de agitar el solvente puro (Benceno o Ácido Acético), en el proceso de obtener el
punto de Congelación del solvente?
7. ¿Qué es el sobre enfriamiento de un solvente?
8. ¿En sus experimentos, obtiene sobre enfriamiento del solvente? ¿Por qué sí, o por qué no?
9. ¿Qué tienen en común el punto de fusión y el punto de congelación de una sustancia?
10. ¿Cuál es la diferencia entre el punto de fusión y el punto de congelación de una sustancia?
11. ¿Cuál es la masa molecular experimental del soluto? Justifique su respuesta con sus cálculos.
12. ¿Cuál es el porcentaje de error? Justifique su respuesta con sus cálculos.
CONCLUSIONES
Como son cuatros los objetivos de la práctica, deberán ser cuatro las conclusiones que presente en su
informe.
CUESTIONARIO
En su informe, coloque cada una de las siguientes Ejercicios y sus respuestas:
1. A 25.0 ºC, una solución de un soluto no electrolito no volátil muestra una presión de vapor del
solvente sobre la solución de 23.2 torr. La presión de vapor del solvente puro es 23.8 torr a la misma
temperatura. Si la solución se realizó disolviendo 50.0 mL de soluto (d = 1.26 g/mL) en 500.0 mL
de agua (d = 1.00 g/mL), calcular la masa molar del soluto.
2. La adrenalina, también llamada epinefrina cuando se obtiene de manera sintética, es la hormona
que provoca la producción de moléculas extra de glucosa cuando se está bajo estrés o emergencia.
Una solución de 0.64 g de adrenalina disuelta en 36.0 g de CCl4(l) presenta una elevación del punto
de ebullición del solvente de 0.49 ºC. (el valor de Kb para el CCl4 aparece en la Tabla 1).
a. Calcule la masa molar de la adrenalina.
b. ¿La masa molar de la adrenalina que calculó en el punto anterior coincide con la que se obtiene a
partir de la siguiente fórmula estructural? Calcule el porcentaje de error.
Átomos de color negro: Carbonos
Átomos de color blanco: Hidrógenos
3. Cuando 0.55 g de Ácido benzoico puro, C6H5COOH, se disuelven en 32.0 g de Benceno (C6H6), la
solución se congela a 5.14 ºC. Si el punto de congelación del solvente puro es 5.5 ºC,
a. Calcule la masa molar del ácido benzoico.
b. Use la siguiente estructura para explicar la diferencia entre el valor antes calculado y el valor real de
la masa molar del Ácido benzoico, que como se puede notar en la estructura, es de 122 g/mol:
4. Una solución de 0.150 g una proteína llamada lisozima, disuelta en 210 mL de solución, presenta una
presión osmótica de 0.953 torr a 25.0 ºC. Calcule la masa molar de la lisozima.
INFORME
Realice su informe siguiendo las indicaciones de su docente. Entregue su informe impreso y a tiempo.
LITERATURA RECOMENDADA
[1] Brown, T. L.;LeMay, Jr., H. E.; Bursten, B. E.;Murphy, C. J.: Química: La ciencia central. Pearson
Educación, 11a Edición (2009), México DF. Capítulo 13.
Oxígenos
Nitrógeno
PRÁCTICA 4: CINÉTICA QUÍMICA
FACTORES QUE MODIFICAN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA
OBJETIVOS
1. Comprobar el efecto de las concentraciones iniciales y de la temperatura sobre la velocidad de
reacción.
2. Determinar los órdenes de reacción (parciales y total), la Ley de Velocidad experimental y la Energía
de activación experimental para la reacción redox estudiada.
3. Discutir sobre las diferentes razones que afectan los resultados experimentales y su efecto sobre el
estudio cinético realizado.
MARCO TEÓRICO [1; 2]
1. Velocidad de Reacción
Esta práctica aborda algunos aspectos cuantitativos de la velocidad de las reacciones químicas. En
particular, nos interesa conocer y controlar la influencia cinética de la concentración y de la
temperatura, y su reflejo cuantitativo en forma de ecuaciones o leyes cinéticas empíricas. Para
conseguir un mejor aprovechamiento de las experiencias a realizar, es necesario dominar los
fundamentos y significado de los conceptos más básicos que se definen en Cinética Química.
En primer lugar, debemos definir una magnitud que nos mida la velocidad de reacción de manera
concreta. Para una reacción genérica:
aA + b B +.....→ c C + d D .... {1}
Se desea que la velocidad de reacción nos mida cuán rápido se forma o consume un producto o reactivo,
respectivamente, en un instante de tiempo dado. La definición de velocidad de reacción no debe
depender del número o tipo de especies químicas implicadas, y debe corresponderse con una magnitud
intensiva. Ambas condiciones se satisfacen si definimos la velocidad de reacción como el cambio
concentraciones de reactivos o productos con respecto al tiempo, pero dividiendo cada velocidad
entre su respectivocoeficienteestequiométrico de la ecuación balanceada, y poniendo signo negativo
en el caso de los reactivos, puesto que la concentración de los mismos disminuye con el paso de la
reacción. Así, para un sistema homogéneo como la reacción [1], se define la Velocidad promedio de
reacción, o simplemente la Velocidad de reacción, V, haciendo uso de las molaridades y los
coeficientes estequiométricos balanceados, mediante una Ley Cinética General:
(1)
En esta ecuación, [A] significa [A]Final – [A]Inicial y testFinal – t Inicial.
t
]D[
d
1
t
]C[
c
1
t
]B[
b
1
t
]A[
a
1V
Ejercicio 1
¿Cuáles son las unidades de Vsegún la ecuación (1)?
En ocasiones resulta conveniente hablar de la velocidad de desaparición de un reactivo o de formación
de un producto específico. Obviamente, la velocidad de reacción global relaciona entre sí a las
velocidades de reacción específicas.
Ejercicio 2 En la reacción
2 O3(g) → 3 O2(g)
a) ¿Cómo se relaciona la velocidad de desaparición del ozono, - [O3]/ t, con la velocidad de
formación de oxígeno [O2]/ t? Pista: analice y use la ecuación (1)
b) Si se forma oxígeno con una velocidad 6.0 x 10-5
M/s en un instante dado, ¿con qué velocidad
se estará consumiendo ozono?
La ecuación (1) es sencilla de interpretar: si conocemos cómo varía la concentración de cualquier
especie química en función del tiempo, entonces podremos obtener inmediatamente la velocidad de
reacción. Sin embargo, una cosa es la Velocidad de reacción promedio (o Velocidad Media),
[A]/ t,que se calcula para un intervalo temporal dado, y otra es la Velocidad de reacción instantánea
(o Velocidad Instantánea), d[A]/dt, que es la derivada de la concentración con respecto a ten un
instante dado. Estas dos cosas las podemos ilustrar mejor con el siguiente ejemplo, que muestra datos
cinéticos para la hidrólisis del cloruro de n-butilo?, C4H9Cl(l):
C4H9Cl(l) + H-HO(l)→ C4H9OH(ac) + HCl(ac)
La evolución temporal de la concentración de cloruro de butilo a partir de un tiempo t = 0 y una
concentración inicial 0.1000 M se recoge en la siguientes Tabla 1 y Figura 1:
Tabla 1 Datos cinéticos para la hidrólisis del C4H9Cl(l)
Tiempot(s) Concentración
[C4H9Cl] (M)
Velocidad
Media (M/s)
0.0 0.1000 1.9 x 10
-4
50.0 0.0905
100.0 0.0820 1.7 x 10-4
150.0 0.0741 1.6 x 10-4
200.0 0.0671 1.4 x 10-4
300.0 0.0549 1.22 x 10-4
400.0 0.0448 1.01 x 10-4
500.0 0.0368 0.80 x 10-4
800.0 0.0200 0.560 x 10-4
1000.0 0
Por un lado, la Velocidad de reacción media de cada intervalo Δten la Tabla se calcula como
Por el otro, la pendiente en cada punto de la curva corresponde a la Velocidad de
reacción instantánea, Claramente, las dos velocidades llegan a ser iguales si Δt→0.
Cuando se habla de escribir la cinética general de una reacción, se hace referencia a usar la ecuación (1)
antes presentada y aplicarla a una reacción dada. Por ejemplo, si se pide escribir la cinética general de la
siguiente reacción
La respuesta es escribir la velocidad de reacción en términos de las velocidades de desaparición de los
reactivos y de formación de los productos, tal como lo enseña la ecuación (1), así:
2. La Influencia de la Concentración sobre la velocidad: Ley de Velocidad [1]
Intuitivamente es fácil ver cómo la velocidad de reacción será tanto mayor cuanto mayor sea la
concentración de los reactivos. Ahora nos ocuparemos de enunciar cuantitativamente esta relación entre
velocidad de reacción y concentración de reactivos. Se puede encontrar, a partir de datos experimentales
de concentraciones de los reactivos y velocidad inicial de reacción, una ecuación o Ley de velocidad,
que es puramente empírica, y sirve para determinar cómo cambia la velocidad cuando cambian las
concentraciones de los reactivos en una reacción dada. Así, para una reacción general homogénea del
tipo
aA + b B +…z Z→ Productos {2}
La Ley de velocidad se escribe como
(2)
Donde los exponentes x,y, n se denominan órdenes particulares de reacción con respecto a cada
reactivo, y la suma de todos ellos se denomina orden general o total de reacción, o simplemente, el
orden de la reacción. No olvide que los órdenes de reacción no son iguales ni tienen nada que ver con
los coeficientes estequiométricos que resulten al balancear la reacción.
Ejercicio 3
Observe los siguientes ejemplos concretos de reacciones químicas y leyes de velocidades. Determine el
orden global de reacción para cada una de ellas y las unidades de la constante cinética correspondiente.
Reacción Ley de Velocidad Orden global Unidades de k
2 N2O5(g) → 4 NO2(g) + O2(g) V = k [N2O5]
CHCl3(g) + Cl2(g) → CCl4(g) + HCl(g) V = k [CHCl3][Cl2]½
H2(g) + I2(g) → 2 HI(g) V = k [H2][I2]
2 NO(g) + 2 H2(g) → N2(g) + 2H2O(g) V = k [NO]2[H2]
4 9[C H Cl].
tV
4 9[C H Cl].
dV
dt
)(OH3)(I2)(H6)(I3)(IO 223 lacacacac
.t
]OH[
3
1
t
]I[
2
1
t
]H[
6
1
t
]I[
3
1
t
]IO[
1
1 223V
k[A] [B] ....[Z]x y nV
La obtención de una ley cinética satisface un objetivo fundamentalmente práctico, ya que conocido el
valor de k y los órdenes parciales de reacción, podemos predecir la velocidad de reacción en otras
condiciones de concentración, todo a temperatura fija.
Determinación de una Ley Cinética: Método de las Velocidades Iniciales [1]
Por mucho que se observe una ecuación química, no se podrá deducir su ley cinética, pues los
coeficientes estequiométricos no dicen nada sobre los órdenes de reacción.Hay que realizar
experimentospara conocer datos cinéticos, ya sea en forma de velocidades de reacción o de cambios de
concentración frente al tiempo. Pero además, hay que diseñar el experimento de acuerdo al posterior
tratamiento de los datos, ya que existen diversas posibilidades para extraer leyes cinéticas. En esta
práctica se va a seguir una estrategia particularmente adaptada para un laboratorio, el método de las
velocidades iniciales. El siguiente ejemplo nos sirve para ilustrar el modo en el que hay que tratar los
datos experimentales de esta práctica.
Supóngase que para una reacción A+B→C semiden las velocidades de reacción a distintas
concentraciones iniciales:
Tabla 2 Ejemplo de datos cinéticos para calcular órdenes de reacción
Experimento [A] (M) [B] (M) V inicial
(M/s)
1 0.100 0.100 4.0 x 10-5
2 0.100 0.200 4.0 x 10-5
3 0.200 0.100 16.0 x 10-5
A partir de estos valores vamos a asumir que la ley de velocidad es del tipo V = k[A]
x[B]
y. El método
consiste en determinar el efecto de variar la concentración de cada reactivo sobre la velocidad de
reacción. Para esto, se analiza el efecto de la variación de cada reactivo por separado, es decir, para cada
reactivo se escogen dos experimentos donde la concentración del reactivo que estoy analizando cambie,
pero la concentración de los demás reactivos sea constante. Así, se dividen las concentraciones que
cambian y el resultado se compara con lo que resulte de dividir las velocidades correspondientes, para
obtener el exponente que corresponde al reactivo analizado en la ley de velocidad. En este ejemplo,
usando los datos de los experimentos 1 y 3 (en los que [A] cambia pero [B] no) se escribe
Pero también
Por lo que se concluye que el coeficiente que corresponde al reactivo A en la ley de velocidad de este
ejemplo, es decir, el orden parcial de reacción con respecto a A, es
.
x
x
x
yx
yx
k
k
V
V2
]0.100[
]0.200[
]0.100[]0.100[
]100.0[]0.200[
1
3
4/100.4
/100.165
5
1
3
sM
sM
V
V
2 ,2 Log/4 Log ,42 xxx
Se ha utilizado el hecho de que siax = b, x = (Log10 b)/(Log10 a).
De manera análoga, ahora se analiza el efecto del reactivo B sobre Vcon [A] constante, para lo cual
escogemos los experimentos 1 y 2:
Pero también
Por lo que se concluye que el coeficiente que corresponde al reactivo B en la ley de velocidad de este
ejemplo, es decir, el orden parcial de reacción con respecto a B, es
.
Ya teniendo los valores de los órdenes de reacción para cada reactivo, la ley de velocidad para este
ejemplo resulta ser
V = k[A]2[B]
0
Pero como [B]0 = 1, la Ley de Velocidad determinada para este ejemplo mediante el método de las
velocidades iniciales, queda escrita como
V = k[A]2.
Así, se obtiene que, en este ejemplo, la reacción A+B→C obedece una ley cinética de orden 2: V =
k[A]2 . El orden parcial de la reacción con respecto al reactivo A es 2, y con respecto a B, es 0, por lo
que el orden total, o general, o simplemente, el orden de la reacción, es 2.
Ejercicio 4
A partir de los datos de la Tabla 2, calcular el valor de la constante de
velocidad k
(Valor numérico y unidades correctas.)
Ejercicio 5
Establezca las unidades correctas para k si el orden totalde una reacción es
a.1 b. 2 c. 3 d. 0
3. La Influencia de la Temperatura sobre la velocidad: La Ecuación de Arrhenius [2]
Las velocidades de la mayoría de las reacciones químicas aumentan al aumentar la temperatura. Esto se
puede notar muy fácilmente en nuestra vida diaria. Cuando se refrigeran los alimentos, el descenso de
temperatura hace que la velocidad a la cual los microorganismos descomponen los alimentos baje
ostensiblemente, por ejemplo.
y
y
y
yx
yx
k
k
V
V2
]0.100[
]0.200[
]0.100[]0.100[
]200.0[]0.100[
1
2
1/100.4
/100.45
5
1
2
sM
sM
V
V
0 ,2 Log/1 Log ,12 yyy
El efecto concreto de la temperatura sobre la velocidad de reacción radica en que la constante de
velocidad k aumenta con el aumento de temperatura. Por ejemplo, considere la reacción de
isomerización del metilisonitrilo, ,que es de primer orden, para la cual la
variación de k con temperatura se ilustra a continuación en la Figura 2.
