UCP Guias Quimica Inorganica.pdf

PPRRAACCTTIICCAASS DDEE LLAABBOORRAATTOORRIIOO QQUUIIMMIICCAA IINNOORRGGAANNIICCAA

GGUUIIAASS:: 1111 EEXXPPEERRIIMMEENNTTOOSS CCOONN TTEEOORRIIAA

Manuel Jesus Valdez Andia Tarapoto Enero 2014

Manuel Jesús Valdez Andía – Ingeniero Químico CIP: 55039 2

PRESENTACION Estas guías de laboratorio de Química General se han realizado para complementar las clases teóricas impartidas o por impartir, para experimentar teorías y fijar conceptos teóricos sobre procesos y operaciones que aprendiendo en forma práctica se retienen mejor, también permiten que el alumno investigue sobre materias base en su carrera profesional y donde la Investigación en la Universidad fundamenta su existencia. En nuestro ser, en nuestro entorno y el mundo todo hay reacciones que la química describe, la vida es una reacción, por lo que estos experimentos son parte de ellos. La Química es una ciencia experimental por lo que su enseñanza tiene que ser también experimental. He preparado 22 experimentos: 11 de Química Inorgánica y 11 de Química Orgánica. Alguna carrera puede tomar de ambos cuando el curso de Química General contiene Química Inorgánica y química Orgánica. Están programadas para un dictado de clase de 16 semanas y donde las practicas duran un tiempo máximo de 04 horas. Cada materia teórica impartida se ayuda con estos 11 experimentos en el semestre. La Universidad Científica del Perú UCP no tenía estas 11 guías, por lo que como docente del curso de Química General e Inorgánica las he realizado, con mucha dedicación y en el propósito de utilizar insumos que tenemos en la localidad. Incidiendo en los materiales de construcción, su composición, sus propiedades físicas y químicas ligadas al programa del curso proporcionado por la UCP. Una situación que vi en los alumnos a los que dicto el curso de Química General es la poca solidez de algunos conceptos básicos en los que se fundamenta toda la estructura del saber – y poder saber más, estas guías inciden allí y en la concepción de su utilidad futura. Impartiendo la materia he aprendido a revisar ciertos temas que el alumno desea saber y que si sabe lo sabe aisladamente. He incidido en que en las prácticas se usen materiales locales disponibles y al alcance de los alumnos de lugares alejados en el Perú y con material y equipos de laboratorio mínimos. Vuelco mucho de lo que aprendí en la Universidad Nacional Mayor de San Marcos – Lima, mis viajes por todo el Perú y mucho de mis alumnos, ya en más de 24 años que tengo el agrado de estar con ellos, aprendí también.

Manuel Jesus Valdez Andia Ingeniero Químico CIP: 55039

[email protected]

Tarapoto Enero 2014


CONTENIDO

Pag. * PRACTICA CERO ………………………………………….………….. 4 Trabajo experimental, seguridad en el laboratorio Operaciones básicas en el laboratorio, Informe de laboratorio * PRACTICA 1: DENSIDAD – MATERIA Y ENERGIA ..………….. 06 * PRACTICA 2; ESTEREOQUIMICA INORGANICA ……………………. 07 * PRÁCTICA 3: DISOLUCIONES - CRISTALIZACION ……..…… 10 * PRÁCTICA 4: REACCIONES – FORMACION DE SALES …… 10 * PRACTICA 5: TITULACION ACIDO BASE ……………………. 13 * PRACTICA 6: PIGMENTOS Y OCRES …………………………… 14 * PRACTICA 7: RECUPERACION DE PLATA DE PLACAS RAYOS X 16 • PRACTICA 8: ELECTROQUIMICA – CORROSION – ZINCADO …… 77 • PRACTICA 9: AGLOMERADOS Y AGLOMERANTES ………………. 88 • PRACTICA 10: AGUA – CONTAMINACION – TRATAMIENTO ……. 99 • PRACTICA 11: RECONOCIMIENTO DE ROCAS Y MINERALES ….. 122



LLaabboorraattoorriioo DDee QQuuíímmiiccaa GGeenneerraall II

GGUUIIAA DDEE LLAABBOORRAATTOORRIIOO –– PPRRÁÁCCTTIICCAA 00

SSEEGGUURRIIDDAADD –– OOPPEERRAACCIIOONNEESS BBAASSIICCAASS

MMAATTEERRIIAALL YY EEQQUUIIPPOO DDEE LLAABBOORRAATTOORRIIOO


1 ASPECTOS GENERALES La guía llamada cero que es antes del primer experimento, está referida a 04 aspectos muy importantes: i). - Seguridad en el Laboratorio de Química General ii). - Operaciones básicas en el laboratorio iii). - Material y equipo de laboratorio; iiii). - El Informe de laboratorio – términos de referencia. Para realizar la práctica u otro proyecto científico se deberá emplear el método científico. Porque el método científico es la herramienta que usan los científicos para encontrar las respuestas a sus interrogantes. Los pasos de este método de investigación son:

• Observar – comparar - interpretar.- La curiosidad, nos motiva a investigar. • Plantearse una pregunta o problema.- Ser muy específico.

• Establecer una posible respuesta a la pregunta. (hipótesis). Hacer una buena hipótesis

ayuda mucho. La hipótesis debe ser posible probarla en la práctica.

• Realizar la investigación necesaria.- Experimentar, recopilar datos, buscar información. Hacer un plan de cómo se probará la hipótesis, cuáles materiales y equipos serán necesarios, qué personas asesorarán y en qué lugar/tiempo se hará la investigación. Una vez esto esté claro, se procede a experimentar y a recopilar datos para luego procesarlos y analizarlos.

• Llegar a una conclusión.- Que apoye o refute tu hipótesis. La conclusión obviamente debe

ser producto de tus resultados.

1.1 EXPERIMENTOS – METODO El método científico es un proceso destinado a explicar fenómenos, establecer relaciones entre los hechos y enunciar leyes que expliquen los fenómenos físicos del mundo y permitan obtener, con estos conocimientos, aplicaciones útiles al hombre. Los científicos emplean el método científico como una forma planificada de trabajar. Sus logros son acumulativos y han llevado a la Humanidad al momento cultural actual. Toda investigación científica se somete siempre a una "prueba de la verdad" que consiste en que sus descubrimientos pueden ser comprobados, mediante experimentación, por cualquier persona y en cualquier lugar, y en que sus hipótesis son revisadas y cambiadas si no se cumplen Aunque no todos los científicos emplean o emplearon los mismos métodos para realizar los descubrimientos científicos. Estos dos métodos son los más representativos:

� El método experimental o inductivo � El método teórico o deductivo

El método experimental o inductivo, este método desea entender un fenómeno aún no explicado, o bien para desarrollar más un determinado proceso, realiza experiencias con el fenómeno estudiado variando de una en una las variables que intervienen hasta INDUCIR una ley que las relaciona. La ley inducida, para que sea cierta, debe cumplirse siempre. Así se confirma las


hipótesis de partida. Este método nos induce al descubrimiento de una Teoría por medio de las experiencias. El método Teórico o deductivo.- Einstein utilizó este método para elaborar la Teoría de la Relatividad. Partió de una teoría, que imaginó, y dio por supuesto una serie de axiomas o definiciones previas. Por lo tanto el modelo es teórico en su partida, pero totalmente experimental en su validación. Los pasos del método científico son:

� a) OBSERVACIÓN � b) PLANTEO DEL PROBLEMA � c) FORMULACIÓN DE HIPÓTESIS � d) EXPERIMENTACIÓN � e) CONCLUSIÓN � f) TEORÍA O LEY

Los experimentos se repiten varias veces para garantizar que lo que se observa es reproducible o para sacar un resultado promedio. Las teorías son el origen de nuevas hipótesis y proporcionan el marco conceptual a la investigación. Una teoría científica casi siempre precede a otra y conduce el sentido y métodos de la observación científica.

1.2 INSTRUCCIONES SOBRE LOS EXPERIMENTOS La Química es una ciencia experimental, por ello es necesario realizar experiencias ya efectuadas y reportadas por otros. Las experiencias están diseñadas de forma que básicamente se puedan realizar durante una sesión de laboratorio (3 a 4 h, se estima que el material de laboratorio está limpio y seco).Se establece que el alumno durante a practica de laboratorio, debe tomar apuntes en un cuaderno se debe tener presente que todo trabajo científico debe poder ser reproducido. Una vez realizada la práctica de laboratorio es imprescindible presentar los resultados a través del correspondiente Informe de Laboratorio.

1.3 PRÁCTICAS DE LABORATORIO - OBJETIVOS 4.1 Desarrollar la capacidad del alumno para analizar los resultados obtenidos y extraer

conclusiones. 4.2 Potenciar el espíritu crítico necesario en cualquier actividad científica y o realización de

diferentes síntesis de productos y/o su aislamiento. 4.3 Experimentar con temas cuya búsqueda bibliográfica y análisis de datos, dan comprensión y

trabajo de gabinete al alumno. 4.4 Iniciar al estudiante en las técnicas más habituales de experiencias en Química.


4.5 Instruir al alumno en la preparación, desarrollo y registro del trabajo experimental en Química (Informe y apuntes en laboratorio).

4.6 Instruir al alumno sobre las normas de seguridad, manejo de material y reactivos y tratamiento de residuos en el laboratorio de Química. (guía 0).

4.7 Desarrollar la capacidad del alumno para resolver los problemas que pueden presentarse en un laboratorio de Química.

4.8 Complementar y afianzar los principios teóricos impartidos en clase. Dar metodología experimental.

4.9 Potenciar las habilidades del alumno para el trabajo en equipo. Fomentar la expresión tanto oral como escrita

1.4 ERRORES – FUENTES - CALCULO Un error es la diferencia entre el valor medido v el valor verdadero de una cantidad, o sea:

xxE −= En donde E es el error en una medición, resultado de restar el valor verdadero (tablas) menos el valor promedio (varias pruebas). Puede afirmarse que: 1) ninguna medida es exacta, 2) toda medida tiene errores, 3) el valor verdadero de una medición nunca se conoce y, por tanto, 4) el error exacto que se encuentra en cualquier medida siempre será desconocido. 1.4.1 CAUSAS DE ERRORES AL HACER MEDICIONES Existen tres causas debido a las cuales se cometen errores al efectuar mediciones, y se clasifican de la siguiente manera: Errores naturales. Son causados por variaciones del viento, la temperatura, la humedad, la presión atmosférica, la refracción atmosférica, la gravedad y la declinación magnética. Un ejemplo es una cinta de acero cuya longitud varía con los cambios de temperatura. Errores instrumentales. Estos se deben a imperfecciones en la construcción o ajuste de los instrumentos y del movimiento de sus partes individuales. El producto de muchos errores instrumentales puede reducirse e incluso eliminarse, adoptando procedimientos topográficos adecuados o aplicando correcciones calculadas. Errores personales. Estos tienen su origen principalmente en las limitaciones propias de los sentidos humanos, tales como la vista y el tacto. 1.4.2 TIPOS DE ERRORES Los errores en las mediciones son de dos tipos: sistemáticos y aleatorios Errores sistemáticos. Estos resultan de factores que comprenden el "sistema de medición” e incluyen el medio ambiente, los instrumentos y el observador. Siempre que las condiciones del sistema se mantengan constantes, los errores sistemáticos se mantendrán constantes. Si las condiciones cambian, las magnitudes de los errores sistemáticos también cambian. Se pueden representar matemáticamente. Un ejemplo de un error sistemático variable es el cambio de longitud de una cinta de acero como resultado de diferencias de temperatura que ocurren durante el tiempo de su utilización. Si se


miden los cambios de temperatura, las correcciones de longitud se pueden calcular mediante una simple fórmula. Errores aleatorios. Estos son los errores que quedan después de haber eliminado los errores sistemáticos. Son ocasionados por factores que quedan fuera del control del observador, obedecen las leyes de la probabilidad y se les llama también errores accidentales. Estos errores están presentes en todas las mediciones topográficas. No existe una manera absoluta de calcularlos ni de eliminarlos, pero pueden estimarse usando un procedimiento conocido como método de mínimos cuadrados. 1.4.3 PRECISION Y EXACTITUD La precisión se refiere al grado de refinamiento o consistencia de un grupo de mediciones y se evalúa con base en la magnitud de las discrepancias. Si se hacen mediciones múltiples de la misma cantidad y surgen pequeñas discrepancias, esto refleja una alta precisión. El grado de precisión alcanzable depende de la sensibilidad del equipo empleado y de la habilidad del observador. La exactitud denota una absoluta aproximación a sus verdaderos valores de las cantidades medidas. La diferencia entre precisión y exactitud se ilustra mejor en relación con el tiro al blanco. En la figura 1a, por ejemplo, los cinco tiros se encuentran dentro de un estrecho agrupamiento que indica una operación precisa; el tirador pudo repetir el procedimiento con un alto grado de consistencia. Sin embargo, los tiros quedaron lejos del centro y, por tanto, no fueron exactos. Tal vez esto sea el resultado de una mala alineación de la mira de un rifle. En la topografía esto equivaldría a calibrar los instrumentos de medición. Igual que en el ejemplo del tiro al blanco, un levantamiento puede ser preciso sin ser exacto. En la figura del bull, hay tres ejemplos de precisión y exactitud: (1) Los resultados son precisos, pero no exactos. (2) Los resultados no son ni precisos ni exactos. (3) Los resultados son tanto precisos como exactos. También, en la figura 1) el error es sistemático la mira del rifle puede estar desviado y se puede corregir y lograr la figura 3) en el tiro al blanco. La figura2) es un error aleatorio, se supone no es del rifle solamente. El error porcentual se expresa en porcentaje de que tanto se aleja del valor verdadero (100%).

Error del método en peso, volumen y densidad: = (error de la balanza/masa del cuerpo + error de la probeta/ volumen inicial + error de la probeta/ volumen final).0

2 SEGURIDAD EN EL LABORATORIO Las medidas de Seguridad en Laboratorios son un conjunto de medidas preventivas destinadas a proteger la salud de los que allí se desempeñan frente a los riesgos propios derivados de la


actividad, para evitar accidentes y contaminaciones tanto dentro de su ámbito de trabajo, como hacia el exterior. Las reglas básicas aquí indicadas son un conjunto de prácticas de sentido común realizadas en forma rutinaria. El elemento clave es la actitud proactiva hacia la seguridad. A) Conocer donde se encuentra el extintor, salidas de emergencia, lavaojos, alarmas, etc. B) No se debe comer, beber, fumar o maquillarse en el laboratorio, ni correr en pasadizos. C) No se debe guardar alimentos en el laboratorio, ni en las heladeras- D) Se deberá utilizar vestimenta apropiada para realizar trabajos de laboratorio y cabello

recogido (Mandil preferentemente de algodón y de mangas largas, zapatos cerrados.. E) Se debe mantener el orden y la limpieza de la zona que se le ha asignado. F) Las manos deben lavarse cuidadosamente después de cualquier manipulación. G) Utilizar guantes apropiados para evitar el contacto con sustancias química o material

biológico. Con guantes contaminados no tocar lapiceros, teléfono etc. H) No se permitirá pipetear con la boca. I) Siempre que sea necesario proteger los ojos y la cara de salpicaduras. Cuando se

manipulen productos químicos que emitan vapores o puedan provocar proyecciones, se evitará el uso de lentes de contacto.

J) No bloquear las rutas de escape o pasillos con equipos, máquinas u otros elementos que entorpezcan la correcta circulación.

K) Todo material corrosivo, tóxico, inflamable, oxidante, radiactivo, explosivo o nocivo deberá estar adecuadamente etiquetado y en su lugar establecido.

L) No hacer instalaciones eléctricas precarias o provisorias, que puedan afectar las instalaciones o equipos y puedan provocar incendios por cortocircuitos.

M) Usar mascarillas descartables cuando exista riesgo de producción de aerosoles (mezcla de partículas en medio líquido) o polvos, durante operaciones de pesada de sustancias tóxicas o biopatógenas, apertura de recipientes con cultivos.

N) Las prácticas que produzcan gases, vapores, humos o partículas, aquellas que pueden ser riesgosas por inhalación deben llevarse a cabo bajo campana.

O) Verificar la ausencia de vapores inflamables antes de encender fuego. No se operará con materiales inflamables o solventes sobre llamas directas o cerca de las mismas.

P) El material de vidrio roto no se depositará con los residuos comunes. Será conveniente ubicarlo en cajas resistentes, envuelto en papel y dentro de bolsa.

Q) Será necesario que todo recipiente que hubiera contenido material inflamable, y deba ser descartado sea vaciado totalmente, escurrido, enjuagado.

R) Está prohibido descartar líquidos inflamables o tóxicos o corrosivos o material biológico por los desagües de las piletas, sanitarios o recientes comunes para residuos. En cada caso se deberán seguir los procedimientos establecidos para la gestión de residuos. Consultar al Servicio de Higiene y Seguridad.

S) Al almacenar sustancias químicas considere que hay cierto número de ellas que son incompatibles pues almacenadas juntas pueden dar lugar a reacciones peligrosas. Ante dudas consultar al Servicio de Higiene y Seguridad.

T) Los cilindros de gases comprimidos y licuados deben asegurarse en posición vertical con pinzas, grampas y correas o cadenas a la pared en sitios de poca circulación, protegidos de la humedad y fuentes de calor, de ser posible en el exterior.

V) Los laboratorios cuentan con un botiquín de primeros auxilios. Anotar en un lugar visible los teléfonos de los responsables de cada laboratorio para que puedan ser consultados en caso de alguna anomalía, fuera de los horarios habituales de trabajo

3 OPERACIONES BÁSICAS EN EL LABORATORIO La Química, como muchas otras ciencias, se caracteriza porque los fenómenos que estudia son susceptibles de medición; en los experimentos se obtiene el valor de una propiedad mediante el


uso de un instrumento. Es importante saber que las mediciones tienen cierta precisión o incertidumbre que se verá reflejada en las cifras significativas reportadas. 3.1 Manejo de sustancias en el laboratorio Todas las sustancias que utilizarás en los experimentos del laboratorio de química son potencialmente peligrosas por lo que, para evitar accidentes, debes trabajar con cautela y regir tu comportamiento en el laboratorio por las medidas de seguridad. Existen técnicas que te ayudarán a manipular esas sustancias de una manera más adecuada y segura. a. Manejo de sólidos Los sólidos son almacenados generalmente en botellas de boca amplia. Siempre revisa y lee cuidadosamente la etiqueta antes de usar cualquier reactivo. Remueve la tapa y colócala de tal manera que no se contamine, para transferir el reactivo a otro recipiente inclina ligeramente la botella, agítala suavemente para que el sólido salga poco a poco. Si el reactivo esta compacto, pide ayuda al profesor. El reactivo que sobra no debe ser devuelto al frasco original, por lo que debes ser cuidadoso en vaciar sólo la cantidad que necesitas y pregunta cómo debes desechar el excedente. b. Manejo de líquidos Muchos de los líquidos usados en el laboratorio son soluciones o líquidos puros, como alcohol o acetona. Los reactivos líquidos son almacenados en una gran variedad de botellas. Algunos líquidos que se necesitan en pequeñas cantidades son almacenados en recipientes de los que se extrae el líquido apretando y soltando (pisetas), o en frascos con gotero. Cuando se necesitan grandes cantidades, debes usar un agitador de vidrio para vaciar el líquido resbalándolo por el agitador y las paredes del recipiente al que estas transfiriendo. c. Manejo de ácidos La disolución de ácidos concentrados debe hacerse de la siguiente manera: Añadir lentamente el ácido al agua resbalándolo por las paredes del recipiente, al mismo tiempo que se agita suavemente. NUNCA AÑADIR AGUA AL ÁCIDO, ya que puede formarse vapor con violencia explosiva. Si el recipiente en el que se hace la dilución se calienta demasiado, interrumpe de inmediato y continua la operación en baño de agua o hielo. d. Manejo del papel y embudo para filtrar Cuando se embudos de filtración, tener en cuenta el doblado del pael de filtro y la forma de agregar a fin de no hacer turbulencia en la cama filtrante.


3.2 Medición de masa y volumen – Material de Laboratorio a. Masa.- En el laboratorio de química existen diferentes balanzas que pueden ser utilizadas en las mediciones de masa, la digital y la analítica. Las sales no se deben pesar en papel pues reaccionan o quedan, se debe utilizar luna de reloj u otro recipiente previamente seco y pesado. b. Volumen.- Entre el material que se usa para medir volúmenes de líquidos se encuentran las probetas, las buretas y las pipetas. Dependiendo del volumen que necesitas medir es lo que debes usar. Así como las mediciones de masa, las mediciones de volumen tendrán diferente precisión según el material usado.

4 INFORME DE LABORATORIO – Términos de referencia Una vez realizada la práctica de laboratorio es imprescindible presentar los resultados a través del correspondiente Informe de Laboratorio, se tendrá en cuenta el cumplimiento de las reglas siguientes:

a) El informe se escribirá de manera organizada y comprensible y concisa. Se entrega a la semana siguiente.

b) El informe se presentará escrito o vía correo electrónico con hoja numerada, procurando la máxima corrección gramatical. Los informes manuscritos cuidarán la calidad caligráfica.

c) Todos los datos y resultados consignados deberán ir acompañados de las unidades y la

precisión correspondientes.

d) Las expresiones matemáticas deberán ir acompañadas del significado de los símbolos que contienen, coincidiendo con símbolos estándares recomendados por los organismos oficiales.

e) En el informe se indicará el origen o fuente de todos los datos que se utilicen que no sean los obtenidos en el práctico, como constantes u otros, etc.

f) El informe se entregará en papel, tamaño A4 bond. Los gráficos se presentarán adjuntos al informe, en papel milimetrado. El informe podrá presentarse en formato computacional, respetando las siguientes reglas y configuración: Tamaño de hoja A4. Fuente: “Times New Roman o Arial”, tamaño 11 o 12 opcional. Alineación “Justificada”. Márgenes: Superior: 2,5 cm.; Inferior: 2,5 cm.; Izquierdo: 3,0 cm; Derecho: 2,5 cm. Párrafo: Interlineado “Sencillo”. Inserción de imágenes, sólo cuando sea necesario para explicar adecuadamente el contenido. El Informe se organizará en varios apartados cuyos esquemas aparecen ordenados y explicados en anexo siguiente.

BIBLIOGRAFIA TL Brown, HE LeMay, Jr y BE Bursten Química. La ciencia central Pearson. F Aparicio, R Vargas y A Cedillo Actividades experimentales para el curso de Química Curso selectivo para alumnos de la Licenciatura en Química de la UAM-I www.fqt.izt.uam.mx/material/quimica.pdf




PORTADA

UNIVERSIDAD CIENTIFICA DEL PERU – FILIAL – TARAPOTO Facultad de …..

Escuela Profesional de ….

Curso de Química General I Inorgánica

Nombre Autores, Grupo (Orden alfabético por Apellidos.......) Nombre Docentes del Módulo (Orden alfabético por Apellidos....) Fecha:.........................

INFORME DE LABORATORIO Título del Trabajo Práctico.................................................. FECHA ..................


RESUMEN

Es una breve descripción del trabajo práctico efectuado en párrafos de unas 10 líneas, incluye los objetivos y los resultados experimentales obtenidos en el laboratorio, indicando unidades con la precisión correspondiente. Hace referencia al método estándar empleado y a las técnicas de laboratorio utilizadas. Maximo una hoja. ++ El lector se forma una idea general completa del trabajo realizado; el qué, el para qué, el cómo, y qué resultó. NO INCLUYE DETALLES DEL PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

PRINCIPIOS TEORICOS Contiene la teoría de la experiencia o el marco teórico, que incluye reacción(es) química(s), fórmulas, procesos involucrados, expresiones matemáticas, etc., es decir, el fundamento científico o base en que se sustenta la experiencia practica realizada. Expresa la intención del trabajo, su importancia, el contexto, y la(s) aplicación(es). La extensión debe ser de 1/2 página como mínimo. ++ Esta sección NO PUEDE PRESCINDIR DEL TRATAMIENTO TEÓRICO QUIMICO de la experiencia, ni del debido rigor físico-químico-matemático.

Hoja 1

Hoja 1 o 2


PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

OBSERVACIONES y RESULTADOS Describe el trabajo práctico paso a paso según el método y las técnicas utilizados, tal como se procedió en el laboratorio NO COMO SE HUBIERA QUERIDO HACER, SINO CÓMO SE HIZO REALMENTE. Contiene un registro cuidadoso, ordenado y completo de todos los datos e información recopilados: Experimentos en detalle, mediciones, observaciones, incidentes-accidentes, eventos inesperados, tratamiento estadístico de los datos numéricos, cálculos, tablas y gráficos de resultados experimentales (muestras en duplicado para control), unidades de medida, precisión alcanzada en cada caso y toda información relevante relativa a la experiencia. (Aprox: 1½ Pagina) ++ Esta sección debe hacer ÉNFASIS EN LA PRECISIÓN Y EXACTITUD de las mediciones, como también en el estado y calibración de los instrumentos. IMPORTANTE REGISTRAR PROBLEMAS O HECHOS FORTUITOS DURANTE EL DESARROLLO DE LAS EXPERIENCIAS. ++ Cuidar de especial manera el análisis de los datos , el orden y a la correcta operatoria del cálculo matemático.

REFERENCIAS y ANEXOS

Incluye un LISTADO DE REFERENCIAS bibliográficas, electrónicas páginas Web, archivos informáticos u otra, especificada claramente, y con detalles para ser rastreada y encontrada fácilmente para consulta. (ANEXOS de Hoja 4 o 5 en adelante ) ++ Texto impreso: Apellidos, Nombre, Título, Edición Nº, Lugar de Edición, Editorial, Año de Edición, Nº de Páginas. ++ Electrónica (digital); 3 ejemplos: ●http://www.utadeo.edu.co/comunidades/estudiantes/ciencias_basicas/guias_quimica_general/guia_2_1.pdf ●http://132.248.103.112/organica/ ●I:\PROYECTO PROFEONLINE MODERNIZADO\LISTOS PAG WEB MOD 9\VAN DOCS MOD 9\formato_inf_lab_actualiz_mayo_2007.doc (Pc Ángel Largo G), (CD y Pendrive Pedro García A.).

DISCUSION Y CONCLUSIONES Es un análisis de la calidad de los resultados experimentales obtenidos, comparándolos con referencias conocidas u otros datos en la bibliografía (¿resultados son comparables y reproducibles?). ¿EL procedimiento se desarrolló conforme al método estándar? Se dan explicaciones oportunas para justificar los errores y otras desviaciones respecto a lo esperado, y la forma de corregirlos, además, la manera de mejorar la precisión. Se aportan ideas sobre cómo se podrían solucionar problemas aparecidos en el desarrollo del trabajo práctico. (Extensión ½ Pag mínimo) ++ Esta sección es de IMPORTANCIA CLAVE para saber lo bien o mal que resultó el trabajo hecho y de ahí si es o no fiable lo que se está haciendo.

