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Universidad de Los Lagos, Laboratorio de Química General I

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GUÍA DE LABORATORIO QUÍMICA GENERAL

CARRERA DE I.CIVIL INDUSTRIAL

PROFESOR: JORGE VIDAL POHL

2011

NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO QUIMICO

1. NUNCA FUME en el Laboratorio.2. Siga las instrucciones no se arriesgue. Si tiene dudas SIEMPRE pregunte a su profesor.3. Los experimentos no autorizados pueden tener peligros desconocidos y están estrictamento

prohibidos. No trabaje en el laboratorio solo.4. Nunca use una caritidad de sustancia mayor que la máxima recomendada en la GUIA, a menos de

obtener permiso especial para hacerlo.5. Cerciórese del contenido, leyendo el rótulo de cualquier frasco que vaya a utilizar6. Sea muy cuidadoso cuando trabaje con equipo de vidrio tales como tubos de vidrio, termómetros

y otros,para evitar quebrar el vidrio y cortarse.7. Jamás use la boca para pipetear un liquido corrosive o tóxico. Existen muchos caminos seguros

de medir o transferir liquidos.8. Cuando intente detectar olores químicos, ejerza extremado cuidado. Ventile Suavemente a hacia

su nariz los vapores de la sustancia de ensayo. No coloque su nariz encima de ella.9. Use una vitrina aspiradora para los experimentos que produzcan o puedan producir vapores o

gases tóxicos.10. Nunca pruebe un reactivo o una solución.11. Si cualquier sustancia química le salpica lavese cuidadosamente con agua.12. Sus ojos están particularmente expuestos al peligro, por lo tanto debe usarse anteojos de seguridad

en todo momento.13. Siempre vierta los acidos concentrados cuidadosamente sobre el agua, nunca a la inversa.14. Evite dejar los mecheros encendidos y desatendidos.15. Al calentar una sustancia en un tubo de ensayo, no dirija la boca de este hacia sus vecinos o hacia

usted mismo.16. Caliente siempre una sustancia volatil e inflamable en baño de agua. de vapor o plato de

calefacción nunca use una llama directa.17. Cualquier sustancia que se vuelque limpiela inmediatamente.18. Cuando los reactivos se contaminan los experimentos pueden sufrir alteraciones no previstas, que

podrían conducir a accidentes. Para evitar esto:

a) Elimine los reactivos contaminados depositándolos en contenedores ad-hocb) Evite introducir pipetas contaminadas en los frascos de reactivos.

19. En caso de sufrir cualquier accidente (cortaduras, quemaduras, etc) debe informar de inmediato al profesor de laboratorio.

“SOLO SE PUEDE EVITAR UN ACCIDENTE SI SE EXCLUYE TODA POSIBILIDAD DE QUE OCURRA"


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LABORATORIO Nº 1

SEGURIDAD Y RECONOCIMIENTO DE MATERIALES EN EL LABORATORIO

OBJETIVOS GENERALES

Al término de esta sesión, el alumno deberá haber adquirido conocimientos básicos de seguridad en los laboratorios quimicos y será capaz de reconocer el material de uso común en dichos laboratorios.

1. GENERALIDADES

El laboratorio Químico es potencialmente un lugar peligroso en el que se encuentran liquidos inflamables, material de vidrio frágil, aparatos electricos y compuestos quimicos corrosivos y venenosos. Sin embargo, si se toman las precauciones adecuadas y se siguen los procedimientos de seguridad, el laboratorio no es mas peligroso que cualquier lugar de trabajo. De aquí que su propia Seguridad dependerá del conocimiento que usted tenga de los posibles peligros y de los procedimientoo adecuados para evitarlos o reducirlos.

Los tipos mas comunes de peligro en un laboratorio son:

1. Fuego y explosión.2. Reactivos quimicos (Acidos y bases concentrados; gases tóxicos).3. Material de vidrio.

1.1 Precauciones para evitar fuego y explosiones

a) Evite tener mecheros encendidos sin necesidad.b) Si se usan mecheros, observe las siguientes precauciones:

1. Nunca caliente un liquido inflamable en un recipiente abierto. Solo use mechero cuando el recipiente este provisto de un condensador. En caso contrario, use un baño de agua caliente o calentamiento electrico.

2. Cuando un liquido inflamable es calentado en una destilación o un reflujo asegúrese que las conexiones no presenten escapes o fugas.

3. En una destilación asegúrese una buena refrigeración en el condensador.

4. Nunca vacíe líquidos inflamables de un recipiente a otro estando cerca de una llama.

5. No deje gotear destilados inflamables a recipientes separados del refrigerante. Use un adaptador.

6. No caliente baños de aceite a mas de 180ºC de temperatura. El aceite se inflama espontáneamente a temperaturas superiores.

7. Nunca caliente un aparato cerrado herméticamente aunque se encuentre provisto de un refrigerante. El aumento de presión puede producir la explosión del sistema.

8. Si usted trabaja una reacción exotérmica, prepare un baño de hielo o agua y téngalo a mano, de forma que pueda enfriar la reacción en caso que ésta escape de su control.


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9. Ubique el lugar donde se encuentran los extintores en el laboratorio. Lea en la etiqueta de cada uno, las instrucciones de uso.

10. Permanezca en su lugar de trabajo cuando este trabajando una reacción.

11. Cuando la reacción implica peligro de inflamación o explosión, debe realizarla bajo campana y debe prestarle especial atención de modo de minimizar el peligro.

1.2 Precauciones en el manejo de sustancias químicas

Debido a que en el laboratorio, normalmente sólo se manipulan pequeñas cantidades de sustancia, se pueden evitar ampliamente los posibles peligros para la salud, observando las recomendaciones indicadas en las etiquetas.

1.2.1 Precauciones en el uso de Ácidos y Bases concentrados

Nunca debe agregar agua sobre ácidos concentrados. Diluya el ácido suavemente por adición del ácido sobre agua agitando constantemente. Las bases concentradas deben diluirse de igual forma. Nunca mezcle ácidos concentrados con bases concentradas.

1.3 Precauciones con gases tóxicos.Trabajo bajo campana.

Evite inhalar humos y vapores de compuestos químicos y solventes tanto como sea posible. El laboratorio debe estar bien ventilado. Cuando trabaje con sustancias volátiles en sistemas abiertos trabaje bajo campana (asegúrese de su buen funcionamiento). Si en una reacción se producen gases nocivos (HCI, HCN, H2S, etc) adapte una trampa de gases al sistema y trabaje bajo campanas.

Aunque el olor de compuestos orgánicos es a menudo usado como criterio de identificación de sustancias, sea discreto al efectuar dicha operación. Cabe hacer notar que algunos compuestos son irritantes sin ser tóxicos.

1.4 Interpretación de etiquetas de los reactivos

A partir de las etiquetas se pueden deducir importantes indicaciones para la manipulación de los productos químicos y reactivos que representan algún riesgo.

Caracterización de la etiqueta

a) Identificación del productob) Boletín de garantíac) Riesgos específicos y consejos de seguridadd) Símbolo de peligrosidade) Algunas constantes (P. Ej. densidad, porcentaje de pureza, peso

molecular).

a) Identificación del reactivo: Además del nombre, en las etiquetas también se indica si son para análisis o si son técnicos o comerciales. Los reactivos para análisis son los mas puros, a diferencia de los reactivos comerciales que tienen una pureza inferior.

b) Boletín de garantía: Contiene por lo general indicaciones sobre el contenido mínimo de una sustancia dada y sobre las concentraciones máximas admisibles de aquellos componentes extraños, quo pueden


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ejercer alguna influencia perjudicial en las determinaciones que se van a realizar. Estas impurezas las encuentran presentes en los preparados, debido a los diferentes procesos de fabricación o a las materias primas empleadas aún cuando pueden tratarse de trazas solamente. Aunque la relación de los componentes extraños a tomar en cuenta, cambia lógicamente según la naturaleza de la sustancia que se ha de examinar, con el tiempo han surgido algunos componentes o impurezas muy típicas que se determinan casi siempre. A ellas pertenecen los cloruros, sulfatos, nitratos y especialmente los metales pesados como plomo y cobre, porque estos interfieren en la mayoría de las investigaciones con reactivos orgánicos, Asimismo existe una serie de elementos que se hallan presentes en todas partes y sus indicios deben analizarse; ellos son: hierro, calcio, magnesio y sodio.

c) Riesgos específicos y consejos de seguridad: Una descripción de los riesgos específicos "R" y los consejos de seguridad "S" aparecen con estas letras, seguidas de un número de codificación e incorporadas sobre la barra situada en la parte inferior de la etiqueta. El significado de los números codificados aparece en los paneles de la compañía Merck Chilena Ltda.

d) Símbolo de peligrosidad y su significado: Muchos reactivos químicos son inocuos pero también existe una gran cantidad que no lo son. A continuación se entregan algunas consideraciones generales sobre estos últimos tipos de reactivos.

