1

DEPARTAMENTO DE QUIMICA FACULTAD DE CIENCIAS UNIVERSIDAD DEL BIO-BIO

GUIA DE LABORATORIO QUIMICA (210103)

BACHILLERATO EN CIENCIAS NATURALES Y EXACTAS

2

INSTRUCCIONES GENERALES DE LABORATORIO

1. Los alumnos deben presentarse al laboratorio con el siguiente material:

- un delantal blanco

- un cuaderno de 40 hojas para anotar los datos experimentales y sus observaciones

- guía de laboratorio

- una caja de fósforos o un encendedor

- un paño de aseo.

2. El trabajo de laboratorio será evaluado a través de un test (al inicio) y un informe (al

final), contribuyendo ambas evaluaciones con el mismo porcentaje a la nota final de

laboratorio.

3. La materia a controlar en los test e informes comprende la parte experimental a ensayar

y los conceptos teóricos vertidos en cada práctico.

4. Con respecto al material de laboratorio, los alumnos deberán considerar lo siguiente:

4.1. Observar atentamente las etiquetas de los frascos de reactivos antes de usarlos,

taparlos y luego dejarlos en su lugar correspondiente.

4.2. No devolver nunca restos de reactivos a los frascos, (sólidos o líquidos). No

introducir en ellos espátulas o cucharillas sin asegurarse que estén completamente

limpios.

4.3. No introduzca pipetas a frascos que contengan reactivos líquidos o en solución.

Saque el volumen de reactivo en un vaso de precipitado o en un tubo de ensayo y

mida desde allí con la pipeta, el volumen deseado.

4.4. Los residuos líquidos se desechan en el desagüe manteniendo el agua de la llave

siempre corriendo.

Los residuos sólidos se depositan en los basureros ubicados en los costados de cada

mesón.

5. Respecto a la asistencia al laboratorio:

5.1. El laboratorio tiene una hora determinada de inicio no aceptándose alumnos

atrasados.

5.2. La asistencia al laboratorio es de un 100% de los trabajos programados.

5.3. En caso eventual de inasistencia ésta deberá ser justificada con el profesor del

grupo de laboratorio en una plazo no superior a 48 horas desde la inasistencia a

dicho laboratorio, mediante una fotocopia del certificado médico presentado al

Servicio de Salud u otro documento que justifique su inasistencia.

Durante el desarrollo del laboratorio el alumno deberá observar un comportamiento

correcto, seguir las instrucciones dadas y consultar al profesor o al ayudante a cargo del

práctico cualquier duda referente a la manipulación uso de un equipo o reactivo

determinado.

3

PRACTICO Nº1: “PREPARACIÓN DE SOLUCIONES”

OBJETIVOS:

1. Estudiar los factores que afectan la solubilidad de una sustancia

2. Aprender a preparar una solución acuosa de una determinada concentración

3. Aprender a determinar la densidad de una solución.

INTRODUCCION:

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias presentes en una sola fase. Habitualmente el componente que está en mayor cantidad o que determina el estado físico de la solución se denomina solvente, y el (los) soluto (s) es (son) el (los) componente (s) que está (n) en menor proporción.

Una solución en la que el solvente es agua es una solución acuosa, y normalmente en un

laboratorio químico se utilizan soluciones acuosas.

La máxima cantidad de soluto que a una temperatura dada se disuelve en una determinada

cantidad de solvente, es la solubilidad. Así, por ejemplo: la solubilidad de cloruro de sodio NaCl; es

36 g por cada 100 g de H2O, a 20 °C.

¿Qué significa que la solubilidad del nitrato de sodio sea de 80 gramos por cada 100 g de H2O, a 10

°C?. Significa que hasta 80 g de NaNO3 es posible disolver en 100 g a 20 °C.

A fin de expresar la cantidad de soluto presente en una cierta cantidad de solvente (o de solución) se utiliza alguna de las siguientes unidades de concentración: porcentaje en peso

(% p/p), Molaridad (M), Molalidad (m), Fracción Molar (X), Gramos por litro (g/L). La definición de cada una de ellas es la siguiente.

1. Porcentaje en Peso (% p/p): Peso de soluto contenido en 100 unidades de peso de solución.

Normalmente la unidad de peso usada es el gramo.

2. Gramos por litro (g/L): Masa en gramos de soluto contenida en 1 litro (1000 mL) de solución.

3. Molaridad (M) moles/litro: Número de moles de soluto contenidos en 1 litro (1000 mL) de

solución.

4. Molalidad (m): Número de moles de soluto disueltos en 1000 g de solvente.

5. Fracción Molar (X): Número de moles del componente que interesa de la solución en relación

al número total de moles en la solución.

Nota: Debe recordarse además, que una masa dada de solución ocupa un cierto volumen a una

temperatura dada, definiéndose la densidad como la razón: d=m/v (g/mL).

Con respecto al trabajo de laboratorio los problemas más comunes que debe enfrentar el alumno

son:

1. Preparar una solución de una determinada concentración a partir de un soluto sólido que debe

disolverse en un solvente líquido.