Hoja 2-3

Hoja 4 ,5

Hoja 4


LLaabboorraattoorriioo DDee QQuuíímmiiccaa GGeenneerraall IInnoorrggáánniiccaa II

GGUUIIAA DDEE LLAABBOORRAATTOORRIIOO –– PPRRAACCTTIICCAA 0011

MMAATTEERRIIAA YY EENNEERRGGIIAA:: PPEESSOO –– VVOOLLUUMMEENN DDEENNSSIIDDAADD --

CCAALLOORR -- MMEEDDIICCIIOONNEESS

1.- GENERALIDADES E INSTRUCCIONES La Química es una ciencia experimental, por ello es necesario realizar experiencias ya efectuadas y reportadas por otros. Esta primera práctica se refiere a la materia y la energía. el alumno debe aprender a anotar en el mismo momento que obtiene datos. 2.- OBJETIVOS 2.1 Comprender el concepto de calibración, mediciones y su importancia en el trabajo

experimental en química. Adquirir destrezas básicas relacionadas con la calibración del material de trabajo del laboratorio.

2.2 Manejar fluidamente las técnicas estadísticas de rutina ligadas a la calibración y de mediciones así como cálculos de valores e índices (error) derivados de las mediciones experimentales en: Pesado.- Para poder cumplir con los objetivos de pesar bien es preciso manejar a balanza y conceptos teóricos y prácticos que serán discutidos previamente. Volumen.- Entre el material que se usa para medir volúmenes de líquidos se encuentran las probetas, las buretas y las pipetas.

3 BREVES ASPECTOS TEORICOS La Química es una ciencia amplia que aborda el estudio de las características de la materia y la capacidad de transformación de ésta:

3.1 Materia

Es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio; Masa es la cantidad de materia que tiene un cuerpo; Volumen es el espacio ocupado por la masa; Cuerpo es una porción limitada de materia. La materia es el material físico del universo.

Estados físicos de la materia: La materia reacciona a factores ambientales como la presión y la temperatura, manifestándose en tres estados:

Estados de la materia en relación a cambios de la energía cinética de las moléculas.


Cada uno de los estados le confiere a la materia características propias, a pesar de no cambiar su composición.

Principales Características de los estados de la materia

SÓLIDOS LÍQUIDOS GASES

Poseen forma definida. No poseen forma definida, por lo

tanto adoptan la forma del recipiente que los contiene.

No poseen forma definida, por lo tanto adoptan la forma del recipiente

que los contiene. Poseen volumen fijo. Poseen volumen fijo. Poseen volumen variable. Baja compresibilidad. Compresión limitada. Alta Compresibilidad.

Los diferentes estados de la materia se caracterizan por la energía cinética de las moléculas y los espacios existentes entre estas. Los estados de la materia dependen de factores como la presión y temperatura.

Cambios físicos y cambios químicos

Las modificaciones en la presión, la temperatura o las interrelaciones de las sustancias, pueden originar cambios físicos o químicos en la materia.

Cambios físicos de la materia: Son aquellos cambios que no generan la creación de nuevas sustancias, lo que significa que no existen cambios en la composición de la materia, como por ejemplo cuando el hielo pasa a agua.


Cambios químicos: Son aquellos cambios en la materia que originan la formación de nuevas sustancias, lo que indica que existieron reacciones químicas. Ejem. Formación del ácido Clorhídrico.

Composición y propiedades de la materia Os tres estados físicos, dependen de factores ambientales como la presión y la temperatura; independiente de ello, el aspecto de la materia está determinado por las propiedades físico-químicas de sus componentes.

Materia homogénea Es uniforme en su composición y en sus propiedades y presenta una sola fase, ejemplo de ello sería un refresco gaseoso, la solución salina, el Cloruro de Sodio o sal de cocina; este tipo de materia se presenta en formas homogéneas, soluciones y sustancias puras. Materia heterogénea Carece de uniformidad en su composición y en sus propiedades y presenta dos o más fases, ejemplo de ello sería la arena, el agua con aceite; este tipo de materia es también conocida como mezcla y la posibilidad que existe de separarlos por medio de métodos físicos.


Sustancias puras, elementos y compuestos Sustancia pura Una sustancia es pura cuando se encuentra compuesta por uno o más elementos en proporciones definidas y constantes y cualquier parte de ella posee características similares, definidas y constantes; ejemplos de ello serían la sacarosa, el agua, el oro. Elemento: Sustancia pura imposible de descomponer mediante métodos químicos ordinarios, en dos o más sustancias, ejemplo: el Hidrógeno (H), el Oxígeno (O), el Hierro (Fe), Cobre. Compuesto: Sustancia pura posible de descomponer mediante métodos químicos ordinarios, en dos o más sustancias, ejemplos: El agua (H2O), la sal (NaCl), el ácido Sulfúrico (H2SO4).

3.2 ENERGIA

El movimiento de los constituyentes de la materia, los cambios químicos y físicos y la formación de nuevas sustancias se originan gracias a cambios en la energía del sistema; conceptualmente, la energía es la capacidad para realizar un trabajo o transferir calor; la energía a su vez se presenta como energía calórica, energía mecánica, energía química, energía eléctrica y energía radiante; estos tipos de energía pueden ser además potencial o cinética. La energía potencial es la que posee una sustancia debido a su posición espacial o composición química y la energía cinética es la que posee una sustancia debido a su movimiento.

Formas de medición de la energía

Poseer un referente de la cantidad de energía que se intercambia en las diferentes interacciones de la materia requiere de patrones de medición. Como la forma de energía que tiene mayor expresión es la energía calórica, entendida ésta como la energía que se intercambia entre dos sustancias cuando existe diferencias de temperatura entre ambas, trataremos las unidades de medida de esta.


Tipos de energía

Manifestaciones de la energía

Energía Mecánica: El movimiento de las hélices del molino de viento es transferido a un sistema mecánico de piñones, para producir energía eléctrica o lograr la ascensión de agua de un pozo subterráneo

Energía Calórica o radiante: El calor o la luz emitida desde el sol es aprovechada por las plantas para producir carbohidratos etc, mediante a fotosintesis.

Energía Eléctrica: El movimiento de electrones libres de los metales, producida por una diferencia de potencial es la energía eléctrica, usada para hacer funcionar electrodomésticos etc.

Energía Química: La combustión de hidrocarburos como el petróleo, liberan gran cantidad de energía.

La cantidad de energía cedida o ganada se mide en calorías o joules.

Una caloría (cal) es igual a la cantidad de calor necesario para elevar de 14,5o C a 15,5o

C 1 gramo de agua. Como factor de conversión diremos que una caloría equivale a 4,184 joules.

1 cal = 4,184 J

Es necesario diferenciar la caloría utilizada como herramienta de medición de la energía calórica en química, de la caloría utilizada en nutrición, ya que la caloría contenida en los alimentos (Cal) o gran caloría, equivale a 1.000 calorías o 1 Kilocaloría (Kcal).

2 cubos de azúcar ( 10 g), contienen 37,5 Cal nutricionales, lo que equivale a 37,5 Kcal, 37.500 cal químicas y 156.900 j.

Calor especifico.- ¿Has sentido que unas sustancias se calientan con mayor rapidez que otras?, el calor especifico se relaciona con ello; conceptualmente, el calor específico es la cantidad de calor necesario para elevar la temperatura de una sustancia determinada;


desde el punto de vista químico, es la cantidad de calorías requeridas para elevar en un grado centígrado la temperatura de un gramo de una sustancia.

Calor especifico del agua: 1 cal/g° C Calor especifico del aluminio: 0.217 Cal/g° C

Valores comparativos del calor específico del agua en estado líquido y el aluminio en estado sólido.

3.2 DENSIDAD Toda materia tiene una densidad, es una magnitud intensiva de la materia pues no dependen de la cantidad de muestra. La densidad es una relación de la masa al volumen del mismo. Tabla de propiedades – metales – Densidad en gramos/ml Aluminio: 2.698 Zinc: 7.133 Hierro: 7.87 Bronce: 8.90 Caliza: 2.24 a 2.9 Cuarzo: 2.65 Plomo: 11.34 Cobre: 8.94 Estaño: 7.30 Níquel: 8,9 Yeso: 2.31 a 2.33 Pirita: 4.95 a 5.1 El peso específico se define como el peso por unidad de volumen. Luego la densidad por volumen nos da el peso de un cuerpo. Las magnitudes extensivas son aquellas que varían

en forma proporcional a la cantidad de materia que constituye el cuerpo. Ejemplo de estas magnitudes es el peso, el volumen, el número de moléculas etc. 4 PARTE EXPERIMENTAL

4.1 CALIBRACION Y MEDICION DE VOLUMENES Se trabajará en grupos de acuerdo con las indicaciones del docente. Cada alumno (operador) realizara la calibración personalmente así como los pesos de esos volúmenes por las veces que indique el docente.

La masa se expresa en el peso de la muestra dada por el docente y se expresa en gramos.


El volumen se expresa en centímetros cúbicos o mililitros. Se toma del volumen adicional que da en una probeta con agua al introducir la muestra siempre y cuando no absoba agua. Luego el volumen del cuerpo es volumen final menos volumen inicial. Si el cuerpo no entra en la probeta se tomara el volumen del agua que desaloja el cuerpo cuando su recipiente este totalmente lleno. El agua evacuada (arrojada) es el volumen del cuerpo se mide en una probeta. En esta prueba hay errores por lo que repetir unas tres veces el experimento. Material necesario Cada grupo tendrá el material que sigue: 1 Probeta de 25 ml 1 Pipeta Graduada de 10 ml 1 Matraz de 250 ml y una luna de reloj 1 Termômetro y Balanza analítica 20 gr. de cloruro de sodio (sal común) Y 10 ml de etanol

4.2 MEDICION DE LA MASA (Peso) Y EL VOLUMEN (mililitros) La calibración se realizará observando que la balanza sin peso este en cero gramos y decimales. Tener en cuenta la lectura de la probeta, como se muestra en la figura no tener posición incorrecta de lectura. Tomar mínimo dos decimales. 1. Pesa un matraz Erlenmeyer 125 mL y reporta su masa con 3 cifras significativas 2. Pesa una luna de reloj y reporta su masa 3. Reporta tus resultados en la tabla 1. 4. Utilizando una balanza, pesa una muestra de 1.5 g de cloruro de sodio (NaCl).

Recuerda que nunca debes colocar directamente la sustancia química sobre el platillo de la balanza. Utiliza el papel bond pesado anteriormente.

5. Identifica tu muestra mediante un rótulo y entrégala a tu profesor. 6. Utilizando a balanza, pesa la muestra de otro grupo o de otro compañero 7. Reporta tus resultados en la tabla. 8. Utilizando una balanza pesa a muestra que entrega el profesor. 9. Reporta tus resultados en la tabla.


Mediciones 1. Llenar totalmente con agua un matraz Erlenmeyer de 125 mL. Registra su peso. 2. Mide el volumen de agua y encuentra la densidad de esa masa de agua. 3. Coloca 15 mL de agua en el matraz Erlenmeyer de 125 ml. 4. Pesa el matraz con el agua contenida y determina la masa del agua. 5. Disuelve (1.5 gr) completamente el NaCl en el agua contenida en el matraz, utilizando

un agitador. Evita disolver la sal cuando el matraz está en la balanza. 6. Pesa el matraz con la solución de NaCl y determina la masa de la solución. 7. Mide el peso y el volumen de la muestra que te dio el profesor y llena el cuadro 1.

Calcula la densidad practica de esta muestra (densidad experimental). Cuadro 1 Medida de la Densidad en gr/ml Prueba 1 Prueba 2 Prueba n Peso de la muestra Volumen de la muestra Densidad experimental de la muestra (practica) Densidad teórica (de libros) de la muestra Diferencia de la densidad Teórica – Practica (no considerar signo) Diferencia de las densidad expresadas en gr/ml Error expresado en % Error por defecto (de menos) o por exceso (demás) – marcar x

ERROR: Un error es la diferencia entre la densidad verdadera y la densidad promedio obtenida prácticamente en varias pruebas, finalmente esta sustracción se expresa en %.

xxE −= En donde E: Es el error en una medición, X: Es el valor verdadero (100%) que se encuentra en tablas (libros).

: es el valor promedio sacado de varias experiencias Error del método: ♫ = (error de la balanza/masa del cuerpo + error de la probeta/ volumen inicial♫ = (error de la balanza/masa del cuerpo + error de la probeta/ volumen inicial♫ = (error de la balanza/masa del cuerpo + error de la probeta/ volumen inicial♫ = (error de la balanza/masa del cuerpo + error de la probeta/ volumen inicial + error de la probeta/ volumen final).0+ error de la probeta/ volumen final).0+ error de la probeta/ volumen final).0+ error de la probeta/ volumen final).0

El error de la balanza y de la probeta es su mínima lectura. El error porcentual de la densidad se calcula: la densidad de tabla (libro) menos la obtenida (laboratorio) esta diferencia se expresa en porcentaje. Se considera 100% al valor que se encuentra en tablas referenciadas (libros) y la diferencia es el error por defecto (si no llega al valor de 100%) o por exceso si supera el 100% que se considera el valor exacto y preciso. (Un mililitro (ml = cc³) Un centímetro cubico) 4.3 INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA EN EL VOLUMEN Mediante la experiencia 01 se desea:


4.3.1.1 Comprobar y calibrar materiales y equipos de laboratorio que en si traen un error de fabricación. Se utilizara agua para medir el volumen y medir su peso en sucesivas muestras lo que nos da valores semejantes. Mostrar el cuadro y hacer discusión de resultados.

4.3.1.2 Comprobar que el operador también es fuente de error en la toma de mediciones. Por lo que calcular el % de error. Mostrar cuadro y hacer discusión de resultados.

4.3.2 Calcular la densidad del líquido y luego con adición de soluto (sal), comprobar sus diferencias. Mostrar cuadro y hacer discusión de resultados.

4.3.3 Calcular la densidad de una muestra que entrega el profesor que generalmente es un cuerpo sólido.

4.4 Comprobar cualitativamente que una masa de alcohol tiene diferentes volúmenes a diferentes temperaturas. En un capilar poner a a mitad alcohol, marcar y calentar ligeramente. Anotar la observación y realizar a discusión de resultados.

5 CUESTIONARIO 1) Indique por que la densidad del agua es menor que la densidad del hierro. ¿Hay

diferencia de densidad entre un hierro “templado” y el mismo hierro sin templar- ¿Qué hace el templado?

2) ¿Por qué pesa más un pie3 de madera capirona, que un pie3 de madera topa. 3) Explicar por qué un bloque de hielo flota en el agua. 4) Hacer grafico de un termómetro clínico. Como construiría un termómetro casero. 5) Calcule la densidad del cuerpo que le dio el profesor. Indicar fuente de error.

6 BIBLIOGRAFIA TL Brown, HE LeMay, Jr y BE Bursten Química. La ciencia central Pearson. F Aparicio, R Vargas y A Cedillo Actividades experimentales para el curso de Química Curso selectivo para alumnos de la Licenciatura en Química de la UAM-I www.fqt.izt.uam.mx/material/quimica.pdf M Hein y S Arena, Fundamentos de Química,Thomson KW Whitten, KD Galey y RE Davis, Química General, McGraw BH Mahan, Química. Curso Universitario, Addison CB Bishop, MB Bishop, KW Whitten and KD Gailey Experiments in general chemistry Harcourt Brace


LLaabboorraattoorriioo DDee QQuuíímmiiccaa GGeenneerraall II IInnoorrggáánniiccaa


EESSTTEERREEOOQQUUIIMMIICCAA:: MMOODDEELLOOSS MMOOLLEECCUULLAARREESS

1.- GENERALIDADES E IMPORTANCIA Estereoquímica y estereoisomería La ciencia de la Química, se basa en la relación entre estructura molecular y sus propiedades. Aquella parte de la ciencia que se ocupa de la estructura en tres dimensiones se denomina estereoquímica (del griego stereos, <<sólido>>). En la estructura molecular hay un arreglo especial de los átomos o grupos en las moléculas, este tratado se conoce como Estereoquímica.

Uno de los aportes fundamentales desde el punto de vista histórico al estudio de la Estereoquímica fue la sugerencia hecha independientemente por Le Bel (francés) y van't Hoff (holandés) en 1874 de que las moléculas existen en forma tridimensional y que el carbono en compuestos orgánicos adopta un arreglo tetrahedral. Esta suposición fue entonces, el punto de partida para explicar ciertos fenómenos íntimamente relacionados con la Enantiomería o estudio de las moléculas que tienen la propiedad de rotar el plano de la luz polarizada, fenómeno físico observado inicialmente por Biot (1913). Otra contribución importante fue también, el reconocimiento de Louis Pasteur (1848-1853) de que la actividad óptica era causada por estructuras disimétricas o quirales y que las moléculas capaces de rotar el plano de la luz polarizada a la derecha o izquierda están relacionados entre sí como lo está un objeto a su imagen especular.

El estudio de la estereoquímica permite comprender mejor ciertas sutilezas de la estructura molecular donde ligeras diferencias en la configuración espacial (como sería la diferencia que puede existir entre nuestra mano derecha e izquierda) entre moléculas de un mismo compuesto hace que se comporten químicamente, de forma tan diferente. Los modelos moleculares son una herramienta vital para el estudio de la química los modelos pueden montarse en una infinidad de combinaciones de tal forma que el usuario pueda construir no sólo configuraciones comunes sino también explorar posibilidades aún sin descubrir. Los modelos tienen la finalidad de inspirar la imaginación, estimular el pensamiento y asistir en el proceso de visualización. Los libros de texto de química contienen lenguaje gráfico para describir las moléculas y las reacciones, sin embargo, los modelos moleculares incrementan la comprensión a través de una asociación más vívida. En esta práctica aprenderemos a ver los enlaces en la molécula, los ángulos, los tamaños de elemento y radio, modelos que explican ciertas propiedades de la molécula y materia.


Como en el laboratorio no hay modelos listos para armar, recurriremos a fabricar los modelos siguiendo la teoría para el caso y usando bolas de tecnoport u otro material como portablobos (paliglobos). 2.- OBJETIVOS 2.1 Introducir al alumno en los conceptos e implicaciones del modelamiento en tercera

dimensión de las moléculas. 2.2 Describir y representar las estructuras tridimensionales de los compuestos más

sencillos como el agua y compuestos inorgánicos. 2.3 Explicar las propiedades físicas y químicas de los compuestos en base a

consideraciones espaciales. (polaridad, disociación etc.).

3 BREVES ASPECTOS TEORICOS 3.1 Enlaces más débiles que el enlace covalente. El enlace intramolecular se pueden dar entre las moléculas una serie de interacciones, mucho más débiles que el enlace covalente (entre átomos).Hay tres tipos principales de interacciones intermoleculares que hacen que las moléculas se asocien para formar sólidos y líquidos:

a) Las fuerzas entre dipolos de las moléculas polares, b) Las fuerzas de London que afectan a todas las moléculas, y c) Los puentes de hidrógeno que atraen moléculas que tienen grupos OH y NH.

3.2 ENLACE COVALENTE - AGUA Un ejemplo de enlace covalente es el agua el metano etc. El agua es un compuesto simple pero complejo. Abajo se ve diagramas de la molécula de agua..

Agua, representada en bolitas y al lado arreglo de moléculas de agua líquida y nieve

4 PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 4.1 Modelo de moléculas orgánicas Se trabajará de acuerdo con la molécula elegida por el grupo, traer una tejera un cartón tamaño a4, pegamento..


Los enlaces (uniones) entre átomos se hacen en ángulos definidos como se indica para el metano (CH4: 109.5°), Amoniaco (NH3: 106.6°) y Agua (H2O: 104..45°) al lado se ven la estructura del diamante (carbono cristalizado) en diferentes vistas, hechas de paliglobos. RECOMENDACIONES EN EL TAMAÑO DE LOS ATOMOS DE ELEMENTOS: Usar bolitas de tecnoport:

• 1 ½ pulgadas de diâmetro para El átomo de carbono • 1 ¼ pulgadas de diâmetro para el átomo de oxigeno • ¾ pulgada de diâmetro para átomos de Hidrogeno

El tamaño en paliglobos, se recomienda: Hidrogeno: 1 cm, Flúor: 1.8 Oxigeno: 2, Nitrógeno: 2.1, carbono: 2.2, Cloro: 2.3, Bromo: 2.4, Azufre: 2.5, Fosforo; 2.6, Silicio: 2.7 Aluminio:2.9, Litio:3, Magnesio:3.1, Sodio:3.2cm, Calcio: 3.3, Potasio: 3.4 cm. Y para acoples entre átomos: 2.6 cm.

Angulo de acople del oxígeno en agua, monómero de PVC y molécula de paliglobo de urea

También pueden utilizarse varillas (paliglobos) o bolitas:

etileno, eteno, etano exano propanona (acetona) y cicloexano en silla


Etileno, eteno, etano hexano propanona (acetona) y cicloexano en silla

AC. NITRICO (HNO3) AC.SULFURICO (H2SO4) AGUA OXIGENADA (H202) SULFURO HIDROGENO (H2S) NaCl

AMONIACO (NH3) CAFEINA NITROGLICERINA BENCENO

Bicarbonato de Sodio, 2 metil 1,3 butadieno (caucho) y etileno y polietileno (PVC)

HCl Pentaflururo Fosforo, óxido azufre IV, Acid. Laurico y Glicerina

Estructura del detergente - el principio activo de la marihuana - TNT (Dodecil bencensulfonato de sodio - Delta 9 tetrafidroxicannabinol - trinitrotolueno)


Tamaño de átomo y chips Color de los átomos en los modelos moleculares Se seleccionó el rojo para el oxígeno por un acuerdo internacional, el oxígeno líquido es azul en la realidad, a continuación se presenta una lista de códigos de colores:

Color elemento color Elemento Blanco Hidrogeno Verde Bromo Negro Carbono Verde oscuro Yodo Azul Nitrógeno Negro Silicio Rojo Oxigeno Purpura Fósforo Verde amarillo Flúor Amarillo Azufre Verde claro cloro Rosa fuerte Átomos sin designar

Tamaño comparativo - de los elementos por su radio atómico y distribución


Elementos con estructura de Lewis (electrones última capa – donde ocurren los enlaces)

Moldes de cartón para átomos de carbón en bolita y palitos (paliglobos) 5 CUESTIONARIO Que de igual, que de semejante y que de diferente tiene un átomo de un elemento a otro átomo de otro elemento químico. Puede comparar el oro al plomo, el carbón al silicio. 6 BIBLIOGRAFIA

“Guide to Organic Stereochemistry”. S. R. Buxton y S. M. Roberts.




EENNLLAACCEE QQUUIIMMIICCOO -- DDIISSOOLLUUCCIIOONNEESS PPOOLLAARRIIDDAADD ––

AAGGUUAA –– ppHH -- ppOOHH

1. GENERALIDADES E IMPORTANCIA Los sólidos y los gases representan estados extremos del comportamiento de conjuntos de moléculas. El estado líquido puede ser considerado como una condición intermedia en la cual se ponen de manifiesto algunas de las propiedades que se encuentran ya sea en los sólidos o en los gases. Los líquidos, al igual que los gases, son isotrópicos, y fluyen fácilmente bajo una pequeña fuerza aplicada. 2.- OBJETIVOS 2.1 Afianzar en el alumno el concepto de que la química es la ciencia de la materia y

su transformación, en esta parte se trata el aspecto de la materia y específicamente el estado líquido.

2.2 Describir, explicar y representar como una sustancia se disuelve en otra, aspectos de saturación, cristalización y precipitación.

2.3 Explicar las propiedades físicas y químicas del agua, su producto iónico y los conceptos del pH.

2.4 Preparar disoluciones, y formas de expresar la concentración.

3 BREVES ASPECTOS TEORICOS 3.1 INTRODUCCIÓN

Los sistemas materiales se pueden clasificar en dos grandes grupos: homogéneos y heterogéneos.

Sistemas materiales:

Elementos

Homogéneas Compuestos

Disoluciones

Heterogéneas

Sustancias puras

Entre las propiedades de los líquidos hay que destacar de cara al estudio de las disoluciones, la presión de vapor. Cuando un líquido se encuentra en un recipiente cerrado, y en el que previamente se hizo el vacío, inmediatamente el líquido empieza a evaporarse a una velocidad que viene determinada por el número de moléculas que tienen energía cinética suficiente para vencer las fuerzas de atracción entre ellas y dejar la


superficie del líquido. A la presión de la fase de vapor de un líquido en equilibrio a una temperatura determinada, se denomina presión de vapor del líquido a dicha temperatura. Se comprueba experimentalmente y se puede justificar mediante la teoría cinética y la termodinámica que la presión de vapor depende de la temperatura aumentando a medida que ésta aumenta.

3.2 ENLACE QUIMICO Un enlace químico es el conjunto de interacciones que mantiene unidos a los átomos o a las moléculas entre sí, para dar lugar a estructuras más estables que los átomos o moléculas de partida. Todos los sistemas químicos evolucionan en el sentido de alcanzar la máxima estabilidad, y todos cuantos cambios físicos o químicos se produzcan espontáneamente, tienen como resultado un aumento de la estabilidad del sistema. La formación de compuestos debe considerares como una manifestación de esa tendencia a que cada átomo adquiera una ordenación estable.

Existen otros tipos de enlaces posibles de manera que pueden agruparse en:

• ENLACES INTERATÓMICOS (Se establecen entre átomos) : 1. ENLACE IONICO (metal - no metal) 2. ENLACE COVALENTE (no metal - no metal) 3. ENLACE METÁLICO (átomos del mismo metal)

• ENLACES INTERMOLECULARES (Se establecen entre moléculas) : 1. FUERZAS DE VAN DER WAALS 2. PUENTES DE HIDROGENO 3. FUERZAS DE LONDON

Los electrones y orbitales que intervienen en una unión química son únicamente los de las capas exteriores, por lo que se les denomina usualmente electrones de enlace.

• Cuando dos o más átomos se combinan mediante el proceso en el que un tipo de átomos pierden electrones y átomos de otro tipo los ganan. Así se forman los compuestos IONICOS o electrovalentes.

• Si dos o más clases de átomos comparten electrones. Los compuestos así formados se denominan COVALENTES.

3.2.1 Enlace Iónico Se produce por fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negativos; entre elementos muy electropositivos (metales) y muy electronegativos (no metales) 3.2.2 Enlaces más débiles que el enlace covalente. Este tipo de interacciones intermoleculares son de especial importancia en el estado sólido y líquido, ya que las moléculas están en contacto continúo. Los puntos de fusión, de


ebullición y las solubilidades de los compuestos orgánicos muestran los efectos de estas fuerzas. Hay tres tipos principales de interacciones intermoleculares que hacen que las moléculas se asocien para formar sólidos y líquidos: las fuerzas entre dipolos de las moléculas polares, las fuerzas de London que afectan a todas las moléculas, y los puentes de hidrógeno que atraen moléculas que tienen grupos OH y NH. Como las moléculas polares se orientan en la situación positivo-negativo de menor energía y la fuerza neta es de atracción para pasar del estado líquido al gaseoso debe superarse esta atracción, lo cual provoca mayores calores de evaporación y mayores puntos de

ebullición para los compuestos de moléculas muy polares. 3.2.2.1 Puente de hidrógeno. Un puente de hidrógeno no es un enlace verdadero sino una forma especialmente fuerte de atracción entre dipolos. Un átomo de

hidrógeno puede participar en un puente de hidrógeno si está unido a oxígeno, nitrógeno o flúor, porque los enlaces O-H, N-H y F-H están muy polarizados dejando al átomo de hidrógeno con una carga parcial positiva. Este átomo de hidrógeno tiene una gran afinidad hacia electrones no compartidos y forma agregados intermoleculares con los electrones no compartidos. Puente de hidrógeno en el agua Aunque el puente de hidrógeno es una forma de atracción intermolecular es mucho más débil que un enlace covalente normal O-H, N-H y F-H. La ruptura de un puente de hidrógeno requiere de aproximadamente 5 Kcal/mol, en comparación con las 100 kcal/mol que se necesitan para romper un enlace O-H, N-H o F-H. La energía de este tipo de interacción puede oscilar entre 8 y 40 KJ/mol. 3.2.3 Influencia de la estructura sobre las propiedades moleculares

Estas fuerzas intermoleculares influyen de la siguiente manera en las propiedades físicas de los compuestos orgánicos: Puntos de ebullición Significa que el punto de ebullición de un compuesto depende de la

tracción entre las moléculas, de manera que si las moléculas se mantienen unidas por fuertes fuerzas, se necesitará mucha energía para apartar las moléculas unas de otras y el compuesto tendrá el punto de ebullición muy alto. Por otra parte, si las fuerzas intermoleculares son débiles, una cantidad de energía relativamente baja será necesaria para separar las moléculas unas de otras, y el compuesto tendrá el punto de ebullición bajo. Como el O es más electronegativo que el N el punto de ebullición de los alcoholes será mayor que el de las aminas.


