procedimiento a seguir en el laboratorio de química veterinaria

Normas de seguridad en laboratorios.

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Prácticas de Química Manual del alumno

Física y Química para Veterinarios Grado de Veterinaria. 2011/12

Universidad Alfonso X el Sabio


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Procedimiento a seguir en el laboratorio de Química

Veterinaria. El alumno deberá asistir al laboratorio de Química Veterinaria provisto del Manual de

Prácticas, gafas, bata, calculadora, y cualquier artilugio que le permita escribir.

En todo momento el alumno llevará puestas sus gafas de seguridad, su uso es

obligatorio en el laboratorio.

Se recomienda leer detenidamente la práctica antes de la entrada al laboratorio.

También se recomienda limpiar, antes de iniciar el desarrollo práctico, el material de

vidrio que encontrará a su disposición en su puesto.

Es imprescindible limpiar todo el material empleado durante el desarrollo de las

prácticas, así como dejarlo perfectamente ordenado para su posterior uso.

Como cuaderno de laboratorio se utilizarán las hojas presentes en el Manual de

Química Veterinaria, para realizar los cálculos, anotaciones, etc., que se le planteen.

Unos minutos antes de concluir la sesión de prácticas, el profesorado comprobará que el

puesto se encuentra en las debidas condiciones de orden y limpieza.

Todos los datos tomados en el laboratorio, así como las notas de las explicaciones serán

para el alumno la herramienta para aprobar el examen correspondiente a las prácticas

de laboratorio junto con el parcial de febrero.


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Índice Normas de seguridad en los laboratorios……………………….. 4 Material de laboratorio……………………………………………. 15 Técnicas de filtración……………………………………………… 27 Práctica 1: Preparación de disoluciones…………………………. 30 Práctica 2: Valoración ácido-base………………………………… 47 Práctica 3: Propiedades coligativas………………………………. 79 Práctica 4: Valoraciones redox……………………………………. 95 Cuestionario de autoevaluación…………………………………. 116


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Normas de seguridad en los laboratorios. Introducción: Dado que un laboratorio es un lugar donde se manipula un gran número de productos

peligrosos, con el fin de evitar intoxicaciones o accidentes de cualquier tipo, se

establecen una serie de normas de carácter general.

Por sus propias características, el trabajo de laboratorio presenta una serie de riesgos

(con consecuencias muy variadas) relacionados básicamente con las instalaciones, los

productos que se manipulan (así como las energías) y las operaciones que se realizan

con ellos.

Con respecto a los productos, debe tenerse en cuenta que suelen ser muy peligrosos,

aunque por término general se emplean en pequeñas cantidades y de una manera

discontinua.

Indicaciones sobre los hábitos personales:

• Los efectos personales: abrigos, bolsos, carpetas, etc., deben dejarse en los

lugares destinados a ello y no esparcidos por el laboratorio. Cada alumno es

responsable de sus efectos personales estando exentos de esta responsabilidad

los profesores, técnicos, etc.

• No deben llevarse sortijas, pulseras o collares largos. Sólo se permite el uso de

reloj.

• Se recomienda a todos los alumnos que lean la práctica antes de comenzar el

laboratorio.

• No se permite el uso de móviles ni de aparatos electrónicos dentro del

laboratorio.


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Equipos de seguridad:

Antes de empezar el trabajo de laboratorio, asegúrese de conocer bien la ubicación de

los diferentes equipos de emergencia (los necesitará en situaciones donde la rapidez de

intervención es crítica)

Ducha de emergencia con lavaojos

Detalle del lavaojos

Extintor, así como mantas ignifugas y botiquín


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Normas básicas de seguridad e higiene:

• Debe lavarse las manos al entrar y al salir del laboratorio y siempre que haya

habido contacto con algún producto químico.

• Debe llevar en todo momento la bata abrochada, las gafas de seguridad puestas

adecuadamente y los cabellos recogidos, evitando colgantes o mangas anchas

que pudieran engancharse en los montajes o material de laboratorio.

• Es recomendable disponer de un rotulador de vidrio para identificar todas las

disoluciones preparadas durante la sesión, con el fin de evitar posibles

accidentes.

• No debe trabajar alejado de la mesa o del poyete, en el que nunca han de

depositarse objetos personales.

• Está prohibido fumar e ingerir alimentos y bebidas en el laboratorio.

• Realice una lectura exhaustiva del procedimiento a seguir.

• Aclare con el profesor las dudas y mantenerle informado de cualquier hecho

que ocurra.

• Antes de empezar una práctica es necesario conocer y entender los procesos a

realizar.

• Asegúrese de que se dispone del material adecuado.

• Lleve las prendas y accesorios de protección adecuados (en este caso, bata,

gafas de protección y guantes de látex cuando sea necesario, es decir, cuando se

manipulen sustancias tóxicas o corrosivas).

• No es recomendable acudir al laboratorio con zapatos que dejen el pie

descubierto y con pantalón o faldas cortas, con el fin de evitar quemaduras o

cortes.

• Evite los desplazamientos innecesarios y no corra nunca.

• Procure estar concentrado en la tarea a realizar.

• Coloque los aparatos y reactivos lejos del borde de la mesa.

• Al calentar un tubo de ensayo, la boca del tubo se dirigirá hacia lugares que en

caso de proyección no se salpique a nadie.

• Mantenga las sustancias inflamables lejos de las llamas de los mecheros, y no

caliente o destile directamente con el mechero.


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• En caso de derrame sobre la mesa de trabajo, limpie rápidamente la superficie

afectada con papel de manos.

• Al acabar, dejar limpio y seco el material y puesto de trabajo.

Indicaciones en caso de accidente:

En caso de accidente notifícalo INMEDIATAMENTE al profesor

ROPA ARDIENDO: Evite que la persona corra avivando las llamas. Hacerla rodar por

el suelo ayudará a extinguir las llamas y evitará que las inhale. Introduzca a la persona

bajo la ducha de seguridad y manténgala allí hasta que las llamas se extingan y los

posibles reactivos químicos se laven. Si se sospecha que el fuego ha sido producido por

un reactivo que se inflama con el agua, hay que evitarla y sofocar el fuego con una

manta. A continuación, quítele la ropa pero no la que eventualmente pueda estar

pegada a la piel (utilice tijeras si fuese necesario). Abrigue al herido para evitar un

shock y si palidece y tiembla dele una bebida dulce o un terrón de azúcar. Y por

supuesto, busque atención médica rápidamente.

REACTIVOS ARDIENDO: Apague todos los mecheros de alrededor y retire todos los

reactivos y disolventes combustibles. Un fuego pequeño en un matraz o vaso de

precipitados se puede apagar cubriéndolo con un vaso más grande o con un vidrio de

reloj por eliminación del oxígeno. Si fuera necesario, utilice un extintor seco apuntando

a la base de las llamas. Nunca utilice agua (por si el incendio ha sido producido por

ésta) En caso de incendio mayor dé la alarma y abandone el recinto con calma.

QUEMADURA TÉRMICA O QUÍMICA: Enjuague la zona quemada con agua fría

durante unos 15 segundos (siga más tiempo si el dolor no cesa). Actualmente se

desaconseja el uso de reactivos neutralizantes, ungüentos, cremas o lociones. No

obstante y para el caso de quemaduras térmicas leves se puede aplicar una crema

calmante existente en el botiquín. Si el reactivo causante de la quemadura se encontrase

extendido en una gran superficie del accidentado, se le debe quitar la ropa contaminada


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mientras se le mantiene bajo la ducha de seguridad. Los segundos cuentan y no es

momento para pudores. En todo caso, busque atención médica rápidamente.

SALPICADURAS DE REACTIVOS EN LOS OJOS: Lave los ojos con abundante agua

durante 15 o 20 segundos en la fuente lavaojos del laboratorio. Aunque se sienta dolor

y/o escozor, es muy importante mantenerlos abiertos para que se produzca el lavado

también por detrás de los párpados y no se frote los ojos con manos, telas, papeles, etc.

Independientemente de la severidad de la lesión hay que buscar atención médica

inmediatamente.

CORTES: Si se produjesen cortes menores en la piel, que es el accidente más común en

un laboratorio de estas características, lave el corte con abundante agua, observe y

elimine fragmentos de cristal y aplique agua oxigenada y presión para cortar la

hemorragia. Si se considera necesario, busque atención médica.

Si se produjesen cortes mayores y la hemorragia fuera considerable hay que colocar una

compresa esterilizada en la herida, aplicando presión sobre ésta, arropando al

accidentado para evitar un shock y busque atención médica inmediata. Si se produjese

la extirpación de algún apéndice debe introducirse este inmediatamente en hielo para

intentar su implantación.

VENENOS: Si se sospecha de un posible envenenamiento de cualquier tipo,

comuníquelo rápidamente. De nuevo los segundos cuentan y no es momento de valorar

individualmente el incidente.

Manipulación de sustancias químicas:

1. Recuerde las propiedades de los compuestos que maneja. En general, asuma que

todos los compuestos químicos son potencialmente peligrosos.

2. Consulte las etiquetas de los recipientes.


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3. Manipule siempre la cantidad mínima de producto químico.

4. No deje botes de reactivos abiertos, tapados incorrectamente y/o con la espátula

en su interior.

5. Jamás intente "probar" los productos químicos que se utilizan en las prácticas.

6. No mire nunca por la boca de los tubos de ensayo o matraces cuando se está

realizando una reacción, en previsión de salpicaduras. Tampoco debe apuntar la

boca del tubo en la dirección de algún compañero.

7. Evite el contacto de dichos productos con la piel.

8. Nunca caliente un sistema (matraz, montaje,...) completamente cerrado (con

tapón).

A la hora de trabajar con ciertas sustancias se debe proceder con especial cuidado y

siempre teniendo en cuenta las siguientes indicaciones:

Manipulación de sustancias corrosivas (ácidos y bases fuertes):

• Es obligatorio el uso de guantes de látex, además de los equipos de protección

mencionados con anterioridad (bata y gafas de protección)

• A la hora de hacer reaccionar un ácido con una base verter el ácido sobre la base

(Recuerde: Él siempre sobre Ella).

• En caso de preparación de disoluciones de reactivos con estas características se

procederá del siguiente modo:

Reactivos líquidos:

1. Rellene hasta la mitad de la parte redonda del matraz con agua destilada

(no llegue nunca al cuello).

2. Vierta una pequeña cantidad de la sustancia en un vaso de precipitados

limpio y seco.

3. Del vaso anteriormente mencionado, pipetee la cantidad deseada.

4. Vacíe la pipeta en el matraz que contenía el agua destilada.

5. Enrase hasta la marca con agua destilada.

6. Tape el matraz con un tapón adecuado.

Reactivos sólidos:


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1. Pese la cantidad deseada en un vaso de precipitados.

2. Añada la mínima cantidad de agua para disolver el producto.

3. Rellene hasta la mitad de la parte redonda del matraz con agua destilada

(no llegue nunca al cuello).

4. Vierta en el matraz anterior el soluto disuelto, realizando varios lavados

del vaso con agua destilada que añadirá al matraz para arrastrar todo el

reactivo (nunca sobrepase la marca de enrase).

5. Enrase hasta la marca con agua destilada

6. Tape el matraz con un tapón adecuado.

Sustancias capaces de desprender gases tóxicos:

Este tipo de sustancias siempre se manipularán en la vitrina extractora y con la

aspiración encendida, procediendo de la siguiente forma:

1. Traslade a la vitrina aquel material que será necesario para realizar la disolución

(matraz, tapón, pipeta, frasco lavador…)

2. Baje la mampara de metacrilato hasta que le cubra por lo menos la cara y le

permita introducir los brazos para manipular el material.

3. Proceda como en el apartado anterior de sustancias corrosivas.

4. Vuelva a trasladar todo el material al puesto correspondiente y asegúrese de que

la vitrina queda perfectamente limpia y recogida.

Manejo de baños calientes y placas o mantas calefactoras.

Para llevar a cabo ciertos experimentos (destilaciones, disolución en caliente, etc.)

es necesario emplear placas agitadoras-calefactoras y/o mantas calefactoras, que

funcionan con energía eléctrica, conllevando un riesgo inherente y adicional a los

anteriormente mencionados.

Para minimizar el riesgo eléctrico que estos instrumentos suponen es necesario:

1. Asegúrese de que los cables del aparato están en buen estado.


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2. Una vez en funcionamiento, evite que los cables rocen la parte caliente de la

placa o manta para evitar que el cable se queme.

3. Mantenga la zona donde se encuentre el aparato seco y limpio.

4. No toque nunca la placa sin cerciorarse antes de que ésta está fría.

5. Para retirar cualquier objeto caliente, haga uso de los guantes especiales para

ello.

Por otro lado, los baños calientes (tradicionalmente conocidos como baño María)

suelen realizarse con silicona para evitar la evaporación del agua cuando se calienta por

encima de 100º C; dado que estos baños suelen alcanzar temperaturas elevadas, es

necesario tener en cuenta:

1. Evite que la silicona llegue a ebullir, desprendiendo gases tóxicos.

2. Evite que caigan sobre la silicona salpicaduras de agua o cualquier otro líquido

para que no se produzcan proyecciones.

3. No toque el baño sin cerciorarse antes de que se ha enfriado.

4. Al retirar cualquier recipiente que haya estado sumergido en silicona, sujételo

por medio de una pinza y un soporte sobre el baño para que las gotas de silicona

caigan sobre el mismo baño.

5. Para retirar cualquier objeto caliente, haga uso de los guantes especiales para

ello.

Pictogramas de seguridad:

Es conveniente conocer los datos de peligrosidad de reactivos y disolventes, que de

forma resumida se recogen en los siguientes pictogramas.

Símbolo Peligro Precaución

Compuestos que pueden inflamar sustancias combustibles o favorecer la amplitud de incendios ya declarados, dificultando su extinción

Evitar el contacto con sustancias combustibles


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Por contacto con estas sustancias se destruye tejido vivo y otros materiales

No inhalar los vapores y evitar el contacto con la piel, ojos y ropa

Sustancias que pueden explotar bajo determinadas condiciones

Evitar choque, percusión, fricción, chispas y calor

Sustancias extremadamente inflamables, bien de forma espontánea, o en contacto con el aire o el agua.

Aislar de fuentes de calor, llamas o chispas

Sustancias inflamables o volátiles Aislar de fuentes de calor, llamas o chispas

Producen irritación sobre la piel, ojos y sistema respiratorio

No inhalar los vapores y evitar el contacto con la piel

Sustancias que afectan de manera irreversible al medio ambiente

Evitar su eliminación de forma incontrolada

Sustancias que por inhalación, ingestión o penetración cutánea pueden entrañar riesgos para la salud

Evitar cualquier contacto con el cuerpo humano


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Sustancias que por inhalación, ingestión o penetración cutánea pueden entrañar graves riesgos para la salud

Evitar cualquier contacto con el cuerpo humano y en caso de malestar acudir al médico

Producen efectos nocivos de poca trascendencia

Evitar contacto e inhalación de vapores

Material de laboratorio.

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Gestión de residuos en el laboratorio. Dada la naturaleza tóxica de algunas sustancias empleadas a lo largo de las

prácticas (como por ejemplo el cloruro de bario, BaCl2) se hace imprescindible

llevar a cabo una separación en origen de los residuos generados a lo largo de

las prácticas, para reducir en la medida de lo posible los impactos generados

sobre el medio ambiente.

A continuación se detalla la forma adecuada de tratar un residuo de laboratorio:

• Todo residuo de naturaleza sólida (papel, filtros, material roto…) se

tirará a la papelera, a excepción de los residuos de envases de vidrio y

plástico que cuentan con sus contenedores específicos.

