Guia_de_química_II-2013

FUNDACIÓN UNIVERSIDAD DE AMÉRICADEPARTAMENTO DE QUÍMICA QUIMICA II EXPERIMENTAL GUÍAS PARA LAS PRÁCTICAS DE LABORATORIO ELSA BEATRIZ ARDILA GOMEZ JULIA AMANDA TOVAR BARRIOS JULIO ALBERTO CLAVIJO PENAGOS BOGOTÁ DC, Enero de 2013 INDUCCIÓN Cada guía trae unos ejercicios que están dentro del marco teórico de la práctica, con el propósito de ayudar al alumno a reforzar sus conceptos teóricos . Por ejemplo, dentro del marco teórico de la práctica 1 se encuentra el siguiente ejercicio: Ejercicio 3 La solubilidad del Cr(NO3)3·9H2O en agua es de 208 g por 100 g de agua a 15 ºC. Se forma una disolución de Cr(NO3)3·9H2O en agua a 35 ºC disolviendo 324 g en 100 g de agua. Si esta disolución se enfría lentamente a 15 ºC, resulta que no se forma precipitado. (a) ¿Qué término describe esta disolución? (b) ¿Qué podría hacerse para iniciar la cristalización? La idea de esos ejercicios es que el estudiante los resuelva antes de entrar a cada práctica como forma de prepararse para los quices o evaluaciones que usted como docente le quiera realizar. Para resolver los ejercicios de la guía, el estudiante deberá no sólo leer la totalidad de la guía sino usar la literatura cundo lo requiera. Se espera que su labor como docente de la asignatura sea cada vez más fructífera en tanto que los estudiantes se adapten y aprendan a tomar con seriedad su formación a través del trabajo con estas guías y de su crecimiento como experimentadores con cada práctica. Por favor, no olvide que la forma de presentar los informes de las prácticas queda a su entera discreción, así como la evaluación de cada uno de los cortes de la asignatura. PRÁCTICA 1: SOLUCIONES PREPARACIÓN DE SOLUCIONES ÁCIDO-BASE OBJETIVO GENERAL Preparar soluciones de diferentes concentraciones y diluirlas OBJETIVOS 1. Reconocer y diferenciar qué es un soluto y qué es un solvente. 2. Preparar una solución acuosa de HCl 0.1206 M, otra de NaOH 0.25 M y otra de H2C2O4.2H2O 0.1 M. 3. Aplicar el concepto de equivalente químico. MARCO TEÓRICO [1-4] 1. ¿Qué es una solución? Una solución, o también disolución, es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia que está presente en mayor cantidad en moles se llama disolvente, o más comúnmente, solvente. Las demás sustancias de la disolución se denominan solutos, y se dice que están disueltas en el solvente. Por ejemplo, cuando disolvemos una pequeña cantidad de cloruro de sodio (NaCl) en una gran cantidad de agua, decimos que el agua es el disolvente y el cloruro de sodio es el soluto. No debe olvidarse que el solvente siempre es uno sólo, mientras que puede haber muchos solutos disueltos en un mismo solvente. 2. Concepto de solubilidad La solubilidad de una sustancia es la máxima cantidad de esa sustancia que se puede disolver en una cantidad dada de disolvente a una temperatura específica. Sólo 1.2 x 10-3mol de PbI2 se disuelve en un litro de agua a 25ºC. En nuestras explicaciones, nos referiremos a cualquier sustancia con una solubilidad menor que 0.01 mol/L como insoluble. El grado en que una sustancia se disuelve en otra depende de la naturaleza tanto del soluto como del disolvente. También, la solubilidad de un sustancia en otra depende de la temperatura y, al menos en el caso de los gases, de la presión. En general, si los demás factores son comparables, cuanto mayores sean las atracciones entre el soluto y las moléculas de disolvente, mayor será la solubilidad . Como resultado de las atracciones dipolo- dipolo favorables entre moléculas de disolvente y de soluto, los líquidos polares suelen disolverse fácilmente en disolventes polares . El agua no sólo es polar, sino que también puede formar puentes de hidrógeno. Por tanto, las moléculas polares, y en especial las que pueden formar puentes de hidrógeno con las moléculas de agua, suelen ser solubles en agua. Por ejemplo, la acetona, una molécula polar, se mezcla en todas proporciones con agua. La acetona tiene un enlace C=O muy polar y dos pares de electrones no enlazantes en el átomo de O, los cuales pueden formar puentes de hidrógeno con el agua, y de ahí su altísima solubilidad en agua. En este orden de ideas, los líquidos no polares suelen ser insolubles en líquidos polares . Por ello, el hexano (C6H14) y muchas sustancias no polares, como muchos hidrocarburos lineales y cíclicos, muchos aceites, o la gasolina, no se disuelven en agua. Como la gran mayoría de soluciones se hacen en agua como solvente, el agua y sus soluciones son de especial interés al hablar de química de soluciones. Claramente, una sustancia se disolverá en agua dependiendo si puede si puede interactuar con el solvente o no. El agua es una molécula de muy alta polaridad, y por lo tanto, los solutos se disolverán en agua si tiene carácter iónico o si tiene polaridad suficiente para interactuar con el agua. Entonces, una sustancia apolar (aquella que carece de grupos polares en su estructura) no se disuelve apreciablemente en agua. Una forma de mejorar la solubilidad de una sustancia en agua es aumentar el número de grupos polares que contiene. Por ejemplo, si el número de grupos OH a lo largo de la cadena de carbono de un soluto aumenta, hay más formación de puentes de hidrógeno entre ese soluto y el agua, y la solubilidad aumenta. La glucosa (C6H12O6), tiene cinco grupos OH en un esqueleto de seis carbonos, y esto hace a la molécula muy soluble en agua (83 g se disuelven en 100 mL de agua a 17.5ºC). Esto se ilustra en la Figura 1. Grupos polares que pueden establecer enlaces de hidrógeno con el agua. El Ciclohexano, C6H12, como no tiene grupos polares, es prácticamente insoluble en agua. La Glucosa, C6H12O6, como tiene cinco grupos OH, muy polares, es altamente soluble en agua. Figura 1 La cantidad de grupos polares de un soluto aumenta su solubilidad en agua. Tomado de la literatura [1; 2] Ejercicio 1 Ejercicio 2 Si dejamos que la solución se enfríe y regrese hasta los 25 °C. es una solución donde la cantidad de soluto es igual a la solubilidad del mismo en la cantidad de solvente dado a la temperatura dada.4 = 19.4 g por cada 100 g de agua. 89th. Por ejemplo. como la solubilidad a 25 °C es de sólo 50.7 g por 100 mL de agua. lo que ocasiona que empiece la cristalización del soluto en exceso -Figura 2 (b). hasta 70 gramos. la adición de un cristal pequeño del soluto (un cristal semilla).4 g por cada 100 g de agua (CRC Handbook of chemistry and physics. Decimos que tales disoluciones están sobresaturadas. Pero si tomamos esta solución saturada y la calentamos.4 g disueltos por cada 100 g de solvente. es decir.6 g de acetato de sodio deberían cristalizar y quedar en equilibrio con una solución saturada. 3. Solución Saturada: es aquella solución donde el solvente tiene disuelta la mayor cantidad de soluto posible a temperatura dada. podemos preparar una solución saturada de acetato de sodio en agua colocando exactamente 50. una disolución que contiene sólo 10. o la agitación mecánica externa (un golpe al vaso de precipitados) o incluso algún material extraño (impureza)altera la inestabilidad de una solución sobresaturada en el sentido de provocar que el solvente se reorganice inmediatamente. Es decir. En resumen. tales disoluciones son inestables. Solución insaturada: Si disolvemos menos soluto del necesario para formar una disolución saturada. como por ejemplo.0 g de NaCl en 100 mL de agua a 0°C está insaturada porque en ella se puede disolver más soluto. Así. Solución sobresaturada: En condiciones apropiadas.3. Ésta es la cantidad máxima de NaCl que se puede disolver en agua para dar una disolución estable. en los mismos 100 g de agua. una solución sobresaturada es inestable y se estabiliza cristalizando el sólido en exceso y dejando una solución saturada. . Por ejemplo. podemos disolver mucho más acetato de sodio sólido CH3COO-Na+(s) en agua a temperaturas altas que a temperaturas bajas. la solubilidad del NaCl en agua a 0ºC es de 35. digamos. Puesto que las moléculas de soluto de una disolución sobresaturada están presentes en una concentración mayor que su concentración de equilibrio. y da lugar a una disolución saturada en contacto con sólido en exceso -Figura 2 (c). hasta 80 grados. es posible hacer que el solvente reciba más acetato de sodio. la disolución está insaturada (no saturada). Como es una solución inestable. Esto se vería como en la Figura 2 (a). a esa temperatura. La principal característica de una solución saturada es que está en equilibrio (junto con) sólido no disuelto. Tipos de soluciones 1. lo que en realidad ocurre es que una vez que la solución ha regresado a 25 °C el sólido no cristaliza sino que se mantiene disuelto. 2. lo que debería pasar es que. 4-89). La cantidad de soluto necesaria para formar una disolución saturada en una cantidad dada de disolvente se conoce como solubilidad de ese soluto. en equilibrio. a veces es posible formar disoluciones que contienen una cantidad de soluto mayor que la necesaria para formar una disolución saturada. A 25 °C la solubilidad de este sólido es de 50. Sin embargo. 70 – 50. la solución más concentrada normalmente posible es una solución saturada. destacamos las siguientes: porcentaje en masa. el CH3COO-Na+(s) en exceso se cristaliza de la disolución. Si esta disolución se enfría lentamente a 15ºC. resulta que no se forma precipitado. también llamado porcentaje peso a peso (% p/p). usamos varias formas de expresar la concentración. (a) Cuando se agrega un cristal semilla de CH3COO-Na+(s) a una solución sobresaturada del mismo en agua. partes por millón y partes por billón. sin embargo. (a) ¿Qué término describe esta disolución? (b) ¿Qué podría hacerse para iniciar la cristalización? 4. fracción molar. y de las muchas que se usan. Una disolución con una concentración relativamente baja de soluto se describe como diluida. Ejercicio 3 La solubilidad del Cr(NO3)3·9H2O en agua es de 208 g por 100 g de agua a 15ºC. 2]. En términos cuantitativos. Porcentaje en masa Una de las expresiones cuantitativas más sencillas de la concentración es el porcentaje en masa de un componente en una disolución. Se emplean los términos diluida y concentrada para describir una disolución cualitativamente.(a) (b) (c) Figura 2El acetato de sodio forma fácilmente disoluciones sobresaturadas en agua . como se aprecia en (b) y (c). Se forma una disolución de Cr(NO3)3·9H2O en agua a 35ºC disolviendo 324 g en 100 g de agua. Concentración de una solución y formas de expresar la concentración La concentración de un componente en una disolución es la cantidad del componente dado en una cantidad de solvente dada. Tomado de la literatura [1. Normalidad y molalidad. una con una concentración elevada se describe como concentrada. Molaridad. La concentración se puede expresar cualitativa o cuantitativamente. dado por % p/p masa del componente 100 masa de toda la solución (1) . en la disolución acuosa de HCl. Al calcular el % p/p puede usarse cualquier expresión de masa.111. y así consecutivamente. Entonces. que se definen como masa del componente (2) ppm 10 6 masa de toda la solución Una disolución cuya concentración de soluto es de 1 ppm contiene 1 g de soluto por cada millón (10 6) de gramos de disolución o. igual a 10 9) gramos de disolución.00 mol) = 0.889. Así. una disolución de ácido clorhídrico que tiene 36% de HCl p/p contiene 36 g de HCl por cada 100 g de disolución. el billón no es 10 12 sino 109.00 mol de HCl (36.Así. 1 kg de una disolución acuosa diluida tiene un volumen muy cercano a 1 L. una disolución que contiene 1. que se simboliza Xi. Fracción molar La fracción molar de un componente en una disolución. sólo que si usa gramos arriba debe usar gramos abajo. Así.111 = 0. lo que es equivalente. la fracción molar de HCl en una disolución de ácido clorhídrico se denotaría con XHCl. Hay que tener claro que en los textos venidos de Estados Unidos. En el caso de soluciones aún más diluidas. o si usa Kg de componente arriba debe usar Kg de solución abajo. está dada por Xi ni nT (4) Donde ni son las moles del componente de interés y nT es la suma de todas las moles de la solución. Las concentraciones máximas aceptables de sustancias tóxicas o carcinogénicas a menudo se expresan en ppm.00 mol + 8.00 moles de agua (144 g) tiene una fracción molar de HCl de(1. se usan partes por billón (ppb).00 mol)/(1. Las fracciones molares no tienen unidades porque las unidades en el numerador y en el denominador se cancelan. pero nunca mezclar las unidades de masa. La suma de las fracciones molares de todos los componentes de una disolución debe ser igual a 1.5 g) y 8. y se calculan usando la misma fórmula que para las partes por millón. XH2O = 1. pero usando 10 12 en lugar de 106: ppb masa del componente 1012 masa de toda la solución (3) Una concentración de 1 ppb representa 1 g de soluto por billón (estadounidense. o sea.0. Dado que la densidad del agua es de 1 g/mL.000 . 1 mg de soluto por kilogramo de disolución. lo que para nosotros es mil millones. o 1 microgramo (μg) de soluto por litro de disolución.Por ejemplo. . Partes por millón y partes por billón A menudo expresamos la concentración de una disolución muy diluida en partes por millón (ppm). 1 ppm también corresponde a 1 mg de soluto por litro de disolución. 250 L) = 2. La molaridad se define en términos del volumen de solución. si preparamos una disolución mezclando 0.Molaridad La molaridad (M) de un componente en una disolución se define como Mi ni L solución (5) Donde Mi y ni son la molaridad y las moles del componente de interés.00 M de Na2CO3. la concentración de la disolución será (0. Ejercicio 5 La densidad del acetonitrilo (CH3CN) es de 0. y la densidad del metanol (CH3OH) es de 0.400 m (es decir. (c) la molalidad del CH3OH.786 g/mL.500 moles de Na2CO3 en suficiente agua para tener 0.0 g) y 0. calcule la molaridad de CH3OH en la disolución. el porcentaje en masa de CH3OH. tales como el porcentaje peso a volumen (% p/v) o el porcentaje volumen a volumen (% v/v). (c) Suponiendo que los volúmenes son aditivos.500 mol)/(0. (a) Calcule la fracción molar de metanol en la disolución. es necesario tener claro que existen muchas otras formas de expresar la concentración de una solución. la Normalidad (N). mientras que la molalidad depende de la masa en kilogramos de disolvente.0 mL de CH3CN. y 1 kg de la disolución tiene un volumen de cerca de 1 L.5 g de CH3OH en 245 g de H2O. La molaridad es muy útil para relacionar el volumen de una disolución con la cantidad de soluto que contiene. y entre más diluida sea la solución. respectivamente. la molalidad y la molaridad de una disolución diluida son casi iguales numéricamente. Finalmente. . sí cambia con la temperatura porque la expansión o contracción de la disolución altera su volumen.250 L de disolución.0 mL de CH3OH en 90. La molaridad.791 g/mL.500 kg) = 0. en cambio.500 kg de agua (500 g). porque 1 kg de disolvente es casi lo mismo que 1 kg de disolución. Las definiciones de molaridad y molalidad son lo bastante parecidas como para que sea fácil confundirlas. suele preferirse la molalidad para expresar la concentración de una disolución que se usa dentro de un intervalo amplio de temperaturas. Calcule (a) la fracción molar de CH3OH.200 mol)/ (0. 0. Molalidad La molalidad (m) de un componente en una solución se define como mi ni Kg de solvente (6) Así pues. si disolvemos 0.200 moles de NaOH (40. Molaridad y molalidad solamente son parecidas (mas no iguales) entre más diluida sea la solución. (b) Calcule la molalidad de la disolución.400 molal) de NaOH. Si el disolvente es agua. La molalidad de una disolución dada no varía con la temperatura porque las masas no varían con la temperatura. Por ejemplo. Ejercicio 4 Se prepara una disolución que contiene 7. ésta tendrá una concentración de (0. Por ello. Se prepara una disolución disolviendo 15. lo cual sirve generalmente para preparar soluciones en molaridad. es porque los solutos de la solución se toman ya sea en masa o en volumen. podemos calcular el número de moles de CuSO4que contiene: Ahora podemos calcular el volumen de la disolución concentrada que contiene 0. y conociendo su pureza.0250 L (es decir.0 mL) de la disolución concentrada 1.00 M. agregándolo a un matraz volumétrico (balón) de 250 mL. se coloca en un recipiente adecuado (normalmente un balón aforado del volumen deseado para la solución de menor concentración) y se completa el volumen agregando solvente. pero el solvente siempre se toma en volumen. Pero cuando se prepara una solución por método volumétrico. 0. ya sea pipeta o bureta. Cuando agregamos disolvente para diluir una disolución. también llamado preparación por pesada. De esta forma. se toma la cantidad deseada con un elemento volumétrico. y se debe conocer la densidad y la pureza del líquido para establecer con certeza la masa y las moles que se han tomado en el volumen medido. Para ilustrar la preparación de una disolución diluida a partir de una concentrada. Dilución.250 L) de una disolución acuosa 0. el número de moles de soluto no cambia: (7) Puesto que conocemos tanto el volumen como la concentración de la disolución diluida. cuando un soluto es sólido. la cantidad deseada se pesa. Formas de preparar las soluciones: Método Gravimétrico y Método volumétrico. porque lo que se hace es pesar en balanza todos los componentes de la solución. alícuota y factor de dilución Hacer una dilución. Cuando se prepara una solución por método gravimétrico. la dilución se logra extrayendo 0. se establecen las moles del mismo. es obtener una solución de más baja concentración agregando solvente a una porción de una solución de mayor concentración.00 M con una pipeta. 6. 25. es porque generalmente se desea preparar en molalidad.100 M de CuSO4 diluyendo una disolución acuosa de CuSO4 1. Entonces. generalmente se toma una porción calculada de una solución concentrada. también llamado diluir. .5.0250 mol de CuSO4: Así. supongamos que queremos preparar 250 mL (o sea. Pero cuando un soluto es líquido. y completando a volumen el balón de 250 mL con agua destilada. ¿qué concentración tendrá la disolución final. los cálculos de este tipo suelen efectuarse con gran rapidez empleando una sencilla ecuación que puede deducirse recordando que el número de moles de soluto es el mismo en ambas disoluciones. Por ejemplo. concentrada y diluida.0% de NaCl. El factor de dilución también se obtiene dividiendo el volumen total de la solución diluida sobre el volumen de la alícuota. ¿Cuántos mililitros de esta disolución deberá diluir para hacer 100.250 M. ¿Qué molaridad tienen los iones Cl. dado que el volumen de la disolución aumenta al diluirse.0 mL de la disolución stock y la diluye a un volumen total de 0.250 L. igual que antes.50 g de la mezcla en suficiente agua para tener 500.0 mL de disolución? . y el factor de dilución es un número que expresa cuántas veces más diluida se hace una dilución respecto a la solución concentrada usada para hacerla. y que moles x molaridad = litros: (8) La molaridad de la disolución concentrada ( Mconc) siempre es mayor que la molaridad de la disolución diluida (Mdil). y cuál es el factor de dilución? Ejercicio 7 Una mezcla contiene 89. por lo que el factor de dilución es de 250 mL/25 mL = 10. Aunque la ecuación 4.5% de MgCl 2 y 8.8 M de NH3. se puede usar cualquier unidad de volumen en tanto se use la misma unidad en ambos miembros de la ecuación. en el cálculo que hicimos para la disolución de CuSO4.5% de Na2SO4 en masa. si se dice que se hace un dilución 1:3(1/4) es porque la solución diluida debe quedar de una concentración 4 veces menor a la concentrada. el factor de dilución es 4. En el ejemplo anterior de la dilución de la solución de CuSO4. tenemos (9) Si despejamos Vconc. En este caso. y cuál es el factor de dilución? (b) Si toma una porción de 10.0 mL de NH3(ac) 0. La porción de solución concentrada que se toma para hacer una dilución se llama una alícuota.En situaciones de laboratorio. la alícuota es de 25 mL y el volumen de la solución diluida es de 250 mL. y la dilución queda expresada como una dilución 1:9(1/10). Por ejemplo.35 se deduce en términos de litros. Vdil siempre es mayor que Vconc.en una disolución que se forma disolviendo 7. Ejercicio 6 (a) Suponga que tiene una disolución concentrada 14.0 mL. obtendremos Vconc= 25. 1. Trabajando en una cabina de extracción y con pipeta graduada. a partir de ácido clorhídrico del 37% p/p y densidad 1. Cuando se trata de realizar una solución a partir de un soluto líquido . tome una porción del HCl 37 % p/p y escriba el volumen inicial de la pipeta en la Tabla 1. secos. para guardar las soluciones a preparar. limpios. rotulados y marcados. Transfiera al balón aforado según el volumen de .  Contar con su propia provisión de toallas de cocina y marcador negro. O cinta de enmascarar. para que al llevar al volumen de solución deseado. la solución quede con la concentración deseada .19 g/mL. Prepare 100 mL de una solución de ácido clorhídrico 0.  