FACULTAD CIENCIAS DE LA SALUD ÁREA QUÍMICA

LABORATORIO DE

QUÍMICA GENERAL Y ORGÁNICA PRIMER SEMESTRE 2009

ENFERMERÍA “Es un gran error creer que la ciencia es para los científicos, que

el arte es para los artistas, que la religión es para los sacerdotes”

Albert Einstein

Profesores Área Química:

Patricia Arias-Mary Cubillos-Florencia Gonzalez- Rosa Herrera-Ariela Lavado-Gina Maulén-

Olga Villarroel.

Coordinadora Área Química : Dra. Alicia Godoy Silanes

REGLAMENTO DE LABORATORIO DE QUÍMICA 1.- Se exigirá al alumno 100% de asistencia al curso durante el semestre. 2.- Se exigirá al alumno puntualidad. La asistencia se pasará al inicio de cada sesión y el profesor

si lo estima conveniente podrá volver a pasar la asistencia. 3.- Las inasistencias se justificarán única y exclusivamente mediante certificado médico, dentro de

las 48 horas siguientes a la ausencia, en la unidad correspondiente. 4. - Las prácticas no se recuperan y será de responsabilidad del alumno ponerse al día con los

contenidos.(teórico-práctico) 5.- Todo el material de Laboratorio será entregado al alumno en perfectas condiciones. 6.- El alumno se hará responsable del material, el cuál tendrá que ser devuelto limpio y en

perfectas condiciones. 7.- En caso de que el alumno rompa algún material, tendrá que avisar al encargado de los

laboratorios, quién le dará una fecha, que será el plazo máximo de reposición. 8.- En caso de que no se encuentren responsables en caso de pérdidas o rupturas de material,

entonces el grupo curso tendrá que hacerse cargo y devolverlo en la fecha que se le indique. 9.- Por razones de seguridad y mantención del equipo, el alumno deberá tener especial cuidado de

mantener limpio y ordenado su lugar de trabajo. 10.- La jornada de trabajo se ceñirá estrictamente al horario establecido. 11.- Queda absolutamente prohibido la ingesta de alimentos o bebestibles en los Laboratorios. 12.- El alumno no podrá salir del laboratorio sin autorización del profesor. 13.- El alumno que perturbe el desarrollo normal de una práctica, podría ser sancionado. 14.- El alumno deberá tener pleno conocimiento del aspecto teórico y práctico de la experiencia

que realiza, pudiendo ser objeto de interrogaciones orales y/o escritas. 15.-El alumno se le exigirá que lleve un control de todas sus observaciones, datos y resultados de

los experimentos en un cuaderno que debe traer a todas las sesiones. 16.- Los controles de Laboratorio se realizarán en las fechas estipuladas según el calendario de

actividades, que cada alumno recibe al inicio del semestre. 17.- Los controles tendrán como objetivo evaluar el práctico que ya realizaron y el práctico que

realizarán. 18.- Cada alumno deberá presentarse a todas las sesiones de laboratorio provisto de los siguientes

elementos: � Delantal � Cuaderno de laboratorio � Guía de laboratorio.

NORMAS DE TRABAJO EN EL LABORATORIO 1.- Todos los equipos que se armen en el Laboratorio deberán ser revisados por el profesor, antes

de ser utilizado. 2.- Los reactivos de uso general deberán permanecer en los lugares asignados para ellos. Todo

reactivo después de ser usado, deberá permanecer tapado. 3.- Los sólidos no deberán vaciarse a los laboratorios o desagües, habrá depósitos especiales para

sustancias contaminantes. 4.- Las mezclas de solventes o solventes no recuperables deberán guardarse en frascos rotulados

especialmente. 5.- Si el producto de interés es un sólido, y necesita trasvasijarlo, utilice espátula. 6.- Al efectuar cualquier tipo de filtración, cuide de colocar el papel en forma correcta. 7.- Antes de utilizar cualquier material, asegúrese de su limpieza. 8.- Las balanzas deberán permanecer limpias y sin tara. La utilización de ellas exige protección del

plato (vidrio reloj). 9.- Al vaciar ácidos y bases a los lavatorios, hágalo lentamente y con mucha circulación de agua. 10.- El comportamiento durante las sesiones de trabajo debe ser acorde con el recinto en que se

encuentra, por la presencia de reactivos de cuidado y equipos de alto costo. 11.- La evaporación y manipulación de reactivos que provoquen desprendimiento de gases

dañinos, debe realizarse dentro de las campanas con el extractor en funcionamiento. 12.- Los productos sólidos de deshecho y papel filtro usados deben tirarse en el tarro de la basura. 13.- Los ácidos concentrados se deben diluir antes de botar en el lavatorio, y dejar por unos

minutos el agua circulando. 14.- El mechero debe encenderse solo cuando sea necesario y cortar una vez terminada su

utilización, las llaves de agua deben permanecer cerradas. 15.- El agua destilada se debe usar, solamente, para enjuagar el material o para preparar

soluciones. 16.- Una vez finalizada la práctica tanto, el lugar de trabajo como el material debe quedar limpio y

ordenado. 17.- Los reactivos una vez usados deben quedar debidamente tapados. 18.- Para evitar la contaminación de los reactivos la espátula (sólidos), o la pipeta (líquidos), debe

estar limpia y seca. No debe devolver el exceso de reactivo al envase original, `por lo tanto debe ser cuidadoso al hacer sus cálculos.

SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

La química, además de ser formativa, es esencialmente una disciplina experimental y en su enseñanza se pone especial énfasis en la realización de experimentos que ayuden a la comprensión de la asignatura. El Laboratorio Químico es potencialmente un lugar peligroso, contiene líquidos inflamables, material de vidrio frágil, equipos eléctricos y compuestos químicos corrosivos y venenosos. Afortunadamente los accidentes en los Laboratorios son escasos gracias a que quienes trabajan en ellos están familiarizados con las normas de seguridad y los procedimientos de emergencia. Es de suma importancia tener siempre la mente puesta en lo que se está haciendo y atenerse a las reglas dadas por el Profesor, el cumplimiento de las instrucciones depende del éxito del trabajo, la comodidad y la seguridad de todos. Por lo tanto su propia seguridad dependerá en gran parte, del conocimiento que Ud. tenga de los posibles peligros y los posibles procedimientos adecuados para evitarlos o reducirlos. Los tipos más comunes de peligro en un Laboratorio Químico, pueden ser divididos en : A. Fuego y explosión. B. Químico. C. Material de vidrio. Las precauciones generales que es necesario tener en cuenta para cada uno de estos peligros son A. FUEGO Y EXPLOSIÓN : • No fumar en los Laboratorios. • Evitar tener mecheros prendidos sin necesidad. • Nunca calentar un equipo cerrado herméticamente. • Si va a efectuar una reacción exotérmica, prepare un baño de hielo-agua y téngalo a mano, de

forma que este pueda ser usado en caso de que la reacción escape de su control. • Nunca calentar un líquido inflamable en un recipiente abierto, es decir. Sólo se deberá usar

mechero cuando el recipiente está provisto de un condensador. • Ubicar dónde se encuentran los extintores y asegurarse de conocer su funcionamiento. • No abandonar su puesto de trabajo cuando esté efectuando una reacción que implique riesgos

de inflamación o explosión. B. QUÍMICOS : • No tener contacto directo con los compuestos químicos. Los materiales sólidos se deben tomar

con espátulas u otros utensilios apropiados. • Si algún compuesto toca su piel, lavar inmediatamente con abundante agua. • Nunca probar (o degustar) productos químicos.

• Evitar la inhalación de humos o vapores, trabajar bajo campana en caso necesario. • Preguntar a los profesores si tiene dudas al respecto de la toxicidad de los compuestos

químicos. • Nunca usar solventes orgánicos tales como acetona o alcohol para lavar su material ya que

estos compuestos orgánicos aumentan la absorción del producto orgánico en su piel. • Siempre lavar sus manos al final del trabajo en el Laboratorio. C. MATERIAL DE VIDRIO : • La regla fundamental con el material de vidrio es no aplicar presiones indebidas o forzar piezas

de vidrio. • Si usa material de vidrio esmerilado, es importante que las uniones estén lubricadas. El material de vidrio debe ser lavado inmediatamente después de su uso. La mayoría de los residuos pueden ser removidos con detergentes y agua. Nunca botar los sólidos a los lavatorios; los sólidos deben ser echados en recipientes especiales. Los solventes deben ser vertidos en botellas que para este efecto se dispondrá en el laboratorio. Procedimientos en caso de accidentes: A. Fuego :

Avisar inmediatamente al profesor. Para ayudar a prevenir la propagación del fuego, alejar todos los recipientes de solventes inflamables de la zona afectada y apagar los mecheros. En caso de que el fuego alcance a un alumno, si se incendia la ropa, no correr, ya que los movimientos rápidos activan el fuego. Meterlo bajo la ducha, envolverlo en manta de asbesto o hacerlo rodar por el suelo son algunas de las medidas que ayudan a extinguir el fuego. No titubear en ayudar a algún compañero si lo necesita.

B. Quemaduras químicas :

El área de la piel afectada por este tipo de quemaduras debe ser lavado inmediatamente con abundante agua y jabón. Si reactivos corrosivos o calientes caen en los ojos, lavarlos inmediatamente con abundante agua , use la copa para el lavado de ojos. Si la quemadura en la piel es por ácido o base, lave con abundante agua y después neutralice con lo que corresponda.

C. Cortaduras :

Las cortaduras leves deben tratarse con los procedimientos conocidos de primeros auxilios.

Cualquier persona afectada que deba acudir al médic o rápidamente, debe ir acompañada, aunque el paciente no lo estime así. Personas en es tado de shock, especialmente después de sufrir quemaduras, están a menudo más gr ave de lo que parecen.

MATERIAL DE VIDRIO

El Primer Laboratorio consta en primera instancia de un re-conocimiento de material de laboratorio y sus usos, y luego una aplicación de estos materiales.

OBJETIVOS DEL PRÁCTICO : ♦ Conocer el material de uso común en el laboratorio. ♦ Conocer el uso del material de uso común en el laboratorio. ♦ Conocer el lenguaje en un laboratorio de Química. ♦ Utilizar en forma adecuada los materiales volumétricos de una manera práctica

en diversas operaciones de laboratorio.

MATERIAL DE VIDRIO

INVESTIGUE Y DIBUJE CLARAMENTE EL MATERIAL DE LABORATORIO QUE A

CONTINUACIÓN SE NOMBRA.

Probeta Bureta Pipeta volumétrica Pipeta parcial

uso: uso: uso: uso:

Matraz Enlermeyer Matraz de aforo Vaso de precipitado balón destilación

uso: uso: uso: uso: Refrigerante Kitasato Embudo Büchner Embudo

gravimétrico

uso: uso: uso: uso:

Bagueta Pesa-sales Termómetro Vidrio Reloj

uso: uso: uso: uso:

Pinzas Nuez Argolla Soporte universal

uso: uso: uso: uso: Rejilla asbesto Trípode Espátula Mechero

uso: uso: uso: uso:

Estufa Placa calefactora Pizeta Desecador

uso: uso: uso: uso:

LABORATORIO Nº 1

MEDICIONES VOLUMÉTRICAS, TRATAMIENTO DE DATOS.

