guiones prácticas 2011-12

GUIONES DE LAS PRÁCTICAS

DE LA ASIGNATURA

EXPERIMENTACIÓN EN QUÍMICA I

Curso 2011-2012

Grado en Ingeniería Química Industrial

Departamento de Ingeniería Química

Escuela Politécnica Superior

Universidad de Sevilla

Experimentación en Química I – Curso 2011/2012

PRÁCTICA 1SEGURIDAD EN EL LABORATORIO. MATERIAL BÁSICO DE LABORATORIO.

NORMAS GENERALES DE LA ASIGNATURA. INFORME DE PRÁCTICAS.

PARTE 1.- SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

1.1.- INFORMACIÓN

1. Infórmate sobre las medidas básicas de seguridad. El trabajo en el laboratorio exige conocer una serie de medidas básicas de seguridad que son las que se intentan recoger en este apartado.

2. Presta atención a las medidas específicas de seguridad. Las operaciones que se realizan en algunas prácticas requieren informaciones específicas de seguridad. Estas instrucciones son dadas por el profesor y/o recogidas en el guión correspondiente de la práctica. Debes prestarle una especial atención.

3. Lee las etiquetas de seguridad. Las botellas de reactivos contienen pictogramas y frases que informan sobre su peligrosidad, su uso correcto y las medidas a tomar en caso de ingestión, inhalación, etc. Algunos equipos pueden contener información del mismo tipo. Lee siempre detenidamente esta información y ten en cuenta en las especificaciones que se señalan de ella.

4. Localiza los dispositivos de seguridad en el laboratorio. Estos dispositivos son elementos tales como extintores, lavaojos, ducha de seguridad, salidas de emergencia, etc. Infórmate sobre su funcionamiento.

5. En caso de duda, consulte con el profesor. Cualquier duda que tengas, consúltala con el profesor. Recuerda que no está permitido realizar ninguna experiencia no autorizada por tu profesor.

1.2.- PROTECCIÓN

Utiliza los equipos de protección cuando se requiera.

1. Cómo ir vestido en el laboratorio. El uso de bata es obligatorio en el laboratorio (bata blanca standard con una composición 67% en poliéster y 33% de algodón). No es aconsejable llevar minifalda ni pantalones cortos, ni tampoco medias, ya que las fibras sintéticas en contacto con determinados productos químicos se adhieren

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a la piel. Se recomienda llevar zapatos cerrados y no sandalias. Los cabellos largos pueden suponer un riego que puede evitarse fácilmente llevando el pelo recogido.

2. Cuida tus ojos. Los ojos son particularmente susceptibles de daño por agentes químicos. Siempre que se esté en un laboratorio con riesgo de daño en los ojos debe utilizarse gafas de seguridad. No lleves lentes de contacto al laboratorio, ya que en caso de accidente, pueden agravar las lesiones oculares.

3. Usa guantes. Cuando trabajes con sustancias corrosivas o tóxicas es obligatorio el uso de guantes.

1.3.- TRABAJAR CON SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

1. Normas higiénicas. No comas ni bebas en el laboratorio, ya que es posible que los alimentos o bebidas se hayan contaminado. Lávate las manos siempre después de hacer un experimento y antes de salir del laboratorio. Por razones higiénicas y de seguridad, está prohibido fumar en el laboratorio. No inhales, pruebes o huelas productos químicos si no estás debidamente informado. Nunca acerques la nariz para inhalar directamente desde un tubo de ensayo.

2. Trabaja con orden y limpieza. Recuerda que el orden es fundamental para evitar accidentes. Mantén el área de trabajo ordenada, sin libros, abrigos, bolsas, exceso de botes de productos químicos y cosas innecesarias e inútiles. Mantén las mesas y vitrinas extractoras siempre limpias. Se tienen que limpiar inmediatamente todos los productos químicos derramados. Limpia siempre perfectamente el material y aparatos después de su uso.

3. Actúa responsablemente. Trabaja sin prisas, pensando en cada momento lo que se está haciendo y con el material y reactivos ordenados. No se debe gastar bromas, correr, jugar, empujar, etc., en el laboratorio. Un comportamiento irresponsable puede ser motivo de expulsión inmediata del laboratorio y de sanción académica.

4. Atención a lo desconocido. No utilices ni limpies ningún frasco de reactivos que haya perdido su etiqueta. Entrégalo inmediatamente al profesor. No sustituyas nunca, sin autorización previa del profesor, un producto químico por otro en un experimento. No utilices nunca un aparato o equipo sin conocer perfectamente su funcionamiento.

1.4.- PRECAUCIONES ESPECÍFICAS EN UN LABORATORIO DE QUÍMICA

1. Manipulación del vidrio. Nunca fuerces un tubo de vidrio. En caso de rotura, los cortes pueden ser graves. El vidrio caliente debe dejarse encima de una plancha o similar hasta que se enfríe. Desafortunadamente, el vidrio caliente no se distingue del frío; si tienes dudas, usa unas pinzas o tenazas. No uses nunca material de vidrio que esté agrietado o roto. Deposita el material de vidrio roto en un contenedor especial para ello, no en la papelera.

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2. Manipulación de productos químicos. Los productos químicos pueden ser peligrosos por sus propiedades tóxicas, corrosivas, inflamables o explosivas. Muchos reactivos, particularmente los disolventes orgánicos, arden en presencia de una llama. Otros pueden descomponerse explosivamente con el calor. No inhales los vapores de productos químicos. Trabaja en una vitrina extractora siempre que uses sustancias volátiles. Si aún así se produjera una concentración excesiva de vapores en el laboratorio, abre inmediatamente las ventanas. Si en alguna ocasión tienes que oler una sustancia, la forma apropiada de hacerlo es dirigir un poco del vapor hacia la nariz. No acerques la nariz para inhalar directamente del tubo de ensayo. Está terminantemente prohibido pipetear reactivos directamente con la boca. Usa siempre un dispositivo especial para pipetear líquidos.

3. Utilización de mecheros de gas. Si usas un mechero Bunsen, u otra fuente intensa de calor, aleja el mechero de los botes de reactivos químicos. No calientes nunca líquidos inflamables con un mechero. Cuando no lo estés usando cierra la llave del mechero y la llave de paso de gas. Si hueles a gas, no acciones interruptores ni aparatos eléctricos, no enciendas cerillas o mecheros, abre puertas y ventanas, y cierra la llave general de laboratorio.

4. Transporte de reactivos. No transportes innecesariamente los reactivos de un sitio a otro del laboratorio. Las botellas se transportan siempre cogiéndolas por el fondo, nunca del tapón.

5. Calentamiento de líquidos. No calientes nunca un recipiente totalmente cerrado. Dirige siempre la boca del recipiente en dirección contraria a ti mismo y a las demás personas cercanas.

6. Riesgo eléctrico. Para evitar descargas eléctricas accidentales, siga exactamente las instrucciones de funcionamiento y manipulación de los equipos. No enchufe nunca un equipo sin toma de tierra o con los cables o conexiones en mal estado. Al manipular en el interior de un aparato, compruebe siempre que se encuentra desconectado de la fuente de alimentación.

1.5.- QUE HACER EN CASO DE ACCIDENTES: PRIMEROS AUXILIOS

En caso de accidente, avisa inmediatamente al profesor. En caso de gravedad llamar al servicio de emergencias. De ser necesario puede utilizarse además el teléfono de información toxicológica (91-5620420).

1. Fuego en el laboratorio. Evacuad el laboratorio siguiendo las indicaciones del profesor. Si el fuego es pequeño y localizado, apagadlo utilizando un extintor adecuado, arena, o cubriendo el fuego con un recipiente de tamaño adecuado. No uséis agua para extinguir un fuego provocado por la inflamación de un disolvente.

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2. Fuego en el cuerpo. Si se te incendia la ropa, grita inmediatamente para pedir ayuda. Tiéndete en el suelo y rueda sobre ti mismo para apagar las llamas. No corras ni intentes llegar a la ducha de seguridad si no está muy cerca de ti. Es tu responsabilidad ayudar a alguien que se esté quemando. Cúbrele con una manta antifuego, condúcele hasta la ducha de seguridad, si está cerca, o hazle rodar por el suelo. Nunca debe utilizarse el extintor sobre una persona. Una vez apagado el fuego, mantén a la persona tendida, procurando que no coja frío y proporcionándole asistencia médica.

3. Quemaduras. Las pequeñas quemaduras producidas por material caliente, baños, placas o mantas calefactoras, etc., se tratarán lavando la zona afectada con agua fría durante 10-15 minutos. Las quemaduras más graves requieren atención médica inmediata.

4. Cortes. Los cortes producidos por la rotura de material de cristal son un riesgo común en los laboratorios. Estos cortes se tienen que lavar bien, con abundante agua corriente, durante 10 minutos como mínimo. Si son pequeños y dejan de sangrar en poco tiempo, lávalos con agua y jabón, aplica un antiséptico y tápalos con una venda o apósito adecuado. Si son grandes y paran de sangrar, requiere asistencia médica inmediata.

5. Derrame de productos químicos sobre la piel. Los productos químicos que se hayan vertido sobre la piel han de ser lavados inmediatamente con agua corriente abundante, como mínimo durante 15 minutos. Las duchas de seguridad instaladas en los laboratorios serán utilizadas en aquellos casos en que la zona afectada del cuerpo sea grande y no sea suficiente el lavado en un fregadero. Es necesario sacar toda la ropa contaminada a la persona afectada lo antes posible mientras esté bajo la ducha. Recuerda que la rapidez en el lavado es muy importante para reducir la gravedad y la extensión de la herida. Proporciona asistencia médica a la persona afectada.

6. Actuación en caso de producirse corrosiones en la piel. Si la corrosión se produce por ácidos, corta lo más rápidamente posible la ropa. Lava con agua corriente abundante la zona afectada y avisa a tu profesor.

7. Actuación en caso de producirse corrosiones en los ojos. En este caso es esencial el tiempo (menos de 10 segundos). Cuanto antes se lave el ojo, menos grave será el daño producido. Lava los dos ojos con agua corriente abundante durante 15 minutos como mínimo en una ducha de ojos, y, si no hay, con un frasco para lavar los ojos. Es necesario mantener los ojos abiertos con la ayuda de los dedos para facilitar el lavado debajo de los párpados. Es necesario recibir asistencia médica, por pequeña que parezca la lesión.

8. Actuación en caso de ingestión de productos químicos. Antes de cualquier actuación concreta pide asistencia médica. Si el paciente está inconsciente, ponlo

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tumbado, con la cabeza de lado. Tápalo para que no tenga frío. No lo dejéis solo. No hacerlo ingerir líquidos ni provocar el vómito.

9. Actuación en caso de inhalación de productos químicos. Conduce inmediatamente a la persona afectada a un sitio con aire fresco. Requiere asistencia médica lo antes posible.

PICTOGRAMAS Y CLASIFICACIÓN DE PELIGROSIDAD

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1.6.- ELIMINACIÓN DE RESIDUOS

La Universidad de Sevilla (Unidad de Residuos y Medio Ambiente del Servicio de Mantenimiento) tiene previsto un plan de recogida de los residuos que no deben ser vertidos al alcantarillado o depositarse en las papeleras.

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Así, el material de vidrio roto sólo se tirará en los recipientes destinados a tal fin. Los papeles y desperdicios se tirarán a la papelera.

Los productos químicos tóxicos se tirarán en contenedores especiales para este fin. No tires directamente al fregadero productos que reaccionen con el agua (sodio, hidróxido, amiduros, halogenuros de ácido), o que sean inflamables (disolventes), o que huelan mal (derivados de azufre) o que sean lacrimógenos (haluros de bencilo, halocetonas), o productos que sean difícilmente biodegradables como el cloroformo (todos los polihalogenados).

Las sustancias líquidas o disoluciones que puedan verterse al fregadero, se diluirán previamente, sobretodo si se trata de ácidos y bases. No deben tirarse al fregadero productos o residuos sólidos que puedan atascar las tuberías. Deposita los residuos sólidos en el recipiente adecuado.

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PARTE 2.- MATERIAL DE LABORATORIO

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PARTE 3.- NORMAS GENERALES DE LA ASIGNATURA

3.1.- ANTES DE EMPEZAR

El profesor encargado comprobará que el alumno ha leído el guión correspondiente, ha repasado los conceptos teóricos necesarios y ha contestado a las cuestiones previas, si las hubiere. A continuación, el profesor encargado hará las indicaciones correspondientes para el buen desarrollo de la misma y esquematizará, si fuera necesario, algunos conceptos generales importantes.

3.2.- DURANTE LAS PRÁCTICAS

Las prácticas se realizarán por parejas y se ruega al alumno ser puntual, así como no ausentarse del laboratorio sin permiso. Durante la práctica deberá elaborar el cuaderno de prácticas, el cual el profesor podrá solicitar en cualquier momento. Trabaje siempre en su mesa, salvo si debe usar campana de gases. La mesa de trabajo ha de mantenerse siempre limpia, estando los reactivos en la balanza, campana de gases o el lugar designado.

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3.3.- AL ACABAR

Limpie perfectamente la mesa y todo el material y, a continuación, coloque el material en su lugar correspondiente.

3.4.- CUADERNO DE LABORATORIO

El cuaderno de laboratorio sirve para tomar nota inmediata de todas las observaciones experimentales, de forma breve pero concisa y clara. No deben emplearse hojas sueltas que puedan perderse sino un cuaderno. Las anotaciones se deben hacer directamente en el cuaderno, no en sucio para pasarlas luego a limpio. No se deben omitir ni los datos cuantitativos ni los cualitativos. A continuación se indican algunos consejos de cómo debe llevarse el cuaderno de laboratorio:

1. Al comienzo de cada sesión de laboratorio, anote en el cuaderno de laboratorio, la sesión de práctica correspondiente, la fecha y el título de la práctica que va a desarrollarse.

2. Anote las características de cada uno de los reactivos utilizados en la práctica, incluyendo su pureza, grado de hidratación, densidad, así como cualquier otro dato de la etiqueta que considere de interés.

3. Anote las cantidades utilizadas de cada uno de los reactivos (masa o volumen) y realice los cálculos oportunos de equivalencia en moles y, en su caso, las densidades y concentraciones. Anote en el cuaderno todos los cálculos realizados.

4. Esquematice el proceso.

5. Anote las características de todos los utensilios utilizados en la práctica y dibuje el material especial utilizado y, sobre todo, los montajes.

6. Escriba su versión del procedimiento operativo, señalando todas aquellas observaciones que hayan merecido su interés.

7. Apunte siempre el color, rendimiento y otras características de los productos sintetizados.

8. Conteste a las cuestiones planteadas en el guión tanto las previas como las posteriores a la práctica. Tomo también nota de las explicaciones dadas por el profesor y, sobre todo, de aquellas advertencias relacionadas con la seguridad de cada una de las prácticas.

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PARTE 4.- CUADERNO DE PRÁCTICAS

El informe de las prácticas de laboratorio de esta asignatura debe ser realizado de forma individual por cada alumno. Dispondrán para su elaboración de una semana y deberá cumplir unas normas básicas de presentación, orden y limpieza. Se realizará con un procesador de texto.

Contenido del informe:

Nombre

Grupo de laboratorio

Asignatura

Práctica correspondiente

Fecha de realización de la práctica

1.- Resumen

En este apartado deberá aparecer en un máximo de 200 palabras un resumen del fundamento teórico, apartado experimental y resultado de la práctica.

2.- Introducción. Fundamento Teórico.

Basándose en el guión de la práctica el alumno tendrá que desarrollar este apartado con apoyo bibliográfico. Las fuentes bibliográficas habrá que numerarlas e indicarlas al final del informe. Se valorará positivamente la utilización de libros y se comprobará la fiabilidad de las fuentes en Internet.

3.- Objetivo de la práctica

Se expondrá el objetivo de la práctica.

4.- Material y Reactivos

En este apartado el alumno tendrá que enumerar las características de los materiales y de los reactivos utilizados en la elaboración de las prácticas. Hay que destacar que en el caso de los reactivos deberá aparecer la casa comercial suministradora del mismo, grado de pureza, grado de hidratación, etc. Si ha tenido que realizar algún montaje para la elaboración de la práctica podrá incluir un esquema del mismo en este apartado.

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5.- Resultados y discusión

En este apartado el alumno describirá los resultados obtenidos en la práctica de acuerdo con los objetivos. Si ha lugar tendrá que exponer la realización de cálculos y presentará los resultados en forma de gráficas o de tablas. Así mismo se discutirán los resultados obtenidos relacionándolos con los apartados anteriores.

6.- Conclusiones

7.- Bibliografía

8.- Cuestiones

Si la práctica contiene cuestiones deberá contestarlas al final del informe.

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PRÁCTICA 2

DETERMINACIÓN DE MASAS, VOLÚMENES Y DENSIDADES. PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES.

PARTE 1.- BALANZAS

1.1.- INTRODUCCIÓN

Una de las primeras operaciones que se realiza en un laboratorio es la de pesar una sustancia para determinar su masa. Esta operación tiene una importancia primordial, pues de ella depende por ejemplo que una disolución tenga la concentración adecuada, que el rendimiento de una reacción sea positivo o negativo...

La masa de un cuerpo es una medida de la cantidad de materia que contiene. Su valor es invariable. El peso es una medida de la fuerza con que el cuerpo es atraído por la Tierra. Dado que la fuerza de la gravedad varía con la altitud y latitud terrestre, su valor también varía. Se suele determinar por comparación de su peso con el peso de un cuerpo cuya masa se conoce. Esto se lleva a cabo utilizando la balanza.

En un laboratorio existen distintos tipos de balanzas y el uso de una u otra dependerá de la magnitud del peso a medir. Generalmente la precisión de una balanza está relacionada con su capacidad.

1.2.- OBJETIVOS

Conocimiento y manejo de la balanza.

1.3.- CÓMO PESAR REACTIVOS SÓLIDOS

Los reactivos sólidos NUNCA deben ponerse directamente sobre el platillo de la balanza, ya que esto podría conducir no sólo a la contaminación del sólido, sino incluso, en algunos casos, al deterioro del plato de la balanza por corrosión.

o Vea las instrucciones de uso y características concretas de la balanza que va a

utilizar.

o Tome el frasco del reactivo deseado.

