EXPERIMENTO 1 PESO DE 22,4 L DE AIRE Materiales y equipo especial:

MANUAL DE LABORATORIO DE QUÍMICA 2

UNIVERSIDAD TÉCNICA NACIONAL

SEDE DEL PACÍFICO

REVISADO POR:

LUIS A. ROJAS MONTEALEGRE

JOSÉ PABLO SOLANO GÓMEZ

EXPERIMENTO 1 PESO DE 22,4 L DE AIRE Materiales y equipo especial:

Balón de fondo redondo de 500 mL; tapón de hule con un sólo hueco; tubo de vidrio; tubo de goma; pinza de tornillo; probeta de 500 mL; termómetro; dato de la presión barométrica ambiente; pipeta.

Objetivo:

Utilizar un experimento sencillo para averiguar el “peso molecular” del aire, esto es, el peso de 22,4 litros de aire a TPN aplicando las leyes de los gases.

DISCUSIÓN

El volumen ocupado por un mol de una sustancia cualquiera en estado gaseoso, a una determinada presión y temperatura, es siempre el mismo. Es esto una consecuencia necesaria de la Ley de Avogadro que estipula que “a igual presión y temperatura, volúmenes iguales de diferentes gases contienen igual número de moléculas”. Inversamente, “números idénticos de moléculas en igualdad de condiciones de presión y temperatura ocupan el mismo volumen”. Se puede medir el volumen de 1 mol de moléculas de un gas, esto es el número de Avogadro 6,023 x 1023 moléculas a 0°C y 760 mm de Hg de presión o sea a TPN. Un mol de un gas ocupa 22,414 L de aire a TPN que puede redondearse a 22,4 L.

El aire es una mezcla y resulta un tanto artificial hablar del “peso molecular” del aire. Sin embargo, es posible averiguar el peso de 22,4 litros de aire que corresponde al peso en gramos de número de Avogadeo moléculas de los componentes del aire. Conociendo este dato se hace sencillo comparar los pesos moleculares de otros gases y señalar cuáles son más pesados y cuáles más livianos que el aire. La tabla siguiente da la composición de una muestra de aire:

COMPOSICIÓN DE UNA MUESTRA DE AIRE SECO

SUSTANCIA PORCENTAJE DE MOLÉCULAS

Nitrógeno 78,09

Oxígeno 20,95

Argón 0,93

Dióxido de carbono 0,03

Neón 0,0018

Helio 0,00052

Kriptón 0,0001

Hidrógeno 0,00005

PROCEDIMIENTO

Ponga cerca de 50 mL de agua en un balón de fondo redondo de 500 mL de capacidad. Tápelo con un tapón de hule con un sólo hueco, atravesado por un tubo corto de vidrio y conectado a un tubo de goma, también corto. Hierva el agua durante más o menos un minuto (o que ebulla bastante fuerte) para que salga todo el aire del balón y éste quede lleno de vapor de agua. Retire la llama e inmediatamente prense el tubo de goma con una pinza de tornillo para que haga la presión de vapor. Deje que el balón se enfríe hasta temperatura ambiente. Se puede lograr esto más rápidamente enfriando exteriormente el balón en agua del tubo. Paralelamente se determina la temperatura ambiente y la densidad del agua (se recomienda con una pipeta) de tubo por diferencia (E y F).

Seque bien la parte del afuera del balón y péselo (A) con su contenido (desde luego se pesa con tapón, tubos y prensa). Anote el peso en su cuaderno de laboratorio. Ahora abra la prensa despacio para que entre aire. Peso de nuevo (B) y anote el peso (incluyendo tapón, tubos y prensa). Mida cuidadosamente el volumen de agua que permanece en el balón y anótelo.

Llene ahora con agua con de tubo el balón hasta el tapón y mida ese peso (C). Anote la presión atmosférica y la presión de vapor del agua que se obtiene de las tablas basada en la temperatura ambiente.

TABULACIÓN DE LOS DATOS EXPERIMENTALES

Peso de balón + prensa (frío) A

Peso de balón + agua + aire + prensa B

Peso de balón + agua lleno + prensa C

Peso de cristalizador E

Peso de cristalizador + agua (de pipeta) F

Temperatura ambiente K

*Prensa quiere decir tapón, tubos y prensa. *Cristalizador puede ser un beaker.

CÁLCULOS

Peso del aire: B – A = D

Densidad del agua:

Peso del agua: F – E = G

Temperatura del agua: _______ °C

Volumen de la pipeta: ______ mL

Densidad del agua: G / H = I (g/L)

C – A = X (g)

X / I = J (L) Volumen de aire a TPN:

Presión del vapor del agua a temperatura ambiente: mm Hg / 760 mm Hg = atm

P1 = _______ atm + presión de vapor del agua a temperatura ambiente

V2 = (P1 x V1 x T2) / (P2 x T1) = L

V2 = (P1 x J x 273) / (1 atm x K) = L

Densidad del aire a TPN: D / L = _______ (g/L)

Peso molecular experimental (M):

M = (densidad del aire a TPN x 0,0821 x 273) / 1 M = ________ (g/mol)

Peso molecular teórico:

MT = (1,29 x 0,0821 x 273) / 1 = 28,91 g/mol

Porcentaje de error:

% error = [(experimental – teórico) / teórico] x 100

CUESTIONARIO FINAL 1. ¿Qué dice la Ley de Avogadro?

2. Escriba la ecuación completa de los gases ideales.

3. Calcule el número de moléculas de aire que usted pesó en este experimento.

4. ¿Qué significado o importancia tiene al designar el peso de 22,4 L de aire como el “peso molecular” del aire”?

5. ¿Que modificaciones haría usted a este experimento para determinar el peso molecular del N2, del

EXPERIMENTO 2 DIFUSIÓN DE LOS GASES Materiales y equipo especial:

Tubos de vidrio largos (50 cm por lo menos) bien secos; algodón; varillas soportes; prensas universales; goteros; metro; disoluciones concentradas de ácido clorhídrico, HCl y de amoniaco, NH3.

Objetivo:

Comparar las velocidades de difusión de dos sustancias gaseosas: amoniaco NH3 y cloruro de

hidrógeno.

DISCUSIÓN

Cuando dos gases diferentes A y B encuentran en dos recipientes distintos separados por una llave de un tercer gas y si los gases se encuentran a la misma temperatura y presión, al abrir la llave los dos gases A y B tratan de difundirse en el tercero. Cada gas se difunde en el tercer gas a una velocidad que depende de la velocidad media de sus moléculas. Entonces las moléculas más livianas se mueven más rápidamente que las que se difunden a mayor rapidez. La efusión es diferente a la difusión por cuanto la primera se refiere a la velocidad con que un gas fluye por un pequeño orificio hasta el vacío y la segunda se refiere a la velocidad con que un gas fluye por un pequeño orificio hasta otro recipiente donde hay otro gas.

A una determinada temperatura, las moléculas de hidrógeno poseen mayor velocidad de difusión por cuanto su peso molecular es menor que el de los demás gases. La velocidad en cuestión es inversamente proporcional a la raíz cuadrada del peso molecular. Se aplica aquí la ley de la difusión de los gases , Ley de Graham, que dice que “la velocidad de difusión de los gases es inversamente proporcional a la raíz cuadrada del peso molecular del gas (ó la raíz cuadrada de la densidad del gas)”. Tenemos así la siguiente proporción:

v1 v2

=

√

=

√

En donde v1, M1 y D1 representan respectivamente velocidad de difusión, peso molecular y densidad

del primer gas, y v2, M2 y D2 los correspondientes valores para el seugndo gas.

Resulta así que si dos recipientes idénticos, a la misma temperatura, contiene el uno oxígeno y el otro hidrógeno, el oxígeno tardará 4 veces más en salir a través de un agujeroy difundirse en el aire que el hidrógeno, a causa de la menos velocidad de difusión del oxígeno. En efecto,

v_H

2

v_O

2

=

√

√

√

2 =

√

PROCEDIMIENTO

Mida la longitud de un tubo largo de vidrio y anótela en la tabla. Monte un tubo, limpio y seco, en posición horizontal, usando para ello dos prensas universales y soporte. Inserte dos porciones de algodón una en cada extremo de ese tubo a fin de que tomen la forma adecuada y se compacten un poco. Saque cada taco de algodón formado y humedezca uno en HCl concentrado y el otro en NH3

RESULTADOS:

Anote los resultados en sus cuadernos de laboratorio en una tabla como la que sigue:

TABULACIÓN DE DATOS EXPERIMENTALES

EXPERIMENTO 1 EXPERIMENTO 2

NH3 HCl NH3 HCl

Longitud del tubo, cm

Distancia recorrida, cm

Tiempo final, s

Tiempo inicial, s

Tiempo empleado, s

Velocidad de difusión, cm/s

Promedio velocidad de difusión del NH3: ______________________ cm/s

Promedio velocidad de difusión del HCl: ______________________ cm/s

Escriba la ecuación para la reacción entre los gases NH3 y HCl. ¿Concuerdan sus resultados con lo que

predice la Ley de Graham? Haga los cálculos.