OBJETIVOS 1. Realizar mediciones de masa y volumen con diferentes instrumentos y material volumétrico de

laboratorio 2. Registrar en cada caso la incerteza del instrumento y material volumétrico usado. 3. Calcular la densidad de un líquido determinado y el error asociado a la medición. 4. Comparar el error calculado para la densidad de un líquido, cuando el volumen es medido con

diferente material volumétrico.

INTRODUCCIÓN

En los experimentos químicos se realizan mediciones de distinta naturaleza y con diversos instrumentos. Las mediciones más comunes son las que permiten determinar la cantidad de una sustancia expresada en unidades de masa o volumen, gravimetría y volumetría respectivamente. Estas mediciones, al igual que cualquier otra, tienen siempre asociado un error que afecta el resultado final del experimento. El origen de los errores se debe a la imposibilidad de obtener medidas exactas, ya que los instrumentos de medición no son absolutamente perfectos y nuestros sentidos tienen una capacidad de percepción limitada. Por lo anterior los números obtenidos a través de mediciones, son siempre inexactos. Entonces nuestro trabajo consiste en cuantificar el error, en ningún caso ignorarlo. En el anexo de esta actividad experimental se hace un tratamiento del manejo de error, así como el manejo correcto de cifras significativas. La densidad de una sustancia es la relación de la masa de una sustancia al volumen ocupado por esa masa. Esta relación es válida para cualquier sustancia, sea sólida, líquida o gaseosa. Donde: d = densidad

m = masa

V = Volumen

Cada sustancia posee un valor característico de den sidad, lo cual permite identificarla. Las unidades que normalmente se utilizan para expresar la densidad de líquidos y sólidos son g / cm3 o bien g / mL, en tanto para gases son g / L y g / cm3. MATERIALES Y REACTIVOS Balanza granataria Bureta de 50 mL y Soporte universal Probeta de 25 mL Pipeta graduada de 10 mL y Propipeta 3 Vasos de precipitado de 100 mL 3 Matraces Erlenmeyer de 100 mL Piseta

V

md =

PARTE EXPERIMENTAL

Experimento Nº 1: Determinación de la densidad de u n líquido

La masa se medirá en una balanza granataria y la medición de los volúmenes se trabajará con 3 materiales volumétricos muy usados en el laboratorio: a) bureta de 50 mL con su respectivo soporte universal b) probeta de 25 mL c) pipeta graduada de 10 mL con la propipeta 1. Etiquete e identifique tres vasos de precipitados de 100 mL (o tres matraces Erlenmeyer de 100

mL) que recibió en su mesón de trabajo. Verifique que estén limpios y secos. 2. Mase cada uno de los vasos de precipitado (o matraces Erlenmeyer) en la balanza granataria.

Los valores obtenidos tendrán 2 cifras decimales. Anote sus resultados en la Tabla Nº 1. 3. Ambiente la bureta con el líquido que le será asignado (agua, etanol, etc) y proceda a llenarla

correctamente. Transfiera 10 mL del líquido al vaso precipitado Nº 1 (o al matraz Erlenmeyer de 100 mL) y máselo nuevamente en la balanza granataria. Anote sus resultados en la Tabla Nº 1.

4. Mida 10 mL del líquido con la probeta y transfiéralo al vaso precipitado Nº 2 (o al matraz Erlenmeyer de 100 mL) y máselo nuevamente en la balanza granataria. Anote sus resultados en la Tabla Nº 1.

5. Mida 10 mL del líquido con la pipeta graduada y transfiéralo al vaso precipitado Nº3 (o al matraz Erlenmeyer de 100 mL) y máselo nuevamente en la balanza granataria. Anote sus resultados en la Tabla Nº 1.

6. Calcule la densidad del líquido y el error asociado en cada experimento. Guiese por con el Anexo, consulte a sus profesoras.

Tabla Nº 1: Medición de masa

*Vaso

Masa vaso

vacío (g)

Masa vaso más

líquido(g)

Masa del

líquido (g)

Densidad del

líquido ( g / mL )

Nº1

±

±

±

±

Nº2

±

±

±

±

Nº3

±

±

±

±

* Recuerde que puede ser vaso precipitado o matraz Erlenmeyer

RECOMENDACIONES PARA EL CALCULO DE LA DENSIDAD:

En el Anexo de este manual podrá informarse respecto del calculo del error máximo, la incerteza asociada a cada medición y característico para cada instrumento. Cada columna de la tabla Nº1 incluye la incerteza respectiva a cada medición. En el caso de la masa, la incerteza deberá ser la misma ya que la medición se realizó con el mismo instrumento, la balanza granataria. Sin embargo, en el caso del volumen, la situación es diferente ya que cada material volumétrico tendrá su propio valor de incerteza.

Revise el anexo para verificar las formulas que nec esitara en sus cálculos . Con los datos anteriores deberá calcular la densidad del líquido asignado. No olvide informar las unidades correctas y ser consistente en el número de cifras significativas y decimales tanto del error como de la cantidad misma. Discuta la exactitud de sus mediciones.

ANEXO: BREVES CONCEPTOS SOBRE TEORÍA DE ERRORES

Cuando se mide una cantidad, ya sea directa o ya sea indirectamente, la medida que se obtiene no es necesariamente el valor exacto de tal medida. El resultado obtenido estará afectado por errores debidos a multitud de factores. Algo en apariencia tan sencillo como medir el volumen de un líquido en una probeta sufrirá errores debido a la precisión de la probeta o la vista de la persona que mide. Estos errores se propagarán cuando queramos usar las cantidades medidas (directas) para calcular el valor de una fórmula (medida indirecta). Por ejemplo si quisiéramos determinar la densidad de un líquido, tendríamos que medir la masa y el volumen del líquido. Ambas medidas deberán ser reemplazadas en la fórmula:

Densidad = masa / volumen Puesto que la masa y el volumen son cantidades medidas directamente, estas estarán sometidas a errores de medición (imposibles de evitar), por lo tanto la densidad (medida indirecta) estará con mayor razón sometida a errores. En este caso se dice que el error se ha propagado. Concepto De Error Relativo: Si se efectúa una medida directa de una cantidad física, el valor medido M por lo general diferirá del valor exacto E. Se denomina error relativo porcentual a la cantidad:

Por ejemplo si la densidad medida de un líquido es de 1,12 [g/ml] y el valor exacto es de 1,26 [g/ml], entonces el error relativo porcentual esta dado por: Error Relativo Porcentual = [(1,12 – 1,26) / 1.26] x 100 = 11,1 % Ahora sí la densidad medida fuera de 1,20 [g/ml], entonces: Error Relativo Porcentual = [(1,20 – 1,26) / 1.26] x 100 = 4,76 % Vemos claramente que la segunda medida es mucho mejor que la primera.

CONCEPTO DE PRECISIÓN Y EXACTITUD:

La precisión se refiere a que cuando efectuamos varias medidas de una propiedad química, estas medidas coinciden o se parecen mucho entre sí. Es decir, hay concordancia de las mediciones individuales entre sí. La exactitud se refiere a que las medidas efectuadas se acerquen al valor informado como correcto o verdadero. Debemos tener en cuenta que una medida precisa no necesariamente es exacta. En el laboratorio podríamos realizar varios “ensayos” diferentes del mismo experimento y obtener resultados muy similares. En este caso la medición resultaría precisa. Sí en la condición anterior se midió en un instrumento que estuviese descalibrado o defectuoso, podríamos obtener una medición precisa pero no exacta. Por lo tanto, una medición precisa no implica medición exacta, pero una medición exacta si implica medición precisa (idealmente)

Error Relativo Porcentual = | E – M | x 100 E

ERRORES EN LAS MEDICIONES EXPERIMENTALES:

a) Errores determinados o sistemáticos: su característica principal es que se reproducen en las mediciones sucesivas bajo las mismas condiciones. Se conoce su fuente y por lo tanto son corregibles.

b) Errores indeterminados o accidentales: se manifiestan por fluctuaciones en mediciones sucesivas, conduciendo a resultados imprecisos. No son corregibles puesto que no se conoce su origen.

COMO INFORMAR ERRORES EN LAS MEDICIONES:

Hay ocasiones en que no se pueden repetir mediciones conducentes a un resultado mas de una vez, como ocurre frecuentemente en el laboratorio. En tales casos, solo se puede informar el error experimental debido a los instrumentos usados (error sistemático), que se denomina error máximo. Como error máximo de un instrumento se puede considerar a la mitad de la división mas pequeña de este. Así por ejemplo, una balanza analítica en miligramos (sensibilidad 1 mg) tiene un error de ± 0,0005 g y una bureta graduada en 0,1 mL tiene un error de ±0,05 mL. Por lo general el valor de una medida se da estimando su valor mas probable x y su error ∆x. Escribir x ± ∆x significa que cabe esperar que el valor exacto de la cantidad esta entre x - ∆x y x + ∆x , con x como el valor mas probable.

MEDIDAS DIRECTAS. CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y REDONDEO.

Supongamos que medimos una longitud con su respectivo error. El valor 35,5 ± 0,3 m. Significa esperar que el valor verdadero sea alguna cantidad entre 35,2 y 35,8 m. Por otro lado, el valor 4,500 ± 0,302 m es lo mismo que decir que el valor exacto ha de estar entre 4,198 y 5,802 m. Esto ultimo no resulta razonable, ya que “ha de estar entre” no tiene una seguridad absoluta, sino tan solo una cierta probabilidad. Por ello, tanto el error como el valor más probable deben ser redondeados adecuadamente. Para el error, basta con dar una, a veces dos, cifras significativas (es decir, cifras que dan información relevante). Nota: En este laboratorio de química siempre usaremos una sola cifra significativa para el error (incerteza). Se usa mas de una cifra significativa cuando trabajamos con magnitudes grandes. Los criterios habituales para determinar las cifras significativas son los siguientes: 1. Todos los dígitos que no sean ceros son significativos. Por ejemplo la magnitud 457 cm tiene tres cifras significativas y 0.25 g tiene dos cifras significativas. 2. Los ceros entre dígitos diferentes de cero son significativos. Por ejemplo 10005 kg tiene cinco cifras significativas y 1.03 tiene tres cifras significativas. 3. Los ceros a la izquierda del primer digito diferente de cero en un número, no son cifras

significativas, solamente indican la posición del punto decimal. Por ejemplo 0,002 g tiene una cifra significativa y 0.00037 cm tiene dos cifras significativas.

4. Los ceros que están al final de un número o a la derecha del punto decimal, son significativos. Por ejemplo 0,00200 g tiene tres cifras significativas.