Verificar que la pipeta que les asignan no esté despicada ni obstruida. se debe tener en cuenta la densidad y la concentración de la sustancia para calcular el volumen de reactivo a medir que contenga efectivamente las moles de soluto necesarias.1206M. cada grupo debe:  Traer 3 frascos de vidrio de 100 mL con sus tapas. PROCEDIMIENTO Para preparar las siguientes soluciones realice previamente los cálculos necesarios: 1.MATERIALES Y REACTIVOS Balanza analítica 2 vasos de precipitados de 250 mL 1 agitador 2 balones aforados de 100mL 1 pipeta graduada 1 espátula 1 pipeteador Acido clorhídrico concentrado (37% p/p) Hidróxido de sodio sólido Acido oxálico dihidratado sólido Agua destilada NOTA: Antes de empezar esta práctica. para que al llevar al volumen de solución deseado. Luego. se pesa dicha cantidad de soluto en un vaso de precipitados limpio y seco. partiendo de ácido oxálico dihidratado (MM = 126. se lleva esta disolución. Para preparar una solución de una sustancia de una concentración determinada. la molaridad real MExp que obtiene para su solución acuosa de HCl y el porcentaje de error obtenido. disuelva el sólido con una cantidad de agua (50 mL aproximadamente) y agite el vaso circularmente hasta la disolución completa de la sustancia. Según si el menisco quedó por encima o por debajo de la línea de aforo.25 M. escriba el volumen final de la pipeta en la Tabla 1 y complete la solución agregando al balón aforado agua destilada hasta el aforo. Calcule la molaridad real MExp y el porcentaje de error obtenido. y calcule la molaridad real MExp y el porcentaje de error obtenido. Prepare 100 mL de una solución de hidróxido de sodio 0. Cierre el balón aforado con una tapa esmerilada e invierta varias veces para hacer uniforme la concentración de la disolución (homogeneización). mediante transferencia cuantitativa. Recuerde que la parte inferior del menisco debe quedar tangente sobre la línea del aforo. y escríbalo en la tabla 1. Luego. cuando la sustancia es un sólido. y escriba todo en la tabla 1. Según si el menisco quedó por encima o por debajo de la línea de aforo. pues ambos son solutos sólidos. calcule las moles de NaOH(s) pesadas y escriba la masa y las moles en la tabla 1. Prepare 100 mL de una solución de ácido oxálico 0. Realice la solución de manera similar a la del NaOH. y escriba todo en la tabla 1. y escriba todo en la tabla 1. homogeneizando adecuadamente (mínimo 3 veces). a un balón aforado (muy bien purgado previamente con agua destilada) cuya capacidad sea exactamente la del volumen de la solución a preparar.1M (0.alícuota que calculó. a partir de NaOH(s). y escríbalo en la tabla 1. estime el volumen real de su solución acuosa de NaOH. 2. No olvide escribir la masa pesada y las moles calculadas del ácido oxálico. estime el volumen real de su solución. . Calcule las moles reales disueltas de HCl. primero se calcula la masa de sólido a tomar que contenga efectivamente las moles de soluto necesarias. la solución quede con la concentración de interés.03 g/mol). y se completa el volumen con agua destilada hasta el aforo. 3.2N). MExp ( M Teórico M Exp ) M Teórico 100 *Se refieren al volumen del cual inició y al cual llegó. V (mL) MExp n/V ( M Teórico M Exp ) M Teórico 100 NaOH(ac) MTeórica = 0. n/V % de Error. y la concentración B teórica así lograda es 0.030 M. cuando un volumen de una solución 0.25 M H2C2O4. estime el volumen real de su solución diluida de HCl 1:1.1206 M.Tabla 1 Datos y resultados de las soluciones preparadas VInicial HCl(ac) MTeórica = 0. Solución HCl(ac) 1:1 – Mida 50 mL de la solución acuosa de HCl que acaba de preparar. g Moles pesadas. bien medidos con pipeta graduada. se tomaría un volumen de la solución 0. prepare 100 mL de una solución 1:1 y 100 mL de una solución 1:3 Recuerde que realizar diluciones A:B consiste en lograr una solución de concentración B veces más diluida (menor concentración) que la concentración A añadiendo solvente.1206 M Pipeta VFinal Pipeta (mL)* 0 (mL)* 1 V estimado del balón. Según si el menisco quedó por encima o por debajo de la línea de aforo. Escriba el volumen total de la solución acuosa de HCl original que tomó en la tabla 2. Por ejemplo. y escríbalo en la tabla 2 donde dice Vdil. A partir de la solución de ácido clorhídrico 0. Compete a volumen con agua destilada.2 N) 100 100 4. haciendo un total de 2 volúmenes de solución. y llévelos a un balón de 100 mL previamente bien purgado con agua destilada. Calcule la molaridad de su solución . al tomar del ácido clorhídrico 37 % p/p. formando 4 volúmenes de solución con lo que la concentración teórica lograda sería 0. se expresa como una dilución 1:1 (también expresada como 1/2).1206 M se diluye con un volumen de agua destilada.0603 M. n V estimado del balón. Solución Masa de sólido.2H2O (ac) MTeórica = 0.1 M (0. N MExp. con la pipeta.1206M y se añadirían 3 volúmenes de solvente. Si la dilución buscada es 1:3 (1/4). % de Error. V (mL) 100 Moles HCl Disueltas. Complete la tabla 2.030 M 100 RESULTADOS Presente en su informe sus  Tablas: Coloque las tablas anteriores ya llenas con sus resultados. Vconc (mL) V estimado del balón. no se necesita ninguna figura.  Figuras: Para esta práctica. Exp ) M Teórico 100 100 HCl 1:3 MTeórica = 0. CUESTIONARIO 1. CONCLUSIONES Como son tres los objetivos de la práctica.1206M y la cantidad de solvente para completar a 100 mL.Exp usando la ecuación (8) del Marco Teórico. Vdil (mL) M dil ( M conc Vconc ) Vdil ( M Teórico M dil. No olvide hacer todo esto siguiendo las recomendaciones de su docente. deberán ser tres las conclusiones que presente en su informe.0603M Valícuota de HCl 0. y calcule también el porcentaje de error obtenido. DISCUSIÓN DE RESULTADOS Realice la discusión de sus resultados siguiendo las recomendaciones de su docente. y escriba todo en la tabla 2. Tabla 2 Datos y resultados de las diluciones % de Error Sustancia HCl 1:1 MTeórica = 0. ¿Por qué en la preparación de soluciones se usa un balón aforado y no una probeta? . pero tomando una alícuota correspondiente de solución de HCl 0.diluida Mdil.1206 M. Solución HCl(ac) 1:3 – Realice el mismo procedimiento seguido para la solución 1:1. Op. Bursten. a 210C.5.131g/mL. Op.R. México DF. H. y la densidad de la solución es1. 3.LeMay. 542-546.:Chemistry The Central Science.. LITERATURA RECOMENDADA 1.Capítulo 4.984 g/mL. Pearson Educación. Jr. T.2. E. 3. Entregue su informe impreso y a tiempo. Una solución contiene 246 g de KCl en 100 g de agua.. es 1. a la misma temperatura. 9 Edición (2004). Cit.: Química: La ciencia central.. . Bursten. 3. Cit.1. E.2. La densidad de KCl sólido. L.. B. qué peso de soluto se debe considerar? 3..LeMay.50 M y 0. Calcular para el soluto: 3. ¿Cuándo se tiene una sustancia hidratada. B..3. 2. BROWM. Capítulos 4 y 13. Jr. BROWM... E. Pearson Educación. L. ¿Cómo se deben rotular los frascos en los que se almacenan las soluciones? INFORME Realice su informe siguiendo las indicaciones de su docente. E. J. La molaridad La normalidad La molalidad La fracción molar El tanto por ciento en peso El tanto por ciento en volumen 4.. de concentración 0.. C. 3. Describa como prepararía 1 L de solución de ácido clorhídrico 0. 11thEdition (2009). J.20 M.Murphy.6. partiendo de la mezcla de dos soluciones de HCl(ac. T. H.35M. 3. 3.Burdge. 527-535. México DF.4. 4. 5. y siempre anhidra. conozcamos con mayor profundidad lo que se entiende por estándar primario y secundario. 3. Esto implica que la concentración de la base fuerte se debe conocer con anterioridad. Reconocer la diferencia entre punto de equivalencia y punto final en una titulación. Antes de profundizar en lo referente a estos dos tipos de valoración a trabajar en esta práctica. la solución previamente estandarizada se denomina solución de estándar secundario. al ser un sólido. Por ejemplo. sujeto de análisis o sustancia valorada. Esta diferencia entre estándar primario y solución de estándar primario es muy importante. se habla de una titulación. o solución de estándar primario. MARCO TEÓRICO [1-8] 1. cuyas características físicas y químicas le hacen útil como referencia para determinar la concentración de una solución dada por comparación directa con las moles del estándar. y cuando se disuelve. Y si la reacción no es con un sólido sino con una solución previamente estandarizada. 4. análisis. la valoración se denomina estandarización. Reconocer un estándar primario y preparar soluciones estándar. Las dos cosas se explican a continuación. Debe tenerse claro que el estándar primario es un sólido. debe hablarse de estándar primario y de solución de estándar secundario. Determinar la concentración real de las soluciones acuosas de NaOH y HCl preparadas en la práctica anterior. usualmente se determina la concentración de un ácido fuerte por titulación con una base fuerte. pasa a llamarse solución estándar. lo cual se hace estandarizando la base antes de usarla como valorante del ácido. el sólido que se toma como referencia se denomina estándar primario. Un estándar primario ó patrón primario. casi siempre un sólido. titular y estandarizar. Utilizar la técnica de análisis volumétrico conocida como titulación. En este caso. y especialmente hablando sobre titulaciones volumétricas. correctamente hablando. 2. es una sustancia. Es más. porque generalmente el estándar primario. se pesa y luego se coloca en un . La sustancia que se usa para que reaccione de manera conocida con el sujeto de análisis se denomina valorante. pues en química analítica. OBJETIVOS 1. y en este caso. La sustancia cuya concentración se quiere conocer se denomina analito. no es lo mismo un estándar primario que un estándar secundario. ¿Qué es una valoración? Una valoración es un proceso analítico para determinar la concentración de una solución por medio de una reacción de estequiometría conocida con otra sustancia. Cuando se encuentra la concentración de una solución por reacción con las moles de una sustancia sólida que se toma como referencia.PRÁCTICA 2: VALORACIONES: ESTANDARIZACIÓN Y TITULACIÓN DE SOLUCIONES ÁCIDO-BASE OBJETIVO GENERAL Estandarizar y titular soluciones preparadas con anterioridad. y de estándar primario a usarse. pues lo que importa es conocer con la mayor exactitud posible las moles del estándar primario. Para una titulación ácido-base. desde la bureta. por ejemplo). Para un titulación redox. Es decir. según las reacciones que se usan en ellas De acuerdo al tipo de titulación a realizarse. de estandarizaciones. y se le añade una cantidad de un solvente adecuado (generalmente agua) solamente para facilitar la visibilidad del comportamiento del indicador a usar en la valoración volumétrica. cuya función es mostrar un cambio de color como respuesta al agotamiento de las moles de la sustancia . se puede utilizar el Ftalato ácido de potasio (también llamado Biftalato de potasio) como estándar primario para conocer la concentración de una solución acuosa de una base fuerte. porque son éstas las que se usarán para determinar la concentración de la solución de interés (recuérdese que las reacciones balanceadas son ciertas en moles. cualquier valoración requiere conocer la estequiometría exacta de las reacciones involucradas. se puede usar el hierro o el óxido de arsénico (III) para una solución de una sustancia oxidante. Ejercicio 1: ¿Cuáles son las características que debe cumplir un sólido para poder ser usado como estándar primario? Ejercicio 2: ¿Qué es una valoración a) directa y b) por retroceso o indirecta? 3. En todo caso. todos sólidos. el estándar primario que generalmente se usa es una sal soluble anhidra del catión a analizar. 2. porque la concentración que se quiera determinar depende del volumen de valorante usado y de las moles que. se puede usar NaCl(s) para soluciones de cationes de plata (solución acuosa de AgNO3. se podría fácilmente seguir agregando valorante a pesar de ya haber pasado en punto de equivalencia. Es por ello que se agrega un indicador a la solución de la sustancia valorada. Punto de equivalencia y el punto final en una valoración Tanto al estandarizar como al titular. el yodato de potasio o el bromato de potasio. Pero como la gran mayoría de las soluciones son incoloras. las moles de una van reaccionando con las moles de la otra. no en concentraciones). o se puede usar el dicromato de potasio. Tipos de titulaciones más usadas. Para titulaciones complejométricas. sin notarlo. o el Carbonato de sodio para una solución de un ácido fuerte. Las características que debe cumplir un sólido para poder ser usado como estándar primario se encuentran bien explicadas en la literatura. la concentración de la solución lograda al disolver adecuadamente el estándar primario no interesa. se denomina punto de equivalencia. según la reacción balanceada. Para una titulación de precipitación. ya sea al estandarizar o al titular. intervienen al efectuarse la valoración. para soluciones reductoras. existen distintos tipos de titulaciones. El volumen de valorante que contiene las moles que reaccionan de manera estequiométricamente exacta con las moles de sustancia valorada.erlenmeyer limpio y seco. a medida que se va agregando una solución sobre la otra. 100 M Los indicadores cuyos intervalos de viraje se encuentran en la parte más pendiente de la curva de valoración son los que resultan adecuados para detectar el punto final. mientras que el punto final es un valor experimental. Nótese que el punto de equivalencia es un valor teórico. y el amarillo de alizarina. Note que. es decir.100 M con NaOH 0. ¿Cuál es el indicador más adecuado para . y muy poco después. Entonces. Tomado de la literatura [4]. (1) Figura 1 Curva de valoración de un ácido fuerte con una base fuerte: 25. como se nota en la Figura 1. que anuncia el final de la titulación. Cuando se titula un ácido con una base fuerte. se debe escoger un indicador adecuado. el azul de timol cambia demasiado pronto. uno cuyo cambio de color ocurra en una zona de pH lo más cercana posible al pH del punto de equivalencia. Ejercicio 3: (a) ¿Qué es el rango de viraje de un indicador? (b) ¿Por qué cambia de color un indicador? 4. Claramente. pero varía muy drásticamente alrededor del mismo. la base sobre el ácido.00 mL de HCl 0. el cual se define como pH = -Log[H+] Esta expresión es la base algebraica que generalmente se usar para calcular el pH de una solución. la concentración molar de iones H+ en la mezcla que se va formando dentro del erlenmeyer va cambiando. por ejemplo. por ejemplo. se habla del pH de una solución. es de 7. Esta variación se aprovecha para poder controlar el avance de la valoración. se denomina punto final. Ejercicio 4: Mirando la Figura 1 (arriba) y la Figura 2 (abajo). el pH varía muy poco hasta justo antes del punto de equivalencia. el pH del punto de equivalencia. cuando la reacción ácido-base involucra dos electrolitos fuertes. Entonces. Titulación de un ácido fuerte con una base fuerte Cuando la titulación involucra una reacción ácido-base. Entonces. el volumen de valorante que produce el cambio de color del indicador. demasiado tarde.valorada. a medida que se va agregando una solución sobre la otra. Tomado de la literatura.  Verificar que la pipeta y la bureta que les asignan no estén despicadas ni obstruidas.  Ubicar las soluciones que prepararon en la práctica anterior. (c) Violeta de metilo (pH 0-2). [5] MATERIALES Y REACTIVOS 1 Bureta graduada de 25 mL 3 Erlenmeyer de 100 mL 3 Erlenmeyer de 250 mL 1 Pinza para bureta 1 Pipeta 1 Vaso de precipitados Agitador Agua destilada Ftalato ácido de potasio Fenolftaleína Solución de hidróxido de sodio 1 Espátula NOTA: Antes de iniciar esta práctica. cada grupo debe:  Contar con su propia provisión de toallas de cocina (un paquete) y marcador negro.una titulación de que involucre un ácido y una base fuertes? Figura 2 Cambios de pH y de color de algunos indicadores ácido-base Los recuadros destacan los colores y valores de pH correspondientes a: (a) Azul de timol (pH 8-10): (b) Rojo de fenol (pH 68). Cinta de enmascarar. . A continuación. PROCEDIMIENTO Y CÁLCULOS Nota: Al recibir su material de trabajo. pero al agitar el erlenmeyer. 2) Arme el montaje como se ilustra en la Figura 3. Siga agregando las gotas de NaOH(ac) desde la bureta. Ya logrado el punto final. detenga el goteo. es decir. y escriba en la Tabla 1 el volumen inicial de la bureta como V1. desaparece. De esta forma. agregue una gota por vez y agite fuertemente. que preparó en la práctica anterior. Calcule el volumen de titulación VNaOH. como se ilustra en la Tabla 1. lávelo con poca agua del grifo dos veces y con poca agua destilada una vez. MNaOH. 1.25 gramos de Biftalato de potasio (también llamado ftalato ácido de potasio o KHP. y escríbalo ahí mismo. Agregue al erlenmeyer agua destilada (100 mL aproximadamente) y agite circularmente hasta completa disolución del Biftalato. lea el volumen final V2 de la bureta y escríbalo en la Tabla 1. con el mismo NaOH(ac). abra la llave de la bureta muy cuidadosamente usando la otra mano. Agitando el erlenmeyer de manera circular constantemente con la mano con la que escribe. Esta técnica se ilustra en la Figura 4. hay una ligera coloración. Enrase muy bien la bureta. en un vaso de precipitados lavado con agua destilada. y asegúrese de que la bureta tiene un volumen continuo. y adicione 1 gota del Indicador que le asigne su docente. y asegúrese que la gota cae completa dentro del líquido del erlenmeyer. Escriba en la tabla 2 el volumen V2 de NaOH(ac) gastado en el segundo experimento. limpio y seco. las concentraciones MExp para sus dos titulaciones. y escriba en la Tabla 1. 1) Pese exactamente 0. de forma que el menisco quede tangente a la marca de la unidad. por ejemplo). Verificar que la llave de la bureta se mueva libremente. y la concentración real de su solución acuosa de NaOH. prefiera que le presten bureta con llave de plástico.20 mL. hasta una unidad mayor (10 mL. debe seguir agregando gotas hasta que alcance el volumen que será el punto final. 4) Cuando cae una gota. notará que la coloración será cada vez más difícil de hacer que desaparezca (ver Figura 5). KHC8H4O4) en un erlenmeyer limpio y seco. y con ésta solución purgue y cargue la bureta. 6) Realice todo este experimento. Estandarización de una solución de NaOH preparada anteriormente. Los dos experimentos son útiles si la diferencia entre los volúmenes VNaOH no es mayor a 0. . y escriba este valor en la Tabla 1. y así añada gota a gota. mínimo por duplicado. el NaOH(ac) de desde la bureta. La bureta permite leer el volumen con dos decimales. sirva la solución acuosa de NaOH. los pasos 1) al 5). 5) Ponga el contenido del erlenmeyer en el recipiente de residuos marcado como”Bases”. Cuando haya tenido que agitar por más de 3 segundos para lograr que el color desaparezca. y séquelo con toallas de cocina. que no presenta aire en ninguna zona. que se detecta porque el nuevo color no desaparece a pesar de que agite fuerte y constantemente por más de 10 segundos (ver Figura 5). es decir. 3) Coloque el erlenmeyer debajo de la punta de la bureta. 7) Calcule. Complete la Tabla 1. b) Cerca del punto final. Tomado de la literatura.[1] . con indicador Fenolftaleína.Figura 3 Montaje para la titulación Figura 4 Técnica para la titulación a) b) c) Figura 5 Cambios de color en una titulación de ácido fuerte con base fuerte. la solución permanece incolora. aparece un color rosa cuando la gota de valorante cae. pero al agitar. a) Antes del punto final. desaparece el color. c) Cuando se llega al punto final. el color rosa no desaparece a pesar de que se agite. tal como lo aprendió a hacer antes en la estandarización del NaOH( ac). Obtenga sus cuatro titulaciones válidas y Complete la Tabla 2. es decir. que no presenta aire en ninguna zona.20 mL. Los dos experimentos son útiles si la diferencia entre los volúmenes de titulación VNaOHno es mayor a 0. y escriba en la Tabla 2 el volumen inicial de la bureta como V1. Agregue 1 gota del Indicador ácido-base que le indique su docente. y séquelo muy bien. pasos 1) al 4). 5) Realice todo este experimento. escríbalo en la Tabla 2 (Recuerde que la bureta permite leer el volumen con dos decimales) y determine el volumen de titulación VNaOH. g Moles de Fftalato V de titulación. de forma que el menisco quede tangente a la marca de la unidad. Complete la Tabla 2. NaOH Exp Volumende. La ecuación de (8) M (M V ) solo se utiliza en conc conc dil Vdil dilución. 7) Repita exactamente los pasos 1) al 6). pero esta vez use en el paso 1) una alícuota de 10. 2) Purgue muy bien y cargue la bureta nuevamente con el NaOH(ac). con el mismo NaOH(ac). hasta que ocurra el cambio de color de forma permanente. y la concentración real de su HCl(ac) 1:1. las concentraciones MExp del HCl(ac) 1:1 para sus dos titulaciones.00 mL del HCl(ac) 1:3 preparado en la práctica anterior exactamente medidos con una pipeta graduada. VNaOH (mL) Molesde. 2. lávelo con poca agua del grifo dos veces y con poca agua destilada una vez. agregue el NaOH( ac) de la bureta gota a gota sobre el erlenmeyer. coloque una alícuota de 10. MHCl. La bureta permite leer el volumen con dos decimales. es decir. 6) Calcule. . mínimo por duplicado. y escriba todo en la Tabla 2.25 M %Error 1 2 Recuerde que si trabaja en Molaridad.00 mL del HCl(ac) 1:1 preparado en la práctica anterior exactamente medidos con una pipeta graduada. # Masa Biftalato. y asegúrese de que la bureta tiene un volumen continuo. 3) Titule el HCl. Enrase muy bien la bureta. 4) Ponga el contenido del erlenmeyer en el recipiente de residuos llamado”Bases”. Al lograr el punto final V2. NaOH enL M1 M2 ( M Teórico = M exp M promedio M Exp ) M Teórico 100 = NaOH(ac) MTeórica = 0. Titulación del ácido clorhídrico 1:1 y 1:3 preparados en la práctica anterior 1) En un erlenmeyer bien lavado con agua destilada.Tabla 1 Estandarización del NaOH(ac) con Ftalato ácido de potasio Exp. y escriba en la Tabla 2. debe trabajar con la reacción balanceada y estequiométricamente. hasta una unidad mayor entre 0 y 5 mL. agitándolo constantemente. Escriba con dos decimales este valor en la Tabla 2 como VHCl. tanto en lo teórico como en lo experimental? . y hablando de las fuentes de error que ustedes creen afectan el desarrollo de la práctica. no se necesita ninguna figura. no coloque las siguientes Ejercicios. de la manera más breve pero detallada posible (En su informe. y de las dificultades o facilidades al hacer sus procedimientos.  Figuras: Para esta práctica. sólo sus respuestas):  ¿Cuál es la Molaridad y Normalidad experimental y que obtienen al estandarizar el NaOH(ac). No olvide hacer todo esto siguiendo las recomendaciones de su docente.030 M 1 2 1 2 M1 M2 M1 M2 RESULTADOS En este orden. VNaOH (mL) Molaridad del HCl MHCl = (M1+M2)/2 MT . ¿Por qué obtienen los porcentajes de error que obtienen?  ¿Cuáles consideran que son los aspectos más importantes a tener en cuenta a la hora de estandarizar o titular una solución?  ¿Qué es lo que aprenden de esta práctica. presente en su informe sus  Cálculos: Escriba todos los cálculos que le permitieron llenar las Tablas anteriores. al titular el HCl(ac) 1:1 y al titular el HCl(ac) 1:3?  ¿Cuáles son los porcentajes de error que obtiene para cada solución?  En comparación con las concentraciones teóricas.0603 M HCl(ac) 1:3 MTeórica = 0. tabulados o graficados para responder las siguientes Ejercicios. # (mL) V de titulación. use sus resultados calculados.  Tablas: Coloque las tablas anteriores ya llenas con sus resultados.Tabla 2 Titulación del HCl(ac) 1:1 y 1:3 con el NaOH(ac) VHCl Solución Exp. *100%=%Error MT HCl(ac) 1:1 MTeórica = 0.M Exp. DISCUSIÓN DE RESULTADOS Para realizar su análisis. H.gobiernodecanarias. Madrid. CUESTIONARIO En su informe. España.. BROWM.. Herring. 