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UNIVERSIDAD MAYOR FACULTAD DE CIENCIAS SILVOAGROPECUARIAS

CARRERAS DE AGRONOMÍA E INGENIERÍA FORESTAL

LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL

1er Semestre / 2012

Profesoras de Laboratorio:

Alejandra Moreno O.

Gabriela Cornejo B.

UNIVERSIDAD MAYOR

Facultad de Ciencias Silvoagropecuarias

Escuelas de Agronomía e Ingeniería Forestal

Química General – Plan Común

Autores: Alejandra Moreno; Maribel Arnes S.

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INSTRUCCIONES GENERALES

El trabajo en el laboratorio requiere que los alumnos dominen el tema que se va a desarrollar en

la práctica.

Los alumnos deben leer cuidadosamente todas las instrucciones antes de ingresar al laboratorio y

prepararse para el desarrollo de cualquier práctica. Esta actividad implica conocer teóricamente la

experiencia que se va a realizar y los posibles resultados.

Exigencia:

El porcentaje de exigencia del laboratorio será de un 60%.

Asistencia:

Se exigirá asistencia del 100 %. Se justificará la inasistencia sólo de un laboratorio en aquellos casos que

presenten certificados médicos directamente al profesor encargado del laboratorio, cumpliendo un plazo

máximo de 48 horas. La inasistencia a más de un laboratorio, es causal de reprobación de la asignatura

pues el alumno con cumple con los requisitos del 100% de asistencia.

Quienes tengan justificaciones aceptadas por el Docente, podrán recuperar las evaluaciones perdidas en

una fecha asignada por el profesor sin realizar la recuperación del paso práctico.

Los alumnos que lleguen atrasados a algún paso práctico solo podrán hacer ingreso al laboratorio una vez

terminado el control de entrada, y tendrán una nota 1.0 en tal evaluación. Quienes lleguen después de esta

evaluación no podrán ingresar al laboratorio y serán consignados como ausentes, no pudiendo entrar a

otro grupo de laboratorio posterior.

Presentación:

Cada alumno debe presentarse puntualmente al laboratorio llevando:

Guía de laboratorio individual

Delantal blanco

Zapatos cerrados

Pantalón o vestido largo

Normas:

Es obligatorio, que cada alumno:

Trabaje sólo en presencia de profesores.

Aplique las normas mínimas de seguridad.

Mantenga las balanzas limpias y descargadas.

Mantenga los frascos de reactivos tapados y en lugares asignados por el

profesor.

Consigne el material sucio en el lugar asignado por el profesor, al término de

cada sesión.

Evaluaciones:

Controles de entrada: contempla un control de desarrollo individual de aspectos teóricos de la

guía a desarrollar, el promedio de estos controles tendrá una ponderación de un 60% de la nota del

laboratorio.

Informes de salida: contempla un informe teórico práctico grupal para medir la aplicación de los

conocimientos adquiridos por los alumnos, el promedio de estos informes tendrá una ponderación de un

40% de la nota del laboratorio.

La Nota Final de Laboratorio representa el 30% de la nota de la asignatura de Química General.

Prueba de Competencia experimental Teórica: Prueba global del laboratorio teórica.

Prueba de Competencia experimental Práctica: Prueba global del laboratorio aplicada.

El promedio de ambas pruebas de competencia experimental representa el 20% de la nota de la

asignatura de Química General.

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FECHAS DE LABORATORIOS

1ER SEMESTRE / 2012

PRÁCTICO

GRUPO

(G)

SECCIÓN 01

Viernes (4 y 5 módulo)

SECCIÓN 02

Jueves (1 y 2 módulo)

SECCIÓN 03

Viernes (1 y 2 módulo)

SECCIÓN 04

Lunes (1 y 2 módulo)

1 A 16 – Marzo 15 – Marzo 16 – Marzo 12 – Marzo

1 B 23 – Marzo 22 – Marzo 23 – Marzo 19 – Marzo

2 A 13 – Abril 05 – Abril 13 – Abril 26 – Marzo

2 B 20 – Abril 12 – Abril 20 – Abril 02 – Abril

3 A 27 – Abril 19 – Abril 27 – Abril 09 – Abril

3 B 04 – Mayo 26 – Abril 04 – Mayo 16 – Abril

4 A 11 – Mayo 03 – Mayo 11 – Mayo 23 – Abril

4 B 18 – Mayo 10 – Mayo 18 – Mayo 30 – Abril

5 A 25 – Mayo 17 – Mayo 25 – Mayo 07 – Mayo

5 B 25 – Mayo 24 – Mayo 25 – Mayo 14 – Mayo

P.C.Exp.(*) Teórica A y B 01 - Junio 31 - Mayo 01 - Junio 28 – Mayo

P.C.Exp.(*) Práctica A y B 08 - Junio 07 - Junio 08 - Junio 04 – Junio

(*) = Prueba de Competencia Experimental

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LABORATORIO Nº1

EQUIPOS Y MATERIALES

1.- Introducción:

A) Instrucciones Generales

El trabajo en el laboratorio requiere que los alumnos dominen el tema que se va a desarrollar en

la práctica.

Los alumnos deben leer cuidadosamente todas las instrucciones antes de ingresar al laboratorio y

prepararse para el desarrollo de cualquier práctica. Esta actividad implica conocer teóricamente la

experiencia que se va ha realizar y los posibles resultados.

Cada alumno debe presentarse puntualmente al laboratorio llevando:

Guía de laboratorio

Delantal blanco

Zapatos cerrados

Pantalón o vestido largo

Es obligatorio, que cada alumno:

Trabaje sólo en presencia de profesores.

Conocer y aplicar las normas mínimas de seguridad.

Mantener las balanzas limpias y descargadas.

Mantener los frascos de reactivos tapados y en lugares asignados por el

profesor.

Entregar el material limpio al término de cada sesión.

B) Exactitud y precisión

Al analizar mediciones y cifras significativas, es útil distinguir entre dos términos: exactitud y

precisión.

La exactitud nos indica cuan cerca esta una medida del valor real de la cantidad medida, por lo

tanto, esta relacionado con la sensibilidad del instrumento en la medición (cuantas cifras significativas

entrega).

La precisión se refiere a cuanto concuerdan dos o más medidas de una misma cantidad utilizando

un instrumento, por lo tanto, esta relacionado con la reproducibilidad de la medida, es decir, el error del

instrumento.

Supóngase que se pide a tres alumnos que determinen la masa de una pieza de alambre de cobre

cuya masa real es 2,000 g. Los resultados de dos pesadas sucesivas hechas por cada estudiante son:

Estudiante A Estudiante B Estudiante C

1,991 2,000 2,000

1,995 1,968 2,001

Valor promedio 1,993 1,984 2,001

Los resultados del estudiante A son más precisos (error = 0,007) que los del estudiante B (error

= 0,016), pero menos precisos que los del estudiante C (error = 0,001). Sin embargo el estudiante C tiene

valores más cercanos al valor real, por lo tanto el estudiante C utilizó una balanza de mayor exactitud y

precisión que los otros estudiantes. Las medidas muy exactas deben necesariamente ser más precisas,

por otro lado, una medida precisa no necesariamente garantiza resultados exactos (estudiante A).

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C) Normas Generales de Seguridad

1. Conozca y practique las normas mínimas de seguridad.

2. Frente a cualquier accidente, por mínimo que este sea, informe de inmediato al profesor.

3. Lea con calma las instrucciones para el desarrollo del trabajo práctico y no se distraiga durante el

desarrollo de éste.

4. Use el delantal siempre abotonado.

5. Mantenga limpio su lugar de trabajo.

6. Tenga cuidado con la barba, pelo largo suelto, ya que puedes enredarte fácilmente, inflamarte o

absorber sustancias químicas peligrosas.

7. Se prohíbe beber, comer y fumar durante el desarrollo del práctico.

8. No lleve sus manos a la boca durante el desarrollo de un práctico.

9. No pruebe el sabor de ninguna sustancia o solución química.

10. Jamás caliente material de vidrio graduado directamente a la llama del mechero, utilice la estufa

para secar.

11. Cuando caliente alguna sustancia en un tubo de ensayo, tome éste con una pinza adecuada y dirija su

extremo abierto (la boca del tubo de ensayo) hacia un lugar, lejos de usted y de otras personas,

donde eventuales salpicaduras no puedan producir daño a ninguna persona.

12. No encienda mecheros de gas cerca de frascos o recipientes que contengan sustancias inflamables.

13. Etiquete siempre los reactivos y el material que este utilizando en el práctico.

14. No succione un reactivo con la boca usando la pipeta, siempre utilice una propipeta.

15. Lea siempre la etiqueta del reactivo.

16. No huela los reactivos directamente.

17. Mantenga siempre las sustancias químicas tapadas.

18. Los líquidos inflamables y tóxicos deben ser utilizados siempre bajo campana.

19. Diluya o neutralice las sustancias antes de botarlas al resumidero.

20. No bote reactivos sólidos al resumidero.

21. Si se derrama algún reactivo sobre la piel, lave inmediatamente con abundante agua e informe a su

profesor lo ocurrido.

D) Materiales Volumétricos

El material volumétrico se diferencia en:

I. No clasificado: No se conoce su precisión, la medición con él implica errores muy grandes.

II.Clasificados: Material calibrado individualmente; en general, traen una banda de color

blanca con líneas azules que facilita su empleo. Son de alta precisión y exactitud y de

acuerdo al margen de error se clasifican en:

Clase A: muy exactos e indican tiempo de escurrimiento.

Clase B: 2 a 3 % de error.

1) Instrucciones generales para el uso del material volumétrico

Cuando un líquido está contenido en algún material volumétrico exhibe una curvatura denominada

menisco, en general, se utiliza la parte inferior del menisco para la medición y lectura.

En la lectura del material volumétrico, el ojo del observador debe estar a nivel del líquido de

otro modo existirá un error de paralaje (ver figura). Ajuste el menisco con la línea de graduación y

registre la medida.

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2) Material volumétrico de uso más frecuente

Vasos precipitados: Son de amplio uso, entre ellos, para contener volúmenes

de líquidos, para evaporar líquidos por calentamiento, para realizar

reacciones químicas, etc. Existen de 10, 50, 100, 250, 600, 1000 y 2000 mL.

Matraz erlenmeyer: Se utiliza para realizar reacciones químicas, como por

ejemplo, reacciones de neutralización (titulación). Existen de 10, 100, 125, 250,

500 y 1000 mL

Matraces aforados: Son recipientes de fondo plano y cuello estrecho, en los

cuales pequeñas variaciones de volumen del líquido se traducen en cambios

visibles en la marca en el cuello (aforo). Los matraces aforados se utilizan

solamente para preparar soluciones, no para almacenar por largos períodos de

tiempo; para esto se usa el frasco de reactivo. Deben permanecer tapados, ya

que la evaporación del líquido que contienen se traduce posteriormente en una

alteración de la concentración de la solución. Existen de 5, 10, 25, 50, 100,

250, 500, 1000 y 2000 mL.

Matraz kitazato: se parece al matraz erlenmeyer, pero este tiene una salida

lateral. Se utiliza en la filtración al vacío, en done la salida lateral es conectada a la

bomba de vacío para producir la succión y arrastrar los líquidos que son recogidos en

este recipiente. Existen de 100, 250 y 500 mL

Probetas: Son recipientes cilíndricos provistos de una base, presentan una escala

graduada y las hay de diferentes capacidades. Las probetas no son muy precisas y

sólo se emplean para medir volúmenes de líquidos en forma aproximada. Existen de 5,

10, 25, 50, 100, 250, 500 y 1000 mL. Para vaciar la probeta debe inclinarse

ligeramente hasta que haya salido todo el líquido, manteniendo esta posición algunos

segundos.

Pipetas graduadas: Presentan una escala graduada y son instrumentos

diseñados para entregar un volumen conocido de líquido, transfiriéndolo de

un recipiente a otro. Tienen la ventaja de que se pueden medir volúmenes

intermedios de la escala de graduación. Por ejemplo, en una pipeta graduada

de 10 mL se pueden medir 7,2 mL. Existen pipetas graduadas de 1, 2, 5, 10 y

25 mL.

Para medir un volumen se debe llenar la pipeta sobre la graduación,

recuerde que los líquidos se introducen en la pipeta por capilaridad, si es

necesario hacer que el líquido ascienda debe utilizarse una propipeta

evitando succionar con la boca para evitar una ingestión accidental, y la

contaminación de la muestra con saliva.

Propipeta

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Pipetas volumétricas: Estas pipetas al igual que las graduadas, sirven para

medir volúmenes, pero en este caso los volúmenes son únicos o fijos. Es

decir, si la pipeta es de 5 mL sólo sirve para medir 5 mL y no otro

volumen. La medición de volúmenes con este tipo de pipeta es más exacta

que con las pipetas graduadas. Para medir una cantidad de líquido se

procede de la misma forma señalada para la pipeta graduada.

Buretas: Consiste de un tubo calibrado provisto de

una llave por la cual se controla el flujo del líquido.

Poseen una precisión y exactitud superior a las pipetas

y siempre se utiliza en forma vertical, sostenida por

un soporte universal mediante una pinza para bureta

ubicada en su tercio inferior.

Para medir un volumen llene la bureta por

sobre la graduación con ayuda de un embudo analítico

de vástago corto y un vaso de precipitado. Abra la

llave y deje escurrir el líquido de tal manera que se

llene esta zona con líquido. Verifique que no haya

burbujas de aire en el extremo inferior retire el

embudo y ajuste el nivel del líquido al punto cero.