T (K)
Figura 2 Dependencia de la constante de velocidad con la temperatura. Variación delak de primer orden en función de
la temperaturapara el reordenamiento del metilisonitrilo a acetonitrilo. Tomado de la literatura [2].
En la Figura 2 se nota que la constante de velocidad, y por tanto, la velocidad de reacción, aumenta
rápidamente con el aumento de temperatura; generalmente, la velocidad de reacción se dobla por cada
10 ºC de aumento en temperatura, si bien no una es regla exacta.
En 1888, el químico sueco Svante Arrhenius afirmó que las moléculas debían tener una mínima energía
para reaccionar, es decir, que para que una molécula de un reactivo reaccione con otro reactivo o ella
sola comience a transformarse en producto alguno, debe superar un cierto valor de energía propio de
cada reacción. Entonces, desde este aporte de Arrhenius, se conoce como energía de activación Ea a la
energía mínima requerida para iniciar una reacción química. El valor de Ea es diferente para cada
reacción. La forma en que las moléculas pueden obtener la energía requerida para iniciar la reacción se
puede entender mediante dos conceptos llamados modelo de colisiones y factor de orientación.
a) Modelo de colisiones: La idea central de este modelo es que las moléculas deben chocar para
poder reaccionar. A medida que van chocando, más energía van ganando las moléculas, hasta que
pueden lograr la energía requerida para iniciar la reacción, Ea. Sin embargo, si todas las colisiones
fueran efectivas, todas las reacciones ocurrirían muy rápidamente; la realidad es que tan sólo una
muy pequeña parte de las colisiones proveer moléculas que alcanzan la energía requerida. Esto se
explica mediante el factor de orientación.
3 3CH NC( ) CH CN( )g g
b) Factor de orientación: No es suficiente que las moléculas choquen para que alcancen la Ea , sino
que los choques deben estar adecuadamente orientados para que la energía producto del choque sea
empleada en la formación de los productos deseados. Por ejemplo, considere la posible reacción
, la cual se ilustra en la Figura 3.
Figura 3 El factor de orientación. Dos posibles formas en que los átomos de Cl y las moléculas de NOCl pueden chocar
para reaccionar: (a) Si las moléculas están adecuadamente orientadas, es decir, si el átomo de Cl al chocar encuentra al Cl del
NOCl, ocurre una colisión cuya energía es empleada en formar el enlace Cl-Cl, lo que sí produce la reacción deseada.(b) Si el
choque ocurre pero los reactivos no están adecuadamente orientadas, la energía del choque no servirá, porque no se podrá
formar el producto deseado (pues el Cl no encuentra al otro Cl). Tomado de la literatura. [2]
Entonces, sólo una pequeña parte de los choques producen una reacción dada, porque sólo una pequeña
parte de ellos están adecuadamente orientados.
Acá notamos el efecto neto de la temperatura sobre la velocidad de reacción: el aumento de la
temperatura hace que una mayor fracción de moléculas alcancen una energía cinética mayor que
Ea, lo cual provoca que la velocidad de reacción aumente.
La fracción de moléculas que tiene una energía igual o mayor a Ea está dada por la expresión
(3)
Donde R es la constante de los gases en unidades de energía (8.314 J/mol K) y T es la temperatura
absoluta. Para dar una idea de la magnitud de f , suponga que Ea es 100 KJ/mol, un valor típico para
muchas reacciones, y que T es 300 K (cerca de la temperatura ambiente). El valor calculado usando la
/( )aE RTf e
Antes del choque Ocurre el choque Después del choque
(a) Choque inefectivo
Antes del choque Ocurre el choque Después del choque
(b) Choque efectivo
ecuación (3) para f es 3.9 x 10-18
, ¡Un número extremadamente pequeño! A 310 K, daría 1.4 x 10-17
.
Entonces un aumento de 10 K produce un aumento de 3.6 veces en la fracción de moléculas que poseen
al menos una energía de 100 KJ/mol.
Más concretamente, Arrhenius encontró que el incremento en la constante de velocidad con el aumento
de temperatura se comporta de manera no lineal, como se mostró antes en la Fig. 2. Él encontró que la
cinética de mayoría de las reacciones obedece a una ecuación que tiene en cuenta tres factores:
a) La fracción f de moléculas que poseen una energía mayor o igual a Ea, y por lo tanto, pueden
reaccionar,
b) El número de colisiones entre las moléculas de reactivos que ocurren por segundo, y
c) La fracción de colisiones que tienen la adecuada orientación.
Estos tres factores se reúnen en la ecuación de Arrhenius:
(3)
Donde k es la constante de velocidad, Ea es la energía de activación, R es la constante de los gases
ideales (en unidades de energía, 8.314 J/mol K), y T es la temperatura absoluta. El término A se
denominafactor de frecuencia, es prácticamente constante con temperatura, y contiene al tiempo
información sobre la frecuencia de colisiones y la cantidad de colisiones que ocurren adecuadamente
orientadas para lograr la reacción. En la ecuación de Arrhenius (3) se nota que a medida que Ea aumenta,
k disminuye porque la fracción de moléculas que tiene la energía requerida es menor. Por lo tanto, la
velocidad de reacción disminuye si la energía de activación Ea aumenta. Es muy importante notar que
f es generalmente un número muy pequeño, pero A es generalmente un número muy grande, y ninguno
de los dos tiene unidades, Por ello, la constante de velocidad k, que es la multiplicación de los dos,
indica el balance entre la cantidad de choques y la fracción de moléculas que al chocar alcanzan la Ea.: A
mayores valores de A y de f, habrán muchos choques y gran parte de ellos lograrán una energía mayor o
igual a la Ea.
Calcular Ea usando la ecuación de Arrhenius
Si se toma el logaritmo natural a ambos lados de la ecuación (3), se obtiene que
(4)
La ecuación (4) nos dice que si elaboramos una gráfica de ln k (en el eje de las y) contra 1/T (En el eje
de las x, y con T en Kelvin) obtendremos una tendencia lineal, cuya pendiente (m o a, según el método
de ajuste lineal usado) es igual a –Ea/R, y cuyo intercepto b es igual a ln A. Por tanto, usando datos de
constante de velocidad a varias temperaturas, podemos determinar la energía de activación y el factor de
frecuencia de la reacción estudiada, porque en la gráfica de ln k contra 1/T, Ea = -mR (también Ea = -aR)
y A = eb (Ver Figura 4).
/aE RTk A f A e
ln ln( )
ó
aEk A
RT
y ax b
y mx b
A = e
b = e
30.53 = 1.8 x 10
13.
Figura 4 Determinación de la energía de activación. Al graficar ln k contra 1/T, pendiente = -Ea /R e intercepto = ln A.
2. La reacción que se va a estudiar en esta práctica: KMnO4 + H2C2O4
La reacción que será el objeto de estudio de esta práctica es la reacción redox entre el KMnO4(ac) y el
H2C2O4 2H2O(ac), la cual se puede notar que termina con relativa facilidad gracias a que el Mn7+
(ac)
presenta un color fuertemente púrpura, pero al terminar la reacción queda como Mn2+
(ac), el cual es
prácticamente incoloro [1]:
KMnO4(ac) + H2C2O4 2H2O(ac) Mn2+
(ac) + CO2(g) {3}
Esta reacción presenta varias ventajas para la práctica: Primero, se puede establecer uno de los reactivos
como el reactivo límite o limitante, y así hacer todos los cálculos cinéticos teniendo en cuenta sólo dicho
reactivo (normalmente, tal como se hará en esta práctica, se escoge al KMnO4 como el reactivo
limitante, realizando los experimentos con exceso conocido de H2C2O4), lo cual facilita el estudio
cinético cuantitativo de la reacción, al enfocarse en un solo reactivo. Segundo, la reacción es
autoindicadora, pues la desaparición del color del KMnO4 es la forma de determinar el final de la
reacción; cuando esto no ocurre, se debe usar alguna otra sustancia que indique el final de la reacción, o
incluso se debe utilizar una reacción reloj, es decir, una segunda reacción, que no interfiera con la
reacción cuya cinética se va a estudiar, y cuyo inicio, justo al terminar la primera, claramente indique
que la cinética de interés ha terminado.
Entonces, en esta práctica, el registro del tiempo necesario para los cálculos cinéticos se debe iniciar
apenas se agrega el ácido oxálico, y se debe detener al final de la reacción, que se tendrá cuando el color
inicialmente púrpura del tubo de ensayo cambie completamente por un color amarillo ocre, o se torne
incoloro.
Ejercicio 6
Balancee correctamente la reacción redox {3} entre el KMnO4 y el H2C2O4(sugerencia: use el método
de las semirreacciones, y observe que se trata de un proceso en medio ácido).
Ejercicio 7
Escriba la cinética general de la reacción que acaba de obtener, puesto que la cinética que se usará en
los cálculos de esta práctica es la que corresponde a la reacción redox balanceada {3} entre el KMnO4 y
el H2C2O4 2H2O.
Intercepto = lnA
Pendiente = -Ea/R
MATERIALES Y REACTIVOS
6 tubos de ensayo
1 vaso de precipitados de 250 mL
1 aro*
1 malla de asbesto*
1 nuez*
1 termómetro
1 cronómetro
1 gradilla
1 agitador
Solución de Acido oxálico 0.50M
solución de Permanganato de potasio 1.0 % p/v
Agua destilada
*Estos elementos pueden ser reemplazados
por baños termostatados.
PROCEDIMIENTO
Parte 1: Efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción
1) Seque sus tubos de ensayo usando toallas de cocina y márquelos del 1 al 6, y colóquelos en su
gradilla en orden numérico.
2) Sólo si su docente se lo solicita, prepare las siguientes soluciones acuosas:
i. 100 mL de una solución acuosa 0.5 M de H2C2O4 2H2O, pesando primero, en un vaso de
precipitados limpio y seco, exactamente 6.30 g del reactivo; luego agregue 75 mL de agua
destilada y agite constantemente el vaso hasta completa disolución del sólido pesado. Termine la
solución transfiriendo cuantitativamente el contenido del vaso al balón de 100 mL, previamente
bien purgado con agua destilada, y completando a volumen con agua destilada. No olvide
homogeneizar.
ii. 100 mL de una solución acuosa 0.0633M de KMnO4 (1% peso/volumen), pesando primero, en un
balón aforado de 100 mL, exactamente 1.00 g del reactivo; luego agregue 75 mL de agua destilada
tape y agite constantemente el balón hasta completa disolución del sólido pesado. Complete a
volumen y homogenice.
3) El grupo debe escoger cinco vasos de precipitados limpios y secos, para marcarlos uno como agua
destilada, otro como KMnO4 y los otros 3 como H2C2O4. Coloque todo el contenido de cada balón en
su respectivo vaso, repartiendo el H2C2O4 equitativamente entre los tres vasos así marcados, y unos
200 mL de agua destilada en el vaso para ello marcado. Guarde dos de los tres vasos marcados como
H2C2O4.
4) El grupo debe escoger dos parejas pipeta-pipeteador (una para el agua destilada y otra para el
KMnO4) y luego úselas para colocar en sus tubos las cantidades primero de KMnO4(ac) y luego de de
agua destilada que indica la Tabla 3 como V KMnO4 y V Agua (Use el agua destilada para que todo el
KMnO4 quede al fondo del tubo). No coloque en ningún tubo el H2C2O4 hasta que su docente le
indique.
5) Escoja una tercera pareja pipeta-pipeteador y púrguela con el H2C2O4(ac). Prepare su cronómetro, y
cuando su docente le indique, agregue al tubo 1 la cantidad de H2C2O4(ac) que le indica la Tabla 1
como V H2C2O4, de un solo golpe, pero tenga mucho cuidado, porque inmediatamente empiece a
caer el H2C2O4(ac) sobre la mezcla del tubo, debe empezar el registro del tiempo.
6) Cuando termine de agregar el H2C2O4 coloque el tubo en la gradilla, y observe atentamente la
coloración púrpura de la mezcla, pues va a aparecer una solución de color ocre amarillento (es
posible que su docente le prepare un tubo de referencia, para que conozca el color que debe esperar).
Cuando considere que todo el color púrpura ha desaparecido y que ha obtenido el color ocre, detenga
el registro del tiempo, y escriba el tiempo transcurrido para este tubo 1 en la Tabla 3 como Tiempo de
reacción t.
7) Realice de nuevo los pasos 5) y 6) pero con los tubos 2 y 3, añadiendo en ellos las cantidades que le
indica la Tabla 3 y registrando los tiempos hasta la desaparición completa del color púrpura. Escriba
los tiempos de reacción para los tubos 2 y 3 en la Tabla 3.
8) Calcule la concentración inicial del permanganato, [KMnO4]0 , y la del ácido oxálico, [H2C2O4]0, para
los tres tubos, tal como lo indica la Tabla 3, y escriba sus resultados allí mismo.
9) Calcule la velocidad V Promedio de reacción para los tres tubos como lo indica la Tabla 3, y
complétela.
10) Escriba en su cuaderno de laboratorio todas las observaciones que haya notado y considere
importantes tras realizar las reacciones de los tres tubos anteriores.
Tabla 3 Resultados Parte 1: Efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción
Tubo /
Exp. V H2C2O4
(mL)
V
KMnO4
(mL)
V Agua
(mL)
V total
(mL)
[H2C2O4]0
[KMnO4]0
Tiempo
de
reacción
t (s)
V Promedio
(M/s)
1 1.5 0.5 0 2.0
2 3.0 0.5 0.5 4.0
3 1.5 1.0 1.5 4.0
Los resultados que obtenga al completar esta Tabla 3 son los que se usarán para calcular los órdenes de
reacción con respecto a cada reactivo, el orden total, la constante de velocidad y ley de velocidad
experimentales para la reacción que acaba de trabajar, tal como se ilustra adelante en RESULTADOS.
Parte 2: Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción
1) Colocar en sus tubos 4, 5 y 6 las cantidades primero de KMnO4(ac) y luego de de agua destilada que
indica la Tabla 4 como V KMnO4 y V Agua (Puede usar el agua destilada para que todo el KMnO4
quede al fondo del tubo). No coloque en ningún tubo el H2C2O4 hasta que su docente le indique.
2) Deje el tubo 4 en la gradilla, ponga el tubo 5 en el termostato de 30 °C dentro de un vaso de
precipitados sumergido en el termostato y el tubo 6 en el termostato de 40°C dentro de otro vaso
sumergido, cuidando de no contaminar los tubos con el agua de los termostatos.
3) Coloque uno de los vasos marcados como H2C2O4 que tenía guardados en el termostato de 30°C y el
otro en el termostato de 40 °C, cuidando de no contaminar los vasos de H2C2O4 con el agua de los
termostatos.
2 2 4 H C O 0.50
total
V
V
4 KMnO 0.0633
total
V
V 4 0[KMnO ]
2 t
4) Prepare su cronómetro, y cuando le indique su docente, use la pareja de pipeta y pipeteador
correspondiente al H2C2O4(ac) y agregue al tubo 4 la cantidad de H2C2O4(ac) que le indica la Tabla 4
como V H2C2O4, de un solo golpe, pero tenga mucho cuidado, porque inmediatamente empiece a
caer el H2C2O4(ac) sobre la mezcla del tubo, debe accionar el registro del tiempo.