2. Diluir una solución

3. Concentrar una solución

4. Mezclar soluciones similares pero de diferentes concentraciones.

5. Preparar una solución de una determinada concentración a partir de soluciones de mayor

concentración. (diluir una solución)

4

MATERALES Y REACTIVOS

- Tubos de ensayo - 1 matraz aforado de 100 mL - 1 matraz aforado de 250 mL - 1 pipeta parcial de 10 mL - 1 pipeta total de 5 mL o 10 mL - 1 vaso de precipitado de 50 mL - 1 vaso de precipitado de 100 mL - 1 vaso de precipitado de 250 mL - Yoduro de potasio(s) - Yodo sólido - Permanganato de potasio sólido - Dicromato de Potasio sólido - Cromato de Potasio sólido - Naftaleno - Ciclohexano - Sulfato cúprico pentahidratado sólido - Bagueta - Balanza - piseta

EJERCICIOS QUE DEBE REALIZAR ANTES DE VENIR AL PRACTICO

1. Preparar 550 mL de solución acuosa 0,25 M de sulfato de Aluminio (Al2(SO4)3)

(PM=438 g/mol). Calcule los gramos de sal a pesar para preparar la solución.

R.: 60,23g

2. A partir de la solución anterior, por dilución prepare 100 mL de solución 0,00125 M de

Al2(SO4)3. Calcule el volumen de solución concentrada que debe utilizar.

R.: 0,5 mL

ACTIVIDADES

I. FACTORES QUE INFLUYEN EN LA SOLUBILIDAD DE UNA SUSTANCIA

- Tome 4 tubos de ensayo limpios, coloque en cada uno de ellos 5 mL de agua destilada

(aproximadamente ¼ tubo de ensayo). Agregue en cada tubo pequeñas cantidades de las

siguientes sustancias.

Tubo 1: Yoduro de potasio, (KI)

Tubo 2: Yodo (I2)

Tubo 3: Permanganato de potasio, (KMnO4)

Tubo 4: Naftaleno, (C10H8)

Agite y observe

- En forma demostrativa el docente realizará esta experiencia utilizando los mismos solutos

usados anteriormente y un solvente apolar, como el ciclohexano.

5

II. AFORAR

Tome un matraz aforado de 100mL y agréguele agua destilada hasta el comienzo del cuello del

matraz. Con una piseta proceda a completar el volumen hasta el aforo, cuidadosamente sin

sobrepasar la marca. Practique esta operación por lo menos 3 veces antes de preparar la

solución

III. PREPARACION DE SOLUCIONES

Prepare la solución que su profesor o ayudante le indique. Para ello, calcule la cantidad

requerida de la sal, pésela, trasládela al matraz aforado que corresponda y agregue agua

destilada agitando continuamente hasta disolver la sal. Después enrase hasta el aforo

correspondiente.

IV. DILUCION DE SOLUCIONES

A partir de la solución anterior, por dilución, prepare la solución que se le indique. Para esto

mida con pipeta el volumen de la solución concentrada necesario, vacíelo en el matraz aforado

que corresponda y añada agua destilada agitando continuamente hasta lograr el volumen

requerido.

V. DETERMINACION DE DENSIDAD

Con la ayuda de una propipeta mida con una pipeta total 10 mL de la solución concentrada

preparada por Ud., vacíela a un vaso precipitado seco y limpio de 100 mL y determine la masa

de la solución. Calcule la densidad de la solución.

6

PRACTICO Nº 2: “PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES”

OBJETIVOS

1.- Determinar la densidad de una solución liquida.

2.- Determinar la densidad de un sólido.

3.- Determinar la temperatura de ebullición de una solución acuosa. Comparar con

solvente puro.

4.- Ensayar reacciones químicas en solución acuosa.

INTRODUCCION

Densidad La densidad de una sustancia es la relación entre masa y su volumen. La unidad de la

densidad en el Sistema Internacional de unidades (SI), es kilogramo por metro

cúbico (kg/m3), lo cual es numéricamente igual a gramos por decímetro cúbico

(g/dm3) o gramos por litro (g/L). La densidad es una propiedad física, y su valor depende

de la temperatura. La Tabla siguiente informa los valores de densidad de diversas sustancia

a 20 °C.

Tabla 1

Sustancia Densidad (g/mL)

Aire seco 0,00018

Gasolina 0,66 - 0,69

Alcohol 0,80

Agua 1,0

Tetracloruro de carbono 1,59

Aluminio 2,70

Hierro 7,87

Cobre 8,96

Mercurio 13,60

Oro 19,32

Al disolver un soluto en un solvente se observa una variación de la densidad de ambos; el

valor de la densidad de la solución dependerá de las cantidades relativas de sus

componentes (dsolución = msolución/Vsolución)

Propiedades Coligativas

En las soluciones hay un conjunto de propiedades que depende únicamente del número de

partículas disueltas por unidad de volumen de solución, y no dependen de la naturaleza de

las partículas. Estas se llaman "PROPIEDADES COLIGATIVAS", y son:

- Descenso de la presión de vapor del solvente

- Descenso del punto de congelación del solvente

- Ascenso del punto de ebullición del solvente

- Presión osmótica.

Reacciones en solución La mayoría de las reacciones químicas se llevan a cabo, no entre sólidos, líquidos o gases

puros, sino entre iones y/o moléculas disueltas en agua o en otros disolventes. Esto se

realiza para facilitar el contacto entre los reactantes, para evitar el escape de reactantes, para

acelerar la reacción entre los reactantes, etc.

7

EJERCICIO PREVIO

Se prepara una solución disolviendo 12 g de glucosa en 100 g de agua. Esta solución

hierve a 100, 34 °C. ¿Cuál es el peso molecular de la glucosa?

Resp.: 180 g/mol.