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o Lea dos veces la etiqueta que indica el nombre del producto antes de usarlo. Una

equivocación conduce no sólo a resultados inexplicables en nuestros

experimentos, sino, a veces, a accidentes.

o Pese con la mayor precisión que le sea posible un recipiente limpio y seco (vidrio

de reloj, vaso de precipitados, pesa sustancias...) y anote la lectura o tare la

balanza.

o Agregue al recipiente anterior el sólido a pesar. Para extraer el sólido a pesar de su

frasco utilice una espátula o una cuchara, añadiéndolo al recipiente directamente o

ayudándose de una varilla u otra espátula. Debe estar seguro de que la espátula

que utiliza está completamente limpia y seca. Tape el frasco inmediatamente

después de extraer el reactivo para evitar la entrada de polvo o humedad.

o Pese de nuevo con cuidado el recipiente y reactivo agregado. Anote la lectura.

Figura 1.- Balanza analítica Figura 2.- Granatario

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No retorne nunca el posible exceso de producto al bote original de reactivo, ya que podría impurificarlo.


PARTE 2.- MEDIDA DE VOLÚMENES Y DENSIDADES

2.1.- INTRODUCCIÓN

Medida de volúmenes de sólidos

La determinación del volumen de un sólido regular queda reducida a verificar algunas medidas de longitud; posteriormente se calcula el volumen con ayuda de las expresiones matemáticas adecuadas según geometría.

En el caso de sólidos no-geométricos, la determinación de volumen está fundamentada en el principio de Arquímedes. En el caso de sustancias como harinas, semillas... que cuando se sumergen en un volumen se empapan o desmoronan, alterando su volumen, la determinación ha de hacerse por sumersión en aire, utilizando el método volumenométrico basado en la ley de Boyle-Mariotte.

Medida de volúmenes de líquidos

La medida del volumen de líquidos implica el conocimiento del material de vidrio. Hay que tener en cuenta que la superficie de un líquido o de una disolución suele adoptar una forma curvada que se conoce con el nombre de “MENISCO” (del griego meni que significa curva) en contacto con las paredes del recipiente que los contiene. El menisco se debe a la tensión superficial del líquido, y que sea cóncavo o convexo depende entre otros factores de que las fuerzas cohesivas (interacciones líquido-líquido) sean menores o mayores que las fuerzas adhesivas (interacciones líquido-sólido). La mayoría de los líquidos y disoluciones adoptan meniscos cóncavos.

Para medir el volumen con exactitud debe situarse de modo que su ojo esté horizontal a la superficie del líquido.

Figura3.- Menisco aforado

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2.2.- OBJETIVOS

Determinar el volumen de cualquier sólido. Método de la probeta graduada.

2.3.- MATERIALES Y REACTIVOS

Reactivos: Agua. Materiales: Probeta graduada y sólido no-geométrico.

2.4.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Método de la probeta graduada. Se toma una probeta limpia y se añade agua hasta la mitad aproximadamente, anotándose la lectura de enrase. Seguidamente se sumerge con cuidado el sólido cuyo volumen se va a determinar. La diferencia de niveles medida en cm3 indica el volumen del sólido.

PARTE 3.- MEDIDAS DE DENSIDADES DE UNA DISOLUCIÓN. DISOLUCIÓN DE UNA SAL EN AGUA. VARIACIÓN DEL VOLUMEN DURANTE LA DISOLUCIÓN.

3.1.- OBJETIVOS

Comprobar la disminución que se produce durante la disolución de una sal en agua, así como practicar en la determinación de densidades de líquidos.


Reactivos: Cloruro potásico (KCl), agua destilada. Materiales: Balanza de precisión, probeta de 100 mL, picnómetro, embudo de

vidrio, pipeta de 5 mL, termómetro.


Mediante una balanza de precisión se pesan 20 de sal (KCl) y se calcula su volumen a partir su densidad. Esta cantidad de sal se disuelve en un volumen de agua medido con exactitud (próximo a los 80 ml). Se lee el volumen de la disolución resultante, comprobándose que no son aditivos. Seguidamente se determina la densidad efectiva de la disolución resultante mediante un picnómetro o densímetro. El diseño y empleo

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La lectura del enrase ha de realizarse de modo que su ojo esté horizontal a la superficie del líquido.


de este instrumento pone en práctica el conocido principio de Arquímedes de modo que, para que flote sobre la superficie de un líquido, su peso debe ser igual el empuje, es decir:

Conocida la masa del densímetro y el volumen de la parte sumergida puede conocer la densidad del líquido. En la práctica, el densímetro o areómetro dispone de un vástago o cilindro estrecho graduado que nos proporciona la densidad del líquido mediante lectura directa del nivel alcanzado en la superficie del líquido.

PARTE 4.- PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES. MEDIDA Y CÁLCULO DE CONCENTRACIONES.

4.1.- INTRODUCCIÓN

Las disoluciones son mezclas homogéneas formadas por un soluto (que puede ser un sólido, un gas o un líquido) que se dispersa en forma de pequeñas partículas en un disolvente (que también puede ser un sólido, un gas o un líquido). El soluto es la sustancia que se distribuye y se halla en menor proporción que el disolvente, que es el medio en el cual se distribuye.

Soluto y disolvente conservan sus propiedades químicas pero las propiedades físicas (la densidad o el punto de ebullición por ejemplo) son distintas de las de los componentes por separado. La disolución tendrá el estado físico que tenga el disolvente (gas, sólido o líquido).

La concentración nos indica la cantidad de soluto que hay en una cantidad de disolvente.

Algunas formas de expresar la concentración son:

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CUESTIÓN 1.- Calcula la densidad teórica de la muestra sin tener en cuenta la contracción volumétrica

CUESTIÓN 2.- Compare la densidad teórica con la determinada experimentalmente.


Fracción molar de uno de los componentes es el número de moles de dicho componente dividido por el número total de moles de todos los componentes de la disolución.

Porcentaje en peso es el número de gramos de soluto por cada 100 g de disolución.

Molalidad (m) es el número de moles de soluto que hay en 1 kg de disolvente. Molaridad (M) es el número de moles de soluto por cada litro de disolución. Normalidad (N) es el número de equivalentes-gramo de soluto que hay en un litro

de disolución. Partes por millón (ppm) son los miligramos de soluto existentes en un litro de

disolución.

Casi todos los productos químicos que llegan al laboratorio lo hacen en estado sólido o en unas condiciones de concentración (los líquidos) que no permiten, casi nunca, su empleo directo en los experimentos. Por ello, hay que diluir los reactivos líquidos a concentraciones adecuadas o hay que dispersar en un líquido los productos sólidos en cantidades convenientes.

Si se conoce la concentración de una disolución tipo, ésta puede servir como instrumento de medida de elevada precisión.

Todos los aparatos que se empleen en la preparación de disoluciones deben ser de vidrio graduado y muy precisos. Además tienen que estar perfectamente limpios, secos, exentos de grasa, ya que ésta deforma el menisco de la solución y dificulta la lectura correcta del volumen.

4.2.- CÓMO PREPARAR DISOLUCIONES

Preparación de disoluciones a partir de reactivos sólidos

o Se calcula la cantidad de soluto a partir de la concentración de la disolución que se

quiere preparar.

o Se pesa el reactivo sólido en una balanza o en un granatario. La balanza analítica se

utiliza cuando se requiere mayor precisión. Se apunta el valor de la pesada.

o Se introduce el reactivo sólido en el matraz aforado que requiera el volumen que

se quiere preparar. Se puede añadir directamente, pero es conveniente en la

mayoría de los casos diluir previamente el reactivo sólido en una porción adecuada

de disolvente, en un vaso de precipitado, y echar esta disolución resultante en el

matraz.

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o Una vez el soluto está en el matraz (previamente disuelto o no), se añade el resto

del disolvente hasta el enrase del matraz. Por lo general, se añade el disolvente

hasta cerca de la marca del enrase y se añade el resto con un cuenta gotas, una

pipeta o con mucho cuidado.

o Se tapa y se ayuda al mezclado agitando suavemente.

Figura 3.- Pipeta y émbolo Figura 4.- Matraz aforado

o Se calcula la concentración real de la disolución preparada a partir del valor de la pesada realizada.

EJEMPLO

Se quiere preparar 50 mL de una disolución 0,25 M de NaOH.

1. Se mira en el bote o frasco las propiedades del NaOH. Su peso molecular es de 40 g/mol, de modo que para preparar 50 mL de una disolución 0,5 M se necesitarán:

2. Se pesa 0,5 gramos de NaOH en el granatario. Se sitúa un vaso de precipitado (o un vidrio de reloj, papel para pesar etc.) en el granatario, se tara y se va añadiendo lentamente el soluto hasta que marque 0,5 gramos, apuntándose la pesada exacta.

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3. Se echa el soluto en el matraz aforado de 50 mL, y se le añade agua destilada hasta la distancia suficiente como para poder asegurar un buen enrase

4. Se agita hasta que se disuelva la sosa y posteriormente se añade agua destilada muy lentamente con ayuda de una pipeta hasta que quede bien enrasada hasta la marca.

5. Se tapa y se agita suavemente.

Preparación de disoluciones por dilución.

o El primer paso consiste en determinar el volumen de soluto necesario para

preparar la disolución. Se utiliza la siguiente ecuación:

V1 y N1 son el volumen y la normalidad de la disolución original (soluto), y V2 y

N2 el volumen y la normalidad de la disolución que se quiere preparar.

Normalmente se conoce N1, N2 y V2, y hace falta saber el volumen V1 que

debemos coger de la disolución original para que, mediante dilución, se

obtenga la disolución que se quiere preparar.

o Se toma la cantidad de soluto necesaria con una pipeta graduada. Para usar

una pipeta, primero se vierte una cantidad algo superior del soluto necesario

en un vaso de precipitado limpio y seco, nunca se introduce directamente la

pipeta en el bote del reactivo ya que no sólo puede contaminarse sino por

cuestiones de seguridad. Para succionar la sustancia el líquido se utiliza un

émbolo o una pera, nunca con la boca.

o Si por problemas de volumen o de falta de material no se puede utilizar una

pipeta, se utiliza una bureta. Si no es necesaria mucha precisión se puede

utilizar una probeta.

o Se echa el soluto en el matraz correspondiente y se enrasa añadiendo el

disolvente hasta que quede una distancia tal que se pueda asegurar un buen

enrase usando una pipeta (u otro método similar). Es conveniente dejar que la

disolución se homogenice bien antes y después del enrase.25


o Se tapa el matraz y se agita suavemente.

EJEMPLO

Se necesita preparar 200 mL de una disolución 0,1 N de ácido clorhídrico. El único bote del que se dispone en el laboratorio es HCl concentrado comercial. ¿Cuánto volumen se necesita tomar de éste para preparar la disolución?

Peso molecular HCl 36,5 g/molPureza 37 % en peso

Densidad 1190 kg/m3

Primero se expresa la concentración del ácido clorhídrico comercial en molaridad (moles por litro). Teniendo la densidad y el porcentaje en peso:

Ahora basta con aplicar la fórmula vista anteriormente:

4.3.- OBJETIVOS

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Conocimiento de las distintas formas de expresar una concentración. Manejo en la preparación de disoluciones de concentración determinada a

partir de un soluto en estado sólido y a partir de una disolución similar de mayor concentración por dilución.

Se incluyen también las buenas prácticas en la transferencia de un producto sólido a un recipiente, en el trasvase de un líquido, en la pesada de un producto sólido, lectura correcta del volumen de un líquido, utilización de pipeta y utilización de matraz aforado.


Reactivos: Hidróxido sódico, agua. Materiales: Balanza, matraz aforado de 500 ml de capacidad, matraz aforado de

250 ml de capacidad, pipetas de 25 y 50 ml, vaso de precipitados de 500 ml, vasos de precipitado de 50 ml, vidrio de reloj, embudo de vidrio, frasco lavador, varilla de vidrio, espátula, émbolo.


Preparación de una disolución de NaOH 0,5 M

o ¿Qué masa de hidróxido sódico necesitará pesar para obtener 500 ml de

disolución de concentración 0,5 M? Haga los cálculos correspondientes.

o Pese los gramos que ha calculado, siguiendo para ello las instrucciones sobre

cómo manejar un sólido y cómo pesarlo indicadas anteriormente. ANOTE el

valor de la pesada realizada.

o Disuelva el hidróxido sódico con agua destilada, déjelo enfriar y trasváselo a un

matraz aforado limpio y seco de 500 ml de capacidad. ¿Cómo ha llevado a cabo

el trasvase? Explíquelo.

o Diluya con agua destilada, homogeneice la disolución, y añada más agua hasta

lograr el enrase correcto del matraz. ¿Cómo debe realizar el enrase del matraz?

Descríbalo

o ¿Qué concentración tiene, en principio, la disolución que acaba de preparar?

Realice los cálculos correspondientes

o Transcriba los datos que ha puesto en la etiqueta pegada al frasco de la

disolución preparada.

Preparación de una disolución de NaOH 0,1 M a partir de la anterior

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o ¿Qué volumen de la disolución de hidróxido sódico 0,5 M necesitamos tomar y

diluir hasta 250 ml para obtener un hidróxido sódico 0,1 M? Realice los cálculos

correspondientes.

o Mediremos el volumen calculado siguiendo las instrucciones expuestas en los

apartados correspondientes a medidas de volúmenes de líquidos y lo

pondremos en un matraz aforado de 250 ml de capacidad, limpio y seco, y

enrasaremos con agua destilada siguiendo la técnica ya conocida. Trasvase la

disolución preparada a un frasco y etiquétela correctamente.

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CUESTIÓN 3.- ¿Por qué motivo no debe calentarse nunca un matraz aforado, aun

cuando se facilitaría la disolución de sustancias?

CUESTIÓN 4.- ¿En qué sustancias coincide el valor de las concentraciones molares y

normales?

CUESTIÓN 5.- ¿Calcular los gramos de H2C2O4·2H2O necesarios para preparar 100 mL

de una disolución 0,25 N?

CUESTIÓN 6.- Si la pipeta que utiliza está calibrada a 20°C y va a trabajar con una

disolución cuya densidad disminuye con la temperatura, encontrándose a 15 °C ¿Qué

volumen real estará vertiendo, mayor o menor del deseado?

CUESTIÓN 7.- ¿Cómo diluirá un ácido o una base, agregando el producto sobre el

agua o al contrario? ¿Por qué?


PRÁCTICA 3

Parte I. OPERACIONES DE SEPARACIÓN Y PURIFICACIÓN DE SUSTANCIAS. CRISTALIZACIÓN.

1.- INTRODUCCIÓN

La cristalización es una técnica utilizada para la purificación de sustancias sólidas basada en la mayor solubilidad que suelen presentar los sólidos en un disolvente en caliente que en frío. Este fenómeno, consiste en la distribución en el espacio de modo uniforme y ordenado de las unidades que constituyen un sólido. El modo más frecuente de realizar una cristalización consiste en preparar una disolución saturada en caliente del sólido a purificar, utilizando un disolvente adecuado; filtrar para eliminar las impurezas insolubles que se hallen presentes y dejar que se separe por enfriamiento la sustancia que estaba disuelta, cristalizada y en un mayor estado de pureza.

El tamaño de los cristales obtenidos depende de la velocidad de cristalización; si es muy lenta se favorece la aparición de cristales grandes, mientras que si es rápida se forman cristales pequeños. Además, una velocidad elevada favorece la precipitación, proceso no selectivo, con lo que podrían quedar atrapadas algunas impurezas en el entramado del cristal.

La utilidad de esta técnica radica en la importancia que supone la obtención de sustancias puras que posteriormente tendrán diversas aplicaciones.

a) Elección del disolvente

Solubilidad

El criterio que se sigue para elegir disolvente es que la sustancia a purificar sea más soluble en el disolvente en caliente que en frío. La solubilidad es la propiedad de una sustancia (soluto) para disolverse en otra (disolvente). Respecto a la solubilidad de las impurezas presentes en la muestra que queremos purificar se pueden presentar 3 situaciones:

1. Que sean más solubles que la sustancia a purificar , quedando entonces retenidas en el disolvente en frío formando las aguas madres

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2. Que sean muy poco solubles . El residuo insoluble se elimina al filtrar la disolución en caliente, pero ésta queda saturada respecto a las impurezas no lográndose de este modo la purificación con una sola cristalización

3. Que la solubilidad de las impurezas sea parecida o igual a la de la sustancia a purificar. En este caso, puede ser necesario repetir el proceso más de una vez hasta obtener el producto puro.

EJEMPLO : 18 g de una sustancia A se hallan impurificados con 4 g de una sustancia B, siendo la solubilidad de ambas en agua de 2 g/100 ml H2O a Tª ambiente y de 20 g/100 ml H2O a 100ºC.

Cuanto mayor sea la cantidad de impurezas presentes, más cristalizaciones serán necesarias y más cantidad de la sustancia que interesa se irá perdiendo.

Relación estructura-solubilidad

Los disolventes más utilizados para cristalizar un sólido, así como sus puntos de fusión, de ebullición y miscibilidad con el agua, se encuentran reflejados en la siguiente tabla:

DISOLVENTES MÁS UTILIZADOS EN CRISTALIZACIÓN

Disolvente Pto. ebullición (°C) Pto. fusión (°C) Miscible con el agua

Agua 100,0 0 -

Etanol 96% 78,5 -117,3 Sí

Metanol 65,2 -93,9 Sí

Acetona 56,2 -95,4 Sí

Tetracloruro de carbono 76,5 -23,0 No

Cloroformo 61,7 -63,5 No

Eter de petróleo 30-60 <0 No

Ácido acético 117,9 16,6 Sí

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DISOLVENTES MÁS UTILIZADOS EN CRISTALIZACIÓN

Disolvente Pto. ebullición (°C) Pto. fusión (°C) Miscible con el agua

Benceno 80,1 5,5 No

Éter 34,5 -116,2 No

Es mejor utilizar un disolvente con un punto de ebullición que sobrepase los 60ºC, pero que a su vez sea por lo menos 10ºC más bajo que el punto de fusión del sólido que se desea cristalizar,

Siempre que sea posible (no reaccione con la sustancia a cristalizar y presente una adecuada solubilidad a la misma) se utilizará el agua preferentemente sobre cualquier otro disolvente, puesto que no es inflamable, no es tóxico, es fácil de manejar y es barato. En ocasiones no se encuentra un disolvente adecuado por lo que se recurre a mezclas de dos de ellos, como alcohol y agua, éter y acetona...

b) Técnicas complementarias: Filtración y secado de cristales

Filtración por gravedad

Se realiza a través de un embudo de vidrio provisto de un filtro de papel, cónico o de pliegues (ver figura). El líquido pasa a través de ellos por efecto de la gravedad, quedando la parte sólida retenida en el filtro. El filtro cónico es útil cuando lo que interesa recoger de una mezcla que se está filtrando es la parte sólida, ya que debido a su superficie lisa es muy fácil separar el sólido una vez depositado. Si lo que interesa, por el contrario, es la parte que permanece disuelta, se utiliza un filtro de pliegues, ya que con éste la filtración es más rápida al presentar una mayor superficie de filtración y al permitir el paso de aire con más facilidad.