6. Jr. 2. L.. . Pearson Educación. Bursten. Op. deberán ser cuatro las conclusiones que presente en su informe. Harwood. una titulación potenciométrica? Aparte de usar indicadores visuales. J. Editorial Reverté. B.245 M? Considere que el H2SO4 es un ácido diprótico.1004 M? Reacción balanceada y estequimetría. F. ¿Cómo se puede determinar el error de valoración? ¿Qué es. Cit. ¿Por qué la concentración de una solución determinada experimentalmente es diferente a la calculada al prepararla? La diferencia entre el punto final y el punto de equivalencia se denomina error de valoración [6.: Química: La ciencia central.C. C.htm Petrucci. y como se hace. T. 2. 5. Entregue su informe impreso y a tiempo. G. LITERATURA RECOMENDADA 1.LeMay. W. 3. coloque cada una de las siguientes preguntas y sus respuestas: 1. Harris.. 152-154.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/1-CDQuimicaTIC/applets/Neutralizacion/teoria-neutralizacion.Murphy. 4. 11a Edición (2009). E. http://www..610 M neutralizan totalmente 20. 729. 730-733. ¿Qué otras formas se pueden usar para determinar el punto de equivalencia? INFORME Realice su informe siguiendo las indicaciones de su docente. ¿Cuántos mL de NaOH (ac) 0.CONCLUSIONES Como son cuatro los objetivos de la práctica. Reacción balanceada y estequimetría. Op.. H..: Química General. E.00 mL de H2SO4 (ac) 0. México DF. 3. 6. 3a Edición (2007) 129-130. Cit. D. ¿Qué caracteriza el punto de equivalencia de una titulación ácido-base? ¿Cuántos gramos de Biftalato de potasio (KHP) se necesitan para neutralizar 18. 5. 7. R. 725. 4. 7] que es diferente al error humano. S.46 mL de NaOH 0.. 8 a Edición (2003). Prentice Hall.: Análisis químico cuantitativo.. a una temperatura dada.org/wiki/Punto_de_equivalencia PRÁCTICA 3: PROPIEDADES COLIGATIVAS DEPRESIÓN DEL PUNTO DE CONGELACIÓN (DESCENSO CRISOCÓPICO) OBJETIVOS 1.uam.pdf (Páginas 8-13) http://es.es/personal_pdi/ciencias/lhh345a/tema4. porque las moléculas pasan constantemente del estado líquido al gaseoso. Propiedades coligativas Son aquellas propiedades de un solvente que se ven afectadas por la cantidad total de partículas que un soluto le aporte al solvente al disolverse en él. 3. Un aumento en la temperatura le otorga mayor energía cinética promedio a las moléculas. 2. 8. Determinar experimentalmente el punto de congelación de un solvente puro.wikipedia. por lo que la presión de vapor depende de la temperatura de manera directamente proporcional. siempre se tendrán unas cantidades fijas de moléculas como líquido y como vapor en todo momento. ttp://www. siendo la velocidad de paso de líquido a vapor la misma que la del regreso de vapor a líquido. 4. por lo que aumentará la cantidad de moléculas que podrán llegar al estado de vapor. MARCO TEÓRICO [1] 1. Determinar experimentalmente el punto de congelación de una disolución. Obtener experimentalmente la masa molar de un soluto no volátil a partir del descenso crioscópico observado. Analizar el efecto de la agitación en la determinación del punto de congelación. o L-V. Se dice entonces que la presión ejercida por las moléculas que están como líquido es la presión de vapor del solvente puro. sin importar la naturaleza química del soluto.7. Entonces. Son cuatro las propiedades coligativas: 1) Disminución de la presión de vapor Un líquido puro que esté en un recipiente cerrado establece un equilibrio líquido-vapor. La literatura . menor será la fracción molar del solvente. P1. se le llama volátil. La presión de vapor. y la presión de vapor también será menor. es igual al producto de la fracción molar del solvente en la soluciónX1. las moléculas entran y salen dellíquido a la misma velocidad. se encuentra que agregar un soluto no volátil a un solvente siempre provoca una disminución en la presión de vapor del solvente sobre la solución.T X 1 P10 . por lo que la presión en el balón es cero. Si una sustancia tiene una presión de vapor tan pequeña que no se puede medir con exactitud. la sustancia se denomina no volátil. P1. La presión de vapor de un solvente sobre una solución del mismo con un soluto no volátil (b) es menor que la del solvente puro (a). por la presión de vapor del solvente puro a la temperatura de la solución.provee gran cantidad de valores de presión de vapor de sustancias puras a distintas temperaturas. la cual establece que la presión parcial ejercida por el vapor del solvente a T dada sobre una solución. [1] La presencia de un soluto provoca que la cantidad de moléculas de un solvente que pueden establecer su equilibrio líquido-vapor sea cada vez menor en tanto mayor cantidad de partículas de soluto estén en disueltas en el solvente. mientras no cambie la temperatura. mientras que si se le conoce su presión de vapor. Tomado de la literatura. la presión de vapor tiene un valor estable.T . En (a) imaginamos que no ha pasado ninguna molécula al estado gaseoso.T (1) Así. se expresa en torr o en atm. Figura 1 Presión de vapor de un líquido. (a)Líquido antes de cualquier evaporación (b) En el equilibrio L-V. . en tanto más concentrada sea una solución.[1] El grado en el que un soluto no volátil hace descender la presión de vapor del solvente se expresa mediante la ley de Raoult. tanto del solvente puro como del solvente sobre una solución. Por ello. como las velocidades en ambos sentidos del equilibrio son iguales.T : 0 P1. Tomado de la literatura. En (b). (a) (b) Figura 2 Disminución de la presión de vapor. 63 El factor i se conoce como Factor de Van’tHoff. Por ello. una vez disueltos. es decir.02 3. por lo que muchas soluciones muestran que el factor de Van’tHoff real es menor al ideal.2 Kb (ºC/m) 0. si el solvente puro ebulle a una temperatura dada. constante ebulloscópica del solvente.53 1. corresponde al total de iones o de partículas que en las que un soluto se disocia en solución. o más fácil de recordar. y se obtiene restando del punto de ebullición de la solución Tbel punto de ebullición del solvente puro.8 61. cuando una molécula de NaCl( s) se disuelve en agua. el grado en el cual la presencia del soluto hace subir la temperatura de ebullición de la solución se expresa como: Tb Tb Tb0 Kb msoluto i (2) Donde Kbse conoce como constante molal de elevación en el punto de ebullición. tiene en agua un factor de Van’tHoff ideal de 1. habrá que aumentar la temperatura para que la solución empiece a ebullir. a presión constante. CHCl3 Punto de ebullición normal (ºC) 100. y corresponde al número total de partículas que el soluto el aporta al solvente al disolverse en él.1 78. al estar formadas por iones. Cada solvente tiene su propio valor de Kb. no es un número entero sino decimal. El aumento en el punto de ebullición Tbcon respecto al solvente puro siempre es positivo.22 5.4 76. y ese aumento es directamente proporcional a la molalidad del soluto en la solución.[1] Solvente Agua. Ejercicio 2: ¿Cuánto vale el factor de Van’tHoff ideal para los siguientes solutos? . Por ejemplo. lo cual se explica porque los iones. C6H6 Etanol. como lo ilustra la Tabla 1. no suelen permanecer separados unos de otros sino que se asocian en pares iónicos. C2H5OH Tetracloruro de carbono. Cabe aclarar que muchas veces el factor de Van’tHoff que se obtiene a partir de valores de propiedades coligativas experimentales no es ideal.0 80.Ejercicio 1: ¿Por qué agregar 1 mol de NaCl(s) a 1 Kg de agua reduce la presión de vapor del agua más que agregar 1 mol de C6H12O6(s)? 2) Aumento del punto de ebullición Si la presencia de un soluto no volátil hace que el paso de las moléculas del solvente hacia la fase de vapor sea más difícil en tanto más partículas de soluto estén disueltas. Sustancias covalentes. CCl4 Cloroformo. por lo que el factor de Van’tHoff ideal del NaCl(s) es 2. quedan en solución dos partículas. H2O Benceno. De manera ideal. el catión Na +(ac) y el anión Cl-(ac). Tabla 1 Constantes ebulloscópicas de varios solventes. Tomado de la literatura. efecto más notorio al aumentar la concentración. entonces lograr que el solvente pase a fase gaseosa de forma masiva es también más difícil que cuando el solvente está puro.51 2. 6 -22. La disminución del punto de congelación Tfes una cantidad positiva que se obtiene restando el punto de congelación de la solución. y el punto de congelación es la temperatura a la cual la presión de vapor del solvente líquido es igual a la del solvente sólido. C12H22O11 (ac) 0. H2O Benceno. del punto de congelación del solvente puro.86 5. Tomado de la literatura.12 1. el factor de Van’tHoff opera como se describió antes. y la membrana sólo deja pasar moléculas de solvente. y habrá una tendencia a igualar las concentraciones de las dos soluciones. y esta disminución es proporcional a la molalidad del soluto no volátil en la solución: Tf T f0 Tf K f msoluto i (3) Donde Kfse conoce como constante molal de descenso del punto de congelación.[1] Solvente Agua.0 5. constante crioscópica del solvente.5 1. el punto de congelación del solvente también debe bajar respecto al del solvente puro. 4) Presión osmótica Cuando dos soluciones de distinta concentración están en contacto a través de una membrana semipermeable (membrana que deja pasar sólo unas moléculas y no otras). Cada solvente tiene su propio valor de Kf. CH3COOH(ac) 0. Este proceso se detiene cuando ha pasado tanto solvente que la solución que tiene más volumen (por efecto . C6H6 Etanol.68 En el descenso crioscópico.050 m.10 m. es decir.NaCl(ac) 0. habrá un paso espontaneo de moléculas de solvente desde la región más diluida hacia la más concentrada.15 m.050 m.3 63. como lo ilustra la Tabla 2. el solvente viajara hacia donde haga falta.8 4.a) Ca(OH)2(s) b) NaCl(s) c) C2H5OH(l) d) (s) e) (l ) 3) Disminución del punto de congelación Como la presencia del soluto hace descender la presión de vapor del solvente.99 29. C2H5OH Tetracloruro de carbono. o más fácil de recordar. Tf. Ejercicio 3: Enliste las siguientes soluciones acuosas en orden de mayor a menor punto de congelación esperado: CaCl2(ac) 0. CHCl3 Punto de congelación normal (ºC) Kf(ºC/m) 0. Este proceso se denomina ósmosis. CCl4 Cloroformo. Tabla 2 Constantes crioscópicas de varios solventes. HCl(ac) 0.10 m.5 -114. ocurre un paso espontáneo de las moléculas de solvente desde la región más diluida hacia la más concentrada.y es directamente proporcional a la molaridad M de la solución: MRT n2 Vsolución RT (4) Donde n2 son las moles del soluto. la de mayor se denomina hipertónica y la de menor valor de se denomina hipotónica. ¿Cómo se debe calcular la molaridad M de la solución? . si se quiere evitar la ósmosis hay que ejercer una presión externa sobre la solución más concentrada para que no ocurra. que sólo deje moverse libremente a las moléculas del solvente. Ejercicio 4: Si se quiere utilizar la ecuación (4) para calcular la presión osmótica de una solución donde el soluto se disocia o hay más de un soluto.de la llegada de las moléculas de solvente) ejerce suficiente presión sobre la membrana para detener el paso de las moléculas de solvente. la cual tiende a lograr que las concentraciones se igualen. hablando de una solución en contacto con solvente puro. Membrana semipermeable Baja Concentración M1 Alta Concentración M2 Presión osmótica (a) (b) Figura 3 Presión osmótica. fenómeno llamado ósmosis. espontáneo. la presión osmótica se define como: ( M 2 M1 ) RT (5) Donde M2es la molaridad de la solución más concentrada y M1 es la molaridad de la solución más diluida. Si las dos soluciones tienen distintas presiones osmóticas. (a) Cuando dos soluciones de distintas concentraciones están en contacto a través de una membrana semipermeable. (b) La ósmosis ocurrirá hasta que la presión provocada por el solvente que ha pasado detenga el paso de otras moléculas de solvente. Si se habla de una solución en contacto con otra de menor concentración. Como este proceso es natural. por lo que la presión necesaria para evitar la ósmosis por paso de solvente puro se llama presión osmótica. Esto se ilustra en la Figura 3. Dos soluciones que tengan la misma presión osmótica se denominan isotónicas. (Pista: Tenga en cuenta que la presión osmótica. no de su naturaleza química. las que mayor respuesta tienen ante la presencia del soluto.T (6) Si se usa el Descenso en el punto de congelación.T sobre la solución. como MM 2 P 1.T Entonces. hay que recordar que Tb K b msoluto i Entonces. es decir. se puede despejar msoluto . depende de la cantidad total de partículas disueltas. se puede despejar msoluto . Aunque se puede usar cualquier propiedad coligativas apara esto. se pueden despejar las moles del soluto n2: n2 0 n1 P 1. hay que recordar que Tf K f msoluto i Entonces.T g soluto 0 n1 P 1. conociendo la masa de soluto gsolutoque produce una presión de vapor del solvente P1.) 2. La forma de calcular la masa molar de un soluto a partir de propiedades coligativas se ilustra a continuación. por ser las más sensibles. conociendo T f y gsoluto.T P 1. y MM2 se obtiene en g/mol como MM 2 g soluto K f i T f Kg solvente (7) Si se usa el Aumento del punto de ebullición. Si se usa la Disminución de la presión de vapor. conociendo Tb y gsoluto.T Y se llega a que la masa molar del solutoMM2 se calcula. Empleo de las propiedades coligativas en la determinación de la masa molar del soluto El principal uso de las propiedades coligativas es la determinación de masas molares de solutos. en general sólo suele usarse el descenso crioscópico y la presión osmótica. como todas las propiedades Coligativas. hay que recordar que P 1.T P 1.T P 1.T n1 n1 n2 0 P 1. en g/mol.T 0 X1 P 1. y MM2se obtiene en g/mol como MM 2 g soluto K b i Tb Kg solvente (8) . Y TAPE INMEDIATAMENTE EL TUBO PROBETA CON EL TAPÓN BIHORADADO.Si se usa la Presión osmótica. 2. Escriba la temperatura inicial del conjunto en la Tabla 1 en tiempo 0 y sin agitación. Coloque todo el conjunto formado por el tubo con solvente. (se obtiene el punto de congelación). debe empezarse a agitar el sistema de manera ininterrumpida.049 g/mL) exactamente medidos con pipeta graduada. pero no lo sumerja en la mezcla frigorífica. tapón bihoradado y agitador de cobre sobre el vaso de precipitados con ayuda de la nuez. 6. la masa molecular del soluto se calcula. se lee la temperatura del sistema y se escribe en la Tabla 2. En el tubo probeta coloque 10 Ml del olvente que le indique su docente (benceno. En el momento. 5. la pinza y un soporte universal (Ver Figura 1). Escriba en la Tabla 1 el volumen que realmente tomó del solvente enV1. en el cual el tubo con el benceno se sumerja dentro del baño frío. y al tiempo se activa el cronómetro. termómetro.3 g) Benceno (10 mL) Ácido Acético glacial (10 mL) Ácido Benzóico (0. 3. 4. en g/mol. 7. Tome el tapón bihoradado y coloque en un hueco el termómetro y en el otro el agitador alambre de cobre. Cuando la temperatura se estabilice de forma que una misma temperatura se mantenga estable por más de 3 minutos ó 6 lecturas seguidas. En un vaso de precipitados realice una mezcla frigorífica. quitando agua y agregando hielo. d1 = 1. para lo cual coloque agua del grifo hasta la marca de 300 mL. Verifique que la temperatura del baño frío es de 3 ºC. PROCEDIMIENTO NOTA: USO PERMANENTE DE TODAS SUS ELEMENTOS DE SEGURIDAD 1. de forma que la punta del alambre quede hacia arriba. indicado por su docente. ponga el termómetro dentro del vaso y vaya añadiendo hielo picado hasta que la lectura del termómetro le indique 3 ºC. conociendo . pero a segúrese de que el termómetro no toca el tubo por ninguna parte . y cada 30 segundos. sin detener el tiempo ni dejar de agitar el sistema. . de forma que el tubo quede con el termómetro y el agitador de cobre dentro del solvente. d1 = 0. hay que recordar que MRT n2 Vsolución RT Entonces.5g) Hielo (lo deben traer los alumnos) Cloruro de sodio Tapón bihoradado (9) debe estar en atmósferas. con el agitador de cobre. como RT g soluto MM 2 Vsolución Donde no hay que olvidar que MATERIALES Y REACTIVOS Tubo probeta Termómetro Agitador Soporte universal Pinza para probeta Vaso de precipitados Cronómetro Naftaleno (0. y R y T en unidades consistentes. se suspende la operación y se procede a sacar el conjunto del baño frío y a descongelar el benceno. De esta forma se llena en la Tabla 2 la columna referente al Solvente Puro Con Agitación.875 g/mL o Ácido Acético Glacial. 9. para llenar en la Tabla 2 la columna referente al Solvente Puro Sin Agitación. Realice el mismo procedimiento anterior. pero sin agitación. Complete la Tabla 3. Realice los pasos 4 hasta 6 con agitación para llenar en la Tabla 2 la columna referente Solución con Agitación. Figura 1 Montaje para determinación de punto de congelación Tabla 2 Determinación del punto de congelación del solvente y de la solución Solvente Puro Con Agitación Tiempo (s) 0 30 60 90 120 150 180 210 240 270 300 330 360 390 420 450 480 510 T (°C) Tiempo (s) 540 570 600 630 660 690 720 750 780 810 840 870 900 930 960 990 1020 1050 T (°C) Tiempo (s) 0 30 60 90 120 150 180 210 240 270 300 330 360 390 420 450 480 510 Solvente Puro Sin Agitación T (°C) Tiempo (s) 540 570 600 630 660 690 720 750 780 810 840 870 900 930 960 990 1020 1050 T (°C) Solución (Solvente + Soluto no volátil) Con Agitación Tiempo Tiempo T (°C) T (°C) (s) (s) 0 30 60 90 120 150 180 210 240 270 300 330 360 390 420 450 480 510 540 570 600 630 660 690 720 750 780 810 840 870 900 930 960 990 1020 1050 .8. pasos 5 a 7. 10. agregue al tubo 0. Deje descongelar el solvente.5 g del soluto no volátil (Naftaleno ó Ácido Benzoico) exactamente pesados y agite hasta disolución total del soluto. calculando los valores que pide la Tabla como la misma Tabla lo indica. T (ºC) 0 f T f (º C) T f (º C) Tf Kf i Masa de Soluto pesado (g) gs V1 (mL) ns. mExp (V1 d1 ) 1000 MM2 Teórica (g/mol) MM2 Experimental (g/mol) MM2 = gs/ ns % Error RESULTADOS En este orden.  Tablas: Coloque las tablas anteriores ya llenas con sus resultados. ¿Cuál es el punto de congelación teórico del solvente (Benceno o Ácido Acético Glacial? ______________ 5. ¿Qué es el sobre enfriamiento de un solvente? 8. o por qué no? . ¿Cuál es su punto de congelación experimental del solvente (Benceno o Ácido Acético glacial según el caso)? ______________ 4. DISCUSIÓN DE RESULTADOS Para realizar su discusión. ¿En sus experimentos. de la manera más breve pero detallada posible (En su informe. ¿Dónde se estabilizo la temperatura después del súper enfriamiento en el segundo experimento? ______________ 3. tabulados o graficados para responder las siguientes preguntas. ¿Cuántos grados bajó el punto de congelación debido al soluto (naftaleno o Ácido Benzoico)? Haga esto aproximando al decimal más cercano el valor de temperatura entre las partes planas de su gráfica de Tiempo de congelación vs. 6. Temperatura de congelación para los tres casos en una sola gráfica y dibuje rectángulos alrededor de las partes de sus graficas en las que se resalte el proceso de sobre enfriamiento. obtiene sobre enfriamiento del solvente? ¿Por qué sí. No olvide hacer todo esto siguiendo las recomendaciones de su docente. coloque las siguientes preguntas y sus respuestas): 1. use sus resultados calculados.Tabla 3 Determinación de la masa molar experimental del soluto mExp. ¿Cuál es el efecto de agitar el solvente puro (Benceno o Ácido Acético). Temperatura de congelación para la solución. ¿A qué temperatura se formaron cristales en el primer experimento? ____________ 2. en el proceso de obtener el punto de Congelación del solvente? 7.  Figuras: Para su informe. debe realizar y anexar la gráfica de Tiempo de congelación vs. presente en su informe sus  Cálculos: Escriba todos los cálculos que le permitieron llenar las Tablas anteriores. Marque con una flecha el área de la gráfica sobre la cual aproxima. 64 g de adrenalina disuelta en 36.14 ºC. Calcule la masa molar del ácido benzoico.0 g de Benceno (C 6H6). deberán ser cuatro las conclusiones que presente en su informe.0 ºC.8 torr a la misma temperatura.0 mL de agua (d = 1. Una solución de 0. ¿La masa molar de la adrenalina que calculó en el punto anterior coincide con la que se obtiene a partir de la siguiente fórmula estructural? Calcule el porcentaje de error. a.5 ºC.26 g/mL) en 500.00 g/mL). coloque cada una de las siguientes Ejercicios y sus respuestas: 1. 2.49 ºC. A 25. ¿Cuál es la diferencia entre el punto de fusión y el punto de congelación de una sustancia? 11. se disuelven en 32. (el valor de Kb para el CCl4 aparece en la Tabla 1). ¿Cuál es la masa molecular experimental del soluto? Justifique su respuesta con sus cálculos. ¿Cuál es el porcentaje de error? Justifique su respuesta con sus cálculos. Oxígenos Átomos de color negro: Carbonos Átomos de color blanco: Hidrógenos Nitrógeno 3. 12.0 mL de soluto (d = 1. es la hormona que provoca la producción de moléculas extra de glucosa cuando se está bajo estrés o emergencia.0 g de CCl4(l) presenta una elevación del punto de ebullición del solvente de 0. CONCLUSIONES Como son cuatros los objetivos de la práctica. La presión de vapor del solvente puro es 23. a. la solución se congela a 5. Cuando 0.55 g de Ácido benzoico puro. CUESTIONARIO En su informe. una solución de un soluto no electrolito no volátil muestra una presión de vapor del solvente sobre la solución de 23. también llamada epinefrina cuando se obtiene de manera sintética. calcular la masa molar del soluto. . Si la solución se realizó disolviendo 50. Calcule la masa molar de la adrenalina.9. La adrenalina. Si el punto de congelación del solvente puro es 5.2 torr. b. C6H5COOH. ¿Qué tienen en común el punto de fusión y el punto de congelación de una sustancia? 10. MARCO TEÓRICO [1. B.b. 11a Edición (2009). T. Use la siguiente estructura para explicar la diferencia entre el valor antes calculado y el valor real de la masa molar del Ácido benzoico. Calcule la masa molar de la lisozima.: Química: La ciencia central. J. Una solución de 0. disuelta en 210 mL de solución. 