• Aquellas disoluciones que contengan sustancias tóxicas de naturaleza

halogenada (que contengan Flúor, Cloro, Bromo, Yodo) se verterán en el

bidón identificado como “Disolventes halogenados”.

• Aquellas disoluciones que contengan Bario en cualquiera de sus formas

se derramarán en su bidón específico o, en su defecto, en el bidón

anteriormente mencionado. En caso de duda sobre si contiene o no dicha

sustancia, tirar la disolución al bidón correspondiente.

• Las disoluciones preparadas con disolventes orgánicos no halogenados

se tirarán al bidón identificado como “Disolventes orgánicos”.

• Siempre que vierta algún residuo a alguno de los bidones mencionados,

se recomienda enjuagar con agua varias veces el contenedor que haya

estado en contacto con la disolución y vaciarlo en el mismo bidón.

• Los ácidos, bases y sustancias no tóxicas para el medio ambiente se

tirarán a la pila, abriendo antes el grifo y asegúrese de que, una vez

finalizado el proceso, la pila queda en perfecto estado.

• En caso de duda consulte antes con el profesor.


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Material de laboratorio: Utensilios de sostén: - Adaptador de pinza para refrigerante o pinza Holder:

Este utensilio presenta dos nueces: una nuez se adapta perfectamente al soporte

universal y la otra se adapta a una pinza para refrigerante de ahí se deriva su

nombre. Están hechos de una aleación de níquel no ferroso.

- Soporte universal:

Es un utensilio de hierro que permite sostener varios recipientes.

- Pinzas de sujeción:


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Estas pinzas permiten sujetar refrigerantes, buretas, termómetros, etc.

- Gradilla para tubos de ensayo:

Utensilio que sirve para colocar tubos de ensayo, facilitando su manejo. Dado

que existen distintos tamaños de tubos de ensayo, también existen distintos

tipos de gradillas. Suelen ser metálicas.

Utensilios para medir volumen:

- Pipetas:

Son tubos estrechos de vidrio, graduados o aforados, a veces con un

ensanchamiento en la parte superior. Se utilizan para medir, líquidos. Para ello

se succiona por la parte superior empleando un pipeteador. NUNCA SE

DEBEN SUCCIONAR DIRECTAMENTE LÍQUIDOS CORROSIVOS O

VENENOSOS. Hay pipetas automáticas que facilitan el proceso.

Este material existe en dos presentaciones:

• Pipetas aforadas.


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• Pipetas volumétricas.

Las primeras permiten medir diversos volúmenes según su capacidad, las

segundas no están graduadas y sólo permiten medir un volumen único.

- Bureta:

Son tubos de vidrio, calibrados, que suelen terminar en una llave. Se utilizan

para medir líquidos, por ejemplo en las valoraciones.

- Matraz aforado:

Suelen ser de vidrio, tienen una determinada capacidad, indicada por una señal

denominada aforo. Se utilizan para preparar disoluciones de volumen exacto.

- Probeta:


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Este material permite medir volúmenes sin demasiada precisión.

Las hay de vidrio y de plástico y de diferentes capacidades.

Utensilios que no miden volumen y material de apoyo:

- Vaso de precipitados:

Son de vidrio delgado. Permiten ser calentados sobre la placa calefactora-

agitadora. Se utilizan para trasvasar líquidos, disolver reactivos, llevar a cabo

reacciones, etc. A pesar de estar graduados, este material NO MIDE

VOLÚMENES EXACTOS, es meramente orientativo.

- Erlenmeyer:

Son matraces de paredes rectas, muy usados para las valoraciones. A pesar de

estar graduados, este material NO MIDE VOLÚMENES EXACTOS, es

meramente orientativo.


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- Vidrio de reloj:

Se utiliza para tapar momentáneamente disoluciones, evitando que les caiga

polvo, para pesar, cuando no hay peligro de que las corrientes de aire vuelen la

sustancia, para recoger sublimados, etc.

- Varilla de vídrio:

Se emplea para agitar manualmente disoluciones.

- Embudo:


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Se utilizan para trasvasar líquidos o llenar recipientes de boca estrecha.

También para filtrar sustancias, colocando en ellos un embudo de papel, de

forma cónica.

- Kitasato:

Es un matraz de vidrio que presenta un vástago. Están hechos de cristal grueso

para que resistan los cambios de presión.

Se utilizan para efectuar filtraciones a vacío.

- Embudo Buchner:

Es un embudo con la base agujereada. Se acopla por su extremo inferior

mediante una goma al matraz kitasato. Encima de los orificios se coloca un

papel de filtro.

Se utiliza para filtrar sustancias pastosas.

- Cápsula de porcelana:

Permite carbonizar elementos químicos. Resiste elevadas temperaturas.


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- Crisol de porcelana:

Permite calentar sustancias a elevadas temperaturas.

- Cristalizador:

Son recipientes de fondo plano y anchos.

Permiten efectuar la cristalización de sustancias, es decir, la obtención de

cristales a partir de sus disoluciones.

- Desecador:

Los más comunes son de vidrio aunque existen algunos especiales que están

hechos en plástico. Los desecadores de vidrio tienen paredes gruesas y tienen

forma cilíndrica, presentan una tapa esmerilada que se ajusta herméticamente

para evitar que penetre la humedad del medio ambiente. En su parte interior

tienen una placa o plato con orificios que varía en número y tamaño: estos

http://www.monografias.com/trabajos5/plasti/plasti.shtml

http://www.monografias.com/trabajos15/medio-ambiente-venezuela/medio-ambiente-venezuela.shtml


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platos pueden ser de diferentes materiales como porcelana o nucerite

(combinación de cerámica y metal).

Este utensilio se utiliza para mantener temporalmente sustancias exentas de

humedad.

- Refrigerante de rosario:

Es un refrigerante que también recibe el nombre de refrigerante de Allhin.

Es un tubo de vidrio que presenta en cada extremo dos vástagos dispuestos en

forma alterna. En la parte interna presenta otro tubo que se continúa al exterior,

terminando en un pico gotero. Su nombre se debe al tubo interno que presenta.

Se utiliza como condensador en destilaciones.

- Refrigerante de serpentín:

Es un refrigerante que también recibe el nombre de refrigerante de Graham.

Su nombre se debe a la característica de su tubo interno en forma de serpentín.

Se utiliza para condensar líquidos en las destilaciones.

- Refrigerante recto:

http://www.monografias.com/trabajos14/ladrillocolomb/ladrillocolomb.shtml

http://www.monografias.com/trabajos10/carso/carso.shtml


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Es un refrigerante que también recibe el nombre de refrigerante de Lebig. Su

nombre se debe a que su tubo interno es recto y al igual que los otros dos

anteriores mencionados, se utilizan como condensadores en destilaciones.

- Espátula:

Las espátulas y cucharillas se utilizan para coger de los frascos las cantidades

que necesarias de los productos. Son de aleaciones resistentes a la corrosión o

de plástico.

- Matraz balón con o sin fondo plano:

Se emplean para contener sustancias y recoger productos de destilación.

- Tubos de ensayo:


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Estos utensilios sirven para hacer experimentos o ensayos los hay en varias

medidas. Pueden ser de vidrio y de plástico.

- Frasco lavador:

Es un recipiente que se utiliza para contener agua destilada, este utensilio

facilita la limpieza de electrodos y el enjuague del material de laboratorio.

Si el frasco tiene el tapón de color rojo, significa que contiene ACETONA, y sólo

se empleará cuando sea estrictamente necesario (es decir, cuando sea

imprescindible que en el material no queden restos de agua).

- Papel de filtro:

Se utiliza para filtrar disoluciones, reteniendo los precipitados o impurezas.

- Ph-metro:


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Se utiliza para la medida precisa del pH de las disoluciones. SIEMPRE, tras

realizar una medida, es necesario limpiar el electrodo con agua destilada e

introducirlo en un vaso con la cantidad de agua destilada suficiente como para

que cubra al menos dos centímetros de la punta del electrodo.

Cuando sólo interesa una medida aproximada se utiliza el papel indicador.

- Placas agitadoras-calefactoras:

Permiten agitar y calentar los reactivos, para que la reacción se lleve a cabo de

la forma más rápida y uniforme. Los agitadores magnéticos tienen una pieza

metálica que gira y mueve un pequeño imán introducido en el matraz o

recipiente donde se lleva a cabo la reacción, situado encima de la plataforma.

Limpieza del material.

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Limpieza del material. La limpieza y cuidado del material de laboratorio es de vital importancia, ya

que un material defectuoso o sucio puede echar a perder cualquier análisis; por

ello es necesario extremar la limpieza del material y aparatos a utilizar.

Es fundamental limpiar el material antes y después de su uso para evitar

contaminaciones indeseadas.

Para la limpieza del material de vidrio se recomienda EVITAR EN LA MEDIDA

DE LO POSIBLE EL USO DE DETERGENTES, ya que contienen grandes

cantidades de metales pesados que pueden contaminar el material. Sólo se

usarán jabones o detergentes cuando el material se encuentre impregnado de

sustancias grasas o de difícil eliminación.

Una vez limpiado el material, ha de enjuagarse al menos una vez con agua

destilada, para eliminar trazas de otros compuestos que contiene el agua del

grifo.

Cuando se requiera la eliminación total del agua, o el material este impregnado

de compuestos orgánicos de naturaleza oleosa, se puede rociar el material con

un poco de acetona.

Técnicas de filtración.

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Técnicas de filtración. La filtración es una técnica de separación que permite separar un sólido

inmerso en la matriz de un líquido. Para llevar a cabo el proceso, se pasa la

mezcla a través de un material poroso que retiene las partículas sólidas.

Es lógico pensar que, a menor tamaño del poro, más efectiva será la

filtración, pero a su vez, la velocidad de la filtración se verá mermada.

Las diferentes técnicas de filtración se pueden dividir en dos grupos:

• Filtración por gravedad.

• Filtración a vacío.

Filtración por gravedad:

En este apartado se incluyen aquellas técnicas en las que la filtración se hace a

presión atmosférica, por lo que la única fuerza que hace que el líquido pase a

través del elemento filtrante es la fuerza de la gravedad.

En todos los subtipos existentes dentro de la filtración por gravedad, el

elemento filtrante empleado es el papel de filtro, soportado por un embudo de

vidrio.

En función de si interesa la fase sólida o la fase líquida de la mezcla, se

distinguen dos tipos de filtros diferentes:

Filtro liso: Se emplea cuando interesa únicamente la fase sólida de la

mezcla. La forma adecuada de elaborar un filtro liso se especifica a

continuación:


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1. Doble el papel de filtro redondo por la mitad, tal como indica la

línea, marcando bien el doblez y, una vez realizado, abra el

pliegue:

2. Realice un nuevo doblez de tal modo que el papel quede dividido

en cuatro porciones iguales:

3. Con las marcas previamente realizadas, forme un cono tal y como

se aprecia en la figura C:


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Filtro de pliegues: Este tipo de filtro se emplea cuando interesa recuperar

únicamente la fase líquida de la mezcla. A continuación se detalla la forma de

fabricar un filtro de pliegues.

Es muy importante que, tanto al fabricar un filtro liso como uno de pliegues, no

se produzca un pequeño orificio en la punta del mismo, ya que en ese caso, el

filtro no realizaría su función de forma correcta.

Filtración a vacío:

Este tipo de filtración permite llevar a cabo la separación de una forma más

rápida, permitiendo filtrar y recuperar una cantidad grande de sólido

Para ello, se utiliza el embudo Büchner adaptado a un kitasato que se conecta a

la trompa de vacío para succionar. En este caso es necesario cortar un papel de

filtro circular de tamaño suficiente para cubrir todos los agujeros del embudo,

pero menor que el círculo de la base del embudo, para que no queden bordes

por los que podría pasar el sólido. El papel se adhiere al embudo

humedeciéndolo y haciéndole succión.

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Práctica 1

Preparación de disoluciones

Base teórica de la práctica

Una disolución es una mezcla homogénea de moléculas, átomos o iones. La sustancia

disuelta se denomina soluto y la sustancia en la que se disuelve el soluto es el

disolvente. En general, el soluto es la sustancia que se encuentra en menor proporción

en la mezcla. De hecho, en aquellas disoluciones en las que los dos componentes se

encuentran presentes en cantidades relativas similares, el término soluto y disolvente se

asigna de forma arbitraria a una sustancia u otra.

La concentración de una disolución es la masa o volumen de soluto presente en un

volumen de disolución o en una masa de disolvente. La concentración se puede

expresar mediante unidades físicas o mediante unidades químicas.

Expresión de la concentración en unidades físicas:

Masa de soluto por unidad de volumen de disolución: g/L, mg/L. No se debe

confundir con la densidad, ya que ésta expresa el volumen ocupado por una

masa de una sustancia, mezcla de sustancias, etc., aunque se exprese en g/mL,

kg/m3, e incluso en g/L, mg/L, etc.

Práctica 1: Preparación de disoluciones

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Composición porcentual o número de unidades de masa de soluto por 100

unidades de masa de disolución. En aquellos casos en los que el porcentaje haga

referencia a una relación volumen/masa, masa/volumen, o volumen/volumen

se indicará convenientemente.

Expresión de la concentración en unidades químicas:

Molaridad (M) es el número de moles de soluto contenidos en un litro de

disolución. El número de moles se calcula dividiendo la masa de soluto entre la

masa molecular del mismo.

)()/(

)(

)( Lvolumenmolgmolecularmasa

gmasa

Ldisoluciónvolumensolutomoles

VnM === (Ec1)

Molalidad (m) es el número de moles de soluto contenido en un kilogramo de

disolvente. Para poder conocer la molalidad de una disolución es necesario

conocer la densidad de la disolución.

kgmolgmolecularmasa

gmasa

kgdisolventemasasolutomoles

kgn

m)/(

)(

)(=== (Ec2)

Fracción molar ( Xi) de cualquier componente de una disolución está definida

como el número de moles (n) de ese componente, dividido por el número total de

moles de todos los componentes en la disolución. La suma de las fracciones

molares de todos los componentes en una disolución es 1. Así si la disolución

está formada por dos componentes (soluto y disolvente):

disolventesoluto

solutosoluto nn

nx

+=

disolventesoluto

disolventedisolvente nn

nx

+= (Ec3)

xsoluto + xdisolvente = 1


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Dilución de disoluciones

Es una práctica habitual a la hora de elaborar disoluciones nutritivas para distintos

organismos partir de una disolución concentrada y a partir de ésta alcanzar el grado de

concentración requerido mediante dilución sucesiva.

Cuando la concentración se expresa sobre una escala volumétrica, la cantidad de soluto

contenido en un volumen dado de disolución es igual al producto del volumen y la

concentración:

Cantidad de soluto = volumen � concentración (Ec4)

Es habitual que la concentración se exprese en moles × L-1.

La preparación de una dilución diluida a partir de una concentrada se ilustra en el

siguiente ejemplo.

Se desea preparar 200 mL de una disolución 0,1 M de una sal a partir de una disolución

1,1 M de dicha sal.