MATERIALES Y REACTIVOS

- Tubos de ensayo - Sólido problema

- 1 probeta - Solución acuosa de NaCI

- 1 pipeta parcial de 10 mL - Soluto no volátil, no electrólito

- 1 pipeta total de 10 mL - Solución de HCI

- 1 vaso de precipitado de 50 mL - Solución de NH3

- 1 vaso de precipitado de 100 mL - Solución de BaCI2 1 M

- 1 vaso de precipitado de 250 mL - Solución de H2SO4 diluido

- 1 mechero - Solución de FeSO4 (acidulado) 0.1 M

- rejilla - Solución de KMnO4 0.1 M

- trípode

- 1 termómetro

ACTIVIDADES

1. Determinación de la densidad de un sólido

- Pese un objeto sólido al cual se desea determinar su densidad. Este le será

suministrado por su profesor.

- En una probeta de 100 mL coloque unos 50 mL de agua. Mida exactamente su

volumen. Coloque luego el sólido. El sólido debe estar totalmente sumergido, si es

metal debe tener cuidado de no romper la probeta cuando este caiga. Mida ahora el

volumen de agua en la probeta. La diferencia entre los dos volúmenes informa el

volumen ocupado por el sólido.

2. Determinación de la densidad de una solución

a) Utilizando un Densímetro, determine la densidad de una solución acuosa de cloruro

de sodio NaCl.

b) Para la misma solución usada en la letra a), realice el siguiente procedimiento para

evaluar la densidad de la solución:

- Pese un vaso de precipitado de 100 mL, limpio y seco.

- Agregue a él, 10 mL de la solución de NaCl anterior, medidos mediante pipeta

total.

- Pese ahora el vaso de precipitado con la solución.

3. Ascenso de temperatura de ebullición

- Coloque en un vaso de precipitado 50 mL de agua destilada. Caliente a

ebullición, anote la temperatura de ebullición del agua, determinada mediante un

termómetro.

- Agregue 5 gramos de un soluto problema (no volátil, no electrólito) que se le

proporcionará, a los 50 mL de agua. Determine la temperatura de ebullición de la

solución así preparada.

8

4. Reacciones en solución acuosa

Distintas reacciones pueden ocurrir entre reactivos en solución acuosa. Algunas de ellas

son:

a) Neutralización ácido - base

En un tubo de ensayo coloque aproximadamente 2 mL de solución de HCl. Agregue

lentamente amoniaco, NH3. Observe lo que ocurre.

Ecuación: HCl + NH3 NH4Cl

b) Reacción de precipitación

En un tubo de ensayo agregue 2 mL de solución de BaCI2 1 M. Agregue

cuidadosamente solución diluida de H2SO4. Observe la formación de precipitado.

Ecuación: BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2 HCl

c) Reacción de oxido - reducción

Coloque unos 5 mL de sulfato ferroso 0.1 M (FeSO4) acidulado en un tubo de ensayos.

Añada 10 gotas de permanganato potásico, KMnO4, 0.1 M, gota a gota, moviendo el tubo

después de cada adición. Observe lo ocurrido.

Ecuación:

10 FeSO4 + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 5 Fe2(SO4)3 + 2 MnSO4 + 8 H2O + K2SO4

9

PRACTICO Nº 3: EQUILIBRIO QUIMICO

OBJETIVOS

1.- Determinar el valor numérico de la constante de equilibrio del sistema ión férrico

(Fe+3), ión tiocianato(SCN ), ión tiocianato férrico (FeSCN+2)

2.- Analizar factores que afectan el estado de equilibrio de un sistema.

INTRODUCCION

En este laboratorio se estudiará la reacción:

Fe3+ (ac) + SCN (ac) FeSCN 2+(ac)

Se determinará la concentración de cada uno de los iones en equilibrio, y luego se

determinará la correspondiente constante de equilibrio.

La determinación de las concentraciones se hará colorimétricamente considerando que el

ión férrico (Fe 3+) reacciona con el ión tiocianato (SCN ) formando un ión complejo,

ión tiocianato férrico de color rojo, que es la única especie intensamente coloreada en la

solución.

La intensidad del color de la solución depende de la concentración de las especies

coloreadas y del espesor de la solución. Así por ejemplo, 2 cm (h1) de solución 0.1 M (C1)

de una especie coloreada tiene la misma intensidad de color que 1 cm (h2) de solución 0.2

M (C2). Por lo tanto, si se elige dos soluciones de diferentes concentraciones de manera

que las intensidades de color sean iguales, la relación de concentraciones es

simplemente el inverso de la relación de los 2 espesores. Este procedimiento

permite sólo la comparación entre las concentraciones, y no da valores absolutos de ella.

Para obtener un valor absoluto, debería emplearse una solución estándar cuya

concentración sea perfectamente conocida.

C1 h1 = C2 h2

A fin de disponer de una concentración estándar de ión tiocianato férrico, se prepara una

solución con una pequeña concentración de ión tiocianato (SCN ) y con un gran exceso

de ión férrico (Fe3+); de modo que prácticamente todo el ión tiocianato esté convertido en

ión tiocianato férrico (FeSCN 2+). Bajo estas circunstancias se puede suponer

que la concentración final de ión tiocianato férrico es igual a la concentración inicial del

ion tiocianato.

FeSCN 2+ final SCN inicial

El equilibrio químico representa un balance entre las reacciones directa e inversa. Los

cambios en las condiciones experimentales pueden perturbar el balance y desplazar

la posición del equilibrio de manera que se forma mayor o menor cantidad del producto

deseado. Las variables que se pueden controlar experimentalmente para alterar el

equilibrio son: concentración, presión, volumen y temperatura. El Principio de Le

Chatelier establece que "cuando un sistema está en equilibrio, un cambio en las

propiedades del sistema dará lugar a que el equilibrio se desplace en la dirección que

tienda a contrarrestar el efecto del cambio".