5) Cuando termine de agregar el H2C2O4 simplemente coloque el tubo 4 en la gradilla, y observe
atentamente la coloración púrpura de la mezcla, pues va a aparecer una solución de color ocre
amarillento (es posible que su docente le prepare un tubo de referencia, para que conozca el color
que debe esperar). Cuando considere que todo el color púrpura ha desaparecido y que ha obtenido el
color ocre, detenga el registro del tiempo, y escriba el tiempo transcurrido para este tubo 4 en la Tabla
4 como Tiempo de reacción t. Use su termómetro y escriba también en la Tabla 4 la temperatura de
reacción, que debe ser la del ambiente del laboratorio.
6) Realice de nuevo los pasos 4) y 5) pero con los tubos 5 y 6, añadiendo en ellos las cantidades de
H2C2O4(ac) que le indica la Tabla 4 y registrando los tiempos hasta la desaparición completa del
color púrpura. Tenga mucho cuidado de agregar el H2C2O4(ac) sin sacar los tubos del termostato ni
contaminarlos con el agua del mismo. Se espera que al aumentar la temperatura, los tiempos de
reacción sean cada vez menores, por lo que debe estar muy pendiente para identificar bien la
desaparición del color púrpura. Escriba los tiempos de reacción para los tubos 5 y 6 en la Tabla 4.
Use su termómetro y escriba la temperatura de cada termostato en la Tabla 4 para cada tubo
correspondiente.
7) Calcule la concentración inicial del permanganato, [KMnO4]0 , y la del ácido oxálico, [H2C2O4]0 ,
para los tres tubos, tal como lo indica la Tabla 4, y escriba sus resultados allí mismo.
8) Calcule la velocidad V Promedio de reacción para los tubos 4, 5 y 6 como lo indica la Tabla 4, y
complete así dicha Tabla.
Tabla 4 Resultados Parte 2: Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción
Tubo /
Exp.
Tde reacción
(°C)
V H2C2O4
(mL)
V KMnO4
(mL)
V Agua
(mL)
V total
(mL)
[KMnO4]0
Tiempo
de
reacción
t (s)
V Promedio
(M/s)
4 3.0 0.5 0.5 4.0
5 3.0 0.5 0.5 4.0
6 3.0 0.5 0.5 4.0
Los resultados que obtenga al completar esta Tabla 4 son los que se usarán para calcular los valores de
constante de velocidad k a cada temperatura, energía de activación Ea y factor de colisiones A
experimentales para la reacción que acaba de trabajar, tal como se ilustra adelante en RESULTADOS.
9) Realice la disposición de los residuos adecuadamente y prepare su material para entrega.
4 KMnO 0.0633
total
V
V4 0[KMnO ]
2 t
RESULTADOS Y DISCUSIÓN
Parte 1: Efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción
1) Presente en su informe la Tabla 3 completa y debidamente titulada.
2) Usando sus resultados experimentales de la Tabla 3 y aplicando la metodología ilustrada antes en la
sección Determinación de una Ley Cinética: Método de las Velocidades Iniciales, Calcule sus
resultados experimentales de
a. Los órdenes de reacción con respecto al KMnO4 y al H2C2O4,
b. Orden total O de la reacción,
c. Los valores de k para cada experimento de los tubos 1 al 3,
d. El valor promedio de k, y
e. Ley de velocidad
Note que como sus datos son producto de la experimentación, es casi seguro que sus órdenes de
reacción con respecto a los reactivos le darán números decimales. Eso no debe preocuparle, pues lo
que en realidad interesa es que usted demuestre con sus cálculos que los órdenes de reacción que
reporta están bien calculados, no importando su valor. Si obtiene órdenes de reacción decimales,
repórtelos con dos cifras decimales. Presente todos estos cálculos en su informe, y no olvide que toda
cantidad reportada debe tener su valor y sus unidades adecuadas.
3) Escriba la discusión de todos estos resultados.
No olvide hacer toda su discusión siguiendo las recomendaciones de su docente.
Parte 2: Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción
Para obtener la segunda parte de sus resultados, se van a usar los resultados de la primera parte para
calcular las constantes cinéticas a cada temperatura trabajada. La idea es que como lo que cambió en la
segunda parte fue la temperatura y no la reacción, entonces la Ley de Velocidad experimental que
obtuvo antes sigue siendo válida al variar la temperatura. Esto le permite calcular k a varias
temperaturas, porque si conoce los órdenes de reacción y tiene las velocidades, puede despejar k.
Por ejemplo, si al trabajar sus resultados de la Tabla 3 mediante el Método de las Velocidades Iniciales
antes expuesto, obtuvo una Ley de Velocidad como la siguiente
V
Entonces puede despejar k,
k)]OCH[]KMnO([ 45.0
0422
35.1
04
V
1.35 0.45
4 0 2 2 4 0[KMnO ] [H C O ]k
1.35 0.45
4 0 2 2 4 0[KMnO ] [H C O ]
V1.35 0.45
4 0 2 2 4 0[KMnO ] [H C O ]
V1.35 0.45
4 0 2 2 4 0[KMnO ] [H C O ]
V
Y usar su despeje de k, sus concentraciones iniciales [H2C2O4]0y [KMnO4]0 y sus velocidades V Promedio
de reacción, que obtuvo en la Tabla 4, para encontrar sus constantes a las diferentes temperaturas
trabajadas en la segunda parte.
4) Con los datos de la Tabla 4, calcule los valores de la constante de velocidad k para cada temperatura
trabajada. Note que las unidades de sus constantes debe quedar en M 1-O
s-1
, donde O es el orden total
experimental que encontró antes. Por ejemplo, si su orden de reacción experimental O le dio 1.85, sus
constantes deben quedar en unidades M 1-O
s-1
= M 1-1.85
s-1
= M -0.85
s-1
. Tome las temperaturas que
escribió en la Tabla 4 y escríbalas en Kelvin, en la Tabla 5, junto con las constantes de velocidad que
acaba de obtener.
5) Calcule los inversos de temperatura 1/T y los logaritmos naturales de sus constantes de velocidad a
las diferentes temperaturas trabajadas, k, y escriba todo esto en la Tabla 5 con tres decimales.
Realice una gráfica de 1/T contra lnk, sea en Excel, Origin, o a través de una calculadora, o por el
método que prefiera, y realice un ajuste lineal, y obtenga la ecuación del tipo (en otros
programas de cálculo o calculadoras puede ser del tipo ). Escriba en la Tabla 5 sus valores de
pendiente (a o m) y de intercepto (b) que obtuvo.
6) Recuerde que según la ecuación de Arrhenius
Por lo tanto, tome su valor encontrado de intercepto y obtenga su A experimental, así:
Escriba su A experimental en la tabla 5 con dos cifras significativas (use notación científica).
7) Tome su valor encontrado de pendiente y obtenga su Ea experimental, así:
Al hacer el ajuste lineal, notará el valor de pendiente le dará con signo negativo, por lo que su Ea
experimental le dará positiva. Complete la Tabla 5 escribiendo allí su Ea experimental con dos cifras
significativas (use notación científica).
8) Escriba la discusión de todos estos resultados.
No olvide hacer toda estadiscusión siguiendo las recomendaciones de su docente.
y ax b
y mx b
.bA e
aE pendiente R
ln ln( )
aEk A
RT
Tabla 5 Energía de activación experimental
T
(K)
K
(M 1 - O
s-1
)
1/T
(K-1
)
ln k
(ad.)
A Experimental
(ad.)
Pendiente
(K)
Intercepto
(ad.)
EaExperimental
(J/mol)
_____________ ________ ________ ______________
CONCLUSIONES
Como son tres los objetivos de la práctica, deberán ser tres las conclusiones que presente en su informe,
presentándolas como su docente le haya indicado hacerlo.
CUESTIONARIO
En su informe, coloque cada una de las siguientes preguntas y sus respuestas:
1) Consulte en la literatura y explique:
a. ¿Qué es un catalizador?
b. ¿Por qué funciona un catalizador?
c. ¿Qué es un mecanismo de reacción?
d. ¿Cuál es el paso determinante de la velocidad para una reacción que ocurre en varias etapas?
2) Aporte los catalizadores comúnmente encontrados en la fabricación de
a. Ácido sulfúrico.
b. Amoníaco.
c. Hidrogenación de grasas.
3) Los siguientes datos cinéticos son para la reacción NO(g) + Br2(g) 2NOBr(g) a 273.15 ºC:
Experimento [NO]0(M) [Br2]0(M) V(M/s)
1 0.10 0.20 24
2 0.25 0.20 150
3 0.10 0.50 60
4 0.35 0.50 735
a. Determine la ley de velocidad de esta reacción.
b. Calcule el valor de k. (número y unidades correctas).
c. Escriba la relación entre la velocidad de formación de NOBr y la velocidad de desaparición de Br2.
(Sugerencia: Recuerde la cinética general.)
4) Para la reacción
Se han tabulado los siguientes datos cinéticos a distintas temperaturas:
T (K) k(M-1
s-1
)
600 0.028
650 0.22
700 1.3
750 6.0
800 23
a. Calcule A.
b. Calcule Ea.
c. ¿Cuántas veces es más rápida esta reacción a 800 K que a 650 K? ¿Y que a 750 K?
LITERATURA RECOMENDADA
[1]Universidad de Oviedo, Experimentación en Química, Práctica 9.
http://www.utim.edu.mx/~navarrof/Docencia/FQaplicada/UT2/Material1.pdf (Consultado por última
vez 9 de abril de 2011).
[2] Brown, T. L.;LeMay, Jr., H. E.; Bursten, B. E.;Murphy, C. J.: Química: La ciencia central. Pearson
Educación, 11a Edición (2009), México DF. Capítulo 14.
[3] Harvey, D.: Modern AnalyticalChemistry, International edition, McGraw Hill, USA (2000) 332.
PRÁCTICA 5: EQUILIBRIO QUIMICO
ESTUDIO BÁSICO DEL PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER
OBJETIVOS
1. Entender la forma en que el equilibrio del agua se altera a causa de la adición de nitrato de bismuto y
a causa de la adición de ácido nítrico.
2. Entender la forma en que el principio de Le Châtelier permite explicar los desplazamientos que sufre
el equilibrio del complejo coloreado [Fe(H2O)5NCS]2+
(ac) a causa de la adición de algún reactivo o
producto.
3. Entender la forma en que el principio de Le Châtelier permite explicar los desplazamientos que sufre
el equilibrio de solubilidad del Mg(OH)2(s) a causa de la adición de algún reactivo o producto.
MARCO TEÓRICO[1; 2]
1. Equilibrio químico
Concepto de equilibrio químico
En una práctica anterior ya se había presentado antes en el fenómeno llamado presión de vapor, cuando
al tener un líquido dentro de un recipiente cerrado al ambiente, se veía que a pesar de que el observador
no note ninguna variación en el nivel del líquido, constantemente hay moléculas del líquido que pasan a
la fase de gas y otras que ya siendo gas se regresan al interior del líquido; No se nota ningún cambio en
el nivel del líquido porque la velocidad a la que las moléculas pasan de líquido a vapor es la misma a la
que regresan de vapor a líquido, lo cual permite que la cantidad de moléculas en ambas fases sea
constante en el tiempo, mas no estática, y esto explica la existencia de una presión de vapor para un
líquido, ya sea estando puro o formando parte de una solución. Se dice entonces que hay un estado de
equilibrio dinámico, líquido-vapor, en este caso.En el caso de la presión de vapor, se trata de un
equilibrio físico. Sin embargo, una inmensa cantidad de reacciones químicas pueden establecer
equilibrios dinámicos entre reactivos y productos.
En muchas reacciones químicas, ocurre que no sólo los productos aparecen a partir de los reactivos sino
que los mismos reactivos se pueden formar a partir de los productos. Esto ocurre cuando los reactivos no
se transforman completamente en productos porque la velocidad a la que los reactivos se transforman en
productos resulta ser la misma velocidad a la que los productos se transforman de nuevo en reactivos.
Por ello, a pesar de que las moléculas están en continua transformación, la concentración de todas las
especies involucradas no cambia con el tiempo. En consecuencia, al cabo de cierto tiempo estas
reacciones parecen “detenerse” antes de que la reacción se complete, lo que da origen a una mezcla de
reactivos y productos.
Por ejemplo, considérense el N2O4(g) y el NO2(g) (Figura 1, siguiente página) que se interconvierten
con facilidad. Cuando N2O4(s) puro y congelado (Figura 1a) se calienta por encima de su punto de
ebullición (21.2°C), el gas que está en el tubo cerrado se oscurece gradualmente conforme el N2O4
gaseoso e incoloro se disocia en NO2(g) de color pardo rojizo (Figura 1b).Con el tiempo el color deja de
cambiar, no obstante que todavía hay N2O4(g) en el tubo (Figura 1c). Se obtiene una mezcla de N2O4(g)
y NO2(g) en la que las concentraciones de los gases ya no cambian.
(1a) (1b) (1c)
Figura 1 Establecimiento de un equilibrio entre N2O4(g) (gris) y NO2(g) (rojo). (1a) El N2O4 congelado es casi incoloro.
(1b) Conforme el N2O4 se calienta por encima de su punto de ebullición, comienza a disociarse en NO2(g), de color pardo.
(1c) Con el tiempo el color deja de cambiar cuando el N2O4(g) y el NO2(g) alcanzan presiones parciales en las que se
interconvierten a la misma velocidad. Los dos gases están en equilibrio. Tomado de la literatura [1].
La condición en la cual las concentraciones de todos los reactivos y productos en un sistema cerrado
dejan de cambiar con el tiempo se denomina equilibrio químico. Se establece un equilibrio químico
cuando reacciones opuestas avanzan a velocidades iguales. La velocidad de formación de productos a
partir de los reactivos es igual a la velocidad de formación de reactivos a partir de los productos. Para
que se establezca un equilibrio, es necesario que ni los reactivos ni los productos escapen del sistema.
Relación entre cinética química y equilibrio químico
En el equilibrio, la velocidad a la que se forman productos a partir de reactivos es igual a la velocidad a
la que se forman reactivos a partir de productos. Para la anterior reacción, N2O4(g) → 2NO2(g), donde
tanto esta reacción como su inversa, 2NO2(g) → N2O4(g) son procesos cinéticos con sus respectivas
constantes de velocidad directa e inversa, kdyki, respectivamente, podemos escribir sus leyes de
velocidad así:
Reacción directa: N2O4(g) → 2NO2(g) Velocidad = kd[N2O4]
Reacción inversa: 2NO2(g) → N2O4(g) Velocidad = ki[NO2]2
Llamemos A al N2O4(g) y B al NO2(g). Como estamos tratando con sustancias gaseosas, se puede
emplear la ecuación del gas ideal para hacer conversiones entre concentración (en molaridad, M) y
presión (en atm): PV = nRT, por tanto M = (n/V) = (P/RT), y así, [A] = (PA/RT) y [B] = (PB/RT), con lo
que las velocidades de las reacciones directa e inversa se pueden expresar como
Reacción directa: Velocidad = kd (PA/RT)
Reacción inversa: Velocidad = ki (PB/RT)2
Supóngase ahora que se parte del compuesto A puro en un recipiente cerrado. A medida que A reacciona
para formar el compuesto B, la presión parcial de A disminuye al mismo tiempo que la presión parcial
de B aumenta [Figura 2 (a)]. Conforme PA disminuye, la velocidad de la reacción directa decae, como se
muestra en la figura 2 (b). De forma análoga, conforme PB aumenta, la velocidad de la reacción inversa
crece. Con el tiempo la reacción alcanza un punto en el que las velocidades directa e inversa son iguales
[Figura 2 (b)]; los compuestos Ay B están en equilibrio.
