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Guía de prácticas

Juan J. Casal – Victoria S. Trípoli 2

SEGURIDAD EN EL LABORATORIO


Las Medidas de Seguridad en Laborator ios son un conjunto de medidas preventivas destinadas a proteger la salud de los que allí se desempeñan frente a los riesgos propios derivados de la actividad, para evitar accidentes y contaminaciones tanto dentro del ámbito de trabajo, como hacia el exterior. Las reglas básicas aquí indicadas son un conjunto de prácticas de sentido común que deberá realizar en forma rutinaria. Deberá conocer la ubicación de los elementos de seguridad en el lugar de trabajo, tales como: matafuegos, salidas de emergencia, botiquín de primeros auxilios, etc. • No comer, beber, fumar o maquillarse dentro del laboratorio. • No pipetear con la boca. Utilice propipetas o peras de goma. • No correr en el laboratorio. Evite además todo desplazamiento innecesario, en particular transportando material y/o reactivos. • No descartar líquidos inflamables o tóxicos o corrosivos por los desagües de las piletas, sanitarios o recipientes comunes para residuos. En cada caso consulte y siga las instrucciones que le dará el docente. • Está PROHIBIDO realizar cualquier experiencia no autorizada por el docente. • Deberá utilizar vestimenta apropiada para realizar trabajos de laboratorio (guardapolvo preferentemente de algodón y de mangas largas, zapatos cerrados, evitando el uso de accesorios colgantes) y el cabello recogido. • Deberá utilizar anteojos de seguridad para prevenir salpicaduras o impactos. Evite el uso de lentes de contacto cuando deba manipular productos químicos que emitan vapores o puedan provocar proyecciones. En ningún caso, se frote los ojos mientras esté trabajando en el laboratorio. • Deberá leer cuidadosamente el protocolo del trabajo práctico ANTES de asistir al laboratorio para su realización. Infórmese sobre la toxicidad y características de cada una de las sustancias que utilizará, disminuyendo así el riesgo de incidentes durante la práctica. • Es imprescindible que mantenga el orden y la limpieza. Será responsable directo de la zona que le haya sido asignada y de todos los lugares comunes. • Evite en todo lo posible derramar sustancias sobre la mesada o el piso del laboratorio. En el desafortunado caso en que esto ocurra, AVISE DE INMEDIATO AL DOCENTE para proceder a su limpieza adecuada. • Lave sus manos cuidadosamente después de cualquier manipulación de laboratorio y antes de retirarse del mismo, ya sea ocasionalmente o al finalizar la tarea de ese día.


• Deje sus efectos personales en los lugares indicados para tal fin, sin bloquear las rutas de escape o pasillos. • Siempre que en la práctica se produzcan gases, vapores, humos o partículas, o en aquellas que pueden ser riesgosas por inhalación, la actividad experimental se deberá llevar a cabo con el extractor encendido. • Apague los mecheros (o no los encienda, según sea el caso) cuando en sus proximidades se esté trabajando con sustancias inflamables (por ejemplo alcoholes). • Al calentar sustancias en un tubo de ensayos deberá tener las precauciones siguientes: o Verifique previamente que el tubo no tenga rajaduras; o NO dirija la boca del tubo hacia usted mismo o hacia cualquier otra persona; o Sujete el tubo con una pinza de madera a unos 3 cm del borde superior; o Caliente suavemente al comienzo, agitando lenta y suavemente el tubo sobre la llama del mechero pero sin tocarla (con más cuidado aún si el contenido del tubo es granulado o en polvo); o Si observa que se desprenden gases, suspenda el procedimiento. o Deje pasar unos minutos hasta que se enfríe el tubo (recuerde la Ley de Murphy del laboratorio que dice “El aspecto del vidrio caliente es el mismo que el del vidrio frío”). • Antes de desconectar el mechero, verifique que la llave de gas esté bien cerrada.

¡Recuerde : Usted también es responsable de la seguridad en su lugar de trabajo !


SÍMBOLOS DE RIESGO O PELIGROSIDAD

Para la correcta manipulación de los productos peligrosos es imprescindible que el usuario sepa identificar los distintos riesgos intrínsecos a su naturaleza, a través de la señalización con los símbolos de peligrosidad respectivos.

Los símbolos de riesgo o peligrosidad son pictogramas o representaciones impresas en fondo anaranjado, utilizados en rótulos o informaciones de productos químiocos. Éstos sirven para advertir sobre la peligrosidad o riesgo de un producto.

La etiqueta es, en general, la primera información que recibe el usuario y es la que permite identificar el producto en el momento de su utilización. Todo recipiente que contenga un producto químico peligroso debe llevar, obligatoriamente, una etiqueta bien visible en su envase que contenga:

a) Nombre de la sustancia o del preparado. Incluido, en el caso de los preparados y en función de la peligrosidad y de la concentración de los distintos componentes, el nombre de alguno(s) de ellos

b) Nombre, dirección y teléfono del fabricante o importador. Es decir del responsable de su comercialización.

TABLA DE SÍMBOLOS DE RIESGO O PELIGROSIDAD


MATERIAL DE LABORATORIO


MATERIAL VOLUMÉTRICO Y MANIPULACIÓN DE

LÍQUIDOS


Cuando un líquido está contenido en un recipiente cilíndrico, la superficie del mismo no aparece de forma horizontal, sino que, debido a la acción de la gravedad, por un lado, y al rozamiento del líquido con las paredes del recipiente, por otro, forma una superficie cóncava, cuya curvatura será tanto más cerrada cuanto menor sea el diámetro del recipiente. A esta curva se le da el nombre de menisco. Cuando se midan volúmenes en recipientes cilíndricos, el valor será determinado por la división de la escala del recipiente que coincida con la base del menisco.

Para efectuar la lectura situaremos la base del menisco a la altura de los ojos; en caso contrario (la base del menisco se encuentra por encima o por debajo de dicha altura), estaremos cometiendo un error en la misma que recibe el nombre de error de paralaje.

Uso de probetas

Material: Probeta graduada

Dos vasos de precipitados Reactivos: Agua Montaje y realización de la experiencia Verter en la probeta una cantidad cualquiera de agua y mirar el volumen, de forma que la parte inferior del menisco que se forma coincida con la lectura que queremos hacer (así se evitará el error de paralaje).

1. Medir 15 ml de agua con la probeta y verterlos en el vaso seco y limpio.

2. Medir después 20 ml y volver a echarlos en el mismo vaso.

3. Repetir la operación con 30 ml.

Verter ahora el contenido del vaso en la probeta y medir el volumen real. Interpretación de los resultados 1. Anotar la lectura del segundo apartado.


2. Calcular teóricamente la cantidad de agua que debe tener el vaso del tercer apartado al finalizar la operación. 3. ¿Coincide el valor teórico y el real? En caso contrario, intente explicar las posibles causas de su diferencia.

Util izac ión de pipetas

La pipeta es un instrumento de mayor precisión que la probeta, y se usa para facilitar el trasvase de cantidades exactas de líquidos de un recipiente a otro. La posición correcta para la utilización de la pipeta es sujetarla por la parte superior con los dedos pulgar, medio y anular, al tiempo que el dedo índice debe situarse sobre el orificio superior. Una vez absorbido el líquido en el interior de la pipeta, el dedo índice permitirá o cerrará la caída de líquido dejando libre el orificio superior o taponándolo, respectivamente. La elección de la pipeta adecuada para efectuar cada operación se realizará tomando la pipeta más pequeña que nos permita coger la cantidad de líquido que se exija en cada caso. La absorción del líquido en la pipeta debe hacerse con propipeta o pera de goma. Propipetas Herramienta de goma, creada especialmente para asegurar la transferencia de líquidos de todo tipo especialmeninte los que poseen propiedades especificas (infecciosos, corrosivos, tóxicos, oloríferos, radiactivos o estériles) Formas de Uso

1. Para expeler el aire presione la válvula A sobre la parte superior del bulbo. 2. Succione el líquido hacia arriba presionando la válvula S ubicada en la parte

inferior. 3. Para descargar presione la válvula E que se encuentra al costado de la válvula S, Las

tres válvulas posen bolillas de vidrio que controlan el vacío para un preciso trabajo de llenado y vaciado de las pipetas.

Propipeta Pera de goma


Material: Pipetas graduadas

Dos vasos de precipitados Reactivos: Agua destilada Montaje y realización de la experiencia Succionar un volumen cualquiera con la pipeta y verter el líquido en el vaso de precipitados vacío regulando el flujo de salida con el dedo índice para conseguir: 1. salida en chorro 2. salida gota a gota 3. detener la salida de líquido. Repetir la operación hasta manipular la pipeta correctamente. A continuación, tomar las siguientes cantidades y verterlas: 1,0 ml 6,2 ml 8,3 ml Interpretación de los resultados 1. Escribir qué pipeta se ha elegido para tomar cada una de las cantidades indicadas anteriormente, razonando el por qué de dicha elección. 2. ¿Por qué es mayor la precisión de la pipeta que la de la probeta? Utilización de buretas

La bureta se utiliza cuando se desea añadir cantidades de líquido cuyo valor se necesita controlar para utilizarlo en posteriores cálculos. El tubo de la bureta está dividido en décimas de centímetros cúbicos, por lo que es un instrumento muy exacto. La posición correcta para manipular la bureta es sujetarla sobre el soporte de manera que podamos ver la escala graduada. Para accionar la llave que libera o corta la salida de líquido se utilizará la mano izquierda (en personas diestras), dejando la mano derecha libre para manipular el recipiente sobre el que vaya a caer el líquido. Si la persona no es diestra, la posición de las manos será justamente la inversa. La vista no ha de fijarse en la llave de la bureta, sino en el nivel descendente del líquido. Enrasar la bureta es llenarla de forma que la base del menisco formado por el líquido coincida exactamente con el cero de la bureta.


Material: Una bureta con su soporte

Dos vasos de precipitados Reactivos: Agua Montaje y realización de la experiencia Montar la bureta sobre el soporte, cuidando que quede en posición vertical. Comprobar que está cerrada la llave de la bureta y echar agua por la parte superior hasta que sobrepase la señal de cero. Abrir ahora muy despacio la llave de la bureta y dejar caer sobre un vaso de precipitados la cantidad de líquido necesaria para que la bureta quede enrasada. A continuación, dejar caer el líquido de la bureta sobre un vaso de precipitados regulando el flujo de salida con la llave para conseguir: 1. salida en chorro 2. salida gota a gota 3. detener la salida de líquido. Volver a enrasar la bureta y verter ahora 17.4 ml exactamente, agitando continuamente con movimientos circulares el recipiente sobre el que se esté recogiendo el líquido. Uso de goteros Material: gotero balanza Reactivo: agua Colocar un vaso de precipitados en la balaza y tararla. Con el gotero verter dentro del vaso 0,1 g contando las gotas. Anotar el número de gotas gastadas. Repetir con 0,2 g, 0,3 g, 0,4 g, 0,5 g, 0,6 g, 0,7 g, 0,8 g, 0,9 g y 1,0 g. Completar la siguiente tabla. Masa de agua (g) Volumen de agua

(ml)* Número de gotas Número de

gotas / Volumen de agua

0,1 0,2 0,3 0,4 0,5 0,6 0,7 0,8 0,9 1,0

Promedio * Considere la densidad del agua como 1,0 g/ml


Realice un gráfico de Volumen de agua en función del número de gotas gastadas.


Densidad de sólidos y líquidos


La densidad es una medida utilizada por la física y la química para determinar la cantidad de masa contenida en un determinado volumen. La ciencia establece dos tipos de densidades. La densidad absoluta o real que mide la masa por unidad de volumen, y es la que generalmente se entiende por densidad. Se calcula con la siguiente formula:

𝐷𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 =𝑀𝑎𝑠𝑎

𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛

Por otro lado, también existe la densidad relativa o gravedad específica que compara la densidad de una sustancia con la del agua; está definida como el peso unitario del material dividido por el peso unitario del agua destilada a 4ºC. Se calcula con la siguiente formula:

𝐷𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑟𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑎 =𝐷𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎

𝐷𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒𝑙 𝑎𝑔𝑢𝑎

A la hora de calcular una densidad, se da por hecho que es la densidad absoluta o real, la densidad relativa sólo se utiliza cuando se pide expresamente. La fórmula de la densidad, masa / volumen, se puede aplicar para cualquier sustancia, no obstante ésta debe ser homogénea. Pues en sustancias heterogéneas la densidad va a ser distinta en diferentes partes. En el caso de que se presente este problema lo que se debe hacer es sacar la densidad de las distintas partes y a partir de las cifras obtenidas extraer el promedio. La densidad de una sustancia puede variar si se cambia la presión o la temperatura. En el caso de que la presión aumente, la densidad del material también lo hace; por el contrario, en el caso de que la temperatura aumente, la densidad baja. Sin embargo para ambas variaciones, presión y temperatura, existen excepciones, por ejemplo para sólidos y líquidos el efecto de la temperatura y la presión no es importante, a diferencia de los gases que se ve fuertemente afectada. Existe un instrumento llamado densímetro o hidrómetro que determina la densidad relativa de los líquidos. Consiste en un cilindro y un bulbo (pesado para que flote) de vidrio que en su interior contiene una escala de gramos por centímetro cúbico. Se vierte el líquido en la parte de la jarra alta y el hidrómetro baja hasta que flote libremente, y en la escala se puede ver qué densidad presenta la sustancia en cuestión. Existen varios tipos de densímetros específicos para distintos líquidos: alcoholímetro (alcohol), lactómetro (leche), sacarómetro (melaza), salímetro (sales), entre otros. En cuanto a las medidas de la densidad son variadas. La utilizada por el Sistema Internacional es kilogramo por metro. También se puede utilizar gramo por centímetro cúbico, gramo por galón, gramo por pie cúbico o libra por pie cúbico.