10

MATERIALES Y REACTIVOS

- Tubos de ensayo - Solución KSCN 0.002 M

- Pipeta parcial de 10 mL - Solución Fe(NO3)3 0.040 M

- Regla - Solución Fe(NO3)3 0.016 M

- Tubo con tapón de goma - Solución Fe(NO3)3 0.0064 M

- Baño H2O - hielo - Solución Fe(NO3)3 0.00256 M

- Solución NH4OH 0.1 M

- Solución indicador timolftaleína

- NH4Cl sólido

- Solución CH3COOH 0.1 M

- Solución indicador metil-orange

- CH3COONa sólido

- Cu(NO3)2 sólido

ACTIVIDADES

1- Determinación de la constante de equilibrio.

a) Disponga de 4 tubos de ensayo limpios, del mismo diámetro y rotulados con los

números 1, 2, 3, 4.

b) Añada 5 mL de KSCN 0.002 M a cada uno de ellos.

c) Al tubo 1 adiciónele 5 mL de nitrato férrico (Fe(NO3)3) 0.040 M. Este tubo será

empleado como solución estándar.

d) A los tubos rotulados con los números 2, 3 y 4; añádale 5 mL de solución Fe(NO3)3

0.016 M , 5 mL de solución Fe(NO3)3 0.0064 M y 5 mL de solución Fe(NO3)3

0.00256 M , respectivamente.

e) Compare la intensidad de color del tubo 1 (solución estándar) con cada uno de

los otros tubos. Para efectuar esto, tome el tubo 1 y el tubo 2 juntos y envuélvalos

con papel blanco. Mire hacia abajo las 2 soluciones teniendo un papel blanco sobre

el mesón. Si las intensidades de color son diferentes, vacíe parte de la solución del

tubo estándar a otro tubo hasta que ambas intensidades sean iguales.

f) Mida las alturas de las soluciones de los tubos comparados y anote estos valores.

g) Proceda de la misma manera con los tubos rotulados con los números 3 y 4.

2. Factores que alteran el estado de equilibrio

a) Efecto del ión común.

- Coloque en dos tubos de ensayo igual volumen de hidróxido de amonio (NH4OH)

0.1 M, agréguele a cada tubo 2 ó 3 gotas de solución de indicador de timolftaleína,

agite las soluciones. A uno de los tubos agréguele cloruro de amonio sólido, agite y

observe los cambios que experimenta.

- Coloque en dos tubos de ensayo igual volumen de ácido acético (CH3 COOH)

0,1 M, agréguele a cada tubo 2 ó 3 gotas de solución de indicador de metil-orange,

agite las soluciones. A uno de los tubos agréguele acetato de sodio sólido

(CH3COONa), agite y observe los cambios que experimenta.

b) Efecto de la temperatura.

- Coloque en un tubo de ensayo una pequeña cantidad de nitrato de cobre.

Caliente hasta formación de abundantes vapores de color café rojizo de dióxido de

nitrógeno (NO2). Tape el tubo con un tapón de goma y deje enfriar durante 1 ó 2

minutos. Introduzca el tubo en agua con hielo y observe el color de los vapores.

Seque y caliente suavemente el tubo y observe el cambio de intensidad en la

coloración. El NO2 (g) (café rojizo) se dimeriza para formar N2O4 (incoloro)

estableciéndose un equilibrio entre ambas especies.

NO2 (g) N2O4(g)

11

PRACTICO Nº 4: “VALORACION Y EQUILIBRIO IONICO”

OBJETIVOS

1. Valorar la concentración de una solución de una base.

2. Determinar la concentración de un ácido usando una base de concentración conocida.

3. Determinar la constante de ionización de un ácido débil.

INTRODUCCIÓN

La Volumetría (titulación) es una técnica de análisis químico, que consiste en determinar el

volumen de una solución de concentración conocida que se requiere para la reacción total

de un volumen dado de solución cuya concentración es desconocida. La solución de

concentración conocida se llama solución patrón valorada.

Los materiales utilizados para efectuar una valoración son: Matraz Erlenmeyer,

Pipeta Total, Pipeta Parcial, Bureta y Matraz Aforado. En todos estos, el volumen

debe medirse tangencialmente entre la parte inferior del menisco del liquido y el

aforo que indica el volumen en el material.

"NUNCA DEBE INTRODUCIR PIPETAS A FRASCOS DE REACTIVOS, LOS

CONTAMINA"

El material debe ser rigurosamente lavado antes de su uso. La bureta debe, además,

cebarse; para ello se enjuaga con un pequeño volumen (1 – 2 mL) de la misma solución a

medir en ella.

La técnica de análisis volumétrico o titulación requiere que se cumplan los siguientes

requisitos para su utilización:

1. La reacción debe ser rápida.

2. La reacción debe ser completa.

3. Debe existir un método para detectar el momento en que finalizó la reacción.

Se define como punto de equivalencia de una titulación la situación en la cual todo el

soluto inicialmente presente en la solución a titular ha reaccionado estequiométricamente

con el soluto de la solución patrón valorada que se ha agregado, es decir cuando la reacción

se ha completado. Para visualizar este punto habitualmente se utilizan indicadores; los

indicadores son sustancias que experimentan un cambio en su coloración cuando se

alcanza el punto de equivalencia, ellos se utilizan en pequeñas cantidades (1 ó 2 gotas

del indicador). Las sustancias indicadoras son en la mayoría de los casos compuestos

orgánicos, los cuales se comportan como ácidos o bases débiles que cambian su

coloración según el pH de la solución donde se encuentran.