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CUESTIÓN 1.- Buscar en la bibliografía el punto de fusión del ácido benzoico y justificar la elección de agua como disolvente para su cristalización (consultar Handbook of Chemistry and Physics).


Filtración a presión reducida

Más rápida que la anterior. El equipo consta de un embudo que puede ser de dos tipos: Hirsch o Buchner. El embudo Buchner se utiliza para retener grandes cantidades de materia sólida. El Hirsch es más pequeño y se utiliza para aislar cantidades pequeñas de sólidos. Tanto uno como otro deben llevar un cono de goma para adaptarlos al kitasato. Sobre el fondo del embudo se coloca un papel de filtro de tamaño ligeramente inferior al diámetro interior del mismo, pero que cubra todos los orificios. Antes de filtrar debe humedecerse el papel con una pequeña cantidad de disolvente y hacer succión para que se adhiera bien y no haya pérdidas de producto.

El vacío se consigue mediante la trompa de agua, en la cual el paso rápido de la misma a través del estrechamiento crea una caída de presión debido a lo cual aspira aire a través del brazo lateral, que se encuentra conectado al frasco de seguridad. La misión de este frasco es impedir la contaminación del filtrado con agua proveniente de la trompa, bien por una caída de presión, o bien por interrupción del vacío (cierre del grifo) antes de haber desconectado la goma que une el kitasato con el frasco de seguridad.

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Secado de los cristales

La eliminación de disolvente de la sustancia cristalizada se realiza mediante secado. El método más común consiste en colocar los cristales de la sustancia obtenida en un vidrio de reloj tapado o entre papel de filtro y dejar secar al aire. Este método no es válido cuando la sustancia a secar es muy higroscópica.

2.-OBJETIVOS

Cristalizar ácido benzoico contenido en una mezcla. Aprender y conocer la utilidad de una filtración por gravedad y una filtración a

presión reducida. Secado de una sustancia cristalizada.

3.- MATERIALES Y REACTIVOS

Reactivos: Ácido benzoico, dicromato potásico y carbón activo. Materiales: 2 Erlenmeyers de 100 ml, 1 vaso de precipitados largo de 600 ml pirex,

1 vaso de precipitados de 250 ml, pesasustancias, probeta de 25 ml, embudo de vidrio, vidrio de reloj, un embudo Buchner con cono de goma adaptador, kitasato de 250 ml, frasco de seguridad de 500 ml, agitador de vidrio, espátula, soporte, trompa de agua, tubo de goma para vacío, rejilla de asbesto, mechero, tijeras, pinzas para coger matraces, balanza, papel de filtro.

4.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

SEPARACIÓN Y CRISTALIZACIÓN DEL ÁCIDO BENZOICO33

SOLUBILIDAD DEL ÁCIDO BENZOICO EN AGUA18ºC 60ºC 100ºC

S (g/L)

CUESTIÓN 2.- Buscar en la bibliografía la variación de solubilidad del ácido benzoico con la temperatura y anotar el valor correspondiente a 18, 60 y 100ºC (consultar Handbook of Chemistry and Physics).


o En un erlenmeyer de 100 ml, coloque un embudo de vidrio con un filtro cónico, e introduzca todo el conjunto en un vaso de precipitados de 600 ml con unos 200 ml de agua hirviendo, para evitar que durante la filtración se provoque una cristalización brusca sobre el recipiente frío (utilizar mechero Bunsen para calentar el agua en el vaso de precipitados sobre rejilla tal y como se indica en la figura).

o En otro erlenmeyer de 100 ml, pese con aproximación de 0,01 g, 1 g de ácido benzoico. Coja 2 pesasustancias y pese aproximadamente 100 mg de dicromato potásico en uno de ellos y 10 mg de carbón en el otro. Mezclar todo en el erlenmeyer.

o Añada unos 10 ml de agua a la mezcla benzoico-dicromato-carbón. Sitúe el erlenmeyer sobre la rejilla y caliente suavemente a ebullición, agitando continuamente. Vaya añadiendo, si es necesario, pequeñas cantidades de agua sin dejar de calentar, ni de agitar hasta que todo el sólido se haya disuelto. Para agitar el erlenmeyer utilice unas pinzas.

o Retire del erlenmeyer colector el embudo con el filtro y pase a través de ellos agua hirviendo. Colóquelos de nuevo y filtre rápidamente la disolución en pequeñas cantidades, no de golpe, manteniendo la parte sin filtrar siempre caliente. Si parte del sólido cristalizara en el filtro, añada una pequeña cantidad de agua hirviendo para redisolverlo. Para eliminar el exceso de agua añadido, evapore calentando suavemente y sin dejar de agitar.

o Deje reposar la disolución tapada con un vidrio de reloj para que cristalice el ácido benzoico, y luego introduzca el erlenmeyer en un recipiente con hielo para completar la cristalización.

o Mientras se enfría la disolución, monte un equipo de presión reducida, recorte un círculo de papel de filtro de tamaño ligeramente inferior a la placa del embudo Buchner, pero que cubra todos los orificios, colóquelo sobre el embudo, humedézcalo con agua, haga succión abriendo el grifo para que el papel se adhiera y vuelque el contenido del matraz.

o Recoja bien los cristales que hayan quedado adheridos a las paredes del erlenmeyer con un poco de agua muy fría y échelos sobre el embudo. Lave varias veces los cristales filtrados con pequeñas porciones de agua, también muy fría, y mantenga la trompa de agua funcionando unos instantes después de la filtración, para eliminar las aguas madres (mientras se lavan los cristales NO DEBE HACERSE SUCCIÓN).

o Recoja los cristales con una espátula, póngalos entre papel de filtro para absorber más líquido y guárdelos entre un nuevo papel de filtro hasta el próximo día para que se sequen totalmente. Cuando estén bien secos, péselos.

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CUESTIÓN 3.- ¿Cuál es la sustancia que queda retenida en el filtro de gravedad?

CUESTIÓN 4.- Una vez producida la cristalización en matraz erlemeyer, ¿de qué son los cristales?

CUESTIÓN 5.- ¿Por qué no cristaliza el dicromato potásico?

CUESTIÓN 6.- ¿Sería correcto lavar los cristales de ácido benzoico una vez filtrados en el embudo Buchner con agua caliente? ¿Por qué?

CUESTIÓN 7.- ¿Qué rendimiento ha tenido el proceso? ¿En qué etapa/s se ha/n podido producir pérdidas de ácido benzoico?

CUESTIÓN 8.- En la purificación de un sólido por cristalización en un disolvente. ¿qué es más aconsejable, enfriar la disolución rápida o lentamente? Explíquese.

CUESTIÓN 9.- ¿Has notado alguna diferencia en el aspecto del ácido benzoico tomado del bote comercial y del obtenido tras la práctica?

CUESTIÓN 10- Si tardara en cristalizar el ácido benzoico, ¿de qué forma se te ocurre que se puede inducir su cristalización?

CUESTIÓN 11.- Un sólido que es soluble en frío, ¿podría cristalizarse del disolvente en el que se encuentra?

CUESTIÓN 12.- Después de observar la etiqueta, ¿alguno de los tres reactivos utilizados es tóxico?


PRÁCTICA 3

Parte II: MANEJO DEL MECHERO BUNSEN. DETERMINACIÓN DEL GRADO DE HIDRATACIÓN DEL SULFATO DE COBRE

1.- INTRODUCCIÓN

El cobre (Cu) es un metal estable frente a la corrosión y con una buena conductividad eléctrica. En su forma oxidada, Cu2+ es más estable que Cu1+, de forma que las sales de cobre (II), tales como el sulfato de cobre o el sulfuro de cobre son compuestos de cobre comunes en un laboratorio de Química. El sulfato de cobre, CuSO4, es la sal más conocida, con aplicaciones como fungicida, debido a su alta toxicidad en bacterias, algas y hongos. En cambio es inocuo en concentraciones moderadas para el hombre.

El sulfato de cobre suele presentarse en forma hidratada, de forma que su fórmula molecular se escribe como CuSO4 ·nH2O, siendo n el grado de hidratación. Muchos iones de metales de transición forman complejos en los que el ión metálico en una posición central se enlaza con 4, 5 ó 6 moléculas de agua. En realidad el color azul el sulfato de cobre hidratado en forma sólida o en disolución acuosa se debe a la existencia de complejos [Cu(H2O)x]2+.

2.- OBJETIVOS

Determinar el grado de hidratación n del sulfato de cobre. Manejo del mechero Bunsen.


Reactivos: Sulfato de cobre hidratado. Materiales: 1 tubo de ensayo, 1 vaso de precipitados, 1 vidrio de reloj, pinzas,

cuentagotas, balanza.


MANEJO DEL MECHERO BUNSENLo primero será aprender a manejar de modo correcto y seguro el mechero Bunsen. Sigue la secuencia de pasos que sigue para encender el mechero:o Comprueba que el regulador de aire y la válvula de seguridad del mechero están

casi cerradas.

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o Abre entonces la llave del gas.o Acerca el mechero, fuente de ignición, para el encendido. Deberás observar una

pequeña llama en la boca del mechero.o Aumenta el caudal de gas abriendo la válvula de seguridad. Verás entonces una

llama rojiza, floculante, y de escaso poder calorífico (1 en la figura).o Regula la entrada de aire hasta obtener una llama azul casi incolora de gran poder

calorífico. En esta llama, óptima para trabajar con el mechero, se diferencian dos zonas llamadas reductora y oxidante.

Una vez terminado el trabajo con el mechero, debes apagarlo siguiendo una secuencia inversa a la anterior, es decir:

1. Cierra el regulador de aire.2. Disminuye el caudal de gas combustible3. Cierra la llave del gas.

OBTENCIÓN DEL GRADO DE HIDRATACIÓN DEL SULFATO DE COBRE

Si una cantidad conocida de sal hidratada se deshidrata por calentamiento, mediante la diferencia de pesos entre la sal hidratada y la sal anhidra, es posible obtener la masa de agua de hidratación. A partir de los pesos moleculares, se pueden convertir las masas de agua y de la sal anhidra en moles y obtener así el grado de hidratación como el número entero más próximo a la relación:

Moles de agua de hidratación/moles de sal anhidra

Los pasos a seguir serían:

o Recoge una cucharilla de la sal hidratada y deposítala en el vidrio de reloj. Pulveriza

el sólido presionándolo suavemente con la espátula o con el extremo cerrado de

un tubo de ensayo.

o Determina y anota el peso del tubo de ensayo vacío.

o Introduce una pequeña cantidad de sal hidratada en el tubo deslizando la boca del

tubo de ensayo sobre el vidrio de reloj. Golpea suavemente el extremo cerrado del

tubo para que el sólido se acumule en el fondo (recoge entre 1 y 2 cm).

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CUESTIÓN 1.- ¿Cómo podrías explicar en términos químicos y energéticos el cambio entre la llama rojiza/azul según se regula la entrada de aire?


o Determina y anota el peso del tubo CON la sal hidratada.

o Calienta el tubo en la llama del mechero Bunsen sujetándolo con las pinzas.

o Observa atentamente los cambios producidos por la reacción de deshidratación.

o Después de unos minutos y cuando no se observen más cambios, apaga el

mechero y deja enfriar el tubo pequeño. Colócalo con cuidado sobre un azulejo.

o Determina el peso del tubo pequeño CON la sal deshidratada en frío.

Para asegurarse que la deshidratación es completa, repite los 4 últimos pasos. ¿Varía el peso del tubo con la sal deshidratada al repetir esos pasos?

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CUESTIÓN 2.- Describe los cambios observados al producirse la deshidratación.

CUESTIÓN 3.- Escribe una ecuación química que represente el proceso de deshidratación del sulfato de cobre.

CUESTIÓN 4.- ¿Es un proceso endotérmico o exotérmico?

CUESTIÓN 5.- Añade unas gotas de agua a la sal anhidra sujetando por la base el tubo de ensayo, ¿es una reacción endotérmica o exotérmica? ¿Qué cambios observas?


PRÁCTICA 4

PROCESOS DE SEPARACIÓN: DESTILACIÓN SIMPLE DE VINO DE MESA Y DETERMINACIÓN DE SU GRADO DE ALCOHOL

1.- INTRODUCCIÓN

La volatilidad de una sustancia indica la facilidad que tiene ésta para pasar a estado vapor. El término vapor se usa para describir el estado gaseoso de una sustancia que es un líquido a temperatura ambiente. Una medida de la volatilidad de una sustancia viene dada por la presión de vapor.

SI un líquido se introduce en un recipiente cerrado y vacío se evapora hasta que el vapor alcanza una determinada presión, que depende de la temperatura. Esta presión ejercida por el vapor en equilibrio con el líquido es la presión de vapor a la temperatura dada.

Para un determinado valor de temperatura, una sustancia será tanto más volátil cuanto mayor sea su presión de vapor. La presión de vapor es el resultado de las moléculas del líquido que a una cierta temperatura tienen la energía suficiente como para pasar a estado vapor y chocar contra las paredes del recipiente. A mayor temperatura, mayor energía y mayor número de moléculas que podrán pasar al estado vapor.

Otro concepto importante a tener en cuenta es el punto de ebullición, que es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión ejercida sobre el líquido. Es una constante física característica de un líquido pero que varía con la presión, aunque normalmente se determina a presión atmosférica (presión ejercida sobre el líquido igual a una atmósfera).

Cuando un líquido hierve, las moléculas tienen suficiente energía como para pasar a estado vapor (gaseoso) directamente, formando una burbuja dentro del líquido. Así, las moléculas ya no tienen que estar en la superficie para pasar a estado vapor.

Las operaciones de separación son procesos mediante los cuales se separan de forma total o parcial los componentes de una mezcla.

La destilación es el proceso por el cual se separa uno o varios componentes más o menos volátiles de una mezcla líquida por evaporación y condensación. Se basa en la

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diferencia de volatilidades de los componentes de la mezcla, de modo que a mayor diferencia de volatilidades mayor será la separación que puede conseguirse.

Hay varios tipos de destilación, entre las que se encuentran: simple, fraccionada, a

vacío y por arrastre de vapor.

Destilación simple: El líquido se calienta en un recipiente cerrado, generándose

un vapor que se condensa mediante refrigeración y se recoge en otro

recipiente. Se utiliza principalmente para purificar disolventes.

Destilación fraccionada: Se utilizan columnas de rectificación o fraccionamiento

y equivale a realizar sucesivamente varias destilaciones simples Se utiliza para

separar líquidos.

Destilación a vacío: Consiste en una destilación simple o fraccionada realizada a

presión reducida. Una menor presión hace que los puntos de ebullición sean

más bajos, de manera que pueden separarse los componentes a menor

temperatura, facilitando el proceso para componentes con un elevado punto

de ebullición o para aquellos que pueden descomponerse a altas temperaturas.

Destilación por arrastre de vapor: Es un caso especial de destilación que se usa

para mezclas heterogéneas.

En esta práctica se va a llevar a cabo una destilación simple de un producto comercial

(vino de mesa) que contiene una determinada cantidad de alcohol etílico. El vino no es

sólo una mezcla de etanol y agua, contiene otros compuestos como ácidos (ácido

láctico, ácido málico o ácido tartárico), glucosa o glicerina.

El grado de alcohol de una bebida (°) se define como el porcentaje en volumen de

alcohol etílico (etanol) contenido en la misma. Así, en una mezcla de etanol y agua, el

grado de alcohol sería:

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Para determinar el grado de alcohol es importante relacionarlo con otras formas de expresar la concentración, como el porcentaje en peso:

Para poder determinar experimentalmente un porcentaje en peso o un porcentaje en volumen (como es el caso del grado de alcohol), la magnitud más importante es la densidad de la disolución. Por lo general, la relación entre el porcentaje en peso o en volumen con la densidad de la disolución no es una proporcionalidad simple, lo que no impide que puedan construirse tablas que relacionen dichas magnitudes. En los Handbooks pueden encontrarse este tipo de tablas, como la que se adjunta a continuación:

MEZCLA DE ETANOL-AGUA (a 20°C)%p Etanol ρdisolución (g/mL) %p Etanol ρdisolución (g/mL) %p Etanol ρdisolución (g/mL)

0,5 0,9991 5,5 0,9903 11 0,98221 0,9981 6 0,9895 12 0,9809

1,5 0,9972 6,5 0,9887 13 0,97962 0,9962 7 0,988 14 0,9782

2,5 0,9953 7,5 0,9872 15 0,97693 0,9945 8 0,9865 16 0,9756

3,5 0,9936 8,5 0,9857 17 0,97434 0,9927 9 0,985 18 0,973

4,5 0,9919 9,5 0,9843 19 0,97175 0,9911 10 0,9836 20 0,9704 100 0,7907

2.- OBJETIVOS41

CUESTIÓN 1.- Calcula el tanto por ciento en peso de etanol de una mezcla etanol-agua de 13°. Datos: disolución = 0,9828 g/mL ; etanol = 0,7902 g/mL

CUESTIÓN 2.- ¿Por qué disminuye la densidad a medida que aumenta el grado de alcohol?

CUESTIÓN 3.- Utiliza los datos de la tabla para averiguar el porcentaje en peso de etanol de una disolución cuya densidad es 0,9828 g/mL. Interpola entre dos datos si es necesario.


Aprender a manejar la destilación simple como técnica de separación mediante un proceso físico.


Reactivos: Vino de mesa, grasa de silicona. Materiales: Soportes, clips y pinzas y equipo de destilación compuesto por:

A. Matraz de destilación de boca esmerilada: Recipiente que contiene la muestra que se va a destilar. Debe estar sujeto a un soporte mediante unas pinzas.