2. Jr. la Ley de Velocidad experimental y la Energía de activación experimental para la reacción redox estudiada. Comprobar el efecto de las concentraciones iniciales y de la temperatura sobre la velocidad de reacción. Capítulo 13. E.LeMay. y su reflejo cuantitativo en forma de ecuaciones o leyes cinéticas empíricas..Murphy. Pearson Educación. Discutir sobre las diferentes razones que afectan los resultados experimentales y su efecto sobre el estudio cinético realizado. Velocidad de Reacción Esta práctica aborda algunos aspectos cuantitativos de la velocidad de las reacciones químicas. nos interesa conocer y controlar la influencia cinética de la concentración y de la temperatura. INFORME Realice su informe siguiendo las indicaciones de su docente. H. En particular. L. México DF. 3.0 ºC. que como se puede notar en la estructura. C.150 g una proteína llamada lisozima.. PRÁCTICA 4: CINÉTICA QUÍMICA FACTORES QUE MODIFICAN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA OBJETIVOS 1. Entregue su informe impreso y a tiempo. Determinar los órdenes de reacciones (parciales y totales). Para . LITERATURA RECOMENDADA [1] Brown. es de 122 g/mol: 4. presenta una presión osmótica de 0. 2] 1. E.. Bursten.953 torr a 25.. . haciendo uso de las molaridades y los coeficientes estequiométricos balanceados. Para una reacción genérica: aA + b B +. y poniendo signo negativo en el caso de los reactivos. {1} Se desea que la velocidad de reacción nos mida cuán rápido se forma o consume un producto o reactivo. se define la Velocidad promedio de reacción. que muestra datos cinéticos para la hidrólisis del cloruro de n-butilo. [A] significa [A]Final – [A]Inicial y testFinal – t Inicial.conseguir un mejor aprovechamiento de las experiencias a realizar. y otra es la Velocidad de reacción instantánea (o Velocidad Instantánea).. C4H9Cl(l): .. la velocidad de reacción global relaciona entre sí a las velocidades de reacción específicas. respectivamente. con la velocidad de formación de oxígeno [O2]/ t? Pista: analice y use la ecuación (1) b) Si se forma oxígeno con una velocidad 6.→ c C + d D . o simplemente la Velocidad de reacción.. V. Sin embargo. que se calcula para un intervalo temporal dado. que es la derivada de la concentración con respecto a ten un instante dado. en un instante de tiempo dado..[O3]/ t. entonces podremos obtener inmediatamente la velocidad de reacción. y debe corresponderse con una magnitud intensiva. una cosa es la Velocidad de reacción promedio (o Velocidad Media). pero dividiendo cada velocidad entre su respectivo coeficiente estequiométrico de la ecuación balanceada. Ambas condiciones se satisfacen si definimos la velocidad de reacción como el cambio concentraciones de reactivos o productos con respecto al tiempo. Ejercicio 2 En la reacción 2 O3(g) → 3 O2(g) a) ¿Cómo se relaciona la velocidad de desaparición del ozono. Así. es necesario dominar los fundamentos y significado de los conceptos más básicos que se definen en Cinética Química. Obviamente. debemos definir una magnitud que nos mida la velocidad de reacción de manera concreta.. puesto que la concentración de los mismos disminuye con el paso de la reacción. ¿con qué velocidad se estará consumiendo ozono? La ecuación (1) es sencilla de interpretar: si conocemos cómo varía la concentración de cualquier especie química en función del tiempo. [A]/ t. La definición de velocidad de reacción no debe depender del número o tipo de especies químicas implicadas.. Ejercicio 1 ¿Cuáles son las unidades de Vsegún la ecuación (1)? En ocasiones resulta conveniente hablar de la velocidad de desaparición de un reactivo o de formación de un producto específico. d[A]/dt.. Estas dos cosas las podemos ilustrar mejor con el siguiente ejemplo. En primer lugar.0 x 10-5M/s en un instante dado. mediante una Ley Cinética General: V 1 [ A] a t 1 [B] b t 1 [C] c t 1 [D] d t (1) En esta ecuación. para un sistema homogéneo como la reacción [1]. C4H9Cl(l) + H-HO(l)→ C4H9OH(ac) + HCl(ac) La evolución temporal de la concentración de cloruro de butilo a partir de un tiempo t = 0 y una concentración inicial 0.1000 M se recoge en la siguientes Tabla 1 y Figura 1: Tabla 1 Datos cinéticos para la hidrólisis del C4H9Cl(l) Concentración Velocidad Tiempot(s) [C4H9Cl] (M) Media (M/s) 0.0 0.1000 1.9 x 10-4 50.0 0.0905 100.0 0.0820 1.7 x 10-4 150.0 0.0741 1.6 x 10-4 200.0 0.0671 1.4 x 10-4 300.0 0.0549 1.22 x 10-4 400.0 0.0448 1.01 x 10-4 500.0 0.0368 0.80 x 10-4 800.0 0.0200 0.560 x 10-4 1000.0 0 Por un lado, la Velocidad de reacción media de cada intervalo Δten la Tabla se calcula como [C4 H9Cl] V . Por el otro, la pendiente en cada punto de la curva corresponde a la Velocidad de t d [C4 H9Cl] . Claramente, las dos velocidades llegan a ser iguales si Δt→0. reacción instantánea, V dt Cuando se habla de escribir la cinética general de una reacción, se hace referencia a usar la ecuación (1) antes presentada y aplicarla a una reacción dada. Por ejemplo, si se pide escribir la cinética general de la siguiente reacción IO3 (ac) 3I (ac) 6H (ac) 2I 2 (ac) 3H 2O(l ) La respuesta es escribir la velocidad de reacción en términos de las velocidades de desaparición de los reactivos y de formación de los productos, tal como lo enseña la ecuación (1), así: V 1 [IO3 ] 1 t 1 [I ] 3 t 1 [H ] 6 t 1 [I 2 ] 2 t 1 [H 2O] . 3 t 2. La Influencia de la Concentración sobre la velocidad: Ley de Velocidad [1] Intuitivamente es fácil ver cómo la velocidad de reacción será tanto mayor cuanto mayor sea la concentración de los reactivos. Ahora nos ocuparemos de enunciar cuantitativamente esta relación entre velocidad de reacción y concentración de reactivos. Se puede encontrar, a partir de datos experimentales de concentraciones de los reactivos y velocidad inicial de reacción, una ecuación o Ley de velocidad, que es puramente empírica, y sirve para determinar cómo cambia la velocidad cuando cambian las concentraciones de los reactivos en una reacción dada. Así, para una reacción general homogénea del tipo aA + b B +…z Z→ Productos {2} La Ley de velocidad se escribe como V k[A]x [B] y ....[Z]n (2) Donde los exponentes x, y, n se denominan órdenes particulares de reacción con respecto a cada reactivo, y la suma de todos ellos se denomina orden general o total de reacción, o simplemente, el orden de la reacción. No olvide que los órdenes de reacción no son iguales ni tienen nada que ver con los coeficientes estequiométricos que resulten al balancear la reacción. Ejercicio 3 Observe los siguientes ejemplos concretos de reacciones químicas y leyes de velocidades. Determine el orden global de reacción para cada una de ellas y las unidades de la constante cinética correspondiente. Reacción Ley de Velocidad Orden global Unidades de k 2 N2O5(g) → 4 NO2(g) + O2(g) V = k [N2O5] CHCl3(g) + Cl2(g) → CCl4(g) + HCl(g) V = k [CHCl3][Cl2]½ H2(g) + I2(g) → 2 HI(g) V = k [H2][I2] 2 NO(g) + 2 H2(g) → N2(g) + 2H2O(g) V = k [NO]2[H2] La obtención de una ley cinética satisface un objetivo fundamentalmente práctico, ya que conocido el valor de k y los órdenes parciales de reacción, podemos predecir la velocidad de reacción en otras condiciones de concentración, todo a temperatura fija. Determinación de una Ley Cinética: Método de las Velocidades Iniciales [1] Por mucho que se observe una ecuación química, no se podrá deducir su ley cinética, pues los coeficientes estequiométricos no dicen nada sobre los órdenes de reacción. Hay que realizar experimentos para conocer datos cinéticos, ya sea en forma de velocidades de reacción o de cambios de concentración frente al tiempo. Pero además, hay que diseñar el experimento de acuerdo al posterior tratamiento de los datos, ya que existen diversas posibilidades para extraer leyes cinéticas. En esta práctica se va a seguir una estrategia particularmente adaptada para un laboratorio, el método de las velocidades iniciales. El siguiente ejemplo nos sirve para ilustrar el modo en el que hay que tratar los datos experimentales de esta práctica. Supóngase que para una reacción A+B→C se miden las velocidades de reacción a distintas concentraciones iniciales: Tabla 2 Ejemplo de datos cinéticos para calcular órdenes de reacción Experimento [A] (M) [B] (M) V inicial (M/s) 1 2 3 0.100 0.100 0.200 0.100 0.200 0.100 4.0 x 10-5 4.0 x 10-5 16.0 x 10-5 A partir de estos valores vamos a asumir que la ley de velocidad es del tipo V = k[A]x[B]y. El método consiste en determinar el efecto de variar la concentración de cada reactivo sobre la velocidad de reacción. Para esto, se analiza el efecto de la variación de cada reactivo por separado, es decir, para cada reactivo se escogen dos experimentos donde la concentración del reactivo que estoy analizando cambie, pero la concentración de los demás reactivos sea constante. Así, se dividen las concentraciones que cambian y el resultado se compara con lo que resulte de dividir las velocidades correspondientes, para obtener el exponente que corresponde al reactivo analizado en la ley de velocidad. En este ejemplo, usando los datos de los experimentos 1 y 3 (en los que [A] cambia pero [B] no) se escribe V3 V1 k[0.200 ]x [0.100 ] y k[0.100 ]x [0.100 ] y [0.200 ]x [0.100 ]x 2x Pero también V3 V1 16 .0 10 5 M / s 4.0 10 5 M / s 4 Por lo que se concluye que el coeficiente que corresponde al reactivo A en la ley de velocidad de este ejemplo, es decir, el orden parcial de reacción con respecto a A, es 2x 4, x Log 4 / Log 2, x 2 . Se ha utilizado el hecho de que siax = b, x = (Log10 b)/(Log10 a). De manera análoga, ahora se analiza el efecto del reactivo B sobre Vcon [A] constante, para lo cual escogemos los experimentos 1 y 2: V2 V1 k[0.100 ]x [0.200 ] y k[0.100 ]x [0.100 ] y [0.200 ] y [0.100 ] y 2y Pero también V2 V1 4.0 10 5 M / s 4.0 10 5 M / s 1 Por lo que se concluye que el coeficiente que corresponde al reactivo B en la ley de velocidad de este ejemplo, es decir, el orden parcial de reacción con respecto a B, es 2y 1, y Log 1/ Log 2, y 0 . Ya teniendo los valores de los órdenes de reacción para cada reactivo, la ley de velocidad para este ejemplo resulta ser V = k[A]2[B]0 Pero como [B]0 = 1, la Ley de Velocidad determinada para este ejemplo mediante el método de las velocidades iniciales, queda escrita como V = k[A]2. Así, se obtiene que, en este ejemplo, la reacción A+B→C obedece una ley cinética de orden 2: V = k[A]2 . El orden parcial de la reacción con respecto al reactivo A es 2, y con respecto a B, es 0, por lo que el orden total, o general, o simplemente, el orden de la reacción, es 2. Ejercicio 4 A partir de los datos de la Tabla 2, calcular el valor de la constante de velocidad k (Valor numérico y unidades correctas.) Ejercicio 5 Establezca las unidades correctas para k si el orden total de una reacción es a.1 b. 2 c. 3 d. 0 3. La Influencia de la Temperatura sobre la velocidad: La Ecuación de Arrhenius [2] Las velocidades de la mayoría de las reacciones químicas aumentan al aumentar la temperatura. Esto se puede notar muy fácilmente en nuestra vida diaria. Cuando se refrigeran los alimentos, el descenso de temperatura hace que la velocidad a la cual los microorganismos descomponen los alimentos baje ostensiblemente, por ejemplo. El efecto concreto de la temperatura sobre la velocidad de reacción radica en que la constante de velocidad k aumenta con el aumento de temperatura. Por ejemplo, considere la reacción de isomerización del metilisonitrilo, CH3 NC(g ) CH3CN(g ) , que es de primer orden, para la cual la variación de k con temperatura se ilustra a continuación en la Figura 2. Esto se explica mediante el factor de orientación. Ea. b) Factor de orientación: No es suficiente que las moléculas choquen para que alcancen la E. Entonces. hasta que pueden lograr la energía requerida para iniciar la reacción. si bien no una es regla exacta. Por ejemplo. la velocidad de reacción se dobla por cada 10 ºC de aumento en temperatura.T (K) Figura 2 Dependencia de la constante de velocidad con la temperatura. debe superar un cierto valor de energía propio de cada reacción. sino que los choques deben estar adecuadamente orientados para que la energía producto del choque sea empleada en la formación de los productos deseados. más energía van ganando las moléculas. desde este aporte de Arrhenius. a) Modelo de colisiones: La idea central de este modelo es que las moléculas deben chocar para poder reaccionar. se conoce como energía de activación Ea a la energía mínima requerida para iniciar una reacción química. El valor de Ea es diferente para cada reacción. la velocidad de reacción. Variación de la k de primer orden en función de la temperatura para el reordenamiento del metilisonitrilo a acetonitrilo. que para que una molécula de un reactivo reaccione con otro reactivo o ella sola comience a transformarse en producto alguno. La forma en que las moléculas pueden obtener la energía requerida para iniciar la reacción se puede entender mediante dos conceptos llamados modelo de colisiones y factor de orientación. Tomado de la literatura [2]. Sin embargo. En la Figura 2 se nota que la constante de velocidad. el químico sueco Svante Arrhenius afirmó que las moléculas debían tener una mínima energía para reaccionar. Antes del choque Ocurre el choque (a) Choque inefectivo Después del choque Antes del choque Ocurre el choque (b) Choque efectivo Después del choque . todas las reacciones ocurrirían muy rápidamente. la realidad es que tan sólo una muy pequeña parte de las colisiones proveer moléculas que alcanzan la energía requerida. generalmente. y por tanto. si todas las colisiones fueran efectivas. aumenta rápidamente con el aumento de temperatura. considere la posible reacción . es decir. la cual se ilustra en la Figura 3. A medida que van chocando. En 1888. y T es la temperatura absoluta. la energía del choque no servirá. Ea es la energía de activación. porque sólo una pequeña parte de ellos están adecuadamente orientados. y que T es 300 K (cerca de la temperatura ambiente).Figura 3 El factor de orientación. R es la constante de los gases ideales (en unidades de energía. Arrhenius encontró que el incremento en la constante de velocidad con el aumento de temperatura se comporta de manera no lineal. El término A se denomina factor de frecuencia. como se mostró antes en la Fig. y c) La fracción de colisiones que tienen la adecuada orientación. lo cual provoca que la velocidad de reacción aumente. porque no se podrá formar el producto deseado (pues el Cl no encuentra al otro Cl). es prácticamente constante con temperatura. ocurre una colisión cuya energía es empleada en formar el enlace Cl-Cl.314 J/mol K) y T es la temperatura absoluta.9 x 10-18. Entonces un aumento de 10 K produce un aumento de 3. sólo una pequeña parte de los choques producen una reacción dada. pueden reaccionar. es decir.314 J/mol K). daría 1. 8. suponga que Ea es 100 KJ/mol. 2. si el átomo de Cl al chocar encuentra al Cl del NOCl. Tomado de la literatura. Para dar una idea de la magnitud de f. y contiene al tiempo . lo que sí produce la reacción deseada.6 veces en la fracción de moléculas que poseen al menos una energía de 100 KJ/mol. un valor típico para muchas reacciones. y por lo tanto. Él encontró que la cinética de mayoría de las reacciones obedece a una ecuación que tiene en cuenta tres factores: a) La fracción f de moléculas que poseen una energía mayor o igual a Ea. Dos posibles formas en que los átomos de Cl y las moléculas de NOCl pueden chocar para reaccionar: (a) Si las moléculas están adecuadamente orientadas. Acá notamos el efecto neto de la temperatura sobre la velocidad de reacción: el aumento de la temperatura hace que una mayor fracción de moléculas alcancen una energía cinética mayor que Ea. La fracción de moléculas que tiene una energía igual o mayor a Ea está dada por la expresión f e Ea /( RT ) (3) Donde R es la constante de los gases en unidades de energía (8. ¡Un número extremadamente pequeño! A 310 K. b) El número de colisiones entre las moléculas de reactivos que ocurren por segundo. [2] Entonces.(b) Si el choque ocurre pero los reactivos no están adecuadamente orientadas. Estos tres factores se reúnen en la ecuación de Arrhenius: k A f A e Ea / RT (3) Donde k es la constante de velocidad. El valor calculado usando la ecuación (3) para f es 3.4 x 10 -17. Más concretamente. indica el balance entre la cantidad de choques y la fracción de moléculas que al chocar alcanzan la Ea. Por lo tanto. 2. pero A es generalmente un número muy grande. Por tanto. En la ecuación de Arrhenius (3) se nota que a medida que Ea aumenta. Es muy importante notar que f es generalmente un número muy pequeño. cuya pendiente ( m o a. que es la multiplicación de los dos. la velocidad de reacción disminuye si la energía de activación E a aumenta. pendiente = -Ea/R e intercepto = lnA. y ninguno de los dos tiene unidades.Ea = -mR (también Ea = -aR) y A = eb (Ver Figura 4). Al graficar lnk contra 1/T. porque en la gráfica de lnk contra 1/T. se obtiene que ln k y y Ea ln A ( RT ) ax b ó mx b (4) La ecuación (4) nos dice que si elaboramos una gráfica de ln k (en el eje de las y) contra 1/T (En el eje de las x. el cual es prácticamente incoloro [1]: KMnO4(ac) + H2C2O4 2H2O(ac)  Mn2+(ac) + CO2(g) {3} . habrán muchos choques y gran parte de ellos lograrán una energía mayor o igual a la Ea. pero al terminar la reacción queda como Mn 2+(ac).53 = 1. y con T en Kelvin) obtendremos una tendencia lineal. k disminuye porque la fracción de moléculas que tiene la energía requerida es menor. la cual se puede notar que termina con relativa facilidad gracias a que el Mn 7+(ac) presenta un color fuertemente púrpura. Figura 4 Determinación de la energía de activación. usando datos de constante de velocidad a varias temperaturas.: A mayores valores de A y de f. podemos determinar la energía de activación y el factor de frecuencia de la reacción estudiada. La reacción que se va a estudiar en esta práctica: KMnO 4 + H2C2O4 La reacción que será el objeto de estudio de esta práctica es la reacción redox entre el KMnO4(ac) y el H2C2O4 2H2O(ac). Calcular Ea usando la ecuación de Arrhenius Si se toma el logaritmo natural a ambos lados de la ecuación (3). la constante de velocidad k. según el método de ajuste lineal usado) es igual a –Ea/R. Por ello.información sobre la frecuencia de colisiones y la cantidad de colisiones que ocurren adecuadamente orientadas para lograr la reacción. Intercepto = lnA Pendiente = -Ea/R A = eb = e30. y cuyo intercepto b es igual a lnA.8 x 1013. claramente indique que la cinética de interés ha terminado. Segundo. 100 mL de una solución acuosa 0. o se torne incoloro. o incluso se debe utilizar una reacción reloj. se puede establecer uno de los reactivos como el reactivo límite o limitante. en esta práctica. Ejercicio 7 Escriba la cinética general de la reacción que acaba de obtener.50M solución de Permanganato de potasio 1.0 % p/v Agua destilada *Estos elementos pueden ser reemplazados por baños termostatados. Entonces. y se debe detener al final de la reacción. pesando primero. exactamente 6. . una segunda reacción. es decir. en un vaso de precipitados limpio y seco. Ejercicio 6 Balancee correctamente la reacción redox {3} entre el KMnO 4 y el H2C2O4 (sugerencia: use el método de las semirreacciones. cuando esto no ocurre. pues la desaparición del color del KMnO4 es la forma de determinar el final de la reacción. puesto que la cinética que se usará en los cálculos de esta práctica es la que corresponde a la reacción redox balanceada {3} entre el KMnO4 y el H2C2O4 2H2O. justo al terminar la primera. tal como se hará en esta práctica. y colóquelos en su gradilla en orden numérico. al enfocarse en un solo reactivo. y cuyo inicio.Esta reacción presenta varias ventajas para la práctica: Primero. se debe usar alguna otra sustancia que indique el final de la reacción. prepare las siguientes soluciones acuosas: i. que no interfiera con la reacción cuya cinética se va a estudiar. Termine la solución transfiriendo cuantitativamente el contenido del vaso al balón de 100 mL. y así hacer todos los cálculos cinéticos teniendo en cuenta sólo dicho reactivo (normalmente. MATERIALES Y REACTIVOS 6 tubos de ensayo 1 vaso de precipitados de 250 mL 1 aro* 1 malla de asbesto* 1 nuez* 1 termómetro 1 cronómetro PROCEDIMIENTO Parte 1: Efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción 1) Seque sus tubos de ensayo usando toallas de cocina y márquelos del 1 al 6. luego agregue 75 mL de agua destilada y agite constantemente el vaso hasta completa disolución del sólido pesado. 1 gradilla 1 agitador Solución de Acido oxálico 0. la reacción es autoindicadora.64) M de H2C2O4.0) g H2C2O4 2H2O del reactivo. lo cual facilita el estudio cinético cuantitativo de la reacción. que se tendrá cuando el color inicialmente púrpura del tubo de ensayo cambie completamente por un color amarillo ocre. se escoge al KMnO 4 como el reactivo limitante.5M (0. 2) Sólo si su docente se lo solicita. realizando los experimentos con exceso conocido de H2C2O4). y observe que se trata de un proceso en medio ácido). el registro del tiempo necesario para los cálculos cinéticos se debe iniciar apenas se agrega el ácido oxálico.30 (8. 10) Escriba en su cuaderno de laboratorio todas las observaciones que haya notado y considere importantes tras realizar las reacciones de los tres tubos anteriores. [H2C2O4]0. Guarde dos de los tres vasos marcados como H2C2O4. No coloque en ningún tubo el H2C2O4 hasta que su docente le indique. debe empezar el registro del tiempo. para marcarlos uno como agua destilada. 1 . y observe atentamente la coloración púrpura de la mezcla. pesando primero.previamente bien purgado con agua destilada. de un solo golpe. Escriba los tiempos de reacción para los tubos 2 y 3 en la Tabla 3. Coloque todo el contenido de cada balón en su respectivo vaso. Cuando considere que todo el color púrpura ha desaparecido y que ha obtenido el color ocre. detenga el registro del tiempo. 6) Cuando termine de agregar el H2C2O4 coloque el tubo en la gradilla. y complétela.5 0. 8) Calcule la concentración inicial del permanganato. y escriba sus resultados allí mismo. Tabla 3 Resultados Parte 1: Efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción Tiempo [H2C2O4]0 = V [KMnO4]0 V Agua V total V H2C2O4 de KMnO4 (VH 2C2O 4 x 0.64 ) V KMnO4 0.0633M de KMnO4 (1% peso/volumen). y la del ácido oxálico. 7) Realice de nuevo los pasos 5) y 6) pero con los tubos 2 y 3. para los tres tubos. agregue al tubo 1 la cantidad de H2C2O4(ac) que le indica la Tabla 1 como V H2C2O4. 5) Escoja una tercera pareja pipeta-pipeteador y púrguela con el H2C2O4(ac). ii.0633 (mL) reacción (mL) (mL) V total (mL) VTotal t (s) 1. y completando a volumen con agua destilada. luego agregue 75 mL de agua destilada tape y agite constantemente el balón hasta completa disolución del sólido pesado. 