Medic ión de densidad de só l idos :

1. Determinar la masa de una pieza sólida utilizando una balanza y registrar dicho valor (m).

2. Colocar agua en una probeta, de tamaño adecuado, hasta la mitad de su capacidad y medir el volumen inicial de líquido (Vi).

3. Sumergir con cuidado, inclinando la probeta, la pieza sólida dentro del líquido y volver a medir el volumen final (Vf).

4. Medir la temperatura del agua junto con la pieza sólida con un termómetro durante 30 segundos.

5. Calcular la densidad del sólido (δ) según la siguiente expresión:

𝛿 =𝑚

𝑉! − 𝑉!=

𝑚𝑉!"#$%&

6. Buscar el valor de densidad del material en tablas, libros, internet, etc. 7. Calcular el error absoluto de la medida; este valor siempre se expresa en forma positiva. 8. Calcular el error relativo porcentual cometido en la determinación. 9. Crear una tabla como la siguiente y volcar los resultados en la misma.

Material Masa

(g) Volumen

Inicial (ml)

Volumen Final (ml)

Temperatura (ºC) Densidad (g/ml)

Densidad de Tabla (g/ml)

Error absoluto (g/ml)

Error relativo porcentual (%)

¿Por qué se mide la temperatura?¿Cómo varía la densidad con la temperatura en la mayoría de los materiales? …………………………………………………………………………………………………….. ¿A qué se debe ésta variación? ………………………………………………………………………………………………………………….


Medic ión de densidad de mezc las : Procedimiento

1. Pesar una probeta de 100 ml o de 50 ml vacía en una balanza electrónica, tarar la balanza.

2. Colocar en la probeta, con cuidado de no derramar nada, 100 ml o 50 ml según corresponda de la solución acuosa de cloruro de sodio (NaCl) correspondiente. Anotar el valor (m).

3. Calcular la densidad de la solución según la siguiente fórmula:

𝛿 =𝑚𝑉

4. Medir la temperatura. 5. Armar la siguiente tabla y volcar los datos en la misma:

Concentración

de NaCl (%m/m)

m (g) V (ml) Densidad (g/ml)

0

5

10

20

25

Temperatura:……. 1) ¿Qué ocurre con la densidad a medida que aumenta la concentración de sal? ………………………………………………………………………………………………………………………… 2) ¿Qué hipótesis puede formular a partir de este fenómeno? (Considere que la densidad del NaCl es 2,2 g/ml) …………………………………………………………………………….. 3) Realice un gráfico de la Densidad en función de la Concentración de NaCl.


CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA


En la naturaleza, la materia se nos presenta en tres estados físicos diferentes: sólido, líquido y gaseoso. Aunque algunas sustancias, como el agua, pueden existir en los tres estados, lo normal es que, en su estado natural, cada sustancia aparezca en uno solo de ellos. Por ejemplo, el hierro se encuentra en estado sólido (formando parte de distintos minerales), para pasarlo al estado líquido hay que fundirlo a temperaturas muy altas (en los altos hornos), y en el Sol, a millones de grados centígrados, está en estado gaseoso.

PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS Las partículas que constituyen un sólido están unidas entre sí por fuerzas muy intensas, de manera que resulta muy difícil separarlas; por ello los sólidos tienen una forma bien definida. Las partículas que constituyen un cuerpo sólido están tan próximas entre sí que por mucha fuerza que hagamos no las podemos acercar más; los sólidos son difíciles de comprimir, no cambian de volumen. Algunas propiedades de los sólidos se deben precisamente a la forma y a la fuerza con que están unidas sus partículas. Estas propiedades son:

4. La dureza, o dificultad para rayar el cuerpo. Por ejemplo, el diamante es mucho más duro que un trozo de yeso.

5. La fragilidad, o tendencia de un sólido a romperse sin deformarse. Por ejemplo, el vidrio o el barro cocido son frágiles.

6. La ductilidad, o facilidad que ofrece un sólido a extenderse formando hilos. Por ejemplo, el cobre del que están hechos los hilos en el interior de los cables de la luz.

7. La maleabilidad, o capacidad que presenta un sólido para extenderse en forma de láminas. Por ejemplo, el oro y el aluminio son metales muy maleables.

8. La elasticidad, o tendencia de un sólido a recuperar su forma original tras ser sometido a una fuerza. Por ejemplo, una cinta de goma o un muelle son muy elásticos.

9. La flexibilidad, o facilidad de un sólido a doblarse sin romperse. Por ejemplo, podemos doblar una varita de mimbre o un folio de papel sin que se rompan.

10. La resistencia, o capacidad de un sólido para soportar pesos sin romperse. Por ejemplo, las casas se hacen con vigas de hierro o de hormigón, que soportan el peso de muros y techos.


PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS Los líquidos no tienen forma propia, sino que adoptan la forma del recipiente que los contiene. Las partículas que constituyen los líquidos están más alejadas entre sí que en los sólidos, pero esta distancia no se puede hacer menor; por ello el volumen de un líquido no cambia, es decir, los líquidos tienen volumen constante. Otras propiedades de los líquidos son la viscosidad y la volatilidad. Decimos que un líquido es viscoso cuando fluye muy lentamente, como la miel o el aceite, que son más viscosos que el agua. Decimos que un líquido es volátil cuando se evapora con facilidad. El olor a gasolina en una gasolinera nos indica que se trata de un líquido volátil. PROPIEDADES DE LOS GASES Las partículas que forman los gases están unidas por fuerzas muy débiles. Debido a ello, los gases carecen de forma y volumen propios, adoptan la forma y tienden a ocupar todo el volumen del recipiente que los contiene. Si al inflar un globo, no paramos de soplar, llegará un momento en que la presión sea tan grande que lo reviente, expandiéndose el aire de su interior. Si con un dedo tapamos la boca de una jeringuilla y apretamos su émbolo, éste avanzará pues el aire que hay en su interior se comprime, mientras que si tiene agua, nos resultará imposible mover el émbolo, ya que los líquidos no se comprimen. Los gases pueden pues comprimirse y expandirse (los líquidos y sólidos no). Comprimiendo o enfriando un gas, éste puede pasar al estado líquido, como sucede con el gas licuado que contienen las bombonas de butano. Fusión y solidificación Cuando se le comunica calor a un sólido cristalino, su temperatura aumenta progresivamente y al alcanzar un determinado valor se produce la transición o cambio de fase del estado sólido al líquido que denominamos fusión. Si las condiciones de presión exterior se mantienen constantes, el cambio de fase se verifica a una temperatura fija o punto de transición entre ambos estados, que se mantiene constante hasta que el sólido se ha fundido totalmente. El calor que debe suministrarse a la unidad de masa de un sólido para convertirlo en líquido a la temperatura de fusión se denomina calor de fusión Qf. En el agua lf vale 80 cal/g. A nivel molecular la fusión se produce como consecuencia del derrumbamiento de la estructura cristalina. El incremento de temperatura da lugar a un aumento en la amplitud de las vibraciones de las partículas en la red, que termina por romper los enlaces y producir la fusión. Una vez que se alcanza la energía de vibración correspondiente a la temperatura de fusión, el calor recibido se emplea en romper nuevos enlaces, de ahí que se mantenga constante la temperatura durante el proceso. La solidificación es la transición de líquido a sólido que se produce de forma inversa a la fusión, con cesión de calor. Cualquiera que sea la sustancia considerada el punto o temperatura de transición entre dos estados o fases de la materia es el mismo independientemente del sentido de la transformación. La disminución progresiva de la temperatura del líquido hace que en las proximidades del punto de solidificación las fuerzas de enlace vayan imponiendo progresivamente su orden característico.


Vaporización y condensación Constituyen dos procesos inversos de cambio de estado. La vaporización es el paso de una sustancia de la fase líquida a la fase de vapor o fase gaseosa. La condensación es la transición de sentido contrario. Cuando la vaporización se efectúa en el aire recibe el nombre de evaporación. La evaporación afecta principalmente a las moléculas de la superficie del líquido. Cada molécula de la superficie está rodeada por un menor número de sus compañeras; ello hace que puedan vencer con más facilidad las fuerzas atractivas del resto del líquido e incorporarse al aire como vapor. De ahí que cuanto mayor sea la superficie libre del líquido tanto más rápida será su evaporación. El aumento de temperatura activa este proceso. Para cada valor de la presión exterior existe una temperatura para la cual la vaporización se vuelve violenta, afectando a todo el líquido y no sólo a su superficie. Esta forma tumultuoso de vaporización se denomina ebullición. El punto de ebullición de un líquido depende de las condiciones de presión exterior, siendo tanto más elevado cuanto mayor sea ésta. Todo proceso de vaporización implica la absorción de calor por parte del líquido respecto del entorno. La cantidad de calor necesaria para transformar la unidad de masa de un líquido en vapor, a la temperatura de ebullición, se denomina calor de vaporización lv. En el agua lv vale 540 cal/g. La condensación como transición de vapor a líquido se lleva a efecto invirtiendo las condiciones que favorecen la vaporización. Así, mientras que la disminución de la presión exterior facilita la vaporización, la compresión del vapor formado facilita la condensación; el aumento de temperatura de un líquido provoca su vaporización e, inversamente, el enfriamiento del vapor favorece su condensación.

En términos moleculares, tanto el aumento de presión como la disminución de la temperatura del vapor reducen la distancia media de las moléculas y hacen posible su unión.


Sublimación Aunque es un fenómeno poco frecuente a la temperatura y presión ordinarias, algunas sustancias como el yodo o el alcanfor pueden transformase directamente de sólido a vapor sin necesidad de pasar por la fase intermedia de líquido. A tal fenómeno se le denomina sublimación. La transición o cambio de estado de sentido inverso se denomina de igual manera, por ello a veces se distinguen ambas llamando a la primera sublimación progresiva y a la segunda sublimación regresiva. En principio, cualquier sustancia pura puede sublimarse, pero debido a las condiciones de bajas presiones y temperaturas a las que es posible esta transición, el fenómeno sólo es reproducible, para la mayor parte de las sustancias, en el laboratorio. Al igual que la fusión y la vaporización, también la sublimación (progresiva) absorbe una determinada cantidad de calor. Se denomina calor de sublimación Qs a la cantidad de calor necesaria para sublimar la unidad de masa de una sustancia. Propiedades coligativas Las propiedades coligativas son características de una solución que dependen principalmente de la cantidad relativa de moléculas de solvente y de soluto y no dependen de las características o tipo de moléculas en la solución. Pueden ser entendidas solamente en base a un cómputo de la cantidad de partículas en una solución. Se considerarán soluciones ideales. Las ecuaciones que derivaremos serán válidas para soluciones ideales y para las soluciones reales en el límite de concentraciones pequeñas (diluídas). En el caso de las soluciones no ideales, se requieren correcciones a estas ecuaciones ideales porque en soluciones no ideales las interacciones intermoleculares llegan a ser importantes. Definiremos las cuatro propiedades coligativas: 1. Disminución de la presión del vapor 2. Elevación del punto de ebullición 3. Disminución del punto de fusión 4. Presión osmótica DIAGRAMA DE FASES Los elementos químicos y las sustancias formadas por ellos salvo algunas excepciones, pueden existir en tres estados diferentes: sólido, líquido y gaseoso en dependencia de las condiciones de presión y temperatura en las que se encuentren y esto se debe básicamente a las fuerzas intermoleculares. El diagrama que representa el tránsito entre estos estados, se conoce como diagrama de fases.