B. Cabeza de destilación : Une el matraz de destilación con el refrigerante. Las conexiones están esmeriladas. Se le acopla un termómetro de forma que éste termine en la intersección entre las vías que llevan al matraz y al refrigerante, de manera que el vapor producido bañe por completo la terminación del termómetro.

C. Matraz colector (Erlenmeyer): Recipiente que recoge el destilado. D. Adaptador de vacío: Une el refrigerante y el matraz colector. Lleva una salida

lateral.E. Termómetro F. Refrigerante: Contiene dos zonas, una por la que pasa agua continuamente

(externa) y otra por la que pasa el vapor que condensa (interna).G. Placa o manta calefactora: Se sitúa debajo del matraz de destilación.

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La figura anterior representa el montaje del equipo de destilación simple. Es conveniente realizar ciertas observaciones:

o El matraz de destilación debe tener un tamaño acorde a la cantidad de producto que se va a destilar, teniendo en cuenta que nunca debe llenarse más de dos tercios de su capacidad.

o Debe añadirse una pequeña cantidad de grasa de silicona a las uniones esmeriladas entre partes del equipo.

o Las uniones entre piezas deben estar a su vez aseguradas con clips.

o Hay que añadir unos pequeños trozos de plato poroso o anillos de vidrio al matraz de destilación. En el caso de que la destilación se interrumpa durante el proceso, debe añadirse otro trozo de plato poroso u otro anillo de vidrio.

o El refrigerante tiene dos bocas para la entrada y salida de agua. La boca inferior, más cercana al matraz colector, será la entrada de agua (goma conectada al grifo) y la superior, más cercana al matraz de destilación, será la salida de agua (goma al desagüe).

o Un equipo de destilación siempre debe tener una salida al exterior para evitar explosiones.

o El lateral del adaptador de vacío debe conectarse mediante una goma al desagüe si se destilan productos tóxicos o inflamables.

o La placa calefactora debe situarse a una distancia prudencial del matraz de destilación. Si se utiliza manta calefactora se coloca el matraz en el sitio correspondiente.

o Debe ajustarse la placa o manta calefactora de forma que la velocidad de destilación sea aproximadamente de una gota por segundo. Si la velocidad es mayor no da tiempo a que se establezca el equilibrio líquido-vapor en el aparato de destilación y la destilación no es buena. Si por el contrario la velocidad es menor, el bulbo del termómetro no está en contacto con un flujo de vapor constante y la temperatura observada en el termómetro tampoco permanecería constante.

o No calentar el matraz de destilación hasta sequedad ya que podría romperse.

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DESTILACIÓN SIMPLE DE VINO DE MESA

1) Mide con una probeta 100mL de muestra y añádelos a un matraz de fondo redondo de 500mL.

2) Mide con la misma probeta 25mL de agua destilada y añádelo también al matraz de destilación.

3) Repite el paso anterior.

4) Añade los trozos de plato poroso o de anillos de vidrio.

5) Identifica y reconoce las distintas partes del equipo de destilación. Lubrica las partes esmeriladas con un poco de grasa de silicona.

6) Monta el equipo de destilación:a. Ajusta en primer lugar el matraz de destilación y la cabeza de destilación

con el termómetro.b. Monta el refrigerante y la pieza de salida.c. Acopla las gomas correctamente.d. Sitúa el termómetro tal y como se ha indicado anteriormente.e. Asegura con clips las uniones de los materiales esmerilados.f. Asegura la cabeza de destilación con una pinza.g. Coloca el matraz colector.

7) Abre el grifo del agua suavemente. Si el grifo está demasiado abierto podrían saltar las gomas debido al exceso de presión.

8) Enciende la placa calefactora. Comienza entonces la destilación.

9) A partir de la primera gota de destilado anota cada dos minutos la temperatura.

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Tiempo (min) 0 2 4 6 8 …Temperatura (°C)


10) El destilado se va trasvasando cada periódicamente a una probeta. Cuando se hayan recogido 100mL de destilado se apaga la placa calefactora y se aparta del matraz de destilación con mucho cuidado.

11) El matraz colector se retira del equipo e inmediatamente se pone un vaso de precipitado en su lugar (por si cae algo más de destilado).

12) Se deja reposar y enfriar. Cuando se haya enfriado totalmente se desmonta el equipo y se limpia.

DETERMINACIÓN DEL GRADO DE ALCOHOL

En primer lugar se pesa un matraz aforado del volumen que el profesor indique, limpio y completamente seco, y se apunta el valor.

Una vez se dispone del destilado, se enrasa el matraz con el destilado. Se pesa el matraz que contiene el destilado (sin tapón) y se apunta la masa. Mide con ayuda de un termómetro la temperatura del destilado una vez se ha pesado.

A partir del volumen añadido en el matraz aforado y de la masa, puede determinarse la densidad de la disolución. Con este dato y haciendo uso de la tabla que se adjunta en la introducción puede determinarse, interpolando, el porcentaje en peso de etanol en el destilado.

Transforma el porcentaje en peso en porcentaje en volumen (grado de alcohol) haciendo uso de la densidad de la disolución y de la densidad del etanol puro, que se obtiene de la siguiente ecuación:

El grado de alcohol en el destilado será igual al grado de alcohol de la muestra.

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CUESTIÓN 9.- Busca en un Handbook el punto de ebullición del etanol. Justifica por qué no se separa únicamente el etanol del vino mediante una destilación simple para determinar directamente el grado de alcohol de la muestra.

CUESTIÓN 10.- Si se consiguiera separar por completo el etanol de la muestra original mediante una destilación simple, de forma que el destilado no contenga ningún otro componente, ¿cómo determinarías el grado de alcohol de la muestra original?

CUESTIÓN 4.- Compara el valor del grado de alcohol obtenido con el valor teórico. ¿Qué factores pueden influir en la diferencia entre el valor teórico y el valor experimental?

CUESTIÓN 5.- ¿Por qué no puede medirse directamente la densidad del vino para determinar su grado de alcohol sin necesidad de realizar la destilación?

CUESTIÓN 6.- ¿Por qué no debe llenarse el matraz de destilación con un volumen de muestra superior a dos tercios del volumen del matraz?

CUESTIÓN 7.- ¿Por qué se añaden los trozos de plato poroso o los anillos de vidrio al matraz de destilación? ¿Qué función cumple el refrigerante?

CUESTIÓN 8.- Representa gráficamente la temperatura frente al tiempo. ¿Se mantiene constante la temperatura de ebullición? ¿Por qué?


PRÁCTICA 5

PROCESOS DE SEPARACIÓN: EXTRACCIÓN LÍQUIDO-LÍQUIDO

1.- INTRODUCCIÓN

Un proceso industrial suele aplicar consecutivamente varias técnicas de separación/concentración para lograr el grado de concentración/purificación deseado. La secuencia habitual suele comenzar con una separación entre fases, seguida de procesos de concentración y, por último, alguna técnica de purificación. La extracción consiste en un proceso mediante el cual una sustancia que se encuentra disuelta en un determinado disolvente es transferida a otro disolvente. Es, pues, una técnica que sirve para separar una sustancia de otras con las que se encuentra mezclada y que no sean solubles en ese segundo disolvente. La sustancia a separar puede tratarse tanto de un sólido como de un líquido.

El fundamento teórico que explica esta transferencia de un disolvente a otro es el siguiente: Tenemos la sustancia o soluto S disuelta en el disolvente 1. Si agitamos esta disolución con otro disolvente de esa sustancia, disolvente 2, que sea inmiscible con el disolvente 1, resultará que este soluto S ahora se distribuirá o repartirá entre ambos disolventes. Este sistema está constituido comúnmente por dos fases líquidas, ya que los disolventes son inmiscibles entre sí. Dejando el sistema en reposo las dos fases líquidas se separan, llegándose a una situación de equilibrio, en la que la relación de las concentraciones de la sustancia S en cada disolvente es constante. Esta constante, llamada coeficiente de distribución o de reparto, K, queda definida por la relación:

donde [S]1 y [S]2 son las concentraciones de equilibrio del soluto S en los disolventes 1 y 2 respectivamente. Para un sistema dado, el correspondiente coeficiente de reparto K sólo depende de la temperatura. Si el soluto no participa en ningún otro equilibrio secundario, el rendimiento del proceso de extracción puede obtenerse a partir de K. Analiza el siguiente ejemplo: tenemos un soluto S que se reparte entre dos fases 1 y 2 en una extracción simple,

S (1) S (2)47


La fracción de S que permanece en 1 una vez que se ha llegado al equilibrio será:

donde n0 y neq son los moles totales de S inicialmente y una vez alcanzado el equilibrio, respectivamente, en la fase 1.

Por otro lado el coeficiente de reparto podría escribirse como:

De donde se puede deducir que

En términos de rendimiento, se extraería un porcentaje de S en 2 igual a (1-S) x 100.

El disolvente extractor (fase 2 en el anterior ejemplo) habrá de ser inmiscible con el disolvente en que se encuentra disuelta la sustancia a extraer y deberá disolver a ésta mejor que el otro disolvente.

La pieza fundamental utilizada en esta técnica es el embudo de decantación o de extracción, que está provisto de una llave en su parte inferior y de un tapón en la superior. Ha de tener el tamaño suficiente para contener de dos a cuatro veces el volumen de la solución que se va a extraer. Este embudo se coloca sobre un aro de hierro, en el que se habrán puesto unos trocitos de goma para evitar posibles roturas, situado en un soporte (ver figura).

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En primer lugar se introduce la solución en el embudo de decantación y, a continuación, el volumen requerido de disolvente extractor. Debe tenerse cuidado que la solución esté fría. Siempre debe colocarse un vaso de precipitados debajo del embudo para que en caso de rotura, el líquido que contuviera caiga en el vaso.

Seguidamente, se cierra el embudo con su tapón y se le toma con ambas manos, sujetando con una la llave y con otra el tapón. Se invierte, sujetándolo siempre de la misma manera, y se agita suavemente. En este momento es muy importante tener en cuenta que, al mezclarse los dos disolventes, las presiones de vapor de uno y de otro (presión de vapor parcial) se suman y dan lugar a una presión de vapor total de la mezcla. Esto ocasiona que se produzca en el interior del embudo una sobrepresión. Para disminuirla, inmediatamente después de agitar (invertido el embudo) se ha de abrir la lleve para que los gases acumulados se vayan, cerrándola luego. Este proceso de agitar y abrir llave se repetirá varias veces hasta que no haya más salida de gases.

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Cuando deja de aumentar la presión en el interior del embudo, se agita éste vigorosamente durante aproximadamente 1 minuto. Después se le deja reposar sobre el aro y se espera a que las dos capas se separen nítidamente. Cuando las dos capas se han separado, se quita el tapón, se deja caer la capa inferior a través de la llave abierta y se recoge en un matraz erlenmeyer o en un vaso de precipitados. Después se vierte en otro erlenmeyer o vaso la capa superior, pero por la boca del embudo para evitar que se impurifique con restos. La sustancia podrá recuperarse eliminando el disolvente, bien por simple evaporación o por destilación.

Determinación del rendimiento de la extracción por valoración

El iodo (I2) es poco soluble en agua y se extrae de la misma con solventes apolares como el tetracloruro de carbono (CCl4), dando una coloración violeta, y también en éter, acetona o hidrocarburos insaturados, dando en estos casos una coloración marrón.

Una vez efectuada la separación de las fases en el proceso de extracción, si no conocemos el coeficiente de reparto entre las fases, se tendría que determinar la concentración del iodo en la fase acuosa, para determinar de esa forma el rendimiento. Para ello, se valora con tiosulfato.

Las semirreacciones serían:

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CUESTIÓN 1.- ¿Sería el etanol un buen disolvente para extraer un componente orgánico en disolución acuosa?

CUESTIÓN 2.- Los ácidos orgánicos son solubles tanto en fase acuosa como en fase orgánica, ¿por qué?


La reacción global será:

Cada dos iones-gramo de tiosulfato se desprenden dos electrones, es decir, un ion-gramo desprenderá un mol de electrones y cada molécula de yodo coge 2 electrones.

Para disolver el yodo se agrega un exceso de yoduro. Además, la valoración debe realizarse en medio ácido, debido a que en medio alcalino las soluciones de yodo dan oxidaciones parciales de tiosulfato a tetrationato y sulfato (ejemplo: para la valoración de 25 mL de solución, añadir 0,5 mL de ácido sulfúrico 3M).

Si no hay otras sustancias coloreadas en el medio de reacción, el yodo puede usarse como autoindicador. Igualmente, si se desea obtener un viraje más pronunciado en el punto final se puede usar almidón. En este caso, se observará la desaparición del color azul del complejo yodo-almidón. Es importante no agregar el almidón hasta justo antes de alcanzar el punto final. Una buena indicación de la proximidad del mismo es la disminución del color amarillo del iodo. Añadido el almidón, se dará por acabada la valoración al tornarse la solución incolora.

Las fuentes de error características de una titulación yodométrica son la oxidación de yoduro a yodo por el oxígeno del aire y la volatilización del yodo de la muestra.

2.- OBJETIVOS

Reconocer la importancia de las técnicas de separación en los procesos industriales y/o de laboratorio. Estudiar el fundamento termodinámico de la extracción líquido-líquido.


Reactivos: disolución acuosa de yodo saturada (2% de I2 + 4% de KI), disolvente (éter dietílico), indicador de almidón (disolución acuosa de almidón) y yoduro de potasio.

Material específico: 1 embudo de decantación, 3 vasos de precipitados de 100 ml, 1 probeta de 100 ml, 1 probeta de 25 ml, cuentagotas y varilla.

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EXTRACCIÓN SIMPLE DE YODO MOLECULAR EN UNA DISOLUCIÓN ACUOSA SATURADA EMPLEANDO ÉTER COMO FASE ORGÁNICA.

o Asegúrate de que el embudo de decantación está limpio y seco. Colócalo en el soporte sujetándolo con el aro con nuez. Comprueba que la llave del embudo está cerrada.

o Con la probeta de 100 ml mide 50 ml de disolución saturada de iodo y añádelos al embudo.

o Extrae una cantidad de éter de la botella hacia un vaso de precipitados (aproximadamente 50 ml). Con una probeta mide 30 ml del disolvente extraído y añádelos al embudo de decantación.

o Tapa el embudo y tómalo con ambas manos: con una sujeta el tapón y con la otra manipula la llave como se describió anteriormente. Agita suavemente varias veces, liberando la presión y finalmente vigorosamente durante unos 20 segundos.

o Repite la agitación fuerte y deja reposar el embudo sobre el soporte con el tapón abierto. Espera hasta que las dos fases se distingan nítidamente.

o Separa físicamente ambas fases. Coloca un vaso de precipitados de 100 ml debajo del embudo. Abre la llave y recoge lentamente la fase más densa hasta observar que la interfase se acerca a la llave. En un segundo vaso recoge una pequeña porción de ambas fases. Extrae por último la fase menos densa en un tercer vaso de precipitados.

El rendimiento del proceso puede evaluarse mediante valoración del yodo restante en la fase acuosa con tiosulfato de sodio, añadiendo un indicador como es una disolución de almidón que en presencia de yodo molecular y yoduro forma un complejo de color violeta intenso. Para ello, toma una cierta cantidad de la disolución acuosa de yodo y valora con tiosulfato de sodio. Cuando la solución

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CUESTIÓN 3.- ¿Por qué es necesario agitar?

CUESTIÓN 4.- ¿Qué cambios de color has observado? ¿Cómo los interpretas? Identifica inequívocamente las fases en el embudo.


tenga color amarillo pálido, agregar unas gotas de almidón y titular hasta desaparición del color. (CONSULTAR ANEXO DE VOLUMETRÍAS).

EXTRACCIÓN MÚLTIPLE

Cuando el valor del coeficiente de reparto es elevado (>100), es posible conseguir pasar todo el soluto a la fase orgánica en una sola extracción. No es éste el caso, pues aún queda iodo en la disolución acuosa. Sin embargo, es posible mejorar el rendimiento de la extracción realizando varias extracciones consecutivas (extracción múltiple):

o Repite los pasos del procedimiento de extracción añadiendo ahora los 30 ml de éter en 3 veces, es decir, haciendo tres extracciones con 10 ml del disolvente. Ten en cuenta que cada vez que completes una extracción, debes extraer la fase orgánica del embudo de decantación en un vaso de precipitados.

o Realizada la última extracción, repite la valoración del yodo en la fase acuosa. ¿Se detecta finalmente yodo en la disolución acuosa?

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CUESTIÓN 5.- ¿Por qué es más eficiente una extracción múltiple que una extracción

simple?


PRÁCTICA 6

REACCIONES QUÍMICAS. ESTEQUIOMETRÍA. ESTUDIO DE LA ESTEQUIOMETRÍA DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.

1.- INTRODUCCIÓN

Los cambios o transformaciones que experimenta la materia pueden ser físicos o químicos.

En la transformación física cambian propiedades de manera que no se altera la identidad química de la materia, es decir, en una transformación física una sustancia no se transforma en otra sustancia. Son cambios de carácter transitorio y llevan asociado un intercambio energético bajo. Un ejemplo son los cambios de estado, por ejemplo de agua líquida a vapor de agua. Los estados inicial y final tiene algunas propiedades distintas, en un caso las del agua líquida y en el segundo las del agua vapor, no obstante ambos estados tienen las propiedades del agua. Las propiedades físicas pueden medirse sin necesidad de alterar la identidad química de una sustancia.

Cuando la transformación química tiene lugar, la materia experimenta una reacción química de manera que se forman nuevas sustancias.

Las trasformaciones químicas se denominan reacciones químicas. En estos procesos unas sustancias llamadas reactivos o reactantes se transforman en otras de características distintas denominadas productos. El cambio lleva asociado un apreciable intercambio energético en forma de calor, luz o electricidad. Las propiedades químicas se utilizan para describir las posibles reacciones químicas que una sustancia puede describir.

Las reacciones químicas pueden representarse a modo abreviado mediante el empleo de las fórmulas de las sustancias químicas que intervienen en el proceso. Esta representación se denomina ecuación química.