Para cada uno de estos diferentes tipos de reactivos dibuje, en el espacio en blanco, el correspondiente símbolo de peligrosidad. (Consulte panel Merck).

1. Sustancias explosivas

Peligro: Este simbolo señaliza sustancias que pueden explotar bajo determinadas condiciones.

Ejemplo: Amonio dicromato.Precaución: Evitar choque, percusión, fricción, formación de

Chispas y acción de calor.

2. Sustancias comburentes

Peligro: Los compuestos comburentes pueden inflamar sustancias combustibles o favorecer la amplitud de incendios ya declarados dificultando su extinción.

Ejemplo: Potasio, permanganato, sodio peróxido.Precaución: Evitar cualquier contacto con sustancias

combustibles.


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3. Sustancias fácilmente inflamables

a. Sustancias autoinflamablesEjemplos: Alquilos de aluminio, fósforo.Precaución: Evitar el contacto con el aire.

b. Gases fácilmente inflamablesEjemplo: butano, própano.Precaución: Evitar la formación de mezclas

inflamables : gas-aire y aislar de fuentes de ignición.

3.3 Sustancias sensibles a la humedad.Productos químicos, que desarrollan emanaciones de gas inflamable al contacto con el agua Ejemplo: Litio, sodio borohidruro.Precaución : Evitar el contacto con el agua o con humedad.

3.4 Liquidos inflamablesLiquidos con un punto de inflamación Inferior a 21ºC.Ejemplo: acetona, benceno.Precaución: Aislar de llamas, fuentes de calor y chispas.

4. Sustancias tóxicas

Peligro: Tras una inhalación, ingestión o absorción a través de la piel pueden presentarse, en general, trastornos orgánicos de carácter grave o incluso la muerte.

Ejemplo: Arsénico trióxido, mercurio(II )-cloruro.Precaución: Evitar cualquier contacto con el cuerpo humano y

en caso de malestar racúrrase inmediatamente al médico.

5. Suastancias nocivas.

Peligro: La incorporación de estas sustancias por el organismo produce efectos nocivos de menor trascendencia.

Ejemplo: piridina, tricloroetileno.Precaución: Evitar el contacto con el cuerpo humano asi como la

inhalación de vapores. En caso de malestar recurrir al médico.


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6. Sustancias corrosivas

Peligro: Por contacto con estas sustancias se destruye tejido vivo, ataca la piel y las mucosas digestivas y respiratorias y también otros materiales.

Ejemplo: bromo, ácido sulfúrico. Precaución: No inhalar los vapores y evitar el contacto con la

piel, los ojos y la ropas

7. Sustancias irritantes

Peligro: Este símbolo destaca aquellas sustancias que pueden producir acción irritantes sobre la piel, los ojos y sobre los órganos respiratorios.

Ejemplo: Solución de amoniaco, bencilo cloruro. Precaución: No inhalar vapores y evitar el contacto con la piel y

los ojos.

En este espacio haga el esquema y caracterice la etiqueta del reactivo químico que le será entregado.

1.5 Precauciones en el manejo de materiales de vidrio

La regla fundamental en el trabajo con material de vidrio es: “NO APLICAR NUNCA PRESIONES INDEBIDAS O FORZAR LAS PIEZAS DE VIDRIO". Esta regla se aplica a la introducción de termómetros o tubos de vidrio en tapones de goma, mangueras o corchos comunes.

Al introducir una varilla de vidrio en un corcho perforado, es conveniente que ésta no presente centros cortantes (pulir a la llama del mechero) y que se encuentre lubricada. Además proteja sus manos con un paño y tome el vidrio de la parte más cercana al corcho. Estos peligros disminuyen cuando se trabaja con material esmerilado. Si se usa material esmerilado, es importante que las junturas estén lubricadas


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apropiadamente. Se entiende por una buena lubricación el aplicar una delgada capa de grasa en dos puntos opuestos y en el tercio superior de la juntura macho y luego rotar las partes para cubrir la superficie de las junturas con un delgado revestimiento. El material de vidrio se debe lavar inmediatamente después de ser usado. La mayoría de los residuos se pueden remover con detergente y agua

1.6 Medidas en caso de accidentes

1.6.1 Quemaduras

El área de la piel afectada por este tipo de quemaduras, debe ser lavado inmediatamente con abundante agua y jabón. Si la quemadura es leve, aplique ungüento; para quemaduras más serias acuda al médico.

Si los reactivos corrosivos o calientes caen en sus ojos, lávelos inmediatamente con abundante cantidad de agua y enseguida con suero fisiológico (solución acuosa de NaCl el 0,9%) No se toque el ojo. El párpado y el globo se deben lavar con agua por muchos minutos. Vea médico tan pronto como sea posible.

1.6.2 Cortaduras

Las cortaduras leves pueden tratarse con los procedimientos conocidos de primeros auxilios. Si la cortadura indica que ha sido dañada una arteria aplique un torniquete justo antes de la lesión.La persona afectada que deba acudir al médico debe ir acompañada aunque el paciente no lo estime así. Personas en estado de Shock, especialmente después de sufrir quemaduras, están a menudo más graves de lo que parece.

1.6.3 Fuego

Su primera reacción es alejarse del peligro y no extinguir el fuego. Avise inmediatamente el profesor o ayudante. Para ayudar a prevenir la propagación del fuego aleje todos los recipientes de solventes-inflamables de la zona afectada y apague los mecheros. Si su ropa se incendia, no corra, movimientos rápidos activan el fuego. Sofoque el fuego con agua (llaves de lavatorios, ducha para tal efecto).

Sus compañeros pueden ayudarlo a extinguir el fuego usando delantales, arena, etc. No titubee en ayudar a su compañero si el está en tal emergencia. Unos pocos segundos de retardo pueden resultar seriamente lesivos, incluso mortales. Si las quemaduras son leves, aplique un ungüento apropiado. En caso de quemaduras serias no aplique ningún tipo de ungüento, sino procure un tratamiento médico al momento.

1.6.4 Definición del fuego. Clases de fuego. Uso de extintores

El fuego es en esencia una reacción química que se manifiesta en forma de luz y calor, en la cual interviene el oxigeno y un material combustible en presencia de una fuente de calor. Es decir, es una oxidación con una rápida elevación del calor. Cada sustancia combustible se encenderá y quemará si adquiere una temperatura adecuada en presencia del aire. Mientras más baja sea la temperatura de ignición más probabilidad habrá de que se produzca esa oxidación y por lo tanto, mayor el peligro. La norma principal de prevención contra incendios es evitar que las materias combustibles lleguen a la temperatura de ignición.


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Triángulo del fuego

Es la combinación de los tres elementos esenciales para que se pueda producir el mismo: materia combustible, oxigeno y calor. Todo sistema para apagar incendios está basado en la supresión de uno o más de los elementos antes mencionado.

Clases de fuegos

Los fuegos se clasifican de acuerdo a los combustibles que intervienen en él.

Clase A: Papel, madera, virutas, desperdicios, etc. elementos que requieren de un agente enfriador, principalmente agua.

Clase B: Líquidos inflamables (gasolina, parafina, aceites, etc), los cuales se apagan por ahogamiento (quitar o reemplazar el oxigeno). Se utiliza polvo químico seco.

Clase C: Incendio de equipos eléctricos conectados (instrumentos interruptores, etc,) requieren de un extintor que no sea buen conductor de electricidad tales como CO2 Y Polvo químico seco.

Selección: La selección de los equipos extintores se efectúa de acuerdo a la naturaleza y materiales que se deben proteger de acuerdo a las siguientes pautas.

Para lugares, equipos, maquinarias en que existan materiales de la Clase A, se usan extintores de agua presurizada, espuma y otros equipos adicionales como mangueras, grifos, baldes. etc.

Para lugares, equipos o maquinarias en que hayan materiales de la Clase B, se usarán extintores de espuma CO2, polvo químico seco y como elementos auxiliares cubetas de arena.

Para maquinarias y equipos eléctricos, se usarán extintores de polvo químico seco y CO2. Para equipos electrónicos delicados es recomendable utilizar solamente extintores de CO2.


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1.6.5 Tipos de extintores

a) Extintores de agua presurizada

Contienen solamente agua y un cartucho con CO2 a presión. Cuando se usa este extintor, mediante un mecanismo especial, se rompe el cartucho con CO2 el cual se expande expulsando el agua al exterior y se dirige el chorro hacia la base de las llamas. Para ser usado en fuegos Clase A.

b) Extintores de polvo químico seco

Estos consisten en un estanque casi lleno de polvo químico seco que tiene la propiedad de absorber el calor y aislar el oxígeno. Llevan en su interior un cartucho con CO2 a presión que se rompe al accionar la válvula y la presión obliga al gas a salir arrastrando al polvo químico. Para ser usados en fuegos clase D y clase C.


