guia fisico quimica ii

3B-2

GUÍA DE PRÁCTICAS

FACULTAD DE FARMACIA Y BIOQUÍMICA

FISICOQUÍMICA II

AUTOR Magíster Q.F. Hugo Gilberto Villanueva Vílchez

Q.F. Freddy Guevara Ortega

INTRODUCCIÓN

La presente guía es un intento de aportar al estudiante de Farmacia y Bioquímica de la

Universidad Norbert Wiener una serie de experimentos didácticos y aleccionadores que

pueda reproducir y analizar con ayuda del profesor. Para ello cada práctica ha sido

cuidadosamente diseñada para orientar al alumno en su futura tarea profesional dotándolo

de los raciocinios teóricos y prácticos con algunas situaciones problemáticas al final de

cada capítulo.

La elección de los temas se ha realizado en concordancia con la necesidad profesional, sin

descuidar las bases científicas que tiene esta ciencia que coordina el rasgo físico con la

tarea del dominio químico y sus diferentes enfoques. La demostración de cada principio

tiene la posibilidad de dejar abierta la discusión del resultado y establecer una dinámica que

proyecte la interacción grupal.

Sin embargo cualquier sugerencia a la presente guía será bienvenida en el afán del

mejoramiento continuo y la posibilidad de enriquecer la didáctica del sistema de enseñanza.

F-CV3-3B-2 Rev. Junio 2007

1

I. PRACTICA Nº 1 DETERMINACION EXPERIMENTAL DEL pH

1.1 MARCO TEÓRICO

DEFINICION DE pH:

Es el logaritmo de la recíproca de la concentración de iones hidronio (H3O+ ó el

logaritmo negativo de la concentración de los iones hidronio.

pH = log 1 / H3O+

pH = - log H3 O+

La concentración de iones hidronio está expresado en unidades de molaridad o

mol/lt.

1.- EXPRESIONES MATEMATICA DE pH.-

a. Producto Iónico del Agua (Kw) .-

Kw = H3O+ x -OH

Kw = 10 – 14

PKw = 14

b. Ecuación de pH para un Acido Fuerte:

HCl + H2O H3O+ + CI-


2

c.- Ecuación de pH para una Base Fuerte:

NaOH + H2O -OH + Na+

pOH = -log -OH

pH = pKw - pOH

d.- Ecuación de pH para un Acido Débil:

AcH + H2O H3O+ + Ac-

pH = 1/2 pKa - 1/2 log C

e.- Ecuación de pH para una Base Débil:

NH3 + H2O NH4+ + -OH

pH = pKw - 1/2pKb + 1/2 log C


3

pH = -log H3O+

2.- EQUILIBRIO HIDROLITICO.

a. Ecuación de pH de una sal de Acido Débil y Base Débil.

AcNH4 + H2O Ac- + NH4+ + -OH + H3O

+

pH = 1/2 pKw + 1/2pKa - 1/2pKb

1.2 COMPETENCIAS

Esta práctica tiene como objetivo determinar en forma experimental el pH de una

sustancia, aplicado diversos métodos.

1.3 MATERIALES Y EQUIPOS

PAPELES INDICADORES ESCALA DE CLARK Y LUBS Y POTENCIOMETRO

a.- Método calorimétrico.-

INDICADORES COLOR COLOR INTERVALO

DE pH

PKIn

H+ OH-

Azul de Timol Rojo Amarillo 1,2 a 2,8 1,5

Azul de Brofenol Amarillo Azul 3,0 a 4,6 ----------

Rojo de metilo Rojo Amarillo 4,2 a 6,2 5,1

Azul de Bromotimol Amarillo Azul 6,0 a 7,0 7,0

Azul de Timol (2

etapa)

Amarillo Azul 8,0 a 9,6 8,9


4

a.- Método potenciométrico.-

El potenciómetro a través de sus elementos electroquímicos transforma la energía

química en eléctrica produciendo una fuerza electromagnética aproximadamente de

1 voltio, acción que se efectúa por el intercambio iónico de las sustancias químicas

participantes el trabajo con el potenciómetro.

1.4 PROCEDIMIENTO

1.- Método Colorimètrico:

Se efectúa la selección del indicador adecuado, determinado el pH aproximado

utilizando papel indicador de los colores siguientes:

COLOR RANGO DE pH

Azul 0,5 - 5,0

Amarillo 5,5 - 9,0

Rojo 9, 5 13,0

Luego, el papel indicador de referencia se le agrega II gotas de la muestra problema,

el color obtenido se compara con la escala coloreado que indica el pH de la

sustancia. De esta manera se podrá encontrar el pH aproximado correspondiente a

la sustancia.


5

2.- Método Potenciométrico:

Primeramente, se debe calibrar el instrumento con una solución reguladora. Luego

se procede a lavar el electrodo, el cual es sumergido a continuación, en la muestra problema

y se lee pH correspondiente.