En la reacción química tiene lugar una reordenación de átomos, es decir, se rompen unos enlaces, los de los reactantes, y se forman nuevos enlaces, originando los productos de reacción. Por tanto, en las reacciones químicas el número de átomos de cada elemento permanece invariable. Por ello es preciso ajustar las ecuaciones

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colocando un coeficiente estequiométrico delante de cada fórmula. Este coeficiente indica el menor número de moléculas necesarias para que el proceso tenga lugar.

En las ecuaciones químicas suele incluirse junto a la fórmula de cada compuesto una abreviatura indicando su estado físico:

Abreviatura Estado Ejemplo(s) Sólido Zn(s)

(l) Líquido H2O(l)

(g) Gas CO2(g)

(aq) Disolución acuosa NaOH(aq)

La ecuación química ofrece una descripción global del proceso, indicando el número y tipo de átomos y moléculas que hay antes y después de que ocurra la reacción. No obstante, esta información tiene sus limitaciones puesto que no describe el mecanismo de reacción, es decir, la secuencia de etapas que tienen lugar para que los reactivos se transformen en productos. Tampoco informa del tiempo necesario para que la reacción tenga lugar, ni de la extensión en que la reacción tiene lugar, ya que en muchos casos la conversión de reactivos en productos no es total.

La ecuación química ajustada indica la proporción en que se combinan los reactivos y la proporción en que se forman los productos. Dicha proporción se conoce como cantidad estequiométrica. Normalmente, cuando se produce una reacción química los reactivos no se encuentran en cantidades estequiométricas, de tal modo que uno de los reactivos se consume quedando aún otros reactivos sin consumir. El reactivo que está en defecto se denomina reactivo limitante, ya que la cantidad de producto que se forme en una reacción depende de la cantidad inicial de éste, es decir, es el reactivo que limita la reacción química. Cuando se agota el reactivo limitante no se puede formar más producto. En la práctica suele escogerse como limitante aquel reactivo que sea más caro.

2.- OBJETIVOS

Determinar la estequiometría de la reacción que tiene lugar al mezclar yoduro de potasio con nitrato de plomo.

Comprobar la ley de la conservación de la masa de Lavoisier en las reacciones químicas.

Diferenciar entre cambios físicos y químicos que experimenta la materia.

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Reactivos: - Disolución 0,25 M de yoduro de potasio.- Disolución 0,25 M de nitrato de plomo (II).- Agua destilada.

Materiales: Gradilla con tubos de ensayo, pipeta de 10mL, erlenmeyer, tubo de ensayo de plástico, pinzas, balanza, papel milimetrado, mechero.


A. ESTEQUIOMETRÍA DE LA REACCIÓN

o Se toman cinco tubos de ensayo iguales y se numeran del uno al cinco.

o A continuación se deposita en cada uno de los tubos 5mL de una disolución 0,25M

de yoduro de potasio.

o Se añade 1mL de nitrato de plomo 0.25M al tubo nº 1, 2mL al nº 2, 3mL al nº 3, 6

mL al nº 4 y 8 mL al nº 5.

o Se agitan los tubos durante unos 5 segundos y se dejan reposar unos 10 min.

o Con papel milimetrado se miden las alturas que alcanzan los precipitados en cada

tubo.

o Se representa gráficamente la cantidad de precipitado obtenido, expresado como

milímetros de altura, frente al volumen de nitrato de plomo (II) añadido.

o Se analiza la forma de la curva para obtener información sobre la estequiometría

de la reacción.

B. CAMBIOS FÍSICOS

o Se toma un tubo de ensayo y se le añaden 0,5 mL de yoduro de potasio y 0,5 mL de

nitrato de plomo (II). A continuación se añade un poco de agua.

o Se calienta el tubo de ensayo poco a poco en la llama del mechero agitando hasta

total disolución del precipitado.

o Se deja enfriar a temperatura ambiente y se observan variaciones.

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C. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA

o Introducir en un vaso de precipitados 5mL de disolución yoduro de potasio.

o Introducir 5mL de disolución de nitrato de plomo en un tubo de ensayo de plástico

y con ayuda de las pinzas colocarlo dentro del matraz sin que se vuelque.

o Tapar el matraz y pesarlo.

o Inclinar el matraz de modo que se derrame el contenido del tubo de plástico.

o Agitar hasta comprobar que ha tenido lugar una reacción química.

o Volver a pesar el matraz.

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CUESTIÓN 1.- Describa el producto que se forma al mezclar las dos disoluciones e

identifíquelo.

CUESTIÓN 2.- Represente gráficamente los milímetros de precipitado formado frente

al número de mililitros de nitrato de plomo añadidos.

CUESTIÓN 3.- Determine la estequiometría de la reacción.

CUESTIÓN 4.- Escriba la ecuación química del proceso que tiene lugar.

CUESTIÓN 5.- Indique en cada caso cuál es el reactivo limitante.

CUESTIÓN 6.- ¿Por qué desaparece el precipitado al calentar?

CUESTIÓN 7.- Describa lo que ocurre cuando se deja enfriar a temperatura ambiente.

CUESTIÓN 8.- ¿Aparece otra sustancia química en la disolución?

CUESTIÓN 9.- Clasifique todos los cambios que ha observado en esta práctica como

físicos o químicos.

CUESTIÓN 10.- Enuncie la Ley de Conservación de la Masa y compruebe si se cumple

en la experiencia realizada.


PRÁCTICA 7

REACCIONES REDOX. PILAS GALVÁNICAS

1.- INTRODUCCIÓN

Las reacciones de oxidación-reducción son aquellas en las cuales se produce una transferencia de electrones, de modo que una sustancia denominada reductor cede electrones a otra sustancia que se denomina oxidante. Por tanto, la pérdida de electrones se denomina oxidación y la ganancia de los mismos es la reducción.

Ejemplo de reacción REDOX:

Semirreacción de Oxidación Zn ⟶ Zn2+ + 2e-

Semirreación de Reducción 2 H+ + 2e- ⟶ H2

Reacción global Zn + 2H+⟶ Zn2+ + H2

En este caso el cinc actúa como reductor cediendo electrones al hidrógeno. En una reacción redox, el número de electrones cedidos por el reductor debe ser igual al número de electrones aceptados por el oxidante.

Una característica importante de las reacciones redox es que pueden tener lugar en compatimentos distintos, siempre y cuando estén conectados por un puente salino y un conductor eléctrico.

Procesos REDOX espontáneos. Celdas galvánicas o pilas

Los procesos redox espontáneos pueden ser aprovechados para generar trabajo eléctrico ya que implican una transferencia de electrones, de modo que este movimiento produce el trabajo. El dispositivo que se utiliza se denomina celda galvánica o pila. El movimiento de electrones se produce por un camino externo, que es un conductor eléctrico, y no directamente entre los dos reactivos.

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La siguiente figura representa un esquema de una celda galvánica, concretamente la pila Daniells:

La pila consta de dos vasos que contienen por un lado sulfato de cinc y una barra de cinc metálico y por otro lado sulfato de cobre (II) y una barra de cobre metálico. Las disoluciones se unen mediante un puente salino que contiene una disolución conductora y que permite cerrar el circuito eléctrico. Como disoluciones conductoras se suele utilizar KCl o KNO3.

Si las dos barras se conectan por un conductor metálico, se produce una reacción de modo que el cinc metálico comienza a disolverse y sobre la barra de cobre se deposita cobre de la disolución.

Los electrones fluyen en el circuito desde el ánodo (donde se produce la oxidación) hasta el cátodo (donde se produce la reducción).

Mediante un voltímetro es posible determinar la diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo. La diferencia de potencial se mide en voltios (V), que es energía por unidad de carga.

Hay un convenio internacional para la notación de celdas galvánicas denominado diagrama de celda o diagrama de célula. Para la pila Daniell, éste sería:

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A la izquierda se indica el ánodo y a la derecha el cátodo. Una barra vertical indica una interfase y dos barras el puente salino.

Potencial y energía libre. Ecuación de Nernst.

El flujo de electrones que se produce desde el ánodo al cátodo se debe a la diferencia de energía potencial entre ambos. Una celda genera un potencial (E) entre los dos polos (cátodo y ánodo), que proporciona la fuerza electromotriz necesaria para mover los electrones.

El potencial normal (E0) es el medido en condiciones normales. El potencial de la celda será la suma de los potenciales de cada electrodo:

Puesto que los sistemas de medida de potenciales sólo pueden medir diferencias de potencial, debe tomarse un valor de referencia para los potenciales de los electrodos. Este electrodo de referencia es el electrodo normal de hidrógeno, en el que ocurre la siguiente reacción:

Este electrodo es reversible y actuará como cátodo o ánodo según el electrodo al cual se acople. El potencial que se le asigna es de E0 = 0 V a cualquier temperatura si la concentración de H+ es 1M y la presión parcial de H2 es 1atm.

La serie electroquímica, donde se recogen todos los potenciales, utiliza por convenio los potenciales de reducción de los electrodos. Los potenciales de oxidación tendrán el mismo valor pero con signo contrario.

Por ejemplo:

De los dos electrodos que formen la pila, el de menor valor de potencial formará el ánodo (más reductor, el polo negativo) y el de mayor valor el cátodo (más oxidante, el polo positivo).

Para el Cu2+, el potencial de reducción estándar es E0=+0,34V, de ahí que puesto que el valor es mayor que para el Zn2+, éste último sea el ánodo y el primero el cátodo.

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El potencial de una pila depende de las especies que intervengan y de sus concentraciones. La ecuación de Nernst relaciona el potencial de la celda con la concentración de las especies químicas y con la temperatura a partir de consideraciones termodinámicas.

Para una reacción general:

La ecuación de Nernst será:

donde K es la constante de equilibrio, R la constante de los gases, T la temperatura en Kelvin, F la constante de Faraday y n el número de electrones.

Considerando el valor de las constantes de los gases y de Faraday, temperatura igual a 298K y realizando al conversión entre logaritmo decimal y neperiano se obtiene:

Un potencial de celda positivo indica que el proceso es espontáneo. En caso contrario significa que el proceso que se está dando es el inverso. Si el potencial es cero indica que la reacción redox ha alcanzado el equilibrio.

2.- OBJETIVOS

Montaje de una pila Daniell y conocimiento del funcionamiento de la misma. Identificar y diferenciar los conceptos oxidación, reducción, oxidante, reductor. Obtener información de la serie electromotriz Relacionar el potencial de la pila con la concentración de los iones implicados.


Reactivos necesarios:- Disolución saturada de nitrato de potasio (o cloruro de potasio)- Una lámina de cinc y otra de cobre - Sulfato de cobre (II) y sulfato de cinc.

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Material específico: 4 vasos de precipitados de 250 mL, 1 agitador magnético, 1 espátula, balanza, 1 vidrio de reloj, 4 matraces aforados de 100 mL, 1 pipeta de 10 mL, 1 tubo en U, un soporte, 1 voltímetro de corriente continua y algodón.


o Preparación de 100 mL de disolución 1M de sulfato de cobre (II).

o Preparación de 100 mL de disolución 1M de sulfato de cinc.

o Añadir 75 mL de cada disolución en sendos vasos de precipitado y sumergir los

electrodos en el vaso correspondiente. Guardar el resto.

o Llenar el tubo en U con la disolución saturada de nitrato de potasio y poner en

cada extremo un trozo de algodón a modo de tapón.

o Introducir cada uno de los extremos de la U en un vaso de precipitados y sujetarlo

con un soporte.

o Conectar los electrodos al voltímetro y anotar la diferencia de potencial que marca

éste y el polo al que se conecta cada electrodo (+ ó -).

o A partir de las disoluciones anteriores preparar nuevas diluciones 0,1M ó 0,01M

(según parejas).

o Medir la diferencia de potencial en la pila en los siguientes casos:

[Zn] [Cu] 1 M 0,1 M 0,01 M

1 M

0,1 M

0,01 M

NOTA: Antes de cambiar las disoluciones deben limpiarse los electrodos.

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CUESTIÓN 1.- Calcular las cantidades de sulfato de cobre y de sulfato de cinc necesarias para preparar las disoluciones empleadas en la práctica.

CUESTIÓN 2.- Calcular las diluciones necesarias para preparar las disoluciones de concentraciones 0,1M y 0,01M.

CUESTIÓN 3.- Escriba las semirreaciones que tienen lugar en cada semicelda.

CUESTIÓN 4.- Escriba la reacción redox que tiene lugar.

CUESTIÓN 5.- Realice un esquema de la pila Daniell en el que se indique el ánodo, el cátodo, el sentido en el que circulan los electrones.

CUESTIÓN 6.- Calcular el potencial de la pila Daniell utilizando la serie electromotriz.

CUESTIÓN 7.- ¿Varía el potencial de la pila con el tiempo? ¿Por qué?

CUESTIÓN 8.- Calcular los potenciales teóricos de las distintas pilas que se han montado y compararlos con los valores experimentales obtenidos.

CUESTIÓN 9.- ¿Cuál es la función del puente salino?

CUESTIÓN 10.- La disolución de sal utilizada en el puente salino debe ser concentrada para minimizar el valor del potencial de unión líquida. Busque en una bibliografía adecuada en qué consiste dicho potencial de unión líquida.


PRÁCTICA 8

SÍNTESIS DE SUSTANCIAS INORGÁNICAS. SÍNTESIS DE SALES DE BISMUTO.

1.- INTRODUCCIÓN

Las especies catiónicas M3+ (donde M es un metal del grupo 15 o nitrogenoideos) presentan una baja estabilidad frente a la hidrólisis, que va descendiendo, a medida que avanzamos en el grupo. Además, los cationes M3+ de los primeros elementos del grupo son demasiado polarizantes para poder existir como tales. De hecho, el primer elemento del grupo, el nitrógeno, es un gas diatómico y no metálico. Para el antimonio son pocas las sales que, como el sulfato, contienen el ion tripositivo M3+. En cambio el bismuto es ya un metal pesado y forma varias sales iónicas, como el nitrato, fosfato, clorato, etc... Esto demuestra el aumento del carácter iónico que se produce al descender en el grupo.

El catión trivalente de bismuto se hidroliza fácilmente en medios no fuertemente ácidos dando sales básicas que contienen el catión bismutilo (BiO+) (realmente Bi6O6

+):

Numerosas sales inorgánicas se preparan por reacción de la sal de un ácido débil con un ácido fuerte. La reacción para la obtención del nitrato de bismuto (III), por reacción entre el carbonato de bismuto con ácido nítrico, es un ejemplo típico de esto. También podría obtenerse por reacción del ácido con bismuto metalico. El oxicloruro de bismuto o cloruro de bismutilo, BiOCl, que contiene al ion bismutilo BiO+, se obtiene de la hidrólisis del catión bismuto Bi3+ en medios no fuertemente ácidos, como se comentó anteriormente:

2.- OBJETIVOS

Esta práctica pretende ilustrar el carácter fuertemente ácido del catión Bi3+, mediante la preparación de distintas sales de bismuto a partir de Bi2(CO3)3.

Se prepararán dos sales de bismuto, que contienen, respectivamente, el catión tripositivo y el ión bismutilo, formado en su hidrólisis.

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Reactivos: Ácido nítrico comercial, hidroxicarbonato de bismuto, ácido clorhídrico comercial.

Material específico: Vasos de precipitados de 250 mL y 500 mL, probeta de 25 mL, balanza, agitador magnético con calefacción, termómetro, kitasato, buchner, trompa de vacío, estufa.


PREPARACIÓN DE NITRATO DE BISMUTO (III)

La adición descrita a continuación de carbonato de bismutilo sobre ácido nítrico se realizará en la campana de gases.

En un vaso de 250 mL, se mezclan 12 mL de agua y la misma cantidad de una disolución de ácido nítrico concentrado (comercial) (tenga la precaución de añadir el agua antes que el ácido). Una vez homogeneizada la disolución, añada 8 g de carbonato de bismuto en pequeñas porciones. Cuando se termina la adición, se calienta a 70 °C hasta completar la reacción (Por seguridad, controle la temperatura evitando que borbotee). Si hay algún precipitado, se deja sedimentar y se filtra a vacío. La disolución obtenida se concentra hasta casi sequedad (deben quedar en el vaso de precipitados unos 20 ml, el nitrato de bismuto cristaliza con cinco moléculas de agua) y se enfría en hielo mientras se agita con una varilla de vidrio para que el producto no se quede pegado a las paredes del recipiente y al mismo tiempo favorecer la cristalización. Los cristales transparentes se secan en el embudo buchner. No deben lavarse con agua.

Pese el nitrato de bismuto obtenido.

PREPARACIÓN DE OXICLORURO DE BISMUTO

Se disuelven 5 g de nitrato de bismuto preparado anteriormente en 17 mL de agua, calentando suavemente y añadiendo la cantidad justamente necesaria de ácido nítrico

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El ácido clorhídrico concentrado y el ácido nítrico son CORROSIVOS, provocan quemaduras, IRRITAN las vías respiratorias, los ojos y la piel.


para conseguir su total disolución. Esta disolución se vierte agitando sobre 17 mL de una disolución de ácido clorhídrico al 2,5% fría (que se preparará a partir del ácido clorhídrico comercial) en un vaso de 500mL. Se forma un precipitado y se lava con 500 mL de agua, se filtra a vacío y se seca a temperatura moderada en la estufa. En el filtrado se ensaya si, por adición de más agua, precipita más BiOCl.

Para obtener el BiOCl es necesario que el pH de la disolución no sea demasiado ácido; por tanto, si se añadió exceso de ácido nítrico, será necesario aumentar el pH por adición de mayor cantidad de agua.

Pese el oxicloruro de bismuto (III) obtenido.

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CUESTIÓN 1.- Escriba la reacción entre el carbonato de bismuto y el ácido nítrico. ¿Qué le pasa al ión carbonato en medio ácido?

CUESTIÓN 2.- Calcule el número de moles adicionados de carbonato de bismuto y de ácido nítrico ¿Cuál está en exceso?

CUESTIÓN 3.- El nitrato de bismuto (III) no debe lavarse con agua ¿por qué?

CUESTIÓN 4.- ¿Qué cantidad de nitrato de bismuto (III) pentahidratado se obtendría si el rendimiento de la reacción fuese del 100 %?

CUESTIÓN 5.- A partir de la cantidad de cristales obtenidos, calcule el rendimiento del proceso.

CUESTIÓN 6.- Calcule el número de moles de nitrato de bismuto adicionados y de ácido clorhídrico. ¿Cuál está en exceso?