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c) Extintores de Bióxido de Carbono

Estos extintores consisten esencialmente en un cilindro de bióxido de carbono mantenido en estado líquido mediante presión. Un sifón, una válvula y una manguera con una boquilla de descarga son partes del cilindro. La válvula se encuentra en su parte superior, ya que la posición correcta para funcionar es vertical. Esta clase de extintores apagan el fuego mediante la exclusión del oxígeno de la superficie del material que está ardiendo. Su acción se limita al área de contacto. El efecto enfriador es insignificante. Tiene la ventaja de que no se corroe, no se deteriora con el tiempo, no conduce la electricidad y no se congela. Su utilidad principal es en incendios en o cerca de equipos eléctricos y en los casos que arden líquidos inflamables volátiles como alcohol, éter y adelgazadores de lacas. Su corto alcance, 60 a 130 cms, limita su utilidad y lo mismo puede decirse de su corta duración. 15 segundos con el tamaño, más chico y un minuto con el mayor. Para fuegos clase C y B.


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MATERIALES DE LABORATORIO


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BIBLIOGRAFIA

1.Blake, Roland "Seguridad Industrial". Ed.Diana, México, 1976.

2.Muñoz, M. Mónica y otros. "Curso Básico de Laboratorio de Química Orgánica"Ed. Universidad Católica de Chile. Santiago, 1981.

3.H. Murúa y A. Araya "Manual de Higiene y Seguridad Industrial".Ed.Universidad Técnica del Estado, Santiago, 1971.

4.Merck Química Ch.Soc.Lt. "Apuntes sobre Riesgos y medidas de Seguridad en el manejo de Productos Químicos".

5.R.Drago y T.Brown "Experiments in General Chemistry". Allyn and Bacon


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LABORATORIO Nº 2

SOLUCIONES

Objetivos Generales

Conocer diferentes expresiones cuantitativas de concentración.

Conocer experimentalmente métodos y técnicas de uso común para la preparación de soluciones de diferente naturaleza y concentración.

1. Introducción

Las soluciones (disoluciones) se definen como mezclas homogéneas de dos o más sustancias puras, distribuidas uniformemente. Son innumerables los ejemplos de soluciones que encontramos en la vida diaria. El aire que respiramos es una mezcla de varias sustancias gaseosas; el latón es una solución de zinc y cobre; los océanos son una solución de sustancias disueltas en agua; los líquidos corporales son soluciones que contienen una gran variedad de nutrientes esenciales, sales, etc.

2. Tipos de soluciones

Las soluciones pueden ser gaseosas, líquidas o sólidas. Ejemplos de estos diferentes tipos de soluciones se muestran en la tabla siguiente:

Estado solución Estado solvente Estado soluto Ejemplogas gas gas airelíquido líquido gas oxigeno en agualíquido líquido líquido alcohol en agualíquido líquido sólido sal en aguasólido sólido gas hidrogeno en platasólido sólido líquido mercurio en platasólido sólido sólido plata en oro (algunas

aleaciones)

Toda solución o disolución está constituida por el disolvente o solvente y el o los solutos. El solvente es aquel componente que está en mayor cantidad, los otros componentes son los solutos.

Las propiedades físicas y químicas de las soluciones dependen, en gran medida, de su concentración. Concentración es la cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de solvente o solución. Entre las soluciones más comunes en química se encuentran las líquidas y de ellas nos ocuparemos en esta sesión.

3. Forma de expresar la concentración

La concentración de una solución se puede expresar en forma cualitativa y cuantitativa. Para describir cualitativamente una solución, se utilizan los términos diluida y concentrada. Una solución con una concentración relativamente pequeña de soluto se dice que está diluida; una solución en la cual existe una gran concentración de soluto se dice que está concentrada.

En química, existen varias expresiones cuantitativas de concentración, entre ellas:


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Porcentaje en peso (p/p): Corresponde al peso de soluto contenido en 100 g de solución. Ejemplo una solución al 5% p/p significa que en 100 g de solución hay 5 g de soluto y 95 g de solvente.Porcentaje peso-volumen (p/v): Son los gramos de soluto contenidos en 100 mL de solución. Ejemplo una solución al 5% p/v significa que en 100 mL de solución hay disueltos 5 g de soluto.

Porcentaje en volumen (v/v): Unidades de volumen de soluto disuelto en 100 unidades de volumen de solución. Ejemplo una solución al 5% v/v significa que en 100 mL (L) de solución hay disueltos 5 mL (L) de soluto.

Gramos por litro (g/L): Son los gramos de soluto contenidos en un litro de solución. Ejemplo, una solución de concentración 36 g/L, significa que en 1 L de solución existen disueltos 36 g de soluto.

Partes por millón (ppm): Son los miligramos de soluto contenidos en un litro de solución. Ejemplo: Una solución de 100 ppm significa que en cada litro de solución hay 100 mg de soluto.

Microgramo por mililitro (µg/mL): Corresponde a 10-3 mg (10-6 g) de soluto disuelto en 1 mL de solución. Ejemplo: una solución de 103 µg/mL = 1,0 mg/mL = 103 ppm.

Además, varias expresiones cuantitativas de concentración se basan en el número de moles de uno o más componentes de la solución. Tres son las que se usan frecuentemente: molaridad, molalidad y fracción molar.

Molaridad (M): Corresponde al número de moles de soluto disueltos en un litro de solución. Ejemplo: una solución 0,2 M de CH3COOH contiene 0,2 moles de ácido acético (12 g) en un litro de solución.

[M = moles soluto/L solución]

Molalidad (m): Se define como el número de moles de soluto que están disueltos en un kg de solvente. Ejemplo, una solución 1m de NaCl contiene un mol de NaCl (58,5 g) en 1000 g de solvente.

[m = moles soluto/kg solvente]

La molalidad de una determinada solución no varía con la temperatura, debido a que la masa no cambia con la temperatura. La molaridad, sin embargo, cambia con la temperatura debido a la expansión o contracción del volumen de la solución.

Fracción Molar (X): Es la relación entre moles de los componentes de la solución y está dada por la expresión:

[X = moles soluto/moles totales]Ejemplo. Una solución acuosa de HCl al 36% en peso presenta 36 g/36,5 g mol-1 = 0,99 moles de HCl y 64 g/18 g mol-1 = 3,6 moles de agua, por lo tanto, la X del HCl = 0,99/0,99 + 3,6 = 0,22

Normalidad (N): Se define como el número de equivalentes de soluto disueltos en un litro de solución. Ejemplo, en una solución 3 Normal de H2SO4 hay disueltos 3 equivalentes de H2SO4 en un litro de solución.

[N = equivalentes soluto/L solución]

Los equivalentes podemos definirlos de acuerdo al tipo de reacción que se está examinando. Para las reacciones ácido-base, un equivalente de un ácido es la cantidad del ácido que suministra un mol de H+; un equivalente de una base es la cantidad de la base que reacciona con un mol de H+. En cambio, en una reacción de óxido-reducción, un equivalente es la cantidad de sustancia que gana o pierde un mol de electrones.


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Relaciones entre equivalente y masa

Reactivo Producto Tipo dereacción

Masa 1 molreactivo (g)

Masa de 1 eq. reactivo (g)

RelaciónM-N

HNO3 NO3 Acido (H+) 63,0 63,0 1-1H2SO4 SO4 Acido (2 H+) 98,0 49,0 1-2NaOH Na+ Base (OH-) 40,0 40,0 1-1Al(OH)3 Al3+ Base (3 OH-) 78,0 26,0 1-3KMnO4 Mn2+ Red. (5 e-) 158,0 31,6 1-5KMnO4 MnO2 Red. (3 e-) 158,0 52,7 1-3KMnO4 MnO4

2- Red. (1 e-) 158,0 158,0 1-1

En el caso de las sales, el peso equivalente corresponde a la relación entre el peso de un mol del reactivo y el producto de los aniones y cationes ó el número total de cargas positivas. Ejemplo:

Reactivo Masa1 mol reactivo (g)

Masa1 eq. Reactivo (g)

RelaciónM-N

NaCl 58,5 58,5 1-1CaCl2 111 55,5 1-2Al2(SO4)3 342 57 1-6

Para efectos de preparación de soluciones existen tres modalidades muy frecuentes y son:

a partir de solutos sólidos a partir de solutos líquidos a partir de otra solución de mayor concentración (dilución)

En cada uno de estos casos se requiere hacer uso de conceptos y técnicas diferentes, que serán materia de la parte experimental.