Al efectuar una titulación o valoración, es necesario que el titulante (solución patrón

valorada que se ubica en la bureta) se agregue gota a gota con el objeto de detectar con la

mayor precisión posible el punto de equivalencia.

La técnica de análisis volumétrico puede ser utilizada en diversos tipos de reacciones.

Como por ejemplo, en Reacciones de óxido-reducción, en Reacciones de precipitación de

sales, en Reacciones de neutralización de ácidos y bases, etc. Estas últimas son las de

mayor aplicación.

12

Reacción de Neutralización de Acidos y Bases

Acidos son sustancias que liberan H + y Bases son sustancias que liberan OH Por

ejemplo, en solución acuosa se comportan como ácidos el HCl (ácido clorhidrico),

H2SO4 (sulfúrico), H3PO4 (fosfórico), HNO3 (nítrico), H2CO3 (carbónico), HCN

(cianhídrico), CH3COOH (acético) y HOOC-COOH (oxálico). Se comportan como

bases NaOH (hidróxido de sodio), KOH (de potasio), NH4OH (de amonio), Cu (OH)2

(cúprico), etc.

Los ácidos se neutralizan con las bases en virtud de la siguiente reacción:

H + + OH H2O

En consecuencia, se puede mencionar los siguientes ejemplos de reacciones de

neutralización.

HCl + NaOH NaCl + H2O

H2CO3 + 2 NaOH Na2CO3 + 2 H2O

H3PO4 + 3 NaOH Na3PO4 + 3 H2O

2 CH3COOH + Cu(OH)2 Cu(CH3COO)2 + 2 H2O

Ejemplo 1, complete y balancee las siguientes ecuaciones de neutralización:

HOOCCOOH + NaOH

H2CO3 + NH4OH

H3PO4 + Cu(OH)2

Para la neutralización completa de H3PO4 con NaOH, se cumple que en el punto de

equivalencia, por cada un mol de ácido se requieren tres moles de base; luego la

estequiometría de neutralización de ambos se representa por la siguiente expresión:

na moles H3PO4 = nb moles NaOH agregados

1 3

Para una reacción general de neutralización:

a HA(ácido) + b BOH(base) BA(sal) + a b H2O

La estequiometría en el punto de equivalencia es:

na moles HA = nb moles BOH

a b

Equilibrio Iónico de Acidos y Bases

La fuerza de un ácido o de una base se define en función del valor de la constante de

ionización o de disociación del ácido (Ka) o de la base (Kb)

HA H + + A BOH B + + OH

Ka= [H + [A Kb= B + OH

[HA] BOH

13

Donde [ ] representan la concentración Molar en el equilibrio de la especie.

Ejemplo de valores de la constante de ionización o disociación:

Acido Fuerte HCl H + + Cl Ka grande

Base Fuerte NaOH Na + + OH Kb grande

Acido Débil H2CO3 H + + HCO3 Ka= 4.2 x 10 7

Base Débil NH4OH NH4+ + OH Kb= 1.8 X 10 5

La acidez o basicidad de una solución se indica mediante los conceptos de pH y pOH.

Se define pH como: pH log [H +]

Se define pOH como: pOH log [OH ]

Debido a que en el equilibrio de disociación del agua se cumple:

H2O H + + OH Kw= [H +] [OH ] = 10 14 (a 25 °C)

Por lo que reemplazando la definición de pH y pOH se obtiene:

Para una solución cuyo valor del pH es menor a 7 se dice que es una solución ácida.

Cuando el valor del pH es mayor a 7 se dice que es una solución básica. Finalmente,

cuando el pH es igual a 7 se dice que la solución es neutra.

En soluciones de ácidos o bases fuertes, como hay completa disociación del ácido o de

la base en agua, la concentración de H + y OH son fáciles de calcular en función de la

concentración inicial del ácido o de la base. Por ejemplo:

Ejemplo 2: Calcule el pH de una solución 0.25 Molar de H2SO4

pH = log [H+] = log 0.50 = 1.30 pOH = 14 pH = 14 1.30 = 12.70

Ejemplo 3. Una solución de NaOH tiene un pH = 11, calcule la concentración inicial de

NaOH.

Si pH = 11, entonces: pOH = 14 pH = 14 11 = 3

Luego [OH ]equilibrio = antilog [ pOH] = 10 pOH = 10 3 M

Tiempo H2SO4 2 H + + SO4 2

0 0.25 M 0 0

(equilibrio) 0 0.50 M 0.25 M

Tiempo NaOH Na + + OH

(equlibrio) 0 0.001 M 0.001 M

0 0.001 M 0 0

pH + pOH = 14

14

Resuelva el siguiente ejemplo. ¿Cuál es la concentración inicial de H2SO4 si una solución

acuosa de este ácido tiene un pH = 2 ?

Respuesta: 5 10 3 M

En cambio, en soluciones de ácidos o bases débiles la concentración en el equilibrio de H +

y de OH dependerá de la concentración inicial del ácido o de la base y del valor de Ka ó

Kb.