Al redondear números, se debe examinar el digito que esta más a la izquierda de los que se van a desechar:

5. Si el digito mas a la izquierda de los que se van a quitar es menor que 5, no se modifica el numero precedente. Así, el redondeo de 7,248 a dos cifras significativas da 7,2

6. Si el digito mas a la izquierda es mayor que 4, el numero precedente se incrementa en 1. El redondeo de 4.735 a tres cifras significativas da 4.74, y el redondeo de 2,376 a dos cifras significativas da 2,4

MANEJO DE CIFRAS SIGNIFICATIVAS EN LOS CÁLCULOS

En la adición y la sustracción , el número de cifras significativas a la derecha del punto decimal en la operación final esta determinado por el número más pequeño de cifras significativas a la derecha del punto decimal en cualquiera de los números originales. Ejemplos:

79,442 + 3,5 una cifra significativa después de la coma decimal. 82,942 se redondea a 82,9

2,097 - 0,12 dos cifras significativas después del punto decimal. 1,977 se redondea a 1.98

En la multiplicación y división el numero de cifras significativas del producto o cuociente resultante esta determinado por el numero original que tiene el numero menos cifras significativas. Ejemplos: 0,38 x 5,764 = 2,19032 se redondea a 2,2 pues 0,38 tiene dos cifras significativas. 4,23 / 789,54 = 0,005357549966. Este resultado, entregado por la calculadora, se redondea a 0,00536, pues 4,23 tiene tres cifras significativas. NOTACIÓN CIENTÍFICA Es frecuente que en ciencias se trabaje con números que son muy grandes o muy pequeños. Por ejemplo, en un gramo de hidrogeno hay aproximadamente: 602200000000000000000000 átomos de hidrogeno. Por otro lado, cada átomo de hidrogeno tiene una masa de apenas: 0.00000000000000000000000166 g El manejo de estos números es engorroso y es muy fácil que se cometan errores cuando se utilizan en cálculos aritméticos. Por esta razón, para manejar cantidades muy pequeñas o muy grandes, se utiliza la llamada notación científica. Esta notación tiene que ver con las potencias del número 100 = 1 101 = 10 102 = 10 x 10 = 100 103 = 10 x 10 x 10 = 1000 104 = 10 x 10 x 10 x 10 = 10 000 y así sucesivamente. El número de ceros corresponde a la potencia a la cual se eleva el 10 llamado exponente de 10. En este método, algunos números representativos más pequeños que la unidad son: 10-1 = 1/10 = 0.1 10-2 = 1/100 = 0.01 10-3 = 1/1000 = 0.001 10-4 = 1/10000 = 0.0001 En estos casos, el numero de lugares que el punto decimal esta a la izquierda del digito 1 es igual al valor del exponente (negativo). Ejemplos: 86400 = 8,64 x 104 9816762,5 = 9,8167625 x 106 0,0000000525 = 5,25 x 10-8 602200000000000000000000 = 6,02 x 1023

0.00000000000000000000000166 = 1.66 x 10-24 Nota: la mayoría de las calculadoras arrojan resultados en notación científica, pero hay que tener cuidado en interpretar lo que se ve en la pantalla, pues a veces para ahorrar espacio, el resultado esta en una notación simplificada. Por ejemplo el valor 6,02 x 1023 podría leerse en pantalla como 6,0223.

REGLAS PARA TRABAJAR CANTIDADES INFORMADAS CON ERRO RES (INCERTEZAS). En el caso que los valores medidos sean usados en sumas, restas, multiplicación y división, con el fin de obtener nuevos valores de cantidades calculadas (medidas indirectas), es necesario determinar el valor máximo del resultado que corresponde al valor numérico mas extremo que este pueda alcanzar. Supongamos que dos cantidades x e y son informadas con incertezas ∆x y ∆y respectivamente, entonces las operaciones matemáticas más comunes son las siguientes: Error Máximo De Adición: (x ± ∆x) + ( y ± ∆y) = (x + y) ± (∆x + ∆y)

Ejemplo: (5,00 ± 0,03) g + (1,00 ± 0,02) g = (6,00 ± 0,05) g

Error Máximo De Sustracción: (x ± ∆x) - ( y ± ∆y) = (x - y) ± (∆x +∆y)

Ejemplo: (5.00 ± 0.03)g - (1.00 ± 0.02)g = (4.00 ± 0.05)g

(Notar que en ambos casos, adición y sustracción, l os errores se suman)

Error Máximo De Multiplicación: (x ± ∆x) x ( y ± ∆y) = xy ± xy ( ∆x/x + ∆y/y)

Ejemplo: (6,00 ± 0,05) x (5,00 ± 0,05) = 30 ± 30 ( 0,05 / 6,00 + 0,05 / 5,00) =

= 30 ± 0,55 = 30,0 ± 0,6

Error Máximo De División:

Ejemplo: Se desea calcular la densidad y error correspondiente para una sustancia que tiene una masa de 5,08 ± 0,01 g y un volumen de 7,35 ± 0,05 mL.

.d ± ∆d = m ± m x ∆ m + ∆V V V m V

.d ± ∆d = 5,08 ± 5,08 x 0,01 + 0,05

7,35 7,35 5,08 7,35

.d ± ∆d = 0,69115646 ± 0.006062288 expresado correctamente: 0,691 ± 0,006

Nota: cada vez que se trabaje con cálculo de incertezas, es conveniente conservar todos los dígitos que arroje la calculadora. Solo en el resultado final se efectúa el redondeo. REPETICIÓN DE UN EXPERIMENTO. DESVIACIÓN PROMEDIO O ESTÁNDAR En ciertas ocasiones, un experimento debe repetirse muchas veces con el fin de obtener el valor mas probable de una cantidad medida. En estos casos, ya que se cuenta con una colección de datos del mismo tipo, es preferible hacer un tratamiento estadístico de los errores. Este tratamiento conduce a expresar el error final en términos de la desviación promedio o estándar, que es una medida de errores indeterminados en experiencias repetidas. Estos conceptos serán estudiados en el curso de Estadística.

(x ± ∆x) = x ± x ∆x + ∆y ( y ± ∆y) y y x y

LABORATORIO Nº 2

ESPECTROFOTOMETRíA OBJETIVOS DEL PRÁCTICO :

• Conocer aspectos generales acerca del espectro electromagnético. • Aplicar aspectos generales acerca del espectro electromagnético. • Conocer y aplicar conceptos de absorción y leyes que la rigen. • Ser capaces de determinar espectros de Absorción. • Analizar un espectro. • Ser capaces de elaborar gráficos y utilizar las curvas de calibración. • Ser capaces de manejar un espectrofotómetro. • Determinar cuantitativamente la concentración de MnO4

- en una muestra problema mediante espectroscopía de absorción molecular UV-VIS.

1.- FUNDAMENTO TEÓRICO. 1.1.- Introducción Durante mucho tiempo los químicos han utilizado el color como una ayuda para la identificación de las sustancias químicas. La espestrofotometría se puede considerar como la extensión de la inspección visual en dónde un estudio mas detallado de la absorción de energía radiante por las especies químicas permite una mayor precisión en su caracterización y en su cuantificación. Al reemplazar el ojo humano con otros detectores de radiación podemos estudiar la absorción fuera de la región visible del espectro y con frecuencia podemos realizar los experimentos espectrofotométricos en forma automática. El término espectrofotometría sugiere la medición de la cantidad de energía radiante que absorbe un sistema químico en función de la longitud de onda de la radiación, así como las mediciones por separado a una longitud de onda determinada. Un método espectrofotométrico está basado en la medida directa de la absorción de radiación electromagnética por parte de una muestra, cuantificable a través de la Absorbancia , y la correlación de esta variable con la concentración de la especie de interés en dicha muestra. Todo analito molecular tiene la capacidad de absorber ciertas longitudes de onda características de la radiación electromagnética. En este proceso, la radiación es transferida temporalmente a la molécula y, como consecuencia, disminuye la intensidad de la radiación. Dicha disminución, debida a la absorción experimentada por el analito, puede ser cuantificada utilizando diversas magnitudes, siendo la Absorbancia, A, la más comúnmente utilizada en la espectrofotometría de UV-VIS. Dicha absorbancia se define por la expresión:

A = log P 0

P donde A es la Absorbancia, P0 la potencia del haz de radiación incidente y P la potencia de dicho haz tras atravesar la muestra. La substancia que se desea determinar o cuantificar muchas veces se llama “componente deseado” o “analito” El espectro electromagnético La luz se puede explicar como un conjunto de radiaciones que se mueven por todo el espacio. Aquellas detectables por nuestro ojo corresponden a la luz visible, pero la mayoría son invisibles para nosotros. Estas radiaciones se pueden describir como partículas y como ondas. Una radiación electromagnética (cualquier fenómeno ondulatorio) se define generalmente mediante dos parámetros: Longitud de onda (λ): distancia recorrida por un ciclo completo. De cresta a cresta de la onda (comportamiento ondulatorio). Frecuencia (γγγγ): número de oscilaciones completas que realiza la onda por segundo (comportamiento partícula). La relación que existe entre estas propiedades es la siguiente:

C = λ γγγγ La velocidad de la luz es de 3 x 1010 cm/s, aproximadamente. Para la longitud de onda se utilizan diversas unidades, dependiendo de la región del espectro. Para radiación visible y ultravioleta se utilizan comúnmente la unidad ángstrom (Aº) y el nanómetro (nm), mientras que el micrómetro es la unidad usual para la región del infrarrojo.

El conjunto de radiaciones electromagnéticas se llama espectro electromagnético La luz visible es una forma de radiación electromagnética y representa una fracción muy pequeña de las longitudes de onda del espectro electromagnético. La fracción de longitudes de onda que detecta el ojo humano comprende sólo desde 350 nm hasta 750 nm. Las longitudes de onda que no pertenecen a la región visible corresponden a luz ultravioleta (U.V) infrarroja (I.R.), rayos-X, micro-ondas y ondas de radio y televisión.

El siguiente esquema representa el espectro electro magnético.