PARTE EXPERIMENTAL

Materiales: Vaso de pp de 100 y 250 mL, probetas de 200 y 250 mL, matraces aforados de 100 y 250 mL, pipetas parciales de 1, 5 y 10 mL, pipetas totales de 10 mL, vidrios de reloj, varillas de agitación, frascos lavadores, balanzas, espátulas.

Reactivos: NaCl, HCl, HNO3, H2SO4

Actividad Nº1

1.1. Preparaciones de soluciones a partir de solutos sólidos.

A. Preparación de 150 g de solución acuosa al 4% p/p de NaCl

a) Realice los cálculos para determinar el peso de soluto y solvente necesarios.b) Pese, en un vidrio de reloj previamente tarado, los g de soluto calculadosc) En una probeta de 100 mL limpia y seca, mida la cantidad de solvente calculado. (densidad del agua

= 1,00 g/mL)d) Vierta en un vaso de pp parte del agua medida y disuelva el sólido agitando con varilla de vidrio.e) Una vez disuelto, vacie el resto de agua.f) Usted, ahora dispone de 150 g de solución al 4% p/p. Transfiera nuevamente a la probeta y lea el

volumen alcanzado.


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g) Rotule la solución, indicando nombre, concentración y fecha de preparación.

B. Preparación de 150 mL de solución al 4% p/v de NaCl

a) Realice los cálculos para determinar la cantidad de soluto a pesar.b) Pese en un vidrio de reloj los g de NaCl calculados y colóquelos en un vaso de pp que contenga

alrededor de 50 mL de agua y disuelva.c) Vierta la solución en una probeta y complete con agua destilada hasta obtener 150 mL de solución.d) Rotule la solución.

Observaciones

1. ¿Cuál de las dos soluciones presentará mayor masa?

2. ¿Cuál de las dos soluciones es más concentrada? Fundamente.

3. Si Usted prepara por equivocación una solución al 3% p/v en vez de una al 3% p/p. ¿Cuál sería su error respecto de la concentración?

C. Preparación de 250 mL de solución acuosa de NaCl 0,1 M

a) Pese en vidrio de reloj tarado los g de soluto previamente calculados.b) Disuélvalos en agua en un vaso de pp. c) Vierta la solución en un matraz aforado de 250 mL y complete con agua destilada hasta 1 cm del

aforo. Siga agregando agua destilada lentamente con una pipeta hasta el enrase.d) Tape el matraz y agite la solución.e) Rotule la solución.

Observaciones

1. ¿Por qué no es recomendable aforar con frasco lavador?

2. ¿Cómo influye en la concentración de la solución la adición de mayor cantidad de agua?

2. ¿Por qué la solución la preparó en un matraz aforado y no en una probeta o vaso de pp graduado?

Actividad Nº2

2.1 Preparación de soluciones a partir de solutos líquidos

Preparar 100 g de una solución acuosa de H2SO4, HNO3 y HCl al 0,5% en peso. Cada grupo trabaja sólo con uno de los ácidos, según instrucciones y comparte resultados

Proceda de la siguiente manera:

a) Desde la etiqueta del respectivo ácido concentrado obtenga la densidad y % p/p de pureza.b) Con estos dos datos calcule los gramos de ácido y de agua necesaria para preparar la solución.c) Mida en una probeta la cantidad de agua necesaria (en unidades de volumen) y vacíela a un vaso de pp. d) Añada la cantidad de ácido calculada sobre el agua lentamente agitando con una varilla.e) Rotule la solución.

Observaciones:


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1. Registre en el cuadro siguiente las densidades y % en peso:

Densidad % p/p

HCl (g/mL) HCl .HNO3 (g/mL) HNO3 .H2SO4 (g/mL) H2SO4 .

2. Complete con los datos de la solución:

mL de soluto utilizado volumen total de solución obtenida

mL HCl mL solución HCl mL HNO3 mL solución HNO3

mL H2SO4 mL solución H2SO4

Actividad Nº3

3.1 Preparación de solución por dilución.

Preparar 100 mL de solución 0,01 M a partir de una solución 0,1 M de los ácidos HCI, HNO 3 y H2SO4

disponibles en el laboratorio. Cada grupo trabaja sólo con uno de los ácidos, según instrucciones y comparte resultados.

a) Calcule los mL de ácido 0,1 M necesarios para preparar los 100 mL de solución 0,01 M.b) En un matraz aforado de 100 mL añada una pequeña cantidad de agua, alrededor de 20 mL y agregue

el volumen de ácido calculado.c) Enrace con agua destilada, tape el matraz y agítelo. d) Rotule la solución.

Observaciones:

Registre los siguientes datos:

a) _______ mL de HCl para preparar 100 mL de HCl 0,01M b) _______ mL de HNO3 para preparar 100 mL de HNO3 0,01M c) _______ mL de H2SO4 para preparar 100 mL de H2SO4 0,01M

CUESTIONARIO


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1. Complete los espacios libres con los valores correspondientes a las concentraciones g/L; ppm; y concentración molar para algunos de los constituyentes iónicos presentes en el agua de mar:

g/L ppm MCloruro, Cl- 19,35Sodio, Na+ 10,76Magnesio, Mg2+ 0,054Potasio, K+ 0,010Calcio, Ca2+ 0,412Sulfato, SO4

2- 2710

2. El fósforo (P) está presente en el agua de mar en la cantidad de 0,07 ppm, esto es, 0,007 g de P por 10 6

g de agua (densidad agua= 1,0 g/cc). Si el P existe como fosfato, calcule la concentración molar correspondiente al PO4

3-. (R: 2,3 x 10-6)

3. ¿Cuántos moles de soluto existen en cada una de las soluciones siguientes:

a) 256 mL CaCl2 0,358 M R: a) 0,0916 moles b) 400 L HCl 0,065 M b) 26 moles c) 450 g NaCl al 0,565 % c) 0,0436 moles

4. Calcular el número de equivalentes en las soluciones siguientes:

a) 256 mL CaCl2 0,358 N R: a) 0,0916 equiv. b) 256 mL CaCl2 0,358 M b) 0,183 equiv. c) 1 L de NH3 de densidad = 0,950 g/cc y 12,74 % en peso. c) 7,12 equiv.

5. Una reacción requiere 12 g de ácido sulfurico. ¿Cuántos mL de una solución 3,0 M de H2SO4 debería usarse? (R: 40,8 mL)

6. ¿Cómo prepararía 150 mL de solución 3,5 N de Ca(NO3)2? (R: 43,05 g) 7. ¿Cómo prepararía 25 ml de una disolución 1,2M de KCl, a partir de una disolución de repuesto que es 3,0 M? (R: 10 mL de solución 3,0 M)

9. Cierta solución contiene 0,0109 g de Na2CO3 por mL. ¿A qué volumen deben diluirse 100 mL de la solución para hacerla 0,01 N? (R: 2060 mL)

10. Se dispone de 1 litro de una solución de NaOH 0,537 N. ¿Cuántos mL de una solución de NaOH 1,0 M debe agregarse para que la solución resultante sea 0,6 N? (R: 157 mL)

11. ¿Cuantos mL de agua debe agregarse a un litro de H2SO4 0,167 N para hacerlo 0,1 N? (R: 670 mL)

12. Se dispone de una solución de NaOH de densidad 1,09g/cc y 9,0% en peso. Calcular a) % p/v, b) mg/mL, c) g/L, d) M, e) m, f) N, g) X del NaOH, h) ppm, i) µg/mL.

R: a) 9,81 %p/p; b) 98,1 mg/mL; c) 98,1 g/L; d) 2,45 M; e) 2,45 N; f) 2,47 m; g) 4,2 x 10-2; h) 98,1 x 103 ppm; i) 98,1 x 10-3 µg/mL

BIBLIOGRAFÍA


22

Benson y Sidney W. "Cálculos Químicos”. Ed.Limusa Wiley, México, 1963.Moore J.W, Davies W.G. y Collins R.W. "Química". Ed. Mc Graw-Hill, Bogotá, Colombia,1981.Hamilton L, Simpson S. y Ellis, D. "Cálculos de Química Analítica, Ed. Mc Graw- Hill, México, 1981.


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LABORATORIO Nº 3

EQUILIBRIO IONICO EN SOLUCION ACUOSA (I). DETERMINACIÓN DE pH

Objetivos generales

Conocer los conceptos de ácidos y bases.

Conocer el concepto de pH y algunas técnicas para su determinación experimental.

Aplicar el concepto de pH a los equilibrios de ácidos y bases débiles y a equilibrios de hidrólisis de sales.