CUESTIONARIO FINAL

1. Si el tubo de ensayo en que se realizó la reacción hubiese colocado en posición vertical, ¿se habrían obtenido las mismas velocidades de difusión de los gases que se tuvieron en el tubo en posición horizontal? Explique.

2. Si el tubo se coloca en posición vertical, ¿se obtendría alguna diferencia si el amoniaco o el ácido clorhídrico se introdujeran por la parte superior del tubo? Explique bien.

EXPERIMENTO 3

NATURALEZA DEL ESTADO LÍQUIDO Materiales y equipo especial:

Erlenmeyer de 250 mL, tapón de hule con 2 agujeros, soporte, tapón de hule, prensa, trapo, manómetro de agua, tubos de vidrio con manguera, prensas Mohr, acetona e hielo.

Objetivo:

1) Definir presión de vapor.

2) Explicar la variación de la presión de vapor con la temperatura. 3) Definir punto de ebullición.

4) Explicar la variación del punto de ebullición con la presión de vapor y la presión atmosférica. 5) Explicar el proceso de destilación y el principio de las autoclaves.

DISCUSIÓN

Se conoce como presión de vapor de un líquido a cierta temperatura, la presión de las moléculas en estado gaseoso y en equilibrio con la fase líquida. Las presiones de vapor vapor se expresan en torr y sólo dependen de la naturaleza del líquido y por supuesto de la temperatura.

Al aumentar la energía (calor) a un líquido en un recipiente abierto, se aumenta la energía cinética media de las moléculas (aumenta la temperatura) y cuando la presión de vapor llega a ser igual a la presión externa (atmosférica) se llega al equilibrio: la temperatura y la presión del líquido y del vapor son iguales. En ese momento se forman burbujas de vapor en todo el líquido y se dice que el líquido está hirviendo. El número de moléculas que entran al líquidoes igual al número de moléculas que salen, ya que tienen la misma energía cinética media. Si mantenemos el suministro de energía, la temperatura no cambia mientras haya líquido; una vez que este desaparezca, la temperatura del vapor aumentará si lo pudiésemos seguir calentando. La temperatura a la cual la presión del vapor del líquido es igual a la externa se le denomina, punto de ebullición y es característico para cada líquido a un presión atmosférica dada. Cuando la presión externa es de 1 atm la temperatura de ebullición se llama punto normal de ebullición.

PROCEDIMIENTO

PARTE A:

Presión de Vapor.

Coloque en erlenmeyer el tapón con huecos. Introduzca en uno de los agujeros el el tubo de vidrio con la manguera y la prensa y en el otro manómetro de agua. Por medio de un tubo de vidrio y manguera, agregue unos 10 mL de agua al manómetro. Observe la altura del agua en ambos brazos del manómetro. Abra la prensa del tubo y espere a que se estabilicen los niveles del manómetro y marquen el nivel. Anote la temperatura ambiente.

¿Por qué la altura del agua es igual en ambos brazos del manómetro?

Agregue al erlenmeyer unos 10 mL de acetona por el tubo de hule, reponga la prensa inmediatamente y marque el nivel del manómetro. ¿A qué se debe el cambio en los niveles del agua del maómetro?

Introduzca el erlenmeyer en el beaker con agua caliente y marque nuevamente el nivel del manómetro. Repita lo anterior a diferentes temperaturas.

agua de hielo? ¿Varía la presion de vapor de la acetona con la temperatura? Explique.

PARTE B:

Relación entre presión y punto de ebullición.

Llene con agua la mitad de un erlenmeyer de 250 mL y caliente hasta hervir el agua durante algunos minutos. Retire del fuego el erlenmeyer y tápelo cuidadosamente con el tapón. Invierta el erlenmeyer y fíjelo cuidadosamente con la prensa en el soporte. El erlenmeyer queda con el tapón para abajo. ¿Hasta cuándo continúa la ebullición del agua en el erlenmeyer invertido? Mida el tiempo. Explique la razón por la que el agua continúa hirviendo sin ser calentada. Cuando la ebullición cese, coloque una franela húmeda sobre el erlenmeyer ¿Por qué razón el agua hierve nuevamente? Repita el paso anterior pero con la franela húmeda con agua de hielo. Observe lo que sucede y anote los resultados. Explique el fenómeno.

CUESTIONARIO FINAL 1. ¿Qué es presión de vapor? ¿Qué tipo de equilibrio se establece?

2. ¿Por qué en un frasco tapado y con agua, la presión de vapor del agua se mantiene constante en 17,5 torr a 20°C?

3. ¿Cuál es el efecto de la temperatura sobre la presión de vapor y por qué? 4. ¿Puede un líquido evaporarse a cualquier temperatura?

5. ¿Cómo se define el punto de ebullición? 6. ¿De qué depende el punto de ebullición?

7. ¿Qué se entiende por punto de ebullición normal?

8. ¿Quiénes gastarán más electricidad para cocinar los alimentos en ollas corrientes: los puntarenenses o los heredianos? Explique.

EXPERIMENTO 4 CAMBIOS DE ESTADO Materiales y equipo especial:

Cápsula de porcelana, embudo, trozo de papel, yodo y un alfiler, tubos de ensayo, beaker de 250 mL, termómetro, pinzas para tubos de ensayo, 10 g de parafina o manteca.

Objetivo:

1) Explicar los cambios energéticos involucrados en los cambios de estado de una sustancia. 2) Explicar el significado de caloría, calor de fusión, calor de sublimación y calor de congelación.

3) Definir sublimación, fusión, evaporación y congelación. 4) Calcular el calor de solidificación de la parafina.

DISCUSIÓN

Al calentar un sólido, las partículas que lo constituyen ganan energía cinética. Cuando esta energía es lo suficientemente grandese rompen fuerzas de interacción, el sólido se funde y se transforma en líquido. Si se continúa introduciendo energía al sistema la sustancia llega a vaporizarse, pasando al estado gaseoso. Mientras están presentes dos estados en equilibrio la temperatura permanece constante, es decir, la energía cinética media es la misma para los dos estados. Esto ocurre en un vaso de agua con hielo en el que la temperatura permanece constante en 0°C aunque tratemos de calentar (sistema invariante).

Ciertas circunstancias pueden vaporizarse directamente a partir del estado sólido y este proceso se le denomina sublimación; tal es el caso del yodo, del As2O3, Al2O6, etc. Cuando un sólido se calienta

hasta el punto de fusión no todo el sólido se funde inmediatamente, se requiere una cierta cantidad de calor para hacer pasar todo el sólido a líquido. La aplicación de calor después de alcanzarse el punto de fusión, no cambia la temperatura sino que el calor se utiliza en el proceso mismo de fusión (sistema invariante). La cantidad de energía requerida para lograr este cambio de estado se denomina calor de fusión (∆H crist.) y tiene el mismo valor que el calor de fusión pero de signo negativo puesto que constituye una pérdida para el sistema mismo.

PROCEDIMIENTO

PARTE A:

Sublimación.

Coloque unos pocos cristalitos de yodo en la cápsula de porcelana. Cúbralas con un trozo de papel previamente agujereado con un alfiler (unos 50 agujeros). Coloque el embudo invertido sobre la cápsula y caliente suavemente la cápsula en el yodo. Describa lo observado durante el experimento.

¿Qué le sucede al vapor de yodo al chocar con las paredes del embudo? ¿De qué color es el vapor del yodo?

PARTE B:

Calor de solidificación.

tarado), pese 150 g de agua. Sumerja en el baño maría, el tubo de ensayo con la parafina hasta que ésta se funda. Evite el calentamiento excesivo. Saque el tubo del baño y déjelo enfriar hasta que aparezcan los primero s signos de solidificación de la parafina (nubosidad). En tanto la parafina se enfría, mida la temperatura del calorímetro (beaker de 250 mL con 150 g de agua). Deje el termómetro en el beaker.