El dibujo de la arriba representa el diagrama de fases de un sustancia. En los ejes están representados los valores de presión y temperatura y las tres curvas AB, BD y BC, la frontera entre los diferentes estados. Si el punto de presión y temperatura en que está la sustancia cae en alguna de las áreas señaladas como sólido, liquido o gas, ese será su estado para esas condiciones. Veamos: Si consideramos que la presión a que está la sustancia es P, entonces para temperaturas menores que T₁ será sólida, para temperaturas entre T₁ y T₂ será líquida y por encima de T₂ gaseosa. Si este punto coincide con alguna de las curvas, coexistirán en equilibrio ambos estados, así si está sobre AB la sustancias será parcialmente sólida y parcialmente gaseosa, si está sobre BD será parcialmente líquida y parcialmente sólida y sobre BC lo mismo entre los estados líquido y gaseoso. En el diagrama están señalados además dos puntos particularmente importantes: Punto triple En este punto en la sustancia coexisten en equilibrio los tres estados, está parcialmente solida, parcialmente líquida y parcialmente gaseosa. Obsérvese que para valores de presión o temperatura mas bajas que el punto triple la sustancia en cuestión no puede existir en estado líquido y solo puede pasar desde sólido a gaseoso en un proceso conocido como sublimación. Punto crítico El punto C indica el valor máximo de temperatura en el que pueden coexistir en equilibrio dos fases, y se denomina punto crítico. Representa la temperatura máxima a la cual se puede licuar el gas simplemente aumentando la presión. Gases a temperaturas por encima de la temperatura del punto crítico no pueden ser licuados por mucho que se aumente las presión. En otras palabras, por encima del punto crítico, la sustancia solo puede existir como gas. Punto de ebullición El punto de ebullición de una sustancia, es aquel valor de temperatura para el cual coexisten en equilibrio, los estados líquido y gaseoso a determinada presión. Los diferentes puntos de ebullición para las diferentes presiones corresponderían a la curva BC. Punto de fusión El punto de fusión de una sustancia, es aquel valor de temperatura para el cual coexisten en equilibrio, los estados líquido y sólido a determinada presión. Los diferentes puntos de fusión para las diferentes presiones corresponderían a la curva BD. TEORIA CINETICA Y CAMBIOS DE ESTADO ¿Cómo se produce un cambio de estado? Los cambios de estado se pueden producir de dos formas: 1. Cambiando la temperatura a la que se encuentra una sustancia: a. Si calentamos damos energía y las partículas disminuyen sus fuerzas de cohesión, aumenta


la energía de vibración y pierde fortaleza la estructura más o menos rígida que poseen. El conjunto de partículas que forman dicha sustancia se desordena: cambios de estado progresivos (fusión, vaporización, sublimación). > tº → > energía de vibración de partículas → >movilidad de partículas → > desorden estructura b. Si enfriamos quitamos energía y las partículas se mantienen más cerca, aumentan sus fuerzas de cohesión y el sistema se ordena: cambios de estado regresivos (condensación, solidificación, sublimación regresiva). < tº → < energía de vibración de partículas → < movilidad de partículas → mas orden estructura 2. Cambiando la presión a la que se encuentra una sustancia: a. Si disminuimos la presión el sistema tiende a desordenarse ya que no se favorece el acercamiento de las partículas, disminuyen las fuerzas de cohesión y se favorece un cambio de estado progresivo (fusión, vaporización, sublimación). b. Si aumentamos la presión se favorece el acercamiento de las partículas lo que produce un aumento de las fuerzas de cohesión y una tendencia a los cambios de estado regresivos (condensación, solidificación, sublimación regresiva).


Punto de ebullición y curva de calentamiento Colocar, en un vaso de precipitados de capacidad 250 ml, 150 ml de agua medidos con probeta. Introducir un termómetro en el agua, evitando que el bulbo toque las paredes o el fondo del vaso, para ello se sostiene el termómetro con un aro de Bunsen o aro metálico, atándolo, como muestra la figura.

Aro de Bunsen

TermÛmetro

Vaso de precipitado

Tela met· lica

TrÌpode

Mechero

Soporte

Calentar sobre tela metálica durante 20 minutos y registrar la temperatura cada un minuto. 1) Anotar los datos en una tabla que incluya Tiempo (min) y Temperatura (ºC) 2) ¿Qué sucede con la temperatura del sistema mientras se produce la ebullición del agua? ....................................................................................................................... 3) ¿A qué temperatura se produce la ebullición del agua según la experiencia? ........................................... 4) ¿El punto de ebullición de un líquido depende de la cantidad de líquido que tengamos?¿A qué se debe esto? ……………………………………………………………………………………… 5) ¿Qué cambios de estado se producen en el experimento realizado? ............................................................................................................... 6) Realizar un gráfico de temperatura en función del tiempo.


Propiedades co l igat ivas Muchas de las propiedades importantes de las disoluciones dependen del número de partículas de soluto en la solución y no de la naturaleza de las partículas del soluto. Estas propiedades se denominan propiedades co l igat ivas .

1. Pesar en un vaso de precipitado chico 25 gramos de cloruro de sodio (NaCl). 2. Volcar dicha cantidad dentro de 150 ml de agua en ebullición. 3. Continuar el calentamiento, hasta que se disuelva toda la sal y llegue a ebullición.

Leer la temperatura que marca el termómetro. 4. Anotar dicho valor (Tf):

Tf = °C

Completar: "Por lo tanto, la disolución de sustancias sólidas en un líquido, produce un AUMENTO /

DESCENSO en la temperatura de ebullición del mismo". Retirar CON CUIDADO el termómetro y tapar el vaso con una tapa de caja de Petri. Después de 10 segundos, observar el lado opuesto de la misma. 7) ¿Qué se observa? ............................................................................................................... 8) ¿Qué cambios de estado se producen en el experimento realizado? ...............................................................................................................


Experienc ia con e l iodo Coloque unos cristales de iodo (I2) en un vaso de precipitado de 50 ml ó de 100 ml SECO y tápelo con un vidrio de reloj o una tapa de caja de Petri también seca. Sométalo a la acción del calor apoyándolo sobre la caja de Petri que tapa al vaso con el agua caliente (ver la figura).

Tapa de caja de Petri

Vidrio de reloj

Luego de 2 minutos, retírelo y deje que se enfríe sobre la mesada. 9) Observar la cara inferior del vidrio de reloj y anotar lo observado: ............................................................................................................... 10) ¿Qué cambios de estado se producen en el experimento realizado? ...............................................................................................................


Determinación de l punto de fus ión de l ác ido es teár i co El ácido esteárico es un ácido graso proveniente de aceites y grasas animales y vegetales. Es un sólido parecido a la cera. Procedimiento Colocar en un vaso de precipitados 200 ml de agua.

1. Sostener un tubo de ensayo, que contiene ácido esteárico, con el broche de madera y adosar éste a un pie universal mediante una doble nuez (ver la figura).

TermÛmetro

Tubo de ensayo

Broche o agarradera

Vaso de precipitado con agua

Tela met· lica

TrÌpode

Mechero

Soporte

2. Comenzar a calentar el agua e ir observando la temperatura del ácido esteárico. 3. Una vez que comience a fundir el ácido esteárico, seguir calentando hasta una

temperatura de 70°C. Luego apagar el mechero, retirar CON CUIDADO el tubo de ensayo del baño de agua, colocarlo en una gradilla y comenzar a registrar la temperatura de ácido esteárico cada 1 minuto, hasta que llegue a los 40°C.

4. Observar a qué temperatura se produce e l cambio de es tado . 5. Volcar los datos en una tabla que contenga Tiempo (min) y Temperatura (ºC). 6. Realizar un gráfico de temperatura en función del tiempo.

11) Determinar el punto de fusión del ácido esteárico.

Punto de Fusión =


Cuestionario 11. Complete el siguiente cuadro:

Forma Propia Volumen Propio Pueden fluir

Sólido

Líquido

Gas

12. Indica las propiedades comunes de los líquidos y los gases.

13. Indica las propiedades comunes de sólidos y líquidos.

14. Explica, utilizando la teoría cinética, por qué los sólidos tienen forma propia y volumen fijo.

15. El oxígeno es un gas a temperatura ambiente. Indica la afirmación no correcta relativa a las partículas que constituyen el gas:

▪ A) Se encuentran muy separadas entre sí.

▪ B) Tienen libertad total de movimiento.

▪ C) Están unidas por fuerzas muy intensas.

▪ D) Están más separadas y libres que en estado líquido.

16. Cuando abrimos un perfume, podemos apreciar su olor aún cuando nos encontramos a cierta distancia. ¿Cómo explica la teoría cinética el hecho de que los perfumes huelan a distancia?

17. Indicar que cambio de estado se produce en los siguientes procesos:

▪ A) El hielo se derrite

▪ B) El agua hierve

▪ C) El agua se congela

▪ D) La ropa se seca

18. Completa el texto con los términos que faltan:

▪ La vaporización es el cambio de estado que experimenta un líquido cuando pasa al estado _____________. Si el cambio se produce en toda la masa, a una temperatura determinada se denomina _____________. Pero si el cambio se produce solamente en la superficie del líquido y a cualquier temperatura, entonces se llama _____________.


MATERIA, SISTEMAS MATERIALES Y MÉTODOS

DE SEPARACIÓN Y FRACCIONAMIENTO


Clasificación de los sistemas materiales. Hemos visto que una primera clasificación de la materia estaba en función de su estado de agregación (sólido, líquido, gaseoso). La clasificación que nos interesa en este apartado se corresponde con la composición del sistema material, de acuerdo con esto, los sistemas materiales se clasifican en:

• Sustancias puras.

• Mezclas de sustancias. Que a su vez se clasifican en:

o Mezclas heterogéneas.

o Mezclas homogéneas, habitualmente llamadas disoluciones.

Las sustancias presentes en una mezcla se pueden separar por medios puramente físicos (densidad, campo magnético, punto de ebullición, etc.). Seguidamente vamos a ver el significado de cada una de estas clases de sistemas materiales así como el tipo de método que se debe seguir para separar las sustancias en las mezclas. Mezclas heterogéneas. Una mezcla heterogénea o sistema material heterogéneo es un sistema material formado por varias sustancias en el que su composición, estructura o propiedades no se mantienen en cualquier punto de su masa, pudiéndose percibir límites de separación entre regiones diversas. Algunas veces no resulta fácil comprobar si un sistema material es una mezcla heterogénea. Puede que a simple vista encontremos cierta apariencia de regularidad y de uniformidad pero un análisis más cuidadoso puede advertirnos ciertas diferencias. La mayoría de los materiales de uso habitual son heterogéneos y sólo algunos pueden considerarse realmente homogéneos. La forma de separar las sustancias que forman una mezcla utilizará algunas de las propiedades de las mismas, propiedades que sean diferentes entre las sustancias que la forman. Así, por ejemplo, si una de las sustancias es atraída por los imanes, utilizaremos un imán para separarla del resto de sustancias que forman la mezcla heterogénea. Si la diferencia es el tamaño de las sustancias que constituyen la mezcla heterogénea: Si todas las sustancias son sólidas y el tamaño es muy diferente, podemos utilizar una criba para dejar pasar las más pequeñas y dejar en la criba las más grandes. Para separar sólidos de líquidos podemos: Si la densidad es muy diferente, sólido más denso que el líquido, podemos dejar sedimentar (dejar que con el tiempo el sólido se deposite en el fondo) y coger la parte superior (líquido) volcando ligeramente el vaso que lo contenga (decantación). Previamente podríamos haber centrifugado el sistema para que el sólido quedara más apelmazado en el fondo del vaso (centrifugación) y al volcar pudiéramos separa mayor cantidad de líquido. También podríamos utilizar la filtración: tipo de criba en la que el tamaño de los agujeros es sumamente pequeño.


Si queremos separar líquidos de diferente densidad y no miscibles (no se disuelven unos en otros) podemos utilizar el proceso anterior de decantación: Volcando ligeramente el vaso que contiene los líquidos la fase superior la podemos trasvasar a otro recipiente y quedarnos en el vaso con la fase inferior (la de menos densidad). Utilizando un embudo de decantación. El embudo de decantación tiene una salida en la parte inferior con una llave de forma que cuando se encuentren bien delimitadas las fases podemos ir separándolas abriendo la llave y separando la parte inferior. Con el embudo de decantación podemos lograr separaciones de líquidos por el método de decantación con una precisión mucho mayor que el simple volcado del vaso. Resumen de métodos: Sólido de sólido:

• Imantación si uno de ellos es atraído por imanes.

• Manual si el tamaño lo permite.

• Criba si son de diferentes tamaños.

Sólido de líquido:

• Sedimentación seguido de decantación.

• Sedimentación y centrifugación, seguido de decantación.

• Filtración.

Líquido de líquido, no miscibles:

• Decantación normal.

• Decantación, utilizando el embudo de decantación.

No hay que olvidar que el utilizar uno u otro método depende de las características de las sustancias a separar y de qué interesa obtener de forma más pura. Mezclas homogéneas o disoluciones. Una mezcla homogénea es un sistema material homogéneo formado por varias sustancias. Las mezclas homogéneas se llaman disoluciones. Nos encontramos con disoluciones de sustancias que se encuentran cualquier estado de agregación con otras sustancias que se encuentran en el mismo estado de agregación o en otro diferentes. En una disolución denominamos disolvente a la sustancia de la mezcla que se encuentra en mayor proporción. Denominamos soluto a la sustancia o sustancias que se encuentran en menor proporción.