4. Introducción

Una de las clasificaciones más importantes de las sustancias es aquella que se expresa en términos de las propiedades ácidas y básicas de dichas sustancias. En el transcurso de la historia de la química se han utilizado y propuesto varios conceptos ácido-base. Los primeros criterios definen a los ácidos como aquellas sustancias que en solución acuosa tienen un sabor agrio, vuelven rojo al tornasol azul, neutralizan las bases, mientras que las bases son aquellas sustancias que en solución acuosa presentan sabor amargo, vuelven azul al tornasol rojo, resbaladizas al tacto, neutralizan los ácidos.

El hecho de que los ácidos y bases presenten ciertas propiedades químicas características, sugirió que ellas podrían comprenderse mejor en términos de sus estructuras y enlaces. Las propiedades de los ácidos y bases dependen mucho de que el agua es el solvente en el cual se han observado tales propiedades, siendo, además, el concepto de equilibrio químico muy importante en su estudio.

2. Teorías Acido - Base

2.1 Teoría de Arrhenius

Según el concepto de Arrhenius un ácido se define como un compuesto que libera iones H+ en solución acuosa y una base un compuesto que libera iones OH- en solución acuosa. La fuerza de un ácido o de una base se determina por el grado de disociación del compuesto en agua. Un ácido o base es fuerte cuando se disocia completamente, mientras que los ácidos y bases débiles sólo se ionizan parcialmente.

2.2 Teoría de Lowry -Brönsted

De acuerdo a esta teoría, un ácido es una sustancia que pude donar un protón y una base es una sustancia que puede aceptar un protón. Así, cuando se disuelve HCl en agua actúa como un ácido donando un protón al solvente y el solvente, agua, actúa como una base aceptando el protón. El HCl es un ácido fuerte que se ioniza 100% en agua:

HCl + H2O H3O+ + Cl- ácido base ácido conj. base conj.

En esta reacción, la base H2O acepta un protón y se transforma en el ácido hidronio H3O+ y, a su vez, el ácido HCl al ceder su protón se transforma en la base Cl -. Un par ácido-base que difieren sólo en la presencia o ausencia de un H+, corresponde a un par ácido-base conjugado:

H2O es la base conjugada de H3O+


24

H3O+ es el ácido conjugado de H2OHCl es el ácido conjugado de Cl-

Cl- es la base conjugada de HCl

En consecuencia existen dos ácidos y dos bases. Pero el HCl es un ácido más fuerte que el H 3O+, ya que presenta una mayor tendencia a perder H+, a su vez, el H2O es una base más fuerte que el Cl-, puesto que las moléculas de agua retienen prácticamente todos los protones. Por lo tanto el ácido fuerte HCl, tiene una base conjugada débil, Cl-. Esto se cumple para todos los ácidos fuertes, es decir, un ácido fuerte está conjugado a una base débil.

Otro ejemplo corresponde al ácido acético en agua. Este ácido es débil y sólo se ioniza parcialmente en agua:

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

ácido 1 base 2 base 1 ácido 2 En este sistema en equilibrio existen dos bases (H2O y CH3COO-) y dos ácidos (CH3COOH y H3O+) y en el cual existe una verdadera competencia entre las dos bases por un protón.

El ión acetato, CH3COO-, es una base más fuerte que el H2O, ya que en el equilibrio se formarán más moléculas de ácido que iones hidronio H3O+. Así como las bases conjugadas de los ácidos fuertes son débiles, las bases conjugadas de ácidos débiles son fuertes, y mientras más débil sea el ácido, más fuerte es su base conjugada.

La ecuación anterior, ácido clorhídrico en agua, se puede escribir en forma simplificada como sigue:HCl H+ + Cl-

Sin embargo, aunque en solución acuosa el H+ se enlaza al H2O para formar H3O+ el protón hidratado (H3O+ ) será representado en lo sucesivo como H+

(ac), pero sin dejar de recordar que en las soluciones ácidas ocurre una reacción química en la cual un ácido transfiere un protón al agua.

En el caso de las bases débiles como el amoniaco, la base sólo se ioniza parcialmente en agua:

NH3 + H2O NH4+ + OH-

base 1 ácido 2 ácido 1 base 2

En este sistema en equilibrio, el OH- es más básico que el H2O, y el H2O es menos ácido que el NH4+.

En general, el ácido conjugado de una base débil es un ácido fuerte, y será tanto más fuerte cuánto más débil sea la base.

2.3 Teoría de Lewis

Esta teoría considera los ácidos y las bases en términos de la estructura electrónica de las moléculas. Según Lewis una base es una especie que puede aportar con facilidad un par de electrones y un ácido es una especie que puede aceptar un par de electrones con facilidad para la formación de un enlace covalente. Por lo tanto, las bases deben tener disponible un par de electrones sin compartir y los ácidos deben tener un orbital molecular vacío dispuesto a aceptar un par electrónico. Un ejemplo corresponde a amoniaco:


25

¨

HH

H N H + H + H N+ H

H H base ácido

3. Ionización del Agua

El agua es una sustancia anfiprótica, por cuanto puede actuar como un ácido muy débil o como una base muy débil, donando protones así misma en una extensión limitada. Este comportamiento se ejemplifica en la siguiente ecuación:

H2O + H2O H3O+ + OH-

ácido1 base 2 ácido 2 base1

En su forma simplificada la ecuación es:

H2O H+ + OH-

La expresión para la constante de ionización obtenida de la ecuación simplificada es:

Keq = [H+] [OH] [H2O]

En el agua y en soluciones diluidas la concentración molar del agua es prácticamente una constante (55,5 M) y puede incluirse en la constante Keq para obtener:

Keq [H2O] = [H+] [OH-]

La constante Keq [H2O] se denomina producto iónico del agua o constante de disociación del agua y se representa por Kw:

Kw = [H+] [OH- ] = 1 x 10 -14

En consecuencia, en agua pura y en soluciones acuosas debe cumplirse que:

[H+] = [OH- ] = 1 x 10 -7

Una solución en la cual [H+] = [OH-] es neutra. Si la [H+] es mayor que la de [OH- ] la solución es ácida, y en las soluciones básicas la [H+] es menor que la [OH- ].

Para expresar en forma cuantitativa la acidez de una solución, Sörensen introdujo en 1909 el concepto de pH.


26

3.1 Formulación del pH

De acuerdo con Sörensen el pH se define como el logaritmo negativo en base 10 de la concentración molar de iones hidrógeno. El logaritmo negativo es una manera conveniente de expresar las magnitudes de números muy pequeños.

pH = - log [H+ ] o pH = - log [H3O+]

De acuerdo a los valores del pH de una solución, se puede distinguir: sol. ácida si pH < 7; sol. básica si pH > 7; sol. neutra si pH = 7. De igual manera, la concentración de OH- puede expresarse como:

pOH = - log [OH-]

Al aplicar el concepto de log. negativo en la ecuación del producto iónico del agua se obtiene:

[H+] [OH-] = Kw = 1 x 10 -14 pH + pOH = 14

3.2 Medición del pH

Se disponen de varios métodos para cuantificar el pH. El método teórico es a través de la ecuación de Sörensen. Entre los métodos experimentales pueden citarse:

- Uso de papel indicador.- Uso de pH-metro.

A) Medición del pH con papeles indicadores

La determinación de pH con papeles indicadores es casi directa y se realiza aplicando una o dos gotas de la solución problema sobre un trozo de papel indicador y luego se compara el color obtenido con la carta de colores que acompaña al papel indicador.

Un indicador es una sustancia coloreada que puede existir en forma ácida o básica, y en que ambas formas tienen diferente color. La tabla siguiente muestra algunos indicadores frecuentes:

Indicador color forma ácida

Rango pH de viraje

color forma básica

azul de timol rojo 1,2 – 2,8 amarilloanaranjado de metilo rojo 3,1 – 4,5 amarillofenolftaleína incoloro 8,2 – 10,0 rosaamarillo de alizarina amarillo 10,1 – 12,0 rojo

El papel indicador se prepara sometiendo tiras de un papel filtro resistente a prelavados con ácidos y bases. Después de lavar con agua destilada, se secan y se impregnan con una solución de mezcla de indicadores. El producto obtenido corresponde al papel indicador de pH universal y muestra un espectro completo de colores, desde rojo intenso en soluciones fuertemente ácidas hasta azul intenso en soluciones fuertemente básicas.

Además de los papeles indicadores universales también se usa el llamado papel Litmus o papel tornasol, el cual presenta color rojo en medio ácido, azul en medio alcalino y púrpura en medio neutro.


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B) Uso de pH-metro

El pH-metro es un instrumento muy sencillo usado para determinación rápida y segura del pH. Consiste en un electrodo que se introduce en la solución que se va a medir, y tiene sensibilidad para medir voltajes muy bajos, del orden de los milivoltios.