Ubique su mano izquierda en la llave y manipule utilizando los dedos

índice y pulgar. Deje escurrir el líquido paulatinamente hasta la medida

deseada. No olvide mantener sus ojos a nivel del líquido para registrar la

medida.

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E) Material de filtración

La filtración es la separación de un sólido del líquido, el cual se encuentra en suspensión, para ello

se usan medios porosos que permiten sólo el paso de líquido o solución y retienen el sólido. Como material

filtrante con frecuencia se utiliza el papel filtro.

Papel filtro: Se fabrica de celulosa que es un material económico, químicamente inerte, flexible,

incinerable, desintegrable, liviano, fácil de almacenar y retener las partículas más finas del precipitado.

El tipo de papel filtro y la velocidad de filtración dependen del tamaño de las partículas que se desean

separar.

Los factores que afectan una filtración son: el tamaño de los poros del medio filtrante, la

temperatura, el área de filtración y la presión del sistema.

El tamaño del medio filtrante se escoge de acuerdo con la cantidad de sólido a ser retenido y no

con respecto a la cantidad de líquido a filtrar.

Existen dos tipos de filtración: la filtración simple y la filtración a presión reducida.

Filtración simple: Los materiales requeridos consisten en: un embudo corriente (A), un porta

embudo o argolla (B), papel filtro (C) y un recipiente colector (D).

El papel filtro debe doblarse de modo que se adapte al embudo, para lo cual se procede como se

señala a continuación:

Se ubica el papel filtro en el embudo, se humedece con el solvente y se presiona cuidadosamente

contra las paredes del embudo para eliminar burbujas de aire. El extremo inferior del embudo (vástago)

debe tocar la pared interior del recipiente colector, con el fin de que el líquido escurra por la pared,

evitando pérdidas por salpicaduras.

A

B C

D

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La filtración es más rápida si primero se deja decantar el

sólido en el vaso contenedor, luego se filtra el sobrenadante y al

final se vacía el sólido sobre el filtro.

Se recomienda utilizar una varilla de vidrio (bagueta), ojalá

con un trozo de goma o caucho en uno de sus extremos. La bagueta

se adosa al pico del vaso, orientando hacia el centro del embudo, sin

apoyarla. El líquido debe escurrir lentamente sin que tenga pérdida

por derramamiento.

Para arrastrar del vaso contenedor la totalidad del líquido y

partículas de la suspención a filtrar, se usa la pizeta con agua

destilada. La goma o caucho de la bagueta permite desprender el

precipitado adherido a las paredes del vaso, sin rayarlo. El

precipitado debe ser lavado inmediatamente después que la solución

sobrenadante ha sido removida. Se recomienda usar varias porciones

pequeñas de solución lavadora, en vez de uno o dos volúmenes

mayores. En general, la solución elegida para lavar el precipitado

depende de varios factores: solubilidad del precipitado, naturaleza

de los contaminantes ha ser removidos y facilidad de remoción del

solvente en la etapa final del secado de cristales.

Filtración a presión reducida: El equipo usado consiste en: un embudo Büchner (A), unido a un matraz

Kitazato (B) a través de un tapón de goma taladrado; el Kitazato se conecta con una manguera a un

frasco o trampa de seguridad (C), el cual esta comunicado con la trampa de agua o bomba de vacío (D).

El papel filtro debe ser del diámetro del embudo Büchner de modo que se adapte a éste. Se

ubica el papel filtro en el embudo y se humedece con el solvente. Se activa la bomba de vacío, la bagueta

se adosa al vaso de precipitado y se orienta hacia el centro del embudo, sin apoyarla. El líquido debe

escurrir lentamente sin que tenga pérdida por derramamiento a través de la bagueta. Para arrastrar del

vaso contenedor la totalidad del líquido y partículas de la suspención a filtrar, se usa la pizeta con agua

destilada. La goma o caucho de la bagueta permite desprender el precipitado adherido a las paredes del

vaso, sin rayarlo.

El precipitado debe ser lavado inmediatamente después que la solución sobrenadante ha sido

removida. Se recomienda usar varias porciones pequeñas de solución lavadora, en vez de uno o dos

volúmenes mayores.

Una vez termina la filtración, el matraz Kitazato se desconecta de la bomba de vacío y luego se

apaga la bomba.

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F) Material de Calentamiento

Mecheros: Existe gran variedad de mecheros, siendo el

de uso común el Bunsen. Éstos aprovechan el poder

calorífico del gas para combustionarse con el aire.

Mechero Bunsen: Posee una base metálica en el cual se encuentra el

inyector de gas y una salida lateral para la conexión del gas. Atornillada a

su base tiene una chimenea con orificios regulares para la entrada del

aire.

Como se puede observar, cada mechero tiene pequeñas diferencias

entre ellos, pero existen elementos básicos que son comunes: chimenea,

entrada de aire, conexión de gas, inyector de gas y base.

Si la entrada de aire se encuentra tapada, se produce una llama amarilla de bajo poder calorífico;

debido a la presencia de gases reductores, tales como hidrógeno y monóxido de carbono esta se conoce

como llama Reductora. Al colocar un objeto frío en contacto con esta llama, se deposita una capa de

hollín debido a la combustión incompleta.

Si la entrada de aire se encuentra abierta, se produce una llama de color azul de alto poder

calorífico, ésta es la llama Oxidante. Al colocar un objeto frío en contacto con esta llama, no se deposita

una capa de hollín debido a que la combustión es completa. Esta llama presenta diferentes zonas de

temperatura.

Si el paso de gas es insuficiente o bien hay exceso de aire, puede ocurrir que la llama descienda

por el interior de la chimenea y se pose finalmente en el inyector de gas, provocando calentamiento

excesivo del tubo. Cuando ocurre esto, se dice que el mechero está calado y se debe cortar

inmediatamente el paso de gas, cerrar el paso del aire a la mitad y luego volver a encender. Si el

mechero continúa calado, se le debe dar un golpe seco a la goma para que la llama ascienda a la boca del

tubo donde debe quedar.

SIEMPRE DEBE ENCENDERSE EL MECHERO TENIENDO

LA ENTRADA DE AIRE CERRADA

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Baño de agua termorregulado: Es un recipiente lleno de agua, el

cual se calienta mediante una

resistencia eléctrica. Es más

fácil el control de la

temperatura en ellos debido a

que poseen un regulador del paso

de corriente.

Calefactores eléctricos: Se usan en síntesis de

compuestos y ciertas titulaciones donde es

necesario un calentamiento y/o agitación

controlada.

G) Material de medición de temperatura

Existen dos conceptos que se confunden con frecuencia: Cantidad de calor y temperatura.

1) Cantidad de calor

Se mide en calorías (cal), kilocalorías (Kcal) y British Thermal Unity (BTU). Una caloría es la

cantidad de calor que es capaz de incrementar en un grado Celsius la temperatura de un gramo de agua

pura, desde 14,5 a 15,5 °C.

2) Temperatura

Es el resultado del aporte o sustracción de calor a un cuerpo dado; se puede expresar en grados

Celsius (grados centígrados), grados Fahrenheit o Kelvin.

La escala Centígrado: Toma como 0°C la temperatura del hielo fundente (agua-hielo) y como 100°C la

temperatura de ebullición del agua pura, cuando la presión es de una atmósfera. La temperatura

expresada en esta escala se designa como ºC, por ejemplo, la temperatura normal del cuerpo humano

es 37 ºC.

La escala Fahrenheit: La temperatura del hielo fúndente corresponde a 32°F y la de ebullición del

agua a 212°F. Por lo tanto, la relación existente entre la escala centígrado y Fahrenheit es:

°F = (1,8 x ºC) + 32

Por lo tanto, los 37ºC corresponden a 98,6 ºF.

La escala Kelvin: Se diferencia de la escala centígrado en que el cero Kelvin corresponde a 273,15

grados Celsius bajo cero (-273,15 ºC). La temperatura expresada en esta escala se designa con la

letra “K”. La relación existente entre ambas escalas es:

T = ºC + 273,15

Por lo tanto, los 37ºC corresponden a 310,15 K.

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3) Termómetro de mercurio

Sirven para medir temperaturas entre -30°C y +300°C, límites impuestos por la temperatura de

solidificación del mercurio (-38,8°C) y la temperatura de ebullición de éste elemento (+357 °C).

Este termómetro es un cilindro que posee un depósito o bulbo de mercurio, unido a un capilar,

para poder advertir claramente las pequeñas variaciones de volumen generadas por la dilatación o

contracción del líquido.

Para medir temperaturas bajas se utilizan termómetros con otros líquidos que generalmente se

colorean. Por ejemplo para medir temperaturas entre -110°C y +40°C se usa alcohol etílico.

Las causas de error en la medición de temperatura con termómetros de contenido líquido son:

Falta de tiempo para que la columna llegue a adquirir la temperatura del ambiente en que se

hace la medida

Error de paralaje del observador.

Debido a que el vidrio se contrae por envejecimiento y puede provocar la variación del cero

hasta un par de grados, los termómetros deben calibrarse periódicamente.

H) Material de medición de masa

Existen varios tipos de balanzas, que son los instrumentos que permiten medir masa. Los más

utilizados en los laboratorios son: balanza granataria, balanza de precisión y la balanza analítica.

Balanza analítica: Es un instrumento de alta exactitud y

precisión, utilizada para medir cantidades pequeñas de masa

con exactitud de 0,1 miligramo (mg). Presenta un sistema

oscilante, que a través de un mecanismo interno determina el

peso. Una balanza analítica debe cumplir los siguientes

requisitos: ser exacta, estable, sensible y tener un período de

oscilación corto.

Se detallará el procedimiento de pesada de la balanza Mettler AC100, aunque los pasos son muy

similares con cualquier otra balanza. Para ejecutar una pesada sin error, es necesario seguir

secuencialmente el procedimiento que se describe a continuación:

a) Posar la balanza en una cubierta horizontal sin movimiento cerca de una fuente de energía.

b) Nivelar la balanza y conectar a la corriente eléctrica.

c) Encender y presionar la tecla de lectura (TARE) para llevar la cifra a 0,0000 gramos.

d) Si desea pesar un objeto, abra la puerta lateral, coloque el objeto a pesar, cierre la puerta y

registre la medida.

e) Si desea pesar una cantidad determinada de sustancia, primero hay que tarar el recipiente en

el que se depositará la sustancia a pesar. Coloque el recipiente en el interior de la balanza

cierre la puerta lateral y presione la tecla de lectura (TARE) de manera de tarar el

recipiente. Agregue la cantidad sustancia deseada cierre las puertas y lea la medida.

f) Retirar el recipiente con la sustancia pesada y vuelva a tarar.

g) Limpie la balanza una vez que haya terminado de usarla.

I) Material de medición de densidad

La densidad es una propiedad física que depende de la temperatura debido a la dilatación que

sufren los cuerpos; su valor numérico es característico de la sustancia y ayuda a identificarla.

La densidad de líquidos y sólidos se expresa normalmente en gramos por mililitro (g/mL),

mientras que la densidad de los gases se expresa en gramos por litro (g/L). Su valor corresponde a la

razón entre su masa y el volumen que ocupa dicha masa:

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masa de la sustancia

densidad = ----------------------

Volumen de la sustancia

w d = densidad

d = --------------- w = masa

V V = volumen

Como la densidad del agua no varía apreciablemente con la temperatura entre 0°C y 30°C, se

puede utilizar el valor aproximado de 1,00 g/mL para los cálculos.

Densímetro: Sirve para determinar la densidad de líquidos. Es

un cilindro de vidrio hueco, herméticamente cerrado que

presenta, en su parte superior, una escala graduada en su

interior y en su parte inferior contiene municiones que sirven

de lastre, de modo que al sumergirlo en el líquido se hunda

hasta cierto nivel y permita determinar la densidad del líquido.

La sensibilidad de un densímetro depende del diámetro de su

vástago; como éste no puede ser muy largo, estos instrumentos

se fabrican para medir intervalos de densidad, razón por la

cual, existen juegos de densímetros, los cuales poseen

graduación creciente.

Para medir la densidad de un líquido, se debe seguir el siguiente

procedimiento:

a) Tomar una probeta de 500 mL y llene las ¾ partes con el líquido

cuya densidad se desea conocer (aproximadamente 400 mL).

b) Siempre se debe partir con el densímetro de menor escala para

seleccionar el densímetro que corresponda al rango de

densidad que espera medir.

c) Introduzca el densímetro en el líquido de modo que flote sin

tocar las paredes del recipiente donde se realiza la

determinación. En caso de que persista el contacto con las

paredes gire el densímetro muy suavemente, repita la

operación hasta lograr el efecto deseado.

d) En la posición de equilibrio la densidad se lee directamente en

la escala graduada que se encuentra en la parte superior de

éste. La escala graduada da directamente la densidad del

líquido en la unidad g/mL.

e) Registre la temperatura a la cual se realizó la medida.

2.- Objetivos del trabajo:

Conocer y manejar las normas básicas de seguridad en el Laboratorio.

Conocer y manipular adecuadamente el material de Laboratorio de uso más frecuente.

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3.- Parte Experimental:

1) Material volumétrico y medición de masa.

a) Marque, enumere y mase cuatro vasos de precipitados de 50 mL en una balanza analítica.

b) Al vaso “1” agregue 10 mL de agua destilada utilizando una bureta.

c) Al vaso “2” agregue 10 mL de una solución de NaCl utilizando una pipeta volumétrica.

d) Al vaso “3” agregue 10 mL de una solución de CuSO4 utilizando una pipeta graduada.

e) Al vaso “4” agregue 10 mL de una solución de K2Cr2O7 utilizando una probeta.

f) Pese nuevamente los vasos precipitados y registre los valores obtenidos en la siguiente tabla.