CUESTIÓN 7.- ¿Qué cantidad de ácido clorhídrico comercial es necesario tomar para preparar 17 ml de una disolución al 2,5%?

CUESTIÓN 8.- ¿Qué cantidad de oxicloruro de bismuto se obtendría si el rendimiento de la reacción fuera del 100%?

CUESTIÓN 9.- ¿Por qué es necesario que el pH de la disolución no sea demasiado ácido para poder preparar el oxicloruro de bismuto? CUESTIÓN 10.- Determinar el rendimiento del proceso de obtención del oxicloruro de bismuto (III).


PRÁCTICA 9

ESTUDIO DE LOS COMPUESTOS DE COORDINACIÓN.

1.- INTRODUCCIÓN

Un complejo o compuesto de coordinación es una sustancia inorgánica en la que un metal (llamado átomo central) enlaza con una o varias especies que reciben el nombre de ligandos. Los ligandos pueden ser aniones o moléculas neutras que presentan átomos con un exceso de carga electrónica. La unión átomo central-ligando se lleva a cabo mediante formación de enlaces covalentes dativos, siendo los ligandos los que aportan los electrones para el enlace. Al conjunto átomo central y ligandos se le denomina esfera de coordinación y se representa entre corchetes. Esta esfera puede ser neutra o iónica, como puede observarse en los siguientes ejemplos:

[Co(H2O)6]3+ [Ag(CN)2]- [Cr(NH3)3Cl3] Ion

hexaaquocobalto (III) Ion dicianoargentato (I) Tricloroammincromo (III)

Los metales de transición se caracterizan por su capacidad de formación de una gran variedad de complejos estables. Esta tendencia es tan grande que, en disolución acuosa siempre se encuentran hidratados o formando iones complejos en los que están presentes ligandos “aqua”. Estos ligandos pueden ser sustituidos por otros si varía el medio en el que están dispuestos.

La mayoría de los complejos que forman los metales de transición presentan colores muy característicos. El número y especialmente el tipo de ligandos unidos al átomo central pueden producir variaciones importantes en el color del compuesto final. A continuación se indican algunos ejemplos de iones complejos junto con la coloración que presentan en disolución acuosa:

Ion hexaaquacobalto (III) [Co(H2O)6]3+ Azul

Ion hexaamincobalto (III) [Co(NH3)6]3+ Rojo

Ion tetraamincobre (II) [Cu(NH3)4]2+ Azul marino

Ion hexaaminníquel (II) [Ni(NH3)6]2+ Violeta

Ferrocianuro férrico Fe4[Fe(CN)6]3 Azul de Prusia

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Hexatiocianatoferrato (III) de hierro (III) Fe[Fe(SCN)6] Rojo sangre

2.- OBJETIVOS

Identificar compuestos de coordinación sobre la base de su color en disolución

acuosa. Estudiar la influencia sobre el color del tipo y número de ligandos.

Observar la sustitución de unos ligandos por otros en la esfera de coordinación.

Reacciones de síntesis de complejos.


PARTE 1

Reactivos necesarios: Disoluciones de cloruro de hierro (III), tiocianato de potasio,

ferrocianuro de potasio (K4[Fe(CN)6]), sulfato de cobre (II) con una concentración

del 1% (p/p) y amoniaco diluido.

Material específico: Tubos de ensayo y pipeta.

PARTE 2

Reactivos necesarios: Sulfato de cobre (II) pentahidrato, amoniaco concentrado, etanol (96%), yoduro de potasio, ácido acético concentrado, disolución de almidón, disolución de tiosulfato de sodio.

Material específico: vaso de precipitados, probeta, equipo de filtración a vacío, matraz aforado, matraz erlenmeyer, bureta.


PARTE 1: OBTENCIÓN E IDENTIFICACIÓN DE COMPLEJOS EN DISOLUCIÓN ACUOSA

1.1.- En un tubo de ensayo, introducir 1 mL de disolución de cloruro de hierro (III). Añadir una o dos gotas de disolución de tiocianato potásico. Observar los cambios producidos e identificar los productos formados, sabiendo que se trata de una reacción de intercambio catiónico. Repetir la experiencia en otro tubo de ensayo, tomando 1 mL de cloruro de hierro (III), verterla en la pileta, llenar el tubo con 2 mL de agua

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destilada y agregar unas gotas de tiocianato. Escribir la reacción, sabiendo que un exceso de tiocianato produce una sal compleja de hierro (III).

1.2.- En un tubo de ensayo, introducir 1 mL de cloruro de hierro (III). Añadir 1-2 gotas de disolución de ferrocianuro de potasio. Escribir la reacción e identificar el complejo formado, indicando su nombre y fórmula.

1.3.- En un tubo de ensayo, introducir 1 mL de disolución de sulfato de cobre. Añadir 1 mL de amoníaco. Escribir la reacción, indicando el nombre y la fórmula del complejo formado.

PARTE 2: PREPARACIÓN DE UN COMPUESTO DE COORDINACIÓN. SUSTITUCIÓN

DE LIGANDOS

La síntesis del sulfato de tetraamincobre (II) monohidrato ilustra un método de sustitución de agua en un complejo acuoso por amoniaco.

o En un vaso de precipitados, disolver 2 g de sulfato de cobre (II) en 20 mL de agua destilada (calentar si es preciso).

o Enfriar la disolución. o Añadir 10 mL de amoníaco concentrado. Agitar hasta que se haya disuelto todo el

precipitado inicialmente formado. o Añadir 30 mL de etanol (96%) para precipitar la sal compleja. o Enfriar y filtrar a vacío. Lavar los cristales con alcohol y dejar secar el sólido en la

trompa de vacío durante 10 minutos. o Escribir la reacción ajustada, sabiendo que se trata de una sustitución de ligandos a

partir del sulfato de tetraacuacobre (II) monohidrato.o Disolver 1,5 g del complejo obtenido en agua y llevar la disolución hasta 100 mL en

un matraz aforado. o Tomar 10 mL de dicha disolución y verterlos en un matraz erlenmeyer. Añadir 1 mL

de ácido acético concentrado. o Añadir 1 g de yoduro de potasio. Se forma un precipitado blanco de yoduro de

cobre (I) y yodo (de color pardo rojizo). Escribir la reacción ajustada.o Agregar 2,5 mL de almidón y valorar el yodo liberado en la reacción anterior con

disolución de 0,1 M de tiosulfato de sodio. El punto final de la valoración viene dado por la desaparición del color azul, quedando el precipitado blanco de yoduro de cobre (I). El tiosulfato de sodio pasas a tetrationato de sodio (Na2S4O6). Escribir la reacción ajustada.

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CUESTIÓN 1.- Escriba todas las reacciones de los ensayos realizados en la primera parte de la práctica nombrando cada uno de los reactivos y productos y describiendo los cambios de color que se han observado.

CUESTIÓN 2.- Calcular el rendimiento de la reacción de obtención de la sal compleja en la síntesis de tetraamincobre (II) monohidrato y determinar el porcentaje de cobre en la sal compleja a partir de los mL de tiosulfato consumidos.


PRÁCTICA 10

CRISTALIZACIÓN Y OXIDACIÓN DE METALES.

1.- INTRODUCCIÓN

Los metales poseen distinta capacidad para reducirse u oxidarse y, por lo tanto, presentan distinto poder oxidante o reductor. Cuando un metal tiende a oxidarse, entonces es capaz de perder electrones con gran facilidad. Estos electrones servirán para reducir a otra sustancia: por lo tanto, un metal con tendencia a oxidarse actúa como reductor. Por el contrario, un metal que presente mayor facilidad para captar electrones se reducirá "arrancando" electrones de otra sustancia. Este metal actuará así como un oxidante.

La naturaleza diferentemente oxidante o reductora de los metales es la causa de que, puestos en contacto, desarrollen entre ellos reacciones redox por la transferencia de electrones desde el metal más reductor hasta el más oxidante. Los metales que se oxiden perderán electrones y se transformarán en iones solubles, mientras que los metales que se reducen, si están previamente en forma iónica, pasarán a su estado atómico fundamental y precipitarán en forma sólida. Este fenómeno se conoce como cristalización de los metales.

La corrosión puede definirse como el deterioro de un material a consecuencia de un ataque químico en su entorno. La inestabilidad espontánea (o corrosión) de los metales es el resultado de reacciones de transferencia de carga en la interfase electrizada entre el metal y el aire húmedo que contiene CO2 y NaCl.

En esta práctica no se trata de estudiar a fondo el fenómeno de la solidificación o de la cristalización metálica, sino de relacionar este hecho con las propiedades químicas redox que presentan diferentes grupos de metales. Estos, al igual que otras muchas sustancias, presentan diferente capacidad reductora u oxidante. La forma de cuantificar esta propiedad es utilizando como parámetro el potencial estándar de reducción (Eo) para cada metal. El potencial estándar de reducción es una medida de la facilidad con que los iones metálicos pueden captar electrones, es decir, la facilidad con que pueden reducirse. Este parámetro se cuantifica respecto a un valor tomado como valor cero (el de la reacción 2H + + 2e- H2) y se mide siempre a temperatura de 25°C y para una concentración 1 M de los iones metálicos (condiciones estándar).

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Cristalización de metales

Cuanto más positivo sea el valor del potencial estándar de reducción para una semirreacción, mayor será la tendencia a que dicha semirreacción ocurra en la dirección hacia la derecha; por tanto, mayor será la tendencia del ion a reducirse y a comportarse como un oxidante.Por el contrario, cuanto más negativo sea el valor, mayor será la tendencia de la semirreacción a producirse en sentido contrario al representado (mayor tendencia a desplazarse hacia la izquierda). Por tanto, el ion tenderá más fuertemente a oxidarse, esto es, a comportarse como un reductor. En la tabla de potenciales se pueden ver los valores de los potenciales estándar de reducción para algunos elementos, metálicos y no metálicos.En esta práctica se trata de aprovechar la diferencia en la capacidad oxidante y reductora de algunos metales para formar cristales de los metales que tengan más tendencia a reducirse (Ios más oxidantes). Si por ejemplo colocamos un pedazo de alambre de cobre en una solución de nitrato de plata (AgNO3), tendremos en el medio átomos de cobre e iones de plata (Ag+), además de iones nitrato que no presentan mayor interés. De acuerdo con los datos de la tabla, los iones de plata tienen un potencial de reducción estándar más positivo que los iones de cobre (Cu2+) y por tanto muestran una mayor tendencia a reducirse que los iones de cobre. La reacción redox sería:

2Ag+(aq) + Cu(s) Ag(s) + Cu2+

(aq)

Se formaría entonces un depósito de plata cristalizada en el medio acuoso.

Por la misma razón, y en función de los valores de potenciales estándar de reducción observados en la tabla:

Cu 2+(aq) + Fe(s) Cu(s) + Fe 2+

(aq)

Pb2+(aq) + Zn(s) Pb (s) + Zn2+

(aq)

Estas reacciones darán lugar a la formación de depósitos cristalinos de cobre y de plomo.

Corrosión

Un metal que se corroe está formado por una zona sumidero de electrones, en donde se produce la reacción de oxidación del metal (disolución del metal), un conductor electrónico que lleva los electrones hasta la región fuente de electrones, lugar en el

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que ocurre la reacción de reducción y un conductor iónico que mantenga el flujo de la corriente de iones y actúe como medio para que se lleve a cabo la reacción electródica.

Un aspecto importante de la corrosión de los metales es conocer cuál es la reacción catódica. Teóricamente, puede ser cualquier reacción que tenga un potencial de equilibrio de la reacción de disolución del metal. En la práctica es una reacción del tipo A + ne- → D, en que A es una especia aceptadora de electrones presente en el electrolito que se encuentre en contacto con el metal que experimenta la corrosión. En los electrolitos acuosos los aceptores de electrones que invariablemente están presentes son los iones H3O+ y el oxígeno disuelto, siendo las reacciones:

2H3O+ + 2e- 2H2O + H2 (disoluciones ácidas)

O2 + 4H+ + 4e- 2H2O (disoluciones ácidas)

O2 + 2H2O + 4e- 4OH- (disoluciones alcalinas)

El proceso de corrosión puede prevenirse de múltiples formas. Una de ellas es la técnica del recubrimiento metálico. Estos recubrimientos se aplican de modos diversos y sirven como películas protectoras o como materiales que se corroen en lugar de los metales a los que cubren. En el caso del acero galvanizado (acero recubierto de cinc), el cinc posee una mayor tendencia a la oxidación y, por lo tanto, constituye el ánodo de la reacción. El acero actuará como cátodo y no sufrirá oxidación alguna.

En esta práctica vamos a estudiar las reacciones de oxidorreducción que tienen lugar en varios clavos en los que se provocan fenómenos de corrosión. Comprobaremos que en los clavos de hierro existen zonas con diferente potencial anódico, esto es, con distinta capacidad para la oxidación. En las zonas sometidas a mayor tensión (cabeza y punta del clavo) el metal es más anódico y por tanto más fácilmente oxidable. El hierro metálico se oxida a hierro (II).

2Fe(s) 2Fe2+(aq) + 4 e –

El ion ferroso reacciona con el ferricianuro potásico para producir un precipitado azul, el azul de Prusia. Los electrones cedidos por los dos extremos del clavo atraviesan su parte central y ahí reducirán al oxígeno disuelto en una disolución de gel, para transformarlo en iones hidroxilo. El incremento de la concentración de iones OH -

ocasiona un cambio de color del indicador fenolftaleína, que virará de incoloro a rosa.

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2.- OBJETIVOS

Observar de forma cualitativa el proceso de cristalización de algunos metales en presencia de otros metales diferentes, en virtud de reacciones de oxidorreducción.

Visualizar el proceso de corrosión de un clavo de hierro y el efecto de varios tratamientos sobre la corrosión del clavo.


1) Cristalización de metales

Reactivos: Alambre de cobre, clavos de hierro, zinc en granalla, disoluciones de nitrato de plata (AgNO3) al 2%, sulfato cúprico solución al 5% (CuSO4), nitrato de plomo (II) solución al 5% Pb(NO3)2.

Material específico: Vasos de precipitado (2 de 50 mL), Tubos de ensayo, Placas Petri, Kitasato y Buchner.

2) Corrosión

Reactivos: Clavos de hierro, acero galvanizado, cobreados y cromados, papel de aluminio, agar-agar en polvo.

Material específico: Vaso de precipitado de 250 mL, placa Petri.

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1) Cristalización de metales

Precipitación de cristales de plata: llevar a un tubo de ensayo previamente pesado, 10 mL de la disolución de nitrato de plata y, a continuación, introducir en él un pedazo de alambre de cobre que anteriormente se habrá pesado. Al cabo de unos minutos se observarán de forma vistosa los cristales; se decanta entonces el líquido y el tubo con el alambre de cobre y la plata depositada se introduce en una estufa para ser pesados cuando estén secos. A partir de la masa del sólido, calcular la cantidad de cobre que se ha disuelto y la de plata depositada.

Precipitación de cristales de cobre: pesar 3 o 4 clavos de hierro y colocarlos en un vaso de precipitado de 50 mL previamente llenado con 30 mL de una disolución de sulfato de cobre (II) y observar la formación de cristales. Decantar, llevar a la estufa y pesar tras secado. Calcular la cantidad de cobre depositado sobre el hierro.

Precipitación de cristales de plomo: colocar zinc en granalla en un vaso de precipitado que contiene 30 mL de la solución de nitrato de plomo y observar el crecimiento arborescente de los cristales de plomo que se depositan sobre el zinc. Posteriormente retirar la disolución y secar en estufa. Calcular la cantidad de plomo depositado sobre el Zn. Realizar la misma operación utilizando zinc en polvo. En este caso, tendrá que pesarse exactamente una cierta cantidad de Zn en polvo (aproximadamente 1 g) y colocarlo en un tubo de ensayo, al que se le añadirá 10 mL de la disolución de nitrato de plomo. Tras media hora de reposo en el tubo de ensayo, filtrar a vacío, secar en la estufa y pesar.

2) Corrosión

Preparar una disolución de agar-agar. Se vierte 4 g de goma en 100 mL de agua en un vaso de precipitados y se pone a calentar en una placa calefactora con agitación constante. Cuando la gelatina está completamente disuelta, se deja enfriar un poco la disolución y cuando está templada, añadir con ayuda de un cuentagotas unas 10 o 12 gotas de la disolución de ferricianuro de potasio 0,5 M y unas 10 gotas de fenolftaleína, siempre con agitación.

Preparar dos placas de Petri, cada una de ellas con tres clavos. En la primera colocar un clavo normal otro clavo normal doblado por su parte central y un tercer clavo galvanizado. En la segunda placa Petri, colocar un clavo normal recubierto en parte de papel de aluminio, un clavo cobreado y un último clavo cromado.

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Verter en ambas placas la disolución de agar (con el ferricianuro y la fenolftaleína) sobre los clavos, de manera que estos queden completamente cubiertos por el agar.

Al cabo de unos minutos puede observarse una cierta coloración tenue en la cabeza y en la punta de los clavos. Anotar las diferencias que aparecen en los distintos clavos.

Nota: Es importante no mover la placa una vez colocados los clavos. El cambio de color de la disolución gel se observa mucho más claramente al cabo de un día o más.

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CUESTIÓN 1.- Anotar las operaciones necesarias para calcular el rendimiento de la cristalización de la plata.

CUESTIÓN 2.- A la vista de la tabla de potenciales normales, proponer otros dos experimentos de cristalización.

CUESTIÓN 3.- ¿De qué manera se podrían redisolver los cristales precipitados de metales? ¿Qué diferencia se observa entre este fenómeno y el de electrodeposición? ¿Guarda alguna relación con la corrosión?

CUESTIÓN 4.- Consultar la tabla de potenciales de reducción estándar para el hierro y el aluminio y responder a las siguientes preguntas:

a. ¿Qué metal, Al o Fe, tiene mayor capacidad para oxidarse?, ¿Cuál de los dos es más oxidante? Si estos dos metales se ponen juntos en una disolución acuosa que contenga iones de ambos, ¿qué metal resultará reducido y cuál oxidado?

b. De acuerdo con las respuestas del apartado anterior, ¿por qué los materiales de aluminio sufren una corrosión mucho más lenta que los de hierro?, ¿sería el aluminio un buen protector para evitar la corrosión del hierro?