Figura 2 Establecimiento del equilibrio químico en la reacción A B. (a) La reacción del compuesto puro A, con
presión parcial inicial PA0, para producir el compuesto B, cuya presión parcial PB va aumentado conforme A se va
transformando en B. Al cabo de un tiempo las presiones parciales de A y B ya no cambian. La razón es que (b) la velocidad
de la reacción directa, kd(PA/RT), y de la inversa, ki(PB/RT), se han igualado.Tomado de la literatura [1; 2].
En el equilibrio, por tanto,
kd(PA/RT) = ki(PB/RT)2
Reorganizando esta ecuación y cancelando los términos RT se obtiene
De esto último, se entiende que la relación entre cinética química y equilibrio químico consiste en que la
relación entre las constantes directa e inversa de las reacciones de un equilibrio establecido produce un
2 2( / ) una constante
( / )
dB B
A A i
kP RT P
P RT P k
2
B( / )P RT
2
2[NO ]ik
valor que no depende de las concentraciones iniciales de ninguna de las especies involucradas en el
equilibrio; Este valor, ki/kd, se denomina constante de equilibrio, Keq, y es una valor invariable a
temperatura dada, y representa la relación entre la cinética química y el equilibrio químico para una
reacción dada:
(1)
Para finalizar, es muy importante resaltar que en las leyes de velocidad no intervienen los coeficientes
estequiométricos de las especies en la reacción balanceada, pero en las constantes de equilibrio sí son de
vital importancia, como se ilustra a continuación.
Constante de equilibrio y expresiones de las constantes de equilibrio
En general, para una reacción balanceada del tipo
aA + bB cC + dD {1}
la constante de equilibrio Keq se escribe de dos maneras distintas. Cuando todos los componentes del
equilibrio se encuentran como gases,
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) {2}
Keqse denomina constante de equilibrio en presiones Kp,y se calcula (usando presiones en atmósferas)
(2)
Pero si los componentes de la reacción en equilibrio no son gases sino que están disueltos en agua, es
decir,
aA(ac) + bB(ac) cC(ac) + dD(ac) 3}
Keqse denomina constante de equilibrio en molaridades oKc,y se calcula (los corchetes cuadrados indican
molaridades)
(3)
El valor de la constante de equilibrio a cualquier temperatura dada no depende de las cantidades iniciales
de reactivos y productos. Tampoco importa si están presentes otras sustancias, en tanto éstas no
reaccionen con un reactivo o producto. El valor de la constante de equilibrio varía sólo con la
temperatura. Cuando se trabajan equilibrios en fase gaseosa, es posible relacionar KP con KC, mediante
la expresión
(4)
Donde n = moles gaseosas en los productos – moles gaseosas en los reactivos.
deq
i
kK
k
C D
A B
( ) ( )
( ) ( )
c d
eq P a b
P PK K
P P
[C] [D]
[A] [B]
c d
eq C a bK K
( ) n
P CK K RT
Ejercicio 1
Según la expresión (4), y la literatura [1; 2], ¿Por qué no importan las unidades de R y de T?
Ejercicio 2
Consulte en la literatura [1; 2] qué es un equilibrio heterogéneo.
Ejercicio 3
Según lo que se ha expuesto hasta ahora, ¿Cómo se sabe que se ha llegado al equilibrio en una reacción
química?
Ejercicio 4
Según la ecuación (4), ¿Cuándo KP es igual a KC?
Ejercicio 5
Consulte en la literatura [1; 2] por qué las constantes de equilibrio se escriben sin unidades.
2. Información que proporciona la constante de equilibrio
Las constantes de equilibrio pueden ser muy grandes o muy pequeñas. La magnitud de la constante
proporciona importante información acerca de la composición de una mezcla de equilibrio. Por ejemplo,
considérese la reacción entre monóxido de carbono y cloro gaseosos a 100°C que produce fosgeno
(COCl2), un gas tóxico que se utiliza en la fabricación de ciertos polímeros e insecticidas.
Para que la constante de equilibrio sea tan grande, el numerador de la expresión de la constante de
equilibrio debe ser mucho mayor que el denominador. Por tanto, la concentración de equilibrio de
COCl2 debe ser mucho más grande que la de CO o Cl2; una mezcla en equilibrio de los tres gases que
principalmente es COCl2 puro. Se dice que el equilibrio está desplazado a la derecha (es decir, hacia el
lado de los productos). De modo análogo, una constante de equilibrio muy pequeña indica que la mezcla
de equilibrio contiene principalmente reactivos, en cuyo caso se dice que el equilibrio está desplazado a
la izquierda. En general, si
Keqes mayor que 1: El equilibrio está desplazado a la derecha; predominan los productos.
Keqes menor que 1: El equilibrio está desplazado a la izquierda; predominan los reactivos.
Ejercicio 6
3. Factores que afectan el equilibrio químico: Principio de Le Châtelier
Un equilibrio se altera de muchas maneras, pero principalmente, mediante cualquiera de las siguientes
formas: (1) agregar o quitar un reactivo o producto, (2) modificar la presión (ya sea cambiando
directamente la presión o indirectamente por variación del volumen) y (3) cambiar la temperatura.
Cuando un equilibrio se ve afectado de alguna de la formas antes presentadas, obviamente debe empezar
a establecerse un nuevo equilibrio que tendrá concentraciones de reactivos y productos distintas a las
que había antes de la alteración, con el objeto de que la constante no cambie; recuérdese que la constante
de equilibrio sólo cambia cuando cambia la temperatura.
Es fácil entender la forma en que estos efectos hacen que un equilibrio responda en términos de un
principio postulado por primera vez por el químico industrial francés Henri-Louis Le Châtelier (1850–
1936). El Principio de Le Châtelierse enuncia como sigue: si un sistema en equilibrio es perturbado
por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de los componentes, el sistema
desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación.
Cambios de concentración de reactivos o productos
El efecto de alterar la concentración de algún componente de un equilibrio se resume así:si un sistema
químico está en equilibrio y se agrega una sustancia (ya sea un reactivo o un producto), la reacción
se desplazará de modo que se restablezca el equilibrio consumiendo parte de la sustancia agregada. A
la inversa, eliminar una sustancia provocará que la reacción se desplace en el sentido que forma más
de esa sustancia.
Por ejemplo, considérese la mezcla de equilibrio de N2, H2 y NH3:
La adición de H2 (aumento de la presión del H2, no la presión de todo el sistema) induciría al sistema a
desplazarse de modo que se reduzca la concentración recién aumentada de H2. Esto sólo se consigue
consumiendo H2 y también N2 al mismo tiempo para formar más NH3. Entonces, el equilibrio se
desplaza hacia el producto. La adición de más N2 a la mezcla en equilibrio también provocará un
desplazamiento hacia la formación de más NH3.
La eliminación de NH3 también provocaría un desplazamiento hacia la producción de más NH3, en tanto
que la adición de NH3 al sistema en equilibrio provocará que las concentraciones se desplazasen en el
sentido que reduce la mayor concentración de NH3; es decir, parte del amoniaco agregado se
descompondría en N2 y H2. Así, el efecto de retirar el amoníaco es que el equilibrio se desplaza hacia
los reactivos.
Se debe tener claro que una cosa es variar la concentración de un gas (que es equivalente a variar su
presión) y otra es variar la presión de toda la mezcla en equilibrio.
Efectos de los cambios de volumen y presión
El efecto de variar la presión o el volumen total de un equilibrio sólo es importante si en la constante de
equilibrio interviene alguna sustancia en estado gaseoso. Si se recuerda la ecuación de los gases ideales,
,entonces es fácil ver que un cambio en volumen produce un cambio inversamente
proporcional en presión. Por ello, siempre que se afecte el volumen total de una mezcla en equilibrio se
afecta también la presión total de manera inversamente proporcional. Para aplicar el principio de Le
Châtelier cuando se afecta el volumen o la presión total de un sistema en equilibrio, considérese el
equilibrio
Si se aumenta el volumen total, entonces el efecto de interés es que la presión total disminuye, por lo
que el equilibrio se desplazará en el sentido que aumente la presión total (para deshacerse de la
disminución que se le provocó), y por lo tanto, se desplazará hacia el lado del equilibrio que más moles
gaseosas tenga (porque presión y moles son directamente proporcionales, según la ecuación del gas
ideal). En resumen, aumentar el volumen total produce que un equilibrio se desplace hacia donde hayan
más moles gaseosas; el equilibrio se desplaza hacia el producto, en este caso. Siguiendo un
razonamiento análogo, disminuir el volumen total produce un efecto neto de aumento en la presión total,
y para deshacerse del aumento de presión, el equilibrio se desplazará en el sentido que menos presión
garantice, es decir, hacia donde haya menos moles gaseosas; el equilibrio se desplaza hacia los
reactivos.
En la reacción hay 2 moles de gas en el lado derecho de la ecuación química (2NH3) y 4
moles de gas en el izquierdo (1 mol de N2 + 3 moles de H2). En consecuencia, un aumento de presión
(disminución de volumen) origina la formación de más NH3; la reacción se desplaza hacia el lado con
menos moléculas de gas, y se dice que el equilibrio se desplaza hacia los productos, en este caso. En el
caso de la reacción el número de moles de productos gaseosos (dos) es igual que el
número de moles de reactivos gaseosos; por tanto, un cambio de presión total (o de volumen) no afecta
para nada el equilibrio.
Es posible modificar la presión total del sistema sin cambiar su volumen. Por ejemplo, la presión
aumenta si se agrega al sistema más cantidad de cualquiera de los componentes. Ya hemos visto antes
cómo manejar un cambio de concentración de un reactivo o producto. También se podría aumentar la
presión total dentro del recipiente de reacción agregando un gas que no intervenga en el equilibrio. Por
ejemplo, se podría agregar argón al sistema de amoniaco en equilibrio. El argón no alteraría la presión
parcial de ninguno de los componentes y, por tanto, no provocaría un desplazamiento del equilibrio. En
general, agregar un gas noble o un gas que no altere los componentes de un equilibrio no produce efecto
sobre el sistema o desplazamiento alguno del equilibrio.
Efecto de los cambios de temperatura: Equilibrios endotérmicos y exotérmicos
La forma en que un equilibrio se comporta al variar la temperatura depende del tipo de reacción que se
esté analizando, y más específicamente, depende de si la reacción es endotérmica o exotérmica.
Entonces, es necesario recordar que una reacción endotérmica es aquella que absorbe energía, mientras
que una exotérmica es aquella que libera energía, y ambas situaciones generalmente se notan por un
descenso o por un aumento de la temperatura del sistema, respectivamente, porque la energía absorbida
PV nRT
o liberada se manifiesta en forma de calor absorbido por el equilibrio o calor liberado al ambiente
externo al equilibrio. Estas energías en forma de calor que interviene en las reacciones se denominan
calor de reacción, H, y son valores de signo positivo para las reacciones endotérmicas o de signo
negativo para las exotérmicas. Esta distinción entre reacciones endotérmicas y exotérmicas es muy
importante, porque si la reacción es endotérmica, absorbe calor para poder ocurrir y por tanto el calor se
puede considerar como uno más de los reactivos; de manera análoga, si la reacción es exotérmica es
porque libera calor, lo que permite considerar al calor liberado como otro de los productos:
Reacción endotérmica: reactivos + H Productos
Reacción exotérmica: reactivos Productos + H
Ya identificado el tipo de reacción que se analiza, el principio de Le Châtelier es fácil de aplicar cuando
cambia la temperatura. En una reacción endotérmica, aumentar T produce un exceso de energía térmica
en los reactivos, por lo que el equilibrio se desplazará en el sentido de los productos, para deshacerse del
exceso de energía, y disminuir T produce desplazamiento en el sentido de los reactivos, para compensar
el defecto causado en los reactivos. Para una reacción exotérmica, aumentar T produce un exceso de
energía térmica en los productos, por lo que el equilibrio se desplazará en el sentido de los reactivos,
para deshacerse del exceso de energía, y disminuir T produce desplazamiento en el sentido de los
productos, para compensar el defecto causado. En resumen, Cuando se aumenta la temperatura, es
como si se hubiese agregado un reactivo (si la reacción es endotérmica), o un producto (si la reacción
es exotérmica), al sistema en equilibrio. El equilibrio se desplaza en el sentido que consume el
reactivo (o producto), esto es, el calor en exceso.
Ejercicio 7
4. Equilibrios a estudiar en esta práctica
En la primera parte de esta práctica se estudia el efecto de dos sustancias, primero el nitrato de bismuto y
luego el ácido nítrico, sobre el equilibrio del agua:
(5)
Este proceso se conoce como la autodisociacióndel agua. Ninguna molécula individual permanece
ionizada mucho tiempo; las reacciones son sumamente rápidas en ambos sentidos. A temperatura
ambiente sólo alrededor de dos de cada 109 moléculas están ionizadas en un momento dado. Así pues, el
agua pura se compone casi en su totalidad de moléculas de H2O, y es muy mala conductora de la
electricidad. Dado que la autodisociación del agua es un proceso de equilibrio, se puede escribir de ella
la siguiente expresión de constante de equilibrio:
(6)
Puesto que esta expresión de constante de equilibrio se refiere específicamente a la autodisociación del
agua, esta última constante se denomina Kwy se conoce como la constante del producto iónico del
agua. A25°C, Kwes igual a 1.0 x 10-14
. Así pues,
(7)
Lo importante de Kw es que este valor se mantiene constante para el agua pura y para soluciones
acuosas, siempre que no cambie la temperatura. Usualmente, La concentración molar de H+(ac) en una
disolución acuosa es por lo común muy pequeña. En consecuencia, y por comodidad, [H+] se expresa
habitualmente en términos del pH, que es el logaritmo negativo de base 10 de [H+]:
(8)
Una sustancia que se le añada al agua suele hacer que la concentración de H+ aumente o disminuya si la
sustancia añadida aumenta o disminuye la cantidad molar de iones H+ u OH
-. Una solución acuosa que
tenga gran cantidad de iones H+ se denomina como ácida, y una que tenga gran cantidad e iones OH
- se
denomina como básica. En todo caso, si la cantidad de H+ aumenta, la de iones OH
- debe disminuir para
mantener el valor de Kw, y viceversa.
El segundo equilibrio a estudiar es el equilibrio del complejo coloreado [Fe(H2O)5NCS]2+
(ac):
FeCl3(ac) + NH4SCN(ac) [Fe(H2O)5NCS]
2+(ac) (9)
El complejo [Fe(H2O)5NCS]
2+(ac) presenta un color rojo intenso, a diferencia de los reactivos que
presentan colores ligeramente amarillentos.