Vaso Masa del

Vaso Seco (g) Tipo de solución

Masa del Vaso con los

10 mL de solución (g)

Masa de solución

vertida (g)

1 Agua destilada

(H2O)

2 Cloruro de sodio

(NaCl)

3 Sulfato cúprico

(CuSO4)

4 Dicromato de potasio

(K2Cr2O7)

g) Asumiendo que el volumen medido es exacto, determine la densidad de cada solución.

Vaso Tipo de solución Densidad (g/mL)

1 Agua destilada

(H2O)

2 Cloruro de sodio

(NaCl)

3 Sulfato cúprico

(CuSO4)

4 Dicromato de potasio

(K2Cr2O7)

2) Material de medición de densidad.

A) Densidad de un líquido (Experimento demostrativo, realizado por el profesor).

a) En una probeta de 500 mL se añaden 450 mL de la solución a determinar su densidad.

b) Luego se introduce cuidadosamente el densímetro de menor escala (más liviano), si no se sumerge

se cambia por uno de mayor escala (más pesado) y así sucesivamente hasta encontrar el

densímetro correcto.

c) Para lograr una correcta medida se debe girar cuidadosamente el densímetro y procurar que no

toque las pares de la probeta esperar que se estabilice y registrar la medida. No olvide registrar

la temperatura ambiente.

d) Compare los resultados obtenidos en el experimento N°1 letra “g” con los datos que se dan a

continuación. Explique brevemente.

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Tipo de solución Densidad (g/mL)

Agua destilada (H2O) 1,00

Cloruro de sodio (NaCl) 1,21

Sulfato cúprico (CuSO4) 1,20

Dicromato de potasio (K2Cr2O7) 1,10

B) Densidad de un sólido.

a) Mase, en una balanza analítica, un tapón de goma proporcionado por el profesor.

b) Tome una probeta de 250 mL y añada agua potable hasta aproximadamente 100 mL y registre

este volumen inicial lo más exacto posible.

c) Introduzca cuidadosamente el tapón dentro de la probeta de manera que se sumerja. Lea y anote

el volumen final lo más exacto posible.

d) Determine el volumen desplazado (volumen del tapón), restando al volumen final el volumen inicial.

Masa del tapón Volumen inicial Volumen final Volumen desplazado

e) Calcule la densidad aproximada del tapón de goma, dividiendo la masa del tapón por el volumen

desplazado, a través de la siguiente ecuación. Exprese su resultado utilizando dos decimales.

masa del tapón

densidad = -------------------

Volumen desplazado

Densidad del tapón de goma =

f) Transforme la unidad de densidad de g/mL a: mg/mL, g/L, Kg/L y g/mL

mg / mL g / L Kg / L g / mL

3) Termómetro de mercurio y medición de temperatura.

a) Coloque en un vaso de precipitado de 50 mL un hielo y suficiente agua para que el bulbo del

termómetro de mercurio quede sumergido. Mida la temperatura del agua fundida (agua-hielo).

b) En otro vaso de precipitado de 50 mL coloque suficiente agua para que el bulbo del termómetro

de mercurio quede sumergido y mida su temperatura (agua a temperatura ambiente).

c) Encienda el mechero y coloque un vaso de precipitado de 50 mL sobre la rejilla de asbesto que

contenga suficiente agua para poder medir su temperatura. Cuando es agua este hirviendo mida su

temperatura (agua a ebullición).

d) Registre las temperaturas obtenidas en cada caso en la siguiente tabla.

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15

Temperatura en grados

Celsius

Agua-hielo

Agua a temperatura ambiente

Agua a ebullición

e) Transforme la temperatura de ºC a: K y ºF

Temperatura en

Kelvin (K)

Temperatura en grados

Fahrenheit (°F)

agua - hielo

agua a temperatura ambiente

agua a ebullición

4.- Ejercicios:

1) Dada la siguiente tabla y responda las preguntas que a continuación se señalan:

Cuerpo Nº1 Cuerpo Nº2 Cuerpo Nº3 Cuerpo Nº4

Masa 10 Kg 500 mg 1500 g 40 g

Volumen 4 L 5 mL 3000 mL 200 L

Densidad 2,5 Kg/L 100 mg/mL 0,5 g/ mL 0,2 g/L

a) Indique el cuerpo que tiene mayor masa: …………………………………

b) Indique el cuerpo de mayor volumen: ……………………………………

c) Indique el cuerpo de mayor densidad: ……………………………………

d) Indique cual o cuales de los cuerpos flotaría(n) en agua (densidad del agua es 1 g/mL):

……………………………………..

2) Sabiendo que 64 g de etanol ocupan un volumen de 80 mL, entonces la densidad del etanol es:

3) El ácido sulfúrico concentrado tiene una densidad de 1,84 g/mL. La masa presente en 50 mL de ácido

es:

4) Si la densidad del bromo es 3,4 g/mL, entonces a 24 g de bromo a cuantos mL corresponden?

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16

5) Se disuelven 12 g de NaOH en 48 g de agua, obteniéndose 81 mL de solución. ¿Cuál es la densidad de

la solución?

6) Un matraz de 100 mL tiene una masa de 60 g, después de llenarlo con 100 mL de glicerina su masa es

de 240 g. Al respecto la densidad de la glicerina es:

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17

LABORATORIO N° 2

SOLUCIONES Y PROPIEDADES COLIGATIVAS

1.- Introducción

A) Soluciones

La materia puede presentarse en forma de mezclas o sustancias puras. Cuando una mezcla tiene

una composición uniforme, en cualquier punto del volumen que ella ocupa, decimos que ésta es una mezcla

homogénea, se observa una sola fase. En el lenguaje químico una mezcla homogénea es una solución. Las

soluciones pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas.

Tipos de solución Ejemplos Componentes

sólida bronce,

oro de 18 quilates

cobre y estaño

oro y cobre o plata

líquida infusión de té

gasolina

cafeína, taninos, pigmentos y agua (entre

otros)

mezcla de más de 200 hidrocarburos

gaseosa aire

gas licuado

nitrógeno, oxígeno, dióxido de carbono,

argón, agua, etc.

propano y butano principalmente

Cuando una mezcla no tiene una composición uniforme, en cualquier punto del volumen que ella

ocupa, decimos que ésta es una mezcla heterogénea, se observa más de una fase. Por ejemplo, el agua

con aceite.

Los componentes de una solución o mezcla, normalmente, se pueden separar por destilación, como

es el caso del aire, la gasolina, el pisco o el gas licuado; o por fusión zonal, en el caso de algunas

soluciones sólidas. No siempre es posible separar en un sólo proceso a cada componente en forma pura,

pero dependiendo de los objetivos es posible desarrollar procesos elaborados que conduzcan a la

separación de uno o más componentes puros.

Unidades de concentración

El concepto de solución implica la participación de a lo menos dos componentes. Por convención,

en una solución se denomina solvente al componente que está presente en mayor proporción. El resto de

los componentes, que están en menor proporción, son los solutos. Como esta proporción es variable, para

expresar en forma cuantitativa la relación entre los componentes, es necesario recurrir a las unidades

de concentración.

Según sean las unidades de medidas seleccionadas, se podrá obtener todo un sistema de

notaciones para expresar concentraciones. Si las unidades son físicas, las unidades de concentración más

comunes son: el porcentaje peso-peso; el porcentaje peso-volumen, el porcentaje volumen-volumen y las

partes por millón. Si las unidades son químicas, las unidades más utilizadas son: la molaridad, molalidad,

normalidad y la fracción molar.

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18

1. Porcentaje peso-peso (% p/p):

También se le conoce como porcentaje de masa y determina la masa de soluto, en gramos,

contenida en 100 gramos (g) de masa de solución. Se trata de una unidad de amplio uso en la

venta de reactivos químicos. Se puede calcular mediante la siguiente expresión:

masa de soluto (g)

%p/p = x 100

masa de solución (g)

Ejemplo: Si se disuelven 10 g de cloruro de sodio (NaCl) en 90 g de agua. La solución es al 10% en

peso.

2. Porcentaje peso-volumen (% p/v):

Se refiere a la masa de soluto, en gramos, disuelta por cada 100 mL de solución. Es la unidad

preferida en la información de análisis de laboratorios clínicos. Se puede calcular mediante la

siguiente expresión:

masa de soluto (g)

%p/v = x 100

Volumen de solución (mL)

Ejemplo: Si se disuelven 10 g de cloruro de sodio (NaCl) en 100 mL de solución. La solución es al

10% p/v

3. Partes por millón (ppm):

Esta expresión corresponde a una parte de soluto disuelta en un millón de partes de solución, es

decir, la masa de soluto, en miligramos, disuelta en un litro de solución (mg/L) o la masa de

soluto, en miligramos, disuelta en un kilogramo de solución (mg/Kg). Esta unidad es utilizada para

soluciones muy diluidas. Se puede calcular mediante la siguiente expresión:

masa de soluto (mg)

ppm =

masa de solución (Kg) o Volumen de solución (L)

Ejemplo: Si se disuelven 10 mg de cloruro de sodio (NaCl) en 1000 mL de solución. La solución es

al 10 ppm.

4. Molaridad (M):

Indica el número de moles de soluto contenido en cada litro de solución (mol/L), y se calcula por

medio de la expresión:

moles de soluto

Molaridad =

Volumen de solución (L)

moles de soluto

Molaridad = x 1000

Volumen de solución (mL)

Ejemplo: Si se disuelven 10 g de cloruro de sodio (NaCl), cuya masa molar es 58,5 g/mol, en 100

mL de solución. La solución es 1,71 M.

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19

5. Normalidad (N):

Indica el número de equivalentes de soluto contenido en cada litro de solución (eq/L) y se calcula

por medio de la expresión:

equivalentes de soluto

Normalidad =

Volumen de solución (L)

El número de equivalente de soluto (Eq) se determina multiplicando el número de moles de soluto

(mol) por número de partículas (#).

Eq = mol · #

Dependiendo del tipo de soluto el número de partículas se determina de diferente manera, así

por ejemplo, en un ácido corresponde al número de hidrógenos que presente; en los hidróxidos

corresponde al número de iones hidróxido que presente y en el caso de un ion corresponde a la

carga.

Ejemplos:

a) Si se disuelven 15 g de ácido sulfúrico (H2SO4), cuya masa molar es 98,0 g/mol, en en 100

mL de solución, la concentración de la solución es 3,06 N (1,53 M).

b) Si se disuelven 15 g de hidróxido de calcio (Ca(OH)2), cuya masa molar es 74 g/mol, en 100

ml de solución. La solución resultante es 4,06 N (2,03 M).

c) Si están disueltos 15 g del ion sodio (Na+1), cuya masa molar es 23 g/mol, en 100 mL de

solución, la concentración de la solución es 6,52 N (6,52 M).

d) Si están disueltos 15 g del ion sulfato ((SO4)-2), cuya masa molar es 96 g/mol, en 100 mL de

solución, la concentración de la solución es 3,12 N (1,56 M).

Preparación de soluciones

Las soluciones se pueden preparar por pesada o por dilución. Cuando se dispone de un sólido puro

como soluto, la solución se prepara pesando una masa dada de soluto (por pesada), para luego añadir

suficiente solvente para enrasar hasta el aforo del matraz volumétrico. Sin embargo, cuando se dispone

de una solución concentrada, es decir, el soluto esta formando parte de una solución, es posible preparar

una solución midiendo el volumen necesario (por dilución), para luego agregar suficiente solvente para

obtener una solución de menor concentración.

Por pesada

Ejemplo: Se desea preparar 250 mL de una solución de carbonato de sodio (Na2CO3) 0,1 M. Indique como

hacerlo, si dispone de carbonato de sodio sólido como materia prima. (Masa molar del carbonato de sodio

es 106 g/mol).

Solución:

Paso 1: Determinar la masa necesaria

0,1 molar significa que tengo 0,1 mol de carbonato de sodio en 1,0 L (1000 mL) de solución.

0,1 mol 1000 mL

x 250 mL x = 0,025 mol. Por lo tanto, para preparar 250 mL se requieren 0,025

moles de carbonato de sodio.

Si la masa molar es 106 g/mol. Entonces,

106 g 1 mol

x 0,025 mol x = 2,65 g. Por lo tanto, se requiere 2,65 g de carbonato de sodio.

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20

Paso 2: Preparación

Pesar 2,65 g de carbonato de sodio en un vaso precipitado en una balanza analítica.

Disolver en un poco de agua destilada y vaciar a un matraz aforado de 250 mL.

Enjuagar el vaso precipitado con dos porciones de agua destilada y vaciar al matraz aforado.

Enrasar, con agua destilada, hasta el aforo, agitar para homogeneizar y trasvasijar a una

botella de almacenamiento.

Etiquetar señalando el nombre de la solución, la concentración, la fecha de preparación y el

nombre de la persona responsable de la preparación.

Por dilución

Ejemplo: Se desea preparar 250 mL de una solución de ácido nítrico (HNO3) 0,5 M. Indique como

hacerlo, si dispone de una solución de ácido nítrico al 43% en peso y densidad 1,27 g/mL como materia

prima. (Masa molar del ácido nítrico es 63 g/mol).

Solución:

Paso 1: Determinar el volumen necesario

0,5 molar significa que tengo 0,5 mol de ácido nítrico en 1,0 L (1000 mL) de solución.