El valor del pH permite conocer la concentración de H +, ésta es igual a la del anión

correspondiente en ácido monoprótico (HBr) o a la del anión en la primera disociación de

un ácido poliprótico (H3PO4); con éstas y con la concentración del ácido inicial se podrá

conocer el valor de la constante de ionización del ácido (Ka). De manera similar se

procede cuando se trate de una base. Para un ácido monoprótico cualquiera:

HA H + + A Ka = [H + A

[HA]

Tiempo HA M H + M A M

Inicial a 0 0

Equilibrio a x x x

Si se mide el pH, entonces : x = [H + ]equilibrio = antilog ( pH) = 10 pH

Resuelva el siguiente ejemplo; Calcule el valor de Ka de un ácido monoprótico (HA), cuyo

pH en el equilibrio es igual a 5 cuando la concentración inicial del ácido es 0.1 M.

Respuesta: Ka = 10 9

MATERIALES Y REACTIVOS

- Acido oxálico - Matraz Erlenmeyer

- Solución de NaOH - Bureta

- Solución de vinagre (HAc) - Pipeta total de 10 mL

- Agua destilada - Papel indicador

- Solución de HCl - Pehachímetro

- Solución de NaOH - Tubos de ensayo

- Solución de NH4OH - Matraz aforado de 100 mL

- Fenolftaleína - Bagueta

ACTIVIDADES

1. Estandarización de solución de NaOH diluida, con el objeto de usarla como solución

patrón valorada.

- Se le entregará dos muestras de peso conocido de ácido oxálico (HOOC-COOH, PM

= 126 g/mol). Coloque una de las muestras en un matraz Erlenmeyer (váciela

cuidadosamente para no perder ácido), anote su masa y agréguele aproximadamente

20 mL de agua destilada (recuerde que la cantidad de agua agregada no varia

la cantidad de moles del ácido), agite hasta que todo el ácido se disuelva. Añada

una ó dos gotas de fenolftaleína y proceda a titular con la solución de NaOH cuya

concentración aproximada es 0,1 M. Con la información obtenida calcule la

concentración exacta de la solución de NaOH.

- Repita el procedimiento con la otra muestra de ácido oxálico.

15

2. Valoración de la solución de vinagre diluida, cuya concentración de ácido acético

(CH3COOH) es desconocida. - Efectuará la valoración de solución de vinagre de concentración desconocida. En

esta parte usted usará una solución acuosa de vinagre, cuyo componente ácido es el

ácido acético (CH3COOH ó HAc), el cual es un ácido débil, cuya reacción de

ionización es la siguiente:

CH3COOH(ac) H +(ac) + CH3COO (ac)

- Mida 10 mL de la solución de vinagre y vacíelo a un matraz aforado de 100 mL.

Recuerde para efectuar los cálculos esta dilución. Agite muy bien la solución antes

de utilizarla.

- Mida el pH de la solución de vinagre diluido, con papel indicador y con

pehachímetro, analice ambos resultados.

- Mida una alícuota de 10 mL del vinagre diluido y vacíela a un matraz erlenmeyer,

puede agregar agua destilada para facilitar la agitación manual de la solución durante

su valoración o titilación. Colóquele 2 ó 3 gotas de fenolftaleína y proceda valorar

esta solución con la solución de NaOH estandarizada en el punto 1. Repita este

ensayo con otra alícuota del vinagre diluido.

3. Medición del pH de soluciones ácidos y de bases

- Mida el pH de soluciones de HCl, * H2CO3, NH4OH y NaOH, para ello utilice una

bagueta y humedezca un papel indicador. Compare la coloración den éste con lo

indicado en la caja que contiene el papel indicador.

- La solución * H2CO3 la preparará Ud en el laboratorio. Parar ello, utilizando una

pipeta, burbujee desde su boca (CO2) a un tubo de ensayo que contiene una pequeña

cantidad de agua destilada. El dióxido de carbono experimenta la siguiente reacción

en el agua: CO2(g) + H2O H2CO3(ac

16

PRACTICO Nº 5: " OXIDO - REDUCCIÓN"

OBJETIVOS

1.- Interpretar procesos de óxido-reducción

2.- Construir una pila electroquímica y medir el voltaje que produce

3.- Construir y medir la intensidad de corriente que circula por una celda electrolítica.

4.- Efectuar ensayos con metales para determinar algunas variables significativas en los

procesos de corrosión de estos materiales.

INTRODUCCION

Se llaman reacciones redox aquellas en que ha habido movimiento de electrones entre las

especies participantes. Es reductor la especie que cede electrones y oxidante la especie

que capta electrones. La entrega de electrones por una especie ocasiona un aumento de su

estado de oxidación, lo que se conoce como oxidación. La captura de electrones por

parte de otra especie provoca una disminución de su estado de oxidación, lo que se conoce

como reducción. Los procesos de oxidación y de reducción ocurren simultáneamente y

se representan por las siguientes semireaciones:

Semirreación de oxidación: A°(s) An+(ac) + n ē

Semirreación de reducción: Bn+(ac) + n ē B(s)

En este sistema A° cede electrones y actúa como agente reductor; Bn+ capta

electrones y actúa como agente oxidante. Estas dos semireacciones ocurren al mismo

tiempo, y la cantidad de electrones que cede el reductor es igual a la cantidad de electrones

que capta el oxidante (n).

Si la transferencia de electrones se canaliza a través de un conductor metálico, se puede

medir la diferencia de potencial º entre dos electrodos, uno denominado ánodo

(donde ocurre la oxidación) y otro denominado cátodo (donde ocurre la reducción).