El tercer equilibrio a estudiar en esta práctica es el equilibrio de solubilidad del hidróxido de magnesio:
Pero la reacción de interés es la formación del Mg(OH)2(s), sólido blanco, a partir de MgCl2(ac) y
NH4OH(ac), soluciones ambas incoloras:
MgCl2(ac) + NH4OH(ac) Mg(OH)2(s) (10)
Ejercicio 8
Balancee correctamente los equilibrios a estudiar en esta práctica, reacciones (5), (9) y (10).
MATERIALES Y REACTIVOS
6 tubos de ensayo
1 agitador
papel tornasol
1 pipeta
1 gotero
2 vasos de precipitados
cristales de nitrato de bismuto
agua destilada
ácido nítrico concentrado
solución de cloruro férrico
solución de tiocianato de amonio
cristales de cloruro de amonio
solución de cloruro de magnesio
solución de hidróxido de amonio
PROCEDIMIENTO
Parte 1
1) Coloque unos cristales de nitrato de bismuto en un tubo de ensayo, y adicione 3 mL de agua
destilada. Agite hasta que los cristales se hayan disuelto lo mejor posible.
2) Ensaye la solución con papel indicador universal. Escriba el color que observa en el papel, y usando
la escala de color-pH que tiene el papel indicador universal, estime el pH de la mezcla agua-nitrato
de bismuto. 3) En la vitrina de extracción, añada al tubo una sola gota de ácido nítrico concentrado.
4) De nuevo, ensaye la solución con papel indicador universal, ycomparando el color que observe en el
papel con la escala de color-pH, estime de nuevo el pH de la solución.
Parte 2
1) Prepare soluciones diluidas de cloruro férrico y tiocianato de amonio. (Si ya están preparadas, omita
este paso).
2) Coloque en un vaso de precipitados 20 mL de agua y añada 1 sola gota de cada una de las
soluciones.¿Qué sustancia causa el color? Escriba su respuesta en su cuaderno de laboratorio.
3) Reparta la solución anterior en 4 tubos de ensayo, lo más uniformemente posible. Marque los tubos
como 1, 2, 3, y R (Referencia). Al tubo 1 añada una gota de solución de cloruro férrico, y compare el
color que adquiere este tubo con respecto al de Referencia (¿Se intensificó el color o se aclaró?). Al
tubo 2 agréguele una gota de la solución de tiocianato de amonio, y compare el color que adquiere
este tubo con respecto al de Referencia. Ahora, agregue al tubo 3 una muy pequeña cantidad, con la
espátula, de cloruro de amonio sólido. Compare el color que adquiere este tubo con respecto al de
Referencia.Escriba muy detalladamente todas sus observaciones tras cada adición.
Parte 3
1) Prepare una solución diluida de cloruro de magnesio y coloque 2 mL de ella en un tubo de ensayo, y
en la vitrina de extracción, añada gota a gota solución de amoníaco diluido, hasta que observe
claramente el precipitado blanco de hidróxido de magnesio.
2) Agregue poco a poco cristales de cloruro de amonio, hasta que se disuelva el precipitado. ¿Por qué
desaparece el precipitado? ¿Sería posible hacer desaparecer el precipitado completamente?Escriba
muy detalladamente todas sus observaciones.
RESULTADOS Y DISCUSIÓN
Utilice sus observaciones, tras terminar las cuatro partes de la práctica, para responder las siguientes
preguntas:
1) Escriba las reacciones balanceadas de cada uno de los 3 equilibrios estudiados - ecuaciones (5), (9)
y (10),note que no están balanceadas- yescriba la expresión de KEq, para cada una.
2) ¿Cuál es la evidencia de que ocurre un cambio en el equilibrio, en cada parte de la práctica?
Las preguntas 3) a 11) se respondenaplicando el Principio de Le Châtelier:
3) En cada uno de los tres equilibrios estudiados en la práctica, ¿Cuál es la causa del cambio en el
equilibrio?
4) En la Parte 1, ¿Por qué el equilibrio del agua no se ve afectado por la adición del nitrato de bismuto?
5) En la Parte 1, ¿Por qué la adición del ácido nítrico provoca un pH tan bajo?
6) En la Parte 2, El hecho de que se intensifique el color de la solución al agregar más FeCl3(ac), ¿Hacia
dónde indica que se desplaza el equilibrio de formación del complejo coloreado?
7) En la Parte 2, El hecho de que se intensifique el color de la solución al agregar más NH4SCN(ac),
¿Hacia dónde indica que se desplaza el equilibrio de formación del complejo coloreado?
8) En la Parte 2, ¿El color se intensifica de la misma manera al agregar FeCl3(ac) que al agregar
NH4SCN(ac)? ¿Por qué?
9) En la Parte 2, El hecho de que se haga menos intenso el color de la solución al agregar NH4Cl(s),
¿Hacia dónde indica que se desplaza el equilibrio de formación del complejo coloreado?
10) En la Parte 3, al agregar cristales de NH4Cl(s), ¿Cómo se desplaza el equilibrio de formación del
Mg(OH)2(s)?
11) En la Parte 3, ¿Sería posible hacer desaparecer el precipitado completamente? ¿Por qué?
12) ¿Qué aprende de esta práctica acerca del Principio de Châtelier?
CONCLUSIONES
Como son tres los objetivos de la práctica, deberán ser tres las conclusiones que presente en su informe,
presentándolas como su docente le haya indicado hacerlo.
CUESTIONARIO
En su informe, coloque cada una de los siguientes Ejercicios y sus respuestas:
1.
3.
2.
4.
INFORME
Realice su informe siguiendo las indicaciones de su docente. Entregue su informe impreso y a tiempo.
LITERATURA RECOMENDADA
[1] Brown, T. L.; LeMay, Jr., H. E.; Bursten, B. E.; Murphy, C. J.: Química: La ciencia central. Pearson
Educación, 11a Edición (2009), México DF. Capítulo 15.
[2] Brown, T. L.;LeMay, Jr., H. E.; Bursten, B. E.; Burdge, J. R.: Química: La ciencia central. Pearson
Educación, 9a Edición (2004), México DF. Capítulos 15 a 17.
[3] Harvey, D.: Modern AnalyticalChemistry, International edition, McGraw Hill, USA (2000). 332
PRÁCTICA 6: INDICADORES ÁCIDO-BASE
OBJETIVOS
1. Entender la utilidad del uso de indicadores ácido-base para estimar el pH de una solución.
2. Distinguirla utilidad de varios indicadores ácido-base según el pH del medio.
3. Aprender a elegir un indicador ácido-base para una aplicación determinada.
MARCO TEÓRICO [1-3]
1. Punto de equivalencia y punto final en una valoración
Retomado lo tratado en la práctica 2, recuérdese que cuando se quiere conocer la concentración de un
soluto dado en una disolución, se suele efectuar una titulación, que consiste en combinar una muestra de
la disolución con una disolución de reactivo de concentración conocida, llamada disolución estándar.
Las titulaciones pueden efectuarse utilizando reacciones ácido-base, de precipitación o de oxidación-
reducción. Supongamos que tenemos una disolución de HCl de concentración desconocida y una
disolución de NaOH que se sabe es 0.100 M. Para determinar la concentración de la disolución de HCl,
tomamos un volumen específico de esa disolución, digamos 20.00 mL. Luego, agregamos lentamente la
disolución de NaOH estándar hasta que la reacción de neutralización entre el HCl y el NaOH es total. El
punto en que se reúnen cantidades estequiométricamente equivalentes se denomina punto de
equivalencia de la titulación.
Sin embargo, la cantidad de solución estándar que corresponde al punto de equivalencia en una
valoración ácido-base es un volumen teórico, puesto que al ser desconocida la concentración de la
solución analizada, no se puede saber de antemano cuánto de la solución estándar reaccionará; tan sólo
se puede calcular el volumen del punto de equivalencia, y muchas veces, de manera aproximada. Si a
esto le sumamos el hecho de que las soluciones involucradas en las valoraciones ácido-base son
incoloras en su inmensa mayoría, pues la sola mezcla de la solución estándar y la solución analizada
jamás permitirá notar cuándo se debe detener la adición del estándar: podríamos añadir solución
estándar hasta llegar al punto de equivalencia y seguir añadiendo exceso de la misma sin darnos cuenta.
Por esto, en las valoraciones ácido-base se utilizan sustancias llamadas indicadores ácido-base, para
poder determinar cuándo se deja de agregar porque ha terminado la valoración. Entonces, a través de los
indicadores ácido-base se determina el punto final de la valoración o que se ha llegado a un pH
deseado, siendo el punto final el volumen de valorante (solución estándar) que sirve como criterio para
terminar la valoración.
Claramente, el punto final y el punto de equivalencia no son iguales; generalmente, el punto final debe
ser mayor al punto de equivalencia. Lo ideal, entonces, es que el indicador escogido para la valoración
permita obtener un punto final lo más cercano posible al punto de equivalencia. La diferencia entre el
volumen del punto final y el volumen del punto de equivalencia se denomina error de valoración.
2. Uso de indicadores visuales para señalar el punto final de una valoración ácido-base
En las titulaciones ácido-base, se emplean colorantes llamados indicadores ácido-base para este
propósito, porque son sustancias cuya estructura cambia según el pH del medio en que se
encuentren, y debido a esto, muestran colores distintos según la estructura que adopten. Por
ejemplo, el colorante conocido como metil naranja (o naranja de metilo)es incoloro en disoluciones
ácidas de pH menor a 4.2, pero amarillo si el pH es mayor a 6.3. Si agregamos metil naranja a una
disolución desconocida de ácido, la disolución será incolora, como en la figura 1.
Figura 1 Cambio de color de un indicador ácido-base. El indicador metil naranja presenta color (a) rojo si el pH del
medio acuoso es menor a 4.2, y (b) amarillo si el pH es mayor a 6.3; si el pH se encuentra entre 4.2 y 6.3, se tendrá una
mezcla de los dos colores (naranja).Tomado de la literatura [1; 2].
En la práctica 2 se aprendió quela función de un indicador es mostrar un cambio de color como
respuesta al agotamiento de las moles de la sustancia valorada, y esto es posible porque al agotarse la
sustancia valorada (all legar al punto de equivalencia), la siguiente gota de valorante reacciona con el
indicador (pues ya no había más sustancia valorada), y esto hace que las moles del indicador empiecen a
cambiar gradualmente su estructura, hasta que todas las moles del indicador logren la nueva estructura.
Esto es un proceso gradual, y por ello, un indicador no cambia de estructura a un pH fijo, sino que lo
hacen dentro de un intervalo de pH propio de cada indicador.
Entonces, ahora podemos concretar la definición de punto final: el volumen de valorante que produce el
cambio de color del indicador y determina el final de la titulación, se denomina punto final.
3. ¿Por qué ocurre el cambio de color de un indicador visual ácido-base?
El cambio de color sirve para determinar el punto final de una valoración entre más cercano esté al
punto de equivalencia de la misma, y sirve para estimar el pH de una solución cualquiera según el color
que se observa al agregarle el indicador. Como los indicadores ácido-base son sustancias que se
comportan como ácidos o bases débiles, el pH exacto al cual un indicador ácido-base depende de su
constante de disociación ácida.
Si el indicador es un ácido débil monoprótico (tiene un solo hidrógeno que se disocia), generalmente se
simboliza como HIn, y su disociación ocurre mediante la siguiente reacción
HIn(ac) + H2O(l) H3O+(ac) + In
–(ac) {1}
Y la constante de equilibrio es
(1)
Si se toma el logaritmo decimal negativo de ambos lados de la ecuación (1) y se despeja el pH, se
obtiene una expresión muy parecida a la ecuación de Henderson-Hasselbalch:
(2)
Las dos formas del indicador, la forma ácida HIn y la forma básica In-, muestran distintos colores. Por
ello, el color de una solución que contenga un indicador continuamente cambia a medida que va
cambiando la proporción entre las concentraciones de las dos formas del indicador. Si se asume que
tanto el color de la forma HIn como el de la forma In- pueden ser visualmente detectado con igual
facilidad, entonces la transición entre los dos colores mostrará una mezcla de ellos y alcanzará su punto
medio cuando las concentraciones sean iguales, lo cual se verá, según la ecuación (2), cuando el pH sea
igual al pKa del indicador. Entonces, el punto de equivalencia y el punto final coinciden si se escoge un
indicador de tal manera que su pKa sea igual al pH en el punto de equivalencia de la valoración, y la
misma se realizará hasta que el color mostrado por el indicador sea la mezcla exacta del color de su
forma ácida y de su forma básica. Pero como aclaramos antes, el pH en el punto de equivalencia es un
valor teórico, y por lo tanto, generalmente desconocido.
En la realidad experimental, se puede establecer un intervalo de pH dentro del cual se espera que todo
experimentador pueda ver un cambio de color, asumiendo que un color será más predominante que otro
si la concentración de la forma responsable del mismo es diez veces mayor que la de la otra forma.
Aplicando esta consideración a la ecuación (2), se obtiene que
(3)
Si [HIn] Es diez veces mayor que [In-], o
(4)
Si [In-] Es diez veces mayor que [HIn]. Las ecuaciones (3) y (4) muestran que un indicador ácido-base
cambia de color sobre un intervalo de pH de +/- 1 unidad a lado y lado de su pKa. Entonces, el indicador
se verá del color de la forma [HIn] cuando el pH del medio sea menor a pKa – 1, y se verá del color de la
forma [In-] en pH mayor que pKa + 1. Entonces, el intervalo de pH alrededor del cual un indicador
ácido-base cambia de color se denomina rango de viraje del indicador, y de manera aproximada, está
entre los valores de pH definidos por las ecuaciones (3) y (4).
Ejercicio 1 ¿Cómo se puede explicar el cambio de color de un indicador ácido-base usando el principio de Le
Châtelier? (Sugerencia: Aplique el principio de Le Châtelier a la ecuación {1} cuando se agrega una
base fuerte como valorante).
Ejercicio 2 La forma ácida (no ionizada) de un indicador muestra color amarillo, y su anión In
- (forma ionizada),
color azul. El valor de Ka del indicador es 1x10-6
. ¿Cuál es, aproximadamente, el rango de viraje del
indicador?
4. Seleccionar el indicador adecuado según el pH de la solución.
El éxito de una valoración ácido-base depende, entre otras factores, principalmente de la escogencia del
indicador más adecuado para la misma, pues el pH en el punto de equivalencia para una valoración de
un ácido y una base fuertes no es el mismo que para una valoración de ácido débil y base fuerte, o que
para una valoración de base débil y ácido fuerte. También hay que resaltar que muchos indicadores
ácido-base comúnmente utilizados muestran colores no fácilmente diferenciables, o incluso, sólo una de
sus formas es coloreada porque la otra es incolora, como el caso de la fenolftaleína.