4) El grupo debe escoger dos parejas pipeta-pipeteador (una para el agua destilada y otra para el KMnO4) y luego úselas para colocar en sus tubos las cantidades primero de KMnO 4(ac) y luego de de agua destilada que indica la Tabla 3 como V KMnO4 y V Agua (Use el agua destilada para que todo el KMnO4 quede al fondo del tubo). No olvide homogeneizar. y escriba el tiempo transcurrido para este tubo 1 en la Tabla 3 como Tiempo de reacción t. en un balón aforado de 100 mL.0 V Promedio (M/s) [KMnO 4 ]0 2 t Tubo / Exp. Complete a volumen y homogenice. repartiendo el H2C2O4 equitativamente entre los tres vasos así marcados. pero tenga mucho cuidado. porque inmediatamente empiece a caer el H2C2O4(ac) sobre la mezcla del tubo. Prepare su cronómetro. añadiendo en ellos las cantidades que le indica la Tabla 3 y registrando los tiempos hasta la desaparición completa del color púrpura. [KMnO 4]0 .00 g del reactivo. exactamente 1. otro como KMnO4 y los otros 3 como H2C2O4. para que conozca el color que debe esperar). pues va a aparecer una solución de color ocre amarillento (es posible que su docente le prepare un tubo de referencia. 9) Calcule la velocidad V Promedio de reacción para los tres tubos como lo indica la Tabla 3. tal como lo indica la Tabla 3. y unos 200 mL de agua destilada en el vaso para ello marcado. 3) El grupo debe escoger cinco vasos de precipitados limpios y secos.5 0 2. 100 mL de una solución acuosa 0. y cuando su docente le indique. 6) Realice de nuevo los pasos 4) y 5) pero con los tubos 5 y 6. 7) Calcule la concentración inicial del permanganato. 5 y 6 las cantidades primero de KMnO 4 (ac) y luego de de agua destilada que indica la Tabla 4 como V KMnO4 y V Agua (Puede usar el agua destilada para que todo el KMnO 4 quede al fondo del tubo). No coloque en ningún tubo el H2C2O4 hasta que su docente le indique. use la pareja de pipeta y pipeteador correspondiente al H2C2O4 (ac) y agregue al tubo 4 la cantidad de H2C2O4 (ac) que le indica la Tabla 4 como V H2C2O4. de un solo golpe. [H2C2O4]0. y escriba el tiempo transcurrido para este tubo 4 en la Tabla 4 como Tiempo de reacción t. añadiendo en ellos las cantidades de H2C2O4(ac) que le indica la Tabla 4 y registrando los tiempos hasta la desaparición completa del color púrpura. debe accionar el registro del tiempo. para los tres tubos.0 Los resultados que obtenga al completar esta Tabla 3 son los que se usarán para calcular los órdenes de reacción con respecto a cada reactivo.0 1.5 1. Tenga mucho cuidado de agregar el H2C2O4 (ac) sin sacar los tubos del termostato ni contaminarlos con el agua del mismo. cuidando de no contaminar los tubos con el agua de los termostatos. [KMnO 4]0. porque inmediatamente empiece a caer el H2C2O4 (ac) sobre la mezcla del tubo. y observe atentamente la coloración púrpura de la mezcla. y escriba sus resultados allí mismo.0 0.5 0. que debe ser la del ambiente del laboratorio. Parte 2: Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción 1) Colocar en sus tubos 4. Cuando considere que todo el color púrpura ha desaparecido y que ha obtenido el color ocre. detenga el registro del tiempo. y la del ácido oxálico. 2) Deje el tubo 4 en la gradilla. la constante de velocidad y ley de velocidad experimentales para la reacción que acaba de trabajar. 3) Coloque uno de los vasos marcados como H2C2O4 que tenía guardados en el termostato de 30°C y el otro en el termostato de 40 °C. ponga el tubo 5 en el termostato de 30 °C dentro de un vaso de precipitados sumergido en el termostato y el tubo 6 en el termostato de 40°C dentro de otro vaso sumergido. el orden total. tal como se ilustra adelante en RESULTADOS. Use su termómetro y escriba también en la Tabla 4 la temperatura de reacción. los tiempos de reacción sean cada vez menores. Se espera que al aumentar la temperatura. 4) Prepare su cronómetro. por lo que debe estar muy pendiente para identificar bien la desaparición del color púrpura. 5) Cuando termine de agregar el H2C2O4 simplemente coloque el tubo 4 en la gradilla.5 1.5 4. pero tenga mucho cuidado. y cuando le indique su docente. Escriba los tiempos de reacción para los tubos 5 y 6 en la Tabla 4.2 3 3. cuidando de no contaminar los vasos de H 2C2O4 con el agua de los termostatos. Use su termómetro y escriba la temperatura de cada termostato en la Tabla 4 para cada tubo correspondiente. tal como lo indica la Tabla 4.0 4. . para que conozca el color que debe esperar). pues va a aparecer una solución de color ocre amarillento (es posible que su docente le prepare un tubo de referencia. Calcule sus resultados experimentales de a. no importando su valor. y no olvide que toda cantidad reportada debe tener su valor y sus unidades adecuadas. .0 3. energía de activación Ea y factor de colisiones A experimentales para la reacción que acaba de trabajar. y complete así dicha Tabla. RESULTADOS Y DISCUSIÓN Parte 1: Efecto de la concentración sobre la velocidad de reacción 1) Presente en su informe la Tabla 3 completa y debidamente titulada. pues lo que en realidad interesa es que usted demuestre con sus cálculos que los órdenes de reacción que reporta están bien calculados.5 V total (mL) 4. c.0 4. Presente todos estos cálculos en su informe. e.0633 V total Tiempo de reacción t (s) V Promedio (M/s) [KMnO 4 ]0 2 t Los resultados que obtenga al completar esta Tabla 4 son los que se usarán para calcular los valores de constante de velocidad k a cada temperatura. Los valores de k para cada experimento de los tubos 1 al 3.0 3. es casi seguro que sus órdenes de reacción con respecto a los reactivos le darán números decimales. tal como se ilustra adelante en RESULTADOS.5 0.0 [KMnO4]0 V KMnO4 0. 4 5 6 T de reacción (°C) V H2C2O4 (mL) 3. Si obtiene órdenes de reacción decimales. b.5 0.8) Calcule la velocidad V Promedio de reacción para los tubos 4.0 4. Eso no debe preocuparle. 9) Realice la disposición de los residuos adecuadamente y prepare su material para entrega. 5 y 6 como lo indica la Tabla 4. y Ley de velocidad Note que como sus datos son producto de la experimentación. d. Tabla 4 Resultados Parte 2: Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción Tubo / Exp.5 0.5 V Agua (mL) 0. Los órdenes de reacción con respecto al KMnO4 y al H2C2O4. El valor promedio de k.5 0. repórtelos con dos cifras decimales. 2) Usando sus resultados experimentales de la Tabla 3 y aplicando la metodología ilustrada antes en la sección Determinación de una Ley Cinética: Método de las Velocidades Iniciales. Orden total O de la reacción.0 V KMnO4 (mL) 0. sus constantes deben quedar en unidades M 1-O s-1 = M 1-1. Parte 2: Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción Para obtener la segunda parte de sus resultados. Origin. si al trabajar sus resultados de la Tabla 3 mediante el Método de las Velocidades Iniciales antes expuesto. 4) Con los datos de la Tabla 4. en la Tabla 5. Por ejemplo. Escriba en la Tabla 5 sus valores de pendiente (a o m) y de intercepto (b) que obtuvo. k.85. si su orden de reacción experimental O le dio 1. para encontrar sus constantes a las diferentes temperaturas trabajadas en la segunda parte. junto con las constantes de velocidad que acaba de obtener. sus concentraciones iniciales [H2C2O4]0y [KMnO4]0 y sus velocidades V Promedio de reacción. k V ([ KMnO ] 1. o por el método que prefiera. Por ejemplo.35 4 0 . y realice un ajuste lineal.85 s-1 = M -0.3) Escriba la discusión de todos estos resultados. que obtuvo en la Tabla 4. y escriba todo esto en la Tabla 5 con tres decimales. se van a usar los resultados de la primera parte para calcular las constantes cinéticas a cada temperatura trabajada.45 Y usar su despeje de k. sea en Excel.35 [H 2C2O4 ]00. entonces la Ley de Velocidad experimental que obtuvo antes sigue siendo válida al variar la temperatura. Esto le permite calcular k a varias temperaturas. obtuvo una Ley de Velocidad como la siguiente V Entonces puede despejar k.45 [H 2C 2 O 4 ]0 0 ) k[KMnO4 ]01.85 s-1. 5) Calcule los inversos de temperatura 1/T y los logaritmos naturales de sus constantes de velocidad a las diferentes temperaturas trabajadas. calcule los valores de la constante de velocidad k para cada temperatura trabajada. La idea es que como lo que cambió en la segunda parte fue la temperatura y no la reacción. Note que las unidades de sus constantes debe quedar en M 1-O s-1. donde O es el orden total experimental que encontró antes. y obtenga la ecuación del tipo y ax b (en otros programas de cálculo o calculadoras puede ser del tipo y mx b ). porque si conoce los órdenes de reacción y tiene las velocidades. puede despejar k. 6) Recuerde que según la ecuación de Arrhenius ln k Ea ln A ( RT ) . No olvide hacer toda su discusión siguiendo las recomendaciones de su docente. Tome las temperaturas que escribió en la Tabla 4 y escríbalas en Kelvin. o a través de una calculadora. Realice una gráfica de 1/T contra lnk. Tabla 5 Energía de activación experimental T (K) K (M 1 . así: Ea pendiente R Al hacer el ajuste lineal.) Pendiente (K) Intercepto (ad. Complete la Tabla 5 escribiendo allí su Ea experimental con dos cifras significativas (use notación científica). 7) Tome su valor encontrado de pendiente y obtenga su Ea experimental.) Ea Experimental (J/mol) _____________ ________ ________ ______________ CONCLUSIONES Como son tres los objetivos de la práctica. presentándolas como su docente le haya indicado hacerlo.Por lo tanto. tome su valor encontrado de intercepto y obtenga su A experimental. No olvide hacer toda esta discusión siguiendo las recomendaciones de su docente. deberán ser tres las conclusiones que presente en su informe. 8) Escriba la discusión de todos estos resultados. CUESTIONARIO En su informe.) A Experimental (ad.Os-1) 1/T (K-1) ln k (ad. notará el valor de pendiente le dará con signo negativo. Escriba su A experimental en la tabla 5 con dos cifras significativas (use notación científica). coloque cada una de las siguientes preguntas y sus respuestas: 1) Consulte en la literatura y explique: . así: A eb . por lo que su Ea experimental le dará positiva. http://www. b. México DF. (Sugerencia: Recuerde la cinética general. c. 3) Los siguientes datos cinéticos son para la reacción NO(g) + Br2(g) 2NOBr(g) a 273.028 0. B.15 ºC: Experimento 1 2 3 4 [NO]0(M) 0. BURSTEN. C.: Química: La ciencia central. Calcule A. d.pdf (Consultado por última vez 9 de abril de 2011).22 1. L. Calcule el valor de k. Escriba la relación entre la velocidad de formación de NOBr y la velocidad de desaparición de Br 2. Práctica 9. Determine la ley de velocidad de esta reacción. Hidrogenación de grasas. c. b.mx/~navarrof/Docencia/FQaplicada/UT2/Material1. E.0 23 a. Ácido sulfúrico.a. ¿Qué es un catalizador? ¿Por qué funciona un catalizador? ¿Qué es un mecanismo de reacción? ¿Cuál es el paso determinante de la velocidad para una reacción que ocurre en varias etapas? 2) Aporte los catalizadores comúnmente encontrados en la fabricación de a. Pearson Educación. c.) 4) Para la reacción Se han tabulado los siguientes datos cinéticos a distintas temperaturas: T (K) 600 650 700 750 800 k(M-1 s-1) 0.20 0.. J. [2] BROWM. . T. Jr. (número y unidades correctas). b. Capítulo 14.. c.35 [Br2]0(M) 0. b.25 0.10 0.20 0.utim.10 0.50 0. 11a Edición (2009).MURPHY. Amoníaco. H..edu.50 V(M/s) 24 150 60 735 a.3 6. ¿Cuántas veces es más rápida esta reacción a 800 K que a 650 K? ¿Y que a 750 K? LITERATURA RECOMENDADA [1]Universidad de Oviedo. Calcule Ea. E..LEMAY. Experimentación en Química. se veía que a pesar de que el observador no note ninguna variación en el nivel del líquido. Por ello. En consecuencia. Sin embargo. lo que da origen a una mezcla de reactivos y productos. PRÁCTICA 5: EQUILIBRIO QUIMICO ESTUDIO BÁSICO DEL PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER OBJETIVOS 1. mas no estática. lo cual permite que la cantidad de moléculas en ambas fases sea constante en el tiempo. International edition. ya sea estando puro o formando parte de una solución. Esto ocurre cuando los reactivos no se transforman completamente en productos porque la velocidad a la que los reactivos se transforman en productos resulta ser la misma velocidad a la que los productos se transforman de nuevo en reactivos. MARCO TEÓRICO[1. la concentración de todas las especies involucradas no cambia con el tiempo. En el caso de la presión de vapor. No se nota ningún cambio en el nivel del líquido porque la velocidad a la que las moléculas pasan de líquido a vapor es la misma a la que regresan de vapor a líquido. Entender la forma en que el principio de Le Châtelier permite explicar los desplazamientos que sufre el equilibrio de solubilidad del Mg (OH)2(s) a causa de la adición de algún reactivo o producto. cuando al tener un líquido dentro de un recipiente cerrado al ambiente. Entender la forma en que el equilibrio del agua se altera a causa de la adición de nitrato de bismuto y a causa de la adición de ácido nítrico. y esto explica la existencia de una presión de vapor para un líquido. se trata de un equilibrio físico. constantemente hay moléculas del líquido que pasan a la fase de gas y otras que ya siendo gas se regresan al interior del líquido. En muchas reacciones químicas. ocurre que no sólo los productos aparecen a partir de los reactivos sino que los mismos reactivos se pueden formar a partir de los productos. D. 3. Se dice entonces que hay un estado de equilibrio dinámico. .: Modern Analytical Chemistry. en este caso. McGraw Hill. Entender la forma en que el principio de Le Châtelier permite explicar los desplazamientos que sufre el equilibrio del complejo coloreado [Fe (H2O)5NCS]2+(ac) a causa de la adición de algún reactivo o producto. 2] 1. líquido-vapor.[3] HARVEY. al cabo de cierto tiempo estas reacciones parecen “detenerse” antes de que la reacción se complete. 2. USA (2000) 332. a pesar de que las moléculas están en continua transformación. Equilibrio químico Concepto de equilibrio químico En una práctica anterior ya se había presentado antes en el fenómeno llamado presión de vapor. una inmensa cantidad de reacciones químicas pueden establecer equilibrios dinámicos entre reactivos y productos. comienza a disociarse en NO 2(g). siguiente página) que se inter convierten con facilidad. el gas que está en el tubo cerrado se oscurece gradualmente conforme el N 2O4 gaseoso e incoloro se disocia en NO2 (g) de color pardo rojizo (Figura 1b). (1a) El N2O4 congelado es casi incoloro. Para que se establezca un equilibrio. .2°C). (1c) Con el tiempo el color deja de cambiar cuando el N 2O4(g) y el NO2(g) alcanzan presiones parciales en las que se inter convierten a la misma velocidad. La velocidad de formación de productos a partir de los reactivos es igual a la velocidad de formación de reactivos a partir de los productos. Cuando N2O4(s) puro y congelado (Figura 1a) se calienta por encima de su punto de ebullición (21. es necesario que ni los reactivos ni los productos escapen del sistema.Con el tiempo el color deja de cambiar. (1a) (1b) (1c) Figura 1 Establecimiento de un equilibrio entre N2O4(g) (gris) y NO2(g) (rojo). no obstante que todavía hay N2O4 (g) en el tubo (Figura 1c).Por ejemplo. Tomado de la literatura [1]. considérense el N2O4 (g) y el NO2(g) (Figura 1. Se obtiene una mezcla de N2O4 (g) y NO2 (g) en la que las concentraciones de los gases ya no cambian. La condición en la cual las concentraciones de todos los reactivos y productos en un sistema cerrado dejan de cambiar con el tiempo se denomina equilibrio químico. de color pardo. Se establece un equilibrio químico cuando reacciones opuestas avanzan a velocidades iguales . (1b) Conforme el N2O4 se calienta por encima de su punto de ebullición. Los dos gases están en equilibrio. Al cabo de un tiempo las presiones parciales de A y B ya no cambian. los compuestos Ay B están en equilibrio. N2O4 (g) → 2NO2(g). kd(PA/RT). De forma análoga. y de la inversa. como se muestra en la figura 2 (b). por tanto. para producir el compuesto B. (a) La reacción del compuesto puro A. se han igualado. M) y presión (en atm): PV = nRT. Para la anterior reacción. La razón es que (b) la velocidad de la reacción directa.Relación entre cinética química y equilibrio químico En el equilibrio. con lo que las velocidades de las reacciones directa e inversa se pueden expresar como Reacción directa: Velocidad = kd (PA/RT) Reacción inversa: Velocidad = ki (PB/RT)2 Supóngase ahora que se parte del compuesto A puro en un recipiente cerrado. Como estamos tratando con sustancias gaseosas. la velocidad de la reacción inversa crece. respectivamente. ki(PB/RT). y así. por tanto M = (n/V) = (P/RT). se puede emplear la ecuación del gas ideal para hacer conversiones entre concentración (en molaridad. Conforme PA disminuye. la presión parcial de A disminuye al mismo tiempo que la presión parcial de B aumenta [Figura 2 (a)]. 2]. podemos escribir sus leyes de velocidad así: Reacción directa: N2O4 (g) → 2NO2 (g) Velocidad = kd[N2O4] Reacción inversa: 2NO2 (g) → N2O4 (g) Velocidad = ki[NO2]2 Llamemos A al N2O4(g) y B al NO2(g). ( PB / RT )2 ki [NO2 ]2 Figura 2 Establecimiento del equilibrio químico en la reacción A B. con presión parcial inicial PA0. En el equilibrio. Con el tiempo la reacción alcanza un punto en el que las velocidades directa e inversa son iguales [Figura 2 (b)]. donde tanto esta reacción como su inversa. kdyki. 2NO2(g) → N2O4(g) son procesos cinéticos con sus respectivas constantes de velocidad directa e inversa. [A] = (PA/RT) y [B] = (PB/RT). la velocidad a la que se forman productos a partir de reactivos es igual a la velocidad a la que se forman reactivos a partir de productos. kd(PA/RT) = ki(PB/RT)2 Reorganizando esta ecuación y cancelando los términos RT se obtiene . conforme PB aumenta. la velocidad de la reacción directa decae. Tomado de la literatura [1. A medida que A reacciona para formar el compuesto B. cuya presión parcial PB va aumentado conforme A se va transformando en B. se entiende que la relación entre cinética química y equilibrio químico consiste en que la relación entre las constantes directa e inversa de las reacciones de un equilibrio establecido produce un valor que no depende de las concentraciones iniciales de ninguna de las especies involucradas en el equilibrio. es muy importante resaltar que en las leyes de velocidad no intervienen los coeficientes estequiométricos de las especies en la reacción balanceada. Tampoco importa si están presentes otras sustancias. ki/kd. en tanto éstas no . para una reacción balanceada del tipo aA + bB cC + dD {1} la constante de equilibrio Keq se escribe de dos maneras distintas. Cuando todos los componentes del equilibrio se encuentran como gases. a (ac) + bB(ac) cC(ac) + dD(ac) 3} Keq se denomina constante de equilibrio en molaridades o Kc. se denomina constante de equilibrio. y se calcula (usando presiones en atmósferas) K eq KP ( PC )c ( PD ) d ( PA ) a ( PB )b (2) Pero si los componentes de la reacción en equilibrio no son gases sino que están disueltos en agua. Constante de equilibrio y expresiones de las constantes de equilibrio En general. Este valor. aA (g) + bB(g) cC(g) + dD(g) {2} Keqse denomina constante de equilibrio en presiones Kp.( PB / RT ) 2 ( PA / RT ) PB 2 PA kd ki una constante De esto último. y se calcula (los corchetes cuadrados indican molaridades) [C]c [D]d K eq KC (3) [A]a [B]b El valor de la constante de equilibrio a cualquier temperatura dada no depende de las cantidades iniciales de reactivos y productos. y es una valor invariable a temperatura dada. es decir. pero en las constantes de equilibrio sí son de vital importancia. y representa la relación entre la cinética química y el equilibrio químico para una reacción dada: kd ki K eq (1) Para finalizar. Keq. como se ilustra a continuación. 2] por qué las constantes de equilibrio se escriben sin unidades. considérese la reacción entre monóxido de carbono y cloro gaseosos a 100°C que produce fosgeno (COCl2). es posible relacionar KP con KC. Keq es menor que 1: El equilibrio está desplazado a la izquierda. Cuando se trabajan equilibrios en fase gaseosa. ¿Cómo se sabe que se ha llegado al equilibrio en una reacción química? Ejercicio 4 Según la ecuación (4). el numerador de la expresión de la constante de equilibrio debe ser mucho mayor que el denominador. predominan los productos. La magnitud de la constante proporciona importante información acerca de la composición de una mezcla de equilibrio. Ejercicio 3 Según lo que se ha expuesto hasta ahora. ¿Por qué no importan las unidades de R y de T? Ejercicio 2 Consulte en la literatura [1. Se dice que el equilibrio está desplazado a la derecha (es decir. predominan los reactivos. En general. . 2]. hacia el lado de los productos). la concentración de equilibrio de COCl2 debe ser mucho más grande que la de CO o Cl 2. un gas tóxico que se utiliza en la fabricación de ciertos polímeros e insecticidas.reaccionen con un reactivo o producto. Por tanto. mediante la expresión K P KC ( RT ) n (4) Donde n = moles gaseosas en los productos – moles gaseosas en los reactivos. Por ejemplo. Para que la constante de equilibrio sea tan grande. 2. ¿Cuándo KP es igual a KC? Ejercicio 5 Consulte en la literatura [1. Información que proporciona la constante de equilibrio Las constantes de equilibrio pueden ser muy grandes o muy pequeñas. una mezcla en equilibrio de los tres gases que principalmente es COCl2 puro. una constante de equilibrio muy pequeña indica que la mezcla de equilibrio contiene principalmente reactivos. si Keq es mayor que 1: El equilibrio está desplazado a la derecha. De modo análogo. 