Punto de fusión Es la temperatura a la que un sólido se convierte en líquido. En este caso el factor que influye en el valor del punto de fusión es el empaquetamiento de las moléculas. El empaquetamiento determina como se acomodan las moléculas dentro de una red cristalina. Cuanto mejor se ajusten al cristal mayor energía será necesaria para romper la red y, por tanto, mayor será el punto de fusión. Solubilidad Además de afectar a los puntos de ebullición y de fusión, las fuerzas intermoleculares determinan la solubilidad de los compuestos orgánicos. La regla general es que lo semejante disuelve a lo semejante, las sustancias polares se disuelven en disolventes polares y las no polares en disolventes no polares. Hay cuatro casos distintos a la hora de considerar los efectos de la polaridad sobre la solubilidad. 1) Un soluto polar con un disolvente polar, como la disolución del cloruro sódico (soluto

polar) en agua (disolvente polar). Se necesita una gran cantidad de energía para separar los iones del cloruro sódico pero el agua puede separarlos porque los solvata.

2) Un soluto polar con un disolvente no polar, como el cloruro sódico (soluto polar) en

la gasolina (disolvente no polar). En este caso no se produce la disolución del soluto porque las moléculas no polares de los hidrocarburos que constituyen las gasolinas no solvatan a los iones y no pueden superar la gran energía necesaria para romper la red cristalina

3) Un soluto no polar con un disolvente no polar, como la cera de parafina que se

disuelve en gasolina. Aunque hay poco cambio energético cuando la sustancia no polar se disuelve en el disolvente no polar, hay un gran aumento de la entropía, que hace que el proceso sea favorable.

4) n soluto no polar con un disolvente polar, como la cera de parafina y el agua. Las

moléculas no polares sólo se atraen débilmente y se necesita poca energía para separarlas. El problema es que las moléculas de agua se atraen fuertemente entre sí, por puentes de hidrógeno. La molécula no polar debería desplazar a estos enlaces, pero casi no se libera energía de solvatación. La red de puentes de hidrógeno de las moléculas de agua excluye a las moléculas de parafina.

3.3 Solubilidad

La solubilidad de un soluto en un disolvente es la concentración que presenta una disolución saturada, o sea, que está en equilibrio con el soluto sin disolver porque siempre habrá algunas moléculas o iones que pasen a la disolución. las sustancias se clasifican en:

Solubles: si su solubilidad es 0,1 M o >.


Poco Solubles: si su solubilidad se sitúa entre 0,1 M y 0,001 M

Insolubles: si su solubilidad no llega a 0,001 M 3.3.1 Factores que afectan a la solubilidad

1.) La temperatura: la mayoría de las disoluciones de sustancias sólidas son procesos endotérmicos y con un aumento de entalpía. Al disolver una sustancia sólida se produce la ruptura de enlaces (energía reticular)que casi nunca se compensa por la energía de solvatación. La mayoría de los gases son más solubles a bajas temperaturas. 2.)Momento Dipolar: Mayor solubilidad cuanto más parecido sea el momento dipolar del soluto y del disolvente. 3.)Constante Dieléctrica del Disolvente: de acuerdo con la ley de Couland las fuerzas de atracción entre dos iones son más débiles cuanto mayor sea la constante dieléctrica. 4.) Tamaño del Ion y densidad de Carga: si el tamaño de los iones positivo y negativo es muy diferente los iones mayores estarán más próximos. La repulsión desestabilizará la red cristalina y se facilitara la disolución. 3.4 Producto de la Solubilidad

Incluso en las sustancias más insolubles hay siempre una pequeña proporción de partículas que pasan a la disolución. Esto se puede indicar en un campo iónico como un equilibrio entre la forma sólida y los iones en disolución. Este equilibrio está desplazado claramente hacia la forma iónica no disociada.

−+ +⇔ nm

mn mBnABA A la constante de equilibrio se la denota constante del producto de solubilidad o también producto de solubilidad

[ ] [ ]mnnm BAKps −+= *

Cuanto menor sea el producto de solubilidad menor solubilidad tendrá la sustancia.

Efecto Salino

Si no existe efecto de ion común la adicción de otras sales a la disolución aumenta ligeramente la solubilidad.

La presencia en la disolución de iones extraños que no reaccionan ni con el precipitado produce un aumento de la solubilidad. Ej: la solubilidad del Cloruro de talio aumenta en presencia de nitrato potásico o sulfato potásico Cambio de Disolvente

La solubilidad de una sustancia determinada depende del disolvente utilizado.


Ej: Si a una disolución acuosa de sulfuro de calcio de le añade etanol el sulfuro precipita. Precipitación fraccionada A veces se encuentra en una disolución diferentes iones que precipitan con la adicción de un mismo reactivo. Si los productos de solubilidad de los respectivos compuestos insolubles son suficientemente diferentes se puede conseguir precipitar iones de una clase y dejar los otros en disolución. Este principio se denomina precipitación fraccionada. Efecto del ion común Si en la disolución de un compuesto iónico poco soluble o insoluble se añade un segundo compuesto que tenga en común alguno de los iones del primer compuesto disminuye la solubilidad de este. 3.4 CONCEPTOS Y TIPOS DE DISOLUCIONES Disolución, es una mezcla física homogénea de dos o más sustancias de composición variable, al menos dentro de ciertos límites. Podríamos definir una disolución, como un sistema monofásico con más de un componente. La fase puede ser sólida, líquida o gaseosa. Las disoluciones están formadas por el disolvente, que es el componente que se encuentra en mayor proporción, o bien que conserva su estado en disolución. En las disoluciones las partículas son del orden de 10 A& .( 1 A& =10-8cm) Si todos los componentes se encuentran en la misma fase el disolvente es aquel que se encuentra en mayor proporción, o bien en mayor cantidad, y el otro u otros componentes que hubiera se conocen como soluto. Podríamos decir que se denomina soluto a cualquier otro componente presente. El término disolución se utiliza como sinónimo de solución. Pero específicamente disolución es el efecto de disolver al soluto en solvente (disolver.) Solución = soluto + solvente. SOLUTO: Es la sustancia que se encuentra en menor proporción y que es disuelta por el solvente. SOLVENTE: Es la sustancia presente en mayor proporción y que disuelve al soluto dispersándolo en él.

Sustancia dispersa - Medio de dispersión

Atendiendo a la proporción del soluto respecto a la del disolvente, las disoluciones pueden clasificarse:

d i lu id a s

c o n c e n tr a d a sD is o lu c io n e s

s a tu ra d a s

s o b r e sa tu r a d a s


Las disoluciones pueden clasificarse atendiendo al estado de sus componentes

Estado soluto Estado disolvente Estado disolución Ejemplos

Sólido Sólido Sólido Aleaciones

Líquido Sólido Sólido Amalgamas

Gas Sólido Sólido H2

ocluido en Pt

Sólido Líquido Liquido Azucar en agua

Líquido Líquido Líquido Alcohol en agua

Gas Líquido Líquido Oxígeno en agua

Sólido Gas Aerosol sólido Humo, virus y bacterias

aerotransportables

Líquido Gas Aerosol líquido Niebla, bruma ,aerosoles de esprays

Gas Gas Gas Aire

Diluidas.-Son aquellas disoluciones en las que la proporción del soluto es pequeña con respecto a la solubilidad en dicho disolvente a esa temperatura.

Concentradas.- Son las disoluciones en la que la proporción de soluto respecto al disolvente está próxima a la solubilidad a la temperatura dada.

Saturadas.-Se dice que una disolución está saturada a cierta temperatura cuando a dicha temperatura contiene la máxima cantidad posible de soluto disuelto

Sobresaturadas.-Son aquellas disoluciones en las que la cantidad de soluto es mayor que en disoluciones saturadas. En este caso el sistema no se encuentra en equilibrio y el exceso de soluto puede precipitar por diversas causas. La miel es, esencialmente, una disolución sobresaturada de diversos azúcares en agua. El acetato de sodio (NaC2H3O2) y el tiosulfato de sodio (Na2S2O3) son notables ejemplos de compuestos que forman fácilmente disoluciones sobresaturadas. Al enfriar cuidadosamente una disolución saturada no cristaliza ningún sólido y la disolución se transforma en sobresaturada Entendemos por solubilidad la cantidad máxima de una sustancia que se puede disolver en un determinado disolvente a una temperatura dada. 3.4.1 UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

Las propiedades de las disoluciones no dependen de las cantidades absolutas de sus componentes sino que van a depender de la relación entre dichas cantidades, las cantidades relativas de los componentes es lo que se denomina concentración Las unidades de concentración pueden dividirse en dos categorías: 1.-Las que varían con los cambios de temperatura, factor volumen 2.-Las que son independientes de los cambios de temperatura, factor masa FACTOR VOLUMEN:


MOLARIDAD.-La molaridad de una disolución (M) es el número de moles de soluto en un litro de disolución

M =

( ) ( )

( ) lsoluto disolucion

g solutomoles soluto Mlitros dislolucion M

⇒ =

Es la unidad de concentración más común. Es muy útil para uso en laboratorios, el único inconveniente es que su valor depende de la temperatura (factor volumen)

Molalidad.-La molalidad (m) de una disolución se define como el número de moles de soluto por kilogramo de disolvente.

m=

moles solutokg disolvente

m= ( ) ( )

soluto

soluto disolvente

g

M Kg

Esta unidad de concentración de una disolución, es útil para cálculos relacionados con puntos de congelación y de ebullición de las disoluciones, pero el hecho de que sea complicado el pesar disolventes líquidos hace difícil el trabajo con esta unidad. NORMALIDAD.- Se define normalidad (N) de una disolución como el número de equivalentes de soluto por litro de disolución.

N =

( )) (

.⇒⇒⇒⇒ ====

l

soluto

solut disoluciónoMdisolu

snúmero de equivalentes g V

Nlitr

olut

Pi

oo

cs

ón quedando que N =M.V

El peso equivalente de cualquier sustancia es el peso que reaccionaría o sería producido por la reacción de 7,999g de oxígeno o 1,008g de hidrógeno Para calcularlo numéricamente tenemos que dividir el peso molecular por la valencia. Para conocer la valencia debemos tener en cuenta:

a) Para el caso de hidróxidos, coincide con el número de iones hidroxilo(OH−

) b) Para los ácidos coincide con el número de protones (H + ) c) Para los iones coincide con su carga d) En sales, coincide con valencia del metal, o número de protones de ácido que proviene e) En una reacción redox, coincide con el número de electrones que intervienen en la oxidación reducción

Número de equivalentes = ( ) soluto

soluto

g Valenciag solouto

Pequivalente M= P.equivalente= solutoM

Valencia

FRACCION MOLAR.-La fracción molar de un componente es el número de moles de dicho componente, respecto al número de moles totales de la disolución

Se considera una disolución binaria que contiene soluto y disolvente, así tendremos:

Xs= s

s d

n

n n+ fracción molar soluto X 1s s s d

s d

s d s d s d

n n n nX

n n n n n n

++ = + = =

+ + +


X dd

s d

n

n n=

+ fracción molar disolvente X 1s dX+ =

Si la disolución tiene i componentes las fracciones molares serían:

X 1 21 2; ..... i

i

i i

nn nX X

n n n= = =∑ ∑ ∑

1 2

... . 1n

X X X⇒ + + + =

Estas unidades son útiles cuando queremos destacar la relación que hay entre alguna propiedad de la disolución dependiente de su concentración y los números relativos de moléculas de soluto y

disolvente.

FACTOR MASA

PORCENTAJES.-Es una unidad muy utilizada en trabajos de laboratorio, y muy habitual en medicina.

% En Peso ⇒ % Peso Soluto=

masa solutomasa disolución

.100

%En Peso-volumen⇒ %Peso-volumen = masa soluto.100

volumen disolucion

%En volumen-volumen ⇒ %volumen-volumen = .100volumen solutovolumen solutovolumen solutovolumen solutovolumen disolucionvolumen disolucionvolumen disolucionvolumen disolucion

Algunas expresiones utilizadas habitualmente en el laboratorio son:

g

l =gramos de soluto en un litro de disolución

mgml

= miligramos de soluto en un mililitro de disolución

l

mg= miligramos de soluto por litro de disolución

Título.-Es el peso de una sustancia pura que corresponde a un mililitro de disolución ppm (partes por millón).-Es el número de partes de un componente contenidos en un millón de partes de un conjunto.

Concentración másica ( iρ ) de una especie en una disolución de volumen V es: I

im

Vρ =

donde m es la masa de la especie i presente en la disolución

3.4.2 DISOLUCIONES IDEALES. Desde el punto de vista cualitativo una disolución ideal es aquella en que las fuerzas intermoleculares que actúan entre las moléculas de sus componentes son esencialmente las mismas que las que actúan en las mismas sustancias puras. Para que una disolución sea ideal debe cumplirse: 1.-Las partículas de soluto deben tener un comportamiento elástico 2.-Las partículas de soluto deben estar alejadas entre sí de tal forma que no existan fuerzas atractivas entre ellas.


También se consideran disoluciones ideales aquellas en las que las interacciones soluto-disolvente y soluto-soluto son iguales independientemente de la concentración.

Cuando se disuelve un soluto en un disolvente, algunas propiedades del disolvente se modifican, a estas propiedades se les llaman propiedades coligativas que dependen del número de partículas de soluto, no de su naturaleza y están regidas por leyes que sólo cumplen las disoluciones ideales. Las propiedades más importantes son: 1.-Presión de vapor (Pv) 2.-Punto de congelación (Tf) 3.-Punto de ebullición (Te) 4.-Presión osmótica( )π SOLUBILIDAD Y PRECIPITACIÓN

Se denomina precipitado a la fase sólida que aparece en el seno de una disolución. Y se denomina solubilidad de un soluto a la concentración del soluto en una disolución saturada. Los factores que afectan a la solubilidad de una sustancia son: La temperatura, la entropia, Tamaño de los iones, densidad de la carga. 3.5 Acidez en las moléculas. Según la teoría de Arrhenius, desarrollada al final del siglo XIX, un ácido es una sustancia que se ioniza en disolución dando iones H+ y una base es una sustancia que se ioniza en disolución generando aniones hidroxilos (OH-). En 1923 Brönsted y Löwry definieron un ácido como una sustancia capaz de ceder protones y una base como una sustancia capaz de aceptar protones. Según esta definición, cualquier compuesto que contenga un H puede potencialmente actuar como ácido y cualquier compuesto con un par de electrones solitario puede actuar como una base. Las dos especies, ácido y base, se necesitan en cualquier reacción de transferencia de protones, puesto que si una base cede un protón ha de haber una base que lo acepte. Por eso las reacciones de transferencia de protones se les conocen con el nombre de reacciones ácido-base.

Cuanto más fuerte es el ácido más débil será su base conjugada y viceversa. Se podría decir que la basicidad es una medida de la capacidad que posee un compuesto para compartir sus electrones con un protón. La fuerza de un ácido depende de la capacidad para donar protones. Cuando un ácido se disuelve en agua se disocia hasta alcanzar un equilibrio en el que coexisten especies


iníciales (ácido) y finales (base conjugada). Este equilibrio viene definido por su constante Ka que se denomina constante de disociación ácida.

La constante de acidez es una medida de la fuerza del ácido, de manera que cuanto mayor sea su valor más fuerte será el ácido (mayor facilidad para donar el protón). La acidez también se puede expresar como pKa, que se define como:

pKa = -log Ka Cuanto menor sea el pKa mayor será la acidez del compuesto. Determinados compuestos orgánicos poseen características ácidas. Los más importantes son: O Los ácidos carboxílicos (RCOOH) con pKa del orden de 3 a 5. Estos compuestos

son, al igual que el agua, anfotéricos y por tanto capaces de actuar como ácidos o como bases.

O Los alcoholes, mucho menos ácidos que los ácidos carboxílicos, con valores de pKa alrededor de 16. Son también de anfóteros.

O Los sales de amonio, ácidos conjugados de las aminas, tienen un valor de pka entre 5-10, y son más ácidos que los alcoholes.

Un ácido carboxílico se puede disociar en agua para dar un protón y un ión carboxilato. Normalmente, los valores de la constante de acidez (Ka) de los ácidos carboxílicos simples son de alrededor de 10-5 (pKa=5).

Aunque los ácidos carboxílicos no son tan ácidos como los ácidos minerales (HCl, H2SO4, HNO3) son mucho más ácidos que los alcoholes. 3.5.1 CONCEPTO DE pH

El pH es la medida de acidez de las sustancias en disolución.


Se denomina producto iónico del agua y se representa por Kw al producto de la concentración de H3O+ del agua por la concentración de OH- del agua. Kw toma el valor de 10-14 , con lo que: 10-14 = [H3O+ ] [ OH- ] por tanto: [ H3O+ ] = 10-7 y [ OH- ] = 10-7 Matemáticamente se define el pH como: Por tanto podremos saber cual es el pH neutro: Si [ H3O+] = 10-7 , el pH será el –log 10-7 = 7 Por tanto el pH neutro es 7, por debajo del cual una sustancia es ácida y por encima del cual es básico. Una disolución será:

• Acida � [ H3O+] > 10-7 ; pH < 7 • Básica � [ H3O+] < 10-7 ; pH > 7 • Neutra � [ H3O+] = 10-7 ; pH = 7

Igual que hemos definido el Ph. También podemos definir el pOH. El pOH es la medida de la basicidad de una sustancia en disolución y matemáticamente se expresa como:

Kw = [ H3O+ ] [ OH

- ]

Kw = [ H+ ] [ OH- ]

pH = -log [ H+ ]

pH = -log [ H3O+]

pOH = -log [ OH-] pH + pOH = 14


4 PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Se trabajará en grupos de acuerdo con las indicaciones del docente. 4.1.- Se pesara 20 gramos de cloruro de sodio (sal común) y se disuelven en 250 ml de agua destilada, observar como el soluto se “desaparece” en el disolvente, agregar poco a poco, parar si queda sal sin disolver y pesar. Calentar esta solución y observar si hay sal no disuelta, tomar la temperatura con un termómetro. Con los modelos moleculares, representar espacialmente como se encuentra el soluto en el disolvente. 4.2.- Disolver en una probeta 0.5 gramos de Nitrato de plata en 50 ml de agua y poner la solución en una bureta o probeta y agregar gota a gota a un erlemeyer de 250 ml que contiene 200 ml de agua salina, que previamente se agregó un soluto de 0.10 gr de cloruro de sodio. Observar el precipitado, hacer la reacción, echar unas gotas más y observar si hay mas precipitado. 4.3.- Se toman 50 ml de leche y se le agrega ácido clorhídrico diluido gota a gota observar, dejar decantar o centrifugar. Repetir la experiencia con gotas de limón, acido sulfúrico diluido, acido acético, agua. Apuntar cualitativamente los resultados. 4.4.- Se toman unos 50 gr de sal de Pilluana, realizar las operaciones unitarias de molienda, dilusion, filtrado y luego cristalizar, separar los cristales de el agua madre y secarlos. 4.5.- en Un erlemeyer de 250 ml que contiene 150 ml de agua potable echar tres gotas de aceite comestible, observar - apuntar, agregar partículas de detergente, agitar con una baqueta, observar apuntar (tratar de no hacer espuma). Nota: La solución del nitrato de plata sirve para todos los grupos se prepara solo una vez para los grupos por un grupo, SOLO por el ayudante de laboratorio o el docente. (cuidado, quema la piel y la colorea negro).

5 CUESTIONARIO 1) Calcular la molaridad y la Normalidad de la solución preparada en 4.1 2) Explicar porque se forma cloruro de plata en la experiencia 4.2 3) Explicar porque precipita la proteína de la leche con ácidos y no con agua 4) En la leche explicar las sustancias polares y no polares. 5) Que es la cristalización. 6) Por que el aceite si se disuelve en agua con detergente. Explicar con referencias. 6 BIBLIOGRAFIA

TL Brown, HE LeMay, Jr y BE Bursten Química. La ciencia central M Hein y S Arena, Fundamentos de Química,Thomson KW Whitten, KD Galey y RE Davis, Química General, McGraw




RREEAACCCCIIOONNEESS –– FFOORRMMAACCIIOONN DDEE SSAALLEESS ((FFee,, AAll,, CCuu,, PPbb))

1.- GENERALIDADES E INSTRUCCIONES La Química es una ciencia experimental, por ello es necesario realizar experiencias ya efectuadas y reportadas por otros. Esta práctica se refiere a la materia y sus cambios.

Los compuestos pueden ser binarios o terciarios. Las reacciones de oxido reducción y en otras reacciones que dan productos, estos productos deben nombrarse adecuadamente, en sus inicios de la química, e numero de compuestos conocidos era reativamente pequeño, los nombres derivaban de cosas tan diversas como nombres de las personas, lugares o países de origen de su descubridor. En a actualidad e numero de compuestos conocidos supera los 15 millones, resultaba pues imposible e inapropiado mantener un sistema de nomenclatura caprichoso.


E sistema de nomenclatura IUPAC, establece reglas claras para a denominación de cualquier compuesto químico. Los nombre químicos de los compuestos inorgánicos los desarrollaron un grupo de químicos que pertenecían a la Comisión de Nomenclatura de Química Inorgánica de la Asociación Internacional de química pura y aplicada, (IUPAC). Los nombre de los compuestos inorgánicos están construidos de tal forma que a cada compuesto puede dársele un nombre a partir de su fórmula y para cada fórmula hay un nombre específico. Constantemente en la naturaleza están ocurriendo cambios químicos y formándose nuevos compuestos. Vivimos en un constante cambio, los frutos se maduran, los alimentos que consumimos son producto de los cambios ocurridos en la cocción, los jugos se fermentan y se producen vinos, las plantas crecen, las sustancias que lanzamos al ambiente sufren transformaciones químicas y forman nuevas sustancias, algunas de las cuales son dañinas para los seres vivientes. Podemos decir que el universo en que vivimos está en constante cambio. 2.- OBJETIVOS

2.1 Valorar el aporte hecho por los científicos y la importancia de la comprensión del enlace químico en la interpretación de la estructura atómica de las sustancias.

2.2 Conocer y aprovechar el conocimiento de las reacciones para el desarrollo de la ciencia, tecnología y la sociedad.

3.- BREVES ASPECTOS TEORICOS

Nuestro actual modo de vida depende de la utilización de los procesos químicos que proporciona muchos bienes y servicios, sin embargo, la mayoría de los seres vivos aprovechan la materia tal y como se encuentra en la naturaleza. El ser humano es diferente puesto que generalmente transforma la materia antes de usarla en productos terminados, que utiliza en el hogar, la industria, las medicina, la agricultura, pero al mismo tiempo, produce desechos y residuos peligrosos que dañan el ambiente.

Las propiedades que tienen los ácidos y las bases hacen que estos sean útiles, tanto en la industria como en la vida cotidiana. Los ácidos sulfúrico, nítrico, fosfórico y clorhídrico son ejemplos de productos industriales muy importantes. El ácido fosfórico se utiliza fundamentalmente en la fabricación de fertilizantes, también se emplea en los detergentes y en la industria alimentaria. El ácido clorhídrico se usa para el decapado de metales, proceso que implica la eliminación de capas de óxido metálico de la superficie del metal para preparar su recubrimiento (por ejemplo, con cromo o con una pintura). También interviene en la fabricación de otros compuestos, procesamiento de alimentos y recuperación de petróleo. El hidróxido de sodio se utiliza en la preparación de muchos productos químicos, fibras textiles, detergentes, jabones, en la industria del papel y en el refinado de petróleo. Los hidróxidos de sodio y potasio se denominan habitualmente sosa cáustica y potasa cáustica, respectivamente. La palabra cal incluye tanto CaO (cal viva) como Ca(OH)2 (cal


apagada). Se ha usado como material de construcción desde hace mucho tiempo. Se usa en la industria del acero para eliminar las impurezas ácidas de las menas de hierro, en el control de la contaminación atmosférica, en el tratamiento de agua y en la industria alimentaria.

Las ¾ partes de la producción mundial de ácido sulfúrico se destinan a la fabricación de superfosfatos, y el resto se emplea en la obtención de HCl, HNO3, SO2, CO2, oleína; tintes de lana y seda etc. 3.1 REACCION QUIMICA

Formación de Ácido Clorhídrico, mediante la reacción de Cloro e Hidrógeno molecular. Los cambios químicos en la materia poseen unas características diferentes.


3.1.1 REACCIONES DE OXIDO - REDUCCION

Los electrones poseen diferentes cantidades de energía potencial dependiendo de su distancia al núcleo del átomo y de la atracción ejercida por el núcleo sobre ellos. Un ingreso de energía lanzará a un electrón a un nivel energético más alto, pero si no se añade energía, el electrón permanecerá en el nivel energético más bajo que encuentre disponible.

Las reacciones químicas son, transformaciones de energía en virtud de las cuales la energía almacenada en los enlaces químicos se transfiere a otros enlaces químicos recién formados, son de gran importancia en los sistemas vivos, y se conocen como reacciones de oxido-reducción -o redox-.

La oxidación es la pérdida de un electrón y el átomo o molécula que pierde el electrón se dice que se ha oxidado (la valencia aumenta). La razón de que la pérdida de electrones se conozca como oxidación es que el oxígeno, que atrae muy fuertemente a los electrones, es el que por lo general actúa como aceptor de electrones.

La reducción es, por el contrario, la ganancia de un electrón (la valencia se reduce).

La oxidación y la reducción siempre ocurren simultáneamente, porque el electrón que pierde el átomo oxidado es aceptado por otro átomo que se reduce en el proceso. En las reacciones de oxidación-reducción se produce un movimiento de electrones de un átomo a otro. Un átomo o molécula que pierde electrones se oxida; el que los gana se reduce.

Ejemplos de reacciones redox:

a. La oxidación del sodio y la reducción del cloro. b. La formación de óxido de hierro es una clasica reaccion redox:

En la ecuación anterior, el hierro (Fe) tiene un número de oxidación ceror (0) y al finalizar la reacción su número de oxidación es +3. El oxígeno molecular empieza con un número de


oxidación 0 y al final su número de oxidación es de -2. Las reacciones anteriores pueden entenderse como dos semirreacciones simultáneas:

1. Semirreacción de oxidación:

2. Semirreacción de reducción:

El hierro se ha oxidado debido a que su número de oxidación se ha incrementado y actúa como agente reductor, transfiriéndole electrones al oxígeno, el cual disminuye su número de oxidación (se reduce pasa de cero a menos dos) aceptando los electrones del hierro.