Tabla 1Algunos indicadores ácido-base*
INDICADOR Rango de Viraje
(pH)
Color en
forma Ácida
Color en
forma Básica
Rojo de cresol 0.2-1.8 Rojo Amarillo
Azul de timol 1.2-2.8 Rojo Amarillo
Azul de bromofenol 3.0-4.6 Amarillo Azul
Naranja de metilo 3.1-4.4 Rojo Naranja
Rojo congo 3.0-5.0 Azul Rojo
Verde de bromocresol 3.8-5.4 Amarillo Azul
Rojo de metilo 4.2-6.3 Rojo Amarillo
Púrpura de bromocresol 5.2-6.8 Amarillo Púrpura
Tornasol 5.0-8.0 Rojo Azul
Rojo de fenol 6.8-8.4 Amarillo Rojo
Rojo de cresol 7.2-8.8 Amarillo Rojo
Azul de timol 8.0-9.6 Amarillo Azul
Fenolftaléina 8.3-10.0 Incoloro Rojo
Amarillo de Alizarina R 10.1-12.0 Amarillo Rojo/Naranja *Tomado de la literatura [3].
Ejercicio 3 Usando la información de la Tabla 1, ¿Cuál es el pH aproximado de una solución si al repartirla en dos
tubos y agregarle fenolftaleína a un tubo, la solución permanece incolora, pero al agregarle tornasol al
otro tubo, la solución se torna de color azul?
Ejercicio 4 Usando la información de la Tabla 1, ¿Cuál es el pH aproximado de una solución si al repartirla en tres
tubos, y agregarle Azul de bromofenol al primero, la solución en este tubo se torna de color azul, pero
al agregarle Verde de bromocresol al segundo, se torna de color verde, y al agregarle Púrpura de
bromocresol al tercero, se torna de color amarillo?
MATERIALES Y REACTIVOS
1 gradilla
6 tubos de ensayo
1 pipeta graduada
Soluciones de HCl y de NaOH 0.1M, 0.3M y 0.6M
Verde malaquita
Azul de bromofenol
Verde de bromocresol
Tornasol
Fenolftaleína
Alizarina
Pipetas Pasteur (Goteros de plástico)
PROCEDIMIENTO
Parte 1
1. Limpie y seque muy bien los tubos de ensayo que le fueron entregados, y márquelos del 1 al 6.
2. En cada tubo realice las soluciones que se indican en la Tabla 1.
3. Agregue en cada tubo el indicador ácido-base según la Tabla 1, y escriba en ella el color que
obtiene para cada tubo:
Tabla 1 Resultados Parte 1
Tubo Solución a preparar Indicador Color/Observaciones
1 2 gotas de HCl 0.6 M + 2
mL de H2O destilada Verde de malaquita
2 2 gotas de HCl 0.1 M + 2
mL de H2O destilada
3 2 gotas de HCl 0.6 M + 2
mL de H2O destilada Naranja de metilo
4 2 gotas de HCl 0.1 M + 4
mL de H2O destilada
5 2 gotas de HCl 0.1 M + 2
mL de H2O destilada Verde de bromocresol
6 2 gotas de NaOH 0.6 M +
2 mL de H2O destilada
Parte 2
1. Lave los tubos de ensayo (una vez con agua del grifo y otra con muy poca agua destilada) y séquelos
muy bien.
2. En cada tubo realice las soluciones que se indican en la Tabla 2.
3. Agregue en cada tubo el indicador ácido-base según la Tabla 2, y escriba en ella el color que
obtiene para cada tubo:
Tabla 2 Resultados Parte 2
Tubo Solución a preparar Indicador Color/Observaciones
1 2 gotas de HCl 0.6 M + 2
mL de H2O destilada Tornasol
2 2 gotas de NaOH 0.1 M +
2 mL de H2O destilada
3 3 mL de H2O destilada
Fenolftaleína
4 2 gotas de NaOH 0.6 M +
2 mL de H2O destilada
5 2 gotas de NaOH 0.1 M +
3 mL de H2O destilada Amarillo de alizarina R
6 4 gotas de NaOH 0.6 M +
2 mL de H2O destilada
RESULTADOS Y DISCUSIÓN
Primero, coloque en su informe las Tablas 1 y 2 debidamente completadas con sus resultados.
Luego, utilice sus observaciones (las que escribió en las Tablas 1 y 2), para responder las siguientes
preguntas:
1. Para cada uno de los tubos de la Parte 1, ¿Cuál fue el indicador agregado y cuál fue el color que tomó
la solución?
2. Para cada uno de los tubos de la Parte 1, compare el color obtenido en el tubo con los colores que
presenta el indicador usado según el pH del medio (Tabla 1), y según estas comparaciones, ¿Cuál
puede ser el pH de la solución en cada uno de los 6 tubos?
3. Para cada uno de los tubos de la Parte 2, ¿Cuál fue el indicador agregado y cuál fue el color que tomó
la solución?
4. Para cada uno de los tubos de la Parte 2, compare el color obtenido en el tubo con los colores que
presenta el indicador usado según el pH del medio (Tabla 1), y según estas comparaciones, ¿Cuál
puede ser el pH de la solución en cada uno de los 6 tubos?
5. ¿Qué aprende de esta práctica acerca de los indicadores ácido-base?
CONCLUSIONES
Como son tres los objetivos de la práctica, deberán ser tres las conclusiones que presente en su informe,
presentándolas como su docente le haya indicado hacerlo.
CUESTIONARIO
En su informe, coloque cada una de los siguientes Ejercicios y sus respuestas:
1. ¿Por qué es incorrecto afirmar que los indicadores ácido-base tienen un color en medio ácido y otro
en medio básico?
2. ¿Cuál indicador ácido-base sería adecuado usar para estimar el pH de una solución cuyo pH se
desconoce?
3. Cuando se hace una valoración de un ácido fuerte con una base fuerte ¿Cuál es el indicador más
adecuado para determinar el punto final?
4. En cierta valoración de ácido acético (un ácido débil) con NaOH (una base fuerte), el pH en el punto
de equivalencia resulta ser 8.72. ¿Cuál es el indicador más adecuado para determinar el punto de final
de dicha valoración?
5. En cierta valoración de NH3 (una base débil) con HCl (un ácido fuerte), el pH en el punto de
equivalencia resulta ser 5.82. ¿Cuál es el indicador más adecuado para determinar el punto de final de
dicha valoración?
INFORME
Realice su informe siguiendo las indicaciones de su docente. Entregue su informe impreso y a tiempo.
LITERATURA RECOMENDADA
[1] Brown, T. L.;LeMay, Jr., H. E.; Bursten, B. E.;Murphy, C. J.: Química: La ciencia central. Pearson
Educación, 11a Edición (2009), México DF. Capítulo 17.
[2] Brown, T. L.;LeMay, Jr., H. E.; Bursten, B. E.; Burdge, J. R.: Química: La ciencia central. Pearson
Educación, 9a Edición (2004), México DF. Capítulo 17.
[3] Harvey, D.: Modern AnalyticalChemistry, International edition, McGraw Hill, USA (2000). 288-289.
PRÁCTICA 7: CURVA DE SOLUBILIDAD
OBJETIVOS
1. Aprender a determinar la curva de solubilidad de un sólido en agua con respecto a la temperatura.
2. Identificar la temperatura de cristalización de una sal según la concentración.
MARCO TEÓRICO [1-3]
1. Solubilidad de una sustancia
Recordando lo expuesto en la práctica 1, Una solución, o también disolución, es una mezcla homogénea
de dos o más sustancias. La sustancia que está presente en mayor cantidad en moles se llama disolvente,
o más comúnmente, solvente. Las demás sustancias de la disolución se denominan solutos, y se dice
que están disueltas en el solvente. Por ejemplo, cuando disolvemos una pequeña cantidad de cloruro de
sodio (NaCl) en una gran cantidad de agua, decimos que el agua es el disolvente y el cloruro de sodio es
el soluto. El solvente siempre es uno sólo, mientras que puede haber muchos solutos disueltos en un
mismo solvente.
La solubilidad de una sustancia es la máxima cantidad de esa sustancia que se puede disolver en una
cantidad dada de disolvente a una temperatura específica. Sólo 1.2 x 10-3
mol de PbI2 se disuelve en un
litro de agua a 25ºC. En nuestras explicaciones, nos referiremos a cualquier sustancia con una
solubilidad menor que 0.01 mol/L como insoluble.
El grado en que una sustancia se disuelve en otra depende de la naturaleza tanto del soluto como del
disolvente. También, la solubilidad de un sustancia en otra depende de la temperatura y, al menos en el
caso de los gases, de la presión.
2. El proceso de solución
Se forma una disolución cuando una sustancia se dispersa de manera uniforme en otra. Con la excepción
de las mezclas de gases, en todas las disoluciones intervienen sustancias en fase condensada.
Las disoluciones se forman cuando las fuerzas de atracción entre las partículas de soluto y de disolvente
son de magnitud comparable con la de las que existen entre las partículas de soluto mismas o entre las
partículas de disolvente mismas. Por ejemplo, la sustancia iónica NaCl(s) se disuelve fácilmente en agua
porque la interacción atractiva entre los iones (Na+ y Cl
-) y las moléculas polares del H2O(l) sobrepasa la
energía que mantiene unidas a las moléculas del NaCl(s), que se llama energía de red. Examinemos más
de cerca este proceso de disolución, prestando especial atención a las fuerzas de atracción.
Figura 1 Disolución de un sólido iónico en agua.(a) La sustancia sólida es hidratada por las moléculas de agua, con los
átomos de oxígeno de las moléculas de agua orientados hacia los cationes y los hidrógenos orientados hacia los aniones. (b,
c) A medida que avanza el proceso de disolución, los iones individuales son retirados de la superficie sólida y se convierten
en especies hidratadas totalmente individuales en disolución.Tomado de la literatura [1; 2].
Cuando se agrega NaCl al agua (Figura 1), las moléculas de agua se orientan en la superficie de los
cristales de NaCl. El extremo positivo del dipolo del agua se orienta hacia los iones Cl-, y el extremo
negativo, hacia los iones Na+. Las atracciones ion-dipolo entre los iones Na
+ y Cl
- y las moléculas del
agua tienen la fuerza suficiente para sacar dichos iones de sus posiciones en el cristal. Una vez separados
del cristal, los iones Na+
y Cl- quedan rodeados por moléculas de agua, como se muestra en la figura 1(b
y c) y en la figura 2. Talesinteracciones entre el soluto y las moléculas del disolvente se denominan
solvatación. Si el disolvente es agua, las interacciones reciben el nombre de hidratación.
Figura 2 Iones Na+ y Cl
- hidratados. Los extremos negativos del dipolo del agua apuntan hacia el ion positivo, y los
extremos positivos, hacia el ion negativo.Tomado de la literatura [1; 2].
Ejercicio 1
¿Por qué el NaCl (s) no se disuelve en solventes apolares, como el C6H14?
Cambios de energía y formación de disoluciones
El cloruro de sodio se disuelve en agua porque las moléculas de agua tienen suficiente atracción por los
iones Na+ y Cl
- para vencer la atracción que estos dos iones experimentan entre sí en el cristal. Para
formar una disolución acuosa de NaCl, las moléculas de agua también deben separarse unas de otras
para dejar huecos en el disolvente que serán ocupados por los iones Na+ y Cl
-. Así, podemos imaginar
que los cambios de energía globales en la formación de una disolución tienen tres componentes, los
cuales se ilustran de forma esquemática en la figura 3. El cambio de energía al formarse una disolución
se denominaentalpía de disolución, ΔHdisoln, (también se le suele llamar calor total de solución) y se
puede expresar como la suma de tres términos:
(1)
Figura 3 Representación de las tres contribuciones energéticas al calor de disolución total de un soluto. Como se
apunta en el texto, ΔH1 y ΔH2 representan procesos endotérmicos, que requieren un aporte de energía, en tanto que ΔH3
representa un proceso exotérmico. Tomado de la literatura [1; 2].
En la figura 4 (abajo) se representa el cambio de entalpía asociado a cada una de estos componentes. La
separación de las partículas del soluto requiere un aporte de energía para vencer sus interacciones de
atracción (por ejemplo, separar los iones Na+ y Cl
-). Por tanto, el proceso es endotérmico (ΔH1> 0). La
separación de las moléculas de disolvente para dar cabida al soluto también requiere energía (ΔH2> 0).
La tercera componente surge de las interacciones de atracción entre el soluto y el disolvente, y da lugar a
un proceso exotérmico (ΔH3< 0). Como se aprecia en la figura 4,si bien los procesos de disolución
suelen ser en su mayoría exotérmicos, también pueden ser endotérmicos, porque la suma de los tres
términos de entalpía de la ecuación 1 puede dar un resultado negativo o positivo. Así, la formación de
una disolución puede ser exotérmica o endotérmica. Por ejemplo, cuando se agrega sulfato de magnesio,
MgSO4, a agua, la disolución resultante sufre un aumento considerable de temperatura (exotérmica):
ΔHdisoln=91.2 kJ/mol. En contraste, la disolución de nitrato de amonio (NH4NO3) termina con un
descenso de temperatura (es endotérmica): ΔHdisoln = 26.4 kJ/mol.
Figura4Análisis de los cambios de entalpía que acompañan al proceso de disolución. Los tres procesos se ilustran en la
figura 3. El diagrama de la izquierda ilustra un proceso exotérmico neto (ΔHdisoln< 0); el de la derecha muestra un proceso
endotérmico neto (ΔHdisoln> 0). Tomado de la literatura [1].
De lo anterior, podemos afirmare que la interacción soluto-solvente debe ser lo bastante fuerte como
para que ΔH3 tenga una magnitud comparable o mayor a ΔH1 + ΔH2. Es por esto que los solutos iónicos
como el NaCl no se disuelven en líquidos no polares como la gasolina. Las moléculas de hidrocarburo
no polares de la gasolina sólo experimentan interacciones débiles con los iones, y tales interacciones no
compensanlas energías necesarias para separar los iones unos de otros.Por un razonamiento similar,
podemos entender por qué un líquido polar comoel agua no forma soluciones con un líquido no polar
como el octano, C8H18. Las moléculasde agua experimentan fuertes interacciones de enlaces de
hidrógeno entre sí.Es preciso vencer estas fuerzas de atracción para dispersar lasmoléculas de agua entre
las del líquido no polar. La energía necesaria para separarlas moléculas de H2O no se recupera en forma
de interacciones de atracción entre lasmoléculas de H2O y de C8H18.
Finalmente, es muy importante resaltar que el cambio en la entalpía al producirse una solución no es el
único factor que hace posible que ocurra de manera natural la disolución, pues también es necesario
tener en cuenta otras dos formas de energía, conocidas como entropía y energía libre, para discernir si
una disolución ocurre de manera espontánea.
3. Sólidos insolubles y Equilibrios de solubilidad
En la figura 5vemos cómo se mezclan dos disoluciones, una que contiene nitrato de plomo,
Pb(NO3)2(ac) y otra que contiene yoduro de potasio, KI(ac). La reacción entre los solutos presentes en
estas dos soluciones da origen a un producto que es un sólido amarillo insoluble, es decir, que no se
disuelve en el agua circundante, y por lo tanto, se separa por gravedad y queda al fondo del vaso. Las
reacciones que dan por resultado la formación de un producto insoluble en el solvente se denominan
reacciones de precipitación. Un precipitado es un sólido insoluble que se forma por una reacción al
mezclarse dos o más soluciones. En la figura 5, el precipitado es yoduro de plomo sólido, PbI2(s) un
compuesto que tiene una solubilidad muy baja en agua:
Reacciones de precipitación Son las reacciones queproducen un sólido insoluble en el medio solvente.