Cuando la primera nubosidad aparece, introduzca rápidamente el tubo con la parafina en el calorímetro y agite el agua en el mismo tubo. Cuando la temperatura del agua del calorímetro se equilibre mídala (esto es cuando ya no suba más). Repita el experimento para comparar resultados.

Calcule la cantidad de calor necesaria para producir el cambio de temperatura de la masa de agua utilizada (suponga que el calor para cambiar la temperatura del vidrio del beaker es despreciable). Calcule ahora el calor de solidificación de la parafina en joules por gramo.

CUESTIONARIO FINAL

1. ¿Por qué hay cambios energéticos cuando se produce un cambio de estado en una sustancia? 2. Explique lo que significa caloría, ofrezca la definición internacional de caloría.

3. Defina calor de fusión, calor de evaporación y calor de sublimación.

4. ¿Cuál es el calor de fusión del agua? ¿Cuál es el calor de evaporación a 100°C? 5. Explique por qué se puede patinar sobre el hielo.

6. Si el calor de fusión del hielo a 0°C es de 79,7 cal/g. ¿Cuál es el calor de fusión en kcal/mol? 7. ¿Cuántas calorías se liberan cuando se condensan 10 g de vapor de agua a 100°C?

8. ¿Cuántas calorías se necesitan para fundir 3 moles de hielo a 0°C?

9. El calor de solidificación del CCl4 a -23°C es de 39,9 cal/g. Calcule el calor de solidificación molar y

represente en una ecuación los cambios de fase y energía.

10. En la superficie exterior de un vaso con agua e hielo se forman gotas de agua. ¿A qué se debe el fenómeno? ¿Qué cambios energéticos se producen en el vaso en el contenido del vaso, en el agua que se condensa y en el aire?

11. ¿Por qué no hablamos de calor de cristalización en el caso de la parafina y más bien designamos el proceso como calor de congelación o de solidificación?

EXPERIMENTO 5 SOLUBILIDAD Materiales y equipo especial:

Alcohol etílico, glicerina, éter, gasolina, detergente, benceno, cloruro de potasio, cloruro de amonio, hidróxido de sodio, cloruro de sodio, nitrato de potasio, sulfato de calcio (tiza molida), acetato de sodio 3 hidrato.

Objetivo:

Estudiar la solubilidad de varias sustancias en diferentes disolventes. Notar los cambios energéticos que ocurren en el proceso de la disolución. Estudiar los fenómenos de saturación y sobresaturación. Ilustrar el significado de las curvas de solubilidad. Mostrar el efecto de los detergentes.

DISCUSIÓN

La solubilidad de las sustancias depende de las estructura química del soluto y la relación de esta estructura con la del disolvente. Una sustancia tiende a disolverse en aquellos disolventes que sean químicamente análogos.

El naftaleno, C10H8, por ejemplo, un hidrocarburo, es muy soluble en gasolina, que es una

mezcla de hidrocarburos; pero el naftaleno es menos soluble en alcohol etílico, C2H5OH, cuyas

moléculas constan de cortas cadenas hidrocarbonadas que llevan unidos a sus extremos el grupo hidroxilo. El naftaleno es muy poco soluble en el agua, cuya estructura difiere mucho de un hidrocarburo.

Por otra parte, el ácido bórico, un hidrocompuesto, es moderadamente soluble en agua y en alcohol y es insoluble en gasolina. De hecho, los tres disolventes muestran entre ellos la misma relación entre solubilidad y constitución química. La gasolina (y el agua también) es miscible con (soluble en) alcohol anhidro pero la gasolina y el agua sólo se disuelven mutuamente en cantidades íntimas.

Sustancias polares y no polares

En estas seis sustancias, los centros atómicos positivamente cargados y los electrones apareados se hallan dispuestos simétricamente alrededor del centro de la molécula. Como consecuencia cada molécula resulta no sólo eléctricamente neutra, sino también eléctricamente simétrica.

Las sustancias cuyas moléculas son eléctricamente simétricas se denominan no polares. En general estas sustancias son menos activas que aquellas cuyas moléculas contienen cargas eléctricas distribuidas de un modo menos regular.

En contraste con las sustancias no polares a que acabamos de referirnos, hay otras sustancias cuyas moléculas son eléctricamente asimétricas.

Como es sabido las moléculas del agua tienen enlaces covalentes entre el hidrógeno y el oxígeno. No obstante, el agua es una molécula dipolar. Sus cargas eléctricas no se hallan distribuidas simétricamente en la molécula. El oxígeno por ser más electronegativo atrae más los electrones produciendo en su alrededor una nube negativa y quedando los protones al otro extremo. Como consecuencia, no obstante que cada molécula es eléctricamente neutra, la molécula del agua es eléctricamente asimétrica.

Los dos átomos de hidrógeno se unen al oxígeno con una ángulo de enlace entre ellos de 105°, algo menor que 109,5° que corresponde al ángulo de un tetrahedro.

Algo semejante ocurre con el amoniaco. En este compuesto los tres átomos de nitrógeno tienen entre sí un ángulo de enlace de 107° y el nitrógeno por su electronegatividad atrae la nube electrónica dejando el otro extremo de la molécula positivamente cargado. Por eso la molécula de amoniaco es dipolar, es decir, tiene una distribución asimétrica de las cargas positivas y negativas.

Otros ejemplos de moléculas dipolares son HF3; CCl3H; CH3Cl; HF; HCl. En general se

denominan como moléculas polares.

En los esquemas siguientes puede observarse como los elementos se hallan desplazados hacia el Cl, F o N por acción de la gran electronegatividad de los átomos del Cl, F, O y N. Por lo tanto, la parte de la molécula que lleva dichos átomos posee carga negativa parcial mientras que el resto de la molécula queda parcialmente positiva.

Las moléculas polares se conocen frecuentemente como dipolos, ya que actúan como si llevasen pares de polos de cargas eléctricas opuestas, al igual que las agujas de las brújulas tienen polos magnéticos opuestos.

Las sustancias polares tienden a ser químicamente más activas que las no polares; algunas (las que tienen O, N o F) suelen asociarse por medio de enlaces de hidrógeno. En el caso del agua el enlace de hidrógeno explica su elevado calor de vaporización y puntos de fusión y ebullición.

Solubilidad de sustancias iónicas

Algunas sales, que son sustancias iónicas cristalinas se disuelven en agua, ya que las atracciones entre los iones de cargas opuestas que componen el retículo cristalino son superadas por la tendencia del agua a combinarse con dichos iones (hidratación de los iones).

Al disolverse una sustancia iónica como la sal común, sus iones Na+ y Cl- se hidratan (se combinan con el agua). Una disolución de sal común tiene sus iones hidratados. Cada ión sodio o ión cloruro se combina con un número de moléculas de agua. Este proceso de hidratación proporciona parte de la energía que se requiere para deshacer el retículo cristalino.

Otros disolventes polares se combinan también con los iones de las sustancias iónicas que en ellos se disuelven convirtiéndose en iones solvatados. La hidratación es solamente un caso particular de solvatación.

Disolución de sustancias no polares

Las sustancias no polares se disuelven mutuamente. El petróleo por ejemplo, es una mezcla homogénea, esto es, una disoluación de compuestos no polares (hidrocarburos). Para remover de un objeto el aceite mineral pesado, que es un hidrocarburo, basta limpiarlo con gasolina, con benceno o con otro hidrocarburo más volátil.

El aceite de palma y la grasa de origen animal son mezclas naturales de compuestos no polares; ambos se disulven en los hidrocarburos que forman la gasolina, o en el benceno o en la bencina que son también hidrocarburos.

Por el contrario, ni el cloruro de sodio ni el sulfato de cobre se disuelven en grado apreciable en los hidrocarburos, en los aceites o grasas. Tampoco el agua disuelve los hidrocarburos ni los aceites o grasas.

Todos estos ejemplos de solubilidad y la discusión sobre sustancias polares y no polares nos lleva a una conclusión o generalización bastante conocida: “igual disuelve a igual” (o más precisamente, compuestos de estructura química parecida se disuelven o mezclan fácilmente).

En general se espera que los disolventes polares disuelvan sólo solutos polares o iónicos y que los disolventes no polares disuelvan solamente solutos no polares. En otras palabras, compuestos con estructura química semejante se mezclan fácilmente y se disuelven unos en otros fácilmente.

Por ejemplo la glucosa se disuelve en agua y ello puede atribuirse a los numerosos grupos OH que tiene el carbihidrato como puede apreciarse en las fórmulas que siguen.

Estructuras químicas del agua y la glucosa. La glucosa es soluble en agua debido a sus numeroso grupos hidroxilo, OH, iguales a los del agua.