Los moles necesarios se calculan a partir de la ecuación 4:

Moles de sal = 0,1 M � 0,2 L = 0,02 moles1

Los moles que necesitamos se tomarán de la disolución concentrada, en el

volumen que se pipetee de la misma, que será:

mLLMaconcentraddisolucióniónConcentrac

necesariosMolesaconcentraddisolucióndeVolumen 18018,0

)1,1()02,0(1

===

Además

Si una disolución es diluida, el volumen aumenta y la concentración disminuye, pero la

cantidad total de soluto es la misma. De esta forma dos disoluciones con

concentraciones diferentes pero que contienen las mismas cantidades de soluto están

relacionadas entre sí de la siguiente manera:

Volumen1 �� Concentración1 = Volumen2 �� Concentración2 (Ec5)


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Si se conocen cualesquiera de los tres términos en la ecuación 5, se puede calcular el

cuarto. Las cantidades en los dos lados de la ecuación deben expresarse en las mismas

unidades.

Solubilidad

La solubilidad de un soluto es la cantidad del mismo que se disuelve en una cantidad

dada de disolvente para dar lugar a una disolución saturada (concentración a partir de

la cual el sólido comienza a precipitar en el fondo), a una temperatura dada.

La concentración a saturación (solubilidad) se suele expresar en unidades molares y

también en g/100 mL de disolvente, indicándose la temperatura.

En general la solubilidad de sólidos y líquidos aumenta conforme aumenta la

temperatura, aunque hay excepciones como el NaCl cuya solubilidad en agua es

prácticamente independiente de la temperatura, o el carbonato cálcico que ve

disminuida su solubilidad en agua con el aumento de la temperatura.

En el caso de los gases, la solubilidad disminuye con el aumento de temperatura. La

solubilidad de un gas en un líquido está regida por la ley de Henry.

Por último indicar que tanto la solubilidad molar, la solubilidad y el producto de

solubilidad se refieren a una disolución saturada.


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Realización práctica

OBJETIVO:

El objetivo de la práctica es la preparación de una disolución anticoagulante compuesta

de glucosa, dihidrógeno citrato sódico, ácido cítrico y cloruro sódico en agua.

Esta disolución se denomina Solución de Alsever y se emplea para la conservación de

eritrocitos. La disolución permite mantener intacto el fenotipo eritrocitario y reduce los

riesgos de desarrollo microbiano durante largo tiempo, lo cual posibilita su uso para

pruebas diagnósticas in vitro.

Con la realización de la práctica el alumno adquirirá la destreza suficiente para

preparar disoluciones que podrán emplearse para la elaboración de medios de cultivo,

extractantes de analitos de interés, etc.

MATERIAL:

Reactivos: Glucosa, ácido cítrico, dihidrógeno citrato sódico, cloruro sódico.

Material: Vidrio de reloj, 1 agitador magnético, espátula, 1 vaso de precipitados de 250

mL y 1 vaso de precipitados de 25 mL, 2 matraces aforados de 100 mL, pipetas

graduadas de 5, 10, 15 mL, aspirador de pipetas, placa calefactora con agitación, probeta

de 100 mL, embudo con forma alemana, tubo de ensayo, pipeta Pasteur, potenciómetro

o pH-metro.

PROCEDIMIENTO:

Se ha de preparar 100 mL de solución de Alsever que está compuesta por (porcentajes

masa/masa):

1. Glucosa al 2,05%

2. Cloruro sódico al 0,42%

3. Dihidrógeno citrato sódico al 0,8%

4. Ácido cítrico al 0,055%

disponiendo para cada uno de los componentes de distintas formulaciones según se

indica a continuación.


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GLUCOSA

Dispone de una disolución concentrada de glucosa, 1,5M. Deberá determinar primero la

densidad de dicha disolución y posteriormente deberá calcular el volumen que deberá

pipetear de dicho disolución para preparar la solución de Alsever.

Densidad de la disolución concentrada de glucosa

Tome el vaso de precipitados de 25 mL y péselo. Anote la masa (M1). Pipetee 15 mL de

disolución concentrada y descárguela en el vaso de precipitados. Anote la masa (M2).

Disolución de glucosa al 2,05%

Para preparar este componente de la solución seguimos los pasos que se indican a

continuación:

1. Dado que la concentración de la que partimos está expresada en

moles/litro y en la formulación se encuentra en porcentaje en masa, se

expresará la molaridad en porcentaje en masa. Es necesario conocer la

masa molecular de la glucosa y la densidad de la disolución cocentrada.

2. Aplicamos la ecuación 5 para saber el volumen de disolución concentrada

a tomar. Tendremos en cuenta que vamos a preparar 0,100 L de solución

de Alsever y que el porcentaje en masa de la disolución diluida es el que

se ha calculado en el apartado anterior. Si tiene alguna duda a la hora de

efectuar los cálculos dispone en el manual de ejercicios resueltos que le

pueden ayudar.

Se pipetea el volumen calculado en (2) del volumen que se tomó para determinar la

densidad de la disolución concentrada y se descarga en el matraz aforado de 100 mL.

Se reserva este matraz hasta incorporar todos los componentes, momento en el que se

enrasa con agua desionizada hasta el aforo.

CLORURO SÓDICO

Prepare 100 mL de una disolución saturada de cloruro sódico en agua. Como dato se le

indica que la solubilidad de dicha sal en agua es de 36 g/100 mL de agua y que es

prácticamente independiente de la temperatura.

A continuación siga el siguiente procedimiento:


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1. Pese el vidrio de reloj y anote la masa (M1).

2. Anote la pureza del reactivo y téngala en cuenta.

3. Descargue unos 10 g de NaCl en el vidrio de reloj y anote la masa (M2).

4. Vierta el cloruro sódico en el vaso de precipitados de 250mL.

5. Añada agua desionizada (90 mL), el agitador magnético y agite

suavemente.

6. Cuando se haya disuelto la sal, cese la agitación y repita las operaciones 2

y 3.

7. Agite suavemente hasta la total disolución.

8. Pese otros 10 gramos de NaCl, anote la masa y añada por medio de la

espátula porciones de sal, al vaso de precipitados. Cuando observe que la

disolución está sobresaturada (unos gránulos de NaCl permanecerán sin

disolverse en el fondo del vaso de precipitados), cese la adición de sal.

Añada los 10 mL restantes de agua desionizada, agite suavemente.

9. Filtre la disolución a través de un filtro de pliegues que habrá preparado

siguiendo las instrucciones indicadas en el capítulo introductorio a estas

prácticas. Reserve el filtrado (disolución saturada de cloruro sódico).

A continuación calcule el volumen que deberá tomar de esta disolución saturada para

que los 100 mL de la solución de Alsever que está preparando presente una

concentración de NaCl al 0,42% (masa/masa).

Pipetee el volumen que acaba de determinar y viértalo en el matraz aforado de 100 mL

en el que descargó la disolución de glucosa. Se reserva este matraz hasta incorporar

todos los componentes, momento en el que se enrasa con agua desionizada hasta el

aforo.

ÁCIDO CÍTRICO

En este caso se parte de una disolución 0,1 molal que preparará el alumno. Para ello se

seguirá el siguiente procedimiento:

1. Se anotan las características del ácido cítrico en la hoja correspondiente.

2. Se calculan los gramos que se han de pesar de dicho ácido para preparar

100 mL de disolución 0,1 molal.


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3. Se pesa el vidrio de reloj. Se hace cero en la balanza y se añade la cantidad

calculada en el paso anterior.

4. Se descarga en el vaso de precipitados de 250 mL, se arrastra con agua los

restos de ácido en el vidrio de reloj. Se añaden unos 80 mL de agua

desionizada y el agitador magnético al vaso. Se agita suavemente hasta la

total disolución.

5. Se vierte el contenido del vaso al matraz aforado de 100 mL.

6. Se enrasa con agua desionizada ayudándose con una pipeta Pasteur para

la adición de las últimas gotas.

7. Se tapa y agita (Disolución 3)

8. Se calcula el volumen de disolución que se ha de pipetear de forma que la

concentración de ácido cítrico en la solución de Alsever sea del 0,055%

masa/masa.

9. Se pipetea dicho volumen y se descarga en el matraz aforado en el que se

ha incorporado ya la glucosa y el cloruro sódico.

10. Se reserva este matraz hasta incorporar todos los componentes, momento

en el que se enrasa con agua desionizada hasta el aforo.

Además determine el pH de la disolución concentrada de ácido cítrico.

Se vierte en el tubo de ensayo un volumen de disolución 3 (las 2/3 partes del volumen

del tubo) y se mide el pH mediante un pH-metro. Se anota en la hoja correspondiente.

DIHIDRÓGENO CITRATO SÓDICO

Al igual que en el caso de la glucosa, se parte de una disolución concentrada 0,5 M que

se proporciona al alumno. Deberá determinar primero la densidad de la disolución y

posteriormente deberá calcular el volumen que deberá pipetear de dicha disolución

para preparar la solución de Alsever.

Densidad de la disolución concentrada de dihidrógeno citrato

sódico

Tome el vaso de precipitados de 25 mL y péselo. Anote la masa (M1). Pipetee 15 mL de

disolución concentrada y descárguela en el vaso de precipitados. Anote la masa (M2).


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Disolución de dihidrógeno citrato sódico al 0,8%

Para preparar este componente de la solución seguimos los pasos que se indican a

continuación:

1. Dado que la concentración de la que partimos está expresada en

moles/litro y en la formulación se encuentra en porcentaje en masa, se

expresará el porcentaje en masa en molaridad. Es necesario conocer la

masa molecular del dihidrógeno citrato sódico y la densidad de la

disolución.

2. Aplicamos la ecuación 5 para saber el volumen de disolución concentrada

a tomar. Tendremos en cuenta que vamos a preparar 0,100 L de solución

de Alsever y que el porcentaje en peso de la disolución concentrada es el

que se ha calculado en el apartado anterior.

Se pipetea el volumen calculado en (2) del volumen que se tomó para determinar la

densidad y se descarga en el matraz aforado de 100 mL. Se reserva este matraz hasta

incorporar todos los componentes, momento en el que se enrasa con agua desionizada

hasta el aforo.

POR ÚLTIMO:

Una vez que se han descargado todos los componentes de la solución, se añade agua

desionizada hasta el aforo. Para enrasar más fácilmente emplee una pipeta Pasteur

para añadir las últimas gotas. Tape el matraz aforado, agite.

Determine el pH de la solución de Alsever que acaba de preparar.


del tubo) y se mide el pH. Se anota en la hoja correspondiente.

El resto de la solución viértala junto con las de sus compañeros en la botella que se les

proporcione. Se reservarán el conjunto de las soluciones preparadas para la práctica 2.


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RESULTADOS

HOJA DE DATOS Y CÁLCULO

GLUCOSA (C6H12O6)

Concentración disolución concentrada = ..........................................

Masa vaso precipitados (M1) = ........................................

Masa vaso precipitados + disolución glucosa (M2) = .........................................

Volumen pipeteado de disolución = ........................................

Densidad de la disolución = .......................................................

Cálculos:

Masa Molecular glucosa = 180 g/mol

Volumen a pipetear de la disolución 1,5 M para preparar la solución de Alsever=

.................................


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CLORURO SÓDICO (NaCl)

Pureza = ........................................................................

Masa molecular = .......................................................

Grado de hidratación = ........................................

Masa vidrio reloj = .........................................

Masa vidrio reloj + cloruro sódico (1) = ............................................................




Total adición de cloruro sódico = ........................................................

en 100 mL de agua

Cálculos:

Volumen de disolución saturada de NaCl para preparar 100 mL de solución de

Alsever = ..........................................................


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ÁCIDO CÍTRICO (C6H8O7)

Masa molecular = .........................................

Pureza = ..............................................

Grado de hidratación = ..............................................

Cálculos:

Volumen a pipetear de la disolución 0,1 molal para preparar la solución de Alsever=

.................................

pH de la disolución 0,15 molal = …………………………….


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DIHIDRÓGENO CITRATO SÓDICO (NaC6H7O7)

Concentración disolución concentrada = ................................................

Masa vaso precipitados (M1) = ........................................

Masa vaso precipitados + disolución glucosa (M2) = .........................................

Volumen pipeteado de disolución = ........................................

Densidad de la disolución = .......................................................

Cálculos:

Masa Molecular dihidrógeno citrato sódico = 214,11 g/mol

Volumen a pipetear de la disolución 0,6 M para preparar la solución de Alsever=

.................................


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CUESTIONES

1.- Expresar la solubilidad del NaCl en agua en:

gramos/L

molar

Respuesta:

Supongamos que se han consumido 36 gramos de NaCl hasta alcanzar la saturación de 100 mL

de agua. La solubilidad del NaCl será de 360 gL-1. Se está considerando que como consecuencia

de la disolución de la sal el volumen total apenas se modifica y el volumen de disolvente es

prácticamente el de disolución. Para expresar la solubilidad en moles por litro de disolución,

tenemos que conocer la masa molecular del NaCl que es 58,45 g mol-1. De ahí que la solubilidad

molar será:

Solubilidad molar = (360/58,45)mol/1 L = 6,16 M

2.- ¿Qué volumen se ha tomar de una disolución 0,15 M de acetato sódico para

preparar 250 mL de una disolución en la que el acetato se encuentra al 0,25%

masa/masa?

Solución:

Datos: la densidad de la disolución al 0,25 % es 1005 kg/m3

Una disolución al 0,25% de acetato sódico contiene 0,25 gramos de acetato sódico en 100 gramos

de disolución. 100 g de disolución ocupan un volumen de 99,5 mL. La concentración molar será:

M = (0,25/82,5)moles/0,0995L = 0,0305M

Se trata de preparar 250 mL de una disolución de acetato sódico 0,0305 M a partir de una

disolución 0,15 M

Moles necesarios = 0,0305M � 0,250 L = 7,61�10-3 moles

Esos moles se encontrarán en el volumen que tomemos de disolución concentrada,

Volumen = 7,61�10-3 moles /0,15 M = 0,0508L = 50,8 mL

Se puede aplicar también la ecuación 5:

0,15M � volumen = 0,250 L � 0,0305 M

volumen = 50,8 mL

O bien si es la densidad de la disolución concentrada la que es conocida:

0,15M = moles/1 L ;moles = 0,15 de ahí que gramos = 0,15 � 82,5 = 12,375

densidad de la disolución concentrada = 1005 kg m-3


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los 12,375 gramos de acetato sódico se encuentran en 1005 gramos de disolución, por lo

que:

disolucióngacetatox

ngdisolucióacetatog

1001005375,12

= x = 1,23%

Por tanto una disolución 0,15 M de acetato sódico es una disolución que presenta un

1,23% de acetato sódico.

Se trata ahora de saber qué volumen se ha de pipetear de esta disolución de forma que por

adición de agua, se disminuya la concentración a un 0,25%.

Volumen × 1,23 = 250mL � 0,25

Se ha de pipetear 50,8 mL, se descargan en una matraz aforado de 250 mL y se enrasa

hasta el aforo con agua desionizada.

3.- Se recibe una muestra de un alimento que se ha de analizar y determinar su

contenido en ácido cítrico. Para ello se toma una muestra de 2,0563 g y se disuelve en

250 mL de agua. De esta disolución se toman 20 mL, se vierten en un matraz aforado y

se enrasa con agua desionizada hasta 500 mL. Se toman 10 mL de esta disolución y se

analizan, resultando un concentración de 20 mg/L de ácido cítrico. ¿Cuál es la

concentración de ácido cítrico en la primera disolución? Si las autoridades sanitarias

admiten una concentración del 0,3 % de ácido cítrico en el alimento, está este

ingrediente dentro del límite?

Solución:

Una vez disuelta la muestra se vierte en un matraz aforado de 250 mL y se enrasa

2,0563g de muestra se disuelven en agua desionizada


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con agua

20 mL de la disolución anterior (D1) se vierten en un matraz aforado

Se toman 10 mL de D2 y se analizan. La concentración de la D2 en ácido cítrico es de 20 mg/L.