Como se ha dicho anteriormente, los métodos de separación se basan en diferencias entre las propiedades físicas de los componentes de una mezcla. Para las disoluciones, los métodos más habituales son: Destilación: Este método consiste en separar los componentes de las mezclas basándose en lo volátiles que sean las sustancias que forman la mezcla se utilizan los destiladores. Una sustancia de punto de ebullición bajo se considera “volátil” en relación con las otras sustancias de puntos de ebullición mayor. Hay varios tipos de destilación, la más sencilla es la destilación simple en la que el proceso se lleva a cabo por medio de una sola etapa, es decir, que se evapora el líquido de punto de ebullición más bajo (calentando la mezcla) y se condensa por medio de un refrigerante. Evaporación y cristalización: La evaporación consiste en eliminar el disolvente líquido, quedándonos con el soluto. Para favorecer la evaporación podemos calentar la mezcla o dejar que ocurra lentamente. La cristalización es el depósito del sólido disuelto en el líquido por alguno de los siguientes motivos:

• Por enfriamiento, habitualmente se disuelven mejor los sólidos en los líquidos la aumentar la temperatura. Si nosotros enfriamos deberá tener menos sólido disuelto en el líquido, el sólido que sobra acabará depositándose en el fondo del recipiente (cristalización).

• Por evaporación, al disminuir la cantidad de disolvente deberá tener menos sólido disuelto, el que vaya sobrando a medida que se evapore el líquido se depositará en el fondo del recipiente (cristalización).

Extracción: Consiste en separar varios solutos disueltos en un disolvente. Se utiliza la diferencia de solubilidad de cada soluto en diferentes disolventes. Se añade un disolvente inmiscible (que no se disuelve) con el disolvente de la mezcla, los solutos se distribuyen entre los dos disolventes: alguno de los solutos será más soluble en el primer disolvente y otro de los solutos en el segundo disolvente. Posteriormente las dos fases se separan como mezclas heterogéneas, por decantación en este caso. Cromatografía: Las sustancias a separar se distribuyen entre dos fases según la tendencia que tengan a estar más en una de las fases o en la otra. Una fase es la denominada móvil, la que avanza, y la otra es la fase fija. Los más solubles o que retiene mejor la fase fija retrasan su avance y, de esta forma, se separan de los que retiene mejor la fase móvil. Sustancias puras. Son sistemas materiales homogéneos formados de un solo tipo de sustancia. Pueden ser de dos tipos:


• Simples o elementos. Son sustancias de composición simple y que no pueden descomponerse en otras más sencillas por métodos químicos ordinarios. Son los elementos químicos.

• Compuestos. Son sustancias formadas por la unión química, o combinación, de dos o más elementos en proporciones fijas, siendo las propiedades del compuesto diferentes de las de sus elementos constituyentes. Los compuestos se pueden descomponer en los elementos que los constituyen por métodos químicos habituales.


FILTRACION

1. Medir exactamente entre 20-25 ml del Sistema A (previamente se debe agitar), a

este volumen lo llamaremos V (en ml). 2. Volcar el líquido sobre un aparato de filtración (ver esquema). Si quedase algo del

sólido en la probeta, arrastrar con un poco de agua.

Doblado del papel de filtro

soporte universal

embudo con papel de filtro

erlenmeyer

aro de Bunsen

3. Colocar el papel de filtro con sólido retenido sobre un vidrio de reloj y dejarlo junto a un mechero encendido, debajo de una tela metálica apoyada sobre un trípode (ver esquema).

Tela met· lica

Vidrio de reloj con papel de filtro

4. Una vez seco, determinar la masa de sólido retenida (m, en gramos). Calcular el

porcentaje masa en volumen de sólidos suspendidos (C%SOLIDOS) Completar:


Por lo tanto, la filtración es un método para separar sistemas HOMOGÉNEOS /

HETEROGÉNEOS compuestos por:

líquido – líquido Sólido – líquido líquido – gas gas– sólido


CENTRIFUGACIÓN

Buscar el tubo de centrífuga que contiene unos 6 ml del Sistema B.

1) ¿Qué características presenta? .......................................................................................................... 2) ¿Cómo sabe que es una suspensión o una solución? …………………………………………………………………….. Centrifugar el sistema, para ello se colocará en otro tubo de centrífuga 6 ml de agua; luego poner ambos tubos en la centrífuga y encenderla. Luego de 30 segundos, apagarla.

3) ¿Hay alguna diferencia? Grafique el resultado en el siguiente esquema. ¿Dónde se encuentra el sólido?.


Por lo tanto, la centrifugación es un procedimiento mediante el cual se ACELERA / RETRASA la velocidad de sedimentación y sirve para separar sistemas HOMOGÉNEOS /

HETEROGÉNEOS. Compuestos por: Sólido – líquido líquido – líquido líquido – gas gas – sólido


DECANTACIÓN Colocar dentro de una ampolla de decantación (que debe estar con la llave cerrada) 10 ml de agua y 10 ml de butanol o en su defecto alcohol isobutílico; para ello usar una probeta. Sostener la ampolla con el aro de Bunsen.

4) ¿Qué observa? ...............................................................................................................

Se trata entonces de un sistema: HOMOGÉNEO / HETEROGÉNEO Para saber que líquido está presente en cada fase realizar el siguiente procedimiento: 1) Abrir lentamente el robinete de la ampolla de decantación de manera de recoger 10 gotas aproximadamente del líquido inferior dentro de un tubo de ensayos. 2) Agregar en el mismo tubo, 10 gotas de agua aproximadamente y observar. Por lo tanto el líquido inferior que está dentro de la ampolla es AGUA / EL ALCOHOL; Una vez identificadas ambas fases, tapar la ampolla y agitar sosteniendo el tapón. Dejar la ampolla en reposo y anotar que se observa a medida que pasa el tiempo: ........................................................................................................................ DESTAPAR la ampolla, abrir el robinete y dejar salir la fase inferior dentro de un tubo de ensayos hasta que el líquido superior llegue al robinete. Colocar luego un segundo tubo para recoger el otro líquido.

NO DESCARTAR EL ALCOHOL. 5) ¿De qué depende la ubicación de las fases? ...............................................................................................................

Robinete

Aro de Bunsen


Por lo tanto, el agua es MAS / MENOS densa que el alcohol

Retornar e l a l cohol a su re c ip iente or ig inal só lo s i no cont i ene agua.


CROMATOGRAFÍA La cromatografía es un método en el que los componentes se distribuyen entre dos fases, una de las cuales constituye un lecho estacionario (fase estacionaria) de amplio desarrollo superficial y la otra es un fluido que pasa a través o a lo largo del lecho estacionario (fase móvil).

1. Con un lápiz hacer cuatro puntos en el papel (la fase estacionaria), a una altura aproximada de 1 cm del borde inferior.

2. Marcar en cada punto con marcadores de colores de la siguiente forma

3. Colocar la fase móvil en la cuba cromatográfica para quede un nivel de 0,5 cm de

altura. 4. Colocar el papel en la cuba, cuidando que quede apoyado e inclinado sobre la

pared de la misma. 5. Dejar correr la cromatografía hasta que el nivel del alcohol esté a 0,5 cm por

debajo del borde superior. Marcar con un lápiz hasta dónde llegó la fase móvil. Resultados y cuestiones: 1. ¿Qué manchas han aparecido? Esquematizar. 2. Medir la distancia recorrida por la fase móvil (DFM) y la distancia recorrida por la(s) mancha(s), la cual se toma al centro de la misma.

Marca Distancia recorrida (cm) 1 2 3

COLOR 3COLOR 1 COLOR 2 COLOR 1 + 2+ 3


6) ¿Qué conclusiones puede sacar?¿Para qué sirve la cromatografía? ………………………………………………………………………………………


EVAPORACIÓN Medir 5 ml de una solución de cloruro de sodio (NaCl) en agua. Colocarlos en una cápsula de porcelana o crisol. La cápsula se pone en una tela metálica y se calienta suavemente hasta evaporación completa del solvente.

Se deja enfriar y se pesa el residuo sólido. Calcular la concentración de sal en %m/V.


DESTILACION SIMPLE Se empleará el siguiente aparato de destilación:

1. Medir en una probeta, 10 ml del líquido que indique el profesor. 2. En otra probeta, medir 10 ml de agua. 3. Volcar la mezcla en el balón de destilación. Si no tiene, agregar pedacitos de

cerámica (para que la ebullición sea homogénea y no se produzcan proyecciones). Empezar a calentar suavemente.

4. Cuando caiga la primera gota medir la temperatura, luego, medir la temperatura cada 1 minuto. Volcar los datos en una tabla con Tiempo (min) y Temperatura (ºC).

5. Realizar un gráfico de temperatura en función del tiempo


Cuestionario 1. Un sistema homogéneo siempre...

A. posee un sólo componente B. posee una sola fase C. contiene agua como componente

2. Se denomina fase...

A. a cada componente del sistema B. a la porción que está formada por un sólo componente C. a cada porción que mantiene constante los valores de sus propiedades intensivas D. a cada porción que mantiene constante los valores de sus propiedades extensivas

3. Las soluciones...

A. son sistemas homogéneos formados por dos o más componentes B. son sistemas homogéneos formados por un solo componente C. son sistemas heterogéneos formados por una sola fase

4.Los sistemas heterogéneos siempre....

A. poseen dos o más componentes B. contienen agua como componente C. poseen dos o más fases

5. Un sistema constituido por agua, aceite, arena y dos clavos de hierro se considera.....

A. homogéneo formado por 4 fases y 4 componentes B. heterogéneo formado por 4 fases y 4 componentes C. heterogéneo formado por 5 fases y 4 componentes

6. Un sistema formada por agua salada, 3 cubitos de hielo y arena es considerado.....

A. heterogéneo formado por 3 fases y 3 componentes B. heterogéneo formado por 5 fases y 4 componentes C. heterogéneo formado por 3 fases y 4 componentes

7. La composición centesimal de un sistema formado por 1/2 litro de agua, 100 g de aceite y 35 g de arena es...

A. 50% de agua, 10% de aceite y 3,5% de arena B. 27% de agua, 53,46% de aceite y 19,54% de arena C. 78,74% de agua, 15,75% de aceite y 5,51% de arena

8. El agua potable, es considerado...

A. Una sustancia B. un sistema heterogéneo C. una solución

9. ¿Cuál de los siguientes sistemas es considerado una sustancia pura?

A. Agua y aceite B. Leche C. Vinagre D. Agua destilada E. Agua salada F. Café con leche


TRANSFORMACIONES QUÍMICAS


TRANSFORMACIONES FISICAS Y QUIMICAS a. Transformaciones fisicas: Cambios que sufre la materia y que no alteran su naturaleza. (Ej.: el agua al congelarse) b. Transformaciones quimicas: Cambios que alteran la naturaleza de las sustancias. (Ej.: un papel al quemarse) REACCIONES QUIMICAS Una reaccio n qui mica es un proceso en el que desaparecen una o varias sustancias y aparecen otras nuevas. Las sustancias que desaparecen se llaman reactivos y las sustancias nuevas productos. En toda reaccion qui mica, la masa de los reactivos es la misma que la de los productos (ley de conservacio n de la masa de Lavoisier). Las reacciones qui micas se representan mediante una ecuacio n qui mica, donde en el primer miembro aparecen los reactivos y en el segundo miembro los productos. Entre parentesis, despues de cada sustancia, puede escribirse el estado de agregacio n utilizando las iniciales (s) si la sustancia que interviene en la reaccio n esta en estado so lido, (l) si interviene en estado liquido o (g) si lo hace en estado gaseoso.

Azufre (s) + Hierro (s) → Monosulfuro de hierro (s) Cada sustancia se caracteriza por tener unas propiedades fisicas (cualitativas y cuantitativas) que la diferencian de otras sustancias. Para distinguir una transformacio n fi sica de una reaccio n qui mica es preciso analizar las propiedades del sistema inicial y del sistema final. Debemos determinar varias propiedades para que quede clara la diferencia entre los reactivos y los productos. Para distinguir si una sustancia pura es simple o compuesta, vamos a estudiar dos tipos de reacciones qui micas. En ambas partimos de un solo reactivo y obtenemos, a partir de el, dos productos. a. Descomposicion termica: Es una reaccio n qui mica mediante la cual una sustancia compleja, al calentarla, da lugar a otras mas simples. b. Electro lisis: Es una reaccio n qui mica mediante la cual una sustancia compleja se descompone en otras ma s simples al hacer pasar por ella una corriente electrica. Podemos definir la sustancia simple, como aquella que no puede descomponerse en otra ma s simple y que adema s puede combinarse con otras sustancias, tambien simples, para formar una sustancia compuesta. Una sustancia compuesta es aquella sustancia pura que no puede descomponerse por ningun otro procedimiento que no sea la electrolisis y la descomposicio n termica. LA ENERGIA EN LAS REACCIONES QUIMICAS: Cuando tiene lugar una reaccion qui mica, las sustancias se transforman en otras diferentes desprendiendose o absorbiendose energia durante el proceso. En funcio n de esto, podemos clasificar las reacciones en:


• EXOTE RMICAS: Una reaccio n es exote rmica cuando el sistema desprende energia en forma de calor. Por ejemplo, las reacciones de combustio n.