2] qué es un equilibrio heterogéneo. El valor de la constante de equilibrio varía sólo con la temperatura. y la literatura [1. Ejercicio 1 Según la expresión (4). en cuyo caso se dice que el equilibrio está desplazado a la izquierda. Es fácil entender la forma en que estos efectos hacen que un equilibrio responda en términos de un principio postulado por primera vez por el químico industrial francés Henri-Louis Le Châtelier (1850– 1936). Factores que afectan el equilibrio químico: Principio de Le Châtelier Un equilibrio se altera de muchas maneras.Ejercicio 6 3. con el objeto de que la constante no cambie. eliminar una sustancia provocará que la reacción se desplace en el sentido que forma más de esa sustancia. recuérdese que la constante de equilibrio sólo cambia cuando cambia la temperatura. pero principalmente. el sistema desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación . La eliminación de NH3 también provocaría un desplazamiento hacia la producción de más NH3. El Principio de Le Châtelierse enuncia como sigue: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura. es decir. (2) modificar la presión (ya sea cambiando directamente la presión o indirectamente por variación del volumen) y (3) cambiar la temperatura. La adición de más N2 a la mezcla en equilibrio también provocará un desplazamiento hacia la formación de más NH3. Cuando un equilibrio se ve afectado de alguna de la formas antes presentadas. la reacción se desplazará de modo que se restablezca el equilibrio consumiendo parte de la sustancia agregada. mediante cualquiera de las siguientes formas: (1) agregar o quitar un reactivo o producto. A la inversa. no la presión de todo el sistema) induciría al sistema a desplazarse de modo que se reduzca la concentración recién aumentada de H2. obviamente debe empezar a establecerse un nuevo equilibrio que tendrá concentraciones de reactivos y productos distintas a las que había antes de la alteración. Por ejemplo. Cambios de concentración de reactivos o productos El efecto de alterar la concentración de algún componente de un equilibrio se resume así: si un sistema químico está en equilibrio y se agrega una sustancia (ya sea un reactivo o un producto). Esto sólo se consigue consumiendo H2 y también N2 al mismo tiempo para formar más NH3. considérese la mezcla de equilibrio de N 2. H2 y NH3: La adición de H2 (aumento de la presión del H2. presión o concentración de uno de los componentes. en tanto que la adición de NH3 al sistema en equilibrio provocará que las concentraciones se desplazasen en el sentido que reduce la mayor concentración de NH3. parte del amoniaco agregado se . el equilibrio se desplaza hacia el producto. Entonces. no provocaría un desplazamiento del equilibrio. Efectos de los cambios de volumen y presión El efecto de variar la presión o el volumen total de un equilibrio sólo es importante si en la constante de equilibrio interviene alguna sustancia en estado gaseoso. El argón no alteraría la presión parcial de ninguno de los componentes y. Así. En general. el equilibrio se desplaza hacia el producto. Se debe tener claro que una cosa es variar la concentración de un gas (que es equivalente a variar su presión) y otra es variar la presión de toda la mezcla en equilibrio. y se dice que el equilibrio se desplaza hacia los productos. entonces el efecto de interés es que la presión total disminuye. También se podría aumentar la presión total dentro del recipiente de reacción agregando un gas que no intervenga en el equilibrio. disminuir el volumen total produce un efecto neto de aumento en la presión total. Por ejemplo. En resumen. un aumento de presión (disminución de volumen) origina la formación de más NH3. En la reacción hay 2 moles de gas en el lado derecho de la ecuación química (2NH 3) y 4 moles de gas en el izquierdo (1 mol de N2 + 3 moles de H2). aumentar el volumen total produce que un equilibrio se desplace hacia donde hayan más moles gaseosas. el equilibrio se desplaza hacia los reactivos. según la ecuación del gas ideal). Siguiendo un razonamiento análogo. se desplazará hacia el lado del equilibrio que más moles gaseosas tenga (porque presión y moles son directamente proporcionales. la presión aumenta si se agrega al sistema más cantidad de cualquiera de los componentes. un cambio de presión total (o de volumen) no afecta para nada el equilibrio. agregar un gas noble o un gas que no altere los componentes de un equilibrio no produce efecto sobre el sistema o desplazamiento alguno del equilibrio. Para aplicar el principio de Le Châtelier cuando se afecta el volumen o la presión total de un sistema en equilibrio. por tanto. Ya hemos visto antes cómo manejar un cambio de concentración de un reactivo o producto. en este caso. el equilibrio se desplazará en el sentido que menos presión garantice. la reacción se desplaza hacia el lado con menos moléculas de gas. Si se recuerda la ecuación de los gases ideales. por tanto. entonces es fácil ver que un cambio en volumen produce un cambio inversamente proporcional en presión. siempre que se afecte el volumen total de una mezcla en equilibrio se afecta también la presión total de manera inversamente proporcional. Es posible modificar la presión total del sistema sin cambiar su volumen. el efecto de retirar el amoníaco es que el equilibrio se desplaza hacia los reactivos. PV nRT . y para deshacerse del aumento de presión. en este caso. Por ejemplo. se podría agregar argón al sistema de amoniaco en equilibrio. Por ello. por lo que el equilibrio se desplazará en el sentido que aumente la presión total (para deshacerse de la disminución que se le provocó).descompondría en N2 y H2. considérese el equilibrio Si se aumenta el volumen total. . hacia donde haya menos moles gaseosas. y por lo tanto. En consecuencia. es decir. En el caso de la reacción el número de moles de productos gaseosos (dos) es igual que el número de moles de reactivos gaseosos. Ejercicio 7 4. para deshacerse del exceso de energía. y disminuir T produce desplazamiento en el sentido de los reactivos. El equilibrio se desplaza en el sentido que consume el reactivo (o producto). es necesario recordar que una reacción endotérmica es aquella que absorbe energía. mientras que una exotérmica es aquella que libera energía. H. y son valores de signo positivo para las reacciones endotérmicas o de signo negativo para las exotérmicas. Estas energías en forma de calor que interviene en las reacciones se denominan calor de reacción. por lo que el equilibrio se desplazará en el sentido de los productos. o un producto (si la reacción es exotérmica). En resumen. esto es. y ambas situaciones generalmente se notan por un descenso o por un aumento de la temperatura del sistema. y disminuir T produce desplazamiento en el sentido de los productos. Equilibrios a estudiar en esta práctica En la primera parte de esta práctica se estudia el efecto de dos sustancias. lo que permite considerar al calor liberado como otro de los productos: Reacción endotérmica: Reacción exotérmica: reactivos + H Productos reactivos Productos + H Ya identificado el tipo de reacción que se analiza. primero el nitrato de bismuto y luego el ácido nítrico. el principio de Le Châtelier es fácil de aplicar cuando cambia la temperatura. porque la energía absorbida o liberada se manifiesta en forma de calor absorbido por el equilibrio o calor liberado al ambiente externo al equilibrio. de manera análoga. para deshacerse del exceso de energía. porque si la reacción es endotérmica. aumentar T produce un exceso de energía térmica en los reactivos. Entonces. es como si se hubiese agregado un reactivo (si la reacción es endotérmica). Para una reacción exotérmica. aumentar T produce un exceso de energía térmica en los productos. al sistema en equilibrio. para compensar el defecto causado. para compensar el defecto causado en los reactivos. y más específicamente.Efecto de los cambios de temperatura: Equilibrios endotérmicos y exotérmicos La forma en que un equilibrio se comporta al variar la temperatura depende del tipo de reacción que se esté analizando. Cuando se aumenta la temperatura. respectivamente. depende de si la reacción es endotérmica o exotérmica. si la reacción es exotérmica es porque libera calor. Esta distinción entre reacciones endotérmicas y exotérmicas es muy importante. el calor en exceso. absorbe calor para poder ocurrir y por tanto el calor se puede considerar como uno más de los reactivos. En una reacción endotérmica. sobre el equilibrio del agua: . por lo que el equilibrio se desplazará en el sentido de los reactivos. 0 x 10-14. siempre que no cambie la temperatura. las reacciones son sumamente rápidas en ambos sentidos. El tercer equilibrio a estudiar en esta práctica es el equilibrio de solubilidad del hidróxido de magnesio: Pero la reacción de interés es la formación del Mg(OH) 2(s). y una que tenga gran cantidad e iones OH . la de iones OH. que es el logaritmo negativo de base 10 de [H+]: (8) Una sustancia que se le añada al agua suele hacer que la concentración de H aumente o disminuya si la sustancia añadida aumenta o disminuye la cantidad molar de iones H+ u OH-. Una solución acuosa que tenga gran cantidad de iones H+ se denomina como ácida. A temperatura ambiente sólo alrededor de dos de cada 109 moléculas están ionizadas en un momento dado. En consecuencia. y viceversa. soluciones ambas incoloras: . Dado que la auto disociación del agua es un proceso de equilibrio. En todo caso. se puede escribir de ella la siguiente expresión de constante de equilibrio: (6) Puesto que esta expresión de constante de equilibrio se refiere específicamente a la auto disociación del agua. A25°C.debe disminuir para mantener el valor de Kw. esta última constante se denomina Kw y se conoce como la constante del producto iónico del agua. a partir de MgCl2(ac) y NH4OH(ac). Así pues.se denomina como básica. y es muy mala conductora de la electricidad. [H+] se expresa habitualmente en términos del pH. Kw es igual a 1. a diferencia de los reactivos que presentan colores ligeramente amarillentos. La concentración molar de H+(ac) en una disolución acuosa es por lo común muy pequeña. Así pues. y por comodidad. Ninguna molécula individual permanece ionizada mucho tiempo. el agua pura se compone casi en su totalidad de moléculas de H2O.(5) Este proceso se conoce como la auto disociación del agua. si la cantidad de H+ aumenta. sólido blanco. (7) Lo importante de Kw es que este valor se mantiene constante para el agua pura y para soluciones acuosas. El segundo equilibrio a estudiar es el equilibrio del complejo coloreado [Fe(H2O)5NCS]2+(ac): FeCl3(ac) + NH4SCN(ac) [Fe(H2O)5NCS]2+(ac) (9) + El complejo [Fe (H2O)5NCS]2+(ac) presenta un color rojo intenso. Usualmente. y usando la escala de color-pH que tiene el papel indicador universal. 3) En la vitrina de extracción. (9) y (10). con la espátula. 2. y compare el color que adquiere este tubo con respecto al de Referencia (¿Se intensificó el color o se aclaró?). Al tubo 1 añada una gota de solución de cloruro férrico. 2) Coloque en un vaso de precipitados 20 mL de agua y añada 1 sola gota de cada una de las soluciones. (Si ya están preparadas. agregue al tubo 3 una muy pequeña cantidad. reacciones (5). añada al tubo una sola gota de ácido nítrico concentrado. de cloruro de amonio sólido. Parte 2 1) Prepare soluciones diluidas de cloruro férrico y tiocianato de amonio. y comparando el color que observe en el papel con la escala de color-pH. Al tubo 2 agréguele una gota de la solución de tiocianato de amonio. y compare el color que adquiere este tubo con respecto al de Referencia.MgCl2 (ac) + NH4OH(ac) Mg(OH)2(s) (10) Ejercicio 8 Balancee correctamente los equilibrios a estudiar en esta práctica. ensaye la solución con papel indicador universal. estime de nuevo el pH de la solución. 2) Ensaye la solución con papel indicador universal. Compare el color que adquiere este tubo con respecto al de Referencia. ¿Qué sustancia causa el color? Escriba su respuesta en su cuaderno de laboratorio. MATERIALES Y REACTIVOS 6 tubos de ensayo 1 agitador papel tornasol 1 pipeta 1 gotero 2 vasos de precipitados cristales de nitrato de bismuto agua destilada ácido nítrico concentrado solución de cloruro férrico solución de tiocianato de amonio cristales de cloruro de amonio solución de cloruro de magnesio solución de hidróxido de amonio PROCEDIMIENTO Parte 1 1) Coloque unos cristales de nitrato de bismuto en un tubo de ensayo. Agite hasta que los cristales se hayan disuelto lo mejor posible. 4) De nuevo. Escriba muy detalladamente todas sus observaciones tras cada adición. Escriba el color que observa en el papel. Marque los tubos como 1. y R (Referencia). Ahora. 3) Reparta la solución anterior en 4 tubos de ensayo. 3. omita este paso). Parte 3 . y adicione 3 mL de agua destilada. estime el pH de la mezcla agua-nitrato de bismuto. lo más uniformemente posible. tras terminar las cuatro partes de la práctica. para cada una. ¿Hacia dónde indica que se desplaza el equilibrio de formación del complejo coloreado? 8) En la Parte 2. 2) Agregue poco a poco cristales de cloruro de amonio. ¿Hacia dónde indica que se desplaza el equilibrio de formación del complejo coloreado? 10) En la Parte 3. añada gota a gota solución de amoníaco diluido. en cada parte de la práctica? Las preguntas 3) a 11) se responden aplicando el Principio de Le Châtelier: 3) En cada uno de los tres equilibrios estudiados en la práctica. El hecho de que se haga menos intenso el color de la solución al agregar NH4Cl(s). 2) ¿Cuál es la evidencia de que ocurre un cambio en el equilibrio. RESULTADOS Y DISCUSIÓN Utilice sus observaciones. ¿Por qué la adición del ácido nítrico provoca un pH tan bajo? 6) En la Parte 2. para responder las siguientes preguntas: 1) Escriba las reacciones balanceadas de cada uno de los 3 equilibrios estudiados .ecuaciones (5). El hecho de que se intensifique el color de la solución al agregar más NH 4SCN(ac). (9) y (10).y escriba la expresión de KEq. ¿Sería posible hacer desaparecer el precipitado completamente? ¿Por qué? 12) ¿Qué aprende de esta práctica acerca del Principio de Châtelier? . ¿Hacia dónde indica que se desplaza el equilibrio de formación del complejo coloreado? 7) En la Parte 2. hasta que se disuelva el precipitado. hasta que observe claramente el precipitado blanco de hidróxido de magnesio. note que no están balanceadas. y en la vitrina de extracción. ¿Cómo se desplaza el equilibrio de formación del Mg (OH)2(s)? 11) En la Parte 3. ¿El color se intensifica de la misma manera al agregar FeCl 3(ac) que al agregar NH4SCN(ac)? ¿Por qué? 9) En la Parte 2. ¿Cuál es la causa del cambio en el equilibrio? 4) En la Parte 1. ¿Por qué desaparece el precipitado? ¿Sería posible hacer desaparecer el precipitado completamente? Escriba muy detalladamente todas sus observaciones.1) Prepare una solución diluida de cloruro de magnesio y coloque 2 mL de ella en un tubo de ensayo. ¿Por qué el equilibrio del agua no se ve afectado por la adición del nitrato de bismuto? 5) En la Parte 1. al agregar cristales de NH4Cl(s). El hecho de que se intensifique el color de la solución al agregar más FeCl3 (ac). L. Capítulo 15. 2. Pearson Educación. coloque cada una de los siguientes Ejercicios y sus respuestas: 1. LITERATURA RECOMENDADA [1] Brown. C. México DF. INFORME Realice su informe siguiendo las indicaciones de su docente. T.. 4. . CUESTIONARIO En su informe.Murphy. Entregue su informe impreso y a tiempo.. deberán ser tres las conclusiones que presente en su informe. 11a Edición (2009). H.. presentándolas como su docente le haya indicado hacerlo. E. E..CONCLUSIONES Como son tres los objetivos de la práctica.: Química: La ciencia central.LeMay. Bursten. Jr. B. 3. J. Capítulos 15 a 17. Si a esto le sumamos el hecho de que las soluciones involucradas en las valoraciones ácido-base son incoloras en su inmensa mayoría. Bursten. puesto que al ser desconocida la concentración de la solución analizada. recuérdese que cuando se quiere conocer la concentración de un soluto dado en una disolución. Para determinar la concentración de la disolución de HCl. Burdge. Entender la utilidad del uso de indicadores ácido-base para estimar el pH de una solución. Punto de equivalencia y punto final en una valoración Retomado lo tratado en la práctica 2.LeMay. R.[2] Brown.00 mL. Las titulaciones pueden efectuarse utilizando reacciones ácido-base. E. no se puede saber de antemano cuánto de la solución estándar reaccionará. tomamos un volumen específico de esa disolución. J. y muchas veces. la cantidad de solución estándar que corresponde al punto de equivalencia en una valoración ácido-base es un volumen teórico. H. El punto en que se reúnen cantidades estequiométricamente equivalentes se denomina punto de equivalencia de la titulación. Entonces.: Química: La ciencia central.. digamos 20. Pearson Educación. Sin embargo. MARCO TEÓRICO [1-3] 1. Supongamos que tenemos una disolución de HCl de concentración desconocida y una disolución de NaOH que se sabe es 0. Por esto. para poder determinar cuándo se deja de agregar porque ha terminado la valoración. Distinguirla utilidad de varios indicadores ácido-base según el pH del medio.. se suele efectuar una titulación. Jr. a través de los indicadores ácido-base se determina el punto final de la valoración o que se ha llegado a un pH . Luego. 332 PRÁCTICA 6: INDICADORES ÁCIDO-BASE OBJETIVOS 1.. que consiste en combinar una muestra de la disolución con una disolución de reactivo de concentración conocida. T. 9a Edición (2004). de manera aproximada. México DF. agregamos lentamente la disolución de NaOH estándar hasta que la reacción de neutralización entre el HCl y el NaOH es total. llamada disolución estándar. 3.100 M.. Aprender a elegir un indicador ácido-base para una aplicación determinada. McGraw Hill. 2. [3] Harvey. E. de precipitación o de oxidaciónreducción. L. USA (2000). International edition. B. en las valoraciones ácido-base se utilizan sustancias llamadas indicadores ácido-base. pues la sola mezcla de la solución estándar y la solución analizada jamás permitirá notar cuándo se debe detener la adición del estándar: podríamos añadir solución estándar hasta llegar al punto de equivalencia y seguir añadiendo exceso de la misma sin darnos cuenta.: Modern AnalyticalChemistry. tan sólo se puede calcular el volumen del punto de equivalencia. D. 1 y 4. y esto hace que las moles del indicador empiecen a . Claramente.4 Si agregamos metil naranja a una disolución desconocida de ácido. naranja entre 3. y (b) amarillo si el pH es mayor a 4. y debido a esto.deseado. La diferencia entre el volumen del punto final y el volumen del punto de equivalencia se denomina error de valoración. es que el indicador escogido para la valoración permita obtener un punto final lo más cercano posible al punto de equivalencia. Figura 1 Cambio de color de un indicador ácido-base. muestran colores distintos según la estructura que adopten .4 y amarillo si el pH es mayor a 4. generalmente. Lo ideal. Por ejemplo. y esto es posible porque al agotarse la sustancia valorada (al legar al punto de equivalencia). la siguiente gota de valorante reacciona con el indicador (pues ya no había más sustancia valorada). si el pH se encuentra entre 3. el colorante conocido como metil naranja (o naranja de metilo)es rosado en disoluciones ácidas de pH menor a 3.4.1 y 4.Tomado de la literatura [1. 2]. En la práctica 2 se aprendió quela función de un indicador es mostrar un cambio de color como respuesta al agotamiento de las moles de la sustancia valorada. El indicador metil naranja presenta color (a) rojo si el pH del medio acuoso es menor a 3. el punto final y el punto de equivalencia no son iguales.1. porque son sustancias cuya estructura cambia según el pH del medio en que se encuentren. entonces. se tendrá una mezcla de los dos colores (naranja). se emplean colorantes llamados indicadores ácido-base para este propósito. 2. como en la figura 1. siendo el punto final el volumen de valorante (solución estándar) que sirve como criterio para terminar la valoración. la disolución será . Uso de indicadores visuales para señalar el punto final de una valoración ácido-base En las titulaciones ácido-base.1.4. el punto final debe ser mayor al punto de equivalencia. generalmente se simboliza como HIn. el punto de equivalencia y el punto final coinciden si se escoge un indicador de tal manera que su pKa sea igual al pH en el punto de equivalencia de la valoración. el pH exacto al cual un indicador ácido-base depende de su constante de disociación ácida.pueden ser visualmente detectado con igual facilidad. ahora podemos concretar la definición de punto final: el volumen de valorante que produce el cambio de color del indicador y determina el final de la titulación. Entonces. la forma ácida HIn y la forma básica In -. entonces la transición entre los dos colores mostrará una mezcla de ellos y alcanzará su punto medio cuando las concentraciones sean iguales. el pH en el punto de equivalencia es un valor teórico. y su disociación ocurre mediante la siguiente reacción HIn(ac) + H2O(l)H3O+(ac) + In–(ac) Y la constante de equilibrio es (1) Si se toma el logaritmo decimal negativo de ambos lados de la ecuación (1) y se despeja el pH. lo cual se verá. muestran distintos colores. Si se asume que tanto el color de la forma HIn como el de la forma In. Como los indicadores ácido-base son sustancias que se comportan como ácidos o bases débiles. En la realidad experimental. Entonces. se puede establecer un intervalo de pH dentro del cual se espera que todo experimentador pueda ver un cambio de color. Si el indicador es un ácido débil monoprótico (tiene un solo hidrógeno que se disocia). sino que lo hacen dentro de un intervalo de pH propio de cada indicador. un indicador no cambia de estructura a un pH fijo. cuando el pH sea igual al pKa del indicador. ¿Por qué ocurre el cambio de color de un indicador visual ácido-base? El cambio de color sirve para determinar el punto final de una valoración entre más cercano esté al punto de equivalencia de la misma. Esto es un proceso gradual. asumiendo que un color será más predominante que otro . se denomina punto final. y sirve para estimar el pH de una solución cualquiera según el color que se observa al agregarle el indicador. hasta que todas las moles del indicador logren la nueva estructura. Pero como aclaramos antes. se obtiene una expresión muy parecida a la ecuación de Henderson-Hasselbalch: {1} (2) Las dos formas del indicador. y por lo tanto. y por ello. Por ello. el color de una solución que contenga un indicador continuamente cambia a medida que va cambiando la proporción entre las concentraciones de las dos formas del indicador. generalmente desconocido.cambiar gradualmente su estructura. 