Azul Verde Amarillo Rojo

350nm 450 nm 550 nm 650 nm 750 nm

3.0x10-10 3.0x10-6 3.0x10-5 3.0x10-1 3.0x10-2

rayos rayos X U.V. visible I.R. micro-ondas ondas de gamma radio y TV

λ[cm]

La mayoría de los analitos que presentan la propiedad de absorber en la región del UV son moléculas con dobles enlaces y reciben el nombre de cromóforos. 1.2.- Ley de Beer De acuerdo con la ley de Beer, la absorbancia está relacionada linealmente con la concentración de la especie absorbente, c, y con la longitud de la trayectoria de la radiación en el medio absorbente o camino óptico, l . Esto es:

A = log P 0 = a l c

P donde “a” es una constante de proporcionalidad llamada absortividad. Cuando la concentración “c” se expresa en moles por litro, y “l” en centímetros, la constante de proporcionalidad se denomina absortividad molar, y se designa por el símbolo “ε" , y, puesto que la absorbancia es una magnitud adimensional, ε tendrá unidades de cm-1 mol-1. En este caso, la ley de Beer adquiere la forma:

A= ε l c Deducción empírica de la Ley de Lambert y Beer Los cuerpos o sustancias, al dejar pasar la luz a través de ellos, pueden absorber energía siendo así la intensidad luminosa final menor que la inicial, esta intensidad luminosa final es la que nos permite ver y atribuir colores a los objetos. Si se colocan en dos tubos iguales, distintos volúmenes de una misma solución coloreada se puede observar, al mirarlos desde arriba, que el color del tubo que contiene mayor volumen es más oscuro: 10 mL 5 mL

Esto se debe a que la luz debe recorrer verticalmente una distancia mayor a través de la solución en aquel tubo que contiene más volumen de solución. De esto se puede deducir que la absorción depende de la distancia (l) que debe atravesar la luz en un medio absorbente (camino óptico). Esta absorción se expresa como absorbancia o densidad óptica o extinción, la cual es proporcional al camino óptico (Ley de Lambert): I0 I l A ∝ l Si colocamos una serie de tubos con distintas concentraciones de una misma sustancia coloreada, se puede observar una degradación del color de la solución. l = constante C 2C 3C 4C 5C Esto es, a mayor concentración existe un mayor número de moléculas absorbentes por unidad de volumen, por lo tanto el decaimiento de la intensidad incidente es mayor, vale decir, se produce un aumento en la absorción (absorbancia o densidad óptica). ⇒ C ∝ A (Ley de Beer). Con estas dos observaciones se puede establecer que existe una relación directa entra la absorbancia, el camino óptico y la concentración de la sustancia absorbente: A ∝ C • l Finalmente se puede llegar a la igualdad:

A = K • C • l Ley de Lambert y Beer

Si la Concentración [C] se expresa en moles/L y el camino óptico (l) en cm entonces la constante de proporcionalidad se llama coeficiente de extinción molar ε ). Los factores anteriores se conjugan estableciendo la ley de Lambert- Beer:

A = ε . l . C

De esta manera, para especies que cumplan esta ley, al graficar la absorbancia de disoluciones de distintas concentraciones, medidas a una misma λ max. Y usando la misma celda (es decir manteniendo ε y l constantes), se debe obtener una recta. La espectrofotometría es una técnica de gran importancia en la investigación bioquímica. Por lo general se emplea en tres formas: a) Cuando se conoce la absortividad o coeficiente de extinción, a una longitud de onda

específica, se puede determinar fácilmente la concentración de un compuesto mediante la medición de la "absorbancia" a dicha longitud de onda.

b) Se puede seguir el curso de una reacción midiendo la velocidad de formación o la de

desaparición de un compuesto que absorbe luz. c) Con frecuencia, los compuestos se identifican por la determinación de las características de

su espectro de absorción en las regiones ultravioleta o visible del espectro.

Existen sustancias que prestan un espectro de absorción característico y otras que carecen de un grupo molecular cromóforo (dobles enlaces), por lo que no poseen un espectro; por lo tanto para poder cuantificarlo por espectrofotometría se debe hacer reaccionar con algún reactivo que genere un producto con un espectro adecuado. 1.3.- Espectros de absorción Un espectro de absorción es una representación gráfica de la absorbancia de un analito (o de otra magnitud equivalente) en función de la longitud de onda de la radiación, λ , (o de otro parámetro relacionado con la energía de la radiación utilizada). El máximo de absorbancia obtenido en el espectro de absorción de un analito, nos dará la longitud de onda que proporciona la mayor sensibilidad posible (longitud de onda máxima) , y por tanto será la que se utilizará en el análisis espectrofotométrico de dicho analito. Todas las disoluciones que presentan color, absorben radiación electromagnética perteneciente al espectro visible, el cual puede dividirse en varias zonas según se muestra en la tabla siguiente:

Longitud de Onda, λ (nm)

Color Color Complementario

380-435 Violeta Verde-amarillo 435-480 Azul Amarillo 480-490 Azul-verde Anaranjado 490-500 Verde-azul Rojo 500-560 Verde Púrpura 560-580 Verde-amarillo Violeta 580-595 Amarillo Azul 595-650 Anaranjado Azul-verde 650-780 Rojo Verde-azul

En dicha tabla, la columna del "color" indica la porción del espectro que es absorbida, mientras que la correspondiente al "color complementario" indica la porción de radiación electromagnética que no absorbe la muestra y que por tanto es transmitida a través de ella y puede ser captada por el ojo humano (color de la disolución). Así, por ejemplo, una disolución de color amarillo absorbe la radiación de color azul, y por tanto cabe esperar que presente un máximo de absorbancia en la zona de longitud de onda en la banda de 435-480 nm.

1.4.- Análisis Cuantitativo Para llevar a cabo el análisis cuantitativo de una especie mediante la espectroscopía de absorción molecular, es preciso realizar una etapa previa de calibración. En dicha etapa se mide la absorbancia de varias muestras de concentración conocida, las cuales serán utilizadas para, mediante "comparación", calcular la concentración de una muestra problema tras medir su absorbancia. Para llevar a cabo la etapa de calibración, se representa la absorbancia de las muestras de concentración conocida (llamadas patrones) a la longitud de onda de máxima absorbancia, frente a la concentración de dichas muestras. De esta manera se obtiene la Curva de Calibración . Según la ley de Beer, el resultado obtenido será una línea recta, cuya expresión matemática puede ser obtenida mediante un tratamiento de ajuste estadístico por mínimos cuadrados.

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL

4.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL. 4.1.- Obtención del espectro de absorbancia. A. Con una pipeta graduada, tomar 1 mL de la disolución 0,1M de KMnO4 y verterlo en un vaso de precipitado de 100 mL. Añadir poco a poco, y agitando cuidadosamente, agua destilada hasta que la disolución resultante presente un color similar al de la muestra problema. B. Con la disolución preparada se obtendrá el espectro de absorción como sigue:

- Debido al color púrpura de la disolución de MnO4- , podemos predecir la zona del espectro en la

que se obtendrá la máxima absorbancia. Después de poner a punto el espectrofotómetro, con la ayuda del profesor, seleccionar una longitud de onda 20 nm por debajo del límite inferior del intervalo correspondiente. - "Hacer el blanco" para dicha longitud de onda. Es decir, tome una de las cubetas y, tras llenarla con agua destilada (es el blanco para este caso particular), sitúala en el portacubetas del espectrofotómetro y ajusta la lectura al cero de absorbancia. - A continuación llena la otra cubeta con la disolución previamente preparada, sitúala en el portacubetas y espera unos segundos hasta que la lectura de absorbancia se estabilice. Anota el valor de absorbancia obtenido para esta longitud de onda. - Selecciona en el espectrofotómetro una longitud de onda 10 nm superior a la anterior y repite el proceso anteriormente descrito. - Repite de nuevo todo el proceso hasta alcanzar una longitud de onda 20 nm por encima del límite superior del intervalo de longitudes de onda correspondiente al espectro de absorción del MnO4

- C. Sobre un papel milimetrado representa el espectro de absorción del KMnO4

- en la forma A vs. λ. Selecciona la longitud de onda correspondiente al máximo de absorbancia. Dicha longitud de onda será la utilizada en el análisis cuantitativo del MnO4

-. No olvidar : El tubo que use, debe estar limpio, sin sus huellas. La solución no debe contener partículas en suspensión, de lo contrario debe filtrar o centrifugar su muestra, ya que perturbará el haz de luz. Antes de leer debe seleccionar la longitud de onda y ajustar el equipo con un blanco a 0.000 de absorbancia, este proceso se repite cada vez que cambie la longitud de onda. 4. 2.- Preparación de la recta de calibrado A. En un matraz aforado de 100 ml, preparar una disolución de KMnO4 0,01 M. Para ello, pipetee el volumen necesario. de la disolución de KMnO4 0,1M , viértalo en el matraz aforado de 100 ml y enrase hasta la marca con agua destilada. B. A partir de esta disolución de KMnO4 0,01M, prepare, utilizando los matraces aforados de 25 ml, y siguiendo el mismo procedimiento experimental, tres disoluciones patrón de KMnO4 de concentraciones 2 x 10-5 M, 6 x 10-5 M y 1 x 10-4 M. NOTA: PRESENTESE AL LABORATORIO CON TODOS LOS CALCU LOS ANTERIORES DESARROLLADOS.

4. 3.- Medición de los patrones y obtención de la c urva de calibración A. Siguiendo el procedimiento ya conocido, medir la absorbancia de cada una de las disoluciones patrón a la longitud de onda seleccionada. Recordar que antes de la medición de cada patrón debe hacerse el blanco. La medición de la absorbancia de los tres patrones debe realizarse en orden creciente de concentraciones y utilizando una misma cubeta. Para ello, después de cada medida: - Desechar la disolución patrón ya medida - Limpiar la cubeta con agua destilada varias veces - Limpiar la cubeta con la nueva disolución patrón una vez - Llenar la cubeta con la nueva disolución patrón y medir B. Con la absorbancia anotada para cada una de las disoluciones patrón, grafique en papel milimetrado, la curva de calibración en la forma: A vs. c C. Mediante un ajuste de regresión por mínimos cuadrados, calcular la ecuación de la recta obtenida. 4. 4.- Medición de la muestra problema A. Siguiendo el procedimiento conocido, medir la absorbancia de la muestra problema. B. Calcular la concentración de dicha muestra mediante dos métodos: - Gráficamente, mediante interpolación del valor de absorbancia obtenido - Matemáticamente, mediante la utilización de la ecuación de la recta de calibrado 5.- RESULTADOS EXPERIMENTALES - Longitud de onda seleccionada: nm - Ecuación de la recta de calibrado: - Concentración de MnO4

- en la muestra problema: a. Gráficamente: M b. Matemáticamente: M

LABORATORIO Nº 3 SOLUCIONES

OBJETIVOS ♦ Realizar los cálculos más comunes usados en y para la preparación de soluciones

♦ Preparar soluciones por disolución y por dilución

INTRODUCCION

Una solución es una mezcla homogénea de 2 o más componentes. Es decir, en una solución se observa una sola fase, donde la composición y propiedades de ella es la misma en cualquier parte de la solución. Por convención, se denomina solvente al componente que se encuentra en mayor proporción y soluto al componente que se encuentra en menor proporción en la solución. Como esta proporción es variable, existen diversas formas de expresar la composición de una solución. La composición, independiente de la forma como es expresada es una propiedad intensiva, es decir, no depende de la masa de la solución. Las expresiones más comunes para establecer la composición de una solución son: a) porcentaje en masa, %p/p , antiguamente llamado porcentaje peso-peso. Corresponde a la masa de soluto en gramos disueltos en 100 g de solución b) porcentaje masa-volumen, % p/v . Corresponde a la masa de soluto en gramos disueltos en 100 mL de solución c) ppm o partes por millón . Corresponde a la masa de soluto en mg por cada litro de solución d) Molaridad, M . Corresponde a los moles de soluto disueltos en un litro de solución e) molalidad, m . Corresponde a los moles de soluto disueltos en un kilogramo de solvente g) fracción molar, X A. Corresponde a la relación de los moles de A con respecto a los moles de las otras especies químicas que forman parte de la solución (sí se trata de un sistema de 2 componentes, es decir A y H2O, la fracción molar de A es la relación entre los moles del soluto A y los moles de A más los moles de H2O) Nota: Aunque no constituye una unidad de concentración debemos tener siempre presente la densidad, que corresponde a la relación entre la masa de una solución en gramos y el volumen que ella ocupa en mL.