Acción detergente

El fenómeno de la detergencia está íntimamente ligado a los aspectos que se han discutido. Un detergente tiene la capacidad de suspender la grasa en agua, como coloide o como una emulsión (o sea una suspensión mecánica de un líquido en otro líquido).

Un detergente suspende o emulsifica la grasa o la suciedad de carácter grasoso. Por lo general la suciedad de la ropa tiene ese carácter. La suciedad de los utensilios se cocina en buena parte es de carácter grasoso. Por eso es necesario utilizar jabón u otro detergente para remover la suciedad de la ropa o de los trastos de la cocina.

Las grasas o las suciedades grasosas son de naturaleza no polar y por lo tanto insolubles en agua. ¿Cómo puede entonces un detergente suspender en el agua estas sustancias grasoas?

Un detergente orgánico es una sustancia que tiene en su molécula un carácter doble: una parte polar y otra no polar debidamente colocadas y adecuadamente balanceadas.

Las fórmulas que siguen muestran la estructura del sulfato de laurilo y del palmitato de sodio (un jabón). Los jabones son los detergentes más antiguos y aún hoy en día son extensamente usados y no han sido desplazados totalmente por los detergentes modernos.

Ahora puede comprenderse mejor cómo una gota de aceite insoluble en agua, puede suspenderse en este líquido con la ayuda de un detergente que actúa como agente emulsificante, es decir, como una sustancia que estabiliza la emulsión. La figura 25-1 muestra cómo el detergente disuelve su parte no polar en el aceite y queda fuera de la gota del aceite el grupo polar soluble en agua. Con millones de moléculas del detergente así orientadas en la superficie cada gotita de aceite queda como con flotadores para permanecer suspendida en el agua, como si fuera soluble.

Para limpiar un objeto se hace necesario frotarlo o someterlo a cierta acción mecánica que precisamente tiene como objeto subdividir la suciedad en gotas o partículas pequeñas para que el detergente tenga una mayor superficie donde actuar.

Solubilidad

A una temperatura determinada, por lo general sólo cierta cantidad máxima de soluto se disuelve en una cantidad dada de disolvente.

Si se agita durante cierto tiempo un exceso de soluto (en estado finamente dividido) con el disolvente, se llega a disolver una cantidad máxima. Se dice entonces que el disolvente está saturado con el soluto. Existe entonces una situación de equilibrio entre el soluto disuelto y el no disuelto. El primero precipita o cristaliza constantemente. Así por ejemplo, 1000 mL de agua a 18°C disolverán hasta 6,6 g de KClO3 pero no

más. Sin embargo, la misma cantidad de agua disolverá 213,4 g de AgNO3. Por el contrario, una

disolución saturada de carbonato de calcio en agua, contendrá únicamente 0,013 g en 1000 mL.

Para describir estos ejemplos en términos de solubilidad se dirá que el clorato de potasio es sólo ligeramente soluble en agua, el nitrato de plata es muy soluble y el mármol (carbonato de calcio) muy insoluble.

El número de gramos de soluto necesario para saturar un volumen o un peso dado de disolvente (por ejemplo 100 mL o 100 g) se llama solubilidad del soluto.

Disolución saturada

En el párrafo anterior hemos utilizado las palabras saturado y saturar para explicar el concepto de solubilidad. La mejor forma de garantizar que una disolución esté saturada es agregando un poco de soluto que se deposite en el fondo del recipiente. Así habrá un intercambio constante entre el soluto en disolución saturada y el soluto cristalizado en el fondo del recipiente. Se establecerá así un equilibrio entre la velocidad con que las moléculas o los iones en disolución se depositan en la superficie del crital y la velocidad con que las moléculas o los iones dejan la superficie del cristal y se mezclan con las moléculas de disolvente. En el punto de equilibrio, la concentración de la disolución permanece constante ya que ambas velocidades, la de disolución y la de depositación del soluto, son iguales. Éste es un ejemplo típico de equilibrio dinámico.

Cualquier factor que trate de perturbar este equilibrio tal como evaporación del disolvente o enfriamiento de la disolución puede hacer que se deposite más soluto. También si se agrega sidolvente causa que una mayor disolución de los cristales que estaban en el fondo. Puede observarse que el Principio de Le Chatelieres aplicable también en el caso de las disoluciones saturadas en equilibrio con cristales de soluto.

Disolución diluida y disolución concentrada

Se llama disolución diluida a la que contiene poco soluto disuelto por unidad de volumen de disolvente, se aquel muy soluble o no. Disolución concentrada es la que contiene gran cantidad de soluto disuelto, por unidad de volumen del disolvente y por lo tanto, sólo puede prepararse con solutos muy solubles.

Concentración

Se llama concentración de la disolución a la cantidad de sustancia disuelta por una cantidad dada de disolvente. Al separar parcialmente el disolvente (por ejemplo por evaporación), la disolución se concentra y al eliminar totalmente el disolvente se evapora a sequedad. Al agregar disolvente la disolución se diluye. Una disolución saturada no tiene que ser una disolución concentrada; será muy diluida si la sustancia disuelta es sólo ligeramente soluble. Así es entonces posible que existan soluciones saturadas y que a la vez son concentradas. Una solución saturada de cloruro de plata, compuesto que se considera insoluble, tiene 1,4 x 10-3 _{gramos por litro, por lo tanto es diluída. Una}

disolución de sacarosa en agua que contenga 50 g de sacarosa por 100 mL de agua es concentrada pero no está saturada (se requieren 200 g de sacarosa para saturar 100 mL de agua).

Influencia de la temperatura en la solubilidad

La cantidad de una sustancia que se disuelve en una cantidad de disolvente dependen en gran parte de la temperatura. Generalmente la solubilidad de los sólidos en los líquidos aumenta al elevarse la temperatura. Se puede determinar la solubilidad de una sustancia a diferentes temperaturas y representar gráficamente los resultados obtenidos. La figura 25-6 muestra las curvas de solubilidad de algunas sustancias comunes; la ordenada representa el número de gramos del compuesto anhidro disuelto en 100 g de agua en cada caso; la abscisa representa la temperatura. La concentración correspondiente a cada temperatura se puede leer fácilmente; así 100 g de agua disuelve 13 g de KNO3

misma cantidad de agua disuelve 35,6 g de cloruro de sodio a 0°C y 39 g de cloruro de sodio a 100°C. La diferencia de solubilidad entre el KNO3 y el NaCl se observa mediante las curvas correspondientes; la curva que representa la solubilidad del NaCl tiene poca pendiente entre 0 y 100°; en cambio la del KNO3 tiene una pendiente considerable.

Los casos en que la solubilidad de sólidos en líquidos disminuye al elevar la temperatura son menos comunes. El sulfato de sodio anhidro es un ejemplo de este comportamiento, lo mismo que el sulfato de cerio III.

Sobresaturación

Ya hemos indicado que, en general, la solubilidad de un sólido aumenta con la temperatura. Al enfriar una disolución que ha sido previamente saturada a una temperatura alta (70 a 90°C), el exceso de soluto se suele separar de la disolución en forma de cristales de sólido puro. Sin embargo, teniendo cuidado de evitar la presencia del menor indicio de soluto sólido en la disolución saturada antes de enfriarla, y si el enfriamiento se realiza lentamente, muchas veces se retrasa la cristalización del soluto presente en exceso; se dice que la disolución está sobresaturada. En algunos casos el retraso es de duración indefinida. Así, una disolución sobresaturada de sulfato de sodio hexahidratado, permanecería en dicho estado mucho tiempo, si se preserva del polvo y sacudidas violentas; pero hasta añadir un cristal diminuto de la misma sustancia disuelta, para que inmediatamente empiece a critalizar el exceso de soluto alrededor de aquel que sirve de núcleo para la formación de nuevos cristales. Este artificio se llama inoculación. Se dice que una disolución sobresaturada se encuentra en una condición meta estable.

Son muchas las sales que tienen la propiedad de formar disoluciones sobresaturadas; el tiosulfato de sodio Na2S2O3, el sulfato de manganeso MnSO4, el acetato de sodio NaC2H5O2, entre

otros ejemplos.

sobresaturadas de gases, sobre todo de los más solubles, como el dióxido de carbono CO2, el dióxido de

azufre SO2 y el amoniaco NH3.

PROCEDIMIENTO

PARTE A:

Solubilidad y saturación, efecto de un detergente.