Cuando se introduce el electrodo en la solución, se forma una celda electroquímica (parecida a una batería) cuyo voltaje es dependiente de la [H+]. De esta manera, midiendo el voltaje puede obtenerse la medida de la [H+].

Dos consideraciones son importantes respecto el uso de un pH-metro:

a) El electrodo de vidrio siempre debe estar sumergido en agua, de modo que la membrana de vidrio permanezca hidratada y pueda actuar selectivamente permeable frente a los iones hidrógeno.

b) Antes de utilizar el instrumento debe efectuarse una calibración con soluciones amortiguadoras de pH conocido.

4. Equilibrio de ionización de ácidos y bases débiles

4.1 pH de ácidos y bases débiles

El pH de una solución acuosa depende de la capacidad del soluto para donar o retirar protones al agua. Según el concepto de Lowry-Bronsted, un ácido fuerte es cualquier sustancia que reacciona completamente con H2O para formar H3O+ (H+) y un ácido débil es aquel que sólo reacciona parcialmente con el agua. Dicho de otra manera, el ácido fuerte se considera 100% ionizado y un ácido débil sólo parcialmente ionizado.

Así, un ácido débil monoprótico, HA, en solución acuosa produce el siguiente equilibrio:

H A + H2O H3O+ + A-

que en su forma simplificada puede escribirse como:

H A H+ + A-

Co - x x x

De la constante de equilibrio para este sistema, llamada constante de acidez o constante de ionización del ácido, se puede derivar una expresión que permite calcular el pH de la solución.

La expresión de la constante de equilibrio para la reacción es de la forma:

Ka = [H + ] [A - ] = x 2 = x 2 . [H A] Co - x Co

Se llega a establecer que, x = [H+] = √ Ka x Co y aplicando – log [H+] en la ecuación, se obtiene el pH. Co, corresponde a la concentración molar del ácido, HA.


28

Cuando Ka < 10-3 , x se desprecia frente a Co

Aplicando este mismo tratamiento a una base débil como el NH3, se tiene lo siguiente:


Co - x x x Su constante de basicidad o constante de ionización de la base, tiene la siguiente expresión, donde [H2O] se considera constante.

Kb = [NH4+ ] [OH - ] = x 2 = x 2 .

[NH3] Co - x Co

Se cumple que, x = [OH-] = √ Kb x Co y aplicando – log [OH-] en la ecuación, se obtiene el pOH, que restado de 14 permite obtener el pH. Co, corresponde a la concentración molar de la base, NH3.

Sin embargo, es preciso establecer que cuando la constante de ionización del ácido o base presenta un valor superior a 10-3 la concentración de H+ u de OH- deber ser determinada mediante ecuación cuadrática, ya que en estos casos x no puede ser despreciado frente a Co.

5. Equilibrio de ionizacion de sales

No sólo la adición de ácidos o bases alteran el equilibrio del agua, también lo hacen ciertas sales. Esto implica que las solcuiones salinas pueden tener reacción ácida o básica. Estas propiedades ácido-basicas de las sales en solcuión acuosa se deben al comportamiento de sus aniones y cationes. Muchos iones son capaces de reaccionar con el agua para formar H+

(ac), o bien, OH-(ac). A este tipo de reacciones se las

denomina hidrólisis.

El pH de una solución salina puede predecirse cualitativamente al considerar el catión y el anión del cual se compone la sal y, adémas, determinarse cuantitativamente a travéz de la expresión de la constante de hidrólisis, Kh. Con esta finalidad se clasifica las sales en cuatro grandes categorias.

5.1 Sal derivada de una base fuerte y un ácido debil

Ej.: NaClO. En este caso, el cation Na+ no reacciona con el agua, en cambio el anión ClO- es la base conjugada de un ácido débil, por lo tanto, es una base relativamente fuerte y reaccionará con el agua, es decir, hidrolizará, produciendo OH-, y la solución tendrá reacción básica, con un pH > 7:

ClO- + H2O HClO + OH-

Co - x x x

Kh = [HClO] [OH - ] = x 2 = x 2 . [ClO-] Co - x Co

x = [OH-] = √ Kh Co = √ (Kw/Ka) Co. Aplicando en la ecuación – log [OH-], se obtiene el pOH que restado de 14 permite obtener el pH. Co, corresponde a la concentración molar de la sal, NaClO.

5.2 Sal derivada de una base debil y un ácido fuerte

Ej.:NH4Cl. El Cl- es la base conjugada de un ácido fuerte, HCl, y por lo tanto es una base débil y no hidrolizará. Pero el ion NH4

+ es el ácido conjugado de una base debil, NH4OH, por tanto es un ácido fuerte que reaccionará con el agua, esto es, hidrolizará:


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Cuando Kb < 10-3 , x se desprecia frente a Co

Como HClO es débil, x se desprecia frente a Co

NH4+ + H2O NH4OH + H+

Co - x x x

Kh = [ NH 4OH] [H + ] = x 2 = x 2 . [NH4

+] Co - x Co

x = [H+] = √ Kh Co = √ (Kw/Kb) Co. Aplicando en la ecuación – log [H+], se obtiene el pH. Co, corresponde a la concentración molar de la sal, NH4Cl.

5.3 Sal derivada de una base debil y un ácido débil

Ej.: NH4CN. En este tipo de sales ambos iones hidrolizarán. El ácido NH4+ , proviene de la base débil

NH4OH cuyo Kb=1,75 x 10 -5 y la base CN-, proviene del ácido debil HCN cuyo Ka=5 x 10 -10 . Por lo tanto CN- va a hidrolizar en mayor extensión que NH4

+ y, en consecuencia, la solución resultante de la hidrólisis de NH4CN será básica.

Ka = [ CN - ] [H + ] . Kb = [NH4+ ] [OH - ] .

[HCN] [NH4OH]

NH4+ + CN- NH4OH + HCN

Kh = [NH4OH] [ HCN] [NH4

+] [CN-]

La [H+] de la solución, se obtiene haciendo el cuociente Ka/Kb y luego suponiendo que [NH4+] =

[CN-] y también que [NH4OH] = [HCN], se obtiene Ka/Kb = [H+]/[OH-]. Reemplazando [OH-] por Kw/[H+], se obtiene que Ka/Kb = [H+]2 /Kw. Por lo tanto se tiene que [H+] = √ (Ka/Kb) Kw. Aplicando en la ecuación – log [H+], se obtiene el pH de hidrólisis. De acuerdo con la ecuación, se observa que la acidez de la solución resultante no depende de la concentración de la sal, y es función de la fuerza del ácido y de la base que intervienen en la reacción. Por ejemplo, el pH de una solución 0,2 M de NH4CN será el siguiente:

[H+] = √ (Ka/Kb) Kw = √ (5 x 10 -10 /1,75 x 10-5) 10-14 = 5,3 x 10-10

pH = - log 5,3 x 10 -10 = 9,28

5.4 Sal derivada de un ácido y base fuerte

Ej.: NaCl. En este caso ninguno de los dos iones hidroliza, de ahí que la solución sea neutra, con un pH = 7

PARTE EXPERIMENTAL

MATERIALES: Gradilla, tubos de ensayo, placa de toque, bagueta, frasco lavador, vasos de pp de 100 y 200 mL, pipetas parciales de 5 mL, papel pH universal, papel engomado, pH-metro.

REACTIVOS: Soluciones 0,1 M de HCl, NaOH, KNO3, NH4Cl, CH3COOH, CH3COONa y CH3COONH4


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Como NH4OH es débil, x se desprecia frente a Co

Multiplicando y dividiendo por Kw, se obtiene que Kh = Kw/Kb x Ka

Actividad Nº1

Medición de pH con papel indicador universal

a) En la placa de toque coloque un trozo de papel indicador universal y agregue una gota de la solución de HCl. Compare el color obtenido con la carta de colores impresa en la caja. Anote el valor en el cuadro que se adjunta.b) Repita el experimento usando las otras soluciones de trabajo.

Actividad Nº2

Medición de pH usando pH-metro

Los pH-metro del laboratorio han sido previamente calibrados. Retire la cubierta del electrodo, lávelo con agua destilada, séquelo con toalla de papel y sumérjalo en la solución problema. Encienda el instrumento, agite suavemente el vaso con la solución y lea el pH que indica el instrumento. Repita la medición con todas las soluciones de trabajo. Anote los valores en el cuadro que se adjunta.

Actividad Nº3

Calcular el pH teórico de las soluciones de trabajo preparadas aproximadamente 0,1 M. Anote los valores en el cuadro que se adjunta. Compare sus resultados con los valores experimentales.