En algunas reacciones de oxidación-reducción, como la oxidación del sodio y la reducción del cloro, se transfiere únicamente un electrón de un átomo a otro. Estas simples reacciones son típicas de los elementos o de las moléculas inorgánicas.

En las moléculas orgánicas, la oxidación es la pérdida de átomos de hidrógeno y la reducción es la ganancia de átomos de hidrógeno. Cuando un átomo de oxígeno gana dos átomos de hidrógeno, evidentemente el producto es una molécula de agua.

En las reacciones REDOX el elemento que se reduce es oxidante de la otra y Viciversa. En el ejemplo siguiente la plata que se encuentra oxidada (valencia +1) pasa a valencia cero (plata metálica) luego se reduce por efectos del zinc que se oxida, luego el zinc es un agente reductor.

En las reacciones abajo indicadas: El zinc pierde 02 electrones (se oxida), la otra sustancia la debe aceptar en este caso es la plata (se reduce) por lo que debemos tomar dos átomos de plata a fin de balancear la carga final que deberá ser cero. Cuando un átomo de plata se reduce acepta un electrón y como hay dos electrones liberados por un átomo de zinc tendrá que haber dos átomos de plata que los acepten. Las semireacciones balanceadas serán:


La Reacción redox y los seres vivos

En los sistemas vivos, las reacciones que capturan energía (fotosíntesis ) y las reacciones que liberan energía (glucólisis y respiración ), son reacciones de oxidación-reducción. La oxidación completa de un mol de glucosa libera 686 kilocalorías de energía libre; de modo inverso, la reducción del dióxido de carbono para formar un mol de glucosa almacena 686 kilocalorías de energía libre en los enlaces químicos de la glucosa. Si esta energía fuera liberada de una sola vez, la mayor parte se disiparía como calor. Esto no solamente no sería útil para la célula, sino que la alta temperatura resultante sería letal. Sin embargo, la vida ha evolucionado adquiriendo mecanismos que regulan la marcha de estas reacciones químicas y una multitud de otras, de modo tal que la energía se almacena en enlaces químicos particulares de los que puede ser liberada en pequeñas cantidades cuando la célula lo necesite. Estos mecanismos, con la aparición de nuevos tipos de moléculas, permiten un aprovechamiento eficaz de la energía sin alterar el delicado equilibrio que caracteriza a los sistemas biológicos. Implican generalmente secuencias de reacciones, algunas de las cuales son reacciones de oxidación-reducción. Aunque cada reacción en la secuencia representa solamente un pequeño cambio en la energía libre, el cambio global de energía libre para la secuencia puede ser considerable.

SUSTANCIAS OXIDANTES Y REDUCTORAS

OXIDANTE

Debido a que la reacción de oxidación está tan extendida (explosivos, síntesis química, corrosión), el término oxidante ha pasado a adquirir múltiples significados.

En una definición, el oxidante recibe electrones de un reactivo. En este contexto, el oxidante se denomina aceptor de electrones. Un oxidante clásico es el ion ferrocenio [Fe(C5H5)2]+, el cual puede aceptar un electrón y transformarse en ferroceno Fe(C5H5)2. El mecanismo de transferencia electrónica es de gran interés, y puede ser descrito como de esfera interna o externa.

En otra acepción más coloquial, el oxidante transfiere átomos de oxígeno al sustrato. En este contexto, el oxidante puede ser descrito como un agente oxigenante o un agente de transferencia de átomos de oxígeno. Algunos ejemplos son el anión permanganato MnO4

-, el cromato CrO4

- y el tetróxido de osmio, OsO4. Nótese que todos estos compuestos son óxidos, más concretamente polióxidos. En algunos casos, estos óxidos pueden utilizarse


como aceptores de electrones, como en la reacción de conversión de permanganato MnO4-

a manganato MnO42-.

Las sustancias oxidantes reaccionan con otras sustancias donando electrones, al tiempo que se reducen.

También hay sustancias que tienen al mismo tiempo una acción oxidante y reductora, dependiendo del tipo de sustancia con la que reaccionen.

Según su empleo, las sustancias oxidantes se dividen en:

· Neutras: ozono, óxido de plomo. nitrotolueno,...

· Alcalinas: permanganato potásico, oxígeno,...

· Ácidas: ácidos crómico, nítrico, sulfúrico,...

La acción de un oxidante sobre los distintos compuestos químicos depende de muchos factores: naturaleza de la sustancia oxidada, la temperatura, los catalizadores, la concentración de reactivos, y la concentración de hidrogeniones en el medio.

Oxidantes comunes

• Hipoclorito y otros hipohalitos como las lejías. • Iodo y otros halógenos. • Clorito, clorato, perclorato y compuestos halógenos análogos. • Sales de permanganato, como el permanganato de potasio. • Compuestos relacionados con el Cerio (IV). • Compuestos cromados hexavalentes, como el ácido crómico, el ácido dicrómico y el

trióxido de cromo, clorocromato de piridinio (PCC) y cromatos/dicromatos. • Peróxidos, como el peróxido de hidrógeno (H2O2) o agua oxigenada. • Reactivo de Tollens • Sulfóxidos • Ácido per sulfúrico • Ozono • Tetróxido de osmio OsO4

REDUCTOR

Un agente reductor es aquel que reduce a un agente oxidante traspasándole electrones a este último. Existe un método químico conocido como reacción de oxidación-reducción, o también llamado como reacciones redox, esta reacción se considera como reacciones de transferencia de electrones. Asimismo, La mayoría de los elementos metálicos y no metálicos se obtienen de sus minerales por procesos de oxidación o de reducción.

En una reacción redox consiste en dos semireacciones, una semi-reacción implica la perdida de electrones de un compuesto, en este caso el compuesto se oxida, mientras que en la otra semi-reacción el compuesto se reduce, es decir gana los electrones, uno actúa como oxidante y el otro como reductor. Como ejemplos tenemos:


• Carbón • Monóxido de carbono • Muchos compuestos ricos en carbón e hidrógeno. • Elementos no metálicos fácilmente oxidables tales como el azufre y el fósforo. • Sustancias que contienen celulosa, tales como maderas, textiles, etc. • Muchos metales como aluminio, magnesio, titanio, circonio • Los metales alcalinos como el sodio, potasio, etc.

3.1.2 REACCIONES CON ENERGIA ELECTRICA - EECTROLISIS

Ciertas sustancias, (ácidos, hidróxidos, sales y algunos óxidos metálicos disueltos o fundidos) son conductores de electricidad al mismo tiempo que se descomponen al paso de la corriente eléctrica, estas llamadas electrolitos. A tal fenómeno se le denomina electrólisis y constituye fundamentalmente un proceso de oxidación reducción que se desarrolla "no espontáneamente" es decir, un conjunto de transformaciones que implican un aumento de energía libre del sistema, y por ende, requiere para su realización el concurso de una fuerza externa de energía. Donde en la izquierda ocurre la oxidación y en la derecha la reducción. Por lo que tenemos nuestra primera relación Izquierda/Oxidación.

El ánodo SIEMPRE es el lugar donde ocurre la oxidación, en celdas galvánicas (pilas) y celdas electrolíticas. En la practica 08 se toca este tema más extensamente.

Para el tema tendremos en cuenta iones que son cationes (van al cátodo que es negativo) o aniones que son iones negativos y van al electrodo positivo llamado ánodo que tiene carga positiva en las celdas electrolíticas (no pila). 3.1.3 REACCIONES DE SUSTITUCION En una reacción de sustitución podemos distinguir cuatro partes:

• Sustrato. Recibe este nombre la molécula en la cual tiene lugar la sustitución. • Reactivo o grupo entrante. Es el átomo o grupo de átomos que ataca al sustrato. • Grupo saliente. Es el átomo o grupo de átomos que es expulsado del sustrato. • Producto. Es el resultado de la sustitución del grupo saliente por el nucleófilo.

Cuando el reactivo es un nucleófilo se produce una sustitución nucleofílica.Ejemplo:


El ataque se produce en el carbono indicado por la flecha azul puesto que el Br es más electronegativo que el C,por lo que el Br "tira" de los electrones del enlace (adquiriendo una carga parcial negativa) y llevándose dichos electrones al producirse el ataque del nucleófilo.

3.1.4 REACCIONES DE AMORTIGUAMIENTO O NEUTRAIZACION

4 PARTE EXPERIMENTAL 4.1 Material necesario Cada grupo tendrá el material que sigue: 3 vasos de precipitados dos de 250 ml y uno de 400 ml 1 bageta de agitacion 1 Matraz de 250 ml y una luna de reloj 1 cocinilla, 10 gr de alambre de cobre fino, 10 gr de lamina de hierro o 10 clavos 10 pulgada y 10 gr de lamina de alumínio o cinc o plomo 4.2 Realizar las siguientes reacciones 1. Realizar las pruebas cualitativas: Agregar tres gotas de HCl sobre un trozo de sílice,

caliza, yeso, que estén dentro de un vaso de 250 ml. Anotar y realizar las reacciones 2. Poner 05 gr de cobre en pedacitos o limaduras de esta en un vaso de precipitados de

400 ml que contiene 10 ml de acido sulfúrico diluido y hervir suavemente durante 20 minutos, si se ha disuelto el cobre agregar mas, a fin de que este en exceso y la solución no esté muy acido por el exceso de este. Cuando la reacción este completada retirar y enfriar la solución y filtrarla. ¾ partes se cristalizara a fin de obtener critales de sulfato de cobre. La otra parte para realizar los siguientes experimentos. Realizar la reacción en campana ya que la reacción emite óxidos de azufre que al inhalar son tóxicos (con la humedad se forma acido).

3. Poner 05 gramos de retazos de hierro en un vaso de precipitados de 400 ml que previamente tiene 20 ml de ácido clorhídrico diluido, calentar ligeramente el vaso para acelerar la reacción, cuando se disuelva el hierro agregar un trozo mas a fin de que la solución no tenga acido. Enfriar la solución para las siguientes reacciones.

4. Poner 05 gr de aluminio en 10 ml de acido sulfúrico que esta en un vaso de precipitados de 20 ml y hacer reaccionar lentamente. Esta reacción también se puede reemplazar


usando el metal plomo con acido acético. Calentar en campana. Evitar inhalar los vapores.

5. Tomar 05 ml de la solución de sulfato de cobre obtenida en la experiencia 2 y colocarla en una placa petri o vaso de precipitado de 100 ml agregar una lamina de hierro o clavos limpios. Anotar la reacción.

6. Tomar 05 ml de la solución de hierro obtenida en experimento 3, poner en un vaso de 250 ml y agregar lentamente una solución de hidróxido de sodio diluida desde una pipeta gota a gota, observar y anotar.

7. Poner 05 gr de cobre en un vaso de 250 ml que tiene 10 ml de acido clorhidrico y hacer reaccionar, agregar mas cobre a fin de que la acidez baje, A esta solución en tubo de prueba se burbujeara sulfuro de hidrogeno, observar y anotar sobre la reacción.

8. A la solución que le de el profesor que es un cloruro de zinc o cadmio, según sea el grupo, burbujear el sulfuro de hidrogeno, anotar la reacción y hacer la ecuación.

5 CUESTIONARIO 1) Como se obtiene e aluminio metálico para el uso industrial. 2) Explicar porque el sulfuro de cobre precipita de una solución de cloruro de cobre al

burbujear en este gas de sulfuro de hidrogeno? 3) Cuantos Kg de hierro metálico se requiere para obtener el cobre metálico de 50 Kg

de sulfato de cobre 4) Si tengo 100 Kg de mineral de hierro ematita y tengo 20 Kg de coque (carbono).

¿Cuánto hierro metálico puedo obtener? Y que sobre hierro o coque y cuantos Kgs requeriría para que la oxido reducción sea equivalente?

6 BIBLIOGRAFIA

BRANDEWEIN, P.; STOLLBERG, R. y BURNET, R. W. Química. La materia, sus formas y sus cambios. Publicaciones Cultural S.A.

CHOPPIN, G. Química. Ciencia de la materia, la energía y el cambio. Litografía Manturiol. Tercera Edición. México, D.F.

COTTON, A.; DARLINGTON, L. y LYNCH, L. (1976). Química. Una introducción a la investigación. Publicaciones Cultural S. A. México, D. F.

MORALES, E. Ciencias 8. Editorial Santillana. San José Costa Rica. 144p.

NAVAS, Ma DEL S. y VALVERDE, M. Química: un enfoque práctico 10. Editorial Géminis, S.A. Primera edición. Panamá.

NAVAS, Ma DEL S y VALVERDE, M. Química: un enfoque práctico 11. Editorial Géminis, S.A. Primera edición. Panamá.




TTIITTUULLAACCIIOONN AACCIIDDOO –– BBAASSEE -- VVOOLLUUMMEETTRRIIAA

1. GENERALIDADES - IMPORTANCIA

Desde los albores de la química experimental, los científicos se dieron cuenta de que algunas sustancias, llamadas ácidos, tienen un sabor agrio y pueden disolver los metales activos como el hierro y el zinc. Los ácidos también ocasionan que ciertos tintes vegetales como el tornasol cambien de color.

En forma semejante, las bases tienen propiedades características, como su sabor amargo y su sensación resbalosa al tacto. Las bases presentan, corno los ácidos, la característica de que cambian la coloración de ciertas sustancias vegetales.

La técnica de titulación ácido-base consiste en emplear un ácido de concentración conocida para valorar una base de concentración desconocida o viceversa. Para determinar el punto final (o de equivalencia) de la reacción se pueden utilizar indicadores colorimetricos o potenciómetros.

Todo equilibrio químico es un proceso que, desde un punto de vista mecanístico, incluye la interconversión de varias especies. Algunas de ellas serán reactantes y otras productos y, en la situación de equilibrio, todas ellas se encuentran presentes en el sistema. Si planteamos una ecuación de tipo cinético, existirá una reacción directa (caracterizada por una constante de velocidad directa kd) que provocará la generación de productos, mientras que la reacción inversa (caracterizada por una constante de velocidad inversa ki), provocará la regeneración de los reactantes:

Todos los ácidos, HX, en disoluciones acuosas, se ionizan y forman iones H+ (o, equivalentemente, iones hidronio, H3O

+). Así, dependiendo de cuan importante es la ionización, se hablará de:

Ácido fuerte: aquél en que la ionización es completa y, por lo tanto, no existe, en la solución, ácido en forma molecular. En otras palabras, la reacción anterior tendrá un kd grande o muy grande y un ki pequeño o nulo:

Ácido débil: aquél en que la ionización es parcial, y los iones pueden regenerar al ácido molecular dentro de la solución:


Por cierto, en este caso, los valores de kd y ki no difieren en forma tan marcada como en el ácido fuerte. El equilibrio se caracteriza por una igualación de las velocidades de reacción

directa, , e inversa, , es decir:

donde Ka se conoce como constante de equilibrio para el ácido débil.

Una vez realizada la práctica de laboratorio es imprescindible presentar los resultados a través del correspondiente Informe de Laboratorio. Anotar en informe los cálculos para la preparación de las soluciones.

2.- OBJETIVOS

• Conocer y aplicar el método volumétrico para realizar una titulación ácido-base. Determinar el punto de equivalencia de una reacción ácido-base, mediante el uso de una disolución indicadora.

• Justificar mediante los resultados obtenidos la validez de la reacción química que se establece entre un ácido fuerte y una base fuerte.

• Afianzar los conceptos de ácido, base, pH, disolución reguladora. • Emplear adecuadamente el material que necesita para una titulación • Resolver problemas sencillos sobre valoraciones de disoluciones que presentan

estequiometrías diferentes. • Saber que las valoraciones pueden requerir indicadores diferentes y relacionarlo con

el problema de hidrólisis. • Preparar solución patrón de HCL ( 0.1N) Y Na OH (0.1N)

3 BREVES ASPECTOS TEORICOS 3.1 TITULACION ACIDO - BASE

Las reacciones ácido-base son reacciones de neutralización entre los iones, que se producen al estar en contacto un ácido con una base obteniéndose una sal mas agua.

Acido + base → sal + agua

Durante las operaciones rutinarias en el laboratorio así como en la de los análisis volumétricos son prácticamente mayor los problemas relacionados con la estequiometrìa,


una de ellas es la normalidad que se define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución.

3.1.1 La normalidad es útil porque

Un equivalente de un ácido neutraliza completa y precisamente un equivalente de una base, puesto que un mol H+ reaccionará con un mol de OH-.

Esto significa que al mezclar volúmenes iguales de soluciones que tienen la misma normalidad llevara a una reacción completa entre sus solutos, un litro de ácido 1N neutralizará completamente un litro de base 1N porque un equivalente de ácido reaccionara con un equivalente de base.

Matemáticamente: Va. Na = Vb.Nb Esta relación se utiliza par averiguar la cantidad de ácido que posee una disolución a partir de una cantidad de base conocida, o viceversa.

Dicha técnica recibe el nombre de titulación por método volumétrico, volumetría ácido-base o reacción de neutralización.

Este método se realiza mediante una bureta que contiene una de las disoluciones y un matraz con la otra disolución, se vierte cuidadosamente el contenido el contenido de la bureta en el matraz hasta la neutralización de dicha solución.

3.1.2 Volumetrías de neutralización. En numerosos análisis químicos es necesaria la utilización de soluciones ácidos y bases fuertes de concentraciones conocidas. La concentración de dichas soluciones puede determinarse por medio de titulaciones o valoraciones de neutralización.

Solución Valorante

Solución Analito

3.2 LA TITULACION O VALORACION

Es la operación básica de la volumetría, mediante la cual se agrega solución patrón o un peso exacto de reactivo puro disuelto a la muestra que se analiza, hasta que se completa la reacción. Se considera que una titulación de neutralización o valoración ácido - base


termina cuando el número de equivalentes del ácido es igual al número de equivalentes de la base, momento en el cual se alcanza el punto de equivalencia de la reacción.

El punto de equivalencia de la titulación es un concepto teórico; la estimación práctica de su valor se conoce como punto final. Para las titulaciones ácido - base, los dos métodos más comunes para la determinación de los puntos finales son el empleo de indicadores coloreados o el uso de un peachímetro para controlar el pH de la solución en función del volumen del titulante agregado.

3.3 INDICADORES

El mejor indicador es el potenciómetro (electrodo de vidrio), pero se usan con frecuencia indicadores químicos.

3.3.1 Indicadores Quimicos

Son sustancias orgánicas con propiedades acido-base de carácter débil y cuyas formas disociadas (par conjugado) presentan coloraciones distintas a diferenciadas.

Hind ------------ Ind + H +

Coloor 1 color 2

3.3.1.1 PROPIEDADES IDEALES DEL INDICADOR

• Poseer carácter (acido-base) mas débil que el analito • Presente en concentraciones muy bajas que no interfieren con la curva de

valoración. • Produce cambios perceptibles y nítidos de color en el punto equivalente (P.E.)

El pH en el punto de equivalencia de una reacción de neutralización es diferente según la fortaleza del ácido y/o la base que se neutraliza

Los indicadores que indican el punto de equivalencia no son igual de útiles para todas las reacciones. Ejemplo:

- Reacciones de neutralización entre ácido fuerte (HCl) y base fuerte Na(OH).

El pH en el punto de equivalencia es 7 ya que todos los iones hidronio han sido neutralizados por los iones hidroxilo, para dar H2O

El resto de los iones no reaccionan con el agua ya que:


* el Cl – procede de un ácido fuerte (es una base débil frente al agua): no se hidroliza. * el Na+ procede de una base fuerte (es un ácido muy débil frente al agua): no se hidroliza.

- Cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base débil. El catión de la base sufre una hidrólisis produciéndose iones hidronio, por lo que el pH es < 7.

- Cuando la neutralización se produce entre una base fuerte y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis produciéndose iones hidróxido, por lo que el pH es > 7.

Cuando la neutralización se produce entre una base débil y un ácido débil. El anión del ácido sufre una hidrólisis al igual que el catión de la base, por lo que el pH es < 7 si es más débil la base y es >7 si es más débil el ácido.

La elección del indicador adecuado para determinar el punto de equivalencia dependerá del pH final, que tiene que estar dentro del intervalo en el que el indicador sufre el cambio de color

Viraje de color por pH – indicador: Fenoltaleina Color por pH – Indicador: Rojo de metilo Color pH – Indicador: Azul de Bromotimol

3.3.1.2 Características de selección de Indicadores * Se debe usar la cantidad mínima de indicador necesario para producir el cabio perceptible de coloración en el P.E * El indicador no altera su color significativamente hasta que sobrepase el P.E. * Esto último suele requerir la conversión 1/10 entre las formas conjugadas del indicador. El pH requerido para la conversión de color aproximada exige una proporción 1/10 entre las concentraciones de las formas conjugadas del indicador en equilibrio. Partiendo de la forma acida del indicador: Partiendo de la forma básica del indicador: Por lo que el intervalo optimo de pH de viraje del indicador seria: pKa: +- 1. expresión que permite seleccionar el indicador de viraje en zona acida o básica de acuerdo con su pKa.


3.4 PATRONES O ESTANDARES El agente valorante ha de ser estandarizado o ser patrón primario 3.4.1 Patrones acidos .- El valorante mas frecuente es el HCl que se prepara a partir del HCl © (12 M). No se suelen usar otros ácidos minerales (HNO3, H2SO4) por que pueden modificar el analito (orgánico) o provocar precipitaciones (inorgánico). Estandarización del HCl.- se realiza con patrones primarios alcalinos como el Na2CO3, sustancia pura que una vez desecada es el patrón de uso mas frecuente en la estandarización de ácidos. Tener cuidado en la percepción del P.F. (punto final) por el desprendimiento de CO2. La estandarización con NaOH (patrón secundario) induce a acumulación de errores. 3.4.2 Patrones alcalinos .- El valorante mas frecuente es el NaOH que se prepara por disolución del sólido que es muy higroscópico y se carbonata con facilidad.. La estandarización de NaOH se hace con el acido 2- furonico.

Curvas de Valoración.- Son representaciones graficas de la variación del pH en el transcurso de la valoración. Hay que resaltar tres zonas: (1) Antes de alcanzar el punto de equilibrio (P.E) (2) El Punto de equivalencia (P.E) (3) Rebase del punto de equivalencia

Estas curvas permiten visualizar y:

• Permiten estudiar los diferentes casos de valoración • Ayudan a predecir el intervalo de pH del salto (P.F) • Facilitan la selección del indicador.

Los casos más frecuentes son:

1) Valoración de acido fuerte con base fuerte. 2) Valoración de base fuerte con acido fuerte. 3) Valoración de acido o base debil con base o acido fuerte

Disoluciones Reguladoras o buffers (tampon) Son disoluciones que tienen la particularidad de mantener su pH constante. Su pH no varia apreciablemente tras la adición, dentro de ciertos margenes de acido o base fuerte. Se debe utilizar la ecuacion de Henderson – Hasselbach para evaluar los cambios de pH en sistemas de reguladoras. pH acido: pH alcalino:


4 PARTE EXPERIMENTAL 4.1 Material necesario Cada grupo tendrá el material que sigue:

• Material y equipo 1.- Un soporte con varilla. 2.- Una pinza doble para bureta. 3.- Una bureta de vidrio de 50 ml. 4.- Un matraz o erlenmeyer de 25 ml. 5.- Una varilla de agitación. 6.- Dos pipetas volumétricas: una de 5 ml., y otra de 10 ml. 7.- Un vaso de precipitados de 100 ml.

Reactivos 1.- Agua destilada. 2.- Disolución de fenolftaleína. 3.- Solución de Hidróxido de sodio, (preparada por el grupo) 4.- Solución de Ácido clorhídrico, (preparada por el grupo)

4.2 Procedimiento experimental

En esta práctica se utilizará una disolución de fenolftaleína como indicador del fin de la reacción, y se trabajará con un ácido y una base fuertes. Si el profesor da una muestra problema. Se deberá escoger un indicador apropiado para la titilación.

a) Verifique que la llave de la bureta esté cerrada. Vierta en ella disolución de hidróxido de sodio con precaución, empleando el embudo de filtración. Cuando haya adicionado 20 ó 30 ml., coloque un vaso de precipitados limpio debajo de la punta de la bureta y abra la llave completamente hasta que se hayan desalojado, aproximadamente, 10 ml. de la solución de hidróxido de sodio y todas las burbujas de aire hayan desaparecido. Nivelar


b) Coloque la bureta en la pinza doble, la cual ya estará previamente fija en la varilla del soporte universal.

c) Vierta 30 mi de la solución de ácido clorhídrico (tenga precaución durante su manejo, es tóxico e irritante), utilizando las pipetas, en un matraz erlenmeyer. Incline el Matraz ligeramente y deje resbalar la barrita de agitación por las paredes.

d) Coloque el matraz o erlenmeyer sobre la base del soporte, colocando entre ésta y aquél una hoja blanca. La hoja se coloca con el objeto de observar mejor el cambio de color del indicador,

e) Coloque la bureta de tal manera que la punta de ésta quede en el interior del matraz y a 1 cm abajo, aproximadamente, de la boca del mismo.

f) Añada de dos a tres gotas de la disolución de fenolftaleína al ácido clorhídrico contenido en el matraz o erlenmeyer. Agite la solución-

g) Abra la llave de la bureta para adicionar la solución, de hidróxido de sodio. Se recomienda no abrirla totalmente, ya que de esta manera se tiene un mejor control sobre el volumen de sosa adicionado.

h) Un buen indicio de que el punto de equivalencia está cercano, consiste en que cuando la solución de hidróxido de sodio se pone en contacto con la del ácido clorhídrico, la coloración rosa no desaparece tan rápidamente como al principio de la titulación. Es aconsejable en este momento disminuir la rapidez de goteo. Anote el volumen de hidróxido de sodio que se utilizó en la valoración (gasto de la bureta – solución titulante).

5 CUESTIONARIO

� Defina el concepto de un ácido y de una base según las teorías de: a) Arrhenius. b) Bronsted-Lowry.

� Describa brevemente cómo prepararía- .a) 250 mi de disolución de hidróxido de sodio, 0. 1 M, a partir de sosa cáustica en lentejas. b) 250 mi de disolución de ácido clorhídrico, 0. 1M, a partir de ácido clorhídrico comercial (37.8 % en masa, densidad = 1.19 g/ml).

� Escriba la ecuación química de la reacción que se establece entre el hidróxido de sodio y el ácido clorhídrico.

� En la valoración de 20 ml de hidróxido de sodio con ácido sulfúrico 0,1 M, se consumieron 30 ml de la disolución del ácido. ¿Cuál es la concentración de la base?

6 BIBLIOGRAFIA • Brown, Lemay y Bursten Química “La Ciencia Central”, (7ª. Ed.), México, Edit.

Prentice Hall

• Skoog, West, Holler y Crouch Química Analítica, (7ª. Ed.), México, Mc Graw Hill




PPIIGGMMEENNTTOOSS -- OOCCRREESS

1.- GENERALIDADES E IMPORTANCIA Los pigmentos son una parte integral de los revestimientos decorativos, protectores y funcionales. Imparten color a las fibras, los plásticos, el papel, hule, vidrio, cemento, porcelanizados y además son colorantes para las tintas, cosméticos y marcadores. Los pigmentos inorgánicos pueden retardar la corrosión y actúan como inhibidores de los hongos y como agentes antiestáticos.