• ENDOTE RMICAS: Una reaccio n es endote rmica si es necesario que el sistema absorba energi a (en forma de calor, luz,...) para que pueda producirse la reaccio n. Por ejemplo, el proceso de fotosi ntesis.

VELOCIDAD DE REACCIO N: Es la velocidad o rapidez a la que tiene lugar una reaccio n qui mica. Depende de los siguientes factores:

• Superficie de contacto entre los reactivos: la velocidad aumenta al aumentar la superficie de contacto.

• Temperatura a que se lleva a cabo la reaccio n: la velocidad aumenta al aumentar la temperatura.

• Cantidad de reactivo en unidad de volumen: la velocidad aumenta al aumentar la cantidad de reactivo en unidad de volumen.

• Presencia de un catalizador: Los catalizadores son sustancias quimicas que, al ponerlas junto con los reactivos, modifican la velocidad de una reaccio n, haciendo que aumente (catalizador positivo) o que disminuya (catalizador negativo). Al finalizar la reaccio n, el catalizador esta igual que al principio.

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS: Reacción de síntesis: es aquella reacción por la que obtenemos un compuesto a partir de sus elementos. (Es decir, dos o más sustancias que se combinan para formar una sustancia nueva)

A+B→AB Reacción de descomposición: Una sustancia se descompone en otras sustancias más sencillas.


AB→A+B Reacción de sustitución: Un elemento es sustituido por otro.

AB +C→AC+B Reacciones de combustión: el proceso por el cual una sustancia se quema con desprendimiento de luz y calor se conoce con el nombre de combustión. La sustancia que se quema se llama combustible. No es posible que un combustible arda sin la presencia de oxígeno. La combustión es una reacción química del combustible con el oxígeno con producción de luz y calor. Si la combustión no va acompañada de desprendimiento de luz y calor, la reacción se llama de oxidación.


Procedimiento:

REACCION 1 El siguiente es un pigmento utilizado en acuarela que se obtiene a partir del cianuro de hierro. Entre sus inconvenientes es que tiende a decolorarse con la exposición prolongada a la luz solar, aunque se recupera en la oscuridad. Colocar 1ml de solución de ferrocianuro de potasio (K4[Fe(CN)6]) en un tubo de ensayo y agregar 2 gotas de solución de cloruro férrico (FeCl3)

KCl(ac)+(s)]Fe[Fe(CN)(ac)FeCl+](ac)[Fe(CN) 3 1243K 3664 → Anotar los cambios ocurridos

REACCION 2

El agua oxigenada se emplea en ocasiones como desinfectante. En la industria, el peróxido de hidrógeno se usa en concentraciones más altas para blanquear telas y pasta de papel, como componente de combustibles para cohetes y para fabricar espuma de caucho y sustancias químicas orgánicas.

Colocar 1ml de solución de permanganato de potasio (KMnO4) en un tubo de ensayo, y agregar 1 ml de agua oxigenada (H2O2).

2KMnO4(ac)+3H2O2 (ac)→ 2MnO2(s)+3O2 (g)+2H2O(l)+2KOH(ac) Anotar los cambios ocurridos

REACCION 3 Primera parte:

PARA CADA UNA DE LAS SIGUIENTES

REACCIONES OBSERVAR LOS

CAMBIOS OCURRIDOS Y REGISTRARLOS


Colocar 2 ml de solución de sulfato de cobre (CuSO4) en un tubo de ensayo. Agregar 1 gota de solución de amoníaco concentrado (NH3 conc.) luego agitar.

(ac)SO)(NH+(s)SO(OH)CuOH(ac)NH+(ac)CuSO 444244 2222 → Anotar los cambios ocurridos Luego seguir agregando solución de amoníaco hasta ver la disolución completa del precipitado

O(l)+(ac)]SO)[Cu(NHOH(ac)NH+(ac)CuSO 4344 24 4H4 → Anotar los cambios ocurridos Segunda parte: Agregado de un agente reductor: ácido ascórbico (Vitamina C) En un vaso de precipitados de 100 ml, colocar 20 ml de agua aproximadamente. Agregar media pastilla de Vitamina C (por ejemplo Redoxón®). Esperar a que se disuelva toda; se puede agitar con una varilla de vidrio si es necesario. Tomar unos 3 ml aproximadamente de esta solución. Agregar la solución al tubo de ensayo que contiene el sulfato de cobre de la Primera parte. Observar los cambios ocurridos: Someter el tubo de ensayo al calentamiento con mechero, suavemente. La reacción ocurrida es:

𝐶!𝐻!𝑂!(𝑎𝑐)+ 𝐶𝑢!!(𝑎𝑐) → 𝐶!𝐻!𝑂!(𝑎𝑐)+ 𝐶𝑢(𝑠)+ 2𝐻!(𝑎𝑐) Observar los cambios ocurridos:

REACCION 4 Primera parte: Colocar 2 ml de solución de cloruro de cobalto CoCl2 en un tubo de ensayo, agregar 1 ml de tiocianato de potasio (KSCN) y 3 gotas de ácido clorhídrico (HCl).

CoCl2 (ac)+2HCl(ac)+4KSCN(ac)→HCo(SCN)4 (ac)+4KCl(ac)


Anotar los cambios ocurridos Segunda parte: Luego, agregar 1 ml de butanol y agitar.

ol)(buHCo(SCN)(acuoso)HCo(SCN) tan44 → Anotar los cambios ocurridos

REACCION 5 La solubilidad de una sustancia varía con la temperatura. Generalmente, la solubilidad se hace mayor cuando la temperatura aumenta. En ocasiones cambia incluso la forma y el aspecto de los cristales. Colocar 1 ml de solución de nitrato de plomo Pb(NO3)2 en un tubo de ensayo, agregar 2 gotas de ioduro de potasio KI

(ac)KNO+(s)PbIKI(ac)+(ac))Pb(NO 323 222 ⇔ ¿Qué ocurre? Someter al calentamiento suavemente con mechero.

(ac)+(ac)Pb(s)PbI +22

−→ 2I ¿Qué ocurre? Dejar enfriar en reposo.

(s)PbI(ac)+(ac)Pb 2+2 →−2I

¿Observa algún cambio?


REACCION 6 Una forma rápida de identificar alcoholes en el laboratorio es empleando una solución de dicromato de potasio K2Cr2O7 adicionada de unas gotas de ácido sulfúrico, al agregar un alcohol (alcohol metílico, alcohol etílico, etc.) se va a producir un cambio de color característico. La intensidad del color va a depender de la cantidad de alcohol presente. Colocar 1.5 ml de solución de K2Cr2O7 en un tubo de ensayo, agregar 15 gotas de H2SO4 (¡CUIDADO! ¡EL ÁCIDO ES CONCENTRADO!). Luego agregar 10 gotas de etanol y agitar. La reacción es:

O(l)H+(ac)SO+(ac))(SOCr+COOH(ac)CH(ac)SO+(ac)OCr+O(l)H

4423

42

223

27262

112K238H2K3C →

Anotar los cambios ocurridos:

REACCION 7 En ciertas ocasiones el hierro resulta un indicador de contaminación en aguas. Una forma de detectar hierro es realizando la reacción de una solución de hierro con sulfocianuro de potasio o de amonio, generándose una solución de color característico intenso aún a bajas concentraciones de hierro. Agregar en un tubo de ensayo 10 ml de agua aproximadamente, adicionar dos gotas de FeCl3 y agitar hasta mezclar bien. Agregar una gota de KSCN. Observar.

KCl(ac)+(ac)Fe(SCN)(ac)FeCl+KSCN(ac) 3 33 3→ ¿Qué cambios se produjeron?

REACCION 8 Agregar en un tubo de ensayo 2 ml de HNO3, adicionar tres pedacitos de cobre. Calentar suavemente. Observar. PRECAUCIÓN: NO ASPIRAR LOS GASES, SON IRRITANTES.

4𝐻𝑁𝑂!(𝑎𝑐)+ 𝐶𝑢(𝑠) → 𝐶𝑢(𝑁𝑂!)!(𝑎𝑐)+ 𝑁𝑂!(𝑔)+ 2𝐻!𝑂(𝑙) Anotar los cambios ocurridos.

REACCION 9


En un tubo de ensayo colocar tres cucharaditas de carbonato de sodio (Na2CO3). Agregar unos 2 ml de agua aproximadamente. Agitar hasta que se solubilice la mayor cantidad de carbonato. Agregar 10 gotas de ácido sulfúrico concentrado (H2SO4). La reacción es:

𝑁𝑎!𝐶𝑂! 𝑎𝑐 + 𝐻!𝑆𝑂! 𝑙 → 𝑁𝑎!𝑆𝑂! 𝑎𝑐 + 𝐶𝑂! 𝑔 + 𝐻!𝑂(𝑙) Anotar los cambios ocurridos.

REACCION 10 En un tubo de ensayo colocar 0,1 g de sulfato cúprico sólido (CuSO4). Agregar unos 4 ml de agua aproximadamente. Agitar hasta disolver la mayor parte. Tomar un pedazo de papel aluminio e introducirlo en la solución. Calentar suavemente durante unos segundos. Los iones de cobre disuelto Cu+2 toman los electrones liberados por el aluminio. Se dice que el cobre sufre una reacción de reducción, y el aluminio de oxidación. Los protones (H+) también toman electrones para formar el gas hidrógeno que se desprende en la reacción. La reacción es:

(g)H+(ac)Al+Cu(s)(ac)Cu+Al(s)+(ac) 2+3+2+ 22222H →


REACCIÓN 11 Colocar en un tubo de ensayo 2 ml de ácido clorhídrico concentrado (HCl conc.) (cuidado es corrosivo!). Agregar un pedacito de aluminio. Si no se produce ningún cambio calentar suavemente por unos segundos. La reacción es:

2𝐴𝑙 𝑠 + 6𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑐 → 2𝐴𝑙𝐶𝑙! 𝑎𝑐 + 3𝐻! 𝑔 Anote los cambios ocurridos:

REACCIÓN 12 Colocar en un tubo de ensayos limpio una cucharadita de ácido salicílico. Agregar 1 ml de agua y 3 ml de etanol; agitar hasta disolver la mayor parte del sólido. Agregar tres gotas de FeCl3. La reacción es:



REACCIÓN 13 Colocar en un tubo de ensayos 1 ml de KMnO4, agregar dos gotas de ácido sulfúrico H2SO4 concentrado. Luego agregar 1 ml de etanol y agitar. La reacción es:

4𝑀𝑛𝑂!!(𝑎𝑐)+ 𝐶𝐻!𝐶𝐻!𝑂𝐻(𝑎𝑐)+ 4𝐻!(𝑎𝑐)→ 4𝑀𝑛𝑂!(𝑠)+ 𝐶𝐻!𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑐)+ 7𝐻!𝑂(𝑙)


REACCIÓN 14 Colocar en un tubo de ensayos 2 ml de solución de CuSO4, agregar gota a gota una solución de Na2CO3 hasta la formación de un precipitado. A partir de aquí seguir agregado la solución y observar si se produce otro cambio. Anotar los cambios ocurridos:

𝐶𝑢𝑆𝑂! 𝑎𝑐 + 𝑁𝑎!𝐶𝑂! 𝑎𝑐 → 𝐶𝑢𝐶𝑂! 𝑠 + 𝑁𝑎!𝑆𝑂! 𝑎𝑐 Agregar 1 ml de H2SO4 concentrado.

𝐶𝑢𝐶𝑂! 𝑠 + 𝐻!𝑆𝑂! 𝑙 → 𝐶𝑢𝑆𝑂! 𝑎𝑐 + 𝐶𝑂! 𝑔 + 𝐻!𝑂(𝑙) Anotar los cambios ocurridos:

REACCIÓN 15 Colocar en un tubo de ensayo una cucharadita de zinc (Zn) en polvo. Agregar 1 ml de HCl concentrado.

O OH

OH

+ FeCl3

O OH

O-

3

Fe + 3HCl


𝑍𝑛 𝑠 + 2𝐻𝐶𝑙 𝑎𝑐 → 𝑍𝑛𝐶𝑙!(𝑎𝑐)+ 𝐻!(𝑔) Anotar los cambios ocurridos:

REACCIÓN 16 Colocar en un tubo de ensayo 1 ml de H2SO4 concentrado. Agregar tres pedacitos de cobre metálico. Calentar suavemente unos segundos.

𝐶𝑢 𝑠 + 2𝐻!𝑆𝑂! 𝑙 → 𝐶𝑢𝑆𝑂! 𝑎𝑐 + 2𝐻!𝑂(𝑙)+ 𝑆𝑂!(𝑔) Anotar los cambios ocurridos:


Cuestionario

1) Qué es una ecuación química? En qué se basa? 2) Ocurren reacciones a nuestro alrededor ¿Podría citar varios ejemplos? 3) ¿Qué es una precipitación? Ejemplificar 4) ¿Qué importancia tiene el ajuste matemático de las reacciones químicas? 5) ¿Qué enuncia la Ley de Conservación de la Materia? 6) ¿Qué enuncia la Ley de las Proporciones Definidas o Constantes? 7) ¿Qué enuncia la Ley de las Proporciones Múltiples?