0,5 mol 1000 mL

x 250 mL x = 0,125 mol. Por lo tanto, para preparar 250 mL se requieren 0,125

moles de ácido nítrico.

Si la masa molar es 106 g/mol, entonces

63 g 1 mol

x 0,125 mol x = 7,88 g. Por lo tanto, se requiere 7,88 g de ácido nítrico

Como la solución de la cual se dispone (solución madre) es al 43% en peso, entonces

43 g 100 g de solución

7,88 x x = 18,3 g de solución.

Por lo tanto, se requiere 18,3 g de la solución madre

Como se dispone de la densidad (1,27 g/mL), se calcula el volumen correspondiente a ésta masa

1,27 g 1 mL de solución

18,3 g x x = 14,4 mL de solución.

Por lo tanto, se requiere 14,4 mL de la solución madre

Paso 2: Preparación

Se mide con un material volumétrico apropiado 14,4 mL de la solución madre (ácido nítrico al

43% en peso y densidad 1,27 g/mL).

Vaciar directamente a un matraz aforado de 250 mL que contenga una pequeña cantidad de

agua destilada.

Enrasar, con agua destilada, hasta el aforo, agitar para homogeneizar y trasvasijar a una

botella de almacenamiento.

Etiquetar señalando el nombre de la solución, la concentración, la fecha de preparación y el

nombre de la persona responsable de la preparación.

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21

Otra forma de trabajar, en la preparación de soluciones diluidas a partir de soluciones

concentradas es a través del factor de dilución. Dependiendo de los datos que se dispongan se define de

la siguiente manera:

Concentración de la solución madre

Factor de dilución =

Concentración de la solución diluida

o bien,

Volumen de la solución diluida

Factor de dilución =

Volumen de la solución madre

Considerando el mismo ejemplo anterior, es decir, se desea preparar 250 mL de una solución de

ácido nítrico (HNO3) 0,5 M y se dispone de una solución de ácido nítrico al 43% p/p y densidad 1,27

g/mL como materia prima. (Masa molar del ácido nítrico es 63 g/mol). Entonces se procede de la

siguiente manera:

Primero se debe determinar la molaridad de la solución madre, para lo cual se utiliza la siguiente

ecuación

%p/p · densidad de la solución · 10

Molaridad de la solución madre =

Masa molar del soluto

43 · 1,27 · 10

M madre = = 8,67 molar

63

Ahora se puede determinar el factor de dilución, como M madre = 8,67 y M diluida = 0,5 entonces

8,67

Factor de dilución = = 17,3

0,5

Luego, si el volumen a preparar (V diluida) es 250 mL, entonces el volumen requerido de la solución madre

para preparar la nueva solución se determina de la siguiente manera, el volumen de la solución diluida se

divide por el factor de dilución, es decir:

Vdiluida

Vmadre =

Factor de dilución

250 mL

Vmadre = = 14,4 mL

17,3

Por lo tanto, se requiere 14,4 mL de la solución madre para preparar 250 mL de una solución cuya

concentración sea 0,5 molar.

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22

B) Propiedades Coligativas

Si analizamos distintos líquidos, en las mismas condiciones de temperatura y presión atmosférica,

se puede apreciar que sus propiedades físicas varían de unos a otros. Algunas de estas propiedades son

densidad, punto de ebullición, punto de congelación, presión de vapor, etc. Así por ejemplo

Líquido Presión de vapor a 25°C Punto de ebullición a 1 atm

Agua 23,8 mmHg 100,0°C

Benceno 94,4 mmHg 80,1°C

Por lo tanto, los líquidos puros tienen propiedades físicas características.

Cuando un soluto y un solvente dan origen a una solución, ésta presenta propiedades físicas que

difieren de las correspondientes a los componentes puros. Así por ejemplo, a una presión de una

atmósfera el agua hierve a 100°C, si al agua se le agrega un soluto podemos observar que el punto de

ebullición se eleva.

Muchas propiedades importantes de las soluciones dependen del número de partículas de soluto

en la solución y no de la naturaleza de las partículas del soluto. Estas propiedades se denominan

propiedades coligativas, porque tienen un mismo origen; esto es, todas ellas dependen del número de

partículas de soluto presentes, independiente de que las partículas sean átomos, iones o moléculas.

Las propiedades coligativas son: el aumento del punto de ebullición (ascenso ebulloscópico), el

descenso del punto de congelación (descenso crioscópico), disminución de la presión de vapor y la

presión osmótica. En este trabajo se verificará la presión osmótica

Si dos soluciones líquidas de un soluto cualquiera, no volátil, de diferente concentración, se ponen

en contacto a través de una membrana semipermeable, estas soluciones tienden a igualar sus

concentraciones mediante el paso de solvente a través de la membrana; este proceso se denomina

Osmosis. En consecuencia, la osmosis es el proceso por el cual una membrana semipermeable permite el

paso de solvente a través de ella con el objetivo de igualar la concentración a ambos lados de la

membrana. En general, se trata de membranas que permiten el paso de moléculas de pesos moleculares

pequeños, pero que no pueden ser atravesadas por moléculas de pesos moleculares elevados (por ejemplo,

sobre 5000) como típicamente es el caso de proteínas, polisacáridos y polímeros naturales o sintéticos.

La presión que se debe ejercer sobre la solución para evitar la osmosis, corresponde a la presión

osmótica. La presión osmótica (), se puede determinar por medio de la siguiente relación:

= M · R · T

En esta ecuación, M es la concentración molar de un soluto, R es la constante universal de los

gases y T la temperatura absoluta. La presión osmótica es directamente proporcional a la concentración

de la disolución.

Si se tienen dos soluciones de igual concentración y, por ende, con la misma presión osmótica, se

dice que son isotónicas o isoosmóticas. Si dos soluciones tienen presiones osmóticas diferentes, se dice

que la más concentrada es hipertónica o hiperosmótica y la más diluida se describe como hipotónica o

hipoosmótica.

2.- Objetivos

Verificar y predecir la dirección en la que fluye un solvente a través de una membrana

semipermeable.

Preparar una solución acuosa de concentración dada, si dispone de un soluto sólido o de una solución

más concentrada del mismo u otro soluto.

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3.- Parte Experimental

A) Propiedades Coligativas (Presión Osmótica)

a) Cuidadosamente saque los huevos del recipiente con vinagre para no romper la membrana, lávelos con

agua potable y séquelos tocándolos suavemente con una toalla de papel absorbente.

b) Luego otro miembro del grupo masará los huevos en la balanza de precisión sobre un vidrio reloj,

previamente marcado, y anotará estos valores en la tabla correspondiente.

c) El otro miembro del grupo, preparará 2 vasos de precipitado de 600 mL (A y B). El vaso A con 400

mL de una solución de azul de metileno y el vaso B con una solución acuosa de azúcar agregando sobre

350 mL de agua destilada 85 g de azúcar (agite con ayuda de una bagueta hasta disolución total).

d) Ponga un huevo en cada vaso, siguiendo la pista de cada huevo con su correspondiente masa inicial.

Anote la hora de inicio de su experimento.

e) Después de 1 hora, y en forma programada por el profesor, saque los huevos (de uno a la vez);

séquelos suavemente con una toalla de papel absorbente y máselos nuevamente. Anote la masa de los

2 huevos y de acuerdo a sus resultados, clasifique las soluciones como hipoosmótica (hipotónica),

isoosmótica (isotónica) o hiperosmótica (hipertónica).

Masa del huevo

al inicio

Masa del huevo

después de 1 hora

Tipo de solución

huevo (1) en

vaso “A”

huevo (2) en

vaso “B”

B) Preparación de Soluciones.

1. Preparación de 250 mL de una solución acuosa de hidróxido de sodio (NaOH) cuya concentración sea

0,1 M

a) Determine la masa requerida de NaOH (masa molar 40 g/mol).

b) Mase en una balanza analítica, lo más exacto posible, la cantidad de sólido calculada.

Gramos calculados matemáticamente

de NaOH

Gramos realmente masados de NaOH

c) Disuelva el sólido en un vaso de precipitado de 100 mL, para lo cual agregue agua destilada

(aproximadamente 30 mL) en forma cuidadosa (evite salpicaduras) y con agitación constante,

ayudado de una bagueta.

d) Una vez disuelto todo el sólido transfiera la solución, con ayuda de un embudo, a un matraz

aforado de 250 mL, enjuague el vaso 2-3 veces con pequeñas porciones de agua destilada

añadiendo cada enjuague al matraz.

e) Enrase, con agua destilada, hasta el aforo, teniendo cuidado de no pasarse, de preferencia

complete el volumen final con un gotario o pipeta Pasteur.

f) Agite el matraz para homogeneizar la solución.

g) Trasvasije la solución a un frasco plástico.

h) Etiquete el frasco de acuerdo al siguiente modelo:

Solución de NaOH 0,1 M

Fecha: ..............

Mesón: ..............

Sección: ..............

Integrantes: ......................

......................

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2. Preparación de una solución por dilución: Prepare 50 mL de una solución acuosa 0,1 M de ácido

clorhídrico (HCl).

a) Para este fin determine el volumen de solución de HCl 3 M que necesita para preparar dicha

solución (utilice el factor de dilución para realizar este cálculo)

Mililitros calculados matemáticamente

de HCl

Mililitros realmente medidos de HCl

b) Mida el volumen con una pipeta graduada. Por ningún motivo succione el líquido con la boca,

recuerde que existe la propipeta.

c) Agregue el contenido de la pipeta directamente al matraz aforado de 50 mL, que contenga

aproximadamente unos 10 mL de agua destilada y agite cuidadosamente.

d) Enrase, con agua destilada, hasta el aforo, teniendo cuidado de no pasarse, de preferencia


e) Agite el matraz para homogeneizar la solución.

f) Trasvasije la solución a un frasco de vidrio.

i) Etiquete el frasco de acuerdo al siguiente modelo:

4.- Ejercicios

1) ¿Qué masa, en gramos, de soluto es necesaria para preparar 50 g de una solución acuosa de NaCl

cuya concentración sea 0,90 %p/p?

2) ¿Qué masa, en gramos, de soluto es necesaria para preparar 150 mL de una solución acuosa de

NH4NO3 cuya concentración sea 1,36 %p/v?

3) ¿Qué masa, en miligramos, de soluto es necesaria para preparar 50 mL de una solución acuosa de

CaCO3 a una concentración de 20 ppm?

4) ¿Qué masa, en gramos, de Na2CO3 (masa molar = 106 g/mol) es necesaria para preparar 250 ml de

solución de concentración 0,12 M?

Solución de HCl 0,1M

Fecha: ..............

Mesón: ..............

Sección: ..............

Integrantes: ......................

......................

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5) ¿Qué masa, en gramos, de H2SO4 (masa molar = 98 g/mol) es necesaria para preparar 500 ml de

solución de concentración 1,0 N?

6) Determine la molaridad de las siguientes soluciones:

a. HCl al 37,0 %p/p y densidad 1,16 g/mL

b. NH3 al 28,2 %p/v

c. Ca(OH)2 al 0,5 N

7) ¿Qué volumen, en mililitros, de una solución de HCl 12,0 M son necesario para preparar cada una de

las siguientes soluciones?

a) 50 mL de ácido clorhídrico 0,1 M

b) 100 mL de ácido clorhídrico 0,5 N

c) 250 mL de ácido clorhídrico 25 %p/v

8) Cuantos equivalentes de H2CO3 están contenidos en 2000 mL de solución 1,0 N

9) Cuantos equivalentes de Ca(OH)2 están contenidos en 2,0 L de solución 0,5 N

10) Cuantos equivalentes de Al+3 están contenidos en 500 mL de solución 1,5 N

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26

11) ¿Cuál es la presión osmótica de una disolución acuosa de urea 1,36 M a 22 °C?

12) Se prepara una solución disolviendo 39,6 g de sacarosa (i = 1) en 100 mL de solución. ¿Cuál es la

presión de osmótica de esta solución a 30 °C? (Masa molar de sacarosa = 342 g/mol)

13) La presión osmótica promedio del agua de mar es 30 atm a 25°C. Determine la concentración molar

de una solución acuosa de urea que es isotónica con el agua de mar.

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LABORATORIO N° 3

CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO

1.- Introducción

A) Cinética

La cinética química se ocupa de la velocidad con que ocurren las reacciones químicas, de los

factores que la determinan y de los mecanismos intermedios a través de los cuales los reaccionantes se

convierten en productos.

Consideremos la reacción general

aA + bB cC + dD

La velocidad de una reacción se expresa como la razón entre el cambio de concentración de un

reaccionante o un producto y el cambio de tiempo. Las unidades de la velocidad de reacción suelen ser

molaridad por segundo (M/s).

Una ecuación que relaciona la velocidad de una reacción con la concentración se llama Ley de

velocidad o Ecuación de velocidad. La ecuación de velocidad para cualquier reacción química debe

determinarse de modo experimental y no se puede predecir tan sólo con la ecuación química.

La ley de velocidad para la mayor parte de las reacciones se expresa en función de la

concentración de los reaccionantes, es así que para la reacción general:

aA + bB cC + dD

la ecuación de velocidad o ley de velocidad será:

Velocidad = k · [A]m · [B]n

Donde, k = constante de velocidad

m = orden de A

n = orden de B

n + m = orden de la reacción

La velocidad de una reacción química puede medirse en diferentes formas. Por ejemplo, a

intervalos adecuados pueden obtenerse alícuotas de la mezcla de reacción y medir el aumento de

concentración de un producto o la disminución en la concentración de un reaccionante. La concentración

de reaccionantes o productos se mide dé acuerdo con las propiedades físico-químicos de ellos. Así por

ejemplo, si se produce un ácido en la reacción, su concentración se puede determinar titulando con una

base; si se produce un gas, él se puede determinar manométricamente. Para reacciones en disolución, la

concentración de ciertas especies puede ser seguida fácilmente por métodos espectrofotométricos. Si

existen iones involucrados, el cambio en la concentración puede ser monitoriado por medidas de

conductancia eléctrica.