Pueden tener color, ser incoloros, negros, blancos o metálicos, la mayoría de los pigmentos, son sólidos insolubles cuando se dispersan en un adherente o aglomerado o en otro medio, la mayoría de los pigmentos permanecen insolubles. El color resulta de la absorción selectiva por el pigmento de una parte de la luz visible


En la naturaleza existe el pigmento Clorofila que es fundamental en las plantas y la vida. ¿Por qué la clorofila es verde? .- Los colores que el pigmento clorofila absorbe mejor son el violeta, el azul y el rojo. Cuando en una célula, la luz del

sol choca con las moléculas de clorofila, la clorofila absorbe alguna energía de la luz que eventualmente se convierte en energía química y se almacena en las moléculas de glucosa que se producen,

Existen diferentes tipos de pigmentos como:

• Pigmentos para pinturas

* Pigmentos para barnices

• Pigmentos para plástico

* Pigmentos para cueros


• Pigmento para emulsiones * Pigmentos para papel • Pigmentos para cosméticos * Pigmentos para alimento • Pigmentos orgánicos * Pigmentos Inorgánicos

2.- OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA

• Investigar sobre pigmentos inorgánicos, sus usos, sus fuentes y la química de los pigmentos sintéticos, comparar la transformación natural y la sintética obtenida.

• Preparar pigmentos inorgánicos de metales como hierro (ocres), zinc, plomo, cadmio y proponer sus formulas.

3 BREVES ASPECTOS FUNDAMENTALES

3.1 SOBRE PIGMENTOS INORGANICOS EN GENERAL

Los pigmentos son partículas de color finas sólidas insolubles en solventes. A continuación se muestran los pigmentos más comunes:

3,1,1 BLANCOS

i) BLANCO DE TITANIO .- Bióxido de titanio, TiO2, pigmento de origen sintético comercializado desde principios del siglo XX, el cual no ocurre en forma natural. De un color blanco intenso; presenta un poder cubriente muy grande y altamente reflejante, no es toxico y prácticamente no amarillea con el tiempo. Por esa razón se usa generalmente en la mayoría de las pinturas comerciales. Es utilizado en los procesos de oxidación avanzada foto catalizada. El óxido de titanio (IV) tiene gran importancia como pigmento blanco por sus propiedades de dispersión, su estabilidad química y su no toxicidad. El óxido de titanio (IV) es el pigmento inorgánico más importante en términos de producción mundial.

ii) BLANCO DE ZINC.- Óxido de zinc, ZnO, este tipo de pigmento en forma pura es bastante blanco y traslucido, ocurre en forma natural como zincita (peróxido de zinc), mineral ligeramente amarillo. Aún el blanco de zinc obtenido de forma artificial tiende a amarillear un poco y a tornar la pintura frágil con el paso del tiempo. Definitivamente, el principal uso del óxido de zinc consiste en prevenir daños a nuestra epidermis y acelerar el alivio de pequeñas heridas e inflamaciones, ya que esta sustancia tiene la capacidad de adherirse a la superficie cutánea y formar fina capa o película protectora que aísla los factores externos que pudieran dañarla o aumentar la lesión.

iii) BLANCO DE PLOMO.- Carbonato de plomo, 2PbCO3·Pb(OH)2, pigmento extremadamente venenoso, por lo que últimamente se sustituye por una mezcla de blanco de zinc y blanco de titanio. La función principal del blanco de plomo fue permitir un secado rápido y uniforme a la pintura, creando tonos opalescentes de gran belleza sobre todo en el retrato al óleo, sin embargo, el secado rápido contribuye al craqueado de dicho óleo. Llamado blanco de plomo o albayalde, ha sido utilizado como pigmento blanco desde hace 2.000 años.

3.1.2 NEGRO


i) NEGRO DE HUMO.- Prácticamente carbono puro amorfo, C, En tiempos recientes puede ser obtenido de la quema de hidrocarburos. El 90 % del negro de carbón se utiliza en la industria de los neumáticos. EL negro de carbón actúa como carga re forzante de los cauchos incrementando su resistencia mecánica. Sin embargo resulta curioso el origen de este descubrimiento. El negro de carbón o negro de humo también se utiliza en la fabricación de plásticos a los que da características como opacidad (color negro), refuerzo, conductividad eléctrica y protección contra la radiación ultravioleta. Otro de los usos importantes del negro de carbón es como pigmento en la fabricación de tintas y pinturas. Las tintas más antiguas se componían de negro de carbón (pigmento) y de una goma o cola y había que mezclarlas con agua antes de usarlas; Se llaman tintas chinas.

Actualmente se produce trece grados distintos de negro de humo, que de acuerdo a la normativa ASTM se denomina: N-220, N-234, N-326, N-330, N-339, N-347, N-1, N-375, N-539, N-550, N-650, N-660 y N-772. Con estos grados se satisface la totalidad de los requerimientos de la industria del caucho. A escala mundial, los productores de caucho consumen el 90% del negro de humo producido. Por ejemplo, una llanta de automóvil que pesa aproximadamente 10 Kg, contiene 2.5 Kg de negro de humo.

ii) NEGRO MARFIL Mezcla de carbono con fosfato de calcio y carbonato de calcio, C y Ca3(PO4)2 originalmente fue creado calcinando marfil, sin embargo de acuerdo a las normas sobre tráfico de marfil, se sustituyó por el carbón de huesos conservando el nombre por razones comerciales. Es negro intenso, con una capacidad de absorción. Industrialmente se crea calcinando huesos a alta temperatura en ausencia de aire

3.1.3 AZULES

i) AZUL DE COBALTO .- Azul cerúleo, se sintetizo en Inglaterra a mediados del siglo XIX como esta ñato de cobalto CoO.nSnO2 para reemplazar la azurita y producir un azul cobalto (CoO) menos costoso; los óxidos de estaño, aluminio y zinc le confieren al oxido de cobalto luminosidad y translucidez reduciendo su precio. Pigmento de color del mar, lagos o el cielo despejado, Es un pigmento pesado y estable, muy usado en el óleo y el acrílico, sin embargo, con las acuarelas se vuelve pastoso y grumoso.

ii) AZUL DE ULTRAMAR .- Azul francés, Azul ultramarino, En forma natural es lapisázuli pulverizado y en forma sintética es un compuesto complejo sulfato de silicato de aluminio y sodio Na8-10Al6Si6O24S2-4. De un color azul traslucido; su forma sintética es llamada azul francés, la cual, funcional bastante bien en todos los medios. Produciendo veladuras intensas tanto en aguadas como en óleos y acrílicos. Sin embargo tiende a decolorar con la lluvia ácida.

iii) AZUL DE PRUSIA.- Ferrocianuro férrico, pigmento sintético de ferrocianuro férrico Fe[Fe3+Fe2+(CN)6]3 de un azul intenso y oscuro semitranaslucido tendiente al rojo, de un alto poder de tintado, al combinarlo con otros pigmentos tiende a oscurecer la mezcla creando tonos purpuras con los pigmentos oscuros y grises y claros.

iiii) AZUL FTALO Sombra verde azul sintético elaborado como sustitución del azul de Prusia. La mayor parte de los azules comerciales son phatlocianinas de cobre (C32H16N8Cu), las cuales tienden al verde, con un alto poder de tintado y una pureza excepcional, al combinarlo con los blancos produce azules pálidos pero conserva la intensidad de un verdadero azul sin adquirir tonos grises y al mezclarlo con amarillos crea


tonos verdes limpio. Sin embargo, requiere por su bajo peso y pequeño grano, de agentes dispersantes. Pero es bastante permanente y resistente a los álcalis y ácidos.

3.1.4 AMARILLOS

i) AMARILLO DE CROMO.- El cromato de plomo (PbCrO4), o amarillo de plomo, un polvo cristalino empleado como pigmento amarillo, se prepara por reacción del acetato de plomo con dicromato de potasio. El cromo rojo, el cromo amarillo naranja y el cromo amarillo limón son algunos de los pigmentos obtenidos del cromato de plomo. El etanoato de plomo (II), Pb(C2H3O2)2·3H2O, una sustancia cristalina blanca, llamada azúcar de plomo por su sabor dulce, se prepara comercialmente disolviendo litargirio en ácido etanoico. Se emplea como agente cáustico en tintes, como desecante de pinturas y barnices, y para elaborar otros compuestos de plomo.

ii) AMARILLO DE CADMIO.- Sulfuro de Cadmio y Zinc (Amarillos), y Sulfoseleniuro de Cadmio (Rojos). Cadmio es un metal pesado, y no es biodegradable. Son pigmentos tradicionales de gran belleza, estabilidad y permanencia. Sin embargo, hace unos 20 años, los pigmentos de Cadmio se consideraban un peligro para la salud.

Composición Química - Artist Color COLOR COMPOSICIÓN (COLOR INDEX)

NEGRO Carbón Negro de Humo (PBk7) SOMBRA TOSTADA Oxido de Hierro Natural Calcinado (PBr7) BLANCO TITANIO RUTILO Bióxido de Titanio Rutilo (PW6) AMARILLO DE MARTE Oxido de Hierro Sintético Hidratado (PY42) NARANJA DE MARTE Oxido de Hierro Sintético Hidratado (PY42-PR101) ROJO DE MARTE Oxido de Hierro Sintético (PR101) TIERRA ROSA OSCURA Oxidos de Hierro Sintético y Natural (PBk11-PBr7) SOMBRA NATURAL Oxido de Hierro Natural conteniendo Manganeso (PBr7) NEGRO DE MARTE Oxido de Hierro Sintético (PBk11) SIENA NATURAL Oxido de Hierro Natural (PBr7) SIENA TOSTADA Oxido de Hierro Natural Calcinado (PBr7) VIOLETA DE MARTE Óxidos de Hierro Sintéticos (PY42-PR101-PBk11) PARDO VAN DYCK Óxidos de Hierro Sintético (PR101-PY42-PBk11) BLANCO TITANIO ANATASE Bióxido de Titanio Anatase (PW6) TITANIO CRUDO Bióxido de Titanio sin tratar (PW6) TONO CARNE Bióxido de Titanio Rutilo, Sulfoseleniuro de Cadmio (PW6-PO20) OCRE AMARILLO Oxido de Hierro Natural (PY43) OCRE DORADO Óxidos de Hierro Sintético Hidratado (PY42-PR101) AMARILLO HANSA Arilamida (PY3) NAFTOL Carmín Monoazoico (PR5) VIOLETA PERMANENTE Dioxacina, Azoico (PV23-PR146) AZUL FTALOCIANINA Ftalocianina de Cobre (PB15:3) AZUL DE PRUSIA (TONO) Silicato de Sodio y Aluminio Polisulfurado, Ftalocianina de Cobre y Negro Humo

(PB29-PB15:3-PBk7) AZUL ULTRAMAR Silicato de Sodio y Aluminio Polisulfurado (PB29) VERDE DE FTALOCIANINA Ftalocianina de Cobre (PG7) VERDE VEJIGA (TONO) Bencidina, Ftalocianina de Cobre (PY83-PG7) VERDE PERMANENTE Ftalocianina de Cobre, Arilamida (PG7-PY3) VERDE HOOKER Oxido de Hierro Sintético Hidratado, Ftalocianina de Cobre (PY42-PG7) GRIS DE PAYNE Silicato de Sodio y Aluminio Polisulfurado, Óxidos de Hierro Sintéticos (PB29-PBk VIOLETA ULTRAMAR Silicato Sodio y Aluminio (PV15) NARANJA TRANSPARENTE Diarilamida (PY83) VERDE ESMERALDA (TONO) Arilamida, Ftalocianina de Cobre Clorada (PY3-PG7) AZUL CYAN (PRIMARIO) Bióxido de Titanio Rutilo, Ftalocianina de Cobre (PW6-PB15:3) AMARILLO DE NáPOLES (TONO) Sulfoseleniuro de Cadmio, Bióxido de Titanio Rutilo y Oxido de Hierro Sintético

(PO20-PW6-PY42) TURQUESA DE FTALOCIANINA Ftalocianina de Cobre, Ftalocianina de Cobre (PB15:3-PG7) ROJO NAFTOL PáLIDO Azoico (PR112) TIERRA VERDE Tierra Verde Natural (PG23) AZUL COBALTO (TONO) Silicato de Sodio y Aluminio Polisulfurado, Bióxido Titanio Anatase (PB29-PW6) AMARILLO COBALTO (TONO) Arilamida, Oxido de Hierro Sintético (PY3-PY42) VERDE OLIVA Ftalocianina Cobre, Óxidos de Hierro Sintéticos (PG7-PY42-PR101)


CADMIO AMARILLO LIMóN Sulfuro de Cadmio y Zinc (PY37) CADMIO NARANJA CLARO Sulfoseleniuro de Cadmio (PO20) CADMIO NARANJA Sulfoseleniuro de Cadmio (PO20) CADMIO BERMELLóN Sulfoseleniuro de Cadmio (PR108) ROJO CADMIO CLARO Sulfoseleniuro de Cadmio (PO20) VERDE OXIDO DE CROMO Oxido de Cromo (PG17) PRIMOROSA AMARILLO CADMIO Sulfuro de Cadmio y Zinc (PY35) VERDE CADMIO Sulfuro de Cadmio y Zinc, Ftalocianina de Cobre (PY37-PG7) CADMIO AMARILLO MEDIO Sulfuro de Cad. y Zinc, Sulfoseleniuro de Cad. (PY37-PO20) VIOLETA DE COBALTO Fosfato de Cobalto (PV14) AZUL COBALTO INTENSO Oxido de Cobalto (PB28) TURQUESA DE COBALTO Oxido de Cobalto-Estaño, Cobalto Nitrito de Potasio (PB35-PY40) CADMIO ROJO MEDIO Sulfoseleniuro de Cadmio (PR108) ROJO QUINA. MAGENTA Quinacridona (PR192) CADMIO ROJO INTENSO Sulfuro de Cadmio-Mercurio y Sulfoseleniuro de Cadmio (PR113-PR108) AZUL COBALTO CROMO Oxido de Cobalto-Cromo y Aluminio (PB36) ROJO DE GARANZA (TONO) Monoazoico, Dioxacina (PR5-PV23) VIOLETA DE QUINACRIDONA Quinacridona (PV19) AMARILLO DE COBALTO Cobalto Nitrito de Potasio (PY40) AZUL COBALTO CERúLEO Oxido de Cobalto-Estaño y Magnesio (PB35) ROJO PáLIDO QUINACRIDONA Quinacridona B (PV19)

PIGMENTOS DEL HIERRO – NATURALES (OCRES)

3.2.1 Óxidos de Hierro Naturales

Son pigmentos que han sido utilizados desde que el hombre comenzó sus andaduras en el planeta, lo han usado entre otras cosas para pintar sus cuerpos y para decorar sus cuevas y viviendas. Los minerales oxidados de hierro cuyo destino no es la industria siderúrgica, se utilizan como pigmentos de alta densidad para pinturas, en la fabricación de cementos, morteros, vidrio y, en menor medida, para esmaltes y fritas cerámicas, electrodos de soldadura o en electrónica y cementera.

Estos pigmentos están formados principalmente por óxido ferroso, óxido férrico y óxido férrico anhídrido: FeO, Fe2O3, Fe2O3.3H2O, Fe3O4, FeOOH. Posiblemente los óxidos de hierro sean los pigmentos de mayor uso en la historia de la humanidad, los colores varían del rojo al amarillo pasando por los tonos pardos al negro de acuerdo al grado de conjunción con otros minerales, tales como, alumino-silicatos, manganesos y micas. Se encuentran en la naturaleza como hematitas (rojo), limonita (amarillo) y magnetitas (negros), goetita (café), la coloración se debe en gran parte a las trazas de otros minerales tales como alumino-silicatos, manganesos y el grado de hidratación; generalmente se obtienen de depósitos naturales y dependiendo de la región el pigmento recibe el nombre.

La denominación genérica “ocres” corresponde a mezclas de óxidos de hierro hidratados con arcillas. Además de los óxidos naturales, existen los sintéticos, de mayor precio y que, pese a ello, compiten en el mercado con los naturales de forma ventajosa y creciente debido a sus mejores prestaciones.

De acuerdo con las fuentes referenciadas, la producción mundial de Óxidos de hierro naturales para pigmentos podrá haber alcanzado, en 2006, las 473 kt. A nivel mundial, la India es el primer país productor, sobre todo de óxido rojo, con más del 70% de la oferta total. La producción brasileña es suministrada por Minas Gerais. El producto vendible tiene ≥ 90% Fe2O3 y ≤ 0,3% MgO y 0,4% CaO, destinándose a pigmentos para pinturas, cerámica y cementos. Según Industrial Minerals, la evolución reciente de los precios de los ocres naturales fluctúa entre 230 us y 350 us/Tm.


PIGMENTOS DEL HIERRO – SINTETICOS

Cuando se produce un proceso de oxidación con el hierro podemos obtener dos diferentes tipos de productos (óxidos) dependiendo de si se el hierro se ha oxidado a Fe (II) o a Fe(III). Relación de los diferentes productos resultantes de la oxidación del hierro y sus respectivos colores:

Fe (II):Fe (II):Fe (II):Fe (II):

Fe(OH)2 → verde

FeO → Negro

Fe2C2O4 → amarillo

FeCO3 → verde

Fe2(CN)6Fe → blanco

Fe4[Fe(CN)6]3 → azul

SFe → negro

Fe (III):Fe (III):Fe (III):Fe (III):

Fe2O3 → rojo

Fe(OH)3 → pardo

(Ac)2Fe(OH) → pardo

Fe4[Fe(CN)6]3 → azul

FePO4 → amarillo

Como pigmento existe en al menos tres matices:

• amarillo ocre, Fe2O3 • H2O, óxido de hierro hidratado. Amarillo ocre (crema) • rojo ocre, Fe2O3, químicamente igual al amarillo ocre, pero enrojecido a través del

calor. Llamado en pinturas rojo indio. • café ocre (Goetita), también óxido de hierro parcialmente hidratado.

El óxido de hierro sintético se crea por la reacción química que se produce al añadir determinados ácidos a la chatarra, sometida a ciertas temperaturas y presión. Así se crea una pasta que obtendrá una u otra tonalidad dependiendo del ácido y la temperatura empleada. Esta pasta ha de secarse y morturarse, para su posterior envasado y comercialización.

El Óxido de Hierro Sintético tiene más poder de pigmentación que el óxido de hierro natural, pero no por ello se puede decir que éste tiene menos calidad, ya que posee un alto poder antioxidante, por lo que ha sido usado desde hace muchos años en la fabricación de pinturas antioxidantes y anticorrosivas, como por ejemplo pinturas para barcos, imprimaciones, y otros muchos tipos de pinturas industriales de gran calidad.

4 PARTE EXPERIMENTAL 4.1 Material necesario

Cada grupo tendrá el material que sigue: 3 vasos de precipitados dos de 250 ml 1 bageta de agitación, una luna de reloj y una cocinilla 30 gr de limaduras de hierro

4.2 Realizar los siguientes procedimientos: 4.2.1 Extracción de ocre de arcillas muy coloreadas (usadas por nativos)


a) Extracción .- El ocre se extrae del mineral que tenga un 80 a 90 % de arena silícea muy fina y de 10 a 20 % de ocre. (traer esta muestra unos 200 gr).

b) Lavado.- la eliminación de las arcillas se hacía por medio de levigación, una corriente de agua arrastraba el mineral. La arena, más pesada, se depositaba en el fondo y el ocre que quedaba en suspensión en el agua, la cual se lleva a decantarla en otro depósito.

c) Decantación.- La fase final del lavado del ocre es la decantación. El agua se evacua. d) Secado y calcinación.- El óxido de hierro de los ocres crudos es un óxido hidratado

(goetita). Calentando el ocre entre 800 y 900 grados, el óxido de hierro se deshidrata y se transforma en hematites. El color, normalmente amarillo se torna rojo.

e) Molienda y empacado.- Los ocres van a un triturador donde el ocre es molido hasta 50µ, luego el embalaje se hace en bolsas de papel (la industria lo embolsa a 25 Kg).

Con el ocre producido comparar al sintético y hacer pruebas de coloración en madera etc.

4.2.2 Preparación de ocre sintético a partir de virutas de hierro (de tornos)

f) Desengrasado.- Las virutas se lavan con soda caustica para extraerle las grasas que impedirían el ataque del acido. Proteger la vista de la soda caustica.

g) Oxidación vía húmeda.- Las virutas se disuelven en un vaso con acido clorhídrico 28% vol. tener en cuenta que haya exceso de metal para tener poca acidez remanente.

h) Filtración de la solución.- La solución se filtra para separar impurezas como arena etc., metal sin reaccionar etc..-

i) Precipitación:- A la solución limpia de hierro se agrega soda caustica (NaOH,) al 10% produciéndose hidróxido de hierro (Fe(OH)3.)

j) Filtración.- El precipitado se filtra y se lava para extraer la sal. k) Secado.- El precipitado se seca una parte al sol (1/2) y otra parte se seca con calor en

una luna de reloj. l) Calcinado.- El hidróxido se calcina en mufla en crisol de porcelana hasta un color rojo

indio. m) Molienda.- El oxido calcinado se muele y está listo para ser usado como pigmento.

Probar con barniz transparente en un trozo de madera, mezclarlo con parafina para producir una crayola etc.

Anotar las fases del hierro sus formulas y sus características. Hacer otras pruebas con diferente acidez y temperatura de calcinado. El docente indicara si otro grupo prepara blanco de zinc (ZnO) o amarillo de cromo (PbCr2O7), o azul de Prusia (Fe(SCN)6³

-)

5 CUESTIONARIO

1) El Perú tiene mineral de hierro y exporta ocres sintéticos? 2) El Perú que pigmentos inorgánicos produce y exporta?

6 BIBLIOGRAFIA LOPEZ, V. "Técnicas de laboratorio"; ed Edunsa; 2ª edición COSTA, J.; et al "Curso de ingeniería química" ed. Reverté



GGUUIIAA DDEE LLAABBOORRAATTOORRIIOO –– PPRRÁÁCCTTIICCAA 0077 RREECCUUPPEERRAACCIIOONN DDEE PPLLAATTAA DDEE PPLLAACCAASS DDEE RRAAYYOOSS XX

1.- GENERALIDADES E IMPORTANCIA LA FOTOGRAFIA

La palabra fotografía viene de dos antiguas palabras Griegas: foto, para "luz," y grafía, para "escritura." "Escribiendo con la luz" es una manera de describir la fotografía. Cuando una fotografía se realiza, iluminándola o con alguna otra forma de energía radiante, tal como los rayos X, se usa para registrar un cuadro de un objeto o la escena sobre una superficie sensible a la luz. Las fotografías tempranas se llamaron ilustraciones del sol, porque la luz del sol se usó para crear la imagen. Las aplicaciones prácticas de fotografía se encuentran en aproximadamente cada empeño humano desde la astronomía, al diagnóstico médico y al control de calidad industrial. La fotografía extiende la visión humana en el reino de objetos que son invisibles porque son demasiado pequeños o demasiado distantes, o los sucesos que ocurren demasiado rápidamente para que el ojo pueda detectar.

La fotografía tiene muchas aplicaciones prácticas en la industria, medicina, astronomía, arqueología, investigación científica, artes gráficas, aplicación de ley, y muchos aspectos de la vida contemporánea.

La fotografía se usa extensivamente en la medicina y la odontología para la investigación, enseñanza, y como una herramienta de diagnóstico cotidiana. Especialmente importante son las películas hechas con Radiografías, que dan a conocer la estructura interior del cuerpo.

2.- OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA

• Investigar como la luz causa reacciones en sustancias, rayos x, y las placas radiográficas su composición.

• Establecer formas de recuperación de la plata metálica de las placas radiográficas como un proceso de reciclado utilizando reacciones químicas.

• Esbozar tratamiento de desechos y el cuidado del medio ambiente.

3. BREVES ASPECTOS TEORICOS 3.1 REVELADOR – FIJADOR – PAPEL FOTOGRAFICO

Desde minilabs personales a laboratorios enormes, usan insumos para fotografia. El primer paso para dominar procedimientos de cuarto oscuro es revelar película blanco y negro y


hace estampados blanco y negro. Tal proceso requiere que un mínimo de equipo, y las capacidades básicas no son difíciles de adquirir. Después de aprender los fundamentos del procesado en blanco y negro, el fotógrafo es mejor preparado para hacer el próximo paso, el procesado color.

3.2 FOTOQUIMICA

La fotoquímica es el estudio de las transformaciones químicas provocadas o catalizadas por la emisión o absorción de luz visible o radiación ultravioleta. Una molécula en su estado fundamental (no excitada) puede absorber un quantum de energía lumínica, esto produce una transición electrónica y la molécula pasa a un estado de mayor energía o estado excitado. Una molécula excitada es más reactiva que una molécula en su estado fundamental.

La fotoquímica son cambios químicos inducidos por la luz, usualmente entre 200 y 700 nm. El espectro de emisión es la lámpara y el espectro absorción es el sustrato.

El fenómeno fotoquímico precisa de fases principales:

• Recepción de la energía luminosa. • Reacción química propiamente dicha.

Según se opere con una sustancia única o con un sistema de varios cuerpos en presencia, se realizará, bien una descomposición de la sustancia en sus elementos (fotólisis), bien una combinación de varios cuerpos en uno solo (fotosíntesis).

3.3 PLACAS Y EMULSIONES PARA RAYOS X

Las emulsiones usadas para registrar los rayos X son esencialmente emulsiones de bromuro de plata. Se han ensayado numerosos sustituyen tes, por ejemplo, volframato de plata, con el fin de obtener una absorción más eficaz de los rayos X, pero sin éxito.

En virtud de la absorción especifica muy baja de los rayos X de onda corta por los haluros de plata, las emulsiones se aplican generalmente más espesas que las empleadas normalmente para las exposiciones a la luz, y con frecuencia se aplica la película sobre las dos caras del soporte. Se obtiene una sensibilidad mayor usando pantallas intensificadoras


revestidas con un material que fluorece cuando se expone a los rayos X (como volframato de calcio).

INSUMO PRINCIPALES COMPONENTES

Película Poliéster Emulsión fotográfica Acetato Revelador Sulfito de sodio y potasio Ácido sulfosalicilico Hidroquinona Bituldietolamina KOH

KBr

Fijador Tilosulfato de sodio o de amonio Hiposulfito de sodio Acetato de sodio Ácido acético Sulfato de aluminio Ácido bórico

Reductores Sulfato de hierro o amonio Ácido sulfúrico Ferrocianuro de potasio

Intensificadores Nitratos Pirogalol Ácido cítrico Sales de mercurio

Placas radiograficas reveladas:

• Soporte de poliéster. • Emulsión de plata finamente dividida en gelatina, las placas tiene un contenido

medio en plata de 7g/m2.

(1)

(1): Placa original, (2): placa libre de Ag (atacado con ozono),

(3): Poliésterfinal libre de Ag y gelatina (tratado con hipoclorito)

3.4. RECUPERACION DE LA PLATA

3.4.1 Recuperación de la plata por Lixiviación

Puesto que las placas radiográficas, aparte de la plata, no contenían otros metales, el estudio de lixiviación se centró en la etapa 2 del proceso general METALOZONâ): Lixiviación con ozono en un medio de ácido sulfúrico diluido.