3. según la ecuación (2). y la misma se realizará hasta que el color mostrado por el indicador sea la mezcla exacta del color de su forma ácida y de su forma básica. También hay que resaltar que muchos indicadores ácido-base comúnmente utilizados muestran colores no fácilmente diferenciables. aproximadamente.1 unidad a lado y lado de su pKa. y su anión In .0-4.1-4.8 3. Tabla 1Algunos indicadores ácido-base* INDICADOR Rojo de cresol Azul de timol Azul de bromofenol Naranja de metilo Rojo congo Rango de Viraje (pH) 0.0-5. el indicador se verá del color de la forma [HIn] cuando el pH del medio sea menor a pKa – 1.2-1. o (4) Si [In-] Es diez veces mayor que [HIn]. sólo una de sus formas es coloreada porque la otra es incolora. se obtiene que (3) Si [HIn] Es diez veces mayor que [In -]. Entonces. el intervalo de pH alrededor del cual un indicador ácido-base cambia de color se denomina rango de viraje del indicador. y se verá del color de la forma [In -] en pH mayor que pKa + 1. Ejercicio 1 ¿Cómo se puede explicar el cambio de color de un indicador ácido-base usando el principio de Le Châtelier? (Sugerencia: Aplique el principio de Le Châtelier a la ecuación {1} cuando se agrega una base fuerte como valorante). o incluso. Aplicando esta consideración a la ecuación (2). como el caso de la fenolftaleína. El éxito de una valoración ácido-base depende. El valor de Ka del indicador es 1x10-6.8 1.(forma ionizada).4 3. Entonces. Seleccionar el indicador adecuado según el pH de la solución.2-2. entre otras factores. pues el pH en el punto de equivalencia para una valoración de un ácido y una base fuertes no es el mismo que para una valoración de ácido débil y base fuerte. el rango de viraje del indicador? 4.0 Color en forma Ácida Rojo Rojo Amarillo Rojo Azul Color en forma Básica Amarillo Amarillo Azul Naranja Rojo . Las ecuaciones (3) y (4) muestran que un indicador ácido-base cambia de color sobre un intervalo de pH de +/. ¿Cuál es.si la concentración de la forma responsable del mismo es diez veces mayor que la de la otra forma. o que para una valoración de base débil y ácido fuerte. principalmente de la escogencia del indicador más adecuado para la misma.6 3. color azul. está entre los valores de pH definidos por las ecuaciones (3) y (4). y de manera aproximada. Ejercicio 2 La forma ácida (no ionizada) de un indicador muestra color amarillo. 6M Verde malaquita Azul de bromofenol Verde de bromocresol Tornasol Fenolftaleína Alizarina Pipetas Pasteur (Goteros de plástico) PROCEDIMIENTO Parte 1 1.8 8. En cada tubo realice las soluciones que se indican en la Tabla 1 y 2. pero al agregarle Verde de bromocresol al segundo.0 Amarillo Rojo Amarillo Rojo Amarillo Amarillo Amarillo Incoloro Amarillo Azul Amarillo Púrpura Azul Rojo Rojo Azul Rojo Rojo/Naranja *Tomado de la literatura [3]. ¿Cuál es el pH aproximado de una solución si al repartirla en dos tubos y agregarle fenolftaleína a un tubo. y al agregarle Púrpura de bromocresol al tercero.2-6. ¿Cuál es el pH aproximado de una solución si al repartirla en tres tubos. y agregarle Azul de bromofenol al primero. se torna de color amarillo? MATERIALES Y REACTIVOS 1 gradilla 6 tubos de ensayo 1 pipeta graduada Soluciones de HCl y de NaOH 0.8-8.4 4. se torna de color verde.8-5.0 10. pero al agregarle tornasol al otro tubo. la solución se torna de color azul? Ejercicio 4 Usando la información de la Tabla 1.0-8.8 5.4 7.2-6. y márquelos del 1 al 6.Verde de bromocresol Rojo de metilo Púrpura de bromocresol Tornasol Rojo de fenol Rojo de cresol Azul de timol Fenolftaléina Amarillo de Alizarina R 3.6 8. 3.1-12. la solución permanece incolora. Ejercicio 3 Usando la información de la Tabla 1. 2. Agregue en cada tubo el indicador ácido-base según indique su profesor y diligencie las tablas de cada indicador . 0.3 5.2-8.0-9.1M.3M y 0. Limpie y seque muy bien los tubos de ensayo que le fueron entregados. la solución en este tubo se torna de color azul.0 6.3-10. 1 0.Parte 1.0000001 0.001 0.000001 VI mL 1 1 1 1 1 1 1 V Agua mL 0 9 9 9 9 9 9 VF mL 1 10 10 10 10 10 10 VF mL 1 10 10 10 10 10 10 MFinal Parte 2.01 0.1 0.0001 0.1 0.0001 0.00001 pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 Medio Color .000001 0. Reactivo Acido Clorhídrico TABLA DE RESULTADOS DE DILUCIÓN Nº 1 M Inicial 0.0001 0.3 Indicador M 0.000001 VI mL 1 1 1 1 1 1 1 V Agua mL 0 9 9 9 9 9 9 VF mL 1 10 10 10 10 10 10 VF mL 1 10 10 10 10 10 10 MFinal TABLA DE RESULTADOS PARA INDICADOR UTILIZADO No. Reactivo hidróxido de Sodio TABLA DE RESULTADOS DE DILUCIÓN No.01 0.1 Indicador Rango de viraje___ Aplicación en que curva de titulación _______ 0.001 0.00001 0. 2 M Inicial 0.01 0.00001 0.1 0.000001 0.001 0.00001 0. presentándolas como su docente le haya indicado hacerlo. ¿Cuál es el indicador más adecuado para determinar el punto de final de dicha valoración? 5. coloque en su informe las Tablas 1.001 0. Luego. RESULTADOS Y DISCUSIÓN Primero. ¿Cuál indicador ácido-base sería adecuado usar para estimar el pH de una solución cuyo pH se desconoce? 3. Completas con sus resultados.72. ¿Por qué es incorrecto afirmar que los indicadores ácido-base tienen un color en medio ácido y otro en medio básico? 2.82. coloque cada una de los siguientes Ejercicios y sus respuestas: 1. para responder la siguiente pregunta: 1.0001 0.2. el pH en el punto de equivalencia resulta ser 5. el pH en el punto de equivalencia resulta ser 8. deberán ser tres las conclusiones que presente en su informe.1 10 11 12 13 Repita la tabla 3 para cada indicador utilizado. CUESTIONARIO En su informe. 3 y las necesarias según número de indicadores utilizados.0. En cierta valoración de ácido acético (un ácido débil) con NaOH (una base fuerte). utilice sus observaciones (las que escribió en las Tablas). Cuando se hace una valoración de un ácido fuerte con una base fuerte ¿Cuál es el indicador más adecuado para determinar el punto final? 4. ¿Cuál es el indicador más adecuado para determinar el punto de final de dicha valoración? .01 0. En cierta valoración de NH3 (una base débil) con HCl (un ácido fuerte). ¿Qué aprende de esta práctica acerca de los indicadores ácido-base? CONCLUSIONES Como son tres los objetivos de la práctica. Capítulo 17.. 9a Edición (2004). E.01 mol/L como insoluble. o más comúnmente. México DF.. Bursten. decimos que el agua es el disolvente y el cloruro de sodio es el soluto. nos referiremos a cualquier sustancia con una solubilidad menor que 0. solvente. 2. El solvente siempre es uno sólo. . Sólo 1. D. C. PRÁCTICA 7: CURVA DE SOLUBILIDAD OBJETIVOS 1. B. 11a Edición (2009). Aprender a determinar la curva de solubilidad de un sólido en agua con respecto a la temperatura. T.INFORME Realice su informe siguiendo las indicaciones de su docente. La solubilidad de una sustancia es la máxima cantidad de esa sustancia que se puede disolver en una cantidad dada de disolvente a una temperatura específica.LeMay. y se dice que están disueltas en el solvente. B. R. es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. McGraw Hill. Pearson Educación. [3] Harvey. Las demás sustancias de la disolución se denominan solutos. La sustancia que está presente en mayor cantidad en moles se llama disolvente. En nuestras explicaciones. J. H.. L. Jr..: Química: La ciencia central. J.: Química: La ciencia central. Capítulo 17. Burdge. E. International edition..2 x 10-3mol de PbI2 se disuelve en un litro de agua a 25ºC.LeMay. Una solución.: Modern AnalyticalChemistry. o también disolución. México DF. Pearson Educación. Por ejemplo. Solubilidad de una sustancia Recordando lo expuesto en la práctica 1. [2] Brown. MARCO TEÓRICO [1-3] 1. mientras que puede haber muchos solutos disueltos en un mismo solvente. [1] Brown. E. USA (2000). Bursten. L. cuando disolvemos una pequeña cantidad de cloruro de sodio (NaCl) en una gran cantidad de agua. H. 288-289. T.. Jr.Murphy. Identificar la temperatura de cristalización de una sal según la concentración.. E. Entregue su informe impreso y a tiempo.. LITERATURA RECOMENDADA Revisar las normas ICONTEC para presentación de trabajos escritos y bibliografía. 2. prestando especial atención a las fuerzas de atracción. Si el disolvente es agua. al menos en el caso de los gases. . El extremo positivo del dipolo del agua se orienta hacia los iones Cl -. como se muestra en la figura 1(b y c) y en la figura 2. También. los iones individuales son retirados de la superficie sólida y se convierten en especies hidratadas totalmente individuales en disolución. hacia los iones Na+. los iones Na+ y Cl. (a) La sustancia sólida es hidratada por las moléculas de agua.Tomado de la literatura [1.y las moléculas del agua tienen la fuerza suficiente para sacar dichos iones de sus posiciones en el cristal. de la presión. y el extremo negativo. Cuando se agrega NaCl al agua (Figura 1). Examinemos más de cerca este proceso de disolución. en todas las disoluciones intervienen sustancias en fase condensada. El proceso de solución Se forma una disolución cuando una sustancia se dispersa de manera uniforme en otra. Por ejemplo. que se llama energía de red. las moléculas de agua se orientan en la superficie de los cristales de NaCl. Con la excepción de las mezclas de gases. Figura 1 Disolución de un sólido iónico en agua. Tales interacciones entre el soluto y las moléculas del disolvente se denominan solvatación.El grado en que una sustancia se disuelve en otra depende de la naturaleza tanto del soluto como del disolvente. Las disoluciones se forman cuando las fuerzas de atracción entre las partículas de soluto y de disolvente son de magnitud comparable con la de las que existen entre las partículas de soluto mismas o entre las partículas de disolvente mismas. (b. Las atracciones ion-dipolo entre los iones Na+ y Cl. la sustancia iónica NaCl(s) se disuelve fácilmente en agua porque la interacción atractiva entre los iones (Na+ y Cl-) y las moléculas polares del H2O(l) sobrepasa la energía que mantiene unidas a las moléculas del NaCl( s). con los átomos de oxígeno de las moléculas de agua orientados hacia los cationes y los hidrógenos orientados hacia los aniones. c) A medida que avanza el proceso de disolución.quedan rodeados por moléculas de agua. 2]. la solubilidad de un sustancia en otra depende de la temperatura y. Una vez separados del cristal. las interacciones reciben el nombre de hidratación. Así. como el C 6H14? Cambios de energía y formación de disoluciones El cloruro de sodio se disuelve en agua porque las moléculas de agua tienen suficiente atracción por los iones Na+ y Cl.para vencer la atracción que estos dos iones experimentan entre sí en el cristal. y los extremos positivos.hidratados. las moléculas de agua también deben separarse unas de otras para dejar huecos en el disolvente que serán ocupados por los iones Na + y Cl-. (también se le suele llamar calor total de solución) y se puede expresar como la suma de tres términos: (1) . El cambio de energía al formarse una disolución se denomina entalpía de disolución. hacia el ion negativo.Figura 2 Iones Na+ y Cl. Ejercicio 1 ¿Por qué el NaCl (s) no se disuelve en solventes apolares. ΔHdisoln. podemos imaginar que los cambios de energía globales en la formación de una disolución tienen tres componentes. Los extremos negativos del dipolo del agua apuntan hacia el ion positivo. 2]. los cuales se ilustran de forma esquemática en la figura 3. Para formar una disolución acuosa de NaCl.Tomado de la literatura [1. . En contraste. La separación de las moléculas de disolvente para dar cabida al soluto también requiere energía (Δ H2> 0). Como se apunta en el texto. 2]. la disolución de nitrato de amonio (NH4NO3) termina con un descenso de temperatura (es endotérmica): ΔHdisoln = 26.2 kJ/mol. ΔH1 y ΔH2 representan procesos endotérmicos.4 kJ/mol. y da lugar a un proceso exotérmico (ΔH3< 0). La tercera componente surge de las interacciones de atracción entre el soluto y el disolvente. la disolución resultante sufre un aumento considerable de temperatura (exotérmica): ΔHdisoln=91. el proceso es endotérmico (Δ H1> 0). separar los iones Na + y Cl-). Por ejemplo. Tomado de la literatura [1. que requieren un aporte de energía. la formación de una disolución puede ser exotérmica o endotérmica. en tanto que Δ H3 representa un proceso exotérmico. porque la suma de los tres términos de entalpía de la ecuación 1 puede dar un resultado negativo o positivo. MgSO4. cuando se agrega sulfato de magnesio. En la figura 4 (abajo) se representa el cambio de entalpía asociado a cada una de estos componentes.Figura 3 Representación de las tres contribuciones energéticas al calor de disolución total de un soluto. Como se aprecia en la figura 4. Así. también pueden ser endotérmicos. La separación de las partículas del soluto requiere un aporte de energía para vencer sus interacciones de atracción (por ejemplo.si bien los procesos de disolución suelen ser en su mayoría exotérmicos. Por tanto. a agua. conocidas como entropía y energía libre. La energía necesaria para separarlas moléculas de H2O no se recupera en forma de interacciones de atracción entre las moléculas de H2O y de C8H18.Figura4Análisis de los cambios de entalpía que acompañan al proceso de disolución. Las reacciones que dan por resultado la formación de un producto insoluble en el solvente se denominan reacciones de precipitación. una que contiene nitrato de plomo. Finalmente. Por un razonamiento similar. El diagrama de la izquierda ilustra un proceso exotérmico neto (ΔHdisoln< 0). Las moléculas de hidrocarburo no polares de la gasolina sólo experimentan interacciones débiles con los iones. PbI2(s) un compuesto que tiene una solubilidad muy baja en agua: Reacciones de precipitación . y tales interacciones no compensan las energías necesarias para separar los iones unos de otros. Tomado de la literatura [1]. es muy importante resaltar que el cambio en la entalpía al producirse una solución no es el único factor que hace posible que ocurra de manera natural la disolución. se separa por gravedad y queda al fondo del vaso. para discernir si una disolución ocurre de manera espontánea. C8H18. es decir. podemos entender por qué un líquido polar como el agua no forma soluciones con un líquido no polar como el octano. Un precipitado es un sólido insoluble que se forma por una reacción al mezclarse dos o más soluciones. y por lo tanto. Pb(NO3)2(ac) y otra que contiene yoduro de potasio. Sólidos insolubles y Equilibrios de solubilidad En la figura 5vemos cómo se mezclan dos disoluciones. podemos afirmare que la interacción soluto-solvente debe ser lo bastante fuerte como para que ΔH3 tenga una magnitud comparable o mayor a ΔH1 + ΔH2. En la figura 5. el de la derecha muestra un proceso endotérmico neto (ΔHdisoln> 0). pues también es necesario tener en cuenta otras dos formas de energía. el precipitado es yoduro de plomo sólido. La reacción entre los solutos presentes en estas dos soluciones da origen a un producto que es un sólido amarillo insoluble. Los tres procesos se ilustran en la figura 3. Es por esto que los solutos iónicos como el NaCl no se disuelven en líquidos no polares como la gasolina. que no se disuelve en el agua circundante. 3. KI(ac). Las moléculas de agua experimentan fuertes interacciones de enlaces de hidrógeno entre sí. De lo anterior.Es preciso vencer estas fuerzas de atracción para dispersar lasmoléculas de agua entre las del líquido no polar. los precipitados son sustancias que resultan ser tan poco solubles en el solvente de donde se obtienen que se les considera insolubles en términos prácticos.Son las reacciones queproducen un sólido insoluble en el medio solvente. Tomada de la literatura [2]. así que la sustancia permanece en su mayor parte sin disolverse. . Por ahora y a este nivel. que lentamente se ubica en el fondo del vaso. porque como se verá más adelante. y por ello. En tales casos la atracción entre los iones con carga opuesta en el sólido precipitado es demasiado grande y las moléculas de agua. Recordemos que ninguna sustancia en la naturaleza es absoluta o perfectamente insoluble en otra. pues forman equilibrios heterogéneos con sus propios iones. mas no absolutos. nos referiremos a cualquier sustancia con una solubilidad menor que 0. llamados equilibrios de solubilidad. PbI2(s). la solubilidad de una sustancia es la cantidad de esa sustancia que se puede disolver en una cantidad dada de disolvente. 2KI(ac) + Pb(NO3)2(ac)PbI2(s) + 2KNO3(ac) Con una solución incolora de Nitrato de plomo Produce un precipitado amarillo de Yoduro de plomo. La mezcla de una solución incolora de KI Figura 5 Una reacción de precipitación. Sólo 1. generalmente el solvente.01 mol/L de solución como insoluble. no pueden disgregarlos significativamente.2 x 10-3 moles de PbI2(s) se disuelven en un litro de agua a 25ºC. aún las sustancias menos solubles tiene un grado de disociación cuantificable. Sin embargo. cada uno elevado a su coeficiente estequiométrico. Constante del producto de solubilidad Kps Recuérdese que una disolución saturada es aquélla en la que la disolución está en contacto con soluto no disuelto. Por ejemplo. llamada equilibrio de solubilidad. se genera un paso constante de moléculas de sólido hacia el medio solvente quedando como iones y de iones que ya estaban disueltos que regresan a integrar el sólido como moléculas no disociadas. una disolución acuosa saturada de BaSO 4 que está en contacto con BaSO4 sólido. la medida en que esta reacción de disolución se lleva a cabo corresponde a la magnitud de su constante de equilibrio.Equilibrios de solubilidad Una vez que un sólido ha precipitado. hacia el sólido. Como la velocidad a la que el sólido se disuelve llega a ser la misma a la que los iones disueltos vuelven a formar parte del sólido. por ejemplo. la constante de equilibrio indica cuán soluble es el sólido en agua y recibe el nombre de constante del producto de solubilidad (o simplemente producto de solubilidad). generalmente las que están en contacto con el solvente circundante. Así. y se denota como Kps. sino que una muy pequeña cantidad de ellas. los equilibrios de solubilidad son todos equilibrios heterogéneos. cada uno elevado a su coeficiente estequiométrico en la ecuación química balanceada. forma iones Ba2+(ac) y SO42-(ac) al disolverse. no aparecen en las expresiones de constantes de equilibrio en equilibrios heterogéneos. Por ser el sólido un compuesto iónico. una vez que el PbI2(s) ha precipitado. por lo que un producto de solubilidad siempre es igual al producto de la concentración de los iones participantes en el equilibrio. los términos de concentración de los productos se multiplican unos por otros. Entonces. donde ps significa producto de solubilidad. se crea una situación de equilibrio. el valor de la constante de equilibrio para todo equilibrio de solubilidad es generalmente muy pequeño. y el resultado se divide entre los términos de concentración de los reactivos multiplicados unos por otros. sin embargo. El equilibrio siguiente se establece con facilidad entre el sólido no disuelto y los iones hidratados en disolución: BaSO4(s) Ba2+(ac) + SO42-(ac) (3) Como en todo equilibrio. Casi de manera infalible. cada uno elevado a su respectivo coeficiente estequiométrico. La expresión de la constante de equilibrio de este proceso se representa conforme a las mismas reglas que se aplican a cualquier expresión de constante de equilibrio. alcanzan a interactuar con el mismo de forma que se disuelven y quedan como iones. Considérese. la expresión del producto de solubilidad del equilibrio representado por la ecuación (3) es KC = Kps = [Ba2+][SO42-] (4) . Es decir. establece un equilibrio con una solución saturada de sus propios iones: PbI2(s) Pb2+(ac) + 2I-(ac) (2) De esta forma. Claramente. Puesto que esta ecuación de equilibrio describe la disolución de un sólido. ocurre que no todas las moléculas del sólido se quedan formando parte del mismo. Los sólidos. es decir. por ejemplo. que se define como aquel en el cual un sólido está en equilibrio con una solución saturada de sus propios iones. líquidos y disolventes. 4. pues se tiene un sólido en equilibrio con una solución saturada. se establece un equilibrio heterogéneo muy fuertemente desplazado hacia el reactivo. Kps = 1. lo que indica que sólo se disuelve en agua una cantidad muy reducida del sólido. la reacción (3) dice claramente que para que haya equilibrio deben estar presentes tanto el sólido como sus iones. El valor de la Kps del BaSO4 es de 1. . como es el caso de KNO 3 o del K2Cr2O7. como se observa con el Ce 2(SO4)3. Ag 2CrO4(s). junto con su valor tomado de las tablas de literatura. Ejercicio 2 Escriba el equilibrio de solubilidad y exprese la constante del producto de solubilidad junto con sus respectivos valores de las constantes del producto de solubilidad. [BaSO4]. el equilibrio de solubilidad se escribe Ag2CrO4(s) 2Ag+(ac) + CrO42-(s) Y la constante del producto de solubilidad Kps se expresa. generalmente en sus apéndices o anexos. un número muy pequeño. se encuentran tabulados muchos valores de Kps a 25°C de varios sólidos iónicos. la constante del producto de solubilidad Kps es la constante de equilibrio del equilibrio existente entre un soluto iónico sólido y sus iones en una disolución acuosa saturada. hay unas cuantas excepciones a esta regla. por lo que debe estar presente algo de BaSO4(s) para que el sistema esté realmente en equilibrio. Nota: los valores de Kps se encuentran en tablas en los textos. En los libros de texto. para los compuestos siguientes: (a) Carbonato de bario (b) Sulfato de plata (c)Hidróxido de Manganeso (II) (d) Fosfato de calcio (e) Yoduro de mercurio (I). En general. la solubilidad aumenta al incrementarse la temperatura. La gráfica que relaciona la variación de la solubilidad de un sólido en un solvente al cambiar la temperatura se llama una curva de solubilidad. así: Kps = [Ag+]2[CrO42-]. 