La concentración de ácido cítrico en la disolución D1 será 25 veces superior, es decir 20 mg/L �

25 =500 mg/L. El grado de dilución se determina como relación entre el volumen final y el de

muestra = Volumen final (500 mL)/Volumen muestra (20 mL) = 25

En 1 litro de disolución tenemos 500 mg de ácido cítrico como la muestra se ha disuelto en 250

mL, la masa de ácido cítrico será de 125 mg.

x

gcítricoácidog

entoamuestrag 100125,0

lim0563,2=

El porcentaje de ácido cítrico en el alimento es del 6,1%. Se supera por tanto el límite establecido

por las autoridades.

5.- Establezca la equivalencia entre las distintas formas de expresar la concentración

de una disolución a través de este ejemplo:

Una disolución de metanol 0,7 molal con una densidad de 999 kg/m3 equivale:

Porcentaje en masa

0,7 molal = moles/ kg disolvente

gramos = 0,7molal�1 kg�32 g/mol = 22,4

Disolución = 1000 g agua +22,4 g de metanol

disolucióngx

disolucióngolmeg

1004,1022tan4,22

=

El porcentaje de metanol en la disolución es del 2,19 % masa/masa

Gramos/litro disolución

Densidad de la disolución es 999 kg/m3= 0,999 g/mL =999 g/L

y se enrasa hasta 500 mL (D2)


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Volumen de la disolución = Masa/densidad = 1022,4 g/999g/L = 1,023 L

Concentración metanol = 22,4 g/1,023L = 21,896 g/L≈ 21,9 g/L

Concentración molar

Concentración molar =( 22,4g/32g�mol-1)/1,023L = 0,68M

6.- Se quiere preparar 250 mL de una disolución 0,1 M de ácido cítrico, ¿Qué cantidad

de ácido se ha de pesar teniendo en cuenta que:

Riqueza = 95%

Grado hidratación =Anhidro

Respuesta:

Comenzamos calculando por aplicación de la definición de molaridad la masa de ácido cítrico a

pesar. Tenga en cuenta que esta masa que calcula a partir de la fórmula es ácido al 100%.

M = moles/Volumen ; moles = volumen × M = 0,250 L × 0,1 M = 0,025

0,025 moles = gramos/masa molecular ; g = 0,025 moles × 192 g/mol = 4,8

Pureza:

ácidodeg8,4

productodegxácidodeg5,99

productodeg100=

se han de pesar 4,824 g de ácido cítrico al 99,5%

de 112

Práctica 2

Valoraciones ácido-base


Algunos de los procesos más importantes de los sistemas químicos y biológicos son

reacciones ácido-base en disolución. El pH en el cuerpo humano varía

considerablemente de un fluido a otro; por ejemplo, el pH de la sangre se encuentra

alrededor de 7,4, en tanto que el del jugo gástrico humano puede ser de 1,5. Estos

valores de pH que son críticos para el funcionamiento adecuado de las enzimas y del

balance de presión osmótica, se mantienen por acción de los sistemas amortiguadores.;

conocidos como disoluciones reguladoras de pH de tampón. El pH y los sistemas

tampón son los conceptos básicos de esta práctica.

Atendiendo a la definición de Arrhenius se entiende por ácido toda aquella sustancia que

proporciona H+ en disolución. Análogamente se entiende por base toda aquella sustancia que

puede proporcionar OH- en disolución.

Se diferencian ácidos y bases fuertes y ácidos y bases débiles. Entre los primeros cabe

señalar el HCl, NaOH y entre los segundos el ácido acético, el ácido cítrico (con el que

se trabajó en la práctica anterior), o el amoniaco son ejemplos de ácidos y bases débiles.

Un ácido y una base fuerte en disolución acuosa se encuentran totalmente ionizados, de

ahí que la concentración de ácido es prácticamente igual que la concentración de

Práctica 2: Valoración ácido-base

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protones de base conjugada, en el caso del ácido. En el caso de base fuerte, la

concentración inicial de base es igual que la de OH- y el ácido conjugado, al encontrarse

totalmente ionizado.

Sin embargo la disociación de un ácido débil no es total, sino que es reversible en

disolución acuosa y puede describirse mediante una constante de equilibrio, que

generalmente se designa por Ka. De forma similar ocurre con una base débil,

designándose en este caso la constante de equilibrio como Kb.

Cuanto mayor sea el valor de la constante de acidez o de basicidad, mayor fuerza ácida

o básica, según corresponda, presentará el ácido o la base.

Así para el ácido acético, la disociación se indica como sigue:

HC2H3O2 + H2O ⇔ C2H3O2- + H3O+

Ka = [ ] [ ]

[ ]232

-2323H

OHHCOHCO ×+

(Ec.1)

En la formulación de las constantes de equilibrio [H+] y [H3O+] son equivalentes entre

sí. Aunque en realidad el protón está hidratado en disoluciones acuosas, con frecuencia

se emplea la notación H+ en lugar de H3O+ debido a que se sobreentiende que el protón

está hidratado. Además todos los iones están hidratados, no sólo el H+. Tampoco se

incluye la concentración de agua ya que se considera constante, al encontrarse en una

proporción mucho mayor que el resto de las especies.

Y para el amoniaco se expresaría como:

NH3 + H2O ⇔ NH4+ + OH-

Kb = [ ] [ ]

[ ]3

-4

NHOHNH ×+

(Ec.2)

Concepto de pH

El agua puede actuar como ácido y como base; cada disolución está caracterizada por el

proceso de autoionización, en el cual una molécula de agua cede un protón a otra

molécula de agua. El equilibrio de autoionización del agua siempre debe satisfacerse,

sin importar que estén presentes ácidos o bases en disolución.


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2 H2O ⇔ H3O+ + OH- Kw = [H3O+] × [OH-] (Ec.3)

A 25ºC Kw presenta un valor de 1,00 × 10-14. En ausencia de ácidos y bases en

disolución, las concentraciones de H+ y OH- serán iguales. A 25ºC se cumplirá que:

[H+] = [OH-] = (1,00 × 10-14)-1/2 = 1,00 × 10-7 (Ec.4)

La acidez o la alcalinidad de una disolución se expresa mediante su pH. El concepto de

pH se define en la ecuación 5:

pH = - log [H+] (Ec.5)

Cuanto mayor sea el pH de una disolución menor será la concentración de protones y

por tanto menor la acidez.

En forma similar se define

pOH = - log [OH-] (Ec.6)

Cuanto menor sea el pOH de una disolución mayor será su alcalinidad.

Las dos medidas se relacionan a través de la constante de autoionización del agua.

pH + pOH = - log Kw = 14 a 25ºC (Ec.7)

Toda disolución que presente un pH inferior a 7 se denomina ácida. Aquella que

supere el valor de 7 será básica. Si es igual a 7, entonces será neutra.

Con frecuencia se utiliza el concepto de pK haciendo referencia al logaritmo negativo de

la constante correspondiente. Si el pKa de un ácido vale 4 su constante de acidez

presentará un valor de 10-4.

Hidrólisis

Una sal que contenga un ion conjugado de un ácido o de una base débil, sufre una

reacción con el agua, reacción de hidrólisis, de naturaleza ácido-base.

El acetato de sodio tiene un ion que es la base conjugada del ácido acético (ácido débil).

El ion acetato es una base y puede aceptar protones de los ácidos o del agua.


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C2H3O2- + H2O ⇔ HC2H3O2 + OH-

Kb = [ ] [ ]

[ ]-232

-232

C OHOHOHHC ×

(Ec.8)

La reacción anterior es un equilibrio y se denomina de hidrólisis. Como resultado de

este proceso, una disolución de acetato es básica debido a que se produce un exceso de

OH-.

La reacción anterior es el resultado de las reacciones de autoionización del agua y de

acidez del ácido acético. De ahí que la constante de basicidad se puede expresar como

sigue:

Kb = Kw/Ka (Ec.9)

De forma análoga actuaría el ión amonio en disolución, que se comportaría como ácido

para formar la base conjugada, según la reacción siguiente:

NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+

La constante de acidez puede obtenerse de forma similar a la anterior:

Ka = Kw/Kb (Ec.10)

Disoluciones amortiguadoras del pH

Si el pH de una disolución no se ve afectado apreciablemente por la adición de

pequeñas cantidades de ácidos o de bases, se dice que la disolución es amortiguadora,

reguladora o tampón. Una disolución tendrá esta propiedad si contiene cantidades

relativamente grandes de un ácido débil y de su base conjugada o bien de una base

débil y su ácido conjugado.

F Si se agrega una pequeña cantidad de un ácido fuerte a esta disolución, los protones

agregados se combinarán con una cantidad equivalente de la base débil de la disolución

reguladora para formar un ácido conjugado de esa base débil, anulando los protones

adicionados; por tanto la concentración de protones permanece constante .

F Si se agrega una pequeña cantidad de base fuerte, los OH- se combinarán con una

pequeña cantidad equivalente del ácido débil de la disolución amortiguadora para


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formar la base conjugada de ese ácido débil, anulando los OH- adicionados. De esta

forma la cantidad de protones de la disolución tampón no se ve afectada

apreciablemente por la adición de pequeñas cantidades de un ácido o una base.

Cualquier par de ácido débil y base conjugada, o base débil y ácido conjugado, puede

utilizarse para formar una disolución amortiguadora, siempre y cuando cada uno de

ellos pueda formar su base o ácido conjugado en disolución.

Indicadores

Un indicador ácido-base es una sustancia que sufre un cambio perceptible de color

dentro de un pequeño intervalo de pH. En general es un ácido (o una base) débil que en

su forma asociada, (representada genéricamente por HIn), presenta colores diferentes

que en su forma disociada (In–). El color de la disolución que contiene al indicador

dependerá de la concentración relativa entre las formas disociada y sin disociar, que a

su vez depende del pH:

El cambio neto de color del indicador se denomina viraje, y el intervalo de pH en el que

se produce el cambio de color es el intervalo de viraje.

Indicador Cambio de color Intervalo de pH

Naranja de metilo

Rojo a anaranjado 3,1-4,4

Fenolftaleina Incoloro a rosa 8,3-10,0 Rojo de metilo Rojo a amarillo 4,4-6,2 Azul de timol (dos virajes)

Rojo a amarillo Amarillo a azul

1,2-2,8 8,0-9,6

Reacciones de Neutralización

Si se agrega a una disolución acuosa de un ácido la cantidad equivalente de disolución

de una base, o inversamente, se forma una disolución de la sal correspondiente al ácido

y base empleados.


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Cuando se utilizan ácidos fuertes y bases fuertes, la disolución de la sal obtenida tiene

carácter neutro y por ello dichas reacciones se llaman de neutralización. Por ejemplo,

podría determinarse la concentración de una disolución de ácido clorhídrico midiendo

el volumen de una disolución valorada (previamente con un patrón primario como el

ftalato sódico) de NaOH necesario para que se efectúe la neutralización siguiente:

HCl + NaOH ⇒ NaCl + H2O

Se llama punto de equivalencia de una valoración al punto en el cual se han mezclado

cantidades equivalentes de disolución de reactivo y de la sustancia a valorar, según la

estequiometría de la reacción.

El punto final de una valoración es el punto en el cual el indicador sufre un cambio

perceptible por nuestros sentidos. Lo ideal es que coincidan el punto final y el punto de

equivalencia. La diferencia que existe entre los dos, corresponde al llamado error de

valoración.

Sin embargo, si se valora un ácido débil, como el ácido acético, con una base fuerte,

(como el NaOH) el pH varía de un modo distinto al caso anterior.

CH3COOH + NaOH ⇒⇒⇒⇒CH3COO- + Na+ + H2O

Antes de llegar al punto de equivalencia coexistirán en la disolución moléculas sin

disociar de ácido acético e iones acetato, por lo que la disolución se comportará como

una disolución amortiguadora o tampón. En el punto de equivalencia, la disolución

tendrá sólo acetato sódico, sal cuyo anión es una base más fuerte que el agua y que por

tanto da lugar a una reacción de hidrólisis produciendo pH básico:

CH3 COO- + H2O ⇔⇔⇔⇔ CH3COOH + OH-

Por ello, para detectar el punto final de esta valoración hay que elegir un indicador que

cambie de color a pH básico, como la fenolftaleína.

Valoración o volumetría ácido-base

Un método sencillo para determinar la concentración desconocida de un ácido o de una

base en una disolución, consiste en medir el volumen de otra disolución de


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concentración conocida de una base o de un ácido que se necesita para su

neutralización. Este procedimiento analítico se denomina volumetría ácido-base.

Las valoraciones ácido-base tienen su fundamento en el cambio brusco de la

concentración de protones que se produce en el punto final de la reacción de

neutralización.

El reactivo cuya concentración es conocida se denomina reactivo valorante. Esta

concentración debe ser conocida con una alto grado de precisión. Habitualmente se

emplean patrones primarios, que son sustancias que permiten preparar disoluciones

estables en el tiempo y de concentración conocida. El hidróxido sódico no es un patrón

primario ya que sufre carbonatación, al combinarse con el CO2 del aire, según la

reacción ácido-base siguiente:

NaOH(s) + CO2(g) ⇒ NaHCO3 (s)

Por ello, si se desea emplear la NaOH como reactivo valorante para conocer por

ejemplo la concentración de HCl en una disolución, previamente deberá ser valorada

con un patrón primario.

Por último se indicarán las características generales que debe reunir una volumetría

para caracterizar una reacción ácido-base:

q La reacción entre la disolución del reactivo y la sustancia a valorar debe ser

cuantitativa.

q La reacción debe transcurrir de manera rápida.

q La reacción debe ser estequiométrica.

q Debe existir un procedimiento fácil para poner de relieve el punto de

equivalencia, minimizándose el error de viraje, al encontrarse próximos el punto

final y el de equivalencia.


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OBJETIVO: El objetivo de la práctica es la determinación de la concentración de

ácidos y bases mediante volumetría y la capacidad amortiguadora del pH de una

disolución de ácido acético/acetato sódico y de la solución de Alsever preparada en la

práctica 1. Adicionalmente se identificará el color de indicadores ácido-base con el pH y

se calculará teóricamente.

Con la realización de la práctica el alumno adquirirá habilidades que le permitan

desarrollar una volumetría ácido-base y conocer la concentración de ácidos y bases

presentes en disolución así como la capacidad amortiguadora del pH de distintas

disoluciones. Es también objetivo de la práctica que el alumno valore la importancia del

pH dentro de los sistemas químicos y biológicos y el papel que juegan las disoluciones

amortiguadoras dentro de estos sistemas.

MATERIAL:

Reactivos: Ácido acético, disolución de NaOH de concentración desconocida,

disolución de HCl 0,1M, acetato sódico, disolución de fenolftaleína.

Material: Vidrio de reloj, agitador magnético, espátula, 1 vaso de precipitados de 100

mL, y otro de 50 mL, 1 matraz aforado de 200 mL y otro de 100mL, pipetas graduadas

de 2, 5, 10 mL, aspirador de pipetas, placa calefactora con agitación, 2 matraces

erlenmeyer de 100mL, tubo de ensayo, pipeta Pasteur, bureta de 25 mL, soporte,

embudo, potenciómetro o pHmetro.