Para el estudio del efecto de la masa de radiografías/volumen de reacción sobre la velocidad de extracción de la plata con ozono se trabajó con diferentes cantidades de recortes de una misma placa radiográfica. El estudio se realizó con las siguientes densidades de pulpa: 18 g placas/L, 9g placas/L y 4.5g placas/L. Las condiciones experimentales para los respectivos experimentos fueron: Masas de placas radiográficas empleadas: 9, 4.5 y 2.2g, Volumen de solución: 500 cm3 Temperatura: 24±1ºC, Velocidad agitación: 700 min-1 [H2SO4]: 0.25M, Caudal de gases: 21.5 L/h, PO3: 0.049 atm; PO2: 0.95 atm


Los resultados obtenidos de las lixiviaciones realizadas para los tres tipos de densidades se muestran en la tabla 48 y aparecen representados:

tiempo (min) % Ag extaida 0.049 atm % Ag extraida 0.026 atm

0 0 0 5 22.0 6 15.3 10 44.4 23.2 20 69.8 21 46.4 31 93.7 40 99.2 76.8 51 100 60 90.7 70 99.7 80 100

La velocidad de extracción de la plata decrece al disminuir la presión parcial de ozono en el gas. Para la presión parcial de ozono de 0.049 atm la extracción completa de la plata presente en las placas radiográficas se completa en 40 minutos, mientras que trabajando con la misma densidad de pulpa pero inyectando a la solución un gas de 2.6% de O3 en volumen, el tiempo de reacción aumenta a 70 minutos.

Si se compara el consumo de ozono con la estequiométrica obtenida para la lixiviación de la plata con ozono:

Ag+O3+2H+→ Ag2+ +O2 +H2O

El consumo de ozono de las placas radiográficas es de aproximadamente el doble del consumo estequiométrico de la plata (0. 45g O3/g Ag). Ello se debería a que parte del ozono se consume en el ataque parcial de la gelatina de la emulsión de las partículas de plata. Sin embargo, asumiendo un precio para el ozono de 1•/kg, el consumo de ozono es inferior al 1 % del valor de la plata lixiviada. La distinta apariencia que presenta la placa atacada con hipoclorito respecto a la muestra totalmente atacada con ozono, se debe a un mecanismo distinto de ataque. El hipoclorito es un agente muy agresivo, su acción destruye totalmente la capa gelatinosa en la que las partículas de plata se hallan atrapadas, quedando el soporte de poliéster completamente limpio. Contrariamente, el ozono únicamente ataca esta capa parcialmente, permitiendo su acceso a las partículas de plata y quedando en la superficie restos de la matriz gelatinosa.

3.4.2 Recuperación de la plata por electro reducción

1.- 1- Recuperación de plata por medio de un proceso de electro reducción


La solución debe recircularse varias veces a la etapa de lixiviación con el fin de aumentar la concentración de plata en solución y con esto hacer mas efectiva su recuperación.

En el reactor 3 se tiene

3.4.2 Recuperación de la plata por lixiviacion con HNO3, pricipitacxion con NaCl y reducción con Fe.

De las placas de poliester se estrae la gelatina con la plata, ya sea con lavado con soda cáustica diluida, esta masa se seca y/o calcina y se agrega acido nítrico con lo que se forma solucion de nitrato de plata esta se filtra y se precipita con NaCl, a este precipitado de cloruro de plata (blanco y sensible a la luz) se le lava bien con agua y se le agrega chatarra de hierro como latas de leche evaporada esta reduccion se cataliza con un poquito de acido sulfúrico, terminada la reducción se extrae manualmente el sobrante de hierro metálico.

La plata reducida, tiene un color verde, esta se lava para eliminar el sulfato de fierro y se lleva a fundición, para obtener la plata metálica, que se echa en los lingotes o se granula en pedacitos vertiendo la plata fundida en chorro fino a un deposito con agua. Antiguamente prácticos quemaban las placas y a las cenizas le agregaban el acido nítrico (esta practica es contaminante). Para limpiarla ya fundida en el crisol se le agrega minucias de salitre (KNO3) y luego bórax con lo se oxidan metales menos nobles (cobre, etc.) con lo que queda mas pura, con alto grado de pureza pero un poco menos que la refinación electrolítica.


Cada grupo tendrá el material que sigue: 3 vasos de precipitados dos de 250 ml y uno de 500 ml 1 bageta de agitación 1 Luna de reloj 1 cocinilla 10 ml de NaOH al 10% Acido Nítrico (53%) 100 ml Un trozo de lata de leche evaporada unos 10 gr


5 gr de sal común (cloruro de sodio NaCl). El grupo trae unos 100 gr de placas o 1.5 m2 para extraer unos 10 gr de plata

4.2 Realizar los siguientes procedimientos: 4.2.2 Recuperación de la Plata mediante extracción con acido nítrico

n) Separación de la plata de las placas.- Las placas se humedecen con agua y NaOH se deja un tiempo de 30 minutos y luego con guante o espátula se saca la gelatina de las placas.

o) Calcinación de sustancias orgánicas.- Se lava esta masa y se calcina, tiene residuos orgánicos y oxido de plata, se lava para extraer el NaOH que de estar presente haría gasto innecesario de acido nítrico.

p) Lixiviación de la plata (+1) con acido.- Al polvo se le agrega el acido nitrico, se calienta y se filtra, al filtrado (AgNO3).

q) Presipitacion.- Al filtrado anterior se agrega poco a poco solucion de sal comun (NaCl) con lo que se obtiene un precipitado blanco de Cloruro de plata que es sensible a la luz (se pone morado a negro).

r) Reducción .- El precipitado obtenido se le agrega unas gotas de acido sulfúrico (H2SO4) para catalizar la reacción y se le echa el fierro de la lata, luego hay una reacción de oxido reducción donde la plata se reduce (se metaliza) y el fierro se oxida (forma cloruro de fierro que es soluble). La plata finamente dividida que es de color verde aceituna se lleva a fundir y tenemos la plata metálica.

El docente indicara si otro grupo recupera la plata vía electrolítica a partir de la disolución de nitrato de plata usando como ánodo una barrita de grafito (de pila) dentro de papel de filtro o una lona.

5 CUESTIONARIO

3) Indicar otros usos de la plata además de la joyería y las placas radiográficas 4) El Perú produce plata?, ¿vende al extranjero, productos manufaturados a base de

plata además de la joyería? 5) Cuando una persona se baña en aguas sulfurosas, sus joyas de plata se ponen

negras. ¿Qué reacción ocurre?. 6 BIBLIOGRAFIA V ALMAGRO Teoria y practica de electroanalisis Editorial Alhambra SA Madrid C. REDUSA Diagnostico por imagen – compendio de radiología clínica Editorial Interamericana Mc Graw Hill Madrid Of ELECTROCHEMICAL SCIENCE Academic Pres. San Diego. Jordi Fabregas Mauri Ing. Técnico Industrial en Química. Frances estrany Coda Universidad de Barcelona Corporación Ambiental Empresarial CAE Alcaldia Mayor de Bogota – Departamento tecnico administrativo – Medio ambiente Ventanilla Acercar.


LLaabboorraattoorriioo DDee QQuuíímmiiccaa GGeenneerraall II -- IInnoorrggáánniiccaa


EELLEECCTTRROOQQUUIIMMIICCAA –– CCOORRRROOSSIIOONN -- ZZIINNCCAADDOO

1.- GENERALIDADES - HISTORIA Luigi Galvani, descubrió en sus experimentos que si se pone en contacto un metal con una pata cercenada a una rana, ésta se contrae como si estuviese viva, luego descubrió que cada metal presentaba un grado diferente de reacción en la pata de rana, por lo tanto cada metal tiene una carga eléctrica diferente.

Fig 01 Experimento de Galvani Fig 02: Luigi Galvani (1737-1798) Más tarde ordenó los metales según su carga y descubrió que puede recubrirse un metal con otro, aprovechando esta cualidad (siempre depositando un metal de carga mayor sobre uno de carga menor). De su descubrimiento se desarrolló más tarde el galvanizado, la galvanotecnia, y luego la galvanoplastia. La función del galvanizado es proteger la superficie del metal sobre el cual se realiza el proceso. El galvanizado más común consiste en depositar una capa de zinc (Zn) sobre hierro (Fe); ya que, al ser el zinc más oxidable que el hierro y generar un óxido estable, protege al hierro de la oxidación al exponerse al oxígeno del aire. Otros procesos de galvanizado muy utilizados son los que se refieren a piezas decorativas. Se recubren estas piezas con fines principalmente decorativos, la hebillas, botones, llaveros, artículos de escritorio y un sinfín de productos son bañados en cobre, níquel, plata, oro, bronce, cromo, estaño, etc.

ELECTROQUIMICA TRATA

Las reacciones químicas para producir Electricidad – célula Galvánica (PILA)


Fig 3 Pilas actuales Fig. 04 Diagrama de una pila

De la electricidad para producir reacciones Químicas – celda electrolítica o célula electroquímica (ELECTROLISIS)

Fig. 05 Celda electroquímica de laboratorio Fig 06: Diagrama de una celda electrolítica

Ciertas sustancias, (ácidos, hidróxidos, sales y algunos óxidos metálicos disueltos o fundidos) son conductores de electricidad al mismo tiempo que se descomponen al paso de la corriente eléctrica, estas llamadas electrolitos.. A tal fenómeno se le denomina electrólisis y constituye fundamentalmente un proceso de oxidación reducción.

Con respecto a la confusión de la polaridad de los electrodos es decir si el cátodo es positivo o negativo, según sea celda electroquímica (requiere energía eléctrica y se acopla en el circuito externo) o sea celda galvánica (pila: genera flujo de electrones, que es energía eléctrica en circuito interno) hay una regla casera que funciona para el caso de la pila, para lo cual el alumno debe acordarse de la palabra: PIANO. Pila Izquierda Ánodo Negativo Oxidación


El ánodo SIEMPRE es el lugar donde ocurre la oxidación, en celdas galvánicas (pilas) y celdas electrolíticas.

2.- OBJETIVOS

A. Experimentar como la energía eléctrica produce cambios químicos en la materia (electrolisis).

B. Comprobar cómo la materia en sus reacciones produce energía eléctrica (pila) que es un flujo de electrones.

C. Experimentar como los recubrimientos electrolíticos (galvanizados) son una solución a la protección de varios metales y de aquí las estructuras valiosas que son activos de las empresas.

D. Experimentar como las celdas electrolíticas son un medio de extracción y refinación de los metales.

E. Conociendo el proceso electroquímico es posible dar protección a estructuras metálicas costosas, minimizando los efectos negativos de la corrosión.

3- BREVES ASPECTOS TEORICOS FUNDAMENTALES

3.1 PILAS GALVANICAS

Las pilas voltaicas (o galvánicas) son células electroquímicas en las que tiene lugar espontáneamente un proceso de oxidación-reducción que produce energía eléctrica.

Para que se produzca un flujo de electrones es necesario separar físicamente las dos semirreacciones del proceso. Una de estas reacciones ocurre al introducir la lámina de Zn en una disolución que contiene iones cúpricos (por ejemplo sulfato cúprico, o nitrato cúprico de color azul o verdoso) Se observa que la disolución se decolora y, simultáneamente, cobre metálico se deposita sobre la lámina. Por otra parte, analizando el contenido de la disolución se detecta la presencia de iones Zn . Todo ello pone de manifiesto que ha tenido lugar espontáneamente la siguiente reacción redox:

Zn(s) + Cu (ac) Zn (ac) + Cu(s)

Una reacción de oxido – reducción es aquella en la que ocurre una transferencia de electrones.

El zinc metálico (solido) pierde electrones y se oxida (aumenta de Valencia), pasa de cero a +2. Al oxidarse, hace posible que el cobre se reduzca, luego el zinc metálico es reductor.

Zn(s) - 2 e- Zn (ac)

Cu (ac) + 2 e- Cu(s)

El cobre en solución, (acuoso) como gana dos electrones, se reduce a metal (solido), luego es agente oxidante pues oxida al zinc.


Grafico de la pila de John Frederic Daniell (1790 – 1845):

En la izquierda ocurre la oxidación

La corriente eléctrica fluye debido a una diferencia de potencial entre los electrodos llamada fuerza electromotriz (fem, Ae).

Para que se produzca una corriente continua es necesario que los electrones pasen por un circuito eléctrico externo, lo que ocurre cuando se separan las dos semirreacciones en diferentes compartimientos:

De esta forma, los electrones liberados en la reacción de oxidación del Zn pasan por un conductor para reducir al ion Cu .La separación de ambos procesos puede realizarse utilizando un tabique poroso, o utilizando dos recipientes unidos por un puente salino (ver Fig. arriba),

Un puente salino es un tubo en forma de U que contiene una disolución concentrada de electrólito inerte respecto al proceso redox (por ejemplo, KNO3 o KCl). El puente salino cumple 3 funciones: permite el contacto eléctrico entre las disoluciones, impide que se mezclen y mantiene la neutralidad eléctrica en cada semipila.

A medida que transcurre el proceso, la lamina de zinc se va disolviendo y perdiendo peso, mientras que lo gana la de cobre al depositarse cobre metálico sobre ella. En las disoluciones, la concentración de iones Zn , va aumentando, mientras que la concentración de iones Cu va disminuyendo. Al cabo de cierto tiempo la pila se agota.

La pila descrita se representa mediante la notación:

Zn| Zn 1mol/litro || Cu |Cu 1mol/litro

A la izquierda se coloca el electrodo negativo (ánodo), donde se produce la oxidación. A la derecha, la semipila que contiene el electrodo positivo (cátodo), donde tiene lugar la reducción. Los electrones pasan del ánodo al cátodo, a través del conductor externo en el que se pone el voltímetro.

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Diagrama de una pilaDiagrama de una pila

-Zno (s)/ Zn2+(aq) // Cu2+ (aq) / Cuo(s)

+1M 1M

Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0

Zn(s) Zn2+(ac,1M) + 2e

significaCu2+(ac,1M) + 2e Cu(s)

significa

Significa puente salino

cátodoánodo


La barra vertical | representa el contacto del electrodo con su disolución y la doble barra || representa la comunicación líquida entre las disoluciones de las dos semipila. Si no existe separación física de las disoluciones, las semirreacciones se separan con una coma, por ejemplo:

Ni |Ni , Cl |Cl2 (Pt)

Aquí la pila está constituida por un electrodo de níquel sólido y un electrodo de cloro gaseoso, que consta de un tubo de vidrio con un soporte sólido, generalmente de platino, donde tiene lugar la transferencia de electrones.

Algunas celdas galvánicas reciben nombres especiales. Una celda de corrosión es una celda o pila galvánica en la cual las reacciones electroquímicas que tienen lugar conducen a la corrosión.

Significado de .- La energía de Gibbs molar parcial, es lo que se conoce con el nombre de potencial químico, que es lo que se maneja en cálculos termodinámicos en equilibrio, ya que el equilibrio químico entre dos sistemas implica la igualdad de potenciales químicos y su uso facilita los cálculos. En termodinámica, la energía libre de Gibbs (o energía libre) es un potencial termodinámico, es decir, una función de estado extensiva con unidades de energía, que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química (a presión y temperatura constantes).

Potenciales de electrodo estándar de reducción en

Semireacción de reducción

Agente oxidante fuerte

Agente reductor débil

Agente reductor fuerte

Agente oxidante débil


ELECTRODOS ACTIVOS: Participan en la reacción química de la pila; se consumen o forman a medida que se produce la reacción. Ejem. Pila de Daniell:

Zn(s) + Cu (ac) Zn (ac) + Cu(s)

ELECTRODOS INERTES: No participan de la reacción química de la pila; Solo proporcionan el soporte donde ocurre la transferencia de electrones. Ejem. Varilla de platino.

ELECTRODOS DE GAS: Participa un gas como el hidrogeno-

3.2 ELECTROLISIS

La electrolisis es el proceso de descomposición de una sustancia por medio de la electricidad. La palabra electrólisis significa "destrucción por la electricidad". La mayoría de los compuestos inorgánicos y algunos de los orgánicos se ionizan al fundirse o cuando se disuelven en agua u otros líquidos; es decir, sus moléculas se disocian en especies químicas cargadas positiva y negativamente que tienen la propiedad de conducir la corriente eléctrica.

Si se coloca un par de electrodos en una disolución de un electrolito (compuesto ionizable) y se conecta una fuente de corriente continua entre ellos, los iones positivos de la disolución se mueven hacia el electrodo negativo (SE LES LLAMA CATIONES PUES VAN A ESTE ELECTRODO) y los iones negativos hacia el electrodo positivo llamado ánodo (A ESOS IONES SE LES LLAMA ANIONES. Al llegar a los electrodos, los iones pueden ganar o perder electrones y transformarse en átomos neutros o moléculas; la naturaleza de las reacciones del electrodo depende de la diferencia de potencial o voltaje aplicado.

Por ejemplo, si se desea galvanizar, como cátodo se utiliza un pedazo de metal. Los iones del metal del ánodo migran al cátodo y se convierten en una capa delgada en la superficie de la pieza que necesita ser galvanizada. Para producir cobre muy puro se eligen ánodo de


cobre contaminado, que será limpiado por electrólisis. El cobre se consigue como iones de Cu2+ en la solución y precipita en el cátodo como capa de cobre más pura que antes. La contaminación del ánodo no reaccionará con el cobre. Los metales con un carácter más noble que el cobre no reaccionarán. Los metales con un potencial estándar más o menos igual que el cobre también sufren electrolisis y migran al cátodo.

Para predecir las reacciones de la electrólisis se utiliza la serie electromotriz-electroquímica. Usted puede encontrar en esta tabla los elementos periódicos por sus potenciales estándares (E0). El potencial estándar demuestra la capacidad, con respecto a los iones de hidrógeno, para ceder electrones. En esta tabla el potencial estándar del hidrógeno es 0. Los otros elementos tienen un potencial estándar positivo o negativo. Eso significa que los elementos con un potencial negativo serán más fáciles de oxidar que el hidrógeno y los elementos con un potencial positivo serán más difíciles de oxidar que el hidrógeno.

Primera Ley de Faraday: La masa de un elemento depositada en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la solución del electrólito o del electrólito fundido.

m = ζ.i.t

Donde # es una constante que depende del catión y se denomina equivalente electroquímico (se verá más adelante).

Cuando se realiza, por ejemplo, la electrólisis de una solución de sulfato cúprico (CuSO4) sucede lo siguiente (fig. 8):

fig.08

Cu2SO4 + H2O →→→→ Cu++

+ SO4= + H

+ + HO

-

Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, el ion cobre se mueve hacia el cátodo, adquiere dos electrones y se deposita en el electrodo como elemento cobre. El ion sulfato, al descargarse en el electrodo positivo, es inestable y se combina con el agua de la disolución formando ácido sulfúrico y oxígeno.

2Cu++ →→→→ 2Cu ° - 4e-

2HO- →→→→ O2 + 2H

+ + 4e

-

2Cu2SO4 + 2H2O →→→→ 2Cu ° + 2H2SO4 + O2


Cuando circula más corriente (más coulombios) más cobre se deposita, pues más electrones han circulado permitiendo que más iones cobre (Cu++) se conviertan en elemento cobre (Cu°).

Segunda Ley de Faraday: Las masas de elementos que se depositan en los electrodos son proporcionales a los equivalentes químicos.

Recordemos que el equivalente químico de un elemento es el cociente entre el peso atómico gramo de ese elemento y su valencia:

Eq = Pa/V

Número de Faraday: Para depositar el equivalente químico de cualquier elemento se necesita la misma cantidad de electricidad. La constante o número de Faraday (F) es de 96500 coulomb (96494).

Por ejemplo, para depositar: 1,008 gr de H+, 107,8 gr de Ag+, 31.75 gr de Cu++ o 63.5 gr de Cu+ son necesarios 96500 coulomb.

Vale aclarar que: 96500 coulomb = carga de 6,02.1023 electrones, de lo que se deduce que la carga de un electrón es 1,6 .10-19 coulomb.

Equivalente electroquímico: Se llama equivalente electroquímico # a la masa de un elemento depositada, durante la electrólisis, por la carga de un coulomb.

ζ = Eq/F

En todos los casos, la cantidad de material que se deposita en cada electrodo al pasar la corriente por un electrólito sigue las leyes de Faraday.

Todos los cambios químicos implican una reagrupación o reajuste de los electrones en las sustancias que reaccionan; por eso puede decirse que dichos cambios son de carácter eléctrico. Para producir una corriente eléctrica a partir de una reacción química, es necesario tener un oxidante, es decir, una sustancia que gane electrones fácilmente, y un reductor, es decir, una sustancia que pierda electrones fácilmente.

Generalmente metales positivos son metales nobles en contra de los metales negativos. A excepción de algunos elementos usted puede predecir con el potencial estándar qué ocurre en la corteza terrestre. Los metales nobles están generalmente en un estado de metal puro mientras que los metales no nobles se encuentran normalmente como compuesto.

Siguiendo con el pensamiento de arriba la posibilidad de oxidar y también de reducir es función del potencial estándar. De esta forma los fuertes oxidantes (que serán reducidos) tienen un potencial estándar negativo y los fuertes agentes reductores tienen un alto potencial estándar positivo.


3.33.33.33.3 ELECTROLISIS DEL AGUAELECTROLISIS DEL AGUAELECTROLISIS DEL AGUAELECTROLISIS DEL AGUA

El agua está compuesta por dos elementos químicos: hidrógeno y oxígeno. La separación de éstos mediante la utilización de la electricidad se llama electrólisis del agua. En la electrólisis del H2O (agua) se forman hidrógeno (H2) en el cátodo (-) y oxígeno (O2) en el anodo (+) en estado gaseoso, según la siguiente reacción:

2 H2O -----> 2H2 + O2

(+) Anodo (Oxidación): 2OH - →→→→ ½ O2 + H2 O + 2e

- .

(-) Cátodo (Reducción): 2H+ + 2e- →→→→ H2.

Fig 9 El hidrógeno obtenido por electrólisis del agua es muy puro y caro debido al importante gasto eléctrico. Se lo obtiene para hidrogenar aceites (margarinas) y otros usos. 3.4 APLICACIONES DE LA ELECTROLISIS

• Producción de aluminio, litio, sodio, potasio y magnesio. • Producción de hidrógeno con múltiples usos en la industria: como combustible, en

soldaduras, etc. Ver más en hidrógeno diatónico. • Producción de cloro, hidróxido de sodio, clorato de sodio y clorato de potasio. • La electrometalurgia es un proceso para separar el metal puro de compuestos

usando la electrólisis. Por ejemplo, el hidróxido de sodio es separado en sodio puro, oxígeno puro y agua.

• La anodización es usada para proteger los metales de la corrosión. • La galvanoplastia, también usada para evitar la corrosión de metales, crea una

película delgada de un metal menos corrosible sobre otro metal.

3.5 LA CELDA DE HIDROGENO O CELDA DE COMBUSTIBLE En 1842 Sir William Grove descubrió el efecto de la electrolisis inversa: producción de electricidad con hidrógeno y oxígeno en un electrolito. El invento de la celda de hidrógeno o celda de combustible (fuel cell) tuvo su desarrollo real en el proyecto aeroespacial de la NASA en 1960 donde se utilizó para generar electricidad en las naves espaciales.


La celda de hidrógeno es un dispositivo de conversión electroquímica que convierte hidrógeno y oxígeno (aire) en electricidad y calor, sin combustión. La celda de combustible tiene dos electrodos de carbón (el ánodo y el cátodo) inmersos en un electrolito. Ver diagrama en la fig 10. El ánodo (electrodo de carga positiva) actúa como un enlace entre el combustible (hidrógeno) y el electrolito, cataliza la reacción de combustible y ofrece un camino para la circulación de electrones hacia la carga eléctrica por el circuito externo. El cátodo, en cambio ofrece un camino entre el oxígeno y los electrones libres. El electrolito actúa como una separación física entre el hidrógeno y el oxígeno evitando la mezcla y combustión de los dos gases. Es algo parecido a una batería, con la diferencia de que no libera energía almacenada en la celda sino que la energía se produce por la carga del combustible hidrógeno. Mientras se alimente el combustible hidrógeno a la celda de combustible producirá electricidad. El mantenimiento de la celda de combustible es casi cero y no tiene partes móviles.

Fig 10: Diagrama de la celda de Hidrogeno. Fig 11:: Vehículo eléctrico con celda de combustible. Velocidad 150 kph. Daimler Chrysler Necar 4. Tomando el caso de una celda de combustible tipo PEMFC, o celda de membrana de intercambio de protones, que tiene grandes perspectivas de ser utilizada como fuente de Energía eléctrica para vehículos, las reacciones que se produce son: Ánodo: 2H2 => 4H+ + 4e- Cátodo: O2 + 4H+ + 4e- => 2 H2O Reacción completa: 2H2 + O2 => 2 H2O Se combina el hidrógeno y el oxígeno del aire para producir electrones y el residuo es agua, por lo que confirmamos que la celda de hidrógeno no produce contaminación. Existen varios tipos de celdas de combustible dependiendo del tipo de electrolito que utilizan. Podemos agrupar estas celdas por la temperatura de funcionamiento en bajas y altas.

3.5 CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA

La corrosión electroquímica es un proceso espontáneo que denota siempre la existencia de una zona anódica (la que sufre la corrosión), una zona catódica y un


electrolito, y es imprescindible la existencia de estos tres elementos, además de una buena unión eléctrica entre ánodos y cátodos, para que este tipo de corrosión pueda tener lugar.

La corrosión de los metales también puede ser considerada como el proceso inverso de la metalurgia extractiva. Muchos metales existen en la naturaleza en estado combinado, por ejemplo, como óxidos, sulfatos, carbonatos o silicatos. En estos estados, las energías de los metales son más bajas. En el estado metálico las energías de los metales son más altas, y por eso, hay una tendencia espontánea de los metales a reaccionar químicamente para formar compuestos.

El mineral se reduce y se metaliza, el metal se oxida y va a un estado “mineral”

La corrosión más frecuente siempre es de naturaleza electroquímica y resulta de la formación sobre la superficie metálica de multitud de zonas anódicas y catódicas; el electrolito es, en caso de no estar sumergido o enterrado el metal, el agua condensada de la atmósfera, para lo que la humedad relativa deberá ser del 70%.

El proceso de disolución de un metal en un ácido es igualmente un proceso electroquímico. La infinidad de burbujas que aparecen sobre la superficie metálica revela la existencia de infinitos cátodos, mientras que en los ánodos se va disolviendo el metal. A simple vista es imposible distinguir entre una zona anódica y una catódica, dada la naturaleza microscópica de las mismas (micropilas galvánicas). Al cambiar continuamente de posición las zonas anódicas y catódicas, llega un momento en que el metal se disuelve totalmente.

Las reacciones que tienen lugar en las zonas anódicas y catódicas son las siguientes:

ánodo: Me Me n+ + ne- Cátodo: 2H+ + 2e- H2

O2+2H2O + 4e- 4OH-

(medio ácido)

}

(oxidación)

(medio neutro y alcalino) (reducción)

Ya que la corrosión de los metales en ambientes húmedos es de naturaleza electroquímica, una aproximación lógica para intentar parar la corrosión sería mediante métodos electroquímicos. Los métodos electroquímicos para la protección contra la corrosión requieren de un cambio en el potencial del metal para prevenir o al menos disminuir su disolución.