CUESTIÓN 5.- Consultar la tabla de potenciales y localizar otros metales que sean más fácilmente oxidables que el hierro y que, por tanto, puedan protegerlo de la corrosión. Explique en qué consiste y para qué se emplean los ánodos de sacrificio. Describa brevemente algún ejemplo práctico de los ánodos de sacrificio.


ANEXO. Tabla de potenciales estándar de reducción.

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PRÁCTICA 11

REACCIONES DE COMPUESTOS NITROGENADOS

1.- INTRODUCCIÓN

El nitrógeno es el elemento más abundante en la atmósfera, pero su presencia en la litosfera es pequeña debido a su baja reactividad a temperatura ambiente. En los compuestos nitrogenados, el nitrógeno está presente con estados de oxidación comprendidos entre –3 y +5.

Entre los principales compuestos nitrogenados están el amoníaco, así como los óxidos de nitrógeno, entre los que destacan el monóxido y el dióxido. En el amoníaco (NH3), el nitrógeno presenta estado de oxidación –3. Es una sustancia básica, con carácter reductor y muy soluble en agua. Aunque a nivel industrial, el amoníaco se prepara a partir de sus elementos constitutivos, en el laboratorio se puede obtener por descomposición térmica de sales de amonio, como el bicarbonato:

(NH4)HCO3(s) CO2(g) + NH3(g) + H2O(l)

El monóxido de nitrógeno (NO) se forma en la atmósfera a partir de nitrógeno y oxígeno gaseosos debido a la acción de descargas eléctricas. Una vez formado, reacciona con oxígeno produciendo el dióxido (NO2). Esta reacción se produce también en los motores de combustión, emitiéndose a la atmósfera estos gases nitrogenados que son altamente contaminantes. En el laboratorio, se pueden obtener estos óxidos por ataque de cobre metálico con ácido nítrico. El empleo de ácido diluido origina NO (gas incoloro), mientras que si el ácido está concentrado, se obtiene el dióxido (gas de color pardo):

3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) 3 Cu (NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l)

Cu (s) + 4 HNO3(aq) Cu (NO3)2(aq) + 2 NO2(g) + 2 H2O(l)

En estos óxidos, el nitrógeno presenta valores intermedios en su estado de oxidación, por lo que dichos óxidos pueden participar tanto de reacciones de oxidación como de reducción.

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2.- OBJETIVOS

Síntesis del amoníaco por descomposición térmica de una sal de amonio y estudio de algunas de sus propiedades químicas.

Síntesis de NO y NO2 por acción del ácido nítrico sobre un metal y estudio de algunas de sus propiedades químicas.


Reactivos necesarios: bicarbonato amónico sólido, torneaduras de cobre, disolución saturada de sulfato de cobre, disolución comercial de amoníaco, ácido nítrico concentrado (solución comercial) y diluido, disolución de yoduro de potasio 0.1 M, disolución de permanganato de potasio 0.01M, indicador rojo de metilo.

Material específico: 1 matraz erlenmeyer de 100 mL, 1 matraz de fondo redondo de 100 mL, pieza destilación 75º, colector acodado, 3 ó 4 vasos de precipitado de 50 ml, probeta de 100 ml, pipeta graduada de 5 ó 10 ml , émbolo, papel indicador de pH, 6 tubos de ensayo grandes ( 25 ml) con tapón y 4 pequeños ( 10 ml), gradilla, pinzas de matraz, grapas metálicas, trípode, aro de hierro y rejilla de amianto, vidrio de reloj y espátula.


Tomar el matraz de fondo redondo y el erlenmeyer de 100 ml. Introducir en el matraz de fondo redondo 4 g de bicarbonato amónico (matraz A de la figura) y en el erlenmeyer 30 ml de agua destilada (matraz B). Realizar el montaje indicado en la figura. El extremo del colector acodado debe quedar inmerso en el agua. Todas las uniones deben asegurarse con grapas. Tapar el extremo superior de la pieza 75º.

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El amoníaco es una sustancia volátil que irrita las fosas nasales. Los ensayos que requieren el empleo de una disolución concentrada de amoníaco deben hacerse en la campana extractora. Si se desea apreciar el olor de una disolución amoniacal, no se debe acercar el recipiente directamente a la nariz sino abatir el vapor desprendido con la mano.

Tanto el óxido nítrico como el dióxido de nitrógeno son gases tóxicos por lo que las reacciones de síntesis de los mismos deben hacerse en la campana.


Al descomponerse el bicarbonato por la acción del calor, el dióxido de carbono producido se desprende al aire, mientras que el amoníaco se disuelve en el agua. Debe asegurarse que el bicarbonato se caliente bien para que los gases se desplacen hacia el agua y no al revés. Una vez completada la reacción, retirar el matraz B con la disolución amoniacal y taparlo.

Comprobar el carácter básico de la disolución amoniacal obtenida mediante papel indicador. Para identificar la presencia de amoníaco, realizar el experimento siguiente: tomar dos tubos de ensayo grandes. Introducir en cada uno 2 ml de disolución saturada de sulfato de cobre y 2 ml de agua destilada. Añadir gota a gota a uno de los tubos, una disolución concentrada de amoníaco (disolución comercial). Inicialmente, se observará la aparición de un precipitado debido a la formación de óxido de cobre insoluble. Al añadir más amoníaco, el precipitado se disuelve formándose el complejo sulfato de tetraamíncobre ([Cu(NH3)4]SO4) de color azul intenso. Repetir el ensayo añadiendo al otro tubo la disolución amoniacal obtenida en el experimento anterior y comprobar que se comporta de la misma manera.

Colocar en una gradilla o dentro de un vaso de precipitado, los 4 tubos de ensayo pequeños e introducir algunas torneaduras de cobre en cada uno. Llevar los cuatro, junto con otros cuatro tubos grandes, a la campana extractora. Introducir uno de ellos, con el extremo abierto hacia arriba, en un vaso de precipitados de 50 ml en el que, previamente, se han echado 10 ml de agua destilada. Verter dentro del tubo de ensayo 3 ml de ácido nítrico diluido. Colocar un tubo de ensayo grande invertido cubriendo el tubo pequeño, a fin de recoger el NO producido en la reacción, tal y como se indica en la figura. El extremo del tubo debe quedar introducido en el agua. Una vez completada la reacción, retirar el tubo de ensayo grande y dejar en la gradilla. Observar si, con el tiempo, se produce un pardeamiento del gas.

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Repetir el proceso con los otros 3 tubos que contienen torneaduras de cobre pero empleando ácido nítrico concentrado y sin echar agua destilada dentro del vaso en el que se encuentra el tubo de ensayo, ya que el óxido nítrico no es soluble en agua pero el NO2 sí. Una vez retirado el tubo de ensayo grande, dejar en la gradilla cubierto con un tapón.

Introducir en uno de los vasos de precipitado 20 ml de agua destilada con 1 o 2 gotas de indicador rojo de metilo. En otro, 20 ml de disolución de yoduro de potasio y en otro vaso, 5 ml de disolución de permanganato de potasio y 10 ml de agua destilada. Anotar el color que presenta cada uno de los sistemas anteriores. Destapar uno de los tubos que contiene el NO2 recogido en el ensayo anterior e introducirlo invertido en el vaso que contiene el agua con el indicador, tal como se muestra en la figura. Al disolverse el gas en el agua, el líquido asciende por el tubo.

Repetir el proceso introduciendo otro de los tubos con dióxido de nitrógeno en la disolución de yoduro de potasio. Introducir el tercer tubo en la disolución de permanganato. Anotar los cambios.

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CUESTIÓN 1.- Escribir todas las reacciones que han tenido lugar, teniendo en cuenta que el dióxido de nitrógeno reacciona con agua dando ácidos nitroso y nítrico y que puede actuar como oxidante o como reductor (ver datos de potenciales de reducción de la práctica anterior). La reacción de oxidación del ácido nitroso a ácido nítrico se describe mediante la siguiente reacción:

HNO2 + H2O NO3- + 3H+ + 2e-; E0 = -0.94 V

Explicar los cambios de color que han tenido lugar en los tubos de ensayo.


PRÁCTICA 12

PROPIEDADES QUÍMICAS DEL ALUMINIO

1.- INTRODUCCIÓN

El aluminio es el elemento metálico más abundante en la corteza terrestre. El aluminio se obtiene industrialmente a partir de la bauxita, que es una mezcla de óxidos hidratados de Al (III), Fe (III) y Si (IV). Sus aleaciones tienen aplicación en aviones, vehículos espaciales y utensilios caseros. Por otro lado, la creciente demanda de comidas preparadas o semielaboradas ha incrementado el uso del mismo como material de envoltura, en forma de láminas delgadas, siendo además el componente principal de las latas para bebidas.

El aluminio es un metal muy reductor y por tanto se oxida fácilmente a óxido de aluminio, ya que su potencial normal de reducción es comparable al de los metales alcalinos y muy inferior al de otros metales como Zn, Fe, Cu o Ni. Otra propiedad interesante del aluminio es su carácter anfótero, es decir, se disuelve tanto en ácidos como bases, propiedad que se hace extensiva a sus óxidos.

Las propiedades ácido-base del Al así como sus propiedades redox se ponen de manifiesto mediante la preparación de un alumbre. Los alumbres constituyen una clase importante de compuestos de aluminio. Son sulfatos dobles de aluminio hidratados, de fórmula general MeAl(SO4)2 12H2O, donde Me es un catión monovalente. El alumbre de potasio que sintetizaremos en la práctica tiene aplicaciones en la industrial textil (teñido de ropa), también se emplea en el proceso de depuración de agua y como coagulante para detener hemorragias.

2.- OBJETIVOS

Estudiar el comportamiento del aluminio en diferentes medios. Sintetizar el alumbre de potasio, KAl(SO4)2·12H2O. El proceso se basa en una

primera reacción de óxido-reducción entre aluminio e hidróxido de potasio, con formación de la sal compleja tetrahidroxoaluminato (III) de potasio (K[Al(OH)4]) y de hidrógeno gaseoso. El segundo paso es una reacción ácido-base. Se agrega ácido sulfúrico, el cual neutraliza el exceso de hidróxido de potasio y los grupos OH-

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del complejo. La solubilidad del alumbre disminuye con la temperatura, por lo que al enfriar la disolución anterior en un baño de hielo cristaliza el KAl(SO4)2·12H2O.


Reactivos necesarios: papel de aluminio, Al en virutas, disoluciones de KOH 3 M, H2SO4 4 M, HNO3 3 M, HCl 3 M, NH3 6 M, disolución de KOH 1,5 M, disolución de ácido sulfúrico 9 M, etanol, baño con hielo.

Material específico: gradilla y tubos de ensayo, pinzas de matraces con nuez, 1 matraz erlenmeyer, 1 vaso de precipitado de 250 ml y otro de 100 ml, embudo cónico, una probeta de 100 ml y otra de 25 ml, pipeta graduada de 10 ml, émbolo, trípode, aro de hierro y rejilla de amianto, vidrio de reloj, cápsula de porcelana, espátula, kitasatos, embudo Buchner.

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Al comienzo de la síntesis del alumbre de potasio se desprende hidrógeno gaseoso. El proceso debe hacerse en ambiente ventilado y evitando acercar la cara al vaso donde se está haciendo la reacción. En este proceso se emplea una disolución concentrada de potasa que es muy irritante. Emplear guantes. La manipulación del ácido sulfúrico comercial debe hacerse en campana. Para diluirlo, se vierte el ácido sobre el agua, lentamente y dejando que se enfríe el sistema.



3) Reactividad del aluminio frente a ácidos y basesEn cada uno de los tubos de ensayo, poner un trozo de papel de aluminio.A continuación añadir a cada tubo unos 2 mL de las disoluciones siguientes: KOH 3 M, NH3 6 M, H2SO4 4 M, HNO3 3 M y HCl 3 M. Observar y anotar los fenómenos que tiene lugar en cada caso.4) Síntesis de un alumbre de potasioColocar 1 g de Al en virutas en un vaso de precipitados de 250 ml. Añadir 50 ml de solución acuosa de KOH 1,5 M. Calentar la mezcla hasta que cese el desprendimiento de hidrógeno y se disuelva el aluminio (normalmente esta operación tarda entre 20-25 minutos en función del tamaño de las virutas de aluminio). Reponga con agua destilada para mantener el volumen. Si queda un residuo negro, filtrar en un embudo cónico recubierto de papel de filtro. Recoger el filtrado.

Preparar 20 mL de ácido sulfúrico 9 M, por dilución del ácido comercial en una probeta (leer los requerimientos de seguridad). Agregar gota a gota este ácido sobre el filtrado líquido recogido anteriormente. Mientras se añade el ácido mantenga la disolución caliente y en agitación. Si se forman cristales blancos, calentar y filtrar en caliente usando un embudo cónico cubierto con papel plegado. Introducir la solución en un baño de hielo hasta que aparezcan cristales. Filtrar los cristales obtenidos a vacío, lavarlos con etanol y secarlos a temperatura ambiente. Pesar los cristales obtenidos

5) Determinación de las moléculas de hidratación del alumbrePesar una cápsula de porcelana bien limpia y seca. A continuación, pesar en la cápsula 3 g del alumbre sintetizado (anotar el peso exacto). Calentar la cápsula con la muestra en un mechero (montando el dispositivo adecuado) hasta que no se observe desprendimiento de agua. Dejar enfriar la cápsula y pesar.

Determinar la pérdida de peso y el número de moléculas de hidratación del alumbre sintetizado.

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CUESTIÓN 1.- Explicar el comportamiento del aluminio frente a las disoluciones de ácidos o bases empleadas en el ensayo de solubilidad. Discutir los fenómenos observados durante el proceso de disolución del aluminio. Escribir las reacciones que

tienen lugar.

CUESTIÓN 2.- Escribir todas las reacciones implicadas en la síntesis del alumbre. Pesar los cristales obtenidos y calcular el rendimiento del proceso de síntesis.

CUESTIÓN 3.- En base a las reacciones implicadas en la síntesis del alumbre explicar por qué productos básicos cómo la lejía no se guardan en recipientes de aluminio.


PRÁCTICA 13

SÍNTESIS DE LA ASPIRINA. DETERMINACIÓN DEL CONTENIDO EN ÁCIDO ACETILSALICÍLICO DE UNA TABLETA COMERCIAL.

1.- INTRODUCCIÓN

La corteza de sauce ha sido desde tiempo inmemorial el tratamiento contra la fiebre y el dolor. Es decir, un antipirético y analgésico. Las posteriores investigaciones y modificaciones de la corteza de sauce dieron con el principio activo de esta planta que los científicos llamaron salicina, que sirve para sintetizar el ácido salicílico. Este compuesto presentaba algunos inconvenientes como su excesivo sabor amargo y la irritación en el estómago que provocaba su ingestión. Cuarenta y cuatro años más tarde del primer intento de acetilación del ácido salicílico, en 1983, Felix Hoffmann, un joven químico de la firma alemana Bayer, consiguió obtener de forma pura y estable el ácido acetilsalicílico comercializado después bajo el nombre de Aspirina. Este nombre comercial de Aspirina viene del vocablo “Spiraea”, que en botánica designa una familia de plantas y de ahí la sílaba “spir”. La letra “A” indica el proceso de acetilación al que se somete el ácido salicílico para convertirse en ácido acetilsalicílico. La sílaba “in” era una terminación empleada con frecuencia para los medicamentos en aquella época.

La aspirina, uno de los medicamentos más populares de la vida moderna, se utiliza no solo por su efecto analgésico sino también por ser un eficaz antipirético y antirreumático y todo ello debido a su efecto vasodilatador. Una sobredosis puede ser mortal. La dosis promedio es de 0.3 a 1 g de ácido acetilsalicílico.

La aspirina (ácido acetilsalicílico) se puede preparar por la reacción que tiene lugar entre el ácido salicílico y el anhídrido acético.

En esta reacción el grupo hidroxilo (-OH) del anillo bencénico del ácido salicílico reacciona con el anhídrido acético para formar un grupo funcional éster. Se trata de una reacción de esterificación. Esta reacción requiere la presencia de un catalizador ácido, H2SO4 en este caso. Cuando la reacción se completa parte del ácido salicílico y del anhídrido acético permanece sin reaccionar junto con el ácido acetilsalicílico, el

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ácido acético y el catalizador. La técnica empleada para purificar el ácido acetilsalicílico de otras sustancias se denomina cristalización. Su principio básico es bastante simple. Al final de la reacción la mezcla estará caliente y todas las sustancias en disolución. En el momento en que se enfria la solubilidad del ácido acetilsalicílico disminuirá y gradualmente se separa de la disolución o lo que es lo mismo cristaliza. Dado que el resto de sustancias permanecen en disolución los cristales formados estarán compuestos principalmente de ácido acetilsalicílico. El proceso de purificación se facilita añadiendo agua tras la formación del ácido. El agua disminuye su solubilidad y disuelve algunas de las impurezas.

Las tabletas de aspirina son ácido acetilsalicílico presionado junto con una pequeña cantidad de material inerte tal como: almidón, metilcelulosa y celulosa microcristalina. Para determinar el contenido en ácido libre se puede realizar una valoración de una disolución de aspirina comercial con disolución de NaOH previamente preparada y normalizada.

2.- OBJETIVOS

Sintetizar un compuesto orgánico como es el ácido acetilsalicílico. Determinar el contenido de ácido acetilsalicílico presente en una tableta comercial

de aspirina. Familiarizarse con medidas de volúmenes y pesos. Poner en práctica técnicas de laboratorio ya estudiadas como la filtración o la

valoración ácido-base. Realizar cálculos estequiométricos a partir de los resultados experimentales

obtenidos.


PARTE 1

Reactivos: Ácido salicílico, anhídrido acético, ácido sulfúrico, hielo. Materiales: Vaso de precipitados, pipeta, probeta, varilla de vidrio, büchner, placa

petri, cápsula de porcelana, papel de filtro.

PARTE 2

Reactivos: Disolución de NaOH, fenolftaleína, ftalato ácido de potasio, tableta de aspirina, etanol.

Materiales: Vaso de precipitados, matraz aforado, embudo, papel de filtro, bureta, erlenmeyer.