ÓXIDOS, ÁCIDOS, BASES Y SALES


Óxido, Ácidos, bases y sales Óxido Óxido, compuesto binario del oxígeno con otro elemento. El oxígeno se puede combinar directamente con todos los elementos, excepto con los gases nobles, los halógenos y algunos de los metales menos activos, como el cobre y el mercurio, que reaccionan lentamente para formar óxidos incluso cuando se les calienta, y el platino, el iridio y el oro, que únicamente forman óxidos por métodos indirectos. Los óxidos pueden ser compuestos iónicos o covalentes dependiendo de la posición que ocupa en la tabla periódica el elemento con el que se combina el oxígeno. Los óxidos de los elementos situados a la izquierda son iónicos, los de los elementos situados a la derecha y en la parte superior de sus grupos son moléculas covalentes, y con los elementos de la parte central de la tabla el tipo de enlace que se forma es intermedio. La mayor parte de los óxidos de los elementos no metálicos existen como moléculas covalentes sencillas y sus puntos de fusión y ebullición son muy bajos. Estos óxidos reaccionan con el agua para dar ácidos, por lo que también se les conoce como óxidos ácidos. Los metales con energías de ionización bajas tienden a dar óxidos iónicos que reaccionan con el agua formando hidróxidos, y se les denomina por ello óxidos básicos. Al aumentar la energía de ionización de los átomos metálicos, el carácter de los enlaces metal-oxígeno es intermedio entre iónico y covalente y los óxidos muestran características ácidas y básicas, por lo que se les conoce como óxidos anfóteros. Si se comparan los óxidos que forman los elementos del tercer periodo de la tabla periódica, se pueden diferenciar en ellos los tres tipos de óxidos mencionados. El sodio y el magnesio, los elementos de mayor carácter metálico, forman óxidos básicos y sus disoluciones acuosas son alcalinas. Los elementos no metálicos como el cloro, azufre, fósforo y silicio, forman óxidos covalentes y sus disoluciones acuosas tienen carácter ácido. Por último, el aluminio forma un óxido anfótero cuyo carácter ácido o básico depende del medio en el que se encuentre.

Ácidos y bases INTRODUCCIÓN Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:

H2SO4 + 2NaOH⇋2H2O + Na2SO4 PRIMERAS TEORÍAS Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la


corriente eléctrica. En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (y más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald) definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:

H+ + OH-⇋H2O La teoría de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua. TEORÍA DE BRØNSTED-LOWRY Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amiduro:

NH3 + base⇋NH2- + base + H+

El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de

Acido (1) con Base (2) Ácido (1) + Base (2)⇋Ácido (2) + Base (1) se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:

HCl + H2O⇋H3O+ + Cl-

En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl-, una base débil, y H3O

+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil. Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua:

HF + H2O⇋H3O+ + F-


Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O

+. La teoría de Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua: HCl + H2O⇋H3O

+ + Cl- El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco):

NH3 + H2O⇋NH4+ + OH-

MEDIDA DE LA FUERZA DE ÁCIDOS O BASES La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, H3O

+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua. Puede establecerse una escala apropiada de ácido-base según la cantidad de H3O

+ formada en disoluciones acuosas de ácidos, o de la cantidad de OH- en disoluciones acuosas de bases. En el primer caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la concentración de ion hidronio y el de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una disolución acuosa:

pH = -log [H3O+]

pOH = -log [OH-]

El agua pura tiene un pH de 7,0; al añadirle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3O

+] aumenta respecto a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 según la fuerza del ácido. El pOH del agua pura también es de 7,0, y, en presencia de una base cae por debajo de 7,0. Sales Sales, compuestos iónicos formados por los cationes de las bases y los aniones de los ácidos. Las sales se obtienen por reacción de los ácidos con los metales, las bases u otras sales, y por reacción de dos sales que intercambian sus iones. Las sales en las que todos los hidrógenos sustituibles de los ácidos han sido sustituidos por iones metálicos o radicales positivos se llaman sales neutras, por ejemplo, el cloruro de sodio, NaCl. Las sales que contienen átomos de hidrógeno sustituibles son sales ácidas, por ejemplo, el carbonato ácido de sodio (bicarbonato de sodio), NaHCO3. Las sales básicas son aquéllas que poseen algún grupo hidróxido, por ejemplo el sulfato básico de aluminio, Al(OH)SO4. Las sales también pueden clasificarse de acuerdo con las fuerzas de los ácidos y las bases de las cuales derivan. La sal de una base fuerte y de un ácido fuerte, por ejemplo el KCl, no se hidroliza al ser disuelta en agua, y sus disoluciones son neutras. La sal de una base fuerte y de un ácido débil, por ejemplo el Na2CO3, sufre hidrólisis cuando se disuelve en agua, y sus disoluciones son básicas. La sal de un ácido fuerte y una base débil, como el NH4Cl, también sufre hidrólisis, y sus disoluciones son ácidas.


A excepción de ciertas sales amónicas y de sales que son muy insolubles, las sales de un ácido débil y una base débil, como el Al2S3, experimentan en el agua hidrólisis completa, recuperándose el ácido y la base de iniciales.


PAPEL TORNASOL

Colocar un papel de tornasol azul sobre una placa de Petri o un vidrio de reloj limpio y seco y hacer lo mismo con el papel tornasol rojo. Agregar 1 gota de solución ácida (puede ser HCl ó ácido acético) a cada papel. ¿Qué se observa? ......................................................................................................................... Las ecuaciones son:

𝐻𝐶𝑙 + 𝐻!𝑂 → 𝐶𝑙! + 𝐻!𝑂! 𝐴𝑐𝑂𝐻 + 𝐻!𝑂 → 𝐴𝑐𝑂! + 𝐻!𝑂!

Repetir agregando 1 gota de solución básica (puede ser NaOH ó NH3) sobre nuevos papeles tornasol rojo y azul. Anotar lo observado: .......................................................................................................................... Las ecuaciones son:

𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝑁𝑎! + 𝑂𝐻! 𝑁𝐻! + 𝐻!𝑂 → 𝑁𝐻!! + 𝑂𝐻!

De acuerdo a lo observado completar el siguiente cuadro, colocando en cada casillero el color correspondiente al cual cambia el papel. Con SUSTANCIAS

ÁCIDAS cambia a: Con SUSTANCIAS BÁSICAS cambia a:

TORNASOL ROJO

TORNASOL AZUL

Por último tomar la SOLUCIÓN INCÓGNITA 1 (llamada Sc. 1), realizando el mismo procedimiento y en función de lo observado, completar el cuadro:

CAMBIA A

ROJO

AZUL

Por lo tanto la solución es......................................................... Realizar los mismos pasos con la SOLUCIÓN INCÓGNITA 2 (llamada Sc. 2):

CAMBIA A

ROJO

AZUL

Por lo tanto la solución es........................................................


PAPEL pH Colocar sobre un vidrio de reloj o en una placa de Petri, un pedacito de papel pH. Mojar con una gota de la solución de la sustancia a ensayar. Una vez que el papel cambió su color, compararlos con la escala de colores del papel pH y anotar el valor correspondiente para cada uno:

SUSTANCIA COLOR pH Clasificación (ácido/base/

neutro) Ácido clorhídrico (HCl)

Ácido acético (CH3COOH)

Ácido cítrico (C6H8O7)

Agua destilada (H2O)

Cloruro de sodio (NaCl)

Amoníaco (NH3)

Carbonato de sodio (Na2CO3)

Hidróxido de sodio (NaOH)

Medir con una probeta 100 ml de agua y colocarlos en un vaso de precipitados, agregar UNA gota de ácido clorhídrico (HCl) y revolver con una varilla de vidrio. Medir el pH de esa solución utilizando el papel pH, para ello se agrega un papel a la solución: pH final = ................. (1 gota en 100 ml) Comparar con el valor que figura en la tabla anterior (el cual representa el pH de la solución concentrada). Realizar el mismo procedimiento, pero esta vez, utilizando la solución de hidróxido de sodio (NaOH): pH final = ................. (1 gota en 100 ml) Comparar con el valor que figura en la tabla anterior. En base a lo observado, se deduce que el pH DEPENDE / NO DEPENDE de la

concentración y por lo tanto CAMBIA / NO CAMBIA por dilución”.


OXIDOS

REACCION DE LOS OXIDOS FRENTE AL AGUA 1) OXIDOS BASICOS Agregar una cucharada pequeña de óxido de calcio (CaO) en 6 ml de agua contenidos en un tubo de ensayo. Calentar suavemente unos segundos. Tomar la reacción frente al papel para medir el pH y anotar lo observado. .............................................................................................................. Esto indica la presencia de UN ACIDO / UNA BASE La reacción química que ocurrió es:

(ac)Ca(OH)O(l)H+CaO(s) 2 2→ Completar

“Por lo tanto los óxidos básicos reaccionan frente al agua para formar HIDROXIDOS / ACIDOS".

2) OXIDOS ACIDOS Colocar en un tubo de ensayo 2 ml de ácido nítrico (HNO3). Agregar tres pedacitos de cobre metálico (Cu). La reacción involucrada es:

4𝐻𝑁𝑂!(𝑎𝑐)+ 𝐶𝑢(𝑠) → 𝐶𝑢(𝑁𝑂!)!(𝑎𝑐)+ 𝑁𝑂!(𝑔)+ 2𝐻!𝑂(𝑙)

Calentar suavemente flameando el tubo con el ácido. Tomar, con una pinza metálica, un pedacito de papel de pH. Someter a la acción de los vapores por un breve tiempo (¡NO ASPIRAR LOS VAPORES SON IRRITANTES!). Anotar lo observado: ......................................................................................................................... Esto indica la formación de UN ACIDO / UNA BASE La reacción química que ocurrió es:

(ac)HNO+(ac)HNOO(l)H+(g)NO 2322 →2

"Por lo tanto los óxidos ácidos reaccionan frente al agua para formar ACIDOS / HIDROXIDOS".


INDICADORES Prepare una serie de tubos de ensayo limpios; agregue a cada uno 5 gotas del indicador correspondiente (fenolftaleína y rojo Congo) y anote el color del mismo después del agregado de dos gotas de la sustancia a ensayar (ver tabla).

Indicador Ácido c lorhídr i co

(HCl)

Agua Hidróxido de sodio (NaOH)

Fenolftaleína (rango de pH = 8.0-9.8)

Rojo Congo (rango de pH = 3.0-5.2)

¿Qué conclusión puede sacar? ¿Para qué puede usar un indicador? ……………………………………………………………………………………


Reacción entre ácidos y bases En este experimento se procederá a examinar la reacción de una solución de ácido clorhídrico HCl 0,1M mediante la adición de distintos tipos de bases. Procedimiento :

1. Colocar en un vaso de precipitado 25 ml de solución de HCl 0,1M. Medir el pH con el papel indicador.

2. Agregar una punta de la espátula grande del sólido a ensayar (ver tabla). Agitar con varilla de vidrio.

3. Medir el pH final con el papel indicador de pH. 4. Volcar los datos en la siguiente tabla.

Sólido a ensayar pH inicial pH final

Hidróxido de magnesio, Mg(OH)2 Carbonato de sodio, Na2CO3 Carbonato de magnesio, MgCO3

5. Las ecuaciones para cada caso son:

Mg(OH)2 (ac)+2HCl(ac)→MgCl2(ac)+2H2O(l)

NaHCO3(ac)+HCl(ac)→ NaCl(ac)+CO2(g)+H2O(l)

MgCO3(s)+ 2HCl(ac)→MgCl2 (ac)+CO2 (g)+ 2H2O(l) ¿Qué ocurre con el pH al agregar estos compuestos al ácido? ………………………………………………………………………………………..

Por lo tanto, el agregado de sustancias básicas a un ácido AUMENTA / DESCIENDE el valor del pH.

Busque en internet, libros, etc, para qué pueden servir estas sustancias. …………………………………………………………………………………………………………..


PREPARACIÓN DE SOLUCIONES ACUOSAS


Aditividad de volúmenes

Mezcla de líquidos distintos

1. Medir 25 ml de agua con una probeta.

2. Agregar 5 ml de etanol y medir su volumen final.

3. Repetir la operación con 10, 15, 20 y 25 ml de alcohol.

4. Volcar los datos en la siguiente tabla:

Volumen de agua (ml)

Volumen de etanol (ml)

Suma de volúmenes (ml)

Volumen final medido (ml)

Relación de volúmenes*

25 5 25 10 25 15 25 20 25 25

* 𝑅𝑒𝑙𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑑𝑒 𝑣𝑜𝑙ú𝑚𝑒𝑛𝑒𝑠 = !"#$%&' !"#$% !"#$#%!"#$ !" !"#ú!"#"$

Por lo tanto para dos líquidos de composición diferente los volúmenes de las mezclas NO SON ADITIVOS / SON ADITIVOS

Mezcla de líquidos y sólidos

1. Medir 25 ml de agua con una probeta.

2. Pesar 1,0 g de NaCl y disolverlos en el agua (se puede ayudar con agitación con varilla de vidrio). Medir el volumen final.