Para cuantificar la facilidad con que una especie se oxida o se reduce se ha tomado como

patrón el electrodo de H2 (H2/2H+) cuyo º oxid = 0.00 Volt, bajo condiciones estándar

(25 °C y 1 atm) y en soluciones, cuya concentración de H + sea 1M. La reacción que

transcurre es la siguiente en el electrodo de hidrógeno es:

H2(g) 2 H+ + 2 ē º oxid = 0,00 Volt

Usando este electrodo como referencia se ha determinado la facilidad con que una especie

se oxida o se reduce. Así por ejemplo, el elemento Na(s), es un metal y se oxida más

fácilmente que el H2(g) luego su potencial estándar de oxidación (°oxid) es mayor que cero:

Na°(s) Na+(ac) + ē º oxid = 2.71 Volt

El potencial estándar de reducción del electrodo de sodio es:

Na+(ac) + ē Na°(s) º red = 2,71 volt

Los potenciales estándar de oxidación, que se han determinado experimentalmente para

todos los elementos, tomando como patrón el electrodo de H2, se resumen en la tabla

siguiente:

17

ºoxid (Volt)

Mg (s) Mg+2 (ac) + 2ē 2.37

Al° (s) A l +3 (ac) + 3ē 1.66

Zn° (s) Zn+2 (ac) + 2ē 0.76

Fe° (s) Fe+2 (ac) + 2ē 0.44

Sn° (s) Sn+2(ac) + 2ē 0.14

Pb° (s) Pb+2(ac) + 2ē 0.13

H2 (g) 2 H+ (ac) + 2ē 0.00

Sn+2(ac) Sn+4

(ac) + 2ē 0.15

Cu° (s) Cu+2(ac) + 2ē 0.34

2I (ac) I2 º(ac) + 2ē 0.54

Ag° (s) Ag+(ac) + ē 0.80

2Cl (ac) Cl2º(g) + 2 ē 1.35

Los fenómenos redox se clasifican en dos tipos de procesos:

- Celdas Galvánicas (pilas): En las que se obtiene corriente eléctrica a partir de una

reacción redox espontánea. La espontaneidad está determinada por la diferencia de

voltaje ( º ) entre ánodo (electrodo negativo) y cátodo (electrodo positivo). Así, por

ejemplo, una pila como:

Na° / Na+ // Pb2+ / Pbº

en donde ocurre las siguientes semireacciones:

Anodo (SRO) 2 Na°(s) 2 Na+(ac) + 2 ē º oxid = 2.71 V

Cátodo (SRR) Pb2+ (ac) + 2 ē Pb°(s) º red = 0.13 V

Reacción neta Pb2+ (ac) + 2 Na°(s) Pb°(s) + 2 Na+ (ac)

º = 2.71 + (0.13) = 2.58 Volt

El voltaje que puede obtenerse con esta pila, en condiciones estándar, es de 2.58 Volt.

- Electrólisis: Se aplica corriente electrice externa para producir una reacción redox no

espontánea ( º < 0). Este proceso se emplea para la obtención de metales y no metales

al estado puro, y para hacer recubrimientos protectores (cromados, niquelados,

etc.). La diferencia de potencial a aplicar debe ser la necesaria para producir la reacción.

Así por ejemplo, en la electrólisis de una sal fundida de CuCl2 (cloruro de cobre) se

verifican las siguientes reacciones:

Anodo (SRO) (Electrodo positivo) 2Cl Cl2º + 2 ē º oxid = 1.36 Volt

Cátodo (SRR) (Electrodo negativo) Cu2+ + 2ē Cu° °red = 0.34 Volt

Reacción neta Cu2+ + 2Cl Cu° + Cl2º

º = 1.36 + 0.34 = 1.02 Volt

El º de la reacción indica el voltaje mínimo requerido para que se realice la

electrólisis, luego el voltaje aplicado para efectuar la reacción neta anterior, debe ser igual o

superior a 1.02 voltios. En esta reacción los productos serían cobre metálico y cloro

gaseoso. Si se tratara de una solución acuosa se debe considerar que el agua también

puede experimentar reacciones de óxido-reducción. Las que se indican a continuación:

18

SRO del agua : 2 H2O O2° + 4 H+ + 4 ē º oxid = 1.23 Volt

SRR del agua : 2 H2O + 2 ē 2 OH + H2° º red = 0.83 Volt

Debido a la posibilidad de que en un proceso de electrólisis ocurran semirreacciones no

deseadas, como por ejemplo la oxidación o la reducción del agua, es importante controlar el

voltaje que se aplica para la electrólisis.

Un problema de importancia general es el fenómeno de corrosión, este se define como

el deterioro y la pérdida de material debido al ataque químico. La mayoría de los

problemas de corrosión se deben a reacciones redox que ocurren entre el material y su

medio ambiente. Los metales, por su utilidad como materiales estructurales, han recibido

una amplia atención el estudio de las formas cómo se corroen y las formas cómo evitar la

corrosión. El oxigeno y la humedad del aire, la acidez o basicidad del ambiente, la

temperatura y la naturaleza del metal son variables importantes en la velocidad de

corrosión.