5. para un sólido insoluble en agua como el Cromato de plata. Como ejemplo. En la figura 6 se muestra este efecto sobre la solubilidad de varias sustancias iónicas en agua.2 x 10-12. cuya curva de solubilidad tiende hacia abajo al aumentar la temperatura. Sin embargo. Efecto de la temperatura sobre la solubilidad: Curvas de solubilidad La solubilidad de la mayor parte de los solutos sólidos en agua aumenta al incrementarse la temperatura de la disolución.No obstante que la concentración del sólido. Observe que.1 × 10-10. se excluye de la expresión de la constante de equilibrio. en general. la solubilidad del CO2 disminuye y CO2(g) escapa de la disolución. y por ello. Esta situación impide la disolución de oxígeno en las capas más profundas y afecta la respiración de todos los organismos acuáticos que necesitan oxígeno. hacia los iones. al aumentar la temperatura de la solución. en la superficie. al aumentar la temperatura. (a) explique por qué el NaCl se disuelve en agua pero no en benceno (C 6H6). Ejercicio 3 Considerando los aspectos energéticos de las interacciones soluto-soluto. hacia el sólido. Si calentamos un vaso de agua fría de la llave. se observarán burbujas de aire en el interior del vaso. y por ello tiende a permanecer sobre el agua fría. Figura 7Curvas de Solubilidad de varios gases en agua en función de la temperatura. solvente-solvente y solutosolvente. Los peces pueden asfixiarse y morir en estas condiciones. el equilibrio de solubilidad se desplaza hacia el reactivo. En contraste con los solutos sólidos. De forma similar. Tomado de la literatura [1]. por lo que se trata de procesos de disolución exotérmicos. lo que aumenta la solubilidad. El efecto es mucho más grave en los lagos profundos porque el agua caliente es menos densa que el agua fría. por lo que aumentar la temperatura hace que el equilibrio de solubilidad se desplace hacia los productos. la solubilidad de los gases en agua disminuye al aumentar la temperatura (Figura 7. con el consecuente descenso de la solubilidad. Tomado de la literatura [1]. Observe que las solubilidades se dan en mili moles por litro (mmol/L) para una presión total constante de 1 atm en la fase gaseosa. El hecho de que muchos sólidos sean más solubles al aumentar la temperatura (figura 6) indica que la disolución de estos sólidos es en general un proceso endotérmico. es decir. arriba).Figura 6Curvas de Solubilidad de varios compuestos iónicos en agua en función de la temperatura. La menor solubilidad del O2 en agua al aumentar la temperatura es uno de los efectos de la contaminación térmica de lagos y ríos. En casos como el del Ce2(SO4)3 lo que se nota es que la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura. (b) ¿Por qué las sustancias iónicas con más alta energía de red suelen ser menos solubles en agua que aquellas con más baja energía de red? . las bebidas carbonatadas pierden CO 2 si se les permite calentarse. Sujete alrededor de la varilla (extremo opuesto al tapón) con dos bandas de caucho. por lo que no hay mayor problema en usar los valores de Kps que aparecen en las tablas de los textos para cálculos. ¿Cuál es la solubilidad molar del Ba(IO3)2? Ejercicio 5 Un volumen de 1. Solubilidad y Kps Es importante distinguir cuidadosamente entre la solubilidad y la constante del producto de solubilidad. Calcule el producto de solubilidad del SrF2. (Ver figura 8) . en especial el Mg2+. La solubilidad molar S es el número de moles del soluto que se disuelven al formar un litro de disolución saturada del soluto (mol/L). tres y cuatro respectivamente (Los tubos deben estar completamente limpios y secos). la solubilidad del Mg(OH) 2 depende en alto grado del pH.0061 g de CaC2O4. Kps. En la solubilidad de este sólido también influyen las concentraciones de otros iones en disolución. tiene un valor único para un soluto dado a cualquier temperatura específica.1 × 10 -2 g de SrF2 por cada 100 mL de disolución acuosa a 25°C. la constante del producto de solubilidad. La solubilidad de una sustancia puede cambiar considerablemente cuando varían las concentraciones de otros solutos. y en el caso de valores de Kps. La solubilidad de una sustancia es la cantidad que se disuelve para formar una disolución saturada. Por ejemplo. el valor de Kps.Calcule la constante del producto de solubilidad de esta sal a 25°C. como cualquier constante de equilibrio. (c) La Kps del Ba(IO3)2 a 25°C es de 6. sólo varía cuando cambia la temperatura.24 × 10-3 mol/L.0 × 10-10. Finalmente. dos. y la suele expresarse como gramos de soluto por litro de disolución (g/L). esta variación con temperatura es tan pequeña que sólo es importante para trabajos de altísima precisión. MATERIALES Y REACTIVOS 1 Varilla de vidrio 1 Tapón de caucho 4 Tubos de ensayo 4 Bandas de caucho (Traerlas los estudiantes) PROCEDIMIENTO 1 Pinza para bureta 1 Pipeta graduada 1 Vaso de precipitados 1 Termómetro Soporte universal 1 Aro 1 Malla de asbesto Nitrato de potasio Agua destilada 1. En cambio.6. marque cuatro tubos de ensayo con los números uno. los tubos de ensayo antes rotulados.00 L de disolución saturada a 25°C de oxalato de calcio (CaC2O4) contiene 0. ¿cuál es la Kps a esta temperatura? (b) Se encuentra que se disuelven 1. ejercicios o problemas de clase. En un tapón de caucho inserte una varilla de vidrio. Ejercicio 4 (a) Si la solubilidad molar del CaF2 a 35°C es de 1. La constante del producto de solubilidad Kps es la constante de equilibrio del equilibrio entre un sólido iónico y su disolución saturada. pese aproximadamente 1. Usando una balanza. 3 y 4.25 gramos.Figura 8 Montaje para establecer la curva de solubilidad 2. 0.0 gramos de nitrato de potasio sobre un papel previamente tarado. respectivamente. y colóquelos en los tubos 2. Agregue con cuidado el reactivo de tal manera que todo su contenido quede en el fondo del tubo número uno.75. .5 y 0. Repita la operación anterior pesando 0. ¿La solubilidad del KNO3(s) es un proceso endotérmico o exotérmico? Argumente su respuesta. 6. 4. coloque en su informe la Tablas 1 debidamente diligenciada con sus resultados. 5. ¿Sus resultados muestran este comportamiento? 2. caliente el agua y con la ayuda de un alambre de cobre agite las soluciones de los tubos hasta disolución completa del nitrato de potasio. Mida lo más cuidadosamente posible un mililitro de agua destilada con la pipeta graduada y adiciónelo a cada tubo de ensayo. sea en Excel o en Origin o en el software que prefiera. ¿Por qué esto se nota o no en sus resultados? 3. Coloque 200 mililitros de agua en el vaso de precipitados. ¿Por qué los otros tres tubos si muestran cristalización posterior al calentamiento inicial. ¿Qué aprende en esta práctica acerca de los equilibrios y las curvas de solubilidad? .3. Tabla 1 Resultados Peso de KNO3 g 1. Estrictamente hablando. Es muy probable que el tubo que menos sólido disuelto tenía nunca le muestre cristalización posterior al calentamiento inicial. sumerja los tubos de ensayo hasta la mitad (Ver figura 8). y el tubo de menor concentrado de soluto. Suspenda el calentamiento y repita el procedimiento anterior pero por enfriamiento. ambas para el KNO 3(s). la temperatura de solubilidad que encuentre en cada tubo debería ser la misma temperatura de cristalización. Se espera que la solubilidad del KNO3 aumente con la temperatura. Comparando la curva de solubilidad que usted obtuvo con una de literatura. Trace las gráficas de solubilización y de cristalización para la experiencia llevada a cabo. Tener en cuenta que el calentamiento se realiza hasta la disolución del contenido del último de los tubos.75 Volumen de agua (1 mL) Concentración (g/mL) Temperatura Solubilidad (ºC) Tiempo (s) Temperatura Cristalización (ºC) Tiempo (s) RESULTADOS Y DISCUSIÓN Primero. Luego. registrando los tiempos y temperaturas de cristalización. Durante el proceso registre tiempos y temperaturas de solubilización en cada uno de los tubos. sin olvidar demarcar bien los ejes de sus gráficas y nombrarlas adecuadamente. utilice sus resultados para responder las siguientes preguntas: 1. ¿Por qué su curva es o no parecida a lo encontrado en la literatura? 5. Introduzca un termómetro en el vaso.50 1. 6.00 0.25 1. no? 4. . INFORME Realice su informe siguiendo las indicaciones de su docente. Grawhill. E. Pearson Educación. E. [3] Harvey.LeMay.R.. deberán ser dos las conclusiones que presente en su informe.CONCLUSIONES Como son dos los objetivos de la práctica. editorial.com . B. USA (2000). L. Compare mediante ejemplos los conceptos de solubilidad.Editorial Mc. B. C.:ChemistryThe Central Science. McGraw Hill. 2001 5. Calcúlese el producto de solubilidad de la sal. Madrid. T. Novena edición 2004. WEST & HOLLER. Quinta edición.fichasdeseguridad. La solubilidad molar del sulfato de plata es 0. Explique la diferencia entre la solubilidad y el producto de solubilidad de una sustancia ligeramente soluble en agua como el sulfato de bario. www. Bursten.Murphy.. Merck. solubilidad molar y producto de solubilidad. 2001 4.Química general Universitaria . E. 5.Burdge. ¿Cómo se puede predecir si un precipitado se formará cuando se mezclan dos disoluciones? 2. Editorial Mc. Bursten. Grawhill.. L. WHITTEN .015 M.: Química: La ciencia central. J. 139. BROWM Theodore.Capítulo 4. J. D. 11thEdition (2009).. Capítulos 4 y 13. Describa cinco aplicaciones de los equilibrios de solubilidad en la vida diaria. edición. México 2003. Pearson Educación. H. Química Analítica. Entregue su informe impreso y a tiempo.. CUESTIONARIO Consulte la literatura para responder las siguientes preguntas: 1. 9 Edición (2004). LITERATURA RECOMENDADA [1] Brown. 6a. México. H. SKOOG. México DF. Editorial Prentice Hall. Jr. T. o en aplicaciones científicas o tecnológicas. 4. Séptima edición. 1.: Modern Analytical Chemistry. como en alimentos.. E. presentándolas como su docente le haya indicado hacerlo. www. [2] Brown. objetos de uso común o personal. Química. International edition.com 6.. 156-158.LeMay. CHANG RAYMOND. 2. Química la ciencia central. McGraw Hill. México DF. Jr. 3. 3. Nunca dirija hacia sus compañeros un tubo de ensayo que esté calentándose o en el que se esté efectuando una reacción.  El botiquín de emergencia. Si algún material corrosivo le afecta las manos o la ropa aplique también agua abundantemente. Para reconocer olores de las sustancias coloque la boca del frasco lejos de su cara y abanique con su mano el olor. y usar estrictamente la cantidad pedida. base o fuego. Cuando por accidente una sustancia química llega a su boca.  Las puertas de salida. Utilice una pera o un pipeteador mecánico para transvasar líquidos. Cualquier quemadura con ácido. Nunca caliente un líquido en un recipiente cerrado. lávese al instante con abundante agua y consulte de inmediato con el médico. requiere que se ponga la parte afectada bajo el chorro de agua fría durante 15 minutos. Avisar inmediatamente al docente cualquier percance que le ocurra. enjuáguela con solución de bicarbonato de sodio diluida y luego aplique una crema apropiada. por ejemplo sulfaplata.  Lava ojos Experimentos que no estén en estas guías nunca podrán efectuarse sin la aprobación y consentimiento del docente. porque el contenido podría salpicarle los ojos. Jamás observe por encima un tubo de ensayo o un vaso en el que se esté efectuando una reacción.FIN DE LAS GUÍAS DEL LABORATORIO DE QUÍMICA EXPERIMENTAL II. por pequeño que sea. enjuague el área quemada con agua fría y luego aplique una crema apropiada. Si algo le cae en los ojos. Hay que seguir las instrucciones cuidadosamente y leer las etiquetas de cada frasco para asegurarse de tomar el reactivo correcto. Por ningún motivo saboree las sustancias químicas. En caso de una quemadura con ácido concentrado. Todas las operaciones en que se desprenden humos o escapen gases deben hacerse en las vitrinas de extracción destinadas para ese efecto. En caso de una quemadura con ácido diluido. ANEXO 1 FUNDACIÓN UNIVERSIDAD DE AMÉRICA Coordinación General de Laboratorios NORMAS GENERALES DE SEGURIDAD Trabajar cuidadosamente para evitar accidentes que además pueden lesionar a sus compañeros. por ejemplo sulfaplata. . El alumno deberá inspeccionar en que sitios del laboratorio se encuentran:  Los extinguidores. nunca succione con la boca.  Ducha de seguridad. nunca enjuague el área quemada con agua fría. Nunca inhale fuertemente los olores. enjuáguese con abundancia de agua. En la medida de lo posible. Los residuos de SODIO y POTASIO se destruyen con alcohol jamás se deben tirar a la caneca o a las cañerías de desagüe. por lo tanto no debe estar prendido sino solamente en el momento de ser usado.En caso de una quemadura con una base concentrada. Si es grave. Siempre que use la pipeta enjuáguela antes de introducirla en otra solución. Cuando se inflame una sustancia líquida contenida en un vaso o cápsula. Si usted derrama líquidos limpie inmediatamente. Al final del trabajo. con la cual se extingue el fuego. deberá informarse de las medidas de seguridad. Una vez termine su práctica. tape la boca de éstos con un vidrio de reloj o malla de asbesto. Nunca agregue agua al ácido. . así como las recomendaciones específicas para su realización. Minimice al máximo el uso de llama directa. enjuague el área quemada con agua fría y luego aplique una crema apropiada. Para cada experimento a realizar el alumno. Todos los residuos sólidos tales como papeles de filtro pedazos de vidrio puntillas. deben llevarse a las canecas. En los trabajos con sustancias explosivas. pesa-sustancias o vasos de precipitados. Nunca ponga en contacto un ácido concentrado con una base fuerte. Las sustancias solubles en agua se pueden botar en los vertederos. fósforos. Nunca coloque sustancias directamente sobre los platillos de la balanza. aleje sus objetos personales pues ellos interfieren con su trabajo y pueden ser dañados. En caso de una quemadura. Diluya éste adicionándolo lentamente al agua con constante agitación. sobre el manejo y la toxicidad de los reactivos. para impedir la entrada de aire. cubrir con gasa y llevar inmediatamente al médico. En caso de cortadura pida ayuda al docente o al monitor. Nunca tome. regrese los implementos usados al almacén perfectamente lavados. si es leve. cerciórese de que los registros del agua y del gas estén bien cerrados y los aparatos eléctricos desconectados. enjuáguela con solución de ácido bórico diluido y luego aplique una crema apropiada. Use los vidrios de reloj. por ejemplo Sulfaplata. haga lo mismo con la espátula después de usarla. por ejemplo sulfaplata. Lave sus manos SIEMPRE antes de salir del laboratorio. inflamables y venenosas se debe manejar la mínima cantidad posible. Su mechero puede causar fuegos serios. nunca enjuague el área quemada con agua fría. En caso de incendio proceda a cerrar las llaves del gas y no trate de dominar el fuego antes de ponerse a salvo. cambie el calentamiento con llama por calentamiento a través de baños termostatados o planchas de calentamiento. EL ÁCIDO NÍTRICO corroe las tuberías y por lo tanto no se deben arrojar en ellas. Mantenga su área de trabajo siempre limpia y seca. Las bases fuertes también deben diluirse de igual forma. previamente diluidas. coma o fume en el laboratorio. Todo desperdicio de ácidos concentrados debe verterse en las canecas de arena. Evite el pánico cuando ocurra una anomalía. que se pueden consultar en la Coordinación General de Laboratorios. cada metal debe recogerse por separado T Residuos inorgánicos sólidos K Almacenamiento separado de restos de vidrio. Deben utilizarse recipientes que resistan los requerimientos orgánicos que se esperan. Los recipientes que los contienen deben mantenerse cerrados. La gran mayoría de los disolventes orgánicos son volátiles e inflamables y al trabajar con ellos deberá hacerse en lugares ventilados y nunca cerca de una llama. Queda totalmente prohibido tener encendidos aparatos electrónicos. en lugares frescos y secos. metal y plástico Los recipientes deben estar caracterizados y provistos de los símbolos de peligrosidad R. de tamaño adecuado según desechos generados y almacenarlos por tiempo reducido para evitar fugas. según la naturaleza química de los mismos. ANEXO 2 DISPOSICIÓN DE RESIDUOS Los residuos de laboratorio deben ser almacenados para su posterior eliminación en envases separados. A Solventes orgánicos y soluciones de sustancias orgánicas que no contienen halógenos B Solventes orgánicos y soluciones de sustancias orgánicas que contienen halógenos C Residuos sólidos orgánicos de productos químicos de laboratorio D Soluciones salinas. Recipientes para solventes orgánicos. colocados en sitios ventilados.Los remanentes de reactivos utilizados no deben regresarse a los envases originales. así como de sales metálicas F Compuestos combustibles tóxicos G Mercurio y residuos de sales inorgánicas de mercurio H Residuos de sales metálicas regeneradles. El pH se debe ajustar entre 6-8 E Residuos Inorgánicos tóxicos. aparatos blackberry o computador portátil al interior del laboratorio. a prueba de rotura. consejos de prudencia. 1 www.com . y deben manejarse con pipetas y espátulas limpias y secas. celulares. con cierre adecuado para gases líquidos (evitando evaporación). El uso de los mismos queda totalmente sujeto a la orden del docente.Merck. riesgo específico o S. Leer cuidadosamente los protocolos sobre el Uso de los Laboratorios en donde se amplían aún más la información y normas acá contenidas. Tener en cuenta las propiedades químicas y que compuestos deben evitarse1. Queda prohibida la visita de personas ajenas a la práctica que se realiza. si contienen halógenos se pasan a categoría B. fase acuosa categoría D. En la desactivación de los productos reactivos hay que tener mucha pre-caución pues se pueden generar reacciones violentas. Disolventes halogenados impuros o mezclados. Comprobar el pH. A continuación se numeran algunas recomendaciones para eliminación de residuos: 1. residuos sólidos son categoría C. Son Categoría A o respectivamente B. Neutralizar con ácido clorhídrico diluido ó ácido sulfúrico diluido. el trabajo debe ser realizado por personal especializado. Los aldehídos hidrosolubles pueden transformarse en los productos bisulfíticos mediante una solución acuosa concentrada de hidrógenosulfatode sodio.Se recomienda tener siempre disponibles los recipientes colectores: Recipientes para residuos de solventes orgánicos Recipiente para residuos acuosos o aguas contaminadas Recipientes para residuos con ácidos y lejías Recipientes para residuos sólidos Recomendaciones para la eliminación de residuos Es necesario desactivar los residuos químicos antes de almacenarlos. Disolventes orgánicos exentos de halógenos. Categoría A. La fase orgánica categoría A. Las soluciones acuosas de: Ácidos orgánicos pueden neutralizarse cuidadosamente con hidrogeno carbonato de sodio. No utilizar recipientes de aluminio. caracterizando como inflamable. 2. Los ácidos carboxílicos aromáticos pueden precipitarse con ácido clorhídrico diluido y succionarse: El precipitado es categoría C y el filtrado categoría D. Los compuestos de organo elementos sensibles a la hidrólisis. 6. que generalmente están disueltos en solventes orgánicos. Categoría B. cuidadosamente y agitando bajo la campana extractora con la . Los nitrilos mercaptanos pueden oxidarse agitando durante varias horas con hipo clorito de sodio un exceso de oxidante puede destruirse con tiosulfato de sódico. 5. se añaden gota a gota. 4. y con la seguridad adecuada. 3. 8. ó hidróxido de sodio y controlar el pH antes de depositar en un recipiente D. Reactivos orgánicos líquidos no reactivos categoría A. con el propósito de transformar pequeñas cantidades de productos químicos reactivos en productos derivados menos agresivos o más inocuos asegurando un almacenaje y eliminación segura. si el residuo es clorado no utilizar recipientes de acero especial. Bases orgánicas y aminas en forma disuelta: categoría A o respectivamente B. 7. Los ácidos inorgánicos y sus anhídridos. Se neutraliza con solución de hidróxido sódico. . fosgeno.Fase orgánica: categoría A. sobre un exceso de metanol. Seguidamente se neutraliza con solución de hidróxido sódico. bajo buena agitación. Los gases ácidos (bromuro de hidrógeno. Para acelerar la reacción pueden añadirse unas gotas de ácido clorhídrico. antes del vaciado controlar el valor del pH.ventana frontal de vidrio cerrada. y desactivarse sin peligro con cloruro de Hierro (II). 10. Como el ácido sulfúrico fumante/el ácido sulfúrico otros anhídridos también pueden ser goteados en su respectivo ácido. El ácido sulfúrico fumante se gotea cuidadosamente en ácido sulfúrico 40 %. sin problemas. Antes del vertido a categoría D controlar el valor del pH. introducido directamente al canal extractor. 11. cloro. Residuos orgánicos categoría A o B. en soluciones acuosas y solventes orgánicos. Después de enfriar el ácido sulfúrico altamente concentrado obtenido. controlar el valor del pH. Después de acabado el desprendimiento de gases debería agitarse todavía durante una hora añadiendo un exceso de agua. 12. Los peróxidos orgánicos pueden detectarse. comprobar el valor del pH. Tener siempre cantidades suficientes de hielo a mano a efectos de refrigeración. para transformarlos en los ésteres metílicos. Antes del vaciado en categoría Do E. 13. si es necesario. Antes del vertido a categoría B. cuidadosamente. se diluyen introduciéndolas y agitando cuidadosamente en agua. dado el caso caracterizar como "inflamable". gota a gota mediante un embudo de decantación y agitando intensamente. Seguidamente se neutralizan con ácido sulfúrico. añadiéndolos bajo agitación. Los compuestos combustibles caracterizados como cancerígenos y como "muy tóxicos" o respectivamente "tóxicos" (aparte de disolventes): categoría F. en agua con hielo. Los halogenuros de ácido. Para su desactivación pueden añadirse. Soluciones neutras de estas sales: categoría D. Antes del vertido a categoría D controlar el valor pH con varillas indicadoras universales. se procede como arriba para su neutralización. se diluyen o respectivamente se hidrolizan previamente. solución acuosa categoría D. fase acuosa: categoría D. Sales inorgánicas: categoría I. Las bases inorgánicas y alcoholatos. a una solución concentrada de amoníaco enfriada con hielo.Los sulfatos de alquilos son cancerígenos: evitar a toda costa la inhalación y cualquier contacto con la piel. gota a gota. dióxido de azufre) se pasan por una solución de sosa cáustica y se siguen tratando como "ácidos inorgánicos" después de neutralización. cloruro de hidrógeno y yoduro de hidrógeno. se pueden añadir. según el caso. en 1-butanol Los gases combustibles que se desprenden se pasan mediante un tubo flexible. 9. Los peróxides puros pueden disolverse en un solvente adecuado y desactivarse igualmente con cloruro de Hierro(II). 14.