PROCEDIMIENTO:

1.- Valoración de la disolución de NaOH de concentración desconocida:

Se toman con pipeta 10 mL de la disolución de ácido clorhídrico 0,1M, y se vierten en el

matraz erlenmeyer, se lavan las paredes de éste con agua destilada, se diluyen hasta un

volumen aproximado de 50 ml y se añaden tres o cuatro gotas de fenolftaleína. Se llena

la bureta con la disolución de NaOH de concentración desconocida, enrasándola

cuidadosamente. Se inicia la valoración añadiendo lentamente desde la bureta el NaOH

(mantener rigurosamente la misma velocidad de caída de la disolución para reducir al


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mínimo los errores) y agitando cuidadosamente el erlenmeyer. En las proximidades del

punto de equivalencia se observará una mayor persistencia del color rosa del indicador.

Se tomará como punto final de la valoración el viraje a rosa.

Resulta muy conveniente poner un papel blanco debajo del erlenmeyer para observar

mejor el viraje (cambio de color) del indicador.

Se verificará la lectura de la bureta y se harán los cálculos correspondientes para

conocer la concentración de la disolución de NaOH.

Debe repetirse la valoración y los resultados deben ser concordantes, tomando el valor

medio de los observados. En caso contrario, se repetirá la valoración. Tiene que tenerse

en cuenta que los resultados posteriores dependen del buen hacer de esta primera

valoración.

2.- Valoración de una disolución de ácido acético 0,15M.

Se prepararán 200 mL de una disolución de ácido acético 0,15 M. Se anotan las

características del ácido acético proporcionado en la hoja de este reactivo. Se calcula

teniendo en cuenta la pureza, y la densidad, el volumen de ácido acético a pipetear.

Una vez conocido el volumen necesario de ácido y teniendo en cuenta que el ácido

acético concentrado se manipula en campana, se continúa la práctica como sigue:

1. Se pipetea el volumen calculado de ácido acético y se vierte en el matraz

aforado de 200 mL.

2. Se diluye con agua desionizada.

3. Se enrasa hasta el aforo ayudándose de una pipeta Pasteur.

4. Se tapa y agita.

Montaje para la valoración ácido-base


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Se valora la disolución que acaba de preparar siguiendo el procedimiento descrito en la

valoración anterior.

Además se determinará el pH de la disolución, para lo cual


del tubo) y se mide el pH, mediante un pHmetro. Se anota en la hoja correspondiente.

El resto de la disolución de ácido se reserva para la preparación de la siguiente

disolución.

3.- Preparación de una disolución tampón de ácido acético/acetato sódico.

Se prepararán 100 mL de una disolución 0,15 M tampón de ácido acético/acetato, que

presente un pH 4,7, utilizando la disolución del apartado anterior y una sal de la base

conjugada (acetato sódico). Para ello siga el siguiente procedimiento:

1. Se anotan las características del acetato sódico proporcionado (pureza, grado

de hidratación, masa molecular) en la hoja correspondiente.

2. Se la concentración de acetato sódico necesaria para preparar 100 mL de

disolución tampón a partir de la disolución de ácido acético 0,15M y determine

la masa de acetato sódico a pesar. Si tiene dudas, en el Manual dispone de

ejercicios resueltos que le pueden ayudar.

3. Se coloca el vidrio de reloj en la balanza, se hace cero y ayudándose de la

espátula, descargue la masa necesaria en el vidrio de reloj.

4. Se vierten unos 50 mL de disolución 0,15 M de ácido acético en un vaso de

precipitados de 100 mL, descargue el contenido del vidrio de reloj y

ayudándose con la pipeta Pasteur, se arrastran los restos de reactivo con

disolución de ácido acético. Agite suavemente con un agitador magnético.

5. Una vez disuelto el acetato sódico, se vierte el contenido en un matraz aforado

de 100 mL. Se añaden pequeños volúmenes de disolución de ácido acético 0,15

M para lavar el vaso de precipitados. Se enrasa con dicha disolución.

6. Se tapa y agita.

Esta disolución tampón se valorará siguiendo el procedimiento descrito anteriormente.

Además:

1. Se determinará el pH tal y como se indicó para el ácido acético.

2. Se comprobará la capacidad tampón procediendo como sigue:


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Se toman con pipeta 10 mL de disolución de ácido acético y se vierten en el vaso

de precipitados de 50 mL. A continuación se añaden 10 mL de HCl 0,1 M. Se

agita la disolución. Se mide el pH siguiendo el procedimiento descrito. Se anota

en la hoja correspondiente.

Se repite la experiencia ahora con el tampón ácido acético/acetato. De nuevo se

toman 10 mL de tampón y se vierte en el vaso de precipitados de 50 mL. Se

pipetean 10 mL de disolución de HCl 0,1 M y se descargan en el vaso de

precipitados. Se homogeneiza la disolución y se determina el pH, según el

procedimiento ya descrito.

4.- Valoración de la solución de Alsever.

Siguiendo el procedimiento descrito, se valora con NaOH la solución de Alsever que

preparó en la Práctica 1.

Tenga en cuenta que:

Todas las valoraciones deben efectuarse al menos por duplicado.

Cada valoración es registrada en la hoja correspondiente.

5.- Determinación del pH de distintas disoluciones salinas.

Se le proporcionan dos gradillas cada una de las cuales contiene seis tubos de ensayo.

En la gradilla INDICADORES dispone de las siguientes disoluciones:

Tubo número Contenido

1 Rojo de metilo en medio ácido

2 Rojo de metilo en medio neutro

3 Rojo de metilo en medio básico

4 Fenolftaleína en medio ácido

5 Fenolftaleína en medio neutro

6 Fenolftaleína en medio básico


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En la gradilla SALES dispone de las siguientes disoluciones

Tubo número Contenido

1 Na2CO3 + Rojo de metilo

2 Na2CO3 + Fenolftaleína

3 NaHCO3 + Rojo de metilo

4 NaHCO3 + Fenolftaleína

5 NH4Cl + Rojo de metilo

6 NH4Cl + Fenolftaleína

Observe el color del indicador en función del pH de la disolución y contrástelo con el

color de las disoluciones de sales.

Defina el pH de las soluciones salinas por observación del color que adquiere el

indicador, anótelo en la hoja correspondiente (ácido/neutro/básico) y posteriormente

calcule el pH teórico de dichas disoluciones, sabiendo que en todos los casos la

concentración de sal es 0,1M y que las constantes de acidez son las que se indican en la

hoja correspondiente.


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RESULTADOS


1.- Valoración de la disolución de NaOH de concentración desconocida

Volumen de NaOH consumido en la V1 =...................................



Volumen valor medio de las valoraciones = ...............................................

Cálculos:


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Concentración molar de la disolución NaOH proporcionada = .....................................

2.- Valoración de una disolución de ácido acético 0,15M.

Preparación de la disolución de ácido acético

Riqueza de ácido acético =.................................

Densidad =......................................

Masa molecular =...................................

Volumen de ácido acético a pipetear =............................

Valoración de la disolución





Determinación del pH

pH de la disolución 0,15 M de ácido acético = ........................................

Determinación del pH tras adición de 10 mL de HCl 0,1 M

pH de la disolución = ...........................................

Cálculos


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Concentración real de la disolución de ácido acético preparada = ..............................

3.- Preparación de una disolución tampón de 0,15 M de ácido

acético/acetato sódico.

Riqueza del acetato sódico = ................................................

Grado de hidratación = .................................................

Masa molecular = ...............................................

Masa de acetato sódico a pesar = ......................................

Valoración del tampón preparado





Determinación del pH tampón:

pH de la disolución =..............................

Determinación del pH del tampón tras adición de 10 mL de HCl 0,1 M

pH de la disolución = ...........................................

Cálculos:

Concentración necesaria de acetato sódico =...............................................


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Cuestiones que en relación a las experiencias anteriores se le plantean:

1.- ¿Qué volumen de NaOH ha consumido con la disolución de ácido acético 0,15 M y

que volumen ha consumido con la disolución tampón?. ¿Cree que el consumo de

base debería ser similar? ¿A qué es atribuible la diferencia?


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2.- Tras la adición de HCl 0,1M primero a la disolución de ácido acético y después a

la de tampón, ¿Cuál es el valor de pH que presenta cada una de las disoluciones?

¿Cree que la modificación del pH debería ser similar? ¿Por qué?


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4.- Valoración de la solución de Alsever.





Cálculos


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Cuestiones que en relación a esta valoración se le plantean.

¿Qué consumo teórico de NaOH espera en la valoración de la disolución de ácido

cítrico que preparó en la Práctica 1?¿Es igual o diferente del que ha obtenido con la

solución de Alsever? ¿Por qué?¿Qué pH teórico debería tener la solución de Alsever?


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5.- Determinación del pH de distintas disoluciones salinas.

Tubo número Contenido Color

1 Rojo de metilo en medio ácido

2 Rojo de metilo en medio neutro

3 Rojo de metilo en medio básico

4 Fenolftaleína en medio ácido

5 Fenolftaleína en medio neutro

6 Fenolftaleína en medio básico

Tubo número Contenido pH

(ácido/neutro/básico)

Color

1 Na2CO3 + Rojo de metilo

2 Na2CO3 + Fenolftaleína

3 NaHCO3 + Rojo de metilo

4 NaHCO3 + Fenolftaleína

5 NH4Cl + Rojo de metilo

6 NH4Cl + Fenolftaleína

Cálculo:

☺ pH teórico de una disolución 0,1 M de Na2CO3.


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☺pH teórico de una disolución 0,1 M de NH4Cl.

☺¿Qué pH espera de la disolución de hidrógeno carbonato sódico? ¿Por qué?


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CUESTIONES

1.- Determine el pH teórico de las siguientes disoluciones:

Acetato sódico 0,2 M

Respuesta:

El acetato sódico lo representamos por NaAc y el ácido acético por AcH

El acetato sódico se ioniza totalmente en el agua:

NaAc ⇒⇒⇒⇒ Na+ +Ac-

El ion acetato es la base conjugada de un ácido débil, por tanto una base más fuerte que el agua

de ahí que:

Ac- + H20 ⇔⇔⇔⇔ AcH +OH-

Kb = Kw/Ka = 10-14/10-4,74 =10-9,26

Además se considera que la concentración de acetato en el equilibrio es prácticamente la

concentración inicial de acetato sódico, y que la concentración de OH- y AcH es la misma, de ahí

que:

10-9,26= [ ] [ ][ ]

[ ][ ]x

xAc

AcHOH−

=×−

−

2,0

2

pOH = 4,98 ; pH = 14-4,98 = 9,02

Ácido carbónico 0,35 M

Respuesta:

El ácido carbónico es un ácido débil que en disolución acuosa se disocia parcialmente en

hidrógeno carbonato y un protón. Al ser un ácido diprótico en disolución acuosa puede dar otra

base conjugada, el carbonato. Sin embargo, al tratarse de la incorporación de un ácido débil al

agua, la generación de carbonato es prácticamente despreciable, de ahí que:

H2CO3 ⇔ HCO3- + H+ pKa1= 6,36

En el equilibrio, la concentración de protones y de anión hidrógeno carbonato se igualan.

10-6,36= [ ][ ]x

x−5,0

2

: [x]≈ 4,67�10-4

pH = 3,33

Nitrato amónico 0,25 M

Respuesta:


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NH4+NO3⇒ NH4++NO3-

El ion nitrato no sufre hidrólisis, pero el ion amonio si.

NH4++ H2O⇔NH3+ H+

Ka = Kw/Kb = 10-14/10-4,74 = 10-9,26

10-9,26=[ ] [ ]

[ ] x25,0x

NHHNH 2

4

3-

=×

+

+; x ≈ 10-4,93

pH ≈ 4,93

2.- Indique para cada uno de los procesos que se indican, la reacción que tiene lugar:

La efervescencia que tiene lugar cuando se disuelve en agua una tableta de

Alka-Setzer es causada por el dióxido de carbono, que se libera por la reacción

entre el ácido cítrico y el bicarbonato de sodio.

Respuesta:

C6H8O7(ac) +NaHCO3(ac)⇒ C6H7O7-Na+ (ac)+CO2(g)+H2O(l)

Ácido Hidrógeno Citrato sódico Dióxido de carbono

Cítrico carbonato sódico

La función principal de los antiácidos es neutralizar el exceso de HCl en el

jugo gástrico. El principio activo de la leche de magnesia es el hidróxido de

magnesio.

Respuesta:

Mg(OH)2(s) + HCl(ac) ⇒MgCl2(ac) + H2O

La determinación de la acidez valorable en la leche es una práctica habitual en

la industria lechera. La leche no debe contener más de un 0,18 % de ácido láctico

(producto de la fermentación microbiana de la lactosa). ¿Cómo se valora el ácido

láctico presente en la leche con una disolución de NaOH?

Respuesta:

C3H6O3(ac) +NaOH(ac) ⇒ C3H5O3-Na+(ac)+ H2O


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3.- Si el pH de una disolución de ácido láctico de concentración 10 g/L es 2,8, y el

ácido láctico es un ácido débil. ¿Cuál es la constante de acidez del ácido láctico?¿Cuál

es el porcentaje de disociación del ácido láctico en dicha disolución?. Si 250mL de

leche se valoran con NaOH 0,1055 M y se consumen 50 mL de base, de acuerdo con la

limitación indicada en el apartado anterior, ¿es la leche analizada apta para su

comercialización? La densidad de la leche es 1005 Kg/m3

Respuesta:

10 g/L de ácido láctico = (10g/90g×mol-1)/L = 0,1111M

C3H6O3(ac) ⇔C3H5O3- +H+

Ka = [ ] [ ]

[ ]64,4

8,2

363

353 10101111,0

1010OHC

HOHC -2,8-

2,8---

-=

×=

× +

El grado de ionización (α) será la relación x/ Concentración inicial, por tanto

α =10-2,8/0,1111 =0,014

Valoración:

[ácido láctico] =moles consumidos de NaOH/ volumen de leche =

=0,1055M×0,050L/ 0,250L= 0,0211M

[ácido láctico] = 1,8999g/1,005Kg = 1,89 g/Kg = 0,189%

La leche se encuentra en el límite para su comercialización por su contenido en ácido

láctico.

4.- Para muchos cultivos, el pH del suelo es determinante de la productividad

agrícola. Por eso es una práctica frecuente que aquellos suelos que presentan un pH

ácido se encalen (se incorpore cal al suelo) con vistas a aumentar su pH y mejorar así

la producción agrícola. Se trata de definir para un suelo que presenta un pH de 5,5,

determinado con un tampón de pH 7, la necesidad de cal (CaO) (kg/Ha) para que el

pH aumente hasta un valor de 7.

Respuesta:

Experimentalmente se comprueba que:

moles H+ que se intercambiarán con el catión calcio/100 g suelo = 10×(7,0-pH)/1000=

=0,015 moles/100g suelo


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la interacción entre los protones que confieren acidez al suelo y el óxido de calcio es la

siguiente:

CaO + 2H+⇔ Ca2++H2O y el calcio ocupará las posiciones de cambio

Por tanto, un mol de óxido de calcio reacciona con dos moles de protones:

56 g de CaO reaccionan con 2 g de protones; como por cada 100 g de suelo, se requieren

intercambiar 0,030g de protones, se necesitarán 0,84 g de CaO.

Pero se ha de referenciar a 1 hectárea. Por convenio se considera que el peso de una

hectárea de suelo corresponde a un espesor de 20 cm y una densidad media de 1500 kg/m3

y es de 3×106kg

kgCaOhectárea/kgsuelo103

CaOkg1084,0

suelokg100,0 6

3×

=× -

por tanto

kg/ha de CaO = 25200

5.- ¿Cuál es el pH de una disolución qué contiene ácido fórmico (HCOOH) 0,30 M y

formiato potásico (HCOOK) 0,52 M? pKa = 3,7

Respuesta:

El ácido fórmico es un ácido débil. Cuando se combina un ácido débil con su base conjugada se

obtiene una disolución amortiguadora.