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL Nota: Para la realización de esta(s) actividad(es) práctica(s) Ud. debe: a) traer 4 frascos donde guardará las soluciones preparadas en esta actividad práctica. Uno de vidrio de 100 mL y tres de 250 mL, dos de vidrio y uno de plástico. b) realizar los cálculos teóricos para preparar las soluciones de 100 mL de KNO3 al 5 %p/p, 250 mL de NaOH 0,10 Molar y 250 mL de HCl 0,10 Molar.

Prepare una solución de Na 2CO3, de acuerdo a lo que le solicite su Profesor.

PRIMERA PARTE: PREPARACION DE SOLUCIONES Para preparar soluciones se pueden realizar básicamente por 2 métodos:

A: Preparación de Soluciones por Disolución. La solución se prepara disolviendo el soluto sólido, en un a determinada cantidad de solvente

B: Preparación de Soluciones por Dilución: La solución se prepara agregando un alicuota de concentración conocida de una solución más concentrada a una determinada cantidad de solvente, asegurándose de completar con más solvente hasta el volumen deseado

A: Preparación de Soluciones por Disolución a parti r de solutos sólidos

1. Preparación de una Solución de KNO 3 al 5 %p/p. a) mase los gramos necesarios de la sal KNO3(s) en un vaso pp de 100 mL. Agregue 95 mL de H2O disuelva con una varilla de vidrio.

b) guarde la solución en una botella de vidrio y tape bien. Etiquete consignando los siguientes datos: Nombre de la solución; Concentración; Fecha de elaboración y Nombre de las personas que prepararon la solución.

2. Preparación de una Solución de NaOH 0,10 Molar . a) mase rápidamente los gramos necesarios de NaOH para preparar 250 mL de una solución 0,10 Molar, en un vaso pp de 100 mL. Agregue uno 30 mL, aproximadamente, de H2O destilada y previamente hervida (durante 2 a 3 minutos para expulsar el CO2 disuelto). b) una vez disuelto completamente el soluto trasvasije cuantitativamente a un matraz de aforo de 250 mL. Puede ayudarse con un embudo de vidrio. Complete el volumen agregando H2O hasta la marca del aforo (el menisco de la solución debe quedar tangente a la marca del aforo). Tape y homogenize la solución por inversión varias veces. c) guarde en una botella de plástico, tape bien y etiquete consignando los siguientes datos: Nombre de la solución; Concentración; Fecha de elaboración y Nombre de las personas que prepararon la solución.

B: Preparación de Soluciones por Dilución

1. Preparación de una solución de HCl 0.10 Molar a partir de HCL concentrado. a) agregue agua destilada a un matraz de aforo de 250 mL (aproximadamente un tercio de su volumen). b) tome con una pipeta graduada el volumen necesario de HCl al 37% en masa y de densidad 1,19 para preparar el HCl 0,10 Molar. Este reactivo debe estar bajo campana y Ud debe usar propipeta junto a la pipeta graduada para tomar la alicuota de HCl concentrado necesario para preparar la solución más diluida de HCl. c) agregue agua destilada hasta la marca del aforo (el menisco de la solución debe quedar tangente a la marca del aforo). Tape el matraz y homogenize la solución por inversión varias veces. d) guarde en una botella de vidrio, tape bien y etiquete consignando los siguientes datos: Nombre de la solución; Concentración; Fecha de elaboración y Nombre de las personas que prepararon la solución.

LABORATORIO Nº 4 VOLUMETRIA Y ACIDO-BASE

OBJETIVOS ♦ Estandarizar soluciones por Patrón Primario y por Patrón Secundario

♦ Conocer y realizar los cálculos en relación al Análisis Volumétrico

♦ Aplicar los conceptos de Acido-Base al análisis volumétrico

♦ Conocer y realizar Titulaciones Acido-Base

♦ Aplicar la Técnicas volumétricas al análisis cuantitativo:

a) Determinación de Acido ascórbico en tabletas de vitamina C

b) Determinación de Acido acético en vinagre comercial

c) Determinación de la concentración de una solución ácida y/o básica a partir de la

determinación experimental del pH de la solución

INTRODUCCION

Estandarización De Soluciones. Para determinar la concentración exacta de una solución, esta debe estandarizarse usando una solución de concentración exactamente conocida. Esta solución es llamada Patrón Primario , donde el soluto debe cumplir con ciertos requisitos, como son: - Alta Pureza - Alta Masa Molar -Composición exactamente conocida - No debe reaccionar ni con el solvente ni con el ambiente Son muy usados como patrón primario Na2CO3, KHC8H4O4, K2Cr2O7, para estandarizar soluciones ácidas, básicas y en reacciones redox, respectivamente. Las soluciones ya estandarizadas con un patrón primario, pueden usarse como Patrón Secundario , como por ejemplo de HCl o de NaOH, los cuales no cumplen con los requisitos para ser considerados como patrones primarios. El HCl es una gas que tiende a escapar del recipiente que lo contiene, en tanto que el NaOH es un sólido muy higroscópico y que además reacciona con el CO2 del ambiente. Volumetría La volumetría (o análisis químico por medición de volúmenes), consiste en determinar el volumen de una solución de concentración conocida necesario para la reacción cuantitativa con un volumen dado de la solución en análisis. La solución de concentración conocida o estandarizada se agrega, normalmente, en una bureta. En tanto que la solución de concentración desconocida se dispone en un matraz Erlenmeyer, como muestra la figura. → BURETA → Matraz Erlenmeyer Se llama Titulación o Valoración al evento de agregar gota a gota una solución de concentración conocida a un volumen determinado de otra solución de concentración desconocida. Para visualizar que la reacción sea cuantitativa se requiere del uso de Indicadores. Estas son moléculas que sufren un cambio físico, generalmente, un cambio de color, en la cercanías del punto de equivalencia de una determinación volumétrica dada. Para cada determinación volumétrica se debe elegir el indicador más adecuado. Se entiende que el indicador más adecuado es aquel que sufre el cambio de color más cerca del punto de equivalencia. Dado que ello muy pocas veces ocurre, en

la práctica determinamos el punto final de una determinación volumétrica. Mientras más cercano se encuentra el punto final de una valoración del punto de equivalencia, menor es el error en la valoración. El análisis de los resultados en la determinación volumétrica se basa en la estequiometría de la reacción química, ya sea ácido-base, redox, complejométrica, de precipitación, etc. Acido-Base Según la definición de Brönsted y Lowry, un ácido es una especie química que cede protones, H+; como por ejemplo los ácidos fuertes HCl, H2SO4, HNO3. Es decir que en solución acuosa se encuentran completamente disociados y conducen la corriente eléctrica. Los ácidos débiles como CH3COOH, HCN, en solución acuosa se encuentran parcialmente disociados, es decir son malos conductores de electricidad en solución acuosa. El grado de disociación del ácido depende del valor de Ka. Por otra parte, una base es una especie química que en solución acuosa capta protones, H+; como por ejemplo las bases fuertes NaOH, Ba(OH)2, KOH, etc. Estas se encuentran totalmente disociadas y conducen la corriente eléctrica en solución acuosa. Las bases débiles como NH3, C2H5-NH2, etc, se encuentran parcialmente disociadas y el grado de disociación de la base débil depende del valor de Kb. Producto iónico del H 2O El H2O también se disocia y el valor de la constante de equilibrio es 1 x 10 -14, donde la ionización queda representada por la siguiente reacción: H2O (l) ↔ H+ + OH - Kw = [ H+ ] x [ OH - ] = 1 x 10 -14

por lo tanto para H2O (l) se cumple que: [ H+ ] = [ OH - ] = 1 x 10 -7

para evitar el uso de exponenciales usaremos, p que es -log de.. pKw = pH + pOH = 14 La escala de pH numéricamente es: 0 - 1 - 2 - 3 - 4 - 5 - 6 7 8 - 9 - 10 - 11 - 12 - 13 - 14 ← ácido → neutro ← básico → Para medir el pH se usa: -papel pH o papel indicador de pH, el cual presenta colores de diferentes tonalidades según el pH, por lo cual permite establecer el pH de una solución por comparación -pH-metro, el cual es un instrumento que consta de un electrodo que contiene una solución salina interna. La diferencia de potencial entre la solución interna del electrodo y la solución externa, la solución problema, es convertida en escala de pH por el instrumento.

De ambas metodologías, el pH-metro, es más preciso y este debe calibrarse cada vez que va a ser usado con soluciones de referencia pH = 4,0 y pH = 10. El electrodo más usado es el electrodo de vidrio. Volumetría Acido-Base Una reacción ácido-base se produce al mezclar protones con hidroxilos para producir agua. Sí la cantidad de equivalente de protones es igual al número de equivalentes de hidroxilos se producirá agua sin que sobre ni H+ ni OH -, es decir se producirá una reacción de neutralización. Aquí el pH de la solución es 7. Las aplicaciones volumétricas ácido-base son diversas y de mucha utilidad, como por ejemplo la determinación de ácido acetil salicílico en tabletas de aspirina, el contenido de ácido láctico en leche y derivados de esta, determinación de ácido acético en mostaza, o en vinagre comercial, etc, etc. Volviendo a los indicadores, los indicadores ácido-base más usados en volumetría ácido-base son moléculas como anaranjado de metilo, fenolftaleina, rojo de metilo, rojo neutro, cuyas propiedades ácido-base se describen en la siguiente tabla: INDICADORES Escala de pH

1 - 2 - 3 - 4 - 5 - 6 - 7 - 8 - 9 - 10 - 11 - 12 - 13 - 14

Anaranjado de Metilo rojo ← 3,1 a 4,4 amarillo →

Rojo de Metilo rojo ← 4,4 a 6,2 amarillo →

Rojo Neutro rojo ← 6,8 a 8,0 amarillo →

Fenolftaleina incoloro ← 8,8 a 10,0 → fucsia

Ejemplo de volumetría ácido-base aplicada al anális is cuantitativo . Determinación del contenido de ácido ascórbico en tabletas de vitamina C. El principio activo C6H8O6 se hace reaccionar con una solución de NaOH de concentración conocida (patrón secundario). La reacción queda representada como sigue: C6H8O6 (ac) + NaOH (ac) → NaC6H7O6 (ac) + H2O (l) El indicador más adecuado según la tabla corresponde a rojo neutro o a fenolftaleina, ya que ambos indicadores viran en las cercanías del punto de equivalencia de esta reacción. Esta es una reacción de neutralización, por lo tanto el punto de equivalencia se producirá en las cercanías de pH 7,0. Dado que el viraje de incoloro a fucsia es más intenso que el viraje de rojo a amarillo, de preferencia se usa fenolftaleina. Respecto de la reacción se desprende que un equivalente de base reacciona con un equivalente de ácido ascórbico (también podemos afirmar que la reacción en moles es: un mol de base reacciona con un mol de ácido ascórbico). Por lo tanto si podemos determinar cuantos equivalentes de ácido ascórbico hay en la tableta podemos determinar los gramos de ácido ascórbico y comparar con lo informado por el fabricante.