Factores que determinan la velocidad de una reacción química

1) La concentración de reaccionantes.

En general, la velocidad de una reacción química, aumenta con el aumento en la concentración de

reaccionantes. Esta dependencia está expresa en la ley de acción de masas y se determina

experimentalmente. De estas mediciones se pueden deducir el orden de reacción que se define

formalmente en la ecuación de velocidad pertinente como: la suma de los exponentes a que están

elevadas las concentraciones respectivas.

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28

Reacciones de orden 1: las reacciones más simples son las de orden 1. En estos casos, la velocidad de la

reacción es proporcional a la concentración de una sola sustancia reaccionante.

v = k · [R] Ecuación Nº1

Reacción de orden 2: en estos casos, la velocidad de la reacción varia en un factor de dos, es decir, si la

concentración se duplica la velocidad se cuadruplica. La ecuación de velocidad esta dada por:

v = k · [R]2 Ecuación Nº2

Reacción de orden cero: En este tipo de reaccciones, la velocidad es constante e independiente de la

concentración de reaccionantes. La ecuación de velocidad esta dada por:

v = k Ecuación Nº3

En este tipo de reacciones la concentración del producto se duplica por cada unidad de tiempo.

2) Efecto de la temperatura.

A una temperatura determinada, las moléculas de un compuesto dado tienen una velocidad

promedio y, por lo tanto, una energía cinética promedio que es característica del compuesto y de las

condiciones del sistema. No todas las moléculas van a tener la misma energía cinética y el número de

moléculas con una energía determinada, sigue una típica curva de Gauss.

Parece lógico suponer, y generalmente cierto, que las reacciones químicas ocurren como

resultado de las colisiones entre las moléculas reaccionante. En términos de la teoría de las colisiones, es

de esperarse que la velocidad de una reacción sea directamente proporcional al número de colisiones

moleculares por segundo.

La implicación de la teoría de las colisiones es que la reacción siempre ocurre cuando las

moléculas chocan. Sin embargo, no todas las colisiones producen una reacción.

Cualquier molécula en movimiento posee energía cinética, cuando las moléculas chocan, una parte

de su energía cinética se convierte en energía vibracional. Si la energía cinética inicial es grande,

entonces las moléculas en choque vibrarán tanto que se romperán algunos enlaces químicos. Esta fractura

del enlace es el primer paso hacia la formación del producto. Si la energía cinética inicial es pequeña las

moléculas prácticamente rebotarán intactas.

Se postula que, para que haya una reacción, las moléculas en choque deben tener una energía

cinética total igual o superior a la energía de activación (Ea), que es la mínima energía que se requiere

para iniciar una reacción química. La especie formada temporalmente por las moléculas de reactivo, como

resultado de la colisión, antes de formar el producto se llama complejo activado.

En 1889, Svante Arrhenius, mostró que la dependencia de la constante de velocidad de una

reacción respecto de la temperatura puede expresarse mediante la siguiente ecuación, que se conoce

como Ecuación de Arrhenius.

k = A e -Ea/RT Ecuación Nº4

Donde, Ea = energía de activación de la reacción.

R = constante de los gases (1,98 calorías).

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29

T = temperatura absoluta.

e = base de los logaritmos naturales.

A = factor de frecuencia de colisiones.

Esta ecuación muestra que la constante de velocidad es directamente proporcional a “A” y, por lo

tanto, a la frecuencia de colisiones. Además, por el signo negativo asociado con el exponente Ea/RT, la

contante de velocidad disminuye cuando la energía de activación aumenta, y se incrementa cuando

aumenta la temperatura.

3) Efecto de catalizadores.

Si una solución de agua oxigenada (H2O2), es expuesta a la luz, ésta se descompone en agua y

oxígeno:

2 H2O2 (ac) 2 H2O (l) + O2 (g)

Esta reacción es muy lenta, por lo que la liberación de O2 (efervescencia) no se observa. Sin

embargo, la presencia de algunas sustancias aceleran la reacción, de modo que ella se desarrolla a una

velocidad notoria a temperatura ambiente, observándose efervescencia. Una sustancia particularmente

efectiva para este propósito es el MnO2, el cual cuando se agrega a una solución de H2O2 provoca una

vigorosa efervescencia.

Lo sorprendente de esta reacción es que a pesar de emplear una cantidad muy pequeña de MnO2,

éste aparentemente estimula la descomposición de una cantidad ilimitada de solución de H2O2. Además,

en cualquier momento podemos recuperar la cantidad original de MnO2 sin que haya sufrido cambio

químico alguno. En otras palabras, el MnO2 no es consumido en la reacción; sólo afecta la velocidad de

reacción. Si empleamos una cantidad mayor de MnO2 conseguiremos una mayor velocidad de reacción

pero no se altera la cantidad total del O2 obtenido. Este fenómeno se denomina Catálisis y la sustancia

que afecta la velocidad de una reacción se conoce como Catalizador.

La catálisis constituye un fenómeno bastante común y es muy importante, tanto en procesos

industriales como en procesos biológicos.

Un catalizador es una sustancia que acelera una reacción química sin sufrir alteración y puede ser

recuperado íntegramente después de la reacción.

La acción de un catalizador se comprende mejor aplicando el concepto de energía de activación

(Ea), que es la energía mínima necesaria que deben adquirir los reactantes para que se transformen en

productos, es decir, se lleve a cabo la reacción. Lo que un catalizador hace es modificar el mecanismo a

través del cual los reaccionantes se transforman en productos, lo que implica una menor energía de

activación, y así la reacción catalizada procede más rápidamente que la reacción no catalizada (ver

figura).

En la figura (2), la energía de activación (Ea), es menor que en la figura (1). En ambos casos, la

energía liberada o Entalpia (H), es la misma. El compuesto intermediario o complejo activado es A – B,

en ambos casos.

E

n

e

r

g

ía

Tiempo

A

+

B

Ea

A - B

H

C + D

Figura (1): En ausencia de catalizador

E

n

e

r

g

ía

Tiempo

A

+

B

Ea

A - B

H

C + D

Figura (2): En presencia de catalizador

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30

En procesos industriales muchas sustancias pueden actuar como catalizador, especialmente

metales de los grupos B de la tabla periódica (elementos de transición) y/o compuestos derivados de

ellos. Algunos de los metales que actúan como catalizadores son: Fe, Mn, Ni, Pt, Cr, V, Cu, Co y Rh. Es

notable el hecho de que comúnmente un catalizador actúa sobre una determinada reacción o sobre un

tipo de reacción.

En los procesos biológicos las enzimas catalizan las reacciones bioquímicas. Lo que es asombroso

acerca de las enzimas no es sólo que puedan aumentar la velocidad de las reacciones bioquímicas en

factores que van desde 106 a 1012, sino que son altamente específicas. Actúan, sólo en determinadas

moléculas, llamadas sustrato, mientras que dejan el resto del sistema sin afectar.

B) Equilibrio Químico

En todo proceso químico, la transformación de reaccionantes en productos no es completa.

Ocurre que los productos, reaccionan entre sí, producen la reacción inversa, Cuando simultáneamente

ocurren en magnitud apreciable la reacción directa e inversa, decimos que la reacción es reversible y se

indica con una doble flecha.

A medida que la reacción se efectúa va disminuyendo la concentración de los reaccionantes y

simultáneamente, la concentración de los productos va aumentando. En el momento en que se establece la

igualdad entre las velocidades de las reacciones directa e inversa, no se producen posteriores cambios

en las concentraciones de reaccionantes y productos, se ha alcanzado un estado de equilibrio dinámico

que conocemos como Equilibrio químico.

Experimentalmente se ha demostrado que para cada reacción en particular existe un estado de

equilibrio específico y característico, estado de equilibrio en el que existe una relación definida entre

las concentraciones de reaccionantes y productos. Esta relación queda expresada mediante la Ley del

equilibrio químico la cual establece que: “para cualquier reacción en estado de equilibrio a una temperatura dada, el cuociente entre el producto de las concentraciones de los productos de la reacción elevado a sus coeficientes estequiométricos y el producto de las concentraciones de los reaccionantes elevado a sus coeficientes estequiométricos, que presenta la ecuación es CONSTANTE”. A esta constante se le denomina constante de equilibrio.

Para la ecuación siguiente:

aA + bB cC + dD

La constante de equilibrio correspondiente es

[C]c · [D]d

Kc =

[A]a · [B]b

Cuando los reaccionantes y productos que forman parte del sistema se encuentran en estado

gaseoso, resulta útil expresar la constante de equilibrio en función de las presiones parciales de los

componentes.

Ejemplo: H2 (g) + I2 (g) 2HI (g)

(PHI)2

Kp =

(PH ) · (PI ) 2 2

o bien: Kp = Kc (RT)n

Donde, R es la constante de los gases (0,082 L atm/mol K), T la temperatura y n la variación del número

de moles de gas en la reacción (moles de gas presente en los productos menos los presentes en los

reaccionantes).

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31

Características generales de la constante de equilibrio

Las constantes Kc y Kp pueden ser formuladas únicamente en el caso en que el sistema se

encuentre en estado o condición de equilibrio.

La magnitud de la constante varía sólo con la temperatura, por lo tanto, junto con indicar el valor

de la constante de un determinado sistema se debe especificar la temperatura.

La constante representa una manera concisa de expresar la composición del sistema cuando se ha

alcanzado el equilibrio y permite apreciar la extensión en que los reaccionantes se han transformado en

los productos.

Principio de Le Chatelier

Desde el punto de vista cualitativo se puede predecir cómo un cambio de las condiciones, afecta

a un sistema en equilibrio, a través del Principio de Le Chatelier, cuyo enunciado es el siguiente “Cuando un sistema en equilibrio es perturbado, éste evolucionará espontáneamente hacia una nueva posición de equilibrio en la dirección que contrarreste dicha perturbación”.

Se puede perturbar un sistema en equilibrio al modificar las siguientes variables:

1. Variando la concentración de cualquiera de los componentes que aparecen en la expresión de

la constante de equilibrio (reactantes o productos), ya sea aumentando o disminuyendo la

concentración de cualquiera de ellos. Un aumento en la concentración de cualquiera de las

sustancias desplaza la posición del equilibrio en la dirección contraria a la formación de dicha

sustancia; una disminución en la concentración de ella, desplaza la posición del equilibrio hacia

su formación.

2. Variando la presión de cualquiera de los componentes que aparecen en la expresión de la

constantes de equilibrio. Un aumento o disminución de la presión de un gas participante en un

sistema equivale al aumento o disminución de la concentración respectivamente. Por lo tanto,

un aumento de la presión de un gas, desplaza la posición del equilibrio en dirección contraria a

la formación de dicho gas y una disminución de la presión de ese gas desplaza la posición del

equilibrio hacia su formación.

3. Variando la presión del sistema. Un aumento ó disminución de la presión del sistema puede

llevarse a cabo disminuyendo o aumentando respectivamente el volumen del recipiente. Por lo

tanto, un aumento en la presión del sistema (disminución del volumen) desplaza la posición del

equilibrio hacia donde hay menor cantidad de moles de gas, y una disminución de la presión

(aumento de volumen) desplaza la posición del equilibrio hacia donde hay mayor cantidad de

moles de gas.

4. Variación de la temperatura. Un cambio en la temperatura no sólo desplaza la posición del

equilibrio, si no que además cambia el valor de la constante.

Si la reacción es endotérmica (requiere energía) un aumento de la temperatura desplaza la

posición del equilibro hacia los productos y una disminución en la temperatura desplaza la

posición del equilibrio hacia los reaccionantes.

Si la reacción es exotérmica (libera energía) un aumento de la temperatura desplaza la

posición del equilibro hacia los reaccionantes y una disminución en la temperatura desplaza la

posición del equilibrio hacia los productos.

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32

2.- Objetivos.

Observar la influencia de un catalizador sobre la velocidad de una reacción.

Observar el efecto de la concentración sobre la velocidad de una reacción.

Observar el efecto de la concentración sobre la posición del equilibrio.

3.- Parte experimental

A) Cinética:

1. Efecto del catalizador sobre la velocidad de una reacción

Para visualizar la acción del catalizador, se comparará la velocidad de reducción del cloruro

férrico (FeCl3) por acción del tiosulfato de sodio (Na2S2O3) en presencia y ausencia del catalizador

(Cu+2)

2FeCl3 + 2Na2S2O3 2FeCl2 + Na2S4O6 + 2NaCl

Como indicador se utilizará el tiocianato de amonio (NH4SCN), que presenta un color rojo sangre

en presencia de iones Fe+3. La ecuación química que representa esta reacción es:

FeCl3 + 6NH4SCN [Fe(SCN)6]-3 + 3NH4Cl + 3NH4

+

A medida que va desapareciendo el cloruro férrico, para formar cloruro ferroso (FeCl2), la

solución se va decolorando (desaparece el color rojo). La velocidad de decoloración es lo que determina

la velocidad de la reacción. Por lo tanto, por comparación de las velocidades se verá el efecto del

catalizador en la velocidad de reacción.

a) Prepare dos tubos de ensayo con los siguientes reactivos

Reactivo Tubo 1 Tubo 2

Cloruro férrico (FeCl3) 0,05 M 5 mL 5 mL

Tiocianato de amonio (NH4SCN) 0,5M 1 gotas 1 gotas

Sulfato cúprico (CuSO4) 5%p/v 1 gota -

b) Tome el tubo de ensayo 1 y agréguele 5 mL de una solución de tiosulfato de sodio (Na2S2O3)

0,1 M, agite y mida el tiempo que se demora en decolorar la solución.

c) Tome el tubo de ensayo 2 y agréguele 5 mL de una solución de tiosulfato de sodio (Na2S2O3)

0,1 M, agite y mida el tiempo que se demora en decolorar la solución.