Las reacciones que tienen lugar son las siguientes:

CHOOH⇔CHOO- + H+

HCOOK ⇒K++ HCOO-

HCOO-+H2O⇔ CHOOH +OH-

El primero de los equilibrios está prácticamente inhibido por la incorporación del formiato a la

disolución, hay un efecto de ion común.

El pH del tampón formado puede conocerse al aplicar la ecuación de Henderson-Hasselbalch

pH = pKa + log [base conjugada]/[ácido] (Ec. 12)

pH = 3,7 + log 0,52/0,30 = 3,94

Si a 20 mL de la disolución anterior, se le añaden 20 mL de disolución 0,1 M de

NaOH, ¿cuál será el pH de la disolución resultante?


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Respuesta:

Veamos los equilibrios que tienen lugar

NaOH ⇒ Na++ OH-

CHOOH⇔CHOO- + H+

CHOOH + OH-+Na+⇒CHOO-Na++H2O

20 mL de disolución 0,30 M de ácido fórmico y 0,52 M de formiato potásico, contienen:

Moles de ácido fórmico = 0,30 M × 0,020 L = 6×10-3

Moles del acetato =0,52 M × 0,020 L = 10,4 × 10-3

A su vez:

20 mL de disolución de NaOH 0,1 M proporcionan 2×10-3 moles de OH-.

Los moles incorporados reaccionan con el ácido fórmico formándose acetato sódico y agua. Esta

reacción inhibe la hidrólisis del ion acetato, de forma que tras la adición del hidróxido:

[HCCOH] =(6,0 × 10-3-2×10-3)moles/0,040 L= 4×10-3moles/ 0,040 L

[HCOO-] = (0,0104 + 2×10-3)moles/0,040 L = 12,4×10-3moles/0,040 L

Aplicando la constante de equilibrio:

10-3,7= 12,4×10-3moles/0,040 L×[H+]/ 4×10-3moles/ 0,040 L

[H+] = 6,44 × 10-5M pH = 4,2 Si a 20 mL de la disolución anterior, se le añaden 20 mL de disolución 0,1 M de HCl,

¿cuál será el pH de la disolución resultante?

Respuesta:

Estamos ahora en la situación inversa. Al añadir un ácido al tampón, será la reserva alcalina

(formiato) la que interaccione, inhibiéndose la ionización del ácido fórmico.

De esta forma, y tras la adición del ácido clorhídrico a los 20 mL de disolución la concentración

de las especies en el equilibrio, será la siguiente:

[HCCOH] =(6,0 × 10-3 +2×10-3)moles/0,040 L= 8×10-3moles/ 0,040 L

[HCOO-] = (0,0104 - 2×10-3)moles/0,040 L = 8,4×10-3moles/0,040 L

Aplicando la constante de equilibrio:

10-3,7= 8,4×10-3moles/0,040 L×[H+]/ 8×10-3moles/ 0,040 L

[H+] = 1,90× 10-4M pH = 3,72


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6.- Se indican tres procedimientos distintos para preparar un tampón ácido

acético/acetato de un pH determinado. Señale cuál o cuales de los procedimientos no

es adecuado para la preparación del tampón:

1. Disolución de cantidades conocidas de ácido acético y de acetato sódico.

2. Disolución de ácido acético en agua y adición de hidróxido sódico hasta

neutralización parcial del ácido.

3. Disolución de acetato potásico en agua y adición de ácido clorhídrico hasta

neutralización parcial de la base.

Respuesta:

Los tres procedimientos indicados son adecuados para preparar un tampón ácido acético/acetato

de un pH definido. En el segundo caso, la cantidad de acetato formado será equivalente a la

cantidad agregada de base fuerte. En el tercero, la cantidad de ácido formada será equivalente a la

cantidad agregada de ácido fuerte.


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Datos para la resolución de la práctica

Constantes de acidez y basicidad

H2CO3 ⇔⇔⇔⇔ HCO3- + H+ pKa1 = 6,36

HCO3- ⇔⇔⇔⇔ CO32- + H+ pKa2 = 10,3

NH3 + H2O ⇔⇔⇔⇔ NH4+ + OH- pKb = 4,74

HC2H3O2 ⇔⇔⇔⇔ C2H3O2- + H+ pKa = 4,74

C6H8O7 ⇔⇔⇔⇔ C6H7O7- + H+ pKa1 = 3,13

C6H7O7- ⇔⇔⇔⇔ C6H6O72- + H+ pKa2 = 4,77

C6H6O72- ⇔⇔⇔⇔ C6H5O73- + H+ pKa3 = 6,40


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Datos para la resolución de la práctica

Constantes de acidez y basicidad

H2CO3 ⇔⇔⇔⇔ HCO3- + H+ pKa1 = 6,36

HCO3- ⇔⇔⇔⇔ CO32- + H+ pKa2 = 10,3

NH3 + H2O ⇔⇔⇔⇔ NH4+ + OH- pKb = 4,74

HC2H3O2 ⇔⇔⇔⇔ C2H3O2- + H+ pKa = 4,74

C6H8O7 ⇔⇔⇔⇔ C6H7O7- + H+ pKa1 = 3,13

C6H7O7- ⇔⇔⇔⇔ C6H6O72- + H+ pKa2 = 4,77

C6H6O72- ⇔⇔⇔⇔ C6H5O73- + H+ pKa3 = 6,40

Práctica 3: Propiedades Coligativas

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Práctica 3

Propiedades coligativas. Determinación

del peso molecular de un soluto.


Estudios teóricos y experimentales han permitido establecer las propiedades físicas

características de los líquidos. Entre ellas cabe mencionar: la densidad, la propiedad de

ebullir, congelar y evaporar, la viscosidad, la capacidad de conducir la corriente

eléctrica, etc.

Cada líquido presenta valores característicos (es decir, constantes) para cada una de

estas propiedades.

Cuando un soluto y un disolvente originan una disolución, la presencia del soluto

determina una modificación de estas propiedades con relación a su estado normal en

forma aislada, es decir, líquido puro. Estas modificaciones se conocen como

propiedades de una disolución.

Las propiedades de las disoluciones se clasifican en dos grandes grupos:


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1.- Propiedades constitutivas: son aquellas que dependen de la naturaleza de las

partículas disueltas. Ejemplo: viscosidad, densidad, conductividad eléctrica,

etc.

2.- Propiedades coligativas o colectivas: son aquellas que dependen del número

de partículas (moléculas, átomos o iones) disueltas en una cantidad fija de

disolvente. Las cuales son:

o La disminución de la presión de vapor

o El aumento del punto de ebullición

o La disminución del punto de congelación

o Presión osmótica

Todas ellas referidas a la disolución con respecto al disolvente puro.

Estas propiedades han de estudiarse por separado para solutos electrolitos y para

solutos no electrolitos. En esta práctica se estudia la relación de las propiedades

coligativas con la concentración de solutos no electrolitos.

- SOLUTOS ELECTROLITOS àààà Aquellos que al disolverse dan lugar a iones, es decir,

en disolución se encuentran en forma de cationes (+) y aniones (-).

−+

+→

(ac)Cl

(ac)Na

(ac)NaCl

Un mol de cloruro sódico proporciona al medio dos moles de soluto: un mol de ión

sodio y un mol de ión cloruro.

- SOLUTOS NO ELECTROLITOS àààà Aquellos que en disolución se encuentran en

forma de moléculas.

(ac)GLUCOSA(ac)GLUCOSA →

Una molécula de glucosa genera al medio de disolución una molécula de soluto.


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IMPORTANCIA DE LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS

Las propiedades coligativas tienen tanta importancia en la vida común como en las

disciplinas científicas y tecnológicas, y su correcta aplicación permite:

A) Formular y crear mezclas frigoríficas y anticongelantes.

B) Determinar masas molares de solutos desconocidos.

C) Formular sueros o soluciones fisiológicas que no provoquen desequilibrio

hidrosalino en los organismos animales o que permitan corregir una anomalía

del mismo.

D) Formular caldos de cultivos adecuados para microorganismos específicos.

E) Formular soluciones de nutrientes especiales para regadíos de vegetales en

general.

Las propiedades a estudiar en esta práctica son el aumento de la

temperatura de ebullición y el descenso de la temperatura de fusión de una

disolución con respecto a su disolvente puro.

Aumento de la temperatura de ebullición

La variación de la temperatura de ebullición es consecuencia directa de la disminución

de la presión de vapor de una disolución con respecto a su disolvente puro.

PPRREESSIIÓÓNN DDEE VVAAPPOORR àààà La presión de vapor de una disolución de un soluto poco

volátil es siempre inferior a la presión de vapor del disolvente puro y depende de la

concentración del soluto pero no de su naturaleza.

PPUUNNTTOO DDEE EEBBUULLLLIICCIIÓÓNN àààà El punto de ebullición de una disolución es la

temperatura a la cual su presión de vapor iguala a la presión atmosférica.

FRANÇOISE MARIE RAOULT (1883) descubrió que la presión de vapor de las

moléculas de una disolución es proporcional al número relativo de esas moléculas en

la disolución.


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Con la presencia de un soluto poco volátil, la presión de vapor de la disolución

disminuye, por lo que hay que calentar la disolución a una mayor temperatura par

alcanzar el punto de ebullición. La diferencia de temperatura de la disolución con

respecto al disolvente se denomina elevación del punto de ebullición: ∆ Te.

m.Ke0

TeTe∆Te =−= (Ec.1)

Siendo:

Te: Temperatura de ebullición de la disolución

Te0: temperatura de ebullición del disolvente puro

Ke: constante ebulloscópica o constante molal de aumento del punto de ebullición

(específica para cada disolvente)

m : molalidad de la disolución1

Factores que afectan el punto de ebullición:

§ Los líquidos hierven a cualquier temperatura siempre que la presión externa que se

ejerce sobre ellos sea igual a la presión de vapor correspondiente a dicha

temperatura.

§ El punto de ebullición de un líquido depende de la presión externa a la cual esté

sometido.

§ Si la presión externa o atmosférica es baja, se necesita poca energía para que la

presión de vapor del líquido iguale a la presión externa, luego su punto de

ebullición es bajo.

§ Si la presión externa o atmosférica es alta se necesita más energía para que la

presión de vapor del líquido iguale la presión externa, luego su punto de ebullición

es alto.

§ Mientras más concentradas sean las disoluciones mayor son los puntos de

ebullición de estas.

1 Consultar base teórica de la práctica número uno, preparación de disoluciones.


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En la práctica se va a calcular el peso molecular de un soluto problema por ebulloscopía

sabiendo que la variación de la temperatura de ebullición es directamente proporcional

a la concentración molal del soluto en un disolvente y que el soluto es un no electrolito.

Disminución de la temperatura de congelación

Al igual que ocurre con la temperatura de ebullición, la variación de la temperatura de

congelación es consecuencia directa de la disminución de la presión de vapor de una

disolución con respecto a su disolvente puro.

PPUUNNTTOO DDEE CCOONNGGEELLAACCIIÓÓNN à Corresponde a la temperatura a la cual las moléculas

de un compuesto (como por ejemplo el agua) pasan del estado líquido al estado sólido.

Desde la antigüedad es conocido el hecho de que el punto de congelación de una

disolución es inferior al del disolvente puro, así por ejemplo en los países de climas fríos

es costumbre añadir un soluto (alcohol, glicerina, glicol,.........) al agua de los radiadores

de los coches para evitar su congelación durante las heladas invernales.

Con la presencia de un soluto poco volátil, la presión de vapor de la disolución

disminuye, por lo que hay que enfriar la disolución aún más para alcanzar el nuevo

punto de congelación. La diferencia de temperatura se denomina disminución del

punto de congelación: ∆ Tc.

mKcTcTcTc .0 =−=∆ (Ec.2)

Siendo:

Tc: Temperatura de congelación de la disolución

Tc0: temperatura de congelación del disolvente puro

Kc: constante crioscópica o constante molal de disminución del punto de congelación

(específica para cada disolvente)

m : molalidad de la disolución2

2 Consultar base teórica de la práctica número uno, preparación de disoluciones.


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En la práctica se va a calcular el peso molecular de un soluto problema por crioscopia

sabiendo que la variación de la temperatura de congelación es directamente

proporcional a la concentración molal del soluto en un disolvente y que el soluto es un

no electrolito.


OBJETIVOS: El objetivo de la práctica es llegar a comprender el concepto

de propiedad coligativa y relacionarlo con aspectos fundamentales de la

vida. Determinar el peso molecular de una sustancia problema a partir de

la variación de la temperatura de ebullición.

MATERIAL Y REACTIVOS:

Reactivos: vaselina, soluto problema, agua desionizada y ciclohexanol.

Material: matraz de 250 ml de boca B-29/32 y boca para termómetro (1), refrigerante de

serpentín en un pie (1), termómetro de 0-100 ºC (1) , termómetro de 0-50ºC (1),

termómetro de 95-109 ºC (1), pinza para sujeción del matraz (1), barra magnética (1), aro

de corcho (1), placa agitadora (1), manta calefactora (1) baño de hielo , tapón de vidrio

(1), espátula (1).

PROCEDIMIENTO:

Antes de iniciar con la práctica deben comprobar si se dispone de todo el material

necesario, así mismo, éste debe estar perfectamente limpio y seco.

1.- Ebulloscopía: Medida del aumento de la temperatura de ebullición de una disolución de un soluto poco volátil.

1. Se enciende la balanza y se esperan unos segundos para que se estabilice, a

continuación se coloca el aro de corcho sobre la bandeja y sobre este el matraz de

250 mL con boca para termómetro. Después se tara y se pesa.


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2. Una vez que en el monitor de la balanza aparecen todo ceros, pese entre 9,5 y

10,5 g de sustancia problema à se anota la cantidad exacta pesada. Ojo!!!!

Mucho cuidado con que quede algo de soluto en la boca del matraz.

3. Sobre el soluto pesado se añaden aproximadamente 100g de agua desionizada à

se anota el peso exacto.

4. Se introduce en el matraz una barra agitadora magnética para disolver el soluto.

5. Se disolve el soluto totalmente, evitando salpicaduras que supondría pérdidas

de disolución. (este paso se realiza con ayuda de la placa agitadora).

6. A continuación se introduce el termómetro de escala 95-103 ºC y se ajusta de

modo que el bulbo quede sumergido en la disolución.

7. Se coloca el matraz en la manta calefactora situada encima de una placa

agitadora.

8. Se conecta el refrigerante al matraz asegurándose de que queda bien lubricado y

ajustado. Para ello se untan las paredes internas de los empalmes con vaselina y

se ajustan con una pinza de sujeción.

9. Se hace pasar agua lentamente a través del refrigerante.

10. Seleccionar una agitación suave. ( pida orientación al profesor).

11. Se comienza a calentar rápidamente al principio y suavemente a partir de los

90ºC.

12. Cuando se observa ebullición en el interior del matraz se anota la temperatura

que marca el termómetro.

13. A partir de ese momento se anota la temperatura hasta que sea constante dentro

de un rango de ± 0.1ºC durante cinco minutos a intervalos de 30 segundos.

14. La lectura debe ser constante durante los cinco minutos; si no lo es, se aumenta la

velocidad de agitación y se repite todo el proceso.


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15. La temperatura de ebullición será aquella que permanece constante durante el

periodo de medida. Para confirmar la lectura deje enfriar la disolución y repita

todo el proceso.