2KI(ac) + Pb(NO3)2(ac)PbI2(s) + 2KNO3(ac)
Figura 5 Una reacción de precipitación.Tomada de la literatura [2].
La mezcla de una solución
incolora de KI
Con una solución incolora
de Nitrato de plomo
Produce un precipitado amarillo de
Yoduro de plomo, PbI2(s), que
lentamente se ubica en el fondo del
vaso.
Recordemos que ninguna sustancia en la naturaleza es absoluta o perfectamente insoluble en otra, y por
ello, la solubilidad de una sustancia es la cantidad de esa sustancia que se puede disolver en una
cantidad dada de disolvente. Sólo 1.2 x 10-3
moles de PbI2(s) se disuelven en un litro de agua a 25ºC. Sin
embargo, los precipitados son sustancias que resultan ser tan poco solubles en el solvente de donde se
obtienen que se les considera insolubles en términos prácticos, mas no absolutos, porque como se verá
más adelante, aún las sustancias menos solubles tiene un grado de disociación cuantificable, pues
forman equilibrios heterogéneos con sus propios iones, llamados equilibrios de solubilidad. Por ahora y
a este nivel, nos referiremos a cualquier sustancia con una solubilidad menor que 0.01 mol/L de solución
como insoluble. En tales casos la atracción entre los iones con carga opuesta en el sólido precipitado es
demasiado grande y las moléculas de agua, generalmente el solvente, no pueden disgregarlos
significativamente, así que la sustancia permanece en su mayor parte sin disolverse.
Equilibrios de solubilidad
Una vez que un sólido ha precipitado, ocurre que no todas las moléculas del sólido se quedan formando
parte del mismo, sino que una muy pequeña cantidad de ellas, generalmente las que están en contacto
con el solvente circundante, alcanzan a interactuar con el mismo de forma que se disuelven y quedan
como iones. Entonces, se genera un paso constante de moléculas de sólido hacia el medio solvente
quedando como iones y de iones que ya estaban disueltos que regresan a integrar el sólido como
moléculas no disociadas. Como la velocidad a la que el sólido se disuelve llega a ser la misma a la que
los iones disueltos vuelven a formar parte del sólido, se crea una situación de equilibrio, llamada
equilibrio de solubilidad, que se define como aquel en el cual un sólido está en equilibrio con una
solución saturada de sus propios iones.Claramente, los equilibrios de solubilidad son todos equilibrios
heterogéneos, pues se tiene un sólido en equilibrio con una solución saturada. Por ejemplo, una vez que
el PbI2(s) ha precipitado, establece un equilibrio con una solución saturada de sus propios iones:
PbI2(s) Pb2+
(ac) + 2I-(ac) (2)
De esta forma, se establece un equilibrio heterogéneo muy fuertemente desplazado hacia el reactivo, es
decir, hacia el sólido. Casi de manera infalible, el valor de la constante de equilibrio para todo equilibrio
de solubilidad es generalmente muy pequeño.
4. Constante del producto de solubilidad Kps
Recuérdese que una disolución saturada es aquélla en la que la disolución está en contacto con soluto no
disuelto. Considérese, por ejemplo, una disolución acuosa saturada de BaSO4 que está en contacto con
BaSO4 sólido. Por ser el sólido un compuesto iónico, forma iones Ba2+
(ac) y SO42-
(ac) al disolverse. El
equilibrio siguiente se establece con facilidad entre el sólido no disuelto y los iones hidratados en
disolución:
BaSO4(s) Ba2+
(ac) + SO42-
(ac) (3)
Como en todo equilibrio, la medida en que esta reacción de disolución se lleva a cabo corresponde a la
magnitud de su constante de equilibrio. Puesto que esta ecuación de equilibrio describe la disolución de
un sólido, la constante de equilibrio indica cuán soluble es el sólido en agua y recibe el nombre de
constante del producto de solubilidad (o simplemente producto de solubilidad), yse denota como Kps,
donde ps significa producto de solubilidad. La expresión de la constante de equilibrio de este proceso se
representa conforme a las mismas reglas que se aplican a cualquier expresión de constante de equilibrio.
Es decir, los términos de concentración de los productos se multiplican unos por otros, cada uno elevado
a su coeficiente estequiométrico en la ecuación química balanceada, y el resultado se divide entre los
términos de concentración de los reactivos multiplicados unos por otros, cada uno elevado a su
coeficiente estequiométrico. Los sólidos, líquidos y disolventes, sin embargo, no aparecen en las
expresiones de constantes de equilibrio en equilibrios heterogéneos, por lo que un producto de
solubilidad siempre es igual al producto de la concentración de los iones participantes en el equilibrio,
cada uno elevado a su respectivo coeficiente estequiométrico. Así, por ejemplo, la expresión del
producto de solubilidad del equilibrio representado por la ecuación (3) es
KC = Kps = [Ba2+
][SO42-
] (4)
No obstante que la concentración del sólido, [BaSO4], se excluye de la expresión de la constante de
equilibrio, la reacción (3) dice claramente que para que haya equilibrio deben estar presentes tanto el
sólido como sus iones, por lo que debe estar presente algo de BaSO4(s) para que el sistema esté
realmente en equilibrio.
En general, la constante del producto de solubilidad Kps es la constante de equilibrio del equilibrio
existente entre un soluto iónico sólido y sus iones en una disolución acuosa saturada. En los libros de
texto, generalmente en sus apéndices o anexos, se encuentran tabulados muchos valores de Kps a 25°C
de varios sólidos iónicos. El valor de la Kps del BaSO4 es de 1.1 × 10-10
, un número muy pequeño, lo que
indica que sólo se disuelve en agua una cantidad muy reducidadel sólido.
Como ejemplo, para un sólido insoluble en agua como el Cromato de plata, Ag2CrO4(s), el equilibrio de
solubilidad se escribe
Ag2CrO4(s) 2Ag+(ac) + CrO4
2-(s)
Y la constante del productode solubilidad Kpsse expresa, junto con su valor tomado de las tablas de
literatura, así:
Kps = [Ag+]2[CrO4
2-], Kps = 1.2 x 10
-12.
Ejercicio 2 Escriba el equilibrio de solubilidad y exprese la constante del producto de solubilidad junto con sus
respectivos valores de las constantes del producto de solubilidad,para los compuestos siguientes:
(a) Carbonato de bario
(b) Sulfato de plata
(c)Hidróxido de Manganeso (II)
(d)Fosfato de calcio
(e) Yoduro de mercurio (I).
Nota: los valores de Kpsseencuentran en tablas en los textos.
5. Efecto de la temperatura sobre la solubilidad: Curvas de solubilidad
La solubilidad de la mayor parte de los solutos sólidos en agua aumenta al incrementarse la
temperatura de la disolución. La gráfica que relaciona la variación de la solubilidad de un sólido en un
solvente al cambiar la temperatura se llama una curva de solubilidad. En la figura 6 se muestra este
efecto sobre la solubilidad de varias sustancias iónicas en agua. Observe que, en general, la
solubilidadaumenta al incrementarse la temperatura, como es el caso de KNO3 o del K2Cr2O7. Sin
embargo, hay unas cuantas excepciones a esta regla, como se observa con el Ce2(SO4)3, cuya curva de
solubilidad tiende hacia abajo al aumentar la temperatura.
Figura 6Curvas de Solubilidad de varios compuestos
iónicosen agua en función de la temperatura. Tomado de
la literatura [1].
Figura 7Curvas de Solubilidad de varios gases en agua
en función de la temperatura. Observe que las
solubilidadesse dan en milimoles por litro (mmol/L) para
una presióntotal constante de 1 atm en la fase gaseosa.
Tomado de la literatura [1].
En contraste con los solutos sólidos, la solubilidad de los gases en agua disminuye al aumentar la
temperatura (Figura 7, arriba). Si calentamos un vaso de agua fría de la llave, se observarán burbujas de
aire en el interior del vaso. De forma similar, las bebidas carbonatadas pierden CO2 si se les permite
calentarse; al aumentar la temperaturade la solución, la solubilidad del CO2 disminuye y CO2(g) escapa
de la disolución. La menor solubilidad del O2 en agua al aumentar la temperatura es uno de los efectos
de la contaminación térmica de lagos y ríos. El efecto es mucho más grave en los lagos profundos
porque el agua caliente es menos densa que el agua fría, y por ello tiende a permanecer sobre el agua
fría, en la superficie. Esta situación impide la disolución de oxígeno en las capas más profundas y afecta
la respiración de todos los organismos acuáticos que necesitan oxígeno. Los peces pueden asfixiarse y
morir en estas condiciones.
El hecho de que muchos sólidos sean más solubles al aumentar la temperatura (figura 6) indica que la
disolución de estos sólidos es en general un proceso endotérmico, por lo que aumentar la temperatura
hace que el equilibrio de solubilidad se desplace hacia los productos, hacia los iones, lo que aumenta la
solubilidad. En casos como el del Ce2(SO4)3 lo que se nota es que la solubilidad disminuye al aumentar
la temperatura, por lo que se trata de procesos de disolución exotérmicos, y por ello, al aumentar la
temperatura, el equilibrio de solubilidad se desplaza hacia el reactivo, es decir, hacia el sólido, con el
consecuente descenso de la solubilidad.
Ejercicio 3
Considerando los aspectos energéticos de las interacciones soluto-soluto, solvente-solvente y soluto-
solvente, (a) explique por qué el NaCl se disuelve en agua pero no en benceno (C6H6). (b) ¿Por qué las
sustancias iónicas con más alta energía de red suelen ser menos solublesen agua que aquellas con más
baja energía de red?
6. Solubilidad y Kps
Es importante distinguir cuidadosamente entre la solubilidad y la constante del productode solubilidad.
La solubilidad de una sustancia es la cantidad que se disuelvepara formar una disolución saturada, y la
suele expresarsecomo gramos de soluto por litro de disolución (g/L). La solubilidad molarS esel
número de moles del soluto que se disuelven al formar un litro de disoluciónsaturada del soluto (mol/L).
La constante del producto de solubilidad Kps es la constantede equilibrio del equilibrio entre un sólido
iónico y su disolución saturada.La solubilidad de una sustancia puede cambiar considerablemente
cuando varíanlas concentraciones de otros solutos. Por ejemplo, la solubilidad del Mg(OH)2 dependeen
alto grado del pH. En la solubilidad de este sólido también influyen las concentracionesde otros iones en
disolución, en especial el Mg2+
. En cambio, la constante del productode solubilidad, Kps, tiene un valor
único para un soluto dado a cualquier temperatura específica. Finalmente, el valor de Kps, como
cualquier constante de equilibrio, sólo varía cuando cambia la temperatura, y en el caso de valores de
Kps, esta variación con temperatura es tan pequeña que sólo es importante para trabajos de altísima
precisión, por lo que no hay mayor problema en usar los valores de Kpsque aparecen en las tablas de los
textos para cálculos, ejercicios o problemas de clase.
Ejercicio 4
(a) Si la solubilidad molar del CaF2 a 35°C es de 1.24 ×
10-3
mol/L, ¿cuál es la Kps a esta temperatura?
(b) Se encuentra que se disuelven 1.1 × 10-2
g de SrF2 por
cada 100 mL de disolución acuosa a 25°C. Calcule el
producto de solubilidad del SrF2.
(c) La Kps del Ba(IO3)2 a 25°C es de 6.0 × 10-10
. ¿Cuál es
la solubilidad molar del Ba(IO3)2?
Ejercicio 5
Un volumen de 1.00 L de disolución saturada a 25°C
deoxalato de calcio (CaC2O4) contiene 0.0061 g de
CaC2O4.Calcule la constante del producto de
solubilidad de estasal a 25°C.
MATERIALES Y REACTIVOS
1 Varilla de vidrio
1 Tapón de caucho
4 Tubos de ensayo
4 Bandas de caucho
(Traerlas los estudiantes)
1 Pinza para bureta
1 Pipeta graduada
1 Vaso de precipitados
1 Termómetro
Soporte universal
1 Aro
1 Malla de asbesto
Nitrato de potasio
Agua destilada
PROCEDIMIENTO
1. En un tapón de caucho inserte una varilla de vidrio, marque cuatro tubos de ensayo con los números
uno, dos, tres y cuatro respectivamente (Los tubos deben estar completamente limpios y secos).
Sujete alrededor de la varilla (extremo opuesto al tapón) con dos bandas de caucho, los tubos de
ensayo antes rotulados. (Ver figura 8)
Figura 8 Montaje para establecer la curva de solubilidad
2. Usando una balanza, pese aproximadamente 1.0 gramos de nitrato de potasio sobre un papel
previamente tarado. Agregue con cuidado el reactivo de tal manera que todo su contenido quede en el
fondo del tubo número uno. Repita la operación anterior pesando 0.75, 0.5 y 0.25 gramos, y
colóquelos en los tubos 2, 3 y 4, respectivamente.
3. Mida lo más cuidadosamente posible un mililitro de agua destilada con la pipeta graduada y
adiciónelo a cada tubo de ensayo.
4. Coloque 200 mililitros de agua en el vaso de precipitados, sumerja los tubos de ensayo hasta la mitad
(Ver figura 8). Introduzca un termómetro en el vaso, caliente el agua y con la ayuda de un alambre de
cobre agite las soluciones de los tubos hasta disolución completa del nitrato de potasio. Durante el
proceso registre tiempos y temperaturas de solubilización en cada uno de los tubos. Tener en cuenta
que el calentamiento se realiza hasta la disolución del contenido del último de los tubos.
5. Suspenda el calentamiento y repita el procedimiento anterior pero por enfriamiento, registrando los
tiempos y temperaturas de cristalización.
6. Trace las gráficas de solubilización y de cristalización para la experiencia llevada a cabo, sea en
Excel o en Origin o en el software que prefiera, sin olvidar demarcar bien los ejes de sus gráficas y
nombrarlas adecuadamente.
Tabla 1 Resultados
Peso de
KNO3 g
Volumen
de agua
(mL)
Concentración
(g/mL)
Temperatura
Solubilidad
(ºC)
Tiempo
(s)
Temperatura
Cristalización
(ºC)
Tiempo
(s)
1.0 0.75 0.5
0.25
RESULTADOS Y DISCUSIÓN
Primero, coloque en su informe la Tablas 1 debidamente completada con sus resultados.
Luego, utilice sus resultados para responder las siguientes preguntas:
1. Se espera que la solubilidad del KNO3 aumente con la temperatura. ¿Sus resultados muestran este
comportamiento?
2. Estrictamente hablando, la temperatura de solubilidad que encuentre en cada tubo debería ser la
misma temperatura de cristalización. ¿Por qué esto se nota o no en sus resultados?
3. Es muy probable que el tubo que menos sólido disuelto tenía nunca le muestre cristalización posterior
al calentamiento inicial. ¿Por qué los otros tres tubos si muestran cristalización posterior al
calentamiento inicial, y el tubo de menor concentrado de soluto, no?