3. Repetir la operación con 2, 4, 6 y 8 g de NaCl.

4. Volcar los datos en la siguiente tabla:

Volumen de agua (ml)

Masa de NaCl (g) Volumen final medido (ml)

25 1 25 2 25 4 25 6 25 8

Por lo tanto el agregado de sólido soluble a un líquido PRODUCE / NO PRODUCE variación en el volumen del mismo


PREPARACION DE SOLUCIONES

Soluc ión de NaOH 0,1M:

El hidróxido de sodio (NaOH), también conocido como soda cáustica, es un hidróxido cáustico usado en la industria (principalmente como una base química) en la fabricación de papel, tejidos, y detergentes. A temperatura ambiente, el hidróxido de sodio es un sólido blanco cristalino sin olor que absorbe humedad del aire (higroscópico). El hidróxido de sodio es muy corrosivo. Materiales: Vidrio de reloj o caja de Petri Espátula Vaso de precipitados 250ml Varilla de vidrio Pizeta Embudo Matraz aforado 1l Reactivos: NaOH Sólido Agua destilada

Calcule la masa de NaOH necesaria para preparar 1 L de solución de NaOH en agua con concentración 0,1 M Procedimiento

Precaución: ¡Cuando se disuelve en agua libera una gran cantidad de

calor!


1. Pesar en una caja de Petri o vidrio de reloj la masa de hidróxido de sodio calculada (NaOH).

2. Transvasar el soluto pesado a un vaso de precipitados o Erlenmeyer. Si quedase algo de hidróxido de sodio arrastrar con ayuda de un piseta.

3. Agregar 200ml de agua y agitar hasta disolver. 4. Volcar el contenido del vaso en un matraz aforado de 1000ml. De ser necesario

utilizar un embudo. 5. Completar el volumen del matraz con agua hasta el enrase, homogeneizando antes

de enrasar. 6. Luego volcar el contenido del matraz en un frasco previamente lavado y etiquetado.

Para evitar error, si el frasco esta mojado, se lo debe enjuagar con un poco de la solución preparada.

Cuestionario

1. ¿Qué sucede si no se enjuaga previamente el frasco?

2. ¿Qué significaría que el hidróxido de sodio no sea 100% puro? ¿Afecta a la solución?

3. ¿Cuánto NaOH habría que pesar para preparar 2 L de una solución 2,5 M?

4. ¿Cuánto NaOH de 95% de pureza habría que pesar para preparar 500 ml de una solución 15% m/V?

5. Se tiene una solución 2 M de NaOH en agua. ¿Cuánto se necesita de esta solución para preparar 2000 ml de una solución de 0,05 M?

6. Se tiene una solución 1 g/l de NaOH. ¿Qué concentración en %m/V es?. Si se toman 25 ml de esta solución y se diluyen a 2000 ml, ¿Cuál es la concentración final?

Soluc ión de HCl 0,1M:

El ácido clorhídrico o todavía ocasionalmente llamado, ácido muriático (por su extracción a partir de sal marina en América), es una disolución acuosa del gas cloruro de hidrógeno (HCl). Es muy corrosivo y ácido. Se usa, por ejemplo, para limpiar, tratar y galvanizar metales, curtir cueros, y en la refinación y manufactura de una amplia variedad de productos. Materiales: Vaso de precipitados 250ml Pipeta 10ml


Pera o pro pipeta Embudo Matraz aforado 1l Pizeta Reactivos: Ácido Clorhídrico concentrado (HCl) Agua destilada Calcule el volumen de una solución concentrada de HCl (38% m/m, δ = 1,189 g/ml) que se necesita para preparar 1 L de una solución de HCl 0,1 M. Procedimiento Las soluciones de HCl se preparan diluyendo ácido clorhídrico concentrado, por lo que se debe tener especial cuidado al manejarlo.

1. Colocar en un vaso de precipitados aproximadamente 200ml de agua destilada. 2. Medir con una pipeta el volumen calculado de ácido clorhídrico concentrado. 3. Adicionar el ácido al vaso con agua, homogeneizar y trasvasar al matraz con ayuda

de un embudo de ser necesario. 4. Completar el volumen del matraz con agua destilada hasta el enrace,

homogeneizando previamente. 5. Volcar el contenido del matraz en un frasco limpio y etiquetado. Si esta mojado,

enjuagar con un poco de la solución preparada. Cuestionario

1. ¿Qué quiere decir que el HCl es concentrado?

2. Se tiene una solución de HCl 35% m/V. ¿Qué volumen se debe medir para preparar 2000 ml de una solución 0,012 M?

3. De una solución de HCl 0,4 M se toman 20 ml y se diluyen a 250 ml. De ésta última solución se toman 10 ml y se diluyen a 1000 ml ¿Cuál es la concentración final en M y en %m/V?

Dilución de Acido Acét i co :

El ácido acético también conocido como ácido etanoico, es un ácido que se encuentra en el vinagre, siendo el principal responsable de su sabor y olor agrios. El ácido acético concentrado es corrosivo y, por tanto, debe ser manejado con cuidado apropiado, dado que puede causar quemaduras en la piel, daño en los ojos, e irritación a las membranas mucosas. Estas quemaduras pueden no aparecer hasta horas después de la exposición.


Materiales: Pipeta 10ml Pizeta Vaso de precipitados 250ml Embudo Matraz aforado 500ml Reactivos: Ácido acético glacial (Ac. acético concentrado) Agua destilada Procedimiento

1. Medir con pipeta 10 ml de ácido acético. 2. Colocarlo en un vaso de precipitados con 200 ml de agua destilada. 3. Verter el contenido del vaso en un matraz aforado de 500 ml. 4. Completar el volumen del matraz con agua destilada hasta el enrace,

homogeneizando previamente. Cuestionario

1. ¿Qué concentración (%m/V y M, con δ = 1,055 g/ml) tiene la dilución obtenida?

2. ¿Qué se necesita saber para preparar una dilución?

3. ¿Cuánto volume de ácido acético (δ = 1,055 g/ml) es necesario medir para preparar 2 L de una solución 1 M? ¿Y una solución al 15%v/v?

4. Se tiene un ácido acético de pureza 100% con δ = 1,055 g/ml ¿cuánto volumen se necesita para preparar una solución 0,5 M? Si se toman 20 ml de esta solución y se lleva a 250 ml ¿cuál es la concentración final en M y en %m/V?


TITULACIÓN ÁCIDO-BASE


Valorac ión de una diso luc ión de ác ido c lorhídr i co (HCl) .

La valoración o titulación de las disoluciones se realiza frente a determinadas sustancias que se denominan patrones. Dichos patrones son disoluciones de sustancias muy puras de concentración perfectamente conocida. Nosotros prepararemos (si no está preparada previamente, consultar al profesor) una disolución 0,1 M de hidróxido de sodio (NaOH) para utilizarla como patrón. No es necesario que sea exactamente 0,1 M; lo que si es preciso es conocer exactamente su concentración. Para ello, pesa exactamente una cantidad aproximada a la que necesites para el volumen del matraz aforado del que dispones. Debés recordar que el hidróxido de sodio hay que pesarlo lo más rápidamente posible porque toma humedad, que al preparar la disolución es conveniente enjuagar todo el material utilizado tres veces uniendo las aguas de lavado a la disolución y cómo debe quedar el menisco al enrasar en el matraz aforado. Lo que hay que hacer es:

1. Calcular la cantidad de NaOH que hay que pesar para hacer 500 ml de una solución 0,1 M. Luego pesarla en una caja de Petri o vidrio de reloj secos.

2. Preparar la solución (recordar el TP de preparación de soluciones).

Para proceder a la valoración, lavar tres Erlenmeyers y enjuagarlos con agua destilada. Con una pipeta introducir 10 ml de la disolución problema de ácido clorhídrico cuya concentración se desea determinar. Añadir agua destilada hasta completar un volumen de unos 50 ml y tres gotas de fenolftaleína. Por otra parte llenar una bureta de 25 ml con la disolución de hidróxido de sodio preparada y enrasarla a 0. El NaOH se va adicionando desde la bureta gota a gota y agitando. El punto final de la valoración se detectará por el viraje del indicador (la fenolftaleína vira del incoloro en medio ácido al rojo en medio básico). Hay que tener en cuenta que el viraje se debe producir en toda la disolución y no sólo en una zona localizada y que no desaparezca al agitar. Al realizar este proceso tres veces se obtienen los siguientes resultados: Experiencia 1: Volumen de NaOH añadido = .................... ml Experiencia 2: Volumen de NaOH añadido = .................... ml Experiencia 3: Volumen de NaOH añadido = .................... ml Experiencia 4: Volumen de NaOH añadido = .................... ml Volumen de NaOH promedio = .................... ml Con estos datos (el volumen y la concentración de la disolución de NaOH y el volumen de la disolución problema de HCl) se puede determinar la concentración de la disolución de ácido clorhídrico, utilizando la ecuación:


𝑀!"#$ ∙ 𝑉!"#$

𝑉!"#= 𝑀!"#

Molaridad del HCl (MHCl) ..................... M

Valorac ión de una so luc ión de ác ido acét i co Lavar tres Erlenmeyers y enjuagarlos con agua destilada. Con una pipeta introducir 3 ml de la disolución problema de ácido acético cuya concentración se desea determinar. Añadir agua destilada hasta completar un volumen de unos 50 ml y tres gotas de fenolftaleína. Por otra parte llenar una bureta de 25 ml con la disolución de hidróxido de sodio preparada y enrasarla a 0. El NaOH se va adicionando desde la bureta gota a gota y agitando. El punto final de la valoración se detectará por el viraje del indicador Al realizar este proceso tres veces se obtienen los siguientes resultados: Experiencia 1: Volumen de NaOH añadido = .................... ml Experiencia 2: Volumen de NaOH añadido = .................... ml Experiencia 3: Volumen de NaOH añadido = .................... ml Experiencia 4: Volumen de NaOH añadido = .................... ml Volumen de NaOH promedio = .................... ml Con estos datos (el volumen y la concentración de la disolución de NaOH y el volumen de la disolución problema de ácido acético) se puede determinar la concentración de la disolución de ácido, utilizando la ecuación:

𝑀!"#$ ∙ 𝑉!"#$𝑉á!"#$ !"é!"#$

= 𝑀á!"#$ !"é!"#$

Valorac ión de la ac idez de l v inagre . El vinagre comercial es una disolución de ácido acético. Supondremos que toda la acidez del vinagre es debida al ácido acético que contiene. Mediante una pipeta se toman 25 ml de vinagre comercial y se diluyen en agua destilada hasta 250 ml en un matraz aforado. Utilizando un matraz Erlenmeyer, preparar tres muestras con 25 ml cada una de la disolución diluida de vinagre y añadir tres gotas de fenolftaleína y valorarla frente a la disolución de NaOH preparada anteriormente siguiendo el mismo procedimiento que en el caso anterior. Ahora vamos a calcular la concentración de la disolución diluida por el valor medio de los obtenidos en las tres muestras. Muestra 1: Volumen de NaOH añadido = .................... ml


Muestra 2: Volumen de NaOH añadido = .................... ml Muestra 3: Volumen de NaOH añadido = .................... ml Muestra 4: Volumen de NaOH añadido = .................... ml Volumen de NaOH medio = .................... ml Con estos datos (el volumen y la concentración de la disolución de NaOH y el volumen de la disolución problema) se puede determinar la concentración de la disolución diluida del vinagre (ácido acético), utilizando la ecuación:

𝑀!"#$ ∙ 𝑉!"#$𝑉á!"#$

= 𝑀á!"#$

Molaridad de la disolución diluida de vinagre _____________ Tal y como se ha preparado la disolución diluida del vinagre, se sabe que el vinagre comercial será __________ veces más concentrado, por lo que: Concentración del vinagre en CH3COOH _________ M Lo siguiente es convertir esa concentración molar en %masa/volumen.

%𝑚𝑉 = 𝑀 ∙ 𝑃𝑀 ∙ 0,1

M = molaridad del vinagre PM = peso molecular del ácido acético 60,05 g/mol Comparar con el rótulo de la botella.


DESTILACIÓN POR ARRASTRE CON VAPOR

OBJETIVOS a) Conocer las características y modificaciones de esta técnica, así como los factores que intervienen en ellas. b) Aislar el aceite esencial de un producto natural utilizando la destilación por arrastre con vapor Introducción En la destilación por arrastre con vapor de agua intervienen dos líquidos: el agua y la sustancia que se destila. Estos líquidos no suelen ser miscibles en todas las proporciones. En el caso límite, es decir, si los dos líquidos son totalmente insolubles el uno en el otro, la tensión de vapor de cada uno de ellos no estaría afectada por la presencia del otro. A la temperatura de ebullición de una mezcla de esta clase la suma de las tensiones de vapor de los dos compuestos debe ser igual a la altura barométrica (o sea a la presión atmosférica), puesto que suponemos que la mezcla está hirviendo. El punto de ebullición de esta mezcla será, pues, inferior al del compuesto de punto de ebullición más bajo, y bajo la misma presión, puesto que la presión parcial es forzosamente inferior a la presión total, que es igual a la altura barométrica. Se logra, pues, el mismo efecto que la destilación a presión reducida. El que una sustancia determinada destile o se arrastre más on menos de prisa en una corriente de vapor de agua, depende de la relación entre la tensión parcial y de la densidad de su vapor y las mismas constantes físicas del agua. Si denominamos P1 y P2 las presiones de vapor de la sustancia y del agua a la temperatura que hierve su mezcla, y D1 y D2 sus densidades de vapor, los pesos de sustancia y de agua que destilan estarán en la relación:

𝑃! ∙ 𝐷!𝑃! ∙ 𝐷!