Medida del aumento de la temperatura de ebullición del disolvente puro.

Se repite todo el procedimiento anterior con 100 g de agua desionizada pura.


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CUESTIONES A TRABAJAR POR EL ALUMNO

1.- Escriba las temperaturas de ebullición de los disolventes puros y de sus disoluciones.

EBULLOSCOPÍA

Te Te0 Te Te0

T media


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2.- Calcule la molalidad de las disoluciones empleadas, sabiendo que3:

Ke = 0,512 ºC/m Kc = 31,1 ºC/m

3.- Calcule el peso molecular de la sustancia problema por ebulloscopía.

4.- ¿Ha observado alguna anomalía en la estabilidad de la temperatura de

ebullición? Justifique la respuesta.

3 Ecuaciones 1 y 2


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CUESTIONES RESUELTAS SOBRE LAS PROPIEDADES COLIGATIVAS

PROBLEMAS

1.- El etilenglicol (EG) es un anticongelante automovilístico común. Es soluble en agua y bastante no volátil. Calcule el punto de congelación de una disolución que contenga 651 g de esta sustancia en 2505 g de agua. ¿Pondría esta sustancia en el radiador de su coche durante el verano? La masa molar del EG es 62,01 . (R. Chang, ejemplo 12.11)

Datos y fórmulas:

Te (EG) = 197 ºC Te (AGUA) = 100 ºC Tc (AGUA) = 0 ºC Kc (AGUA) = 1,86 ºC/m Ke (AGUA) = 0,52 ºc/M MM = 62,01 g/mol Masa de agua = 2505 g Masa de EG = 651 g

MMmasa

moles

AGUAkgEGmoles

m

mKcTcTcTc

mKeTeTeTe

=

=

=−=∆

=−=∆

.

.0

0

Planteamiento y resolución: Se pide calcular el punto de congelación de una disolución de agua con etilenglicol. Lo primero que hay que hacer es calcular la molalidad de la disolución y a continuación sustituir en la fórmula del descenso del punto de congelación.

( ) ( )CCCTcTcTcTc

CmmCmKcTc

AGUAkgEGmolkg

molgg

AGUAkgEGmoles

m

º79,7º79,7º0

º79,719,4./º86,1.

/19,4505,2

/01,62651

0 −=−=⇒−=∆

===∆

===

Puesto que el agua pura se congela a 0 ºC, la disolución se congelaría a –7,79 ºC.


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Del mismo modo se puede calcular el punto de ebullición de la disolución:

( ) ( )CCCTeTeTeTc

CmmCmKeTe

º2.102º2,2º100

º2,219,4./º52,0.0 =+=⇒−=∆

===∆

Puesto que la disolución hervirá a los 102,2 ºC, sería preferible dejar el anticongelante en el radiador del coche durante el verano para evitar la ebullición de la disolución.

2.-Una muestra de 1.20 gramos de un compuesto covalente desconocido se disuelve en

50.0 gramos de benceno. La disolución se congela a 4.92/C. Calcule la masa molar del

compuesto.

Datos y fórmulas:

Punto de congelación del benceno puro es de 5.48 ºC = Tc0

Tc = 4,92 ºC

Kc (BENCENO) = 5.12 ºC/m

Masa de compuesto = 1,20 g

Masa de benceno = 50 g

MMmasa

moles

disolventekgsolutomoles

m

mKcTcTcTc

=

=

=−=∆ .0

Planteamiento y resolución: Para el cálculo de la masa molar del compuesto desconocido, se halla primero el número de moles representados por 1,20 gramos del compuesto. Se usan primero los datos de punto de congelación para determinar la molalidad de la disolución. La molalidad relaciona el número de moles de soluto y la masa de disolvente (conocida), de modo que esto permite calcular el número de moles del desconocido.

( ) ( ) molgkgxkgmol

gdisolventeKgxmsolutomasa

MM

mCC

KcTc

m

CTcTcTc

/18,21805,0/11,0

20,1

11,0/º12,5

º56,0

º56,092,448,50

===

==∆

=

=−=−=∆


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CUESTIONES

1.- ¿Por qué se hace necesario evaluar la temperatura de ebullición de la disolución y del disolvente puro el mismo día?

Porque el punto de ebullición de un líquido depende de la presión externa a la cual esté

sometido.

2.- ¿ Por qué en las altas cumbres el agua hierve a menos de 100 ºC?¿ Qué ocurre a nivel

del mar?

En las altas cumbres, la presión atmosférica es baja, luego el agua hierve a una temperatura menor a 100°C.

A nivel del mar, la presión atmosférica es alta, luego el agua hierve a 100°C.

3.- Se tienen dos disoluciones acuosas: una de glucosa ( MM = 180 g/mol) 0,1 molal y otra

de sacarosa ( MM = 342 g/mol) 0,1 molal. ¿Cuál de las dos disoluciones presenta mayor

descenso crioscópico?

Descenso crioscópico : ∆Tc = Kc . m

En ambos casos la molalidad es 0,1 y, por tanto , se considera constante. Luego, el descenso crioscópico depende de la constante del descenso del punto de congelación.

La constante crioscópica es directamente proporcional a la masa molecular del soluto, por lo tanto a mayor masa molelucar, mayor constante y por lo tanto mayor descenso crioscópico.

Puesto que la sacarosa presenta una masa molecular mayor, será esta disolución la que presenta mayor descenso crioscópico.

KgMMKgTc

disolventeKgMM

solutogTc

disolventekgsolutomoles

TcmTc

Kc..∆

=∆

=∆

=∆

=

de 112

BIBLIOGRAFÍA

- R. Chang- “Química”, Ed. MacGraw-Hill

- Atkins, “Química General”, Ed. Omega

- “Química. Fundamentos teóricos y problemas resueltos” , Ed. Bellisco

- “Problemas resueltos de química” , Ed. Thomsom

Cuestiones tipo test

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Práctica 4

Valoración redox.

Base teórica de la práctica Se denominan reacciones de oxidación-reducción (redox), a aquellas en las que tiene

lugar un intercambio de electrones entre las especies implicadas, lo que supone un

cambio del estado o número de oxidación de las mismas.

Se denomina número de oxidación, al número de cargas que tendría un átomo en una

molécula o en un compuesto iónico si los electrones fueran transferidos completamente.

En estas reacciones, el agente oxidante, es aquel compuesto cuyo número de oxidación

disminuye, es decir, gana electrones; y el agente reductor, es aquel compuesto cuyo

número de oxidación aumente, es decir, cede electrones.


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Un sistema formado por un oxidante y su forma reducida se conoce con el nombre de

PAR REDOX (Oxi/Red), que viene caracterizado por el número de electrones (n)

intercambiados entre ambas especies.

2Oxi2n/2Red2n1Red1n/1Oxi1n

Según lo anterior, en una reacción redox, se podrá distinguir entre dos semirreacciones

que siempre han de ir unidas, ya que no se puede dar una sin la otra; estas

semirreacciones son:

• Semirreacción de Oxidación: Es aquella en la que tiene lugar una cesión de

electrones, por lo que interviene la especie reductora.

• Semirreacción de reducción: Por el contrario, es aquella en la que tiene lugar

una ganancia de electrones, interviniendo por tanto, la especie oxidante.

En resumen

AGENTES OXIDANTES son especies que: 1- oxidan a otras sustancias 2- son reducidas 3- ganan electrones

AGENTES REDUCTORES son especies que:

1- reducen otras sustancias 2- son oxidadas 3- pierden electrones

Por lo tanto, no puede haber una especie que se reduzca sin que exista otra en el medio

capaz de oxidarse, dándose ambas reacciones de forma simultánea.


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Ajuste de reacciones redox. Método del ión-electrón.

El primer paso a la hora de ajustar una reacción redox es identificar y asignar los

números de oxidación de cada átomo para seguir el camino de la transferencia de

electrones.

El número de oxidación:

• refleja el número de electrones transferidos.

• permite identificar a simple vista los elementos que se han oxidado y

los que se han reducido.

Los elementos que muestran un aumento en el número de oxidación se han oxidado; los

que se han reducido, presentan una disminución en su número de oxidación.

Reglas para la asignación de números de oxidación

1. En los elementos libres no combinados cada átomo tiene un número de oxidación de

cero. Así, como cada átomo en H2, Br2, Na, Be, K, O2 y P4 tiene el número de

oxidación cero.

2. Para los iones constituidos por un solo átomo (iones monoatómicos), el nº oxidación es

igual a la carga del ion.

q Todos los metales alcalinos tienen nº oxidación +1

q Todos los alcalinotérreos +2

q El aluminio +3

3. El nº oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos es –2 salvo en el

peróxido de hidrógeno (H2O2) y en el ion peróxido (O22-) es –1.

4. El nº oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando esta formando hidruros

metálicos que el nº oxidación es –1.

5. El flúor tiene un nº oxidación de –1 en todos sus compuestos. Los otros halógenos (Cl,

Br, I) tienen nº oxidación negativos cuando existen como iones halogenuro en los


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compuestos. Cuando están combinados con oxígeno (oxiácidos y oxianiones) tienen

nº oxidación positivos.

6. En una molécula neutra, la suma de los nº oxidación de todos los átomos debe ser

cero. En un ion poliatómico, la suma de los nº oxidación de todos los elementos debe

ser igual a la carga neta del ion.

7. Los nº oxidación no tienen que ser enteros. El nº oxidación del ion superóxido O2- es –

1/2.

Por convenio,

• los nº oxidación se representan como +n y –n

• las cargas iónicas se representan como n+ y n-.

Los estados de oxidación y las cargas iónicas pueden combinarse algebraicamente.

El ajuste de una reacción redox varía en función del pH del medio, lo que no varía de

un medio a otro es el número o estado de oxidación; por lo tanto, una vez asignado el

número de oxidación de cada átomo, se tendrá en cuenta si en el medio hay alguna

especie de carácter ácido o si por el contrario, en el medio está presente una especie

básica

Ajuste en medio ácido:

Para que resulte más sencillo, la explicación se basará en un ejemplo:

424423224 SOLiMnSOSOHOSLiKMnO +→++

1.- Asignación los números de oxidación:

4

26

2

12

4

62

4

26

2

1

3

2

2

4

2

1

4

271OSLiOSMnOSHOSLiOMnK−++−++−++−++−++

+→++

Se recuerda que el número de oxidación de un elemento se multiplica por el número de

átomos de ese elemento que tenga la molécula y que, el cómputo final de los números

de oxidación de los elementos que forman una molécula debe ser cero


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2.- Identificación de las semirreacciones de oxidación y reducción:

Reducción

4

26

2

12

4

62

4

26

2

1

3

2

2

4

2

1

4

271 −++−++−++−++−++

+→++ OSLiOSMnOSHOSLiOMnK

Oxidación

De este modo, se observa que el manganeso (Mn) pasa de tener un estado de oxidación

+7 a +2, luego ha ganado electrones, se ha reducido.

Por otro lado, el azufre (S) ha pasado de tener un estado de oxidación +4 a +6, luego ha

perdido electrones, se ha oxidado.

3.- Escriba y ajuste las semirreacciones:

Teniendo en cuenta los siguientes puntos:

• Únicamente se tendrá en cuenta la parte de la molécula que sufra la oxidación o

la reducción, es decir: 2

4+− → MnMnO

24

232

−− → SOOS

Básicamente es como separar la molécula entre la parte que “aporta la carga

positiva” y la que aporta la “carga negativa”, empleando sólo aquella que sufra la

pérdida o ganancia de electrones. Es importante tener en cuenta que no se pueden

romper grupos funcionales, como por ejemplo el grupo sulfato ( 24SO −−−− ).

• Para ajustar las semirreacciones según el método del ión-electrón en medio ácido

se procede de la siguiente forma:

1. Se ajusta el “heteroátomo”, que varía su número de oxidación En

este caso el heteroátomo se encuentra ajustado: 2

4+− → MnMnO

En la semirreacción de oxidación: 2

42

32 2 −− → SOOS


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Es necesario anteponer un 2 delante del grupo sulfato ( 24SO −−−− ) para

igualar el número de azufres (S).

2. Se iguala el número de oxígenos (O) a ambos lados de la reacción

añadiendo tantas moléculas de agua en el lado donde falten

oxígenos, como sean necesarias.

OHMnMnO 22

4 4+→ +−

242

232 25 −− →+ SOOHOS

Como hay dos grupos sulfatos, se tienen 2 x 4 = 8 oxígenos en el lado

izquierdo de la reacción, luego en el lado derecho se han de sumar 5

moléculas de agua.

3. Dado que el agua tiene protones (H+), hay que añadir en el lado

contrario al que se sume agua, tantos protones como hidrógenos se

han adicionado con el agua, es decir, 2 por cada molécula de agua

añadida.

OHMnHMnO 22

4 48 +→+ ++−

+−− +→+ HSOOHOS 1025 242

232

4. Por último se ajustan los electrones (e-), los cuales siempre se

suman. Para ello, se realiza un cómputo de las cargas a ambos lados

de la reacción y se suman tantos electrones como haga falta para

igualar las cargas en ambos lados.

OHMneHMnO 22

4 458 +→++ +−+−

En el lado derecho hay 2 cargas negativas que aporta el grupo

permanganato ( −−−−4MnO ) y 8 positivas de los protones (H+), luego 8 + (-

1) = 7. En el lado izquierdo sólo hay dos cargas positivas, por lo tanto

hay que sumar 5 electrones en el lado derecho −+−− ++→++ eHSOOHOS 81025 2

422

32


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En el lado derecho de la semirreacción hay 2 cargas negativas del

grupo tiosulfato ( 232OS −−−− ). En el lado izquierdo, sin embargo hay 2

grupos sulfato con 2 cargas negativas cada uno, lo que hace un total de

4 cargas negativas y, 10 protones con carga positiva, es decir: -4 + 10 =

6, luego hasta llegar a -2 se deben sumar 8 electrones.

5. Una vez se han ajustado todos los elementos y las cargas, se

procede a sumar las dos semirreacciones para que los electrones se

anulen. Para ello, se busca un múltiplo que iguale el número de

electrones en ambas semirreacciones. Si no es posible encontrar ese

múltiplo, se multiplica la semirreacción de oxidación por el número

de electrones que haya en la semirreacción de reducción y

viceversa; es decir:

( )OHMneHMnO 22

4 4588 +→++ +−+−

( )−+−− ++→++ eHSOOHOS 810255 242

232

6. Tras la suma de ambas semirreacciones se obtiene la fórmula iónica

de la reacción redox:

( )OHMneHMnO 22

4 4588 +→++ +−+−

( )−+−− ++→++ eHSOOHOS 810255 242

232

+−+−+− +++→+++ HSOOHMnOHOSHMnO 5010328255648 2

422

22

324

Simplificando las especies comunes a ambos lados la ecuación se reduce de la

siguiente manera: 2

4222

324 10785148 −+−+− ++→++ SOOHMnOSHMnO

7. Finalmente se obtiene la fórmula molecular de la reacción

añadiendo aquellos elementos que, desde el principio,

acompañaban a los iones que se han ajustado; es decir, el grupo

permanganato ( −−−−4MnO ) estaba acompañado del ión potasio (K+),


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luego se tendrán que añadir tantos átomos de potasio como átomos

de permanganato se tengan. Y así sucesivamente con todos los

iones de la reacción.

Téngase en cuenta que en una reacción, deben existir el mismo

número de átomos a ambos lados de la misma, luego se deben

compensar los átomos a ambos lados de la reacción.