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL

ESTANDARIZACION DE UNA SOLUCION . 1. Estandarización de HCl con un patrón primario, N a2CO3.

a) secar el Na2CO3 anhidro p.a. a 250 ºC por 30 minutos en un pesa sales b) masar aproximadamente 1,325 g de Na2CO3 en una balanza analítica, es decir , una balanza

con una precisión de ± 0,0001 g. Masar por diferencia, esto es, masar el pesa sales que contiene el Na2CO3., retirar la fracción de sal deseada colocándola en el matraz de aforo con el embudo, volver a masar el pesa sales. Determinar la masa de Na2CO3 usada por diferencia antes y después.

c) disolver el Na2CO3 con H2O destilada y previamente hervida. Aforar hasta 250 mL. Homogenize la solución mezclando por inversión.

d) tome una alicuota de 25,0 mL con una pipeta aforada y llévelo a un matraz Erlenmeyer de 125 mL, agregue 3 gotas del indicador Anaranjado de Metilo

e) ambiente una bureta de 50 mL con una fracción de HCl 0,10 Molar preparada por Ud. Agregue solución de HCl 0,10 Molar a la bureta, llénela y verifique que no quedan burbujas en el vástago.

f) agregue gota a gota el HCl desde la bureta al matraz Erlenmeyer, agitando constantemente. Recuerde que el indicador que esta empleando en medio ácido es de color amarillo-anaranjado y en medio básico es color rosado.

g) continúe con la valoración hasta que el color vire desde amarillo-anaranjado hasta color rosado. Cierre la llave de la bureta y determine el volumen de HCl gastado en alcanzar el punto final de la valoración

h) repita la valoración con otra alicuota de 25,0 mL de Na2CO3

I) determine la concentración real de la solución de HCl en términos de Molaridad y Normalidad.

2. Estandarización de NaOH con un patrón secundario , HCl. a) prepare una bureta con solución de NaOH de concentración teórica 0,10 Molar, es decir ambiente una bureta de 50 mL con una fracción de NaOH 0,10 Molar preparada por Ud. Agregue solución de NaOH 0,10 Molar teórico a la bureta, llénela y verifique que no quedan burbujas en el vástago. b) tome una alicuota de 25,0 mL de HCl de concentración conocida y agréguelo a un matraz Erlenmeyer de 125 mL. Agregue 3 gotas del indicador fenoltaleina. Recuerde que este indicador ácido-base es incoloro en medio ácido y color fucsia en medio básico c) agregue gota a gota NaOH desde la bureta al matraz Erlenmeyer agitando constantemente

d) cuando el indicador vire, cierre la llave, anote el volumen de NaOH gastado. e) repita con otra alicuota de 25,0 mL de HCl

f) determine la concentración real de la solución de NaOH en término de Molaridad y Normalidad

SEGUNDA PARTE: APLICACIONES DE LA VOLUMETRIA ACIDO- BASE

1. Determinación del contenido de ácido ascórbico en una tableta de vitamina C.

a) mase una tableta de vitamina C en balanza analítica b) muela en un mortero y transfiera a un matraz Erlenmeyer c) agregue aproximadamente 50 mL de agua destilada d) agregue 3 gotas de fenolftaleina e) prepare una bureta con NaOH estandarizado f) realice la titulación siguiendo el procedimiento normal de una valoración g) realice los cálculos de la valoración y exprese sus resultados como % en masa del contenido de ácido ascórbico en vitamina C h) repita todo el procedimiento con otra tableta

2. Determinación del contenido de ácido acético en vinagre comercial. a) tomar una alicuota de 3,0 mL de vinagre y colóquela en un matraz Erlenmeyer. c) agregue aproximadamente 50 mL de agua destilada d) agregue 3 gotas de fenolftaleina e) prepare una bureta con NaOH estandarizado f) realice la titulación siguiendo el procedimiento normal de una valoración g) realice los cálculos de la valoración y exprese sus resultados como % peso-volumen de ácido acético en vinagre h) repita todo el procedimiento con otra alicuota de 3,0 mL de vinagre comercial

3. Determinación de la concentración de un ácido débil o base débil a través de la determinación del pH

a) mida el pH de una solución desconocida. b) según el pH y número de la muestra solicite a sus profesores el valor de la constante de ionización de su muestra problema c) realice los cálculos que le permitan establecer la concentración inicial de la muestra d) informe cálculos y el resultado, consignando el número de la muestra problema.

LABORATORIO Nº 5 ÁNALISIS ORGÁNICO

OBJETIVOS DEL PRÄCTICO : ♦ Desarrollar la capacidad de observación del alumno. ♦ Desarrollar la capacidad de raciocinio del alumno. ♦ Desarrollar la capacidad de deducir y de relacionar ♦ Determinar los grupos funcionales de una molécula.

INTRODUCCION : La gran diversidad química que presentan los compuestos orgánicos ha generado, durante décadas, un gran problema: el de la elucidación estructural; es decir, la identificación del esqueleto molecular, de la naturaleza de los grupos funcionales presentes y su ubicación dentro del esqueleto. Estos aspectos son de gran importancia ya que de ellos depende la reactividad molecular tanto química como bioquímica. La elucidación estructural puede llegar a ser un problema extremadamente complejo, por lo cual aún hoy existe un enorme interés por desarrollar nuevos métodos que simplifiquen este trabajo. Sin embargo, el gran costo que puede involucrar el uso de técnicas modernas ha significado que las técnicas más antiguas, muchas de ellas producto de la observación y experimentación acuciosas de diversos científicos durante gran parte de su vida laboral, sean muy utilizadas hoy en día con el objeto de obtener la mayor información posible antes de decidir cuáles métodos se utilizan para la elucidación final de la estructura.

Dentro de los análisis más antiguos desarrollados con el objeto de determinar estructuras se cuenta con la caracterización de constantes físicas como el punto de fusión , el punto de ebullición y el índice de refracción, ya que todas las sustancias químicas poseen constantes físicas específicas y únicas. Estos análisis se realizan en la actualidad con instrumentos modernos de alta precisión y de fácil manejo con respecto a los utilizados durante el siglo pasado. El análisis de la solubilidad de los compuestos en distintos solventes es de gran utilidad ya que entrega información acerca de la polaridad de la molécula y de la naturaleza de algunos de los grupos funcionales que podrían estar presentes. La determinación de la presencia de ciertos de elementos puede realizarse a través de la ignición de los compuestos a la llama. Por ejemplo, la presencia de metales colorea la llama de manera particular. Así, si en un compuesto inorgánico hay presencia de sodio, la llama se colorea amarillo intenso, mientras que las sales de cobre colorean la llama azul verdosa. Los compuestos orgánicos en cambio se combustionan completamente a dióxido de carbono y agua. En la actualidad es posible determinar trazas de elementos con un espectrómetro de absorción atómica, utilizado ampliamente en química analítica, el que se basa justamente en el test de ignición a la llama. Por último, pero de suma importancia se encuentran las reacciones químicas específicas para la determinación de elementos y de grupos funcionales, las que han sido desarrolladas y optimizadas principalmente durante la primera mitad de este siglo.

Dentro de las técnicas modernas se encuentran la espectroscopía de infrarrojo, de ultravioleta y visible, la espectroscopía de resonancia magnética nuclear, la espectrometría de masas y la difracción de rayos X. El objetivo del análisis orgánico en un curso experimental, es desarrollar en el alumno la capacidad de raciocinio y relación a partir de resultados experimentales. El alumno debe hacer sus propias y cuidadosas observaciones, hacer deducciones de estas observaciones y planificar cada una de las etapas a seguir para lograr la identificación del compuesto. La similitud de propiedades físicas de un compuesto “desconocido” y de uno conocido, se demuestra por comparación de sus puntos de ebullición, puntos de fusión, solubilidades en varios solventes, composición elemental y otras constantes físicas. La similitud de comportamiento químico se demuestra comparando las reacciones de grupos funcionales y la formación del mismo derivado. Cuando el compuesto “desconocido” y el conocido reaccionan separadamente con el mismo reactivo. En la caracterización de un compuesto orgánico tenemos una primera etapa que es la del análisis elemental cualitativo, el que nos informa que elementos constituyen el compuesto bajo estudio; nos dirá por ejemplo, que un compuesto contiene H, C y O solamente, pero no nos informa acerca del o los grupos funcionales presentes en la molécula. El análisis de grupos funcionales se preocupa de caracterizar los grupos funcionales presentes, en una molécula, mediante reacciones químicas fácilmente visualizables. Este práctico se dividirá en dos partes: • Clasificar el tipo de estructura que presenta un compuesto a través de la solubilidad. • Caracterizar el o los grupos funcionales que presenta un compuesto a través de reacciones

Químicas.

SOLUBILIDAD : Cuando una mezcla de una cantidad específica de un soluto dado con una cantidad específica de un solvente dado forma una solución homogénea se dice que el soluto es soluble en el solvente. Las cantidades a probar, establecidas en forma arbitraria, son en general 0.10 g para un soluto sólido o 0.20 mL para un soluto líquido en 3 mL de solvente. Las disoluciones podrán ser gas-gas, gas-líquido, líquido-líquido y sólido-líquido. En general la solubilidad es dependiente de las interacciones soluto-solvente y de la temperatura. En el caso de los solutos gaseosos la solubilidad es además dependiente de la presión. En este laboratorio se trabajará únicamente con líquidos y sólidos. Puesto que para que se produzca la disolución el soluto y el solvente deben encontrarse, el aumento de la temperatura, que se traduce en el aumento de la energía cinética de las moléculas de soluto y solvente, les permitirá moverse más rápidamente para encontrarse, de manera que la disolución se producirá con mayor facilidad. Por esta razón la temperatura aumenta la solubilidad.