La protección catódica, en este sentido, es un tipo de protección (electroquímico) contra la corrosión, en el cual el potencial del electrodo del metal en cuestión se desplaza en la dirección negativa. Los principios de la protección catódica pueden ilustrarse mediante un diagrama termodinámico potencial - pH, como se muestra en la figura 12, en el caso del hierro (Fe).


Fig 12 Diagrama potencial -pH para el Hierro (Fe).

De acuerdo con el diagrama, hay un camino para prevenir la corrosión mediante un cambio de potencial. Aplicando una corriente catódica, el potencial del espécimen de acero se desplazará en la dirección negativa, hacia la zona de inmunidad, en la cual el metal, termodinámicamente, se encuentra estable (no se puede corroer). El cátodo no se oxida nunca.

Como se ha señalado, para que exista la corrosión electroquímica o húmeda, como se le conoce también, es fundamental que se ponga en funcionamiento una pila galvánica que denota la existencia de un ánodo, un cátodo y un electrolito. En el momento en que uno de estos tres elementos básicos para el funcionamiento de una pila falle, ésta dejará de funcionar y por tanto se detendrá la corrosión. Los sistemas de protección contra la corrosión están basados en la eliminación de alguno de estos elementos o en hacerlos inoperantes.

¿Cómo se puede volver catódica una superficie metálica? Existen dos procedimientos diferentes para lograrlo:

Fig 13.- Protección catódica con ánodos galvánicos o de sacrificio.

a) Conectando el metal que se trata de proteger a otro menos noble que él, es decir, más negativo en la serie electroquímica. Este sistema se conoce como protección catódica con ánodos galvánicos o de sacrificio y consiste realmente en la creación de una pila galvánica en que el metal a proteger actúe forzosamente de cátodo (polo positivo de la pila), mientras que el metal anódico se "sacrifica", o sea que se disuelve (Figura 13). Como el


metal más comúnmente utilizado en la práctica por su bajo precio y alta resistencia mecánica es el acero, los metales que se puedan conectar a él y que deben tener un potencial más negativo quedan reducidos en la práctica al zinc (Zn), aluminio (Al), magnesio (Mg) y a sus aleaciones.

b) Conectando el metal a proteger al polo negativo de una fuente de alimentación de corriente continua, pura o rectificada, y el polo positivo a un electrodo auxiliar que puede estar constituido por chatarra de hierro, ferro-silicio, plomo-plata, grafito, etc. Este sistema se conoce con el nombre de protección catódica con corriente impresa. Un esquema simplificado del mismo se presenta en la figura 14.

Figura 14.- Protección catódica con corriente impresa.

Por lo general, un sistema de protección catódica puede considerarse como una pila o celda galvánica.

3.6 ELECTROLISIS PERCUTANEA – DEPILACION.

LA DEPILACION POR ELECTROLISIS.- Tiene como objetivo anular el crecimiento del vello, y por eso se la considera como un método permanente, a diferencia de la depilación láser la cual trata cantidades de vello, la electrólisis lo hace de forma individual.

Este procedimiento lo lleva a cabo mediante el uso de una aguja que se inserta en el folículo piloso, mediante ésta se envía una descarga eléctrica hacia la raíz del vello. La similitud que la depilación por electrólisis posee con la depilación láser es que necesita de cierto número de sesiones.

MICROELECTROLISIS PERCUTANEA.- Es una técnica que emplea una microcorriente con componente unidireccional en forma percutanea con el fin de generar una respuesta inflamatoria controlada. En los organismos vivos hay soluciones ionicas separadas por membranas semipermeables, lo que genera gradientes de concentración. Los electrodos:


4 PARTE EXPERIMENTAL - ZINCADO 4.1 MATERIAL NECESARIO Cada grupo tendrá el material que sigue: 3 vasos de precipitados dos de 250 ml y uno de 500 ml 1 bageta de agitación 4.75 gr de oxido de zinc (para ½ litro de solución electrolítica) 50 gr de soda caustica (Hidróxido de Sodio) para ½ litro de solución Una barrita de zinc para ánodo Unos clavos de hierro corrientes de 2 pulgadas 30 cm de alambre de cobre fino, una lija fina de 1x1 pulgada 4.2 ZINCADO

Existen en la actualidad tres formas básicas de depositar el zinc por vía electrolítica:

zinc ácido, zinc alcalino,

zinc cianurado

En el caso del recubrimiento electrolítico, el mecanismo de recubrimiento consiste en sumergir la superficie a recubrir, limpiada previamente por un decapado electrolítico o con abrasivos (lija) y luego desengrasándolo con soda caustica poniendo a la pieza como cátodo. La pieza a cincar (recubrir) constituye el cátodo de la cubeta electrolítica y como el otro electrodo se pone un ánodo de zinc.

El proceso de zinc ácido no es, hoy en día, el proceso de cincado más utilizado. Este metal es químicamente activo y se ve atacado por los ácidos diluidos, aunque lo hace lentamente cuando el ácido está concentrado. En algunos casos estos provoca una dificultad a la hora


de controlar los parámetros del baño de proceso. La solución ácida está formada principalmente por sulfato o cloruro de zinc, cloruro sódico o potasio, ácidos bórico, como principales.

La forma de Cincado que usaremos es la de solución de zinc alcalina. En este caso, el zinc reacciona con los alcalinos dando cincados solubles, según la reacción siguiente, en la que también se libera hidrógeno:

Zn + 2(OH)– --> (ZnO2)2– + H2

En este caso, la formulación básica más común es la siguiente:

óxido de zinc 9,5 g/l hidróxido sódico 90-120 g/l abrillantadores 10-50 ml/l

Las condiciones de trabajo en este caso son:

temperatura 20-30 ºC densidad de corriente catódica 2-4 A/dm2 voltaje 2-15 V

Luego para 200 o 400 ml de solución, según su vaso y pieza a recubrir, calcular los gramos de oxido de Zinc e hidróxido de sodio correspondiente.

Tropicalizado.- Después de haber cincado electrolíticamente el producto y para lograr mejores características de resistencia a la corrosión, se introducen las piezas en una solución diluida de cromato de potasio.

5 CUESTIONARIO 1) Como se obtiene el cobre electrolítico 2) Diferencia y aplicaciones del cromado y niquelado. 4) Un techo extenso y costoso de calamina ya oxidada al 20 %, de su área, además de

pintarla como se protegería de la corrosión, a esta estructura. Con protección catódica o con ánodo de sacrificio?

6 BIBLIOGRAFIA

• Electroquímica Moderna - Bockris y Reddy - Ed. Reverté • Química electroanalítica - J. M. Pingarrón Carrazón y P. Sánchez Batanero - Ed.

Síntesi • Aldaz Riera, A. ,“Electroquímica”, Alhambra, Madrid, 1987. • Bockris, J.O’M. & Reddy, A.K.N. “Modern Electrochemistry”, 2ª Edic. Plenum Press,

New York, • MARON Y PRUTON FISICOQUÍMICA - LIMUSA • G. W. CASTELLAN FISICOQUÍMICA ADDISON WESLEY- IBEROAMERICANA. • PERRY; "Manual del Ingeniero Químico"; ed. McGraw-Hill; 6ª edición




AAGGLLOOMMEERRAANNTTEESS -- AAGGLLOOMMEERRAADDOOSS

1 OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA • Conocer aspectos teóricos sobre aglomerantes y aglomerados y que tienen gran

importancia en muchas actividades económicas. • Realizar una práctica con aglomerantes y aglomerados que demanda el uso de

materiales, fuentes y técnicas y su proyección moderna que pueden dar uso sostenido a los recursos forestales en el caso de tableros aglomerados de aserrín de madera.

2 GENERALIDADES BASICAS

2.1 AGLOMERANTE

Un aglomerante es algo que aglomera, que une, se dice del material capaz de unir fragmentos de una o varias sustancias y dar unidad al conjunto, por efectos exclusivamente físicos; son aglomerantes la cal, la brea, la arcilla, el yeso, la cola, el cemento y productos químicos desarrollados para tal fin como resinas y colas sintéticas.

Las mezclas (los aglomerados), poseen una particular propiedad, tienen una etapa plástica, (de plasticidad variable de acuerdo a sus componentes) en un primer momento, para pasar luego a un estado sólido, a medida que avanza el proceso de fragüe. Este doble estado sucesivo, permitirá dar a las mezclas, distintas formas por medio de un vaciado en moldes, o adaptarse a distintas rugosidades de superficie.

Los incas usaban aglomerante para unir las piedras

Las mezclas las dividimos en dos grandes grupos:

MORTEROS: Pasta Aglomerante + Agregados finos

HORMIGONES: Pasta Aglomerante + Agregados finos + Agregado Grueso

Tipos de mortero: De acuerdo al tipo de aglomerante tenemos:

o Morteros de barro * Morteros de cemento o Morteros de cal * Mortero de yeso o Morteros mixtos


Los aglomerantes pueden clasificarse según su necesidad de aire para fraguar, ello quiere decir que para elegir el tipo de mortero que se debe utilizar en determinada obra, es de suma importancia considerar la clase o tipo de aglomerante que lo compone; con ello el agregado pasa a segundo lugar.

• Los que se encuentran dentro de esta categoría pueden ser de dos tipos; el primero de ellos los aglomerantes hidráulicos (cemento, cemento de albañilería, cal hidráulica), son los que pueden fraguar con o sin presencia del aire, incluso bajo el agua, son empleados por lo general en mampostería (instalación de cerámicos);

• Los aglomerantes aéreos (cal aérea viva, cal aérea hidratada, yeso), requieren necesariamente la presencia del aire para fraguar y son los que empleamos en la terminación de revoques finos o acabados externos de la vivienda.

2.1.1 OBTENCION DE YESO

Es un aglomerante aéreo cuyo mineral esencial es el sulfato cálcico hemihidratado, obtenido por deshidratación parcial de la roca natural denominada yeso natural, que fragua y endurece por hidratación al recuperar el agua que perdió en la cocción. Como ligante es poco utilizado por su baja resistencia tanto a acciones mecánicas como químicas, además su tiempo de fraguado es muy rápido.

La fabricación del yeso consta de cuatro fases importantes:

• Extracción de mina. La piedra se extrae fácilmente con la ayuda de barrenos Según la situación del filón, la cantera puede ser a cielo abierto o en galerías.

• Fragmentación de la piedra de yeso. Para esto, se emplean molinos de martillo. Se introducen en ellos la roca fragmentada y es triturada al golpeo de los martillos. Para la reducción del tamaño de piedras se usa las machacadoras de mandíbula.

• Deshidratación (cocción de la piedra). Primitivamente se realizaba formando montones de piedras de yeso, en capas alternas de combustible y piedra, o, también, colocándola en unos huecos en las laderas de los montes, y empleando, un combustible próximo. Actualmente se usan hornos continuos.

• Molienda y tamizado para llevar el yeso a la granulometría deseada.

2.1.2 OBTENCION DE CAL

Se puede obtener mediante las fases siguientes:

1º. - Extracción de la roca. La piedra caliza puede extraerse a cielo abierto o en galería y por distintos medios, según la disposición del frente. Los bloques obtenidos se fragmentan para facilitar la cocción.

2 Cocción o calcinación. El carbonato de calcio (CaCO3), componente principal de las calizas, al someterlo a la acción del calor se descompone en anhídrido carbónico y oxido de calcio o cal viva, produciéndose la reacción química:


CaCO3 + calor ---- CO2 + CaO

Para lograr la reacción de descomposición es necesario que la temperatura del horno sea superior a 900ºC. Usando un horno ya sea de campana, intermitente de cuba u horno continúo.

3 Apagado de la cal. El óxido cálcico, o cal viva, no se puede emplear en la construcción de forma directa: es necesario hidratarla. Para ello, se la pone en contacto con el agua, operación que se llama apagado de la cal, evitando la aireación pues se carbonata.

2.1.3 OBTENCION DE CEMENTO El cemento moderno (portland) es un producto de una reacción química a alta temperatura (1350 C) de insumos como caliza, arcilla y mineral de hierro. El cemento romano era el resultado de mezclar finamente cal hidratada y ceniza de volcán (puzolana).

El clinker tiene una composición:

El cemento cuando reacciona con el agua (hidrata) forma:

2.1.4 MUELAS O ABRASIVOS AGLOMERADOS (disco abrasivo) Una muela es una herramienta de desbaste con cientos de puntos de corte. Consiste en granos abrasivos unidos con un aglomerante (resina fenolica) y separados por poros fabricados a temperatura de 900 a 120 C. Los granos abrasivos son los puntos de corte, mientras el propósito del aglomerante es sujetar los granos unidos. Los poros sirven para


propiciar la penetración de la refrigeración y el desalojo de las partículas de metal originadas en el proceso de rectificado. Los granos abrasivos utilizados en la fabricación de muelas se dividen en tres categorías principales: óxido de aluminio, carburo de silicio y abrasivo cerámico algunos reforzados con fibra de vidrio (discos delgados). 2.2 AGLOMERADOS * producto obtenido por aglomeración

* agregación natural o artificial de materias minerales

* plancha artificial de madera conseguida por mezcla prensada de diversas maderas trituradas y cola.

"Se denomina aglomerado a un material obtenido por agregación de sustancias minerales, unidos por un aglomerante capaz de dar cohesión al conjunto"

2.2.1 Planchas y tableros aglomerados - Multiuso

Hoja de fibra de densidad media (MDF)

La MDF está hecha de fibra de madera fina. Densidad media

Hoja de fibra orientada (OSB)

La OSB se hace de virutas o astillas grandes de madera. Los paneles se forman con capas pegadas entre sí con las fibras perpendiculares unas respecto a las otras. Esta orientación cruzada confiere resistencia a los paneles y hace de la OSB la hoja adecuada para estructuras.

Tableros de cascara de arroz para carpintería: El proceso para la elaboración; de tableros tipo aglomerado, caracterizado por tratar el aglomerante (80-90%) proveniente de una reacción de condensación ureaun catalizador (4 a 7%) para iniciar la reacción, amoniaco 0.5 a 2% para fijar el ph y (5 a 10%) de diluyente. Mezclar la cascarilla de arroz con el aglomerante ya tratado en una proporción de (92-98%) de cascarilla de arroz y (2aglomerante ya tratado Someter a prensado la mezcla mediante una presión de (15 a 16kg/cm2) y una temperatura de 130º C 180º C.


Se parte de la cascarilla de arroz tal como proviene del molino donde se separa la cascarilla del grano de arroz, sin hacerse ningún tratamiento previo y sin separar sus fibras. - Preparar el aglomerante que consiste en una resina ureaformaldehido 96,27%, con un mínimo de formaldehído de 0,4 a 0,6% máximo, 2,41% de parafina al cual se adiciona acelerante en un 1,12%, inmunizante 0,165% y retardador 0.04% par un pH neutro y un tiempo de gel de 120 minutos. - Mezclar entonces la cascarilla de arroz 86,5% y el aglomerante del paso anterior, 13,15%. - Prensado en cinco minutos y con una sola desgasificada, se lleva a cabo con prensa hidráulica vertical con lastras a vapor o aceite térmico a una presión de 25 Kg/cm2 (233389,4 pa) y a una temperatura de l35°C.

Planchas de cascara de arroz con cemento.- La cáscara de arroz, al mezclarse con la pasta de cemento, modifica desfavorablemente las características de fragua y endurecimiento propias al aglomerante. Este desarreglo se debe a la constitución orgánica del material, que interviene en los procesos de hidratación del cemento. El fenómeno se potencializa cuando la cáscara no ha sido lavada y contiene polvo con porcentajes variables de materia orgánica. Además, durante las condiciones de servicio, la cáscara de arroz puede ser afectada por fluidos que penetren en el interior de las unidades de albañilería.

Para la solución del problema existen varias alternativas La primera consiste en la aceleración del proceso de fraguado por la adición de un acelerante, evitando de esta manera la acción de los elementos orgánicos de la materia. Otra solución se encuentra en el lavado prolongado con agua, para eliminar el polvo y las materias desprendidas durante la agitación y contacto con el agua. Finalmente, la aplicación de procedimientos denominados de "Mineralización de la cáscara" Estos métodos, básicamente puede clasificarse según sus objetivos en los siguientes: - Procedimientos para impermeabilizar la cáscara de arroz, evitando la acción solvente. - Procedimientos para producir una oxidación parcial, capaz de mejorar la estabilidad de la cáscara. - Procedimientos para neutralizar la acción orgánica. Los tratamientos experimentados en el curso de la


investigación fueron los siguientes: - Tratamiento con cloruro de calcio, como solución mineralizante Tratamiento con una mezcla de cloruro de calcio y cal.


Una cocinilla, dos copelas refratários de arcilla 1 bageta de agitación 1 Luna de reloj y mortero 1 mineral de yeso y cal 50 gr de cascara de arroz

3.2 Procedimiento El docente indicara sobre la práctica: 1) preparación de yeso deshidratado a partir de yeso mineral, 2) Preparación de una briqueta de cascara de arroz o cascara de coco. 3) Preparación de cemento romano con puzolana (ceniza de cascara de arroz u otro) 4 CUESTIONARIO 6) Indicar los usos de la cal en procesos de tratamiento de agua (potable y residual) 7) ¿Cómo se obtiene cemento con ceniza de cascara de arroz o de bagazo de caña? 8) De 100 Kg de yeso mineral que se deshidrate. ¿Cuánto yeso se obtiene y cuánta agua

se vota al aire?

Cemento Romano = cal hidratada + puzolana + molienda malla 300

5 Bibliografía

Tafibra.com Masisa.com Perry Manual del Ingeniero Químico ed. McGraw-Hill


LLaabboorraattoorriioo DDee QQuuíímmiiccaa GGeenneerraall -- IInnoorrggáánniiccaa


AAGGUUAA –– CCOONNTTAAMMIINNAACCIIOONN -- TTRRAATTAAMMIIEENNTTOO

1.- GENERALIDADES E IMPORTANCIA

El suministro de agua con características adecuadas para consumo humano, es un problema al que no se le ha encontrado una solución total en muchos pueblos del Perú; especialmente en las comunidades rurales pequeñas, donde además la población se encuentra dispersa y en muchas ocasiones también carece de suministro de energía eléctrica. Una alternativa de solución consiste en almacenar el agua de escurrimientos de lluvia en estanques artificiales y posteriormente darle un tratamiento.

El objetivo de esta práctica es ensayar y establecer la condición óptima de operación para el proceso de coagulación-floculación (uso de Sulfato de Aluminio, Cloruro Férrico, aminas, sustancias orgánicas locales (tuna, papa), pH, análisis de sólidos, conductividad etc.), proceso que se usa o se pueden usar en pequeñas comunidades rurales y que cumplan con los requisitos de potabilidad.

2. OBJETIVOS DE LA PRACTICA

i Tratar una sustancia de alta importancia en nuestra vida diaria como es el agua sus características y propiedades.

ii Iniciar al alumno en conceptos de tratamiento de agua, un recurso esencial para la salud, la actividad económica y social en nuestras ciudades.

iii Inducir al alumno a observar, reflexionar, organizar e ir a fuentes de información sobre tratamiento de aguas.

3. BREVES PRINCIPIOS TEORICOS

3.1 EL AGUA EN NUESTRO PLANETA

El agua (del latín aqua) es una sustancia cuya molécula está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno (H2O). Es esencial para la supervivencia de todas las formas conocidas de vida. Puede en estado líquido, en forma sólida (hielo), y en forma gaseosa que llamamos vapor. El agua cubre el 71% de la superficie terrestre. Se localiza principalmente en los océanos (96,5% del agua total), los glaciares y casquetes polares (1,74%), los depósitos subterráneos en (acuíferos), los permafrost y los glaciares continentales (1,72%) y el restante 0,04% se reparte en orden decreciente entre lagos, la humedad del suelo, atmósfera, embalses, ríos y seres vivos.

El agua circula constantemente en un ciclo, en una cantidad aproximada de 45.000 km³ al año, en tierra firme, la evaporación y transpiración contribuyen con 74.000 km³ anuales causando precipitaciones de 119.000 km³ al año. Se estima que aproximadamente el 70% del agua dulce se


consume en la agricultura.5 El agua en la industria absorbe una media del 20% del consumo mundial, empleándose como medio en la refrigeración, el transporte y como disolvente de una gran variedad de sustancias químicas. El consumo doméstico absorbe del orden del 10% restante. Estudios de la FAO, estiman que uno de cada cinco países en vías de desarrollo tendrá problemas de escasez de agua antes del 2030; en esos países es urgente un menor gasto de agua en la agricultura modernizando el riego

3.2.1 CARACTERISTICAS FISICO QUIMICAS Y BIOLOGICAS

• El agua es insípida e inodora como líquido, puede parecer incolora en pequeñas cantidades. El agua bloquea sólo ligeramente la radiación solar UV fuerte, permitiendo que las plantas acuáticas absorban su energía.

• Ya que el oxígeno tiene una electronegatividad superior a la del hidrógeno, el agua es una molécula polar. El oxígeno tiene una ligera carga negativa, mientras que los átomos de hidrógenos tienen una carga ligeramente positiva del que resulta un fuerte momento dipolar eléctrico. La interacción entre los diferentes dipolos eléctricos de una molécula causa una atracción en red que explica el elevado índice de tensión superficial del agua. el índice de tensión superficial del agua disminuye al aumentar su temperatura. También tiene un alto valor adhesivo gracias a su naturaleza polar.

• La capilaridad se refiere a la tendencia del agua de moverse por un tubo estrecho en contra de la fuerza de la gravedad. Esta propiedad es aprovechada por todas las plantas vasculares, como los árboles.

• El punto de ebullición del agua (y de cualquier otro líquido) está directamente relacionado con la presión atmosférica. Por ejemplo, en la cima del Everest, el agua hierve a unos 68º C, mientras que al nivel del mar este valor sube hasta 100º. su valor específico de fusión es de 0,334 kJ/g y su índice específico de vaporización es de 2,23kJ/g. Es un gran disolvente se ha catalogado como el disolvente universal. Las sustancias que se mezclan y se disuelven bien en agua -como las sales, azúcares, ácidos, álcalis, y algunos gases (como el oxígeno o el dióxido de carbono, mediante carbonación)- son llamadas hidrófilas, mientras que las que no combinan bien con el agua -como lípidos y grasas- se denominan sustancias hidrofóbicas. Todos los componentes principales de las células de proteínas, ADN y polisacáridos se disuelven en agua. Puede formar un azeótropo con muchos otros disolventes. El agua es miscible con muchos líquidos, como el etanol, y en cualquier proporción, formando un líquido homogéneo, el vapor de agua es miscible completamente con el aire.

• El agua posee un elevado calor latente de vaporización y es relativamente inerte, convirtiéndole en un fluido eficaz para apagar incendios. El calor del fuego es absorbido por el agua para luego evaporarse, extinguiendo por enfriamiento. Sin embargo, el agua no debe ser utilizada para apagar el fuego de equipos eléctricos, debido a que el agua impura es un buen conductor de electricidad. Asimismo, no debe ser empleada para extinguir combustibles líquidos o solventes orgánicos puesto que flotan en el agua y la ebullición explosiva del agua tiende a extender el fuego.

• El agua pura tiene una conductividad eléctrica relativamente baja, pero ese valor se incrementa significativamente con la disolución de una pequeña cantidad de material iónico. El agua tiene el segundo índice más alto de capacidad calorífica específica -sólo por detrás del amoníaco- así como una elevada entalpía de vaporización (40.65 kJ mol-1); ambos factores se deben al enlace de hidrógeno entre moléculas. Estas dos inusuales propiedades son las que hacen que el agua "modere" las temperaturas terrestres, reconduciendo grandes variaciones de energía. La densidad del agua líquida es muy estable y varía poco con los cambios de temperatura y presión. el agua líquida tiene una mínima densidad (0,958 kg/l) a los 100 °C. Al bajar la temperatura, aumenta la densidad (por ejemplo, a 90 °C tiene 0,965 kg/l) y ese aumento es constante hasta llegar a los 3,8 °C donde alcanza una densidad de 1 kg/litro. Esa temperatura (3,8 °C) representa un punto de inflexión y es cuando alcanza su máxima densidad (a la presión mencionada). A partir de ese punto, al bajar la temperatura, la densidad comienza a disminuir, aunque muy lentamente (casi nada en la práctica), hasta que a los 0° disminuye


hasta 0,9999 kg/litro. Cuando pasa al estado sólido (a 0 °C), ocurre una brusca disminución de la densidad pasando de 0,9999 kg/l a 0,917 kg/l. (luego flota en agua líquida).

• El agua puede descomponerse en partículas de hidrógeno y oxígeno mediante electrólisis. El agua no es combustible, puesto que es un producto residual de la combustión del hidrógeno. La energía requerida para separar el agua en sus dos componentes mediante electrólisis es superior a la energía desprendida por la recombinación de hidrógeno y oxígeno. el investigador John Emsley, dijo en cierta ocasión del agua que "(Es) una de las sustancias químicas más investigadas, pero sigue siendo la menos entendida"

Moléculas de agua

* El agua representa entre el 50 y el 90% de la masa de los seres vivos (aproximadamente el 75% del cuerpo humano es agua; en el caso de las algas, el porcentaje ronda el 90%). Todas las formas de vida conocidas dependen del agua. Sus propiedades la convierten en un activo agente, esencial en muchos de los procesos metabólicos que los seres vivos realizan. Es un compuesto esencial para la fotosíntesis y la respiración. Las células fotosintéticas utilizan la energía del sol para dividir el oxígeno y el hidrógeno presentes en la molécula de agua. El hidrógeno es combinado entonces con CO2 (absorbido del aire o del agua) para formar glucosa, liberando oxígeno en el proceso. Todas las células vivas utilizan algún tipo de "combustible" en el proceso de oxidación del hidrógeno y carbono para capturar la energía solar y procesar el agua y el CO2. Este proceso se denomina respiración celular.

3.3 AGUA POTABLE – AGUA CONTAMINADA - TRATAMIENTO

El agua no apta para beber (contaminada) es uno de los principales transmisores de microorganismos causantes de enfermedades, principalmente bacterias, virus y protozoos intestinales. Actualmente en los países desarrollados están prácticamente controlados los problemas que planteaban las aguas contaminadas. Los procesos de filtración y desinfección mediante cloro a los que se somete al agua antes del consumo humano se han impuesto en el siglo XX y se estima que son los causantes del 50% de aumento de la expectativa de vida de los países desarrollados en el siglo pasado. La cloración y filtración del agua fue considerada el más importante progreso de salud pública del milenio. El cloro es el material más usado como desinfectante del agua. El cloro puede resultar irritante para las mucosas y la piel por ello su utilización está estrictamente vigilada. La proporción usada varía entre 1ppm cuando se trata de purificar el agua para su consumo, y entre 1-2 ppm para la preparación de agua de baño. Desde entonces la técnica de cloración ha seguido progresando. Además de su capacidad destructora de gérmenes, su capacidad oxidante es muy grande y su acción también es muy beneficiosa en la eliminación del hierro, manganeso, sulfhídricos, sulfuros y otras sustancias reductoras del agua. Muchos países en sus normativas establecen desinfecciones mediante cloro y exigen el mantenimiento de una determinada concentración residual de desinfectante en sus redes de tuberías de distribución de agua.