Coloque 5 mL de una agua en tubo de ensayo y agregue 1 mL de alcohol etílico. Repita pero en lugar de alcohol etílico use 1 mL de glicerina., de éter, de aceite vegetal y de gasolina para determinar la solubilidad de estas sustancias, o mezclas según sea el caso en agua.

Coloque 5 mL de gasolina en un tubo de ensayo y añada 1 mL de aceite. Repita usando benceno en lugar de gasolina. Anote los resultados.

Coloque 5 mL de agua en un tubo de ensayo y agregue 1 gramo de cloruro de potasio. Agite. Observe si ocurre un cambio de temperatura y anote este hecho. Repita la experiencia con cloruro de amonio, con hidróxido de sodio, con cloruro de sodio y sulfato de bario.

Coloque 10 mL de agua en un tubo de ensayo grande. Agregue poco a poco cloruro de sodio hasta obtener una disolución saturada. Caliente ahora la disolución hasta el punto de ebullición y sature nuevamente con NaCl. Enfríe la disolución en el tubo con agua fría y observe el resultado. Repita la experiencia con nitrato de potasio en lugar de cloruro de sodio. NOTA: Se necesita aproximadamente 4 g de cloruro de sodio y 10 g de nitrato de potasio; es difícil saturar una disolción caliente en KNO3, por

eso se recomienda usar un máximo de 10 g).

Agregue 3 gotas de aceite a 5 mL de agua en un tubo de ensayo. Agite y observe el resultado. Agregue al mismo tubo ahora 0,5 g de un detergente en polvo. Agite y observe el resultado.

RESULTADOS:

¿Se disuelve el aceite en la gasolina? ¿En el benceno? Ofrezca una explicación para la solubilidad del alcohol etílico y de la glicerina en agua (escriba además las fórmulas). Marque con una X en la columna correspondiente (copie esta tabla en su cuaderno de laboratorio).

Sustancia o Mezcla Muy soluble en agua Poco soluble en agua Insoluble en agua Alcohol etílico

Glicerina

Éter etílico

Aceite vegetal

Gasolina

Compuesto Cambio de temperatura

observado

Soluble en agua Insoluble en agua

Cloruro de potasio

Cloruro de amonio

Hidróxido de sodio

Cloruro de sodio

Sulfato de calcio

El aceite vegetal y la gasolina no se disolvieron en agua, ¿Por qué?. Escriba la fórmula desarrollada de un triglicérido y la del octano. ¿Es el aceite un compuesto o una mezcla? ¿Y la gasolina? Explique cómo actúa el éter en cuanto a su solubilidad en agua. Esciba la fórmula del éter etílico.

Con base en las curvas de solubilidad del NaCl y KNO3 (consulte la figura 25-6) explique le

comportamiento de estas sales cuando se trató de saturar 10 mL de agua con cada una de ellas por separado. Dibuje esas curvas de solubilidad copiándolas de la figura 25-6.

¿Cuál es el efecto de un detergente en una mezcla de aceite y agua? Explique.

¿Por qué el detergente sirve como emulsionante? Haga un diagrama y escriba las fórmulas químicas que ilustran el proceso.

PARTE B:

Sobresaturación.

Coloque alrededor de 5 g de acetato de sodio 3 hidrato en un erlenmeyer pequeño. Humedezca con unas pocas gotas de agua y caliente hasta que la sal se disuelva completamente. Coloque un tapón de corcho en la boca del erlenmeyer y déjelo que se enfríe a la temperatura ambiente sin perturbarlo. El tapón debe colocarse suavemente de manera que se pueda quitar con facilidad cuando la disolución esté fría; cuando esto último se logra introduzca al erlenmeyer un cristalito de acetato de sodio y note la cristalización inmediata y el desprendimiento de calor.

RESULTADOS:

¿Por qué el acetato de sodio se disuelve en solamente unas gotas de agua? Describa el fenómeno observado al “sembrar” o “inocular” la disolución sobresaturada con un cristalito de acetato de sodio. Indique si otro u otras sustancias pueden actuar en forma semejante a la forma como actúa el acetato de sodio.

CUESTIONARIO FINAL 1. ¿Qué es bencina? ¿Qué es benceno? ¿Cuál es su fórmula?

2. ¿Qué es una emulsión? ¿Qué es un agente tenso activo? ¿Qué es un agente amulsificante? 3. ¿Qué sucede al agitar una bebida que está saturada con anhídrico carbónico? Explique.

4. Averigüe la fórmula del detergente y escríbala. Compare con la del jabón. ¿Por qupe ambos son dipolares?

5. ¿Son los jabones y los detergentes agentes emulsificantes? Explique y compare fórmulas generales. 6. ¿Qué es dureza del agua? Busque la respuesta en su libro de texto.

EXPERIMENTO 6

DETERMINACIÓN DE LA SOLUBILIDAD DE CLORURO DE SODIO Materiales y equipo especial:

Cloruro de sodio grado reactivo (pero utilizarse sal de mesa corriente pero seca), cápsula de porcelana No 00 y un vidrio de reloj para taparla; beaker de 250 mL para evaporar al baño maría el contenido de la cápsula. Balanza, termómetro. Embudo para filtrar; mortero y pistilo; erlenmeyer de 50 mL con tapón de corcho.

Objetivo:

Preparar una disolución saturada; determinar cualitativamente la solubilidad del cloruro de sodio; ilustrar la evaporación hasta sequedad.

DISCUSIÓN

La solubilidad de un compuesto se calcula preparando una disolución saturada del compuesto y midiendo la cantidad requerida para saturar a esa temperatura. El método más práctico de preparar una disolución saturada consiste en preparar una disolución a una temperatura un poco mayor que la temperatura a la cual deseamos medir la solubilidad y dejar enfriar la disolución a la temperatura deseada. Se debe luego pesar una porción de esa disolución, remover el disolvente completamente y pesar el residuo. Este procedimiento sólo puede servir para compuestos no volátiles como el NaCl y que no se descompongan con el calentamiento.

PROCEDIMIENTO

Pulverice en un mortero aproximadamente 10 g de cloruro de sodio seco. Transfiera el polvo a un erlenmeyer de 50 mL y añada cerca de 20 mL de agua. Tape el erlenmeyer con un corcho y agite la mezcla vigorosamente. Remueva el tapón y sosteniendo el frasco del cuello caliéntelo suavemente sobre la llama del quemador de Bunsen. No permita que la temperatura suba mucho (lo más 35 – 40°C).

Tape el erlenmeyer de nuevo y agite vigorosamente y continue agitando hasta que la temperatura del erlenmeyer baje y sea igual a la temperatura ambiente. Observe el residuo de cloruro de sodio en el fondo; usted ha preparado una disolución saturada.

En un beaker de 250 mL caliente agua y llévela hasta el punto de ebullición mientras realiza esas operaciones. Pese en la forma más exacta posible, una cápsula de porcela limpia cubierta con un vidrio de reloj. Anote este peso. Por medio de un termómetro seco determine la temperatura de la disolución saturada de sal. Anótela.

Utilizando un papel de filtro seco y un embudo también seco, filtre la disolución saturada recogiendo el filtrado en la cápsula de evporación previamente pesada. Cubra ahora la cápsula con el vidrio de reloj y pésela. Anote el peso de la cápsula más la disolución. Quite el vidrio de reloj. Coloque la cápsula sobre el beaker de agua hirviendo hasta que toda el agua de la cápsula se haya evaporado.

Coloque ahora la cápsula en el anillo de soporte y cúbrala con el vidrio de reloj. Caliente de manera que la llama no toque el fondo de la cápsula. Continúe calentando hasta que toda la humedad haya sido expulsadad incluyendo la que se acumula en la superficie interna del vidrio de reloj.

Peso de cápsula, vidrio de reloj y disolución …... g Peso de cápsula vacía y vidrio de reloj …... g Peso de disolución saturada …... g Temperatura de la disolución …... g Peso de cápsula, vidrio de reloj y residuo de sal …... g Peso de cápsula vacía y vidrio de reloj …... g Peso de residuo de sal …... g Peso de agua de la disolución (agua evaporada) …... g

Calcule la solubilidad de NaCl en gramos / 100 g de H2O.

¿Cómo puede usted estar seguro de haber preparado un disolución saturada?

¿Por qué el papel filtro, la cápsula y el embudo deben estar secos antes de iniciar el proceso de filtración?

¿Por qué se debe usar un baño maría para evaporar la disolución?

¿Por qué se debe anotar la temperatura de la disolución saturada antes de empezar a remover el disolvente?

¿Por qué se cubre la cápsula con un vidrio de reloj para remover totalmente el disolvente?