Solución pHpapel ind.univ.

pHpH-metro

pHteórico

NaOH HCl KNO3 NH4Cl CH3COOH CH3COONa CH3COONH4

OBSERVACIONES

1. Escriba las ecuaciones de los equilibrios que se producen en cada una de las soluciones salinas.2. ¿Por qué ciertas sales dan soluciones neutras?3. ¿Por qué el electrodo de vidrio se debe mantener sumergido en agua?4. ¿Con cuántas cifras significativas se puede obtener el valor del pH en el pH-metro usado?5. Deducir, de las observaciones hechas, si los siguientes ácidos o bases son fuertes o débiles:

Bases Ácidos

NaOH................................. HCl........................................ NH4OH.............................. HNO3.....................................

KOH…………………….. CH3COOH………………….

6. Partiendo del conocimiento del mecanismo de la hidrólisis, indique para cada uno de los casos siguientes si una solución acuosa de la sal será ácida, básica o neutra:


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Origen de la sal:

Sal derivada de una base fuerte y un ácido débil Sal derivada de una base fuerte y un ácido fuerte Sal derivada de una base débil y ácido fuerte Sal derivada de una base débil y ácido débil

CUESTIONARIO

1. Explique las siguientes afirmaciones:a) La [H+] en una solución de ácido fuerte se duplica si se dobla la concentración molar del ácido,

pero esto no acontece para un ácido débil, donde la [H+] sólo aumenta en un factor de 2b) El pH de una solución de HCl 10-8 M, no es 8

2. Establezca la distinción entre: a) un ácido y una baseb) una base débil y una base fuertec) un ácido de Lowry-Brönsted y un ácido de Lewisd) Ka y Kb

e) pH y [H+]

3. Encuentre [H+], [OH-] y pH de las soluciones siguientesa) 0,25 M HNO3 (R: 0,25; 4x10-14; 0,6)

b) 0,20 M KOH (R: 5x10-14; 0,20)

c) Una solución preparada diluyendo 50 mL de HClO4 0,2 M hasta 300 mL (R: 0,033; 3x10-3;1,47)

d) Una solución preparada disolviendo 1,0 g de NaOH en 200 mL de solución. (R: 8x10-

14;0,125;13,1)

4. Encuentre [H+] y [OH-] en soluciones que tengan el siguiente pH e indique para cada solución si es ácida o básica:a) 2,0 (R: 10- 2;10-12;A)

b) 6,5 (R: 3,2x10-7;3,1x106, A)

c) 13,20 (R: 6,3x10-14; 0,16;B)

5. Se solicita a un estudiante que prepare dos soluciones, cada una con un volumen de dos litros y cada una con un pH de 11. ¿Cuántos moles de cada soluto se requerirían si una de las soluciones debe hacerse con KOH y la otra con NH3? (R: 0,002 moles de KOH y 0,11 moles de NH3)

6. La constante Ka del ácido benzoico es 6,2 x 10-5 ¿Cuál es el pH de una disolución que contiene 5,58 g de benzoato de sodio (PM = 144 g/mol) disueltos en un litro de solución? (R: 8,4)

7. Calcule la Ka del ácido fórmico (HCOOH) si una solución de concentración 4,0 mg/mL presenta un pH de 2,40. (R: 1,82x10-4)

8. Ordene las siguientes soluciones 0,1 M, en orden creciente de su pH: NaBr, KOH, HF, HNO 3, CH3COONa, CH3COOH, NH4Cl. (R: HNO3 ;HF ; CH3COOH ; NH4CI ; NaBr ; CH3COONa ; NH3 , KOH

9. Determinar el pH de una solución de KCN 2,5x10-2 M. La constante de acidez del HCN es 4x10 -10. (R: 8,57)

BIBLIOGRAFÍA


32

SANTAMARÍA, F. 1971. “Curso de química general” Ed. Universitaria, 1º edición.

CHANG, R. 1993. “Química” Ed. Mc Graw- Hill.

GRAY, H. 1981. “Principios básicos de química” Ed. Reverté.


33

LABORATORIO Nº 4

EQUILIBRIO IONICO EN SOLUCION ACUOSA (II). SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

Las soluciones amortiguadoras, también son conocidas como soluciones reguladoras, soluciones buffer o soluciones tampón.

OBJETIVOS GENERALES

Conocer el concepto amortiguador de pH Conocer los principios que regulan el funcionamiento de las soluciones amortiguadoras. Preparar una solución amortiguadora y comprobar la acción amortiguadora y la capacidad reguladora

1. Introducción

Muchas soluciones acuosas resisten un cambio de pH después de agregar pequeñas cantidades de un ácido o de una base, lo que implica que ellas son capaces de reaccionar con H + y OH-. Tales soluciones reciben el nombre de soluciones amortiguadoras, reguladoras o buffer. Las propiedades de estas soluciones para resistir cambios en el pH les otorgan una gran importancia en Química.

Así, existen innumerables reacciones de laboratorio y muchos procesos industriales que solo pueden llevarse a cabo si el pH se mantiene dentro de ciertos rangos. Tal vez, los ejemplos más significativos respecto a la importancia de estas soluciones se encuentran en los seres vivientes. Por ejemplo la sangre humana es un medio acuoso complejo, con un pH amortiguado aproximadamente a 7,4. Cualquier variación significativa del pH de la sangre puede dar como resultado una severa respuesta patológica y en ocasiones la muerte. También hay que considerar la acción catalizadora de las enzimas en los procesos bioquímicos, la cual esta regulada por el pH.

Los amortiguadores suelen requerir dos tipos de componentes, uno ácido que reacciona con los OH -

que se agregan, y uno básico que reacciona con los H+ agregados. Estos requerimientos se satisfacen mediante un par conjugado ácido-base, tal como CH3COOH - CH3COO- o NH4

+ - NH3. En consecuencia, una solución amortiguadora puede estar formada por la mezcla de un ácido débil y su sal o base débil y su sal.

Para comprender el modo de acción de estas soluciones reguladoras se hace necesario conocer el comportamiento químico de los ácidos y bases débiles cuando se encuentran disueltos en en soluciones acuosas que contienen una sal disuelta.

Un equilibrio iónico en solución, lo mismo que cualquier otro equilibrio químico, se puede desplazar por un cambio en la concentración de cualquiera de los compuestos involucrados. Por ejemplo, se puede estudiar el efecto de agregar cloruro de amonio a una solución de amoníaco. En la solución de amoníaco el equilibrio es:


Al agregar NH4Cl aumentará la concentración de NH4+ y el sistema estará momentáneamente

desequilibrado. Por el principio de Le Chatelier, el sistema se desplazará hacia la izquierda disminuyendo la concentración de NH4

+ y de OH- y aumentando la concentración del NH3. A este efecto se denomina efecto del ión común.

Consideremos una mezcla amortiguadora formada por un ácido débil HA y su correspondiente sal MA, donde M puede ser Na+, K+, etc. Los procesos que se consideran en este sistema son:


34

a) Disociación de la sal del ácido débil:

M A + H2O M + + A-

b) Ionización del ácido débil:

H A + H2O H3O+ + A-

o en su forma simplificada:

H A H+ + A-

En la mezcla del ácido débil y su sal se debe tener presente lo siguiente:

1) Cuando HA se disuelve en una solución que contiene una gran cantidad de anión (A -), por el principio de Le Chatelier el anión agregado reprime la disociación del ácido por efecto de ión común.

2) La [A-] presente en la solución proviene de la disociación de la sal, ya que el ácido HA se encuentra prácticamente sin disociar.

3) Teóricamente el anión de la MA se hidrolizaría:

A- + H2O HA OH-

pero, se debe considerar que en la solución existe una alta concentración de HA sin disociar, lo cual determina que la hidrólisis se reprime de acuerdo con el principio de Le Chatelier.

De lo anterior, se puede formular el equilibrio existente en una solución amortiguadora en los siguientes términos:

H A + H2O H3O+ + A-

CA- x x Cs + x

donde CA representa la concentración inicial del ácido y CS la concentración inicial de la sal. Reemplazando en la expresión de la Ka se tiene:

Ka = [H + ] [A - ] = [H + ] [Cs + x] [HA] [CA - x]

De acuerdo con las consideraciones del punto 1) se puede establecer que CA - x = CA y según el punto 2), que Cs + x = Cs. Entonces la relación para Ka queda expresada como sigue:

Ka = [H + ] [Cs ] CA

expresión que se puede reordenar para obtener: [H+] = Ka CA

Cs de donde, aplicando – log se obtiene la ecuación de Henderson – Hasselbalch:

pH = pKa + log Cs


35

CA

Mediante un tratamiento similar se puede deducir la ecuación para el calculo del pH de un amortiguador constituido por una base débil (NH3) y su sal (NH4Cl):

a) NH4Cl NH4+ + Cl-

b) NH3 + H2O NH4+ + OH-

Si Cb es la concentración inicial de la base y Cs es la concentración inicial de la sal:


Cb – x Cs + x x

pOH = pKb + log Cs Cb

de donde:pH = pKw – pKb - log Cs

Cb

2. Funcionamiento del Amortiguador

Cuando a una solución amortiguadora formada por un ácido débil y su sal, se añade pequeñas cantidades de ácido, ocurre la siguiente reacción:

A- + H+ H A

Todo el ácido agregado reacciona con el anión para producir HA. Así aumenta la concentración de HA y disminuye la de A- y la concentración de H+ prácticamente no se altera.