Tubo 1 Tubo 2

Tiempo de decoloración

2. Efecto de la concentración sobre la velocidad de una reacción

Para visualizar el efecto de la concentración sobre la velocidad de la reacción, analizaremos la

reacción entre el ácido clorhídrico y una lamina de magnesio, en donde se comparan las velocidades a

diferentes concentraciones de ácido clorhídrico.

2HCl (ac) + Mg (s) MgCl2 (ac) + H2 (g)

a) Arme el sistema generador de hidrógeno que se ilustra en la siguiente figura:

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33

b) En un matraz erlenmeyer de 125 mL coloque exactamente 10,0 mL de ácido clorhídrico 0,25

M y tápelo con un tapón de goma provisto de una manguera con un tubo en ángulo recto.

c) Tome una probeta de 50 mL sin base, acuéstela sobre una cubeta que contenga agua potable

hasta 3/4 de su capacidad para que se llene (la probeta) de agua, luego inviértala y asegúrela

con una pinza al soporte universal, cuidando que no tope el fondo de la cubeta y no le queden

burbujas en su interior.

d) Limpie un trozo de 3 cm de cinta de magnesio con una trozo de lija fina.

e) Coloque la cinta dentro del matraz erlenmeyer, tápelo inmediatamente y ponga en marcha el

cronómetro.

f) Mida el volumen de hidrógeno desprendido cada 30 segundos, hasta que se haya consumido

todo el magnesio o cuando transcurran 5 minutos, lo que ocurra primero.

g) Repita el procedimiento utilizando una solución ácido clorhídrico 0,5 M y luego otra de 0,75 M

h) Registre en la siguiente tabla el volumen de agua desplazado versus tiempo de cada solución

de ácido clorhídrico.

HCl (0,25 M) HCl (0,50 M) HCl (0,75 M)

Tiempo

(seg)

Volumen de H2

desprendido (mL)

Volumen de H2

desprendido (mL)

Volumen de H2

desprendido (mL)

30

60 (1 min)

90

120 (2 min)

150

180 (3 min)

210

240 (4 min)

270

300 (5 min)

i) Para cada concentración de ácido clorhídrico confeccione un gráfico volumen (eje vertical)

versus tiempo (eje horizontal) y trace la mejor curva.

j) Analice los gráficos y, de acuerdo a ellos, señale como afecta la concentración en la

velocidad de reacción.

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34

B) Equilibrio Químico

1) Influencia de la concentración en el desplazamiento de un sistema en equilibrio

Ecuación de la reacción:

Fe Cl3 (ac) + 6 NH4 SCN (ac) Fe (SCN)6-3

(ac) + 3 NH4 Cl (ac) + 3 NH4+(ac)

Amarillo Incoloro Rojo Incoloro Incoloro

a) En una probeta de 50 mL coloque 2 mL de cloruro férrico (FeCl3) 0,05 M y 20 gotas de

tiocianato de amonio (NH4SCN) 0,5 M.

b) Complete con agua destilada hasta 50 mL.

c) Tape la probeta con un papel parafilm y homogenice la solución.

d) Registre el color de la solución de la probeta en la tabla correspondiente.

e) Enumere 4 tubos de ensayo (1, 2, 3, 4) y coloque, con una pipeta graduada, en cada tubo 5 mL

de la solución que se encuentra en la probeta.

f) Tome el tubo Nº1 y agregue 1,0 mL de agua destilada (TUBO CONTROL, es decir, no hay

influencia sobre el equilibrio).

g) Tome el tubo Nº2 y agregue 1,0 mL de cloruro férrico (FeCl3) 0,05M.

h) Tome el tubo Nº3 y agregue 20 gotas de tiocianato de amonio (NH4SCN) 0,5M.

i) Tome el tubo Nº4 y agregue 1,0 mL de cloruro de amonio (NH4Cl) 1,0 M.

j) Agite cada tubo y anote en la siguiente tabla los colores que observa.

Color Observado

Solución probeta

Tubo Nº1 + Agua

(TUBO CONTROL)

Tubo Nº2 + FeCl3

Tubo Nº3 + NH4SCN

Tubo Nº4 + NH4Cl

k) Compare los tubos Nº 2, 3 y 4 con el tubo control (Nº1) y señale, según el color

observado, hacia donde se desplazó el equilibrio en estos tubos.

Tubo Nº 2: _____________________________

Tubo Nº 3: _____________________________

Tubo Nº 4: _____________________________

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35

4.- Ejercicios

1) Cuáles son los factores que afectan la cinética de una reacción y, como influyen estos para hacer

que las reacciones químicas sucedan más rápidamente.

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

2) Escriba la expresión de la constante de equilibrio, Kc, para la siguiente reacción:

Zn(s) + CO2(g) ZnO(s) + CO(g)

3) Cuando se calienta cloruro de fósforo (V) (PCl5) en un sistema cerrado, se descompone de acuerdo a

la siguiente ecuación

PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) (reacción endotérmica)

Para favorecer la descomposición de PCl5 señale:

a) Si se debe aumentar o disminuir la temperatura del sistema. Justifique brevemente.

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

b) Si se debe aumentar o disminuir la presión del sistema. Justifique brevemente.

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

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36

c) Si se debe aumentar o disminuir la concentración de reactantes. Justifique brevemente.

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

d) Si se debe aumentar o disminuir la concentración de productos. Justifique brevemente.

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

____________________________________________________________________________

4) Un análisis químico indica que para la siguiente reacción a 700 °C:

S2(g) + 2H2(g) 2H2S(g)

Se encuentra que cuando la reacción alcanza el equilibrio existen 2,50 M de H2, 1,35 · 10-5 M de S2 y

8,70 M de H2S en un recipiente de 1,0 L. Determine el valor de la constante de equilibrio para la

reacción a esta temperatura.

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37

LABORATORIO N° 4

SOLUCIONES ÁCIDO - BASE

1.- Introducción

Según la Teoría de Arrhenius “un ácido es una sustancia que libera uno o más iones hidrógeno

(H+) por cada molécula, y una base es una sustancia que libera uno o más iones hidróxilos (OH-) por cada

molécula, como uno de los productos de disociación iónica, en contacto con el agua”. Estos conceptos se

limitaron solamente a soluciones acuosas, porque están basadas en la liberación de iones H+ y OH -.

La Teoría de Brönsted-Lowry define un ácido como cualquier especie que tiene tendencia a

ceder un ion hidrógeno a otra especie, y una base como una sustancia que tiende a aceptar un ion

hidrógeno de otra sustancia. Estos conceptos no sólo se pueden aplicar a los ácidos y bases de

Arrhenius, sino que a otras especies, como por ejemplo agua (H2O) y amoniaco (NH3).

Finalmente, la Teoría de Lewis define un ácido como una sustancia que puede aceptar un par de

electrones para formar un nuevo enlace y una base como una sustancia capaz de entregar un par de

electrones para formar un enlace nuevo.

Fuerza relativa de los ácidos y bases

En solución acuosa, algunos ácidos entregan protones más fácilmente y algunas bases los reciben

con mayor facilidad que otras, esto es lo que llamamos fuerza relativa de ácidos y bases.

Un ácido fuerte es aquel que en solución acuosa se disocia totalmente liberando iones hidrógeno

(por tanto es un electrolito fuerte). Ejemplo: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4, entre otros.

Un ácido débil es aquel que en solución acuosa se disocia parcialmente liberando iones hidrógeno

(por lo tanto, es un electrolito débil). Ejemplo: CH3COOH, H3PO4, HCN, H2S, etc. El grado en el que un

ácido se ioniza en un medio acuoso se puede expresar por la constante de equilibrio para la reacción de

ionización. En general, podemos representar cualquier ácido por el símbolo HX, donde el equilibrio de

ionización está dado por:

HX(ac) H+(ac) + X-

(ac)

La expresión de la constante de equilibrio correspondiente es:

[H+] · [X-]

Ka = , [ ] = Concentración

[HX] Molar

La constante de equilibrio se indica con el símbolo Ka, y se llama constante de disociación ácida

o constante de acidez. Cuanto más pequeño sea su valor más débil es el ácido, menos disociado se

encuentra.

Una base fuerte es aquella que en solución acuosa disocia totalmente liberando iones hidróxilos

(por lo tanto, es un electrolito fuerte). Ejemplo: NaOH, KOH.

Una base débil es aquella que en solución acuosa disocia parcialmente liberando iones hidróxilos

(por lo tanto, es un electrolito débil). El grado en el que una base se ioniza en un medio acuoso se puede

expresar por la constante de equilibrio, Kb, que se llama constante de disociación básica o constante

de basicidad. Cuanto más pequeño sea el valor de Kb más débil es la base, situación similar para el ácido.

En cualquier equilibrio ácido-base, ambas reacciones, la que va hacia adelante (a la derecha) y la

reacción inversa (a la izquierda) comprende transferencia de un protón.

Ejemplo:

NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH-

(ac)

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38

Un ácido y una base que sólo difieren por la presencia o ausencia de un protón se denominan par

ácido-base conjugado, por ejemplo, el H2O y OH-.

Todo ácido tiene asociado a él una base conjugada formada cuando el ácido cede un ion

hidrógeno. En forma similar cualquier base tiene asociado a ella un ácido conjugado, que se forma

cuando esta capta un ion hidrógeno. Cuanto más fuerte sea un ácido más débil será su base conjugada;

cuanto más débil sea un ácido más fuerte será su base conjugada.

Fuerza relativa de las sales

Las sales son electrólitos fuertes que disocian totalmente en agua. La expresión hidrólisis de

una sal describe la reacción de un anión o un catión de una sal, o ambos, con agua. Por lo general, la

hidrólisis de una sal afecta el pH de una solución.

Generalmente, es cierto que las sales contienen un ion metálico alcalino o alcalinotérreo

(exceptuando el Be+2) y la base conjugada de un ácido fuerte no se hidrolizan y sus disoluciones son

neutras. Por ejemplo, cloruro de sodio:

NaCl Na + (ac) + Cl – (ac)

Si contiene la base conjugada de un ácido débil, entonces hidrolizan produciendo soluciones

básicas. Por ejemplo, el acetato de sodio, el ion acetato es una base conjugada fuerte que tiene gran

afinidad por los iones hidrógeno, ya que proviene de un ácido débil (el ácido acético). Reacciona con el

agua y libera iones hidroxilos dándole un carácter básico a las soluciones.

CH3COONa CH3COO - (ac) + Na + (ac)

CH3COO - + H2O CH3COOH (ac) + OH- (ac)

Si contiene el ácido conjugada de una base débil, entonces hidrolizan produciendo soluciones

ácidas. Por ejemplo, el cloruro de amonio, el ion amonio es un ácido conjugada fuerte que tiene gran

facilidad de entregar los iones hidrógeno, ya que proviene de una base débil (el amoniaco). Reacciona con

el agua y libera iones hidrógenos dándole un carácter ácido a las soluciones.

NH4Cl NH4+ (ac) + Cl - (ac)

NH4+ + H2O NH4OH (ac) + H+ (ac)

Ionización del agua y escala de pH

El agua puede aceptar o donar un protón, dependiendo de las circunstancias. La transferencia de

un protón entre dos moléculas de agua es llamada Autoionización.

2H2O (l) H3O+ (ac) + OH-

(ac)

o bien

H2O(l) H+(ac) + OH-

(ac)

La constante correspondiente al equilibrio de autoionización del agua, Kw, constante de

autoionización del agua, tiene la forma:

Kw = [H+] · [OH-]

Como toda constante de equilibrio tiene un valor determinado dependiendo de la temperatura,

que en para esta constante a 25ºC tiene un valor igual a 1,0 · 10-14. Este valor es importante, ya que

establece que en el agua pura, la concentración de ion H+ y ion OH- son muy pequeñas y no varían en

forma independiente, sino que están reguladas por la constante Kw. Si una de estas concentraciones

aumenta, la otra necesariamente deberá disminuir para que el producto de las concentraciones de estos

iones mantenga el valor de dicha constante a esta temperatura.

H2O

H2O

H2O

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39

Por cuanto la concentración de H+ en una solución acuosa suele ser muy pequeña y varía en varios

órdenes de magnitud, se expresa en términos de un parámetro denominado pH. El pH se define como el

logaritmo negativo en base diez de la concentración molar de iones hidrógeno, es decir:

pH = - log [H+]

Debido al signo negativo, el pH disminuye a medida que aumenta la concentración de iones

hidrógeno de modo tal que:

Soluciones ácidas pH 7,0 [H+] > 1,0 · 10-7 [H+] > [OH-]

Soluciones neutras pH = 7,0 [H+] = 1,0 · 10-7 [H+] = [OH-]

Soluciones básicas pH 7,0 [H+] < 1,0 · 10-7 [H+] < [OH-]

El logaritmo negativo también es una forma de expresar las magnitudes de otras cantidades

pequeñas. Por ejemplo, se puede expresar la concentración de ion hidroxilo como pOH y definirlo según:

pOH = - log [OH-]

Usando esta notación pude demostrarse que en una solución acuosa, a 25 °C, siempre debe

cumplirse que:

[H+] = [OH-] = 1,0 · 10-7

[H+] · [OH-] = 1,0 · 10-14

pH + pOH = 14,0

Volumetría Ácido – Base

Las reacciones de neutralización corresponden a la reacción química entre un ácido y una base,

dando como únicos productos sal y generalmente agua. Una de sus aplicaciones es realizar análisis

volumétrico ácido-base que constituye uno de los numerosos tipos de análisis químicos realizados en

laboratorios e industrias químicas.