CUESTIONARIO FINAL

1. Busque la solubilidad de NaCl en una tabla de solubilidades. Compare con su resultado. Calcule el porcentaje de error.

2. Enumere las posibles fuentes de error de este experiemento. ¿Cómo podrían eliminarse?

3. ¿Cuál sería el procedimiento a seguir para determinar la curva de solubilidad del cloruro de sodio en agua?

EXPERIMENTO 7 EQUILIBRIO QUÍMICO Materiales y equipo especial:

Disoluciones de: cloruro de hierro (III) al 2%; tiocinato de amonio al 5%; hidrócido de sodio 3 M; ácido nítrico 6 M; cloruro de bismuto sólido; dicromato de potasio 1 M; ácido sulfúrico 6 M.

Objetivo:

Estudiar el Principio de Le Chatelier en dos sistemas de equilibrio químico que al desplazarse producen cambios visibles.

DISCUSIÓN

Las reacciones reversibles son aquellas en las que los productos pueden reaccionar para producir los reactantes. Cuando la velocidad de la reacción “adelante” (directa) es igual a la velocidad de la reacción hacia “atrás” (inversa) el sistema ha llegado al equilibrio químico. En este punto las concentraciones de los reactantes y los productos no tienen que ser iguales pero cuando un sistema reversible ha llegado al punto de equilibrio estas concentraciones no cambian. Si el equilibrio es perturbado añadiendo una de las sustancias, sea reactante o producto, el sistema se desplaza en el sentido en que la sustancia añadida es absorbida a fin de reestablecer el valor del Ke (principio de Le Chatelier aplicado a la concentración).

La reacción entre el cloruro de hierro y el tiocianato de amonio es reversible y produce un ión complejo color rojo sangre, Fe (SCN) +2 y cloruro de amonio:

Fe +3 _{+ SCN} - _{Fe (SCN)} +2 _{color rojo sangre}

Si a este sistema en equilibrio le agregamos ión Fe +3 o ión SCN – el equilibrio se desplaza hacia la derecha intensificándose el color rojo. A su vez, si en alguna forma reducimos la concentración de ión hierro (III) también observaremos desplazamiento del equilibrio.

El ión cromato puede formar iones dicromato si se aumenta en el medio al concentración de ión hidrógeno (hidronio):

2CrO4-2 + 2H + 2HCrO4- Cr2O7-2 + H2O

Si la reacción se escribe con iones hidronio:

2CrO4-2 + 2H3O + 2HCrO4- + 2H2O Cr2O7-2 + 3H2O

El ión cromato es amarillo y el ión dicromato es anaranjando. Si logramos desplazar el equilibrio en este sistema observaremos cambios de color.

PROCEDIMIENTO

Parte A

Formación de un complejo

color amarillo anaranjado. Si el color que se produce es rojo intenso, debe diluirse con agua hasta obtener el color deseado.

Vierta ahora 5 mL de la disolución en 4 tubos de ensayo. Al primero se le añade gota a gota disolución de disolución de cloruro de hierro (III) ; al segundo gota a gota de disolución de tiocianato de amonio y al tercero gota a gota disolución de hidróxido de sodio. Compare los colores de estas tres disoluciones con la del cuarto tubo que se ha reservado como referencia. Explique los cambios de color.

RESULTADOS

¿De qué color es la disolución de tiocianto de amonio? ¿Y la de cloruro de hierro (III)? Escriba la ecuación iónica del proceso. ¿Cuál es el color del complejo formado? ¿Qué sucede al añadir a uno de los tubos disolución de cloruro de hierro (III)? ¿A qué se debe el cambio? ¿Qué sucede al añadir a otro de los tubos disolución de tiocianto de amonio? ¿A qué se debe este cambio? ¿Qué sucede cuando se añade disolución de NaOH? ¿Qué es el precipitado? Escriba la ecuación. ¿Por qué el líquido supernatante disminuye en coloración roja?

Parte B

Cromato - Dicromato

Mida 3 mL de disolución de 0,4 M de dicromato de potasio. Observe el color, añada gota a gota disolución 3 M de hidróxido de sodio. Note el cambio de color. Añada gota a gota de disolución 6 M de H2SO4 hasta que se produzca otro cambio de color.

RESULTADOS

¿De qué color es el dicromato de potasio? ¿Qué le ocurre al añadirle NaOH? Escriba la ecuación. ¿Qué le ocurre al añadir H2SO4 a la disolución básica? ¿A qué se deben estos cambios de color?

CUESTIONARIO FINAL

1. Escriba la expresión del Ke para cada una de las reacciones reversibles estudiadas. 2. ¿Qué establece el Principio de Le Chatelier?

3. Escriba la fórmula y el nombre de cada uno de los reactivos usados en este experimento.

EXPERIMENTO 8 ANÁLISIS VOLUMÉTRICO Materiales y equipo especial:

Dos disoluciones de NaOH, una de molaridad desconocida y la otra 0,1 M; dos disoluciones de HCl una de molaridad desconocida y la otra 0,1 M; disolución indicador de fenolftaleína; dos buretas de llave de 50 mL; prensa buretas.

Objetivo:

Familiarizarse con los principios fundamentales del análisis volumétrico: uso de la bureta y obtención del punto final de una titulación.

DISCUSIÓN Análisis de ácidos y bases

La Química Analítica Cuantitativa es la rama de la química que estudia la composición de la materia desde el punto de vista cuantitativo; su campo es muy amplio y tiene muchas subdivisiones. Entre las subdivisiones más importantes y antiguas está la volumetría.

En volumetría la base de la medición es el volumen. Se miden volúmenes de disoluciones de molaridad conocida (disoluciones tipo) y se comparan con disoluciones de molaridad desconocida. Para medir volúmenes de disoluciones se utilizan aparatos como buretas, pipetas o balones aforados cuya calibración permite bastante precisión.

La volumetría se divide en varias ramas, una de las cuales es la acidimetría y la alcalimetría. Se entiende por acidimetría el proceso de analizar una sustancia ácida utilizando para ello una disolución tipo de una base. A su vez, la alcalimetría se ocupa del análisis de bases utilizando una disolución tipo de un ácido.

Este proceso analítico se basa en el uso de los pesos equivalentes. Un gramo equivalente o molar de un ácido reacciona exactamente con un gramo (equivalente o molar de una base). Por eso también es cierto que:

1000 mL de base 1 M = 1000 mL de ácido 1 M 200 mL de base 0,5 M = 200 mL de ácido 0,5 M

300 mL de base 4 M = 300 mL de ácido 4 M

Estos ejemplos demuestran que: Va x Ma = Vb x Mb en donde a es ácido, b base, V es el volumen en L

y M es la molaridad en mol/L. El producto Va x Ma es igual al número de moles del ácido. A sus vez el

producto Vb x Mb corresponde al número de moles de base. En la reacción de un ácido con una base

concurren igual número de moles de cada uno.

Por eso, es posible utilizar en acidimetría y alcalimetría la fórmula:

Va x Ma = Vb x Mb

representando un lado de la igualdad los moles de ácido y el otro los moles de base.

Valoración o titulación

volumen dado de otra disolución de concentración conocida.

La titulación ácido – base es un medio sensitivo de determinar los volúmenes de ácido y base que son equivalentes, esto es que contienen el mismo número de moles. Si se conoce la concentración de una disolución, la concentración de la otra se puede calcular.

Supongamos que se desea valorar una disolución de HCl y se cuenta para ello con una disolución tipo de NaOH que es 0,50 M. Se colocan las disoluciones de HCl y de NaOH en sendas buretas. Se mide un volumen determinado de HCl (20 mL por ejemplo) desde la bureta, en un erlenmeyer. Se agregan unas gotas de indicador (fenolftaleína, por ejemplo) al frasco de erlenmeyer con la disolución de HCl de molaridad desconocida y luego se añade poco a poco, desde la otra bureta, la disolución tipo de NaOH.

El cambio de color del indicador indicará que al neutralización se ha completado (30 mL por ejemplo). Mediante este procedimiento se averigua cuántos mililitros de disolución de la base reaccionan con un número determinado de mililitros del disolución del ácido:

mL de ácido usados: 20 mL mL de base usados: 30 mL molaridad de la base: 0,50 M

En este proceso las adiciones sucesivas de base a un volumen conocido de ácido van neutralizando este último y el pH va gradualmente subiendo, hasta alcanzar el volumen que corresponde al punto de equivalencia o punto estequiométrico.