La reacción inicial sin ajustar era la siguiente:

424423224 SOLiMnSOSOHOSLiKMnO +→++

La reacción ajustada obtenida quedaría así:

4242242

322424 4578578 SOKSOLiOHMnSOOSLiSOHKMnO +++→+++ −−

8. Realice un recuento de átomos para comprobar que la reacción está

ajustada correctamente. Es recomendable prestar especial atención

al número de oxígenos, ya que si éstos están ajustados, se puede

afirmar casi al 100 % que la reacción está ajustada.

Ajuste en medio básico o neutro:

En medio básico, en lugar de protones se tienen iones hidroxilo (OH-), por lo que

existen ciertas diferencias para realizar el ajuste por el método del ión electrón.

Para que resulte más sencillo, la explicación se basará en un ejemplo:

( ) OHSOKKClCrOKKOHKClOSOCr 242423342 +++++ �

1.- Asignación de los números de oxidación: 2

21

4

262

111

4

262

1121

3

251

34

26

2

3 −+−++−−−+++−+−++−+++++→++

OHOSKClKOCrKHOKOClKOSCr

2.- Identificación de las semirreacciones de oxidación y reducción:

Oxidación


Página 98 de 112

22

1

4

262

111

4

262

1121

3

251

34

26

2

3 −+−++−−−+++−+−++−+++++→++

OHOSKClKOCrKHOKOClKOSCr

Reducción

3.- Escriba y ajuste las semirreacciones:

24

3 −+ → CrOCr

−− → ClClO3

Las principales diferencias con el ajuste en medio ácido son:

1. Para ajustar los átomos de oxígeno, se añade en el lado contrario el doble de

grupos OH- que átomos de oxígeno haya de diferencia entre ambos lados. 2

43 8 −−+ →+ CrOOHCr

−−− +→ OHClClO 63

2. Para ajustar los hidrógenos, se precisan tantas moléculas de agua como la

mitad del número de OH- añadidos en el lado correspondiente.

OHCrOOHCr 22

43 48 +→+ −−+

−−− +→+ OHClOHClO 63 23

3. A partir de este momento se procede igual que en el medio ácido, es decir:

( )−−−+ ++→+ eOHCrOOHCr 3482 22

43

( )−−−− +→++ OHCleOHClO 663 23

OHCrOOHClOHClOOHCr 22

4233 8263162 +++→+++ −−−−−+

OHCrOClClOOHCr 22

433 52102 ++→++ −−−−+

( ) OHSOKKClCrOKKOHKClOSOCr 242423342 53210 +++→++

Las reacciones de oxidación-reducción en los animales.

Existen multitud de ejemplos de reacciones redox en el metabolismo animal, pero

dichas reacciones suelen ser muy complejas. La destrucción de microorganismos por


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fagocitosis, la síntesis de mediadores inflamatorios y la detoxificación constituyen

algunos ejemplos relevantes.

El crecimiento y la supervivencia de los seres vivos depende de su habilidad para

obtener energía del sistema, y una forma de energía es aquella que procede de las

transformaciones químicas que los propios organismos llevan a cabo. La utilización de

la energía química implica reacciones redox catalizadas por enzimas.

Además, en los organismos se mantiene un balance de óxido-reducción constante que

se generan como resultado del metabolismo celular y los sistemas de defensa

antioxidantes. La pérdida de este balance, lleva consigo lo que se denomina un estado

de estrés oxidativo. Cuando los radicales libres exceden la defensa antioxidante, se

produce lesión celular, trastornos fisiológicos y cambios patológicos.

Demostración

OBJETIVO: Observar los cambios que tienen lugar en una disolución de

permanganato potásico al ser sometida a un varias reducciones sucesivas, apreciándose

los distintos estados de oxidación del manganeso gracias a las variaciones de color.

Reactivos: Permanganato potásico, sulfito sódico (s) (Na2SO3) en medio básico (KOH 6

M).

Material: Cristalizador (1), Pipeta Patear (2), guantes de látex.

PROCEDIMIENTO

1.- PERMANGANATO CON SULFITO SÓDICO EN MEDIO BÁSICO


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Se disponen una gota de permanganato potásico y otra de sulfito sódico(s) en medio

básico (KOH 6N). Con ayuda de la pipeta pasteur se unen ambas gotas, obteniéndose

la siguiente sucesión fotográfica en el intervalo de 1 minuto.

Parece evidente la formación rápida de manganato verde y la aparición final de un

precipitado marrón oscuro de dióxido de manganeso y pequeños copos más claros de

hidróxido de manganeso(II) al agregarse unas gotas de agua destilada para aumentar la

extensión de la gota, lo que permitirá diferenciar las zonas reactivas.

Los posibles procesos químicos que justificarían la aparición de los colores que se

aprecian, serían:

REDUCC. 2KMnO4 +2K+ +2e- = 2K2MnO4 OXIDAC: Na2SO3 + 2OH- = Na2SO4 + H2O + 2e- _________________________________________________________________________

2KMnO4 +2KOH +Na2SO3 → 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O púrpura verde

También podría formarse finalmente un precipitado marrón claro, de hidróxido de

manganeso(III) o de oxohidróxido de manganeso(III), por oxidación del hidróxido de


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manganeso(II), con el propio oxígeno disuelto en el agua. También debe recordarse que

a pH>10,83, el permanganato se reduce a manganato, con el agua de la disolución,

produciéndose oxígeno, por eso la gota de KOH no se puede echar directamente sobre

la gota de permanganato.

2.- PERMANGANATO CON SULFITO SÓDICO 2%, EN MEDIO FUERTEMENTE

BÁSICO (KOH 50%).

Transcurridas algunas horas, se observan los siguientes cambios:

En la primera fotografía se observa la aparición del hipomanganato azul diferente de la

tercera fotografía en la que surge el tono verdoso procedente del manganato, que al


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cabo de algún tiempo va reduciéndose a los hidróxidos de manganeso responsables del

color de la última fotografía. En las dos primeras fotografías se aprecian pequeñas

burbujas absorbidas en el medio especialmente viscoso; deberá ser el oxígeno

procedente de la oxidación de los OH- del medio.

Según eso los procesos propuestos ( de los muchos posibles) para justificar lo que se ve,

serían:

REDUCC: 2MnO4 - +4e- = 2MnO4 3- OXIDAC: 4OH- = O2 + 2H2O + 4e pH muy alto ________________________________________________________

2KMnO4 +4KOH → 2K3MnO4 + O2 + 2H2O. Púrpura azul

2MnO4 - +4OH- → 2MnO4 3- + O2 + 2H2O.

Debe tenerse en cuenta que el hipomanganato es muy inestable, y a temperatura

superior a 10ºC, se desproporciona en Mn6+ y Mn4+, por eso para iniciar esta reacción

hay que tener previamente los reactivos en la nevera, o incluir hielo en la caja Petri (aún

así el color azul sólo dura pocos segundos).

También se podría producir:

REDUCC. 2KMnO4 +2Na+ +2e- = 2K2MnO4 OXIDAC: Na2SO3 + 2OH- = Na2SO4 + H2O + 2e-

_________________________________________________________________________ 2KMnO4 +2KOH +Na2SO3 → 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

púrpura verde

E igualmente el manganato verde oxidaría al OH-, según el proceso:

REDUCC: 2MnO4 2- + 4H2O+4e- = 2MnO2 + 8OH- OXIDAC: 4OH- = O2 + 2H2O + 4e

________________________________________________________ 2K2MnO4 +2H2O → 2MnO2 + O2 + 4KOH

verde marrón oscuro o en forma iónica

2MnO4 2- +2H2O → 2MnO2 + O2 + 4OH


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La formación del hidróxido de manganeso(II) (precipitado de color crema claro), por

reducción del manganato potásico verde, podría tener lugar siguiendo el siguiente

proceso:

REDUCC: MnO4 2- + 4H2O + 4e- = Mn2+ + 8OH- OXIDAC: 2Na2SO3 + 4OH- = 2Na2SO4 + 2H2O + 4e-

________________________________________________________ K2MnO4 + 2Na2SO3 + 2H2O → Mn (OH)2 + 2Na2SO4 + 2KOH

verde crema en forma iónica

MnO4 2- + 2SO3 2-+ 2H2O→ Mn2+ + 2SO4 2-+ 4OH-


OBJETIVO: Por medio de esta práctica se pretende dar a conocer las reacciones de

oxidación-reducción que, de forma natural, se dan en múltiples ciclos biológicos de los

seres vivos.

Además, en química, las propiedades oxidantes o reductoras de los compuestos pueden

emplearse para con fines analíticos cuantitativos, del mismo modo que hemos empleado

una reacción cuantitativa ácido-base en la valoración anterior.

De igual forma que una base puede valorarse con un ácido, podemos valorar un agente

oxidante con un agente reductor. Así, por ejemplo, se puede añadir con cuidado una

disolución que contenga un agente oxidante a una disolución que contenga un agente

reductor; el punto de equivalencia se alcanza cuando el agente reductor es

completamente oxidado por el agente oxidante.

Las valoraciones ácido base requieren un indicador. En este caso deben tener colores

diferentes las formas oxidada y reducida del indicador. Existen dos agentes oxidantes

comunes en el laboratorio que son el dicromato potásico y el permanganato potásico.


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Como se muestra en el siguiente esquema, los colores de los aniones dicromato y

permanganato son diferentes de los de las especies reducidas:

Cr2O72- (anaranjado) →→→→ Cr3+(verde)

MnO4- (púrpura) →→→→ Mn2+ (rosa pálido)

De esta forma, aprovechando esta propiedad, puede usarse el mismo agente oxidante

como indicador interno, ya que la adición del mínimo exceso de agente oxidante

produce un cambio en el color de la disolución.

En esta práctica se va a valorar una disolución de concentración desconocida de

permanganato potásico con una disolución de concentración conocida de oxalato sódico

en medio ácido. El proceso implicado, sin ajustar se muestra a continuación:

MnO4- + -OOC-COO- + H+ →→→→ Mn2+ + CO2 (g) + H2O

La reacción se lleva a cabo en medio ácido, porque en medio neutro o básico, la

reducción del permanganato produce dióxido de manganeso, según la ecuación:

MnO4- + 2H2O →→→→ MnO2(s) + 4 OH-

El dióxido de manganeso es un sólido marrón que al precipitar produce una turbidez que

dificulta la determinación del punto final de la valoración.

MATERIAL:

Reactivos: Permanganato potásico, oxalato disódico, ácido sulfúrico.

Material: Bureta 25mL (1), Pipeta graduada 25 mL (1), Vaso de precipitados 250mL (2),

Erlenmeyer 250mL (1), Placa agitadora y calefactora (1), matraz aforados 250mL (2),

Embudo (1), Imán (1), Termómetro (1), Espátula (1), guantes de látex (2 pares).

PROCEDIMIENTO:

En esta práctica es conveniente trabajar con guantes de látex.


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Preparación de disoluciones

• Se preparan 250mL de una disolución 0.1 M en permanganato potásico

• Se preparan 250mL de una disolución 0.1 M en oxalato disódico.

Valoración

Se colocan en un erlenmeyer 20 mL de disolución de oxalato y un imán agitagor, se

adicionan 30 mL de agua desionizada, se añaden 25 mL de ácido sulfúrico (10%) y se

calienta aproximadamente a 80°C, controlando la temperatura con ayuda de un

termómetro. Se valora en caliente (siguiendo el procedimiento descrito en la valoración

ácido-base), con la disolución de permanganato potásico, hasta que se produzca el color

rosado persistente. Al principio la reacción es lenta. En las proximidades del punto final se

debe añadir el permanganato gota a gota.


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RESULTADOS


OXALATO DISÓDICO

Masa molecular…………………………..

Pureza…………………………………..

Grado de hidratación…………………………..

Masa de oxalato disódico a pesar………………..

CÁLCULOS


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PERMANGANATO POTÁSICO

Masa molecular…………………………..

Pureza…………………………………..

Grado de hidratación…………………………..

Masa de permanganato potásico a pesar………………..

Volumen consumido de permanganato potásico (V1)…………………..



Concentración molar real de permanganato………………………………………

CÁLCULOS


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Cuestiones que en relación a esta valoración se le plantean.

Cálculos realizados para la determinación de la cantidad teórica a tomar de soluto

para las disoluciones de oxalato y permanganato.

Ajuste la reacción redox correspondiente por el método del ión electrón, indicando la

semirreación de oxidación y la de reducción.


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¿Por qué se añade la disolución del ácido sulfúrico antes de valorar?. ¿Qué indicador

se ha empleado?.

Deduzca una expresión que relacione el volumen de permanganato y oxalato

empleados con la molaridad de las disoluciones de los mismos.

Calcule la molaridad real de la disolución de permanganato a partir de los mL consumidos en

la valoración.


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¿Qué consumo teórico de KMnO4 espera en la valoración?¿Es igual o diferente del

que ha obtenido? ¿Por qué?


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CUESTIONES

1.- Ajuste por el método del ión-electrón la siguiente reacción:

3222722 OCrKOHSOSOHOCrK ++↑→++

Respuesta:

Como en los reactivos (lado izquierdo de la reacción) no encontramos ninguna especie que nos

aporte acidez o alcalinidad al medio, el ajuste se realiza según lo indicado para el medio básico o

neutro. Reducción

3

2

2

3121

2

24022

1

7

2

2

62

1 −++−+−+−+−++++→++ OCrHOKOSSOHOCrK

Oxidación

( )−−− +→++ OHOCreOHOCr 8644 3222

72

( )−− ++→+ eOHSOOHS 4246 22

OHOHSOOCrOHSOCrOH 22322

722 123264246416 +++→+++ −−−

−− ++→++ OHSOOCrSOCrOH 864644 2322

722

KOHSOOCrSOCrKOH 864644 2322

7222 +↑+→++ −

2.- Ajuste por el método del ión-electrón la siguiente reacción:

3222224 SnOKKOHMnOSnOKOHKMnO ++↓→++

Respuesta:

Como en los reactivos (lado izquierdo de la reacción) no encontramos ninguna especie que aporte

acidez o alcalinidad al medio, el ajuste se realiza según lo indicado para el medio básico o neutro.

Reducción

3

242

1121

2

24

2

222

122

1

4

271 −+++−+−+−++−+−++++→++ OSnKHOKOMnOSnKOHOMnK

Oxidación

( )−−− +→++ OHMnOeOHMnO 4322 224

( )−−− ++→+ eOHSnOOHSnO 223 232

2


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OHSnOOHMnOSnOOHOHMnO 22

322

224 33823642 +++→+++ −−−−−

232

2224 32232 −−−− ++→++ SnOOHMnOSnOOHMnO

3222224 32232 SnOKKOHMnOSnOKOHKMnO ++↓→++

3- Ajuste por el método del ión-electrón la siguiente reacción:

43332 AsOHNOHNOOAs +↑→+

Respuesta:

Como en los reactivos (lado izquierdo de la reacción) encontramos una especie que aporta acidez

al medio (HNO3), el ajuste se realiza según lo indicado para el medio ácido.

Oxidación

4

253

122

3

251

3

2

2

3 −+++−−++−++→+ OAsHONONHOAs

Reducción

( )−+− ++→+ eHAsOOHOAs 410253 34232

( )OHNOeHNO 23 2344 +→++ −+−

OHNOHAsOHNOOHOAs 23

43232 84306164153 +++→+++ +−+−

NOHAsONOOHOAs 4146473 343232 ++→++ +−−

↑+→++ NOAsOHHNOOHOAs 46473 433232

procedimiento a seguir en el laboratorio de química veterinaria

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