La forma experimental de realizar este tipo de análisis se conoce como valoración o titulación

ácido-base y corresponde al proceso en el cual se determina la concentración o masa de una sustancia

ácida o básica presente en una solución, por medición del volumen gastado de una solución de ácido o

básica de concentración conocida según corresponda. Este análisis da origen a cuatro situaciones

posibles:

a) Combinación de un ácido fuerte con una base fuerte.

b) Combinación de un ácido fuerte con una base débil.

c) Combinación de ácido débil con una base fuerte.

d) Combinación de un ácido débil con una base débil.

El procedimiento experimental consiste en agregar en forma controlada desde una bureta una

solución básica, sobre un matraz erlenmeyer que contiene la solución ácida, o viceversa. Considerando el

caso en que se agrega desde una bureta una base, podemos observar que a medida que se agrega la base,

la concentración de protones en el matraz comienza a disminuir (y el pH a aumentar) hasta que se alcanza

el punto final de una titulación o punto de equivalencia, el cual se define como el volumen al cual el

número de equivalentes de OH-(ac) agregado “neutralizan completamente” a todos los equivalentes de

ácido presentes, es decir, son iguales. Es decir, la titulación corresponde a una neutralización completa

en donde el pH en el punto final puede ser ácido, básico o neutro dependiendo de la sal que se forme.

Para apreciar la variación del pH y determinar el punto final de una titulación se usan

indicadores, que son sustancias químicas que cambian de color dependiendo del pH en el que se

encuentran, cuya forma ácida tiene un color diferente de la forma básica. El cambio de color que

experimenta el indicador se llama zona de viraje del indicador y ocurre en un rango de pH que es

propio de cada indicador. Así, por ejemplo, el indicador rojo de metilo cuando se encuentra a pH menor a

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40

4,2 se observa un color rojo, a pH superior a 6,3 se observa el color amarillo, y a pH entre 4,2 y 6,3 se

observa un color intermedio entre rojo y amarillo, es decir naranjo. La siguiente tabla muestra algunos

ejemplos de indicadores con sus respectivas características:

Indicador Zona de viraje pH Cambio de color

Azul de timol 1,2 - 2,8 rojo - amarillo

Azul de Bromofenol 3,0 - 4,6 amarillo - azul

Rojo de metilo 4,2 - 6,3 rojo - amarillo

Azul de Bromotimol 6,0 - 7,6 amarillo - azul

Fenolftaleína 8,3 - 10,0 incoloro - rosado

Amarillo de alizarina 10,1 - 12,1 amarillo - rojo

Otra forma de observar la variación del pH es utilizar un medidor de pH (comúnmente llamado

“peachímetro”) que es un instrumento provisto de un electrodo de vidrio, con una membrana sensible a la

concentración de ion hidrógeno (protones), y un electrodo de referencia que provee un voltaje constante

contra el cual se compara el voltaje producido en el electrodo de vidrio, el cual se traduce en una lectura

de pH.

Limitaciones del método volumétrico ácido-base

No todas las reacciones ácido base pueden servir para realizar una titulación, por lo menos deben

cumplirse las siguientes condiciones:

1. La reacción entre la sustancia a la cual se le va ha determinar la concentración o masa y el

reactivo, debe ocurrir a gran velocidad.

2. La sustancia a determinar debe reaccionar estequiométricamente con el reactivo y no deben

ocurrir reacciones secundarias.

3. Otras sustancias presentes en la solución no deben reaccionar o interferir con la reacción

principal.

4. Debe tenerse un indicador apropiado para la detección del punto de equivalencia.

Titulaciones de soluciones a partir de un patrón

La técnica de la titulación consiste en determinar la composición o concentración exacta de una

solución, con ayuda de otra solución de concentración conocida, llamada solución patrón.

Para preparar soluciones de concentración exacta se utilizan patrones primarios. Un patrón

primario debe cumplir los siguientes requisitos:

a) Debe tener una elevada pureza

b) ser estable frente a los agentes atmosféricos

c) no ser higroscópico, es decir, que no absorba agua del ambiente

d) una masa molar grande para disminuir los errores asociados a la operación de pesada

e) de fácil adquisición y bajo precio

El NaOH por ser una base fuerte, reacciona con el dióxido de carbono de la atmósfera, por lo

que la superficie de éste se encuentra cubierta de una cantidad variable de carbonato de sodio y además

es una sustancia higroscópica. Por estas razones, no se usa como patrón primario y no es posible

preparar una solución de NaOH de concentración exacta sólo por pesada. La concentración de tal

solución es aproximada y debe controlarse por titulación con una sustancia que sea un “patrón primario”,

por ejemplo el ftalato ácido de potasio.

El ftalato ácido de potasio es un patrón primario y puede ser utilizado para titular cualquier

solución básica. Cuando ya se haya determinado la concentración exacta del NaOH, a través del patrón

primario, éste pasa a ser un patrón secundario que puede ser utilizado para determinar la concentración

exacta de cualquier sustancia ácida.

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41

En el punto final de una Titulación, el número de equivalentes de ácido es igual al número de

equivalentes de base. Como la normalidad corresponde al número de equivalentes por litro de solución,

tenemos que:

número de equivalentes = Volumen (L) · Normalidad (Eq/L)

Por lo tanto, en el punto final de la titulación tendremos:

N ácido · V ácido = N base · V base

Así, por ejemplo, en la titulación de 10 mL de hidróxido de sodio se gastaron 8,5 mL de ftalato

ácido de potasio de concentración 0,102 N, entonces la concentración de hidróxido de sodio es 0,087 N.

2.- Objetivos

Clasificar distintas soluciones como ácidas, básicas y neutras, utilizando diferentes medidores de pH.

Conocer y manejar el análisis volumétrico ácido base.

Determinar la concentración o masa de una solución de hidróxido de sodio y ácido clorhídrico a través

de la valoración ácido-base.

3.- Parte Experimental.

A) Medida de acidez

a) En distintos vasos precipitados de 50 mL, previamente marcados, agregue, aproximadamente,

25 mL de cada una de las siguientes soluciones:

Vaso N° Muestra

1 Solución acuosa 0,1 M de cloruro de sodio

2 Solución acuosa 0,1 M de hidróxido de sodio

3 Solución acuosa 0,1 M de ácido clorhídrico

4 Solución acuosa 0,1 M de amoniaco

5 Solución acuosa 0,1 M de ácido acético

b) Mida el pH de las soluciones introduciendo un papel pH y registre el valor o rango de pH

observado en la siguiente tabla:

Vaso 1 2 3 4 5

Rango o

valor de pH

c) Mida el pH de las soluciones utilizando un peachímetro y registre el valor observado en la

siguiente tabla:

Vaso 1 2 3 4 5

Valor de

pH

d) ¿Cuál de las formas de medir acidez es la más exacta? Explique brevemente.

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42

e) De acuerdo al valor de pH, medido con el peachímetro, determine la concentración de

protones e iones hidroxilos que presenta cada solución.

Vaso 1 2 3 4 5

Valor de pH

[H+]

[OH-]

B) Valoración

1) Valoración de una solución de hidróxido de sodio (NaOH; # = 1) con el patrón primario

(ftalato ácido de potasio):

a) Para ello arme el sistema de la figura.

b) Utilice la solución de hidróxido de sodio que preparó en el laboratorio Nº 2.

c) Llene una bureta con la solución de hidróxido de sodio, asegurándose que no quede ninguna

burbuja en la bureta, ayúdese de un embudo para bureta y un vaso precipitado de 100 mL.

d) Con una pipeta volumétrica agregue exactamente 10 mL de solución de ftalato ácido de

potasio 0,1 M (patrón primario) en un matraz erlenmeyer de 250 mL y adicione 2 gotas del

indicador (fenolftaleína).

e) Comience a agregar gota a gota la solución de hidróxido de sodio desde la bureta al matraz

erlenmeyer con agitación constante (ver figura) hasta que el indicador cambie de color (la

solución deberá tener un leve color rosado permanente).

f) Lea en la bureta el volumen gastado, evitando cometer errores de paralaje.

g) Repita el procedimiento desde el punto “c” y compare los valores obtenidos en ambas

valoraciones.

h) Registre sus resultados y determine la Molaridad y la Normalidad, reales, de la solución en la

siguiente tabla

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43

Volumen gastado de

NaOH (mL)

Molaridad (mol/L)

calculada

Normalidad (Eq/L)

calculada

Valoración (1)

Valoración (2)

2) Valoración de una solución de ácido clorhídrico (HCl; # = 1) con el patrón secundario

(hidróxido de sodio):

a) Cargue nuevamente la bureta con la solución de hidróxido de sodio (patrón secundario)

b) Con una pipeta volumétrica mida exactamente 10 mL de la solución de ácido clorhídrico

preparada en el laboratorio Nº 2 y transfiéralo a un matraz erlenmeyer de 250 mL

c) Adicione 2 gotas del indicador (fenolftaleina) y comience a agregar gota a gota la solución de

hidróxido de sodio desde la bureta al matraz erlenmeyer con agitación constante hasta que el

indicador cambie de color (la solución deberá tener un leve color rosado permanente).

d) Lea en la bureta el volumen utilizado, evitando cometer errores de paralaje.

e) Repita el procedimiento desde el punto “c” y compare los valores obtenidos en ambas

valoraciones.

f) Registre sus resultados y determine la Molaridad y la Normalidad, reales, de la solución en la

siguiente tabla

Volumen gastado de

NaOH (mL)

Molaridad (mol/L)

calculada

Normalidad (Eq/L)

calculada

Valoración (1)

Valoración (2)

4.- Ejercicios

1) ¿Cuál es el pH de una solución si la concentración de iones [H+] es de 5,6 · 10-4 M?

2) ¿Cuál es el pH de una solución si la concentración de iones [OH-] es de 5,6 · 10-4 M?

3) En una solución cuyo pH es 6,6 ¿cuál es la concentración de protones ([H+])?

4) En una solución cuyo pOH es 10,6 ¿cuál es la concentración de protones ([H+])?

5) ¿Cuál es el pH de una solución acuosa de ácido clorhídrico (HCl) 0,17 M?

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44

6) ¿Cuál es el pH de una solución acuosa de H2CO3 0,001 M (Ka = 4,3 · 10-7)?

7) ¿Cuál es el pH de una solución acuosa de hidróxido de sodio (NaOH) 0,17 M?

8) ¿Cuál es el pH de una solución acuosa de amoniaco 0,001 M (Kb = 1,8 · 10-5)?

9) En una solución de ácido débil monoprótico (HA) se encuentra que en el equilibrio la concentración

de protones (H+) es 0,0017 mol/L y la concentración del ácido no disociado (HA) es 0,0983 mol/L.

Entonces el valor de la constante de acidez es:

10) ¿Qué volumen de una solución de HCl 3,0 M se necesitan para preparar una 500 mL de una solución

de HCl cuyo pH sea 2,20?

11) ¿Qué masa, en gramos, de hidróxido de sodio (masa molar = 40 g/mol) se necesitan para preparar

500 mL de una solución cuyo pH sea 10,00?

12) En una titulación 200 mL de HNO3 0,4 M se neutralizan completamente con 50 mL de una solución

de KOH. Entonces, cuál es la concentración molar del hidróxido de potasio.

13) En una titulación 200 mL de H2SO4 0,25 M se neutralizan completamente con 50 mL de una solución

de NaOH. Entonces, cuál es la concentración normal del hidróxido de sodio (# = 1).

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45

14) Que volumen, en mililitros, de una solución de HCl 0,015 N, debe agregarse a 100 mL de una solución

de Ca(OH)2 0,03 N para tener una neutralización completa.

15) Si se mezclan 250 mL de una base fuerte de concentración 0,04 M con 100 mL de un ácido fuerte

de concentración 0,05 M, entonces, qué sustancia sobra y cuantos moles quedan sin neutralizar.

16) Si se mezclan 25 mL de una base fuerte de concentración 0,04 M con 100 mL de un ácido fuerte de

concentración 0,05 M, entonces, cuál es el pH final, considerando volúmenes aditivos, de la solución

final.

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46

LABORATORIO N° 5

SOLUCIONES BUFFER, AMORTIGUADORAS O TAMPÓN 1.- Introducción

Las soluciones buffer tienen una importancia fundamental en los organismos vivos, ya que ellas

mantienen el pH constante en las células y fluidos corporales para que las reacciones bioquímicas

procedan exitosamente.

Una solución tampón se define como una solución que es capaz de mantener el pH constante por

adición de protones (H+) o iones hidroxilos (OH-). Un buffer está constituido por un ácido débil y su sal

derivada (base conjugada del ácido débil), “buffer ácido” o por una base débil y su sal derivada (ácido

conjugado de la base débil), “buffer básico”.