Por otro lado las nuevas interacciones intermoleculares soluto-solvente deben ser "compatibles", es decir deben ser aproximadamente del mismo tipo que mantenían al soluto cohesionado, por lo cual surge la regla "lo semejante disuelve a lo semejante". Se hace indispensable entonces revisar brevemente las fuerzas intermoleculares. Las fuerzas de atracción entra las moléculas y dependen del estado físico y de la naturaleza de las moléculas. Se clasifican de la siguiente manera: Fuerzas ión-dipolo: ocurren entre un ión y un dipolo y por lo tanto el soluto y el solvente deben ser moléculas polares , es una interacción fuerte de naturaleza electrostática. Como el agua presenta un momento dipolar alto y permanente es capaz de interactar fuertemente con sustancias iónicas. Por esta razón la mayoría de las sales son solubles en agua. Fuerzas dipolo-dipolo: ocurren entre moléculas que poseen momentos dipolares , pero que no son iónicas. Son, en todo caso interacciones de origen electrostático de manera que a mayor momento dipolar mayor es la fuerza de interacción, sin llegar a ser tan fuertes como las interacciones ión-dipolo. Además del agua moléculas pequeñas que contienen grupos hidroxilo (-OH), carbonilo (CO) o amino (-NH2) poseen momentos dipolares suficientesmente fuertes como para presentar esta interacción. Fuerzas de dispersión: ocurren entre moléculas que no son polares y que por lo tanto o no presentan un momento dipolar permanente o éste es muy pequeño. Las fuerzas de dispersión pueden ser del tipo dipolo-dipolo inducido o dipolo inducido-dipolo inducido . Si bien las moléculas apolares son neutras y no presentan dipolos importantes, están contituídas por electrones y protones y pueden ser "polarizables" de manera que la cercanía de una molécula polar distorsione la molécula apolar permitiéndole así la formación de un dipolo importante. Se dice que este nuevo dipolo es "incluido". Mientras mayor es el número de electrones de la molécula apolar más polarizable es; esta interacción se conoce como dipolo-dipolo inducido . Por otro lado, el movimiento electrónico en las moléculas neutras apolares genera que, en intervalos de tiempo muy cortos, la molécula se polarice generando momentos dipolares que, aunque pequeños, son suficientes para inducir otro dipolo similar en las moléculas vecinas. Estas interacciones son muy débiles y de corto alcance y se conocen como interacciones dipolo inducido-dipolo inducido. Las fuerzas de dispersión son las responsables de la interacción entre moléculas apolares y juegan un papel muy importante en los procesos biológicos. Las fuerzas dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido y dipolo inducido-dipolo inducido se conocen como fuerzas de van de Waals . Estas fuerzas de atracción dependen del "área" aproximada de contacto entre las dos moléculas; mientras más grande sea esta área, mayor será la fuerza de atracción. Clasificación según solubilidad La solubilidad de un compuesto puede ser muy útil para obtener información acerca de su estructura. Solubilidad en éter Las moléculas de éter tienen momento dipolar muy bajo (1.12 D) y se mantienen débilmente unidas, principalmente por las fuerzas de Van de Waals, debido a estas características no se pueden disolver compuestos cuyas fuerzas de atracción molecular sean de una magnitud mayor que las que unen los del éter. Las sales orgánicas donde encontramos fuerzas de atracción de gran magnitud, como es la electrostática existente entre los iones o los compuestos polifuncionales con grupos altamente polares, serán insolubles en éter.

Solubilidad en agua El agua es un disolvente altamente polar que posee una elevada dielétrica y es capaz de actuar tanto como de dador de hidrógeno como de aceptor. En consecuencia, las moléculas que poseen grupos muy polares, capaces de formar enlaces por puentes de hidrógeno con el agua, tendrán una solubilidad en el agua superior a la de las moléculas que no poseen tales grupos funcionales. Independientemente de los grupos funcionales altamente polares, en la molécula las cantidades de átomos de carbono asociados al grupo funcional actúan como agentes limitantes de su solubilidad en agua. Es posible detectar la presencia de grupos funcionales ácidos o básicos en un compuesto soluble en agua, determinando el pH de la disolución acuosa del compuesto. Solubilidad en ácido clorhídrico al 5% Los compuestos que contienen grupos funcionales básicos, por ejemplo, aminas, hidracinas, heterociclos aromáticos conteniendo nitrógeno, pero no amidas. Solubilidad en hidróxido de sodio 5% Los compuestos que contienen grupos funcionales ácidos con pKa menor que 12 aproximadamente, se disolverán en NaOH 5%. Se incluyen en este grupo los ácidos sulfónicos, los ácidos carboxílicos, los fenoles y otros. Solubilidad en bicarbonato de sodio 5% Sólo los ácidos con un pKa menor que 6 serán solubles en disoluciones de bicarbonato sódico al 5%. Se incluyen en esta categoría los ácidos sulfónicos, los ácidos carboxílicos y los fenoles altamente sustituidos por grupos electronegativos (por ejemplo: 2,4-dinitrofenol y 2,4,6-trinitrofenol). CARACTERIZACIÓN DE GRUPOS FUNCIONALES :

El análisis de grupos funcionales esta basado reacción cualitativa de respuesta rápida y efectivo que provoca alguna manifestación física en los reactantes: sea, un cambio color, aparición de algún precipitado, burbujeo, olor característico. Estos análisis no son en modo alguno determinante para una estructura de compuesto. Sólo nos permiten identificar algún grupo funcional. A continuación se describen una serie de ensayos que permiten la identificación de algunos de los grupos funcionales elementales más corrientes en química orgánica. 1.- Ácidos carboxílicos :

Solubilidad en bicarbonato de sodio. RCOOH + NaHCO3 RCOONa + CO2(g) + H2O

2.- Fenoles : Los fenoles son compuestos cuya acidez es intermedia entre la de los ácidos carboxílicos y los alcoholes. Los alcoholes en los sistemas acuosos no presentan propiedades ácidas, mientras que los ácidos y fenoles son solubles y reaccionan con una solución acuosa al 5% de NaOH. Los ácidos y fenoles pueden diferenciarse basándose en que los fenoles son insolubles en una solución al 5% de NaHCO3. Los fenoles que contienen sustituyentes altamente electronegativos como el 2,4-dinitrofenol y el 2,4-tribomofenol, muestran una creciente acidez y son solubles en una solución de NaHCO3. La mayoría de los fenoles dan, con una solución neutra de FeCl3, coloraciones intensas que varían del violeta hasta el rosado o verde.

OH + FeCl3

O Fe

3

+ HCl33

3.- Grupo carbonilo .

Cetonas y Aldehídos :

• Reacción con 2,4-dinitrofenilhidracina :

R C

O

R N H

N O 2

O 2N N H 2+ N H

N O 2

O 2N N CR

R

+ H 2O

Esta reacción es favorecida en un medio levemente ácido, porque contribuye a la polarización del grupo carbonilo facilitando el ataque nucleofílico del reactivo. Una precipitación espontánea indica la presencia de un compuesto carbonilo. la posibilidad de oxidación de los aldehídos para dar ácidos es la base de un gran número de ensayos que permiten así distinguir los aldehídos de las cetonas. Aldehídos :

• Reactivos de Fehling :

RCHO + 2Cu+2 + 5OH- RCOO

- + 3H2O + Cu2O La respuesta positiva manifiesta por la aparición del precipitado de Cu2O de color rojo.

4.- Alcoholes : Esta reacción se basa en la oxidación de los alcoholes a través de un oxidante como es el K2Cr2O7, para ello es necesario observar el cambio de color y velocidad de reacción. El alcohol primario reacciona rápidamente, el secundario más lentamente y el terciario no reacciona.

R CH2OH K2Cr2O7 R C

O

H R C

O

OH Cr+3 H2O+ + ++

R2 CHOH + ++ H2OCr+3R C

O

RK2Cr2O7

K2Cr2O7+R3 COH N.H.R.

H+

H+

H+

5.- Aminas Las aminas, como el amoniaco, son bases débiles. Sin embargo son las bases más fuertes bajo condiciones fisiológicas. Las aminas son habitualmente las bases implicadas en las reacciones biológicas ácido - base; son frecuentemente los nucleófilos en las sustituciones nucleófilas biológicas. Su reconocimiento se basa justamente en la capacidad de reaccionar frente a ácidos minerales Las siguientes ecuaciones ilustran las reacciones del ácido nitroso con aminas. Estas reacciones son la base del método clásico para distinguir los diferentes tipos de aminas Test ácido nitroso HNO 2 para aminas primarias RNH2 HONO RN2

+ N2 R+ Productos con

Ión carbonio Alifáticas ArNH2 HONO ArN2

+ β-naftol OH- N=N-Ar Aromáticas O- Colorante azoico naranja

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL

Su Profesor le entregará una muestra problema rotulada con un número (Nº) a la cuál Ud. le deberá realizar los ensayos correspondientes de modo que informe acerca de la solubilidad y del o de los grupos funcionales que tenga su muestra. Contará con muestras de diferentes patrones (Adehídos, cetonas, ácidos, fenoles, etc.) SOLUBILIDAD Para los ensayos de solubilidad se toma 0.1 g de sólido ó 0.2 mL de un líquido en 3 mL de disolvente, en un tubo de ensayo y se agita sin calentar. Si la sustancia se disuelve completamente el ensayo se considera positivo.

Compuesto

Eter

H2O

HCl 5%

NaOH 5%

NaHCO3 5%

GRUPO FUNCIONAL 1.- Acídos carboxílicos : En un tubo de ensayo colocar 5 mL. de solución de bicarbonato de sodio (NaHCO3) y luego agregar la muestra. Agitar y observar. Un intenso burbujeo indica la presencia de un ácido carboxílico. 2.- Test de FeCl 3 5% : ( fenoles ) Tratar una solución de 1 gota (o un pequeño cristal) de la muestra con 5 mL de agua (si no se disuelve agregue etanol hasta que se disuelva) agregue 1 gota de FeCl3 5%. Si se produce una coloración azul, verde , rojo o morado el test es positivo. 3.- Grupo carbonilo : Aldehídos o Cetonas : Test con 2,4-dinitrafenilhidracina : En un tubo de ensayo coloque 3 mL del reactivo de 2,4-dinitrofenilhidracina, agregar 2 gotas de la muestra. La formación de un precipitado (formación de cristales) se considera positivo. Si no precipita inmediatamente caliente en baño María por unos 5 min. y deje enfriar a temperatura ambiente y luego observe. Test de Fehling : ( Aldehídos). En un tubo de ensayo agregue 1 mL de Fehling A mas 1mL de Fehling B mas dos gotas de muestra. Calentar en baño María durante 2 a 3 mín. La aparición de un precipitado, café, rojo marrón se considera positivo.

4.- Alcoholes :

En 3 tubos de ensayo coloque 10 gotas de K2Cr2O7 al 5%, 3 gotas de alcohol primario, secundario y terciario respectivamente y 1 gota de H2SO4 concentrado.

5.-Test del ácido nitroso: Para diferenciar aminas Disuelva unos 50 mg (si es sólido) o dos gotas si es líquida en 2 ml de HCl y enfríe la solución a 0°C en un baño de hielo, agregue gotas de solución fría (manteniendo en baño de hielo) una solución de NaNO2 20% El desprendimiento de burbujas de un gas incoloro indica la presencia de una amina primaria alifatica Si no hay desprendimiento podría tratarse de una amina primaria aromática. Ya que estas forman sales de diazonio que son estables a bajas temperaturas Entonces agregue a la mezcla anterior unas gotas de una solución fría (Preparada con cristal de β-naftol disuelto en 2 ml de NaOH). La formación de un colorante naranja o rojo indica que es una amina aromática primaria. 6.- Determine la solubilidad y el o los grupos f uncionales que pueda tener su muestra

problema. 7.- Informe sus resultado, indicando el número de m uestra.

LABORATORIO 6 APLICACIÓN DE LA QUÍMICA ORGÁNICA

OBJETIVOS: • Relacionar las diferentes reacciones vistas en forma teórica, en Química Orgánica, y prepararlas

en forma práctica para conocer su aplicación a nivel industrial. • Conocer el mundo de los polímeros. • Realizar un producto que tiene una aplicación industrial. Se estudiarán en forma experimental (complemento de la teoría) dos reacciones que tienen mucha importancia a nivel de la aplicación industrial, la primera es una reacción de polimerización, será está la llave para una breve introducción al mundo de los polímeros. La segunda reacción es una breve introducción al mundo de los detergentes, es la preparación de jabones.