=𝑃! ∙ 𝑃𝑀!

𝑃! ∙ 𝑃𝑀!

Si el valor de esta fracción es grande, la sustancia destila con poca agua y lo contrario ocurre cuando dicha relación es pequeña. Por ejemplo, una mezcla de nitrobenceno y de agua hierve a 99ºC bajo una presión de 760 mmHg. La tensión de vapor de agua a esa temperatura es de 733 mmHg, de manera que la tensión de vapor del nitrobenceno será 760 – 733 = 27 mmHg. Las densidades del vapor de agua y del nitrobenceno están en la relación 18/123 (la de sus pesos moleculares), de modo que la relación entre los pesos del agua y del nitrobenceno que destilan estarán en la relación (733×18)/(27×123)=3,97. Por lo tanto cada 3,97 gramos de agua se codestilan 1 gramo de nitrobenceno.

Aislamiento de Productos Naturales - Obtención de Eugenol


Algunas de las especias utilizadas normalmente poseen algún componente que les da su olor y sabor característicos, tal como el aldehído cinámico en la canela o el trimiristato de glicerilo en la nuez moscada. En el caso del clavo de olor, la sustancia mayormente responsable de sus características organolépticas es el eugenol. La esencia de clavos de olor está formada casi exclusivamente por dicha sustancia.

Eugenol Aparte de su uso en odontología por sus propiedades antisépticas, el eugenol se utiliza como punto de partida en la obtención de vainillina. A partir de clavos de olor secos puede obtenerse eugenol con un rendimiento entre el 10 y el 17%; esta variación depende del estado de conservación de los clavos de olor pues el eugenol se pierde lentamente por oxidación y/o volatilización. Obtención de eugenol mediante destilación por arrastre con vapor. Se parte de 5,0 g de clavos de olor sin moler y se los coloca en un balón, junto con unos trozos de material poroso y 300 ml de agua. Al balón se le adapta un cabezal, un refrigerante y una alargadera que desemboca en una probeta*. Se lleva a ebullición sobre tela metálica y se destilan unos 80 ml. *NOTA: también se puede evitar el uso del cabezal empleando un refrigerante con cuello de cisne.

Reconocimiento del eugenol

1. Se miden 2 ml del destilado y se colocan en un tubo de ensayo. Se agregan 0,5 ml de etanol. Se vierten cinco gotas de una solución de FeCl3. Anotar los cambios.

2. Se miden 2 ml del destilado y se colocan en un tubo de ensayo. Se agregan 3 gotas de una solución 0,02M de KMnO4. Anotar los cambios

OH

O


Investigar en libros, internet, manuales, etc, para qué sirven los ensayos anteriores.


Cuestionario 1.- Define "punto de ebullición" de una sustancia. 2.- ¿Cómo varía el punto de ebullición con la presión? 3.- ¿Qué tipo de sustancias pueden separarse por destilación simple? Dibuja una representación de un equipo de destilación. 4.- Parecería que no siempre puede purificarse una sustancia por destilación. Por ejemplo, el etanol que se comercializa es 96% etanol y 4% agua (en la botella se lo indica como "Alcohol 96º"). ¿Cuál es el motivo? 5.- ¿Qué características deben cumplir dos sustancias para que puedan separarse por técnicas de destilación por arrastre con vapor?


TERMOQUÍMICA: CALOR DE DISOLUCIÓN


Calor de disolución Antes de iniciar de lleno con el tema, tenemos que conocer la diferencia entre disolución y dilución. En este caso no referimos a disolución al hecho de que soluto sea diluido en un solvente (V.gr. Sal común en agua). Por otro lado la dilución se refiere a un disolución ya hecha diluirla mas agregando solvente. (ej. cuando tenemos una limonada muy concentrada, agregar un poco de agua). El calor de disolución o entalpia de disolución (a presión constante) ΔHsoln es el calor generado o absorbido cuando cierta cantidad de soluto se disuelve en cierta cantidad de disolvente. La cantidad ΔHsoln representa la diferencia entre la entalpía de la disolución final y la entalpía de los reactivos originales, como lo representa:

ΔHsoln = Hsoln - Hcomponentes No es posible llevar a cabo esta medición, pero en un calorimetro a presión constante se puede determinar la diferencia y por ende "ΔHsoln". Al igual que los otros cambios de entalpía, para procesos exotérmicos el signo de ΔHsoln será negativo (-), y para procesos endotérmicos el signo será positivo (+). Analizamos un ejemplo, ¿Cuál será la entalpia de disolución (o calor de disolución) al diluir Cloruro de sodio (NaCl) en agua?

NaCl(s) ---H2O---> Na+(ac) + Cl-(ac) ΔHsoln = ? La energía requerida para separar completamente un mol de NaCl y pasarlo a sus iones en estado gaseoso es de 788 kJ/mol. Por otro lado, el cambio de entalpía asociado al proceso de hidratacion de los iones (ΔHhidr) es de "-784 kJ/mol". Por lo tanto la suma de estas dos será ΔHsoln. 788kJ/mol + (-784kJ/mol)= 4kJ/mol. Como lo mencionamos anteriormente el valor positivo quiere decir que fue un proceso endotermico (absorve calor). Por lo tanto cuando un mol de NaCl se disuelve en agua absorve 4kJ del ambiente.


Objetivo: calcular el calor de disolución en agua de distintas sustancias

Medic ión de l ca lor de diso luc ión de l hidróxido de sodio Procedimiento:

1. Pesar, en un vaso de precipitado 4,0 g de NaOH (¡no deben tocarlo con las manos desnudas!).

2. Colocar en el vaso de precipitado de plástico 80 ml de agua. Medir la temperatura inicial (Ti)

3. Agregar al agua el NaOH y comenzar a registrar la temperatura. Ir midiendo la temperatura cada 5 segundos. Agitar con ayuda del termómetro, cuidando que no haya proyecciones de líquido.

4. Realizar un gráfico de temperatura en función del tiempo. Determinar la temperatura final (Tf).

Preguntas: 1) ¿Qué tipo de reacción es (endotérmica/exotérmica)? 2) Calcular el calor intercambiado, ΔHdisolución.

Δ𝐻!"#$%&'"ó! = − 𝑚!"#! ∙ 𝐶!"#! ∙ 𝑇! − 𝑇! Donde m es la masa de la sustancia y C es la capacidad calorífica de la misma. Datos Densidad del agua: 1,0 g/ml Capacidad calorífica del agua (Cagua): 4,18 Joule/(°C.g) 3) Con el resultado anterior, calcular cuánto calor libera 1,0 gramo de NaOH. 4) Calcular el calor intercambiado al disolver 1 mol de NaOH.

Medic ión de l ca lor de diso luc ión de la urea Procedimiento:

1. Pesar, en un vaso de precipitado 4,0 g de urea (CH4N2O). Colocar en el vaso de precipitado de plástico 50 ml de agua. Medir la temperatura inicial (llamada Ti)

2. Agregar al agua la urea y comenzar a registrar la temperatura. Ir midiendo la temperatura cada 5 segundos. Agitar con ayuda del termómetro.

3. Realizar un gráfico de temperatura en función del tiempo. Determinar la temperatura final Tf.

Preguntas: 1) ¿Qué tipo de reacción es (endotérmica/exotérmica)? 2) Calcular el calor intercambiado, ΔHdisolución. 3) Con el resultado anterior, calcular cuánto calor libera 1,0 gramo de urea.


4) Calcular el calor intercambiado al disolver 1 mol de urea (CH4N2O).


MEDICIÓN DE LA GRADUACIÓN DE UNA BEBIDA ALCOHÓLICA

Objet ivo : determinar la graduación alcohólica de una bebida Fundamento El grado alcohólico de una bebida se define como el tanto porciento en volumen de alcohol etílico (etanol) contenido en la misma. Así, el grado alcohólico de una mezcla de agua-etanol será:

𝐺𝑟𝑎𝑑𝑜 𝑎𝑙𝑐𝑜ℎó𝑙𝑖𝑐𝑜 º = %𝑉 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 = 𝑉!"#$%&

𝑉!"#$%&'"ó!∙ 100%

Procedimiento Determinación de la variación de la densidad de mezclas etanol-agua

1. Preparar soluciones de etanol-agua con las siguientes concentraciones en % volumen/volumen: 0, 5, 10, 15, 20, 30, 40, 50, 60 y 70.

2. Medir la densidad de cada solución preparada. 3. Volcar los datos en la siguiente tabla:

% V/V de etanol Densidad (g/ml) 0 5 10 15 20 40 60 70

4. Realizar un gráfico de Densidad versus % V/V de etanol.

Destilación de la bebida alcohólica

1. Colocar en un aparato de destilación simple 40 ml de la bebida. 2. Colocar pedacitos de cerámica en el balón. 3. Comenzar a calentar. 4. Recoger 30 ml del destilado en una probeta. 5. Agregar agua hasta completar 40 ml. 6. Determinar la densidad. 7. Con ayuda del gráfico de Densidad versus % V/V, calcular el % V/V de etanol. 8. Completar la tabla:


Bebida % alcohólico declarado

Densidad (g/ml) % alcohólico calculado


DETERMINACIÓN DE IBUPROFENO EN

COMPRIMIDOS El ibuprofeno es un antiinflamatorio no esteroideo (AINE), utilizado frecuentemente como antipirético y para el alivio sintomático del dolor de cabeza (cefalea), dolor dental (odontalgia), dolor muscular o mialgia, molestias de la menstruación (dismenorrea), dolor neurológico de carácter leve y dolor postquirúrgico. También se usa para tratar cuadros inflamatorios, como los que se presentan en artritis, artritis reumatoide (AR) y artritis gotosa. Generalmente la dosis recomendada para adultos es de unos 1200 mg diarios. Sin embargo, bajo supervisión médica, la cantidad máxima de ibuprofeno para adultos es de 800 mg por dosis o 3200 mg por día. En niños es de 5 a 10 mg por kg en un intervalo de tiempo de 6 a 8 horas.

El ibuprofeno fue desarrollado por la división de investigación de Boots Group durante los 60. Fue descubierto por Stewart Adams junto con John Nicholson, Jeff Bruce Wilson, Andrew RM Dunlop y Colin Burrows y fue patentado en 1961. La droga fue lanzada como un tratamiento para la artritis reumatoidea en el Reino Unido en 1969, y en los Estados Unidos en 1974. Es famoso el hecho de que el Dr. Adams inicialmente probó este medicamento durante una resaca. Ensayo por titulacio n:

1. Pesar en una balanza una tableta de ibuprofeno. Pulverizar usando un mortero.

2. Seguidamente disolver en 50 ml de etanol, agregar 3 gotas de fenolftaleína como indicador y titular con NaOH 0.1 M.

3. Realizar por duplicado y sacar el promedio de ambas determinaciones.

4. Calcular la cantidad de ibuprofeno (en mg) que contiene un comprimido.

5. Comparar con el valor del rótulo del medicamento.

O

OH


SÍNTESIS DE ASPIRINA Objetivo: Sintetizar aspirina a partir de ácido salicílico y ácido acético.

Equipo: Frasco Erlenmeyer Varilla de vidrio Papel de filtro Embudo Tela metálica Mechero Reactivos: Ácido salicílico Anhídrido acético Ácido sulfúrico concentrado Agua Procedimiento:

1. Colocar 1 g de ácido salicílico en un Erlenmeyer. 2. Con cuidado agregar 6 ml de anhídrido acético agitando con una varilla, seguido de

10 gotas de ácido sulfúrico concentrado. 3. Mezclar el contenido del frasco. Taparlo con un vaso de precipitado de tamaño

adecuado. 4. Calentar el recipiente por 30 minutos a baño María a ebullición, en olla de metal. 5. Remover el Erlenmeyer del calentamiento. 6. Mientras el contenido está caliente, agregar 5 ml de agua. 7. Una vez que la reacción termina (se enfría) agregar otros 35 ml de agua. 8. Usar una varilla para romper cualquier piedra que se halla formado. 9. Filtrar la mezcla con un aparato de filtración. Lavar el sólido con tres porciones de

agua de 5 ml cada una. 10. Secar el sólido. 11. Pesar el sólido seco. 12. Calcular el rendimiento teórico y el rendimiento práctico. 13. Lavar el material.

OH

O OH

+

O

O O O

O OH

+

O

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