Actividades

1.- Construcción de la pila: Al°/Al 3+ Il Cu2+ /Cu°

Materiales para elaborar la pila

- 2 vasos de precipitados

- 1 tubo en U

- Electrodos de Cu y Al

- Soluciones de Al 3+, de Cu 2+ y de NH4NO3

- Voltimetro/Amperimetro

Procedimiento para preparar y evaluar el voltaje de la pila

a) En un vaso de precipitado coloque 50 mL de solución de Cu2+ (medidos con probeta).

b) Al otro vaso de precipitado agregue 50 mL de solución de Al3+ (medidos con probeta).

c) Prepare el puente salino con el tubo en U; tape uno de los extremos con una mota de

algodón, y agregue la solución de NH4NO3 hasta que rebase el tubo. Coloque en el

otro extremo una mota de algodón y proceda a invertir el tubo. Compruebe que

no hay burbujas de aire al interior del tubo.

d) Con el puente salino conecte las dos soluciones, ambos extremos deben estar totalmente

sumergidos en la solución.

e) Conecte el electrodo de cobre al terminal positivo y el electrodo de aluminio al

terminal negativo del voltímetro.

f) Sumerja el electrodo de cobre en la solución de Cu2+ y el electrodo de aluminio en

la solución de Al3+.

g) Lea y anote el voltaje indicado, fijándose en la escala que utilizó.

2. Electrólisis de una solución acuosa de yoduro de potasio (Kl)

Materiales

- Batería de 9 Volt

- Vasos de precipitados

- 2 cables de cobre

- Solución de KI

- Solución de NaOH

- Solución acuosa de I2,

- 2 electrodos

- Voltímetro/Amperímetro

19

2.1. Previo a la preparación de la celda electrolítica proceda a efectuar los siguientes

ensayos:

a) Reconocimiento de I2

Coloque en un tubo de ensayo una pequeña cantidad (aproximadamente ¼ tubo de

ensayo) de solución acuosa de Yodo (I2) y agréguele unas gotas de almidón. Observe

la coloración.

b) Reconocimiento de OH

En un tubo de ensayo coloque una pequeña cantidad (aproximadamente ¼ tubo de

ensayo) de solución de Na+OH y agréguele unas gotas de fenolftaleína. Observe la

coloración.

2.2. Procedimiento para preparar la celda electrolítica y medir la intensidad de corriente

que circula.

Coloque en un vaso de precipitado 50 mL de solución de Yoduro de potasio (KI).

Agréguele dos gotas de fenolftaleina y dos gotas de almidón. Conecte los electrodos

y realice la electrólisis durante 1 minuto. Verifique o solicite ayuda para asegurarse la

correcta conexión de los electrodos. Mida la intensidad de la corriente que circula.

Observe la coloración en ambos electrodos (al sacar sus conclusiones recuerde lo

efectuado en el punto 2.1.

3. Factores que influyen en la corrosión

"AL REALIZAR ESTA PARTE TOME MUCHA PRECAUCIÓN AL MANEJAR

ÁCIDOS Y BASES, ESTOS SON MUY CORROSIVOS. EN CASO DE QUE LE CAIGA

SOBRE LA PIEL, ROPA O MESÓN DEBE LAVAR CON ABUNDANTE AGUA".

Avise al Profesor.

JAMÁS SUCCIONE CON LA BOCA NINGUNA SUSTANCIA QUIMICA

CORROSIVA. PARA ELLO USE UNA PRO PIPETA

OBSERVACIÓN: Los siguientes ácidos y bases concentrados deben ser medidos desde

una BURETA: H2SO4, HCl, NaOH

Procedimiento para estudiar la corrosión de algunos metales:

a) Coloque en cuatro tubos de ensayo aproximadamente 1 mL de H2SO4

concentrado. Deje caer en cada tubo muestras de Mg, Al, Cu y Fe. Observe que le

sucede a los metales. Repita, agregando 10 mL de agua destilada a cada uno para

diluir el ácido, si es necesario agregue otra muestra de metal, y observe que sucede.

b) Coloque en cuatro tubos de ensayo aproximadamente 1 mL de HCI

concentrado. Deje caer en cada tubo muestras de Mg, Cu, Fe y Al. Observe que le

sucede a los metales. Relacione la velocidad de reacción de cada metal con su º oxid.

c) Coloque a dos tubos de ensayo aproximadamente 1 mL de NaOH concentrado, y deje

caer en cada uno muestras de Al y Fe. Observe que le sucede a los metales.

20

Ejercicios previos que debe resolver antes de realizar el práctico de óxido-

reducción:

1.- En las reacciones dadas a continuación determine cuales son de óxido-reducción, y en

las que lo son, indique cual es el oxidante y el reductor y cuantos electrones son

transferidos.

a) CaCO3 + 2 HCI CaCI2 + H2O + CO2

b) CuCI2 + Pb PbCI2 + Cu

c) AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3

d) 2 S02 + 02 2 SO3

2.- Utilizando los potenciales estándar de oxidación determine cuales de las siguientes

reacciones son espontáneas.

a) 2 Ag(s) + Cu+2(ac) 2 Ag+

(ac) + Cu(s)

b) Pb (s) + I2(s) Pbl2(s)

c) Sn (s) + Cl2(ac) Sn+2 + 2 Cl

3.- Se realiza una electrólisis durante 10 minutos con una corriente de 75 mA:

a) ¿Cuántos electrones circulan?

Resp.: 2,8 x 1020 e

b) ¿Qué masa de cada metal se deposita a partir de los siguientes iones: K+, Cu+2, Ge+3 ?

Resp.: 0,018 g K; 0,0148 g Cu; 0,011 g Ge

c) ¿Qué volumen de cloro (Cl2) se liberaría a partir de los cloruros de los metales

indicados, a 27° y 73,5 cmHg?

Resp.: 0,060 L

4.- Explique por qué motivos se utilizan Zn en el recubrimiento de materiales ferrosos para

evitar reacciones de corrosión. ¿Serviría el cobre?