Por otra parte al añadir a la solución amortiguadora pequeñas cantidades de base, se produce la siguiente reacción:

OH- + H+ H2O

Toda la base agregada reaccionará con los H+ provenientes de la disociación de HA para formar agua. Para restablecer el equilibrio el ácido debe ionizarse en la misma extensión y así aumenta la concentración de A- y disminuye la concentración de HA y el pH nuevamente se mantiene prácticamente constante.

Los mismos criterios son aplicables para entender el funcionamiento de un amortiguador formado por una base débil y su sal, cuando se adicionan pequeñas cantidades de ácido o base.

3. Capacidad amortiguadora

La capacidad amortiguadora o reguladora corresponde a la cantidad de ácido o base que es capaz de neutralizar el amortiguador antes que el pH comience a modificarse en forma apreciable. Se define como el número de moles de base fuerte o de ácido fuerte que se requieren para cambiar en una unidad el pH de un litro de solución amortiguadora.

Así, para un amortiguador formado por un ácido débil y su sal como es el caso del ácido acético y acetato de sodio, donde Ka corresponde a 1,8 x 10-5, se tiene:


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pH = 4,74 + log [Cs] [Ca]

Aplicando la definición de capacidad reguladora:

pH = 4,74 + 1

Esto significa que el amortiguador en estudio tiene capacidad reguladora sólo entre los límites de pH 3,14 y pH 5,74.

La relación Cs/Ca que se cumple en los límites corresponde, para el límite inferior:

log [Cs] = -1, aplicando antilogaritmo, [Ca]

[Cs] = 10- 1 = 1/10 [Ca]

Para el límite superior, se cumple:

log [Cs] = +1, aplicando antilogaritmo, [Ca]

[Cs] = 10 = 10/1

[Ca]

De lo anterior, se puede concluir que el amortiguador en estudio, mantendrá su capacidad reguladoras en todas aquellas soluciones donde la relación Cs/Ca se encuentre comprendida entre los límites 1/10 y 10/1. Por otra parte, es fácil intuir, que dentro de los límites expuestos, debe existir una relación óptima. Dicha relación se cumple cuando la concentración de la sal y ácido son iguales. En tal caso, pH = pKa

El límite del pH de la mayoría de los amortiguadores esta restringido a valores correspondientes a la vecindad del pKa del ácido. En general, por esta razón se trata de seleccionar un amortiguador cuyo ácido tenga un pKa cercano al pH deseado.

PARTE EXPERIMENTAL

Materiales: vasos pp de 100 y 150 mL, pipetas parciales de 5 mL, frasco lavador, probeta 100 mL, baqueta, pH-metro.

Reactivos: Soluciones de ácido acético y acetato de sodio 0,1 M, HCl 5% y NaOH 5%.

Actividad Nº1: Preparación de la solución amortiguadora de trabajo.

a) En una probeta mida 50 mL de solución de ácido acético 0,1 M y viertalos en un vaso de 150 mL. Agregue 50 mL de solución de acetato de sodio 0,1 M, medidos con probeta.

b) Calcule la concentración final del ácido y de la sal en la solución reguladora de trabajo preparada.c) Mida el pH de la solución reguladora de trabajo, con un pH-metro.

Conc. final de CH3COOH en el buffer: ______________________


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Conc. final de CH3COONa en el buffer:_____________________

pH del buffer: _________________________________________

Actividad Nº2: Comprobación de la acción amortiguadora.

a) La solución original preparada en 1a) divídala en dos porciones de 50 mL cada una en vasos de 100 mL. Rotúlelos como vasos Nº1 y Nº2

b) Mediante un gotario, y con cuidado, agregue al vaso Nº1, 3 gotas de solución de HCl al 5%. Igualmente agregue al vaso Nº2, 3 gotas de solución de NaOH al 5%.

c) Con un pH-metro, mida el pH en los vasos Nº1 y Nº2, y compare con el pH de la solución reguladora de trabajo, preparada en 1c).

pH solución buffer + 3 gotas HCl 5% (vaso Nº1):______________________

pH solución buffer + 3 gotas NaOH 5% (vaso Nº2):____________________

Comentario:___________________________________________________

Actividad Nº3: Comprobación de la capacidad reguladora. (Actividad demostrativa)

a) En un vaso de 150 mL, preparar 50 mL de solución reguladora mezclando volúmenes iguales de solución de ácido acético 0,1 M y de solución de acetato de sodio 0,1 M.

Medir pH del buffer:____________________________________________

¿Cuál es el rango de pH para la capacidad reguladora del buffer de trabajo?

b) Disponga 25 mL de la solución reguladora en un vaso de 100 mL. Agregue porciones de 5 gotas de HCl 5%. En cada caso agite la solución y mida y registre el pH, hasta que la solución buffer pierda su capacidad reguladora.

c) Proceda al igual que la experiencia b), adicionando porciones de 5 gotas de NaOH 5%.

¿Cuál fue el volumen de HCl 5% y NaOH 5% necesarios de agregar para que la solución buffer pierda su capacidad reguladora? (1mL ≈ 20 gotas)

Volumen HCl 5%:_____________ pH final: _____________

Volumen NaOH 5%:___________ pH final: _____________


gotas HCl 5% pH solución gotas NaOH 5% pH solución 0 05 510 1015 15

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CUESTIONARIO

1. Explique qué se entiende por capacidad amortiguadora en una solución amortiguadora

2. ¿A qué pH la capacidad amortiguadora de un buffer es mayor?

3. Calcular el pH de las siguientes soluciones reguladoras:

a) HClO 0,250 M – NaClO 0,125 M (R: pH=9,13)

b) NH4Br 0,2 M – NH3 0,15 M (R: pH= 7,22)

Ka = 2,34 x 10-9 Kb = 1,8 x 10-5

4. ¿Cuál es el pH de la disolución que se obtiene al disolver 10 g de cloruro de amonio en 500 mL de NH4OH 0,1 M, suponiendo que no hay variación de volumen? La constante de disociación del hidróxido de amonio es 1x 10-5. (R: pH=8,69)

5. ¿Cuántos gramos de sal y de ácido se necesitan para preparar 250 mL de un amortiguador de pH 5 formado por ácido acético y acetato sódico y donde la sal sea 0,15 M? (R: 3,075 g de sal y 1,236 g de ácido)

6. Se desea preparar un amortiguador de pH 4,5. Calcular la cantidad de acetato de sodio que deberá añadirse a 1 litro de ácido acético 1 M para obtener la solución con la acidez pedida. (R: 46,7 g)

7. Se dispone de 500 mL de una solución formada por 0,030 moles de benzoato de sodio y 0,045 moles de ácido benzoico. Si Ka es 6,2 x 10-5, ¿cuál es el pH de la solución?. (R: pH=4,03)

8. a) A 250 mL de un amortiguador de ácido acético y acetato de sodio, ambos 0,350 M se agregan 30 mL de HCl 0,1 M. Calcular la variación de pH.b) A 250 mL de un amortiguador de ácido acético y acetato de sodio, ambos 0,225 M se agregan 30 mL de HCl 0,1 M. Calcular la variación de pH.c) A 125 mL de un amortiguador de ácido acético y acetato de sodio, ambos 0,225 M se agregan 30 mL de HCl 0,1 M. Calcular la variación de pH. Con los resultados de este problema demuestre que a) cuánto más concentrada es una solución amortiguadora, mayor es su eficacia para mantener constante el pH y b) cuánto mayor es el volumen del amortiguador (a igual concentración) menor es la variación de pH.

9. Un litro de una solución que contiene 0,15 moles de ácido acético y 0,10 moles de acetato sódico se añaden 0,010 moles de NaOH. Calcular la variación de pH. (R: 4,56-4,64).

BIBLIOGRAFÍA

SANTAMARÍA, F. 1971. “Curso de química general” Ed. Universitaria, 1º edición. CHANG, R. 1993. “Química” Ed. Mc Graw- Hill. GRAY, H. 1981. “Principios básicos de química” Ed. Reverté.


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guia_de_laboratorio.quimica_general_ici_pm

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