A. "POLÍMEROS INTRODUCCIÓN : Todas las sustancias artificiales o sintéticas, cuyo peso molecular es superior a 10.000 reciben el nombre de polímeros es decir, los polímeros son moléculas gigantes, o macromoléculas. Los polímeros hechos por el hombre son casi tan variados como los polímeros naturales. Es así que actualmente se usa cada vez más en ropas de poliester, sillas de vinilo y mesas de fórmica, etc.. La tecnología de macromoléculas se ha convertido en un gigante, en el mundo de la industria. Existen varias clasificaciones para los polímeros , una de ellas es la siguiente, en que se pueden clasificar en tres grandes grupos: 1.- Elastómero: Polímeros con propiedades elásticas (hule). 2.- Fibras : Polímeros para tejer (seda, algodón, nylon). 3.- Plásticos : Hojas delgadas, sólidos duros y moldeables, revestimientos. (juguetes, tuberías). El proceso por el que moléculas sencillas experimentan una combinación múltiple para formar macromoléculas recibe el nombre de “polimerización”. Las moléculas sencillas, a partir de las cuales se puede obtener una macromolécula o polímero, se conocen con el nombre de monómeros. Se conocen dos tipos de polimerización : 1.- Polimerización por adición. 2.- Polimerización por condensación. Si en la reacción de formación del polímero se produce la eliminación de una molécula muy sencilla, como agua o alcohol, entre las unidades de los monómeros, se dice que la polimerización es por condensación. En la polimerización por adición, las moléculas de monómeros, no saturadas o cíclicas, se unen unas a otras sin eliminación de ninguna parte de las mismas. Un polímero está hecho de miles de unidades que se repiten, estas unidades se llaman monómeros. En una reacción de polimerización, los primeros productos que se forman son dímeros (2 unidades), después trímeros (3 unidades), tetrámeros (4 unidades), etc. finalmente el que tiene muchas unidades se llama polímero.

POLIMEROS DE ADICIÓN

En una reacción de adición el proceso de polimerización suele catalizarse por bases, por ácidos o por radicales libres. Cualquiera que sea el catalizador, las reacciones de polimerización por adición transcurren en tres pasos: • iniciación • propagación • terminación. Durante la iniciación, las moléculas de catalizador atacan a las moléculas de monómero originando productos intermedios que, durante el proceso de propagación, atacan a otras moléculas de monómero formándose así la cadena. En la terminación, el crecimiento de la cadena se interrumpe por eliminación de un grupo del extremo reactivo de la cadena o por adición de un grupo a este extremo que origine una molécula estable, incapaz de continuar la propagación de la cadena. En general el monómero es un alqueno. Es decir existen dos carbonos sp2 enlazados de manera que estos monómeros se podrán adicionar ocupando los electrones ∏ del doble enlace para generar un enlace covalente entre monómero y monómero repetitivamente sin pérdida de átomos. Los polímeros hechos de un solo tipo de monómero se llaman Homopolímeros: Ejemplos Polietileno Este se usa en bolsa de basura y tuberías de plástico

nCH2 = CH2 - (CH2 — CH2 )n- etileno polietileno • Cloruro de polivinilo (PVC) se usa en pisos, tuberías, recubrimientos para casas, discos y bolsas

de basura. nCH2 = CH -[- CH2 — CH ]n -

Cl Cl

cloruro de vinilo cloruro de polivinilo (PVC) • Teflón se usa principalmente en piezas resistentes al calor (por ejemplo cocinas, artefactos,

aeroespacial). nCF2 = CF2 - [CF2 - CF2 -]n - teflón Muchas veces se desean mejorar las propiedades de los polímeros obtenidos, en estos casos se pueden mezclar diferentes monómeros para formar un copolímero , por ejemplo el Saran, que se usa para las envolturas para cocinas.

nCH2 = CH + nCH2 = CCl2 -[CH2 —CH - CH2 -C]n - Cl Cl Cl cloruro de vinilo 1,1-dicloroeteno Saran copolímero La multiplicidad de propiedades depende de la variedad de estructuras posibles en los polímeros.

POLÍMEROS POR CONDENSACIÓN Los monómeros utilizados en las reacciones de condensación son bifuncionales; esto es, tienen un grupo químico (grupo funcional) reactivo en cada extremo de sus moléculas. Para unir estos monómeros, es necesario quitar una molécula pequeña, que por lo general es de agua. Uno de los procesos de policondensación más conocidos es la reacción entre la hexametilendiamina y el ácido adípico que generan el producto conocido como “nylon 66”. Las poliamidas obtenidas por policondensación de diaminas y diácidos se designan según el número de átomos de carbono de la diamina y el número de átomos de carbono del diácido. Ejemplo : “Nylon 6-6” :

n H2N-(CH2)6-NH2 + n HO2C-(CH2)4 CO2H -[CO-(CH2)4-CONH-(CH2)6 NH]n- Hexametilendiamina Ácido adípico “Nylon 66” “Nylon 6-10” :

n H2N-(CH2)6-NH2 + n ClCO-(CH2)8COCl -[CO-(CH2)8-CONH-(CH2)6 NH]n- Cloruro de sebacilo Hexametilendiamina “Nylon 6-10” Las reacciones de condensación también se usan para producir polímeros como el Dacrón (poliéster), utilizando como monómeros el tereftalato de metilo y etilenglicol. -[CO- -COOCH2CH2O]n- En el Laboratorio, las poliamidas se obtienen mejor por una reacción de polimerización llamada “polimerización interfacial”. La reacción se realiza entre un cloruro de un diácido, disuelto en un disolvente orgánico no miscible con el agua, y una solución acuosa de una diamina. La reacción transcurre en la interfase de las dos soluciones. En este laboratorio prepararemos el “nylon 6.10” a través de una polimerización interfacial.

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL a) Preparación de Nylon 6-10 (Polihexametilensebacamida)

1. En un vaso de precipitado alto, de 50 mL se pone una solución de 0,2 mL. de cloruro de sebacilo en 10 mL de tetracloruro de carbono.

2. Sobre la solución de cloruro de ácido se agrega con cuidado una solución de 0,23 mL. de

hexametilendiamina y 2 granallas de hidróxido sódico en 5 mL. de agua. La mejor forma de añadir la solución alcalina de la amina es a través de un embudo de vástago largo, colocado justamente encima de la superficie de la solución del cloruro de ácido. La película de polímero que se forma en la interfase de las 2 soluciones se coge con unas pinzas y, al tirar de ella se ira separando en forma de fibra. Si encima del vaso se pone un dispositivo mecánico adecuado, el polímero se puede enrollar de forma conti nua hasta que se consuma uno de los reactivos.

3. El polímero se lava bien con agua y finalmente con solución de acetona al 50%,

dejándolo secar al aire .Unos 0,1 g del polímero seco se ponen sobre una cuchara y se funden cuidadosamente, calentándolo sin que el polímero se carbonice. El polímero fundido se toca con una varilla de vidrio o con un palillo que al retirarlo lentamente originará un filamento.

B. JABONES

INTRODUCCIÓN : El proceso de hidrólisis de ésteres tiene una aplicación práctica en la obtención de jabones por saponificación de grasas y aceites naturales, los cuales son ésteres de ácidos grasos superiores con glicerol formando los llamados triglicéridos. CH2O-COR CH2OH R -COOH CH-O-COR´ CH2OH + R´ -COOH CH2O-COR´´ CH2OH R´´-COOH Grasa o aceite glicerol ácidos grasos (sales en medio básico) El ácido graso mas corriente es el oleico que sólo posee una insaturación. En grasas animales se encuentra además ácido palmítico y esteárico. En aceites vegetales (soya, maní, etc...) se encuentra ácido linoleico como componente principal.

Los ácidos de los aceites secantes, usados en la fabricación de pinturas y barnices poseen tres o más dobles enlaces. La diferencia entre una grasa y un aceite es su punto de fusión. Las primeras son sólidas a temperatura ambiente, los segundos líquidos. Esta diferencia se debe a pesos moleculares y a grados de insaturación. Los triglicéridos pueden saponificarse usando presión (con agua o en presencia de catalizadores básicos) o a presión atmosférica usando catalizadores ácidos. La saponificación con álcalis es el método preferido de obtención de jabones, los que son sales alcalinas de los correspondientes ácidos grasos. Como producto de la reacción se obtiene glicerol, el cual se utiliza industrialmente como materia prima en la obtención de resinas alquídicas (con anhídrido ftálico), en obtención de nitroglicerina, en la conservación de humedad en el tabaco, como ablandador del celofán etc... De los ácidos grasos o sus ésteres es posible obtener los alcoholes grasos, los que se pueden trabajar posteriormente hasta la obtención de detergentes. Una molécula de jabón contiene una cadena de hidrocarburos larga y un extremo Iónico. La porción hidrocaburo de la molécula es hidrofóbica y soluble en sustancias no polares, mientras que el extremo Iónico es hidrofílico y soluble en agua. A causa de la cadena de hidrocarburos, la molécula de jabón no es realmente soluble en agua. Sin embargo, la molécula de jabón se suspende en el agua con facilidad, porque forma micelas, es decir, racimos de cadenas de hidrocarburos con sus extremos Iónicos orientados hacia el agua. El valor del jabón consiste en que es capaz de emulsionar la suciedad aceitosa para que se pueda lavar. La capacidad para actuar como agente emulsionante se origina en dos propiedades del jabón. Primero, la cadena de hidrocarburos de la molécula de jabón se disuelve en las sustancias no polares, tales como las gotitas de aceite. Segundo, el extremo aniónico de la molécula de jabón que sobresalen de tales gotas de aceite. A causa de las repulsiones entre las gotitas de aceite y el jabón, éstas no se pueden unir y permanecen suspendidas.

ACTIVIDAD EXPERIMENTAL

1. Se colocan 10 g. de grasa y 10 mL de NaOH al 33% en un vaso precipitado y se calienta suavemente para lograr la hidrólisis. Se agita continuamente con varilla de vidrio o magneto. Si es necesario, se procede a filtrar usando lana de vidrio como filtro.

2. A continuación se procede a añadir a la solución filtrada 10 mL de aceite de coco, 4 mL de

glicerina y 10 mL de alcohol etílico (92 - 96%). Se calienta suavemente en una placa calefactora o baño de agua con agitación ocasional suave hasta obtener una solución clara. La mezcla hay que mantenerla tapada para evitar la evaporación del alcohol.

3. El jabón puede ser perfumado a elección agregando algún aceite esencial o bien 1 mL de

alguna colonia de su agrado.

4. A continuación se procede a vaciar en una cápsula de porcelana limpia de tamaño adecuado.

5. El jabón sólido se debe guardar envuelto, en forma hermética, para impedir la evaporación

del alcohol.