El agua adecuada para el consumo humano se llama agua potable.

Como se ha explicado el agua que no reúne las condiciones adecuadas para su consumo puede ser potabilizada mediante filtración o mediante otros procesos fisicoquímicos. En el periodo (de 1950 a 2010) la población urbana ha pasado de 733 millones a 3.505 millones. Es en los asentamientos humanos donde se concentra el uso del agua no agrícola y donde se contraen la mayoría de las enfermedades relacionadas con el agua. La OMS estima que la adopción de políticas de agua segura podría evitar la muerte de 1.400.000 niños al año, víctimas de diarrea. 50 países que reúnen a casi un tercio de la población mundial carecen de un adecuado suministro de agua, y 17 de ellos extraen anualmente más agua de sus acuíferos de la que puede renovarse naturalmente. La contaminación, por otra parte, no sólo contamina el agua de ríos y mares, sino los recursos hídricos subterráneos que sirven de abastecimiento del consumo humano.

En el procesamiento de alimentos la dureza del agua afectar drásticamente la calidad de un producto y a la vez que ejerce un papel en las condiciones de salubridad. La dureza del agua mide la concentración de compuestos minerales que hay en una determinada cantidad de agua, especialmente carbonato de calcio y magnesio. La dureza del agua se clasifica en:

• Agua blanda, 17 mg/l • Moderadamente dura, 120 mg/l • Agua dura, 180 mg/l

La dureza del agua puede ser alterada o tratada mediante el uso de un sistema químico de intercambio iónico.

Cada país regula por ley la calidad del agua destinada al consumo humano. La ley europea protege la salud de las personas de los efectos adversos derivados de cualquier tipo de contaminación de las aguas destinadas al consumo humano garantizando su salubridad y limpieza y por ello no puede contener ningún tipo de microorganismo, parásito o sustancia, en una cantidad o concentración que pueda suponer un peligro para la salud humana. Así debe estar totalmente exenta de las bacterias escherichia coli y enterococcus, limita por litro de agua tener menos de 50 miligramos de nitratos, menos de 2 miligramos de cobre y otras sustancias químicas.

Habitualmente el agua potable es captada de manantiales, o extraída del suelo mediante pozos de un acuífero. Otras fuentes de agua son el agua lluvia, los ríos y los lagos. No obstante, el agua debe ser tratada para el consumo humano, y puede ser necesaria la extracción de sustancias disueltas, de sustancias sin disolver y de microorganismos perjudiciales para la salud. Existen diferentes tecnologías para potabilizar el agua.

Habitualmente incluyen diversos procesos donde toda el agua que se trata puede pasar por tratamientos de filtración, coagulación, floculación o decantación. Uno de los métodos populares es a través de la filtración del agua con arena, en donde únicamente se eliminan las sustancias sin disolver. Por otro lado mediante la cloración se logra eliminar microbios peligrosos. Existen técnicas más avanzadas de purificación del agua como la ósmosis inversa. También existe el método de desalinización, un proceso por el cual se retira la sal del agua de mar. En algunas ciudades donde escasea, como Hong Kong, el agua de mar es usada ampliamente en los inodoros con el propósito de conservar el agua potable.

3.3.1 Substancias inorgánicas disueltas en aguas

En la naturaleza, el agua adquiere una variedad de constituyentes inorgánicos mediante el contacto con el ambiente; contacto con la atmósfera (gases), contacto con la tierra (minerales), y contactos con ambientes contaminados por el hombre.


pH de las aguas naturales : 7 – 9 (pH = -log [H+]) pH de océanos : 8 - 8,4

Concentración bajísima de metales pesados tóxicos.

Ambiente adecuado para el crecimiento y proliferación de organismos acuáticos.

La lluvia disuelve los gases presentes en la atmósfera como : Nitrógeno, Oxigeno, Dióxido de carbono y Dióxido de Azufre

El dióxido de carbono, forma ácido carbónico: CO2+ H2O → H2CO3 (ácido débil) pH de lluvia en presencia de CO2 ≈ 5,6

Azufre forma ácido sulfuroso: SO2+ H2O → H2SO3 (ácido fuerte) pH de lluvia en atmósfera altamente contaminadas tan bajo como 3 ; lluvia ácida

Fuentes de iones inorgánicos; Contacto con la lluvia ligeramente ácida con la tierra

Piedra CaCO3 + H2CO3 → Ca2+ + 2HCO-3 (bicarbonato)

Caliza MgCO3 + H2CO3 → Mg2+ + 2HCO-3

KAlSi3O8 + H2CO3 + 4H2O → HAlSiO4 + 2H4SiO4 + K + HCO-3

Feldespato Caolinita Acido

Resultado final: casi todas las aguas naturales contienen principalmente los cationes Calcio, Magnesio y Sodio y los aniones Bicarbonato, Sulfato y Cloruro. Industrias desechas otros cationes. Concentraciones típicas de iones inorgánicos en aguas superficiales

Cuadro derecha: Concentración típica de cationes en aguas de ríos C. Izquierda: Contaminantes debida al hombre

Es fundamental que el oxigeno disuelto no sea totalmente consumido por las substancias orgánicas descargadas a un río, ya que casi todas las formas superiores de vida acuática requieren oxigeno para sobrevivir.


3.3.2 Tipo y cantidad de coagulante.

Los coagulantes principalmente utilizados son las sales de aluminio y de hierro. Las reacciones de precipitación que tienen lugar con cada coagulante son las siguientes:

• Sulfato de aluminio (también conocido como sulfato de alúmina) (Al2(SO4)3)

Cuando se añade sulfato de alúmina al agua residual que contiene alcalinidad de carbonato ácido de calcio y magnesio, la reacción que tiene lugar es la siguiente:

Al2(SO4)3 + 3 Ca(HCO3)2 = 2 Al(OH)3 + 3 CaSO4 + 6 CO2 La reacción es análoga cuando se sustituye el bicarbonato cálcico por la sal de magnesio.

Rango de pH para la coagulación óptima: 5-7,5.

Dosis: en tratamiento de aguas residuales, de 100 a 300 g/m3, según el tipo de agua residual y la exigencia de calidad.

• Con cal:

Al2(SO4)3 + Ca(OH)2 = 2 Al(OH) + 3 CaSO4 Dosis: se necesita de cal un tercio de la dosis de sulfato de alúmina comercial.

• Cloruro férrico (FeCl3)

• Con la alcalinidad natural:

2 FeCl3 + 3 Ca(HCO3)2 = 3 CaCl2 + 2 Fe(OH)3 + 6 CO2 Rango de pH para la coagulación óptima: entre 4 y 6, y mayor de 8.

Dosis: de 5 a 160 g/m3 de reactivo comercial FeCl3 6H2O * Con cal:


2 FeCl3 + 3 Ca(OH)2 = 2 Fe(OH)3 + 3 CaCl2 La selección del coagulante y la dosis exacta necesaria en cada caso, sólo puede ser determinada mediante ensayos de laboratorio (Jar-Test).

Floculación

La floculación trata la unión entre los flóculos ya formados con el fin aumentar su volumen y peso de forma que pueden decantar Consiste en la captación mecánica de las partículas neutralizadas dando lugar a un entramado de sólidos de mayor volumen. De esta forma, se consigue un aumento considerable del tamaño y la densidad de las partículas coaguladas, aumentando por tanto la velocidad de sedimentación de los flóculos.

Básicamente, existen dos mecanismos por los que las partículas entran en contacto:

• Por el propio movimiento de las partículas (difusión browniana). En este caso se habla de Floculación pericinética o por convección natural. Es muy lenta.

• Por el movimiento del fluido que contiene a las partículas, que induce a un movimiento de éstas. Esto se consigue mediante agitación de la mezcla. A este mecanismo se le denomina Floculación ortocinética o por convección forzada.

Existen además ciertos productos químicos llamados floculantes que ayudan en el proceso de floculación. Un floculante actúa reuniendo las partículas individuales en aglomerados, aumentando la calidad del flóculo (flóculo más pesado y voluminoso).

Hay diversos factores que influyen en la floculación:

a) Coagulación previa lo más perfecta posible.

b) Agitación lenta y homogénea.

La floculación es estimulada por una agitación lenta de la mezcla puesto que así se favorece la unión entre los flóculos. Un mezclado demasiado intenso no interesa porque rompería los flóculos ya formados.

c) Temperatura del agua.

La influencia principal de la temperatura en la floculación es su efecto sobre el tiempo requerido para una buena formación de flóculos.

Generalmente, temperaturas bajas dificultan la clarificación del agua, por lo que se requieren periodos de floculación más largos o mayores dosis de floculante.

d) Características del agua.

Un agua que contiene poca turbiedad coloidal es, frecuentemente, de floculación más difícil, ya que las partículas sólidas en suspensión actúan como núcleos para la formación inicial de flóculos.

e) Tipos de floculantes Según su naturaleza, los floculantes pueden ser:

• Minerales: por ejemplo la sílice activada. Se le ha considerado como el mejor floculante capaz de asociarse a las sales de aluminio. Se utiliza sobre todo en el tratamiento de agua potable.


• Orgánicos: son macromoléculas de cadena larga y alto peso molecular, de origen natural o sintético (magnaflox).

Los floculantes orgánicos de origen natural se obtienen a partir de productos naturales como alginatos (extractos de algas), almidones (extractos de granos vegetales) y derivados de la celulosa, hoja de tuna molida. Su eficacia es menor.

Los orgánicos de origen sintético, son macromoléculas de cadena larga, solubles en agua, conseguidas por asociación de monómeros simples sintéticos, alguno de los cuales poseen cargas eléctricas o grupos ionizables por lo que se le denominan polielectrolitos.

Según el carácter iónico de estos grupos activos, se distinguen:

• Polielectrolitos no iónicos: son poliacrilamidas de masa molecular comprendida entre 1 y 30 millones.

• Polielectrolitos anicónicos: Caracterizados por tener grupos ionizados negativamente (grupos carboxílicos).

• Polielectrolitos catatónicos: caracterizados por tener en sus cadenas una carga eléctrica positiva, debida a la presencia de grupos amino.

La selección del polielectrolito adecuado se hará mediante ensayos jartest.

Arriba: Diagramas de flujo: para tratamiento convencional de agua para consumo humano

En general, la acción de los polielectrolitos puede dividirse en tres categorías:


En la primera, los polielectrolitos actúan como coagulantes rebajando la carga de las partículas. Puesto que las partículas del agua residual están cargadas negativamente, se utilizan a tal fin los polielectrolitos catatónicos.

La segunda forma de acción de los polielectrolitos es la formación de puentes entre las partículas. El puente se forma entre las partículas que son adsorbidas por un mismo polímero, las cuales se entrelazan entre sí provocando su crecimiento.

La tercera forma de actuar se clasifica como una acción de coagulaciónformación de puentes, que resulta al utilizar polielectrolitos catiónicos de alto peso molecular. Además de disminuir la carga, estos polielectrolitos formarán también puentes entre las partículas.

Abajo: Diagrama de flujo de una planta convencional de tratamiento de aguas residuales

4 PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

4.2 MATERIAL NECESARIO:

• Dos vasos de vidrio de 500 ml, una bageta, un porta embudo o soporte universal • 1 gr de Sulfato de aluminio y 10 gr de cloruro de fierro • 2 litros de agua de rio (Mayo, Itaya, Marañón o Huallaga) • un cono de Imhoff de un litro de capacidad

4.2 PROCEDIMIENTO

5.2.1 Floculación : A 500 ml del agua de rio agregar 10 ml de una solución de sulfato de aluminio 15mgr/L, echar removiendo, pues la coagulacion es rápida y todo la masa debe estar involucrada. La floculacion que sigue (formacion de red y que atrapa a los solidos finos) es lenta no agitar (no romper la red). Dejar en reposo ½ hora y describir y explicar lo ocurrido. Repetir la experiencia con cloruro ferroso (10 mgr/L), Hacer una discusión de resultados. Repetir la experiencia con agua sedimentada en el cono de Imhoff. Si el pH no es el adecuado, regularlo con cal viva o apagada o soda caustica.

5.2.2 Medición de sólidos sedimentables en ml/L: Tomar un litro de agua de rio y ponerla en el cono de Imhoff, esperar 45 minutos, a las 30 minutos remover las paredes con bageta, a fin de que los sólidos llenen bien el cono a fin de nedir bien este volumen, anotar el volumen de sólidos. Si no hay el cono fabricarlo con un plástico trasparente y calcular el volumen por la fórmula del cono.


5 CUESTIONARIO

a) En la ciudad donde reside. ¿cómo es el tratamiento del agua potable? - Si no hay tratamiento, entonces esbozar su tratamiento.

b) Describir el proceso de tratamiento de aguas servidas (negras) de su ciudad. Si no hay, entonces esbozar su tratamiento antes de verterlas al rio o al mar o el lago.

6 BIBLIOGRAFIA

• Araújo, A.C., A.E.C.Peres y P.R.G. Brandão; Determinação do Potencial Zeta. In: Simpósio Epusp de Caracterização Tecnológica na Engenharia e Indústria Mineral. Anais: 231-247 São Paulo.

• Castro, F.J.F y F.J.A. Silva; Moringa Oleifera na Melhoria da Qualidade de Efluentes de UASB e de Lagoa de Maturação-Remoção de Cor e Turbidez. In: XI SILUBESA - Simpósio Luso-Brasileiro de Engenharia Sanitária e Ambiental, Natal.

• FUNASA; Manual prático de análise de água. 2edição, 39-79. Fundação Nacional de Saúde, Brasília (2006).

• 2º Informe de Naciones Unidas sobre Desarrollo Recursos Hídricos en el Mundo. Día

Mundial del Agua: 2.400 millones de personas la beben contaminada. • Estudio de Igor A. Shiklomanov, Instituto Hidrológico Estatal (SHI, San Petersburgo)

y Unesco, París. • La improbable guerra del agua, Geógrafo estadounidense Aaron Wolf, informe de la

Unesco.

Cono de Imhoff


LLaabboorraattoorriioo DDee QQuuíímmiiccaa GGeenneerraall II -- IInnoorrggáánniiccaa


RREECCOONNOOCCIIMMIIEENNTTOO DDEE MMIINNEERRAALLEESS YY RROOCCAASS

1 OBJETIVOS

1.1 Conocer la composición Química del suelo, de algunas rocas y minerales. 1.2 Saber determinar que rocas hay, donde realizamos actividades económicas 1.3 Internalizar rocas y minerales en profesiones que las necesitan y usan

2 CONCEPTOS BASICOS 2.1 LOS MINERALES En la naturaleza existe una gran variedad de minerales (clasificación Química) como:

• Elementales (azufre, oro, plata etc.), • Sulfuros (pirita:FeS2, Oropimente:S3Sb2, blenda:Szn, calcosina:SCu2,

cinabrio:SHg, Argentita:SAg, calcopirita:S2CuFe, rejalgar:SAs, Galena: SPb), • Halogenuros (flurita CaF2, Halita NaCl), • Óxidos (cuarzo SiO2, rubi α-Al2O3, ematita Fe203), • Hidróxidos (limonita α-FeO.OH), • Nitratos (nitronatrita NaNO3), • Carbonatos (calcita CaCO3 y dolomita CaMg(CO3)2), cerusita:CO3Pb, • Boratos (bórax: Na2B4O7.10H2O, boracita α-(Mg,Fe)3[Cl/B7O13]) • Sulfatos (yeso CaSO4.2H2O, baritina:BaSO4, ) • Fosfatos (apatito Ca5(PO4)3(F,Cl,OH) • Silicatos (Feldespatos son un grupo de silicatos con buena exfoliación planar de

fórmula general XZ4O8 con X: Ba, Ca, K, Na, NH4, Sr y Z: Al, B, Si como por ejemplo el feldespato potásico KAlSi3O8 y la Albita NaAlSi3O8 (fórmula química escrita en forma de óxidos: 6SiO2 .Al2O3 . Na2O). Las micas son toda una familia de filosilicatos con fórmula general XY2-3Z4O10(OH,F)2 o XY3Si4O12 donde X = Ba, Ca, Cs, (H3O), K, Na, (NH4), Y = Al, Cr3+, Fe2+, Fe3+Li, Mg, Mn2+, Mn3+, V3+, Zn, Z = Al, Be, Fe3+, Si. Son micas la Biotita K(Mg,Fe)3(AlSi3)O10(OH)2 y la Moscovita KAl2(AlSi3)O10(OH)2 o la Lepidolita KLi1.5Al1.5(AlSi3)O10(F,OH)2. Los silicatos son el grupo más abundante de minerales en la corteza terrestre (90%).

2.2 LAS ROCAS

Los minerales son constituyentes de las rocas en la naturaleza. La corteza terrestre esta formada por rocas, y las rocas son agrupaciones de minerales que se encuentran en la naturaleza. Las rocas son el objeto de estudio de la Geologia y desde este punto de vista existen tres clases de rocas:


a) Rocas Ígneas ( solidificadas en la superficie del magma de los volcanes. Ej: granito (intrusiva) y la piedra pómez (extrusiva))

b) Rocas metamórficas ( rocas formadas por aumento de la presión y temperatura. Ej: mármol, talco, pizarra, moscovita, biotita)

c) Rocas sedimentarias ( formadas por descomposición y fragmentación física. Ej: arenas y arcillas)

El estudio las especies minerales presentes en una roca no es tarea fácil, se requiere el uso de técnicas que nos den información de la composición química exacta (análisis de trazas) y de la estructura cristalina (difracción de rayos X, de electrones o de neutrones) con la dificultad añadida de que el tamaño del grano que queremos analizar puede ser muy muy pequeño y difícil de separar. Sin embargo, los mineralogistas tradicionales han estudiado y clasificado la gran mayoría de los minerales utilizando sus propiedades ópticas, las propiedades mecánicas que se pueden probar con las manos, y recurriendo en el mejor de los casos a un microscopio óptico denominado microscopio petrográfico.


2.3 Parámetros que utiliza el mineralogista para reconocer un mineral son:

• La forma de crecimiento (habito): la forma del grano, viene dado por la velocidad de crecimiento del cristal. Puede ser tabular, hojoso, fibroso, prismatico, laminar, foliado, granular.

• La cohesión: Es la resistencia a la rotura y la forma de los trozos en los que se rompe. Es consecuencia de la organización interna del mineral. Puede ser fractura irregular, concoidea o astillosa.

• La tenacidad: Es un parámetro que reúne propiedades como: fragilidad, ductibilidad, flexibilidad y dureza. El diamante es el mineral mas duro que se conoce, pero muy frágil, la mica se deforma sin romperse (flexible), la capacidad de moldearse en laminas (ductibilidad), La dureza puede ser cuantificada utilizando diversas escalas , la más conocida es la escala de Mohs que toma referencia a 10 especies minerales y clasifica la dureza de los demás minerales según quien raye a quien. En la práctica se usa materiales que se tienen a la mano para estimar la dureza: una uña: 2.5 a 3, un objeto de bronce: 3.4 a 4 y un vidrio de ventana 5.5 a 6.

Dureza Mineral Comparación

1 Talco La uña lo raya con facilidad

2 Yeso La uña lo raya

3 Calcita La punta de un cuchillo lo raya con facilidad

4 Fluorita La punta de un cuchillo lo raya

5 Apatito La punta de un cuchillo lo raya con dificultad

6 Feldespato Potásico

Un trozo de vidrio lo raya con dificultad

7 Cuarzo Puede rayar un trozo de vidrio y con ello el acero despide chispas

8 Topacio Puede rayar un trozo de vidrio y con ello el acero despide chispas

9 Corindón Puede rayar un trozo de vidrio y con ello el acero despide chispas

10 Diamante Puede rayar un trozo de vidrio y con ello el acero despide chispas


• El brillo y el color: son dos propiedades ópticas que puede detectar el ojo humano. El brillo describe la manera como la luz se refleja en la superficie del objeto; puede ser brillo metálico, brillo adamantino, brillo vítreo, brillo nacarado, brillo mate o terroso. El color es fácil de describir pero en muchos casos no es identificativa, ya que muchos minerales presentan una coloración variada dependiendo de las impurezas que contengan. La raya es el color característico que presenta el mineral pulverizado y este puede ser diferente del color de la superficie del mineral por ejemplo la pirita da una raya verde oscura cuando la superficie del mineral es amarillo brillante, otro ejemplo es el yeso laminar transparente cuya raya es blanca.

Brillo Ejemplos / Descripción

Metálico pirita, magnetita, hematita, grafito Semimetálico uraninita (pechblenda, UO2), goethita No-metálico Vítreo cuarzo, olivino, nefelina, en las caras cristalinas, siderita

Resinoso como la resina, p.ej. esfalerita. Graso cuarzo, nefelina - brillo gris graso. Oleoso olivino. Perlado como el brillo de las perlas, p.ej. talco, biotita, siderita Sedoso como el brillo de seda: yeso de estructura fibrosa, sericita, goethita Mate como el brillo de la tiza Adamantino brillante: diamante, rutilo

La densidad: es una magnitud que hay que medir, pero que es característica de cada mineral. Esta relacionada con el tipo de atomos que lo forman y el tipo de red. Densidad es masa por unidad de volumen.

• Con el microscopio petrográfico: se pueden observar los granos de mineral de

pequeño tamaño con luz polarizada que permite determinar el índice de refracción de los granos y nos da información sobre la estructura cristalina.


• La solubilidad depende de la composición del mineral. Sobre todo se usan una dilución frío de ácido clorhídrico HCl para distinguir Calcita de puro CaCO3 (carbonato de calcio) de otros minerales parecidos de una cantidad menor de CaCO3 o sin CaCO3.

La reacción es la siguiente: CaCO3 + 2HCl --> H2CO3 (dióxido de carbono diluido en agua) + CaCl2 y H2CO3 se descompone en H2O y dióxido de carbono CO2 (gas). Burbujas de CO2 se producen por esta reacción. Se observa la efervescencia de la dilución de ácido clorhídrico cuando se libera el dióxido de carbono. La concentración de la dilución de HCl tiene que ser 5%.

Para la aplicación de la dilución de HCl se necesitan un plano fresco de fractura de una roca.

3- DEFINICIONES QUE SE DEBEN CONOCER

o Homogéneo Los minerales/cristales tienen las mismas propiedades físicas en paralelas direcciones y tienen una composición química definida y uniforme.

o Cristalino Los diferentes componentes químicos se encuentran en lugares definidos y se ordenan regularmente, formando un cristal con estructura atómica regular o con arreglo atómico ordenado.

o Amorfo Sin estructura cristalina; los vidrios volcánicos y los precipitados en forma de gel (ópalo) son cuerpos amorfos.

o Isotrópico Tienen las mismas propiedades en todas sus direcciones; los cristales cúbicos y los vidrios volcánicos son isotrópicos, por ejemplo granate.

o Anisotrópico Los cristales tienen distintas propiedades físicas en diferentes direcciones; todos los cristales excepto los cristales cúbicos son anisotrópicos, por ejemplo cuarzo, calcita. por ejemplo la dureza de la distena es una característica física que difiere en distintas direcciones. Se puede rayarla en dirección longitudinal (dureza = 4,5 - 5) más fácilmente que en su dirección transversal (dureza = 6,5 - 7).

o Mineral Un elemento químico, sólido, un compuesto sólido o una solución sólida, naturalmente formado, materialmente homogéneo, por ejemplo calcita.

o Cristal Un cuerpo cristalino con un arreglo ordenado de sus átomos, por ejemplo cristal de cuarzo.

o Roca Roca es un agregado de minerales de varios granos y rara vez es vidrio natural (obsidiana). Es formado por minerales o menos corrientemente de un solo mineral, sea o no sólido.

o El agregado de los minerales de las rocas depende de su composición química y las condiciones distintas que dominaron durante su génesis. La roca es heterogénea.

1. Compuesta de un solo tipo de mineral: monominerálica, por ejemplo: la piedra caliza compuesta de calcita y la arenisca pura compuesta de cuarzo.

2. Compuesta de varios tipos de minerales: Poliminerálica, por ejemplo el granito compuesto principalmente de cuarzo, feldespato, mica y otros minerales en menor cantidad como anfíbol, apatito y circón.


Algunos autores indica tres grupos de rocas: 1) Ígneas (magmaticas las cuales se formaron al salir el magma (extrusivas) y las que se formaron dentro (intrusivas o plutónicas), 2) metamórficas y 3) sedimentarias.

Otros indican que serían 04 grupos de rocas: 1) Sedimentos, 2) rocas sedimentarias,3) Rocas ígneas o magmáticas y 4) Rocas metamórficas. Cada uno de los cuatro grupos principales contiene sus subdivisiones como en el caso de rocas intrusivas y rocas extrusivas cuales son adentro del grupo de rocas ígneas o magmáticas. Una roca puede transferirse a un otro tipo de rocas a causa de cambios físicos y/o químicos como la meteorización / erosión que puede afectar una roca ígnea

para formar un sedimento.

El ciclo geológico visualiza en primer instante los ambientes principales donde se forman rocas: magmático / ígneo, sedimentario y metamórfico. Además muestra los procesos principales que afectan a las rocas.

Suelo Material producido por la meteorización y la acción de plantas y animales sobre las rocas de la superficie de la tierra. Los suelos finos tienen arcillas y limos, los granulares y arenas y gravas.

Mena Mineral del cual se puede obtener un metal que es valioso por un costo por el cual hace que el trabajo sea rentable. Una especie homogénea de un mineral lo cual sirve para extraer uno o varios metales; con valor económico, lo cual depende del tiempo y del lugar de su formación. Mena es una mina con valor económico, lo sin valor es ganga. La mena es un filón a explotar y este puede ser principalmente manto (horizontal) para no metálicos y filón (beta) para metálicos cuyas explotaciones se hace a cielo abierto o en socavón.


4 PARTE EXPERIMENTAL 4.1 MATERIAL NECESARIO Cada grupo tendrá el material que sigue:

• Placas petri (1) o luna de reloj • Gotero con ácido clorhídrico • Un trozo de Loza, vidrio de ventana y cuchillo • Microscopio y mechero

4.2 MUESTRAS ENTREGADAS POR EL DOCENTE El docente entregara 05 muestras numeradas a las cuales el grupo de trabajo en laboratorio identificara por medio de pruebas físicas y su tabulación comparando a tablas establecidas para las propiedades físicas de minerales conocidos, al final cada grupo identificara que roca o mineral.

5 CUESTIONARIO 5.1 ¿Porque en la selva baja hay principalmente rocas sedimentarias y en la selva alta

hay metamórficas, ígneas y sedimentarias? – indicar el nombre de las rocas 5.2 ¿La caliza que clase de roca es? y que minerales pueden ser 5.3 ¿La arena blanca de mina cual es su composición química y para que puede servir

además de la construcción?. 6 BIBLIOGRAFIA

• Manual de Mineralogía – Dana - Hurlbut – Editorial Reverte SA • Χυρσο δε Μινεραλογα Α. Βετεϕτιν − εδιτοριαλ Μιρ. • http://pubsites.uws.edu.au/ima-cnmnc/imalist.htm

http://www.mindat.org/min-2001.html • http://www.geologylink.com/toc/chap2.html • http://www.geolab.unc.edu/Petunia/IgMetAtlas/minerals/minerals.html

Documents

UCP Guias Quimica Inorganica.pdf