4. Comparando la curva de solubilidad que usted obtuvo con una de literatura, ambas para el KNO3(s),
¿Por qué su curva es o no parecida a lo encontrado en la literatura?
5. ¿La solubilidad del KNO3(s) es un proceso endotérmico o exotérmico? Argumente su respuesta.
6. ¿Qué aprende en esta práctica acerca de los equilibrios y las curvas de solubilidad?
CONCLUSIONES
Como son dos los objetivos de la práctica, deberán ser dos las conclusiones que presente en su informe,
presentándolas como su docente le haya indicado hacerlo.
CUESTIONARIO
Consulte la literatura para responder las siguientes preguntas:
1. ¿Cómo se puede predecir si un precipitado se formará cuando se mezclan dos disoluciones?
2. Compare mediante ejemplos los conceptos de solubilidad, solubilidad molar y producto de
solubilidad.
3. Explique la diferencia entre la solubilidad y el producto de solubilidad de una sustancia ligeramente
soluble en agua como el sulfato de bario.
4. La solubilidad molar del sulfato de plata es 0,015 M. Calcúlese el producto de solubilidad de la sal.
5. Describa cinco aplicaciones de los equilibrios de solubilidad en la vida diaria, como en alimentos,
objetos de uso común o personal, o en aplicaciones científicas o tecnológicas.
INFORME
Realice su informe siguiendo las indicaciones de su docente. Entregue su informe impreso y a tiempo.
LITERATURA RECOMENDADA
[1] Brown, T. L.;LeMay, Jr., H. E.; Bursten, B. E.;Burdge, J.R.: Química: La ciencia central. Pearson
Educación, 9 Edición (2004), México DF. Capítulos 4 y 13.
[2] Brown, T. L.;LeMay, Jr., H. E.; Bursten, B. E.;Murphy, C. J.:ChemistryThe Central Science. Pearson
Educación, 11th
Edition (2009), México DF. Capítulo 4.
[3] Harvey, D.: Modern Analytical Chemistry, International edition, McGraw Hill, USA (2000). 139,
156-158.
FIN DE LAS GUÍAS DEL LABORATORIO DE QUÍMICA EXPERIMENTAL II.
ANEXO 1
FUNDACIÓN UNIVERSIDAD DE AMÉRICA
Coordinación General de Laboratorios
NORMAS GENERALES DE SEGURIDAD
Trabajar cuidadosamente para evitar accidentes que además pueden lesionar a sus compañeros.
Avisar inmediatamente al docente cualquier percance que le ocurra, por pequeño que sea.
El alumno deberá inspeccionar en que sitios del laboratorio se encuentran:
Los extinguidores.
El botiquín de emergencia.
Las puertas de salida.
Ducha de seguridad.
Lava ojos
Experimentos que no estén en estas guías nunca podrán efectuarse sin la aprobación y
consentimiento del docente. Hay que seguir las instrucciones cuidadosamente y leer las etiquetas
de cada frasco para asegurarse de tomar el reactivo correcto, y usar estrictamente la cantidad
pedida.
Todas las operaciones en que se desprenden humos o escapen gases deben hacerse en las vitrinas
de extracción destinadas para ese efecto.
Para reconocer olores de las sustancias coloque la boca del frasco lejos de su cara y abanique
con su mano el olor.
Nunca inhale fuertemente los olores.
Jamás observe por encima un tubo de ensayo o un vaso en el que se esté efectuando una
reacción, porque el contenido podría salpicarle los ojos.
Nunca dirija hacia sus compañeros un tubo de ensayo que esté calentándose o en el que se esté
efectuando una reacción.
Nunca caliente un líquido en un recipiente cerrado.
Utilice una pera o un pipeteador mecánico para transvasar líquidos;nunca succione con la boca.
Por ningún motivo saboree las sustancias químicas.
Cuando por accidente una sustancia química llega a su boca, enjuáguese con abundancia de agua.
Si algún material corrosivo le afecta las manos o la ropa aplique también agua abundantemente.
Si algo le cae en los ojos, lávese al instante con abundante agua y consulte de inmediato con el
médico.
Cualquier quemadura con ácido, base o fuego, requiere que se ponga la parte afectada bajo el
chorro de agua fría durante 15 minutos.
En caso de una quemadura con ácido diluido, enjuague el área quemada con agua fría y luego
aplique una crema apropiada, por ejemplo sulfaplata.
En caso de una quemadura con ácido concentrado, nunca enjuague el área quemada con agua
fría, enjuáguela con solución de bicarbonato de sodio diluida y luego aplique una crema
apropiada, por ejemplo sulfaplata.
En caso de una quemadura con una base concentrada, nunca enjuague el área quemada con agua
fría, enjuáguela con solución de ácido bórico diluido y luego aplique una crema apropiada, por
ejemplo sulfaplata.
En caso de una quemadura, si es leve, enjuague el área quemada con agua fría y luego aplique
una crema apropiada, por ejemplo Sulfaplata. Si es grave, cubrir con gasa y llevar
inmediatamente al médico.
En caso de cortadura pida ayuda al docente o al monitor.
En caso de incendio proceda a cerrar las llaves del gas y no trate de dominar el fuego antes de
ponerse a salvo.
Nunca tome, coma o fume en el laboratorio.
Su mechero puede causar fuegos serios, por lo tanto no debe estar prendido sino solamente en el
momento de ser usado.
Mantenga su área de trabajo siempre limpia y seca, aleje sus objetos personales pues ellos
interfieren con su trabajo y pueden ser dañados.
Si usted derrama líquidos limpie inmediatamente.
Al final del trabajo, regrese los implementos usados al almacén perfectamente lavados.
Lave sus manos SIEMPRE antes de salir del laboratorio.
Nunca coloque sustancias directamente sobre los platillos de labalanza. Use los vidrios de reloj,
pesa-sustancias o vasos de precipitados.
En la medida de lo posible, cambie el calentamiento con llama por calentamiento a través de
baños termostatados o planchas de calentamiento. Minimice al máximo el uso de llama directa.
Cuando se inflame una sustancia líquida contenida en un vaso o cápsula, tape la boca de éstos
con un vidrio de reloj o malla de asbesto, para impedir la entrada de aire, con la cual se extingue
el fuego.
En los trabajos con sustancias explosivas, inflamables y venenosas se debe manejar la mínima
cantidad posible.
Los residuos de SODIO y POTASIO se destruyen con alcohol jamás se deben tirar a la caneca o
a las cañerías de desagüe.
Todos los residuos sólidos tales como papeles de filtro pedazos de vidrio puntillas, fósforos,
deben llevarse a las canecas.
Las sustancias solubles en agua se pueden botar en los vertederos, previamente diluidas. EL
ÁCIDO NÍTRICO corroe las tuberías y por lo tanto no se deben arrojar en ellas. Todo
desperdicio de ácidos concentrados debe verterse en las canecas de arena.
Nunca agregue agua al ácido. Diluya éste adicionándolo lentamente al agua con constante
agitación.
Las bases fuertes también deben diluirse de igual forma.
Nunca ponga en contacto un ácido concentrado con una base fuerte.
Siempre que use la pipeta enjuáguela antes de introducirla en otra solución; haga lo mismo con la
espátula después de usarla.
Evite el pánico cuando ocurra una anomalía.
Una vez termine su práctica, cerciórese de que los registros del agua y del gas estén bien cerrados
y los aparatos eléctricos desconectados.
Para cada experimento a realizar el alumno, deberá informarse de las medidas de seguridad,
sobre el manejo y la toxicidad de los reactivos, así como las recomendaciones específicas para su
realización.
Los remanentes de reactivos utilizados no deben regresarse a los envases originales, y deben
manejarse con pipetas y espátulas limpias y secas.
La gran mayoría de los disolventes orgánicos son volátiles e inflamables y al trabajar con ellos
deberá hacerse en lugares ventilados y nunca cerca de una llama. Los recipientes que los
contienen deben mantenerse cerrados, en lugares frescos y secos.
Queda prohibida la visita de personas ajenas a la práctica que se realiza.
Queda totalmente prohibido tener encendidos aparatos electrónicos, celulares, aparatos
blackberry o computador portátil al interior del laboratorio. El uso de los mismos queda
totalmente sujeto a la orden del docente.
Leer cuidadosamente los protocolos sobre el Uso de los Laboratorios en donde se amplían aún
más la información y normas acá contenidas, que se pueden consultar en la Coordinación
General de Laboratorios.
ANEXO 2
DISPOSICIÓN DE RESIDUOS
Los residuos de laboratorio deben ser almacenados para su posterior eliminación en envases separados,
según la naturaleza química de los mismos.
A Solventes orgánicos y soluciones de sustancias orgánicas que no contienen halógenos
B Solventes orgánicos y soluciones de sustancias orgánicas que contienen halógenos
C Residuos sólidos orgánicos de productos químicos de laboratorio
D Soluciones salinas; El pH se debe ajustar entre 6-8
E Residuos Inorgánicos tóxicos, así como de sales metálicas
F Compuestos combustibles tóxicos
G Mercurio y residuos de sales inorgánicas de mercurio
H Residuos de sales metálicas regeneradles; cada metal debe recogerse por separado
T Residuos inorgánicos sólidos
K Almacenamiento separado de restos de vidrio, metal y plástico
Los recipientes deben estar caracterizados y provistos de los símbolos de peligrosidad R; riesgo
específico o S; consejos de prudencia. Tener en cuenta las propiedades químicas y que compuestos
deben evitarse1.
Recipientes para solventes orgánicos; Deben utilizarse recipientes que resistan los requerimientos
orgánicos que se esperan; a prueba de rotura, con cierre adecuado para gases líquidos (evitando
evaporación), colocados en sitios ventilados, de tamaño adecuado según desechos generados y
almacenarlos por tiempo reducido para evitar fugas.
Se recomienda tener siempre disponibles los recipientes colectores:
1 www.Merck.com
Recipientes para residuos de solventes orgánicos
Recipiente para residuos acuosos o aguas contaminadas
Recipientes para residuos con ácidos y lejías
Recipientes para residuos sólidos
Recomendaciones para la eliminación de residuos
Es necesario desactivar los residuos químicos antes de almacenarlos, con el propósito de transformar
pequeñas cantidades de productos químicos reactivos en productos derivados menos agresivos o más
inocuos asegurando un almacenaje y eliminación segura. En la desactivación de los productos reactivos
hay que tener mucha pre-caución pues se pueden generar reacciones violentas, el trabajo debe ser
realizado por personal especializado, y con la seguridad adecuada.
A continuación se numeran algunas recomendaciones para eliminación de residuos:
1. Disolventes orgánicos exentos de halógenos. Categoría A.
2. Disolventes halogenados impuros o mezclados; No utilizar recipientes de aluminio, si el residuo es
clorado no utilizar recipientes de acero especial. Categoría B.
3. Reactivos orgánicos líquidos no reactivos categoría A, si contienen halógenos se pasan a categoría B,
residuos sólidos son categoría C.
4. Las soluciones acuosas de:
Ácidos orgánicos pueden neutralizarse cuidadosamente con hidrogeno carbonato de sodio, ó
hidróxido de sodio y controlar el pH antes de depositar en un recipiente D.
Los ácidos carboxílicos aromáticos pueden precipitarse con ácido clorhídrico diluido y
succionarse: El precipitado es categoría C y el filtrado categoría D.
5. Bases orgánicas y aminas en forma disuelta: categoría A o respectivamente B. Neutralizar con ácido
clorhídrico diluido ó ácido sulfúrico diluido. Comprobar el pH.
6. Los nitrilos mercaptanos pueden oxidarse agitando durante varias horas con hipo clorito de sodio
un exceso de oxidante puede destruirse con tiosulfato de sódico. La fase orgánica categoría A, fase
acuosa categoría D, caracterizando como inflamable.
7. Los aldehídos hidrosolubles pueden transformarse en los productos bisulfíticos mediante una
solución acuosa concentrada de hidrógenosulfatode sodio. Son Categoría A o respectivamente B.
8. Los compuestos de organo elementos sensibles a la hidrólisis, que generalmente están disueltos en
solventes orgánicos, se añaden gota a gota, cuidadosamente y agitando bajo la campana extractora con la
ventana frontal de vidrio cerrada, en 1-butanol Los gases combustibles que se desprenden se pasan
mediante un tubo flexible, introducido directamente al canal extractor. Después de acabado el
desprendimiento de gases debería agitarse todavía durante una hora añadiendo un exceso de agua.Fase
orgánica: categoría A, fase acuosa: categoría D; dado el caso caracterizar como "inflamable".
9. Los compuestos combustibles caracterizados como cancerígenos y como "muy tóxicos" o
respectivamente "tóxicos" (aparte de disolventes): categoría F.Los sulfatos de alquilos son cancerígenos:
evitar a toda costa la inhalación y cualquier contacto con la piel. Para su desactivación pueden añadirse,
gota a gota mediante un embudo de decantación y agitando intensamente, a una solución concentrada de
amoníaco enfriada con hielo. Antes del vertido a categoría D controlar el valor pH con varillas
indicadoras universales.
10. Los peróxidos orgánicos pueden detectarse, sin problemas, en soluciones acuosas y solventes
orgánicos, y desactivarse sin peligro con cloruro de Hierro (II). Los peróxides puros pueden disolverse
en un solvente adecuado y desactivarse igualmente con cloruro de Hierro(II). Residuos orgánicos
categoría A o B; solución acuosa categoría D.
11. Los halogenuros de ácido, para transformarlos en los ésteres metílicos, se pueden añadir, gota a gota,
sobre un exceso de metanol. Para acelerar la reacción pueden añadirse unas gotas de ácido clorhídrico.
Se neutraliza con solución de hidróxido sódico. Antes del vertido a categoría B, controlar el valor del
pH.
12. Los ácidos inorgánicos y sus anhídridos, según el caso, se diluyen o respectivamente se hidrolizan
previamente, añadiéndolos bajo agitación, cuidadosamente, en agua con hielo. Seguidamente se
neutraliza con solución de hidróxido sódico. Antes del vertido a categoría D controlar el valor del pH.
El ácido sulfúrico fumante se gotea cuidadosamente en ácido sulfúrico 40 %, bajo buena agitación.
Tener siempre cantidades suficientes de hielo a mano a efectos de refrigeración. Después de enfriar
el ácido sulfúrico altamente concentrado obtenido, se procede como arriba para su neutralización.
Como el ácido sulfúrico fumante/el ácido sulfúrico otros anhídridos también pueden ser goteados
en su respectivo ácido.
Los gases ácidos (bromuro de hidrógeno, cloruro de hidrógeno y yoduro de hidrógeno, cloro,
fosgeno, dióxido de azufre) se pasan por una solución de sosa cáustica y se siguen tratando como
"ácidos inorgánicos" después de neutralización.
13. Las bases inorgánicas y alcoholatos, si es necesario, se diluyen introduciéndolas y agitando
cuidadosamente en agua. Seguidamente se neutralizan con ácido sulfúrico. Antes del vaciado en
categoría Do E, comprobar el valor del pH.
14. Sales inorgánicas: categoría I. Soluciones neutras de estas sales: categoría D; antes del vaciado
controlar el valor del pH.