El punto de equivalencia corresponde al momento, en un titulación ácido base, en que se han relacionado igual número de moles de cada uno. Si se escoge bien, un indicador cambia su color en el punto de equivalencia de una titulación, o al menos muy cerca de él y así ese punto final dado por el indicador coincide con el punto de equivalencia o punto estequiométrico.

Con los datos obtenidos en este ejemplo de valoración de HCl con NaOH 0,5 M es posible calcular la molaridad de la disolución incógnita de ácido:

L x M = L x M ácido = base 20 x M = 30 x 0,50

M =

30x0,50

20 _{= 0,75 M}

Por lo tanto el HCl es 0,75 M

PROCEDIMIENTO

PARTE A

Titulación de una disolución incógnita de una base

Lave bien las buretas. Enjuáguelas bien con agua destilada. Agregue a cada una un poco de agua y séquelas con un limpión, exteriormente. Ahora observe bien si las buretas gotean estando la llave cerrada. Si hay goteo, la llave puede estar mal engrasada. Consulte a sus asistente de laboratorio.

Cuando esté seguro que la bureta funciona correctamente, enjuáguela con 3 porciones de 3 mL cada una de la misma disolución con la que se va a llenar. Llene una bureta con disolución tipo de HCl 0,1 M, y la otra con disolución incógnita de NaOH. Anote las lecturas iniciales en las buretas.

de la base.

NOTA: Coloque un papel blanco debajo del erlenmeyer para qu observe mejor los cambios de color. Su asistente le mostrará la técnica que debe emplearse en una titulación.

Repita la experiencia anterior, tomando ahora las lecturas finales de la bureta como lecturas iniciales. Calcule la molaridad de la base con estos nuevos datos. Si el nuevo resultado es lo suficientemente preciso, obtenga un promedio entre éste y el anterior; de lo contrario, repita la operación hasta obtener una precisión aceptable (consulte a sus asistente).

RESULTADOS

¿Por qué la bureta debe de estar limpia? ¿Por qué la bureta no debe gotear por sí sola? ¿Cómo sabe que la bureta esta limpia? Anote en su cuaderno de laboratorio según el esquema siguiente los datos de cada titulación:

mL de ácido 0,1 M mL de base ”x” M

Lectura final mL Lectura final mL

Lectura inicial mL Lectura inicial mL

Volumen usado mL Volumen usado mL

Calcule ahora la molaridad de la base para cad titulación 1 y 2 y obtenga el promedio si sus resultados tienen precisión aceptable.

PARTE B

Titulación de una disolución incógnita de una ácido

Repita el proceso de la parte A usando la disolución tipo de 0,1 M de hidróxido de sodio y una disolución de concentración incógnita de ácido clorhídrico. Calcule la molaridad del ácido.

CUESTIONARIO FINAL

1. ¿Cuáles otros indicadores podría usted haber utilizado en esta titulación? Escoja tres o más e indique cuál habría sido el cambio de color en cada caso y para partes A y B de este experimento.

2. Dibuje la curva de titulación característica de la titulación de NaOH con HCl y de HCl con NaOH. 3. ¿Cuál es la diferencia entre punto final y punto estequiométrico de una titulación?

EXPERIMENTO 9

DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE PRODUCTO DE SSOLUBILIDAD (Kps) del PbI2

Materiales Equipo

Nitrato de Plomo II, Pb(NO3)2 0,010 mol/L

Yoduro de potasio, KI 0,020 mol/L Agua destilada

Hielo

Erlenmeyer de 125 mL, Probetas de 10 y 100 mL, Tapón de hule para Erlenmeyer de 125 mL, Termómetro.

Objetivo

Establecer la relación entre el concepto de equilibrio químico y el concepto de Kps.

Determinar el valor de Kps para una sal iónica de baja solubilidad en agua a diferentes temperaturas. Calcular el porcentaje de error en la determinación experimental de la Kps para el PbI2.

Justificar las causas de error en la determinación experimental de la Kps del PbI2.

Resolver problemas aplicando el concepto de Kps.

DISCUSIÓN

En prácticas anteriores se ha tenido la oportunidad de observar que sustancias como el NaCl, NaOH, CuSO4 y otras se disuelven totalmente en una cantidad adecuada de agua a determinada

temperatura; de todos es conocida la naturaleza iónica de estos tres compuestos, de manera que podría preguntarse si puede hacerse la generalización de que sucede lo mismo con todos los compuestos iónicos.

Las generalizaciones no son convenientes en una ciencia exacta tal como la Química y con respecto a lo anterior, se ha demostrado que son muchos los compuestos iónicos que no muestran una apreciable solubilidad en el agua, aún a temperaturas muy superiores a la ambiente.

Nótese que no se hace referencia a "solubilidad nula" de estos compuestos, sino que se insinúa un grado de solubilidad bajo y es que en realidad eso es lo que se produce. Compuestos como el cloruro de plata, AgCl; el carbonato de calcio, CaCO3 y muchos otros manifiestan una solubilidad en agua tan baja,

que para efectos prácticos se les ha considerado como sustancias insolubles en ese disolvente; sin embargo, los análisis cuantitativos demuestran que disoluciones acuosas de estas sustancias son capaces de conducir levemente la electricidad, lo cual solamente es posible sí existen iones en disolución. En concreto, esa leve conductividad debe estar ligada a una baja concentración de iones en disolución, provenientes de la parcial solubilidad de cada uno de estos solutos.

La mezcla de cualquiera de estos compuestos con el agua origina fácilmente una disolución saturada, en donde, si se mantiene la temperatura constante, el disolvente será incapaz de disolver más soluto y cualquier exceso de este sedimentará.

Hay varias formas de establecer cuándo este equilbrio entre un sólido poco soluble y sus iones en disolución se ha logrado. Por ejemplo, para el equilibrio entre el SrCrO4(s) y una disolución acuosa que

contiene los iones Sr2+ _{y CrO}

42-, representado con

SrCrO4(s) Sr2+(ac) + CrO42-(ac) (1)

Se puede seguir el avance del proceso visual o instrumentalmente, basándose en la intensidad del color amarillo que va adquiriendo el sistema, debido a la presencia del ión cromato. Cuando el tono se mantiene (intensidad de luz absorbida es constante) se concluye que el equilibrio se ha alcanzado. En este caso particular, las concentraciones de los iones presentes, Sr2+ y CrO42- tienen el mismo valor, lo cual se

deduce de la relación estequiométrica entre ambos: [Sr2+] = [CrO42-].

¿Existe alguna manera de calcular experimentalmente el valor de la concentración de los iones en disolución para un compuesto iónico de baja solubilidad?

Ese será el objetivo primordial de la presente práctica ya que experimentalmente se puede obtener un valor numérico, llamado constante del producto de solubilidad, Kps, a través del que puede obtenerse esa valiosa información.

Consideremos un compuesto iónico de limitada solubilidad en agua, con una fórmula molecular A2B3. Este compuesto se disolverá hasta obtenerse una disolución saturada, en la que existirá el equilibrio

A2B3(s) 2 A+3(ac) + 3 B2-(ac) (2)

para el cual se define una constante de equilibrio, Ke, expresada como

[A3+]2 [B2-]3

Ke = --- (3)

[A2B3]

Dado que A2B3 es un sólido y que la concentración de una sustancia en la fase sólida es constante,

el término [A2B3] se incorpora al valor Ke (Ke x [A2B3] = Kps) y la igualdad se convierte en

Kps = [A3+]2 [B2-]3 (4)

en donde Kps es una nueva constante de equilibrio, llamada constante de producto de solubilidad.

En términos generales, la expresión del producto de solubilidad de un compuesto es: el producto de las concentraciones (mol/L) de los iones que lo constituyen, cada una elevada a una potencia que corresponde al coeficiente estequiómetrico en la ecuación balanceada.

Para un electrólito ligeramente soluble en agua, el valor de la Kps es esencialmente constante a determinada temperatura; el valor solo cambiará cuando haya cambio en la temperatura, al igual que sucede con cualquier constante de equilibrio.

Para compuestos con la misma relación iónica, cuanto mayor sea el valor de la Kps mayor será su solubilidad en agua. Por ejemplo, los valores de Kps a 25 C para el cloruro de plata, AgCl, y para el bromuro de plata, AgBr, son respectivamente 1,56 x 10-10 _{y 7,00 x 10}-13_{; como ambas sustancias poseen}

la misma relación iónica, 1:1, el mayor valor para la Kps del AgCl indica una mayor producción de iones en la disolución saturada, esto es, una mayor solubilidad en agua que la del AgBr.