4.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL89


PARTE 1.- Síntesis de la aspirina.

o Introducir 5 g de ácido salicílico en un vaso de precipitados de unos 100 mL.

o REALIZAR EN VITRINA: Añadir 10 ml de anhídrido acético y 1 mL de ácido sulfúrico

concentrado.

o Agitar hasta la disolución total y observar el aumento de temperatura.

o Una vez enfriado añadir 50 ml de agua fría y volver a agitar.

o Recoger los cristales filtrándolos a vacío, sin tirar el agua de filtración.

o El agua de filtración se utiliza para arrastrar los restos del vaso de precipitados y se

filtra el resto.

o OPCIONAL: Puede efectuarse una recristalización utilizando etanol. Preguntar al

profesor.

o Se deja secar en el büchner y, una vez filtrado, se pasa a una placa petri

(previamente pesada) donde se deja secar al aire.

o Se pesa al final de la práctica y, si es posible, al día siguiente.

PARTE 2.- Determinación del contenido en ácido acetilsalicílico de una tableta comercial.

o Preparar y normalizar 100 mL de disolución 0.1 N de NaOH.

o Pesar una tableta de aspirina.

o Triturarla en un vaso de precipitados y añadir etanol.

o Verter en un matraz aforado de 50 mL y enrasar con etanol.

o Filtrar a presión normal (con embudo y papel de filtro).

o Valorar el agua de filtrado:

i. Colocar el NaOH previamente normalizado en la bureta.

ii. Colocar 20-25 mL de disolución de aspirina en un erlenmeyer y añadir 3 gotas

de fenolftaleína.

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CUESTIÓN 1.- Calcula el rendimiento de la síntesis de la aspirina.

CUESTIÓN 2.- Determina el porcentaje teórico en ácido acetilsalicílico de la aspirina comercial según los datos proporcionados en el envase.

CUESTIÓN 3.- Calcula el porcentaje de ácido acetilsalicílico en la tableta de aspirina. según los resultados obtenidos experimentalmente.


PRÁCTICA 14

SAPONIFICACIÓN DEL ACETATO DE ETILO

1.- INTRODUCCIÓN

El acetato de etilo es un éster que se obtiene del ácido acético y el etanol mediante la siguiente reacción de esterificación:

CH3COOH + CH3CH2OH CH3COOCH3CH2 + H2O

El acetato de etilo se emplea como disolvente y en las síntesis de sustancias orgánicas y tiene un aroma característico a vino añejo.

En la presente práctica estudiaremos la reacción de saponificación de los ésteres, que consiste en la reacción entre un éster y una base para dar lugar a un alcohol y la sal del ácido del éster. Una de las reacciones más características es la de saponificación de las grasas (ésteres de triglicéridos), que dan lugar a las sales alcalinas de los ácidos grasos superiores, es decir, jabón:

Grasa + Base Jabón + Glicerina

La práctica se divide en dos partes en la primera se realizará la reacción de saponificación con 3 concentraciones diferentes de los reactivos y habrá que determinar a partir de la ecuación química, cuál es el reactivo limitante en cada caso. En la segunda parte, una vez realizada la reacción se procederá a la separación de los productos mediante la operación básica de la destilación. En esta segunda parte se determinará el rendimiento total del proceso.

2.- OBJETIVOS

De la reacción de saponificación del acetato de etilo en unas determinadas condiciones se pretende determinar el reactivo limitante y el rendimiento químico de dicha reacción.

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1) Determinación del reactivo limitante

Reactivos necesarios: Disoluciones de hidróxido de sodio 0,1 M (250 mL) y 0,05 M (preparada a partir de la anterior) y de ácido acético 0,1 M (100 mL), acetato de etilo, ftalato ácido de potasio.

Material específico: Vaso de precipitados, pipeta, erlenmeyer, bureta, matraz aforado.

2) Determinación del rendimiento de la reacción

Reactivos necesarios: Disolución de hidróxido de sodio 2% en peso (100 mL), acetato de etilo, ftalato ácido de potasio.

Material específico: Vaso de precipitados, pipeta, erlenmeyer, bureta, matraz aforado.


1) Determinación del reactivo limitante

Una vez preparadas las disoluciones, trasladarlas a matraces erlenmeyers o a frascos para almacenarlas. Valorar con ftalato ácido de potasio las disoluciones de hidróxido sódico y con la disolución de hidróxido sódico ya valorada titular la disolución de ácido acético.

o Experiencia 1. Tomar 50 mL de la disolución de hidróxido de sodio 0,05 M y 1 mL de acetato de etilo e introducirlas en un matraz erlenmeyer que se tapa. Agitar fuertemente la mezcla y dejar en reposo durante diez minutos. Valorar con ácido acético la disolución acuosa resultante. Anotar la concentración de hidróxido de sodio que contiene dicha disolución.

o Experiencia 2. Repetir el proceso anterior pero mezclando 20 mL de la disolución de hidróxido de sodio 0,05 M y 5 mL de acetato de etilo.

o Experiencia 3. Repetir el proceso anterior pero mezclando 5 mL de la disolución de hidróxido de sodio 0,05 M y 20 mL de acetato de etilo.

2) Determinación del rendimiento de la reacción

Colocar en un matraz de fondo redondo 3 mL de acetato de etilo y 20 mL de la disolución de hidróxido de sodio. Agitar y montar un equipo de destilación con columna de relleno. Este montaje sería similar al realizado en la cuarta práctica (fig. 1) pero añadiendo una columna de relleno entre las partes A y B. Destilar hasta conseguir unos 10 mL de líquido. Dejar enfriar, medir su temperatura y determinar su densidad.

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CUESTIÓN 1.- Escribir la reacción de saponificación del acetato de etilo con hidróxido sódico.

CUESTIÓN 2.- En algún caso de las distintas experiencias realizadas en la primera parte ¿se consumirá todo el hidróxido de sodio presente? Razone la respuesta

CUESTIÓN 3.- Suponiendo que la reacción de saponificación es irreversible, ¿qué cantidad de etanol puede obtenerse en la segunda parte?

CUESTIÓN 4.- Una vez completada la destilación, ¿qué composición tendrá el líquido que queda en el matraz de fondo redondo? ¿Y el líquido destilado?

CUESTIÓN 5.- Medir la densidad del líquido destilado resultante y con la ayuda de la tabla adjunta deducir el porcentaje de etanol en el destilado.

CUESTIÓN 6.- Nombrar las partes del montaje del equipo de destilación de la figura anterior.


MEZCLA DE ETANOL-AGUA (a 20°C)%p Etanol ρdisolución (g/mL) %p Etanol ρdisolución (g/mL) %p Etanol ρdisolución (g/mL)

0,5 0,9991 5,5 0,9903 11 0,98221 0,9981 6 0,9895 12 0,9809

1,5 0,9972 6,5 0,9887 13 0,97962 0,9962 7 0,988 14 0,9782

2,5 0,9953 7,5 0,9872 15 0,97693 0,9945 8 0,9865 16 0,9756

3,5 0,9936 8,5 0,9857 17 0,97434 0,9927 9 0,985 18 0,973

4,5 0,9919 9,5 0,9843 19 0,97175 0,9911 10 0,9836 20 0,9704 100 0,7907

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ANEXO I

VOLUMETRÍAS

1. Concepto

El análisis volumétrico o volumetría consiste en la determinación de la concentración de una sustancia mediante una valoración, que es el cálculo de volumen necesario de una sustancia de concentración conocida (solución patrón) que ha de reaccionar completamente con la sustancia a analizar. La valoración se basa en el hecho de que el punto final de la misma coincide con el punto de equivalencia en el que el número de equivalentes del reactivo coincide con el número de equivalentes de la sustancia problema. En el punto final de la valoración se cumple:

2. Preparación de la disolución valorada

Tenemos dos posibilidades:

a) Usar patrones primarios. b) Prepararla por aproximación y valorarla después.

3. Material en volumetrías

• Erlenmeyer • Matraces aforados • Probetas o pipetas • Buretas

4. Técnica de la valoración

Las normas básicas para cualquier volumetría son las siguientes:

o La bureta se sujeta al soporte mediante una nuez y una pinza. o Se enjuaga la bureta con unos 10 ml del agente que vayamos a introducir en la

bureta y se tiran. o No debe quedar ninguna burbuja en la bureta.

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o La llave de la bureta debe estar suave y perfectamente engrasada. o Se enrasa de modo que la parte inferior del menisco del líquido sea tangente al

cero de la escala. o Bajo el Erlenmeyer es conveniente colocar un trozo de papel de filtro para observar

el viraje. o Es conveniente realizar una primera valoración rápida de modo que sepamos el

volumen aproximado que se gasta. o Posteriormente se realiza otra valoración, vertiendo líquido rápidamente hasta

aproximadamente 2 ml menos que en el caso anterior. o A partir de aquí se realiza la adición de valorante gota a gota. Al llegar al punto de

equivalencia se ve el cambio de color y es en ese momento cuando se da por finalizada la valoración.

o Se hacen como mínimo tres valoraciones concordantes. o Con estos volúmenes se obtiene el volumen promedio, que se toma como volumen

del agente valorante, cuya concentración se conoce. o Se llevan los valores a la ecuación y se obtiene la concentración desconocida.

5. Sistema indicador

Permite conocer el punto final de la valoración. Induce a error de volumen, por lo que a veces se hace un ensayo en blanco (se sustituye el agente a valorar por agua destilada), calculando así el error del indicador.

6. Características de una reacción en análisis volumétrico

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- Rápida. - Cuantitativa, con equilibrio francamente desplazado a la derecha, el valorante debe ser ácido o base fuerte, oxidante o reductor fuerte. - Estequiométrica, que no haya reacciones laterales y que dé productos conocidos. - Que exista sistema indicador apropiado.

7. Patrones primarios

Son sustancias que permiten conocer por pesada la cantidad exacta tomada, ya que no se perturban en contacto con el aire. Se utilizan para conocer la concentración real y exacta de una solución que no sea patrón primario.

Deben tener una serie de características:

- Pureza alta - Estable, que no se altere con el tiempo - No higroscópico ni eflorescente - Fácil de conseguir y que no sea caro - Peso equivalente alto - Solubilidad apreciable - Carácter ácido, base, oxidante o reductor fuerte

8. Tipos de volumetrías

8.1. Neutralización o ácido base

Es la neutralización entre los H + del ácido y los OH - de la base. El indicador es la sustancia orgánica de diferente color que es necesaria añadir al medio ácido o alcalino para ver el punto de neutralización. La fenolftaleína, indicador muy utilizado, es incolora en medio ácido y roja en medio alcalino. Otro indicador frecuente es el naranja de metilo.

Ejemplo de neutralización de NaOH con HCl:

En la bureta tenemos HCl con una Normalidad (N) conocida y en un Erlenmeyer tenemos NaOH, del cual queremos conocer su N (y al que hemos añadido fenolftaleína, dando color rojo). Se va añadiendo HCl hasta que el líquido se vuelve incoloro.

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Como patrones primarios se emplean el carbonato sódico anhidro, el ftalato ácido de potasio...

Si el ácido a valorar es diprótico, tendrá dos puntos de equivalencia y lo mismo sucederá con las bases divalentes.

8.2. Redox

Se basan en procesos de oxidación-reducción. Según el agente valorante, se dividen en:

Agente valorante oxidante. Permanganimetrías, Dicromatometrías, Iodometrías, Iodatometrías...

Agente valorante reductor, como Tiosulfatometrías, Oxalatometrías...

Los patrones primarios son: para los oxidantes el dicromato potásico, bromato potásico, iodato potásico y yodo; y para los reductores el oxalato sódico y el hierro electrolítico.

Los indicadores son: permanganato (autoindicador), almidón en Iodometrías...

La valencia en procesos de oxidación-reducción es el número de electrones intercambiados en el proceso. Así, un ejemplo es:

violeta incoloro (autoindicadora)

La valencia es 5. Se realiza en medio ácido (ácido sulfúrico).

8.3. Precipitación

Se basa en reacciones en las que el agente valorante y el valorado producen un precipitado. Ejemplos característicos son las argentimetrías, como la determinación de cloruros por el método Mohr y Volhard.

Como patrones primarios se emplean plata metálica, nitrato de plata y cloruro potásico; y como indicadores cromato potásico y tiocianato potásico.

8.4. Formación de complejos o complexometrías

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Se forma un complejo entre el agente valorante y el valorado. El agente acomplejante más importante es la complexona II o E.D.T.A. (etilén diamino tetraacético), que se emplea en la valoración del calcio.

8.5. Retroceso

En algunos casos es necesario llevar a cabo un análisis del agente a valorar (A) por adición de un exceso de reactivo (B), determinando después el exceso por valoración con un segundo reactivo (C) de concentración conocida.

nº equivalentes de A + nº equivalentes de C = nº equivalentes de B.

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ANEXO II

VOLUMETRÍAS 2

1.- Preparación de la solución de almidón (indicador)

La solución de almidón es el indicador más empleado en los métodos yodo métricos; reacciona con el yodo aún en grandes diluciones, en presencia de ioduro de potasio, dando una coloración azul intenso debido a un complejo de absorción (ejemplo: una gota de solución 0,1 N de yodo diluida en 100 mL de agua y en presencia de de yoduro de potasio, produce intensa coloración azul con este indicador).

1. Se pesan 2 g de almidón y se mezclan en el mortero con 0,01 g de yoduro de mercurio (II). Se agrega un poco de agua hasta formar una pasta homogénea, la cual se diluye con 30 ml de agua y se vierte poco a poco en un litro de agua hirviendo; se deja en ebullición por tres o cuatro minutos

2. Cuando los insolubles se han separado, se decanta la solución y se conserva en frasco de vidrio.

3. El yoduro de mercurio es un conservante, que evita la descomposición de la solución de almidón. Cuando no es necesario conservar la solución, no es necesario añadirlo.

4. Para cada 100 ml de líquido por titular se usan 2 ml del indicador, y nunca se pondrá éste en las soluciones concentradas de yodo; por regla general, deberá agregarse cuando sólo imparta un color amarillo a la solución, es decir, ya cerca del final de la titulación.

De forma resumida, y si no es necesario conservar la solución: Mezclar 1 gramo de almidón con 15 ml de agua hasta formar una pasta. Diluir hasta 500 mL de agua hirviendo y calentar hasta que la mezcla sea transparente. Enfriar y guardar en un recipiente hermético.

O también, para la preparación del indicador de almidón al 1%: Pesar 0,5 g de almidón soluble y añadir a 5 ml de agua. Mezclar hasta que se forma una pasta uniforme. Poner la pasta en 45 ml de agua hirviendo y agitar de manera continua hasta que se aclare la solución.

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2.- Estandarización de las soluciones de tiosulfato

Las soluciones de tiosulfato no se deben estandarizar pesando directamente, sino que deben estandarizarse con un estándar primario.

Las soluciones de tiosulfato de sodio no son muy estables durante largos períodos.Se pueden utilizar varias sustancias como estándar primario para las soluciones de tiosulfato. El estándar más obvio es el yodo puro, pero rara vez se utiliza porque es difícil manejarlo y pesarlo. Lo más común es emplear un proceso yodométrico, un agente oxidante que liberará yodo a partir de yoduro.

El dicromato de potasio se puede conseguir con un alto grado de pureza. Tiene un peso equivalente bastante alto, no es higroscópico y el sólido y sus soluciones son muy estables. La reacción con el yoduro se realiza en ácido de 0,2 a 0,4 M y se completa en 5 o 10 minutos:

Cr2O72- + 6 I- + 14 H+ → 2 Cr3+ + 3 I2 + 7 H2O

El peso equivalente del dicromato de potasio es igual a un sexto de su peso molecular o 49,03 g/eq. El aire oxida al yoduro de potasio en forma apreciable cuando la concentración del ácido es mayor a 0,4 M. Para obtener mejores resultados se añade al matraz de titulación un poco de bicarbonato de sodio o de hielo seco. El dióxido de carbono que se genera desplaza al aire, después de esto se deja reposar la mezcla hasta que la reacción se termina.

PREPARACION Y ESTANDARIZACION DE UNA SOLUCION DE TIOSULFATO DE SODIO 0,1 N

Procedimiento

Disolver cerca de 25 g de cristales de tiosulfato de sodio pentahidratado en 1 litro de agua recientemente hervida y fría. Adicionar cerca de 0,2 g de carbonato de sodio como conservador y almacenar en un frasco limpio.

Estandarización

Pesar tres porciones de dicromato de potasio puro y seco de cerca de 0,2 g cada una en erlenmeyers de 500 ml.

NOTA: El mejor grado comercial de dicromato de potasio es lo bastante puro para la mayoría de los propósitos. Secar a 150°C si es necesario.

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Disolver cada muestra en cerca de 100 ml de agua y agregar 4 ml de ácido sulfúrico concentrado. A la primera muestra adicionar con cuidado 2 g de carbonato de sodio con una agitación suave con movimientos circulares para liberar el dióxido de carbono.

NOTA: El propósito de esto es eliminar el aire del matraz y disminuir el peligro de la oxidación del yodo por el aire. No agregar demasiado carbonato, sino se utilizará demasiado ácido. La concentración final del ácido es de 0,4 M si se utilizan estas cantidades.

Luego agregar 5 g de yoduro de potasio disueltos en cerca de 5 ml de agua.

NOTA: No dejar reposar la solución porque el aire puede oxidar el yodo. El yodo debe estar libre de yodato o se debe determinar un blanco

Agitar, tapar el erlenmeyer con un vidrio de reloj y dejar reposar la solución durante 3 min.

NOTA: La reacción es algo lenta pero debe completarse en este tiempo.

Diluir la solución hasta cerca de 200 ml y titular con solución de tiosulfato hasta que casi desaparezca el color amarillo del yodo.

NOTA: No se debe agregar almidón a una solución que contiene una gran cantidad de yodo. El almidón se puede coagular y el complejo con el yodo no se puede romper con facilidad. Se obtendrá un punto final erróneo.

Después añadir 5 ml de solución de almidón y continuar la titulación hasta que 1 gota de titulante elimine el color azul del complejo almidón-yodo. La solución final será transparente de color verde esmeralda, el color que le imparte el ion cromo (III).

Tratar las otras muestras con el mismo procedimiento y calcular la normalidad de la solución de tiosulfato. La desviación promedio debe ser de 1 a 3 ppmil.

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guiones prácticas 2011-12

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