Una solución amortiguadora debe contener un ácido para reaccionar con los iones hidroxilos (OH-

) que puedan agregarse; y también debe contener una base para reaccionar con los iones de hidrógeno

(H+) que puedan añadirse. Además, los componentes ácidos y básicos del amortiguador no deben

consumirse el uno al otro en una reacción de neutralización. Estos requerimientos se satisfacen por un

par ácido-base conjugado (un ácido débil y su base conjugada o una base débil y su ácido conjugado).

Si consideramos la siguiente solución buffer ácido constituida por un ácido débil (HA) y una sal

derivada del ácido (MA), donde M es el metal. En solución tendremos:

HA H+ + A- (disociación del ácido débil)

MA M+ + A- (sal soluble)

A- + H2O HA + OH- (hidrólisis)

Lo que hace que estas soluciones actúen como reguladoras del pH es la presencia de estos dos

equilibrios simultáneos, en uno de los cuales se producen protones (reacción de disociación del ácido

débil) y en el otro iones hidroxilos (reacción de hidrólisis).

HA H+ + A- (disociación del ácido débil)

A- + H2O HA + OH- (hidrólisis)

Por lo tanto, siguiendo el principio de Le Chatelier, si se agrega soluciones ácidas, el primer

equilibrio se desplaza hacia la izquierda y el segundo hacia la derecha con el objeto de compensar la

alteración producida, y por consiguiente, la variación de pH es mínima.

Como debe cumplirse la condición de equilibrio

[H+] · [A-]

Ka =

[HA]

Si despreciamos la pequeña cantidad del ion A- que hidroliza y la pequeña cantidad del ácido débil que

disocia, la [A-] será igual a la concentración inicial de sal y [HA] será igual a la concentración inicial del

ácido.

[H+] · [Sal]

Ka =

[Ácido]

Ordenando tenemos que:

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[Ácido]

[H+] = Ka

[Sal]

Aplicando el operador p = - log, tenemos

[Sal]

pH = pKa + log

[Ácido]

Esta ecuación recibe el nombre de Ecuación de Henderson – Hasselbalch., donde pKa = - log Ka

Obsérvese que el pH de este tipo de combinaciones es función de las concentraciones del ácido y

de la sal correspondiente y de la constante de acidez.

Ejemplo: Calcular el pH de una solución buffer acetato cuya concentración de ácido acético es 0,1 M y de

acetato de sodio es 0,1 M (Ka = 1,78 · 10-5).

[Sal]

pH = pKa + log

[Ácido]

pKa = - log Ka

pKa = - log (1,78 · 10-5)

pKa = 4,75

Luego entonces,

0,1

pH = 4,75 + log

0,1

pH = 4,75

Así cuando la concentración del ácido es igual al de la sal, el pH es igual al pKa.

Para situaciones de un buffer básico constituido por una base débil y su sal derivada de la base,

haciendo el mismo análisis anterior se llega a la siguiente relación:

[Sal]

pOH = pKb + log

[Base]

Donde pKb = - log Kb (constante de basicidad)

Obsérvese que el pOH esta en función de la concentración de la base, de la concentración de la

sal y de la constante de basicidad.

Ejemplo: Calcular el pH de una solución buffer amonio cuya concentración de amoniaco es 0,1 M y de

cloruro de amonio es 0,1 M (Kb = 1,78 · 10-5)

[Sal]

pOH = pKb + log

[Base]

pKb = - log Kb

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48

pKb = - log (1,78 · 10-5)

pKb = 4,75

Luego entonces,

0,1

pOH = 4,75 + log

0,1

pOH = 4,75

pH = 14 - pOH

pH = 14 - 4,75

pH = 9,25

Las soluciones buffer presentan dos propiedades interesantes que las distinguen de otras.

Estas son:

Primera propiedad: La dilución moderada de estas soluciones no afecta el pH pero si disminuye su

capacidad amortiguadora. La expresión de pH así lo indica, si se diluye la solución de tal forma que las

concentraciones bajan a la mitad de su valor original, la relación entre las concentraciones permanece

constante, y por lo tanto, el pH permanece invariable.

Segunda propiedad: La adición moderada de ácidos y bases a estas soluciones, no afectan el pH de las

mismas en forma significativa.

Para obtener una solución reguladora eficaz, es decir, que cumpla con sus propiedades, la relación

[Sal] / [Ácido] o [Sal] / [Base] debe estar entre 1/10 y 10/1.

Por consiguiente, el rango amortiguador, límite en el cual una solución buffer actúa

eficientemente, dependerá de la constante de acidez (buffer ácido) o constante de basicidad (buffer

básico). Así, por ejemplo, para un buffer ácido corresponde al intervalo de pH que va desde un valor pKa

– 1 hasta un valor de pKa + 1; mientras que en un buffer básico corresponde a un valor de pH = 14 – (pKb

1)

Tomando los ejemplos anteriores, para el buffer acetato (pKa = 4,75) el rango de amortiguación

corresponde a un valor de pH de 3,75 hasta 5,75; mientras que en el buffer amonio (pKb = 4,75) el rango

de amortiguación corresponde a un pH de 8,25 hasta 10,25.

Por otro lado, la cantidad de adición de protones o iones hidroxilos que puede resistir una

solución buffer sin cambiar en forma significativa el pH, se conoce como capacidad amortiguadora. Para

un buffer ácido, la capacidad amortiguadora depende de la concentración del ácido débil y su sal

derivada, a mayor concentración del ácido débil y su base conjugada (sal derivada), es decir mayor

concentración del buffer, mayor será la capacidad amortiguadora. Lo mismo se observa para un buffer

básico.

La dilución de un buffer no afecta al pH,

pero si disminuye su capacidad de amortiguación

La concentración de un buffer corresponde a la suma de la concentración del ácido débil más la

concentración de la base conjugada (sal derivada), en un buffer ácido, o la suma de la concentración de la

base débil más la concentración del ácido conjugada (sal derivada), en un buffer básico.

[Buffer Ácido] = [Ácido] + [Sal]

[Buffer Básico] = [Base] + [Sal]

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2.- Objetivos

Conocer las formas de preparar una solución buffer.

Observar la capacidad de amortiguación de una solución buffer.

3.- Parte experimental

1) Preparación de una solución tampón acetato 0,5 M y pH = 4,75 a partir del ácido débil y su

base conjugada (sal derivada):

Como la concentración del buffer es 0,5 M y el pH es igual al pKa (4,75), significa que la

concentración del ácido débil y la sal derivada en el buffer son idénticas e igual a 0,25 M. Si

usted dispone de una solución de ácido acético 1,0 M y acetato de sodio 1,0 M, proceda de la siguiente

manera:

a) Determine el volumen de ácido acético 1 M y acetato de sodio 1 M necesarios para preparar 50

mL de una solución buffer de concentración 0,5 M.

b) En un matraz aforado de 50 mL coloque con una pipeta graduada el volumen de ácido calculado.

c) Sobre el ácido agregue con una pipeta graduada el volumen de sal calculado.

d) Enrase hasta el aforo con agua destilada, teniendo cuidado de no pasarse, de preferencia


e) Agite el matraz para homogenizar la solución, etiquételo en forma adecuada y guárdela para ser

utilizada en el experimento N° 3 de este laboratorio.

2) Capacidad de amortiguación efecto de la concentración del ácido y la sal en el buffer:

a) Prepare el siguiente set de tubos de ensayo mezclando las cantidades indicadas de ácido

acético y acetato de sodio para formar las soluciones tampón.

Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4 Tubo 5 Tubo 6

Solución de ácido acético 1,0 M 9 mL 5 mL 1 mL 9 mL 5 mL 1 mL

Solución de acetato de sodio 1,0 M 1 mL 5 mL 9 mL 1 mL 5 mL 9 mL

b) A los tubos de ensayo 1, 2 y 3 agregue 2 gotas del indicador azul de bromofenol y agítelos

para homogenizarlos.

c) Agregue 5 gotas una solución de ácido clorhídrico 2 M a cada tubo de ensayo y agite. Si no

cambia el pH, es decir el indicador no ha virado al color amarillo, agregue nuevamente 5 gotas

de solución de ácido clorhidrico 2 M a cada tubo y agite. Repita este procedimiento hasta que

cambie el pH.

d) Registre en al siguiente tabla la cantidad exacta de gotas de ácido clorhídrico consumidos en

cada tubo de ensayo.

Tubo Nº 1

Cantidad de gotas HCl

Tubo Nº 2


Tubo Nº 3


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50

e) A los tubos de ensayo 4, 5 y 6 agregue 2 gotas del indicador rojo de metilo y agítelos para

homogenizar las mezclas.

f) Agregue 5 gotas una solución de hidróxido de sodio 2 M a cada tubo de ensayo y agite. Si

no cambia el pH, es decir el indicador no ha virado al color amarillo, agregue nuevamente 5

gotas de solución de hidróxido de sodio 2 M a cada tubo y agite. Repita este procedimiento

hasta que cambie el pH.

g) Registre en al siguiente tabla la cantidad exacta de gotas de hidróxido de sodio consumidos

en cada tubo de ensayo.

Tubo Nº 4

Cantidad de gotas NaOH

Tubo Nº 5


Tubo Nº 6


3) Capacidad de amortiguación efecto de la concentración del buffer:

a) Tome y enumere dos tubos de ensayo, limpios y secos.

b) Al tubo Nº 1 agregue 10 mL del buffer acetato 0,1 M.

c) Al tubo Nº 2 agregue 10 mL del buffer acetato 0,5 M (preparado por usted en la primera

actividad de este laboratorio).

d) A cada tubo de ensayo añada 2 gotas del indicador azul de bromofenol y agítelos para

homogenizar las mezclas.

e) Adicione, gota a gota (5 gotas cada vez), una solución de ácido clorhídrico 2 M, agitando

constantemente hasta que cambie el pH y el indicador vire al color amarillo.

f) Anote en la tabla de su guía la cantidad exacta de gotas de ácido clorhídrico consumidos en

cada tubo de ensayo.

Tubo Nº1

Buffer acetato 0,1 M


Tubo Nº2

Buffer acetato 0,5 M


4.- Ejercicios

1) Si usted desea preparar una solución buffer cuya pH sea 4,00. Determine cuál de las siguientes

combinaciones sería la más recomendable:

a) Ácido cloroacético pKa = 2,85 más cloroacetato de potasio

b) Ácido benzoico pKa = 4,19 más ácido láctico pKa = 3,86

c) Ácido láctico pKa = 3,86 más cloruro de sodio

d) Ácido benzoico pKa = 4,19 más benzoato de sodio

e) Amoniaco pKb = 4,74 más cloruro de amonio

2) Se prepara una solución mezclando 0,150 mol de acetato de sodio sólido (CH3COONa) con 200 mL

de ácido acético 1,50 M (CH3COOH). Si la Ka = 1,78 · 10-5 y considerando que el volumen final no

cambia, cuál es el pH de la solución final.

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3) Se preparo un buffer acetato mezclando 50 mL de solución acetato de sodio 0,2 M y 50 mL de

solución de ácido acético 0,1 M (Ka = 1,78 · 10-5). Considerando volúmenes aditivos, cuál es el pH de

la solución buffer.

4) Se desea preparar 100 mL de buffer 0,05 M y pH = 3,05. Para tal efecto se cuenta con una solución

0,20 M de ácido nitroso, HNO2, (Ka = 5,10 · 10-4) y una solución 0,15 M de nitrito de sodio, NaNO2.

Al respecto señale:

a. Cuál es el rango de amortiguación de este buffer.

b. Cuál es la relación sal/ácido para este buffer.

c. Cuál es la concentración del ácido en el buffer.

d. Cuál es la concentración de la sal en el buffer.

e. Este buffer tiene mayor capacidad amortiguadora para bases o ácidos. Explique brevemente.

5) Se desea preparar 250 mL de buffer 0,15 M y pH = 3,05. Para tal efecto se cuenta con una solución

0,25 M de ácido nitroso, HNO2, (Ka = 5,10 · 10-4) y una solución 0,20 M de nitrito de sodio, NaNO2.

Al respecto señale:

a. Qué volumen, en mililitros, del ácido son necesarios para preparar este buffer.

b. Qué volumen, en mililitros, de la sal son necesarios para preparar este buffer.

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PRUEBA DE COMPETENCIA EXPERIMENTAL TEÓRICA

La prueba de competencia experimental teórica corresponde a una prueba escrita individual, que

contempla la evaluación final de los contenidos teóricos y experimentales de los laboratorios 1, 2, 3, 4 y

5.

La hora y sala serán informados y publicados por el profesor de laboratorio una semana

antes.

Deben presentarse sin delantal y con lápiz pasta. La duración de la prueba es de 1 hora.

La inasistencia debe ser justificada en un plazo máximo de 24 horas, a fin de programar una

fecha recuperativa de ésta. La ausencia no justificada, en el plazo establecido, implica la nota mínima

(1,0) para la prueba de competencia experimental teórica, sin tener derecho a reclamos posteriores.

PRUEBA DE COMPETENCIA EXPERIMENTAL PRÁCTICA

La prueba de competencia experimental práctica corresponde a un informe escrito del desarrollo

de una actividad práctica grupal, que involucra los conocimientos teóricos y prácticos de los laboratorios

1, 2 y 4.

Deben presentarse con delantal y lápiz de pasta. La prueba de competencia experimental

tiene una duración de 45 minutos.

La inasistencia debe ser justificada en un plazo máximo de 24 horas, a fin de programar una

fecha recuperativa de ésta. La ausencia no justificada, en el plazo establecido, implica la nota mínima

(1,0) para la prueba de competencia experimental práctica, sin tener derecho a reclamos posteriores.

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