La expresión de la Kps se relaciona con el estado de saturación de la disolución; cuando el producto de las concentraciones de los iones (elevadas a sus respectivos exponentes) es menor que el valor de la Kps, la disolución no está saturada, si el producto es mayor al valor de Kps la disolución está sobresaturada. Resumiendo, el valor de Kps nos da el límite de solubilidad de un tipo de solutos iónicos (los muy poco solubles) a determinada temperatura.

No solo se establecen grados de solubilidad a través de los valores de Kps para los compuestos iónicos de muy baja solubilidad; también se puede calcular el valor de las concentraciones de iones que hay en unas disoluciones, con lo cual puede establecerse si al mezclarlas se formará o no un determinado precipitado.

Es posible basarse en el concepto de Kps para eliminar de una disolución dada un ión en particular, este constituye un método de amplia aplicación en la purificación del agua; ocasionalmente se separa de una disolución un ión no conveniente para el tipo de análisis que se desea, dejando en el sistema de interés otros iones con propiedades muy similares, esta separación también se logra bajo el concepto de la constante de producto de solubilidad, Kps.

En el experimento a realizar se determinará el valor de la Kps para el compuesto iónico yoduro de plomo II, PbI2, cuyo equilibrio en disolución saturada se representa con la ecuación

PbI2(s) Pb2+(ac) + 2 I-(ac) (5)

PROCEDIMIENTO

1. Mida 5,0 mL de Pb(NO3)2 0,010 mol/L, utilice para medir ese volumen una probeta de 10 mL.

2. Vierta el pequeño volumen de disolución de Pb(NO3)2 en un erlenmeyer de 125 mL, limpio y seco.

3. Mida 90,0 mL de agua destilada, utilice una probeta de 100 mL.

4. Vierta el agua en el erlenmeyer y agítelo para lograr una mezcla homogénea de los componentes del sistema.

5. Enjuague y seque la probeta de 10 mL.

6. Mida 5,0 mL de KI 0,020 mol/L, utilice la probeta de 10 mL para medir ese volumen.

7. Agregue la disolución de KI a la mezcla contenida en el erlenmeyer; tápelo con firmeza y agite vigorosamente la mezcla reaccionante.

9. Deje reposar el sistema durante 10 minutos y posteriormente observe el contenido. Describa lo observado seleccionando alguno de los siguientes parámetros:

(a) apariencia clara

(b) presencia de escamitas brillantes (c) presencia de precipitado amarillo

10. Repita el procedimiento completo, utilice los volúmenes que se indican a continuación. Anote sus observaciones.

Ensayo mL Pb(NO3)2 mL H2O dest. mL KI

1 5 90 5

2 10 80 10

3 15 70 15

4 20 60 20

5 25 50 25

Resultados

Ecuación del Equilibrio en Estudio

Temperatura: ________ °C

Ensayo Apariencia

1

2

3

4

5

Cálculos

1. Calcule el número de moles de ión Pb2+ _{presentes en el volumen de Pb(NO}

3)2 0,010 mol/L

utilizado en el ensayo en que aparecieron las primeras escamitas brillantes.

2. Determine la concentración (mol/L) del ión Pb2+ en este ensayo.

4. Determine la concentración (mol/L) del ión I- en este ensayo.

5. Con base en la ecuación del proceso y los valores de concentración molar para los iones Pb2+ _{y I}-_,

determine el valor experimental para la Kps para el PbI2.

6. Consulte el valor teórico para la Kps del PbI2 y calcule el porcentaje de error en su determinación

CUESTIONARIO 1. Investigue el valor del Kps a 25°C para las siguientes sustancias;

a) Carbonato de hierro (II) b) Yoduro de Mercurio c) Oxalato de Bario

2. Escriba la expresión de la constante de producto de solubilidad para el CaF2.

3. ¿Qué es solubilidad molar?

4. Explique por qué las concentraciones de iones calculadas a partir de la Kps algunas veces se desvían de manera considerable de aquellos encontrados experimentalmente.

EXPERIMENTO 10 VELOCIDAD DE REACCIÓN Materiales y equipo especial:

Disolución de ácido yódico 4 g/L; ácido sulfuroso, H2SO3, preparado a partir de 3,6 g de

NaHSO3 y 50 mL de H2SO4 1 M más H2O que se lleva hasta 1 L; suspensión de almidón (5 g de

almidón “soluble” por litro de suspensión previamente gelificada a ebullición lenta); pipetas de 10,0 mL, 25,0 mL, 5,0 mL y 1,0 mL; cronómetro o reloj que marque segundos, dos pliegos de papel milimétrico.

Objetivo:

Estudiar el efecto de las variaciones en la concentración sobre la velocidad de reacción a temperatura constante.

DISCUSIÓN

La velocidad de una reacción depende de muchos factores siendo los principales: a) naturaleza de las sustancias que reaccionan,

b) temperatura de la reacción,

c) concentración de las sustancias que intervienen,

d) la presencia de agentes catalíticos o la ausencia de éstos y, e) el estado de subdivisión.

Para medir la velocidad de una reacción se averigua el número de moles por litro de uno de los reactantes o sustratos que se consume (o que reacciona) por unidad de tiempo; también puede medirse el número de moles por litro de uno de los productos formados por unidad de tiempo.

En este experimento se estudiará el efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción manteniendo la temperatura constante y desde luego manteniendo también constantes todos los otros factores que afectan la velocidad. Se utilizará un tipo de reacción química que se conoce como “reacciones de reloj” que son las que ocurren por un tiempo más o menos prolongado sin que uno pueda advertir ningún cambio y luego repentinamente producen un cambio de color o un precipitado indicando que la reacción se ha completado.

Agunas veces una reacción lenta es seguida por otra reacción rápida en forma tal que la segunda reacción no ocurre hasta que la primera haya concluído. Tal es el caso que usaremos en este experimento. La reacción lenta ocurre entre el ácido sulfuroso y el ácido yódico:

3H2SO3 (ac) + HIO3 (ac) 3H2SO4 (ac) + HI (ac)

En el momento en que todo el H2SO3 (agente reductor) haya desaparecido otro agente reductor,

el HI, reacciona con el ácido yódico produciendo yodo:

5HI (ac) + HIO3 (ac) 3I2 (ac) + 3H2O (l)

Esta reacción es instantánea y el yodo liberado forma un complejo azul oscuro con el almidón. Nótese que para que la segunda reacción ocurra no debe haber H2SO3 puesto que esta sustancia

de la concentración en la velocidad de la primera reacción. Ese efecto se medirá variando el volumen total de la disolución agregando agua como diluyente de cantidades fijas de los reactantes.

PROCEDIMIENTO

Efecto del cambio de la concentración debido al cambio de volumen

Medir con una probeta 200 mL de agua destilada y verterlos en un matraz Erlenmeyer de 500 mL. Medir con una probeta 10 mL de disolución de ácido yódico y mezclarla con el agua del Erlenmeyer. Con la misma probeta y sin enjuagarla ni lavarla medir 10 mL de suspensión de almidón. Agitar para homogenizar la mezcla.

A continuación, preparar el cronómetro y a la cuenta de tres agregar rápidamente 10 mL de disolución de ácido sulfuroso a la mezcla de ácido yódico y suspensión de almidón. (se recomienda usar una probeta diferente para el ácido sulfuroso, aunque el almidón y el ácido yódico se pueden medir en la misma probeta).

Anotar el número de segundos que tarda en aparecer la coloración azul del complejo yodo-almidón. Si la medición del tiempo se hace en minutos, transforme el tiempo a segundos (1 minuto = 60 segundos). Repetir la experiencia, esta vez empleando los volúmenes de agua especificados en el siguiente cuadro:

Ensayo Agua Destilada (mL)

Ácido Yódico (mL)

Suspensión de Almidón (mL)

Ácido Sulfuroso (mL)

Tiempo de reacción (s)

1 200 10 10 10

2 150 10 10 10

3 100 10 10 10

4 50 10 10 10

5 0 10 10 10

RESULTADOS:

Escriba la reacción entre el ácido yódico y el ácido sulfuroso. Escriba la reacción entre el HI y e HIO3. ¿Por qué se obtiene una coloración azul? Escriba la reacción entre el I2 y el H2SO3. Dibuje un

cuadro como el anterior en sus cuaderno de laboratorio para anotar los datos.

CUESTIONARIO FINAL 1. ¿Cómo podría usted prolongar el tiempo de aparición del color azul?

2. ¿Por qué no se podría llevar a cabo esta reacción a temperatura alta de 90 a 100°C?