1.5 RESULTADOS

Papel Ind. Potenciómetro -pH teoricoHCl 0,1MNaOH 0,1MA. acético 0.1MSodio acetato 0,1MNH3 0,1MNH4Cl 0,1M

1.6 CUESTIONARIO

1. ¿A que se denomina Hidrólisis de una sal?

2. ¿Por qué el acetato de sodio en solución tiene pH alcalino?

3. ¿Por qué el NH4Cl tiene pH Acido?

4. Haga una lista del pH de los principales fluidos biológicos.

5. Realizar un informe detallado de sus observaciones

1.7 FUENTES DE INFORMACIÓN

CASTELLAN. Físicoquimica. Ed. Felasa (1993)

DANIEL y ALBERTY. Fisicoquímico. Ed. Cecsa (1990).

ATKINS. Fisicoquímico. Ed. Addison Wesley (1996)

LEVINE. Fisicoquímico. Ed. Mc. Graw Hill de México (1998).

MARON y LANDO. Fisicoquimica. Ed. Limusa (1990).


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II. PRACTICA Nº 2 DETERMINACION DEL pH DE PRESENTACIONES

FARMACÈUTICAS

2.1 MARCO TEÓRICO

Las Presentaciones Farmacéuticas lìquidas adquieren determinados valor de pH de

acuerdo alas sustancias que contienen. Por Ejemplo el cloruro de Amonio en un

Jarabe genera pH àcido; El Acetato de sodio genera un pH ligeramente alcalino; El

Bicarbonato de sodio genera un predominio de los Iones Hidroxilo.

Muchas sustancias de uso dietético, como el Yogurt, deben su pH a la presencia de

ácido láctico y la fermentación es un Indicador de que un alimento puede estar

descomponiéndose con una predominante acidez.

Los colirios por ejemplo deben de tener un pH de 7,2 cercano al líquido lacrimal.

Por todas estas razones y por la importancia de este parámetro Fisicoquímico que es

el pH amerita todo una práctica para explicar los valores del pH en función del tipo

de Fármaco o el alimento.

2.2 COMPETENCIAS

Esta práctica tiene como objetivo hallar el pH de los siguientes productos:

Cremas dérmicas, Colirios oftálmicos, Jarabes, Soluciones Inyectables, Champúes,

Yogurt, vinos, cerveza y gaseosas, aplicado los métodos utilizados en la práctica

anterior.


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PAPELES INDICADORES ESCALA DE CLARK Y LUBS

SOLUCIONES INDICADORAS Y

POTENCIOMETRO

PIPETAS

BEAKERS

MATRACES ERLEMEYERS

2.4 PROCEDIMIENTO

Se toma una cantidad considerable de la muestra a ser analizada en un Beaker y se

procede de acuerdo la metodología utilizada en la práctica anterior.

2.5 RESULTADOS

Realizar un cuadro con los resultados obtenidos:

Muestra pH Iones OH- Iones H3O+ Sustancia Responsable del pH


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2.6 CUESTIONARIO

1. ¿La Fermentación láctica que importancia tiene a nivel de Biotecnologìa?

2. ¿La fermentación alcohólica que sustratos tiene para generar acido carbónico.

Realizar la Reacción completa y la energía liberada?

3. ¿Explique químicamente la acidez del cloruro de amonio y la alcalinidad del

Bicarbonato de sodio?






MARON y LANDO. Fisicoquimica. Ed. Limusa (1990).


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III. PRACTICA Nº 3 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

MARCO TEÓRICO

En lo que podamos denominar “química del acuario” buffer es una o varias

sustancias químicas que afectan la concentración de los iones de hidrógeno (o

hidrogeniones) en el agua. Siendo que el pH no significa otra cosa que potencial de

hidrogeniones (o peso de hidrógeno), un buffer (o amortiguador) lo que hace es

regular el pH.

Cuando un buffer es adicionado al agua, el primer cambio que se produce es que el

pH del agua se vuelve constante. De esta manera, àcidos o bases (àlacalis = bases)

adicionales no podrán tener efecto alguno sobre el agua, ya que esta siempre se

estabilizará de inmediato.

En general, los buffer consisten en sales hidrolìticamente activas que se disuelven

en el agua. Los iones de estas sales se combinan con ácidos y álcalis. Estas sales

hidrolìticamente activas son los productos que resultan de la reacción entre los

àcidos débiles y los álcalis fuertes como el carbonato de calcio (a partir del ácido

carbónico e hidróxido de calcio) o entre ácidos fuertes y álcalis débiles como el

cloruro de amonio ( a partir del ácido clorhídrico e Hidróxido de Amonio).


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COMPETENCIAS

Determinar en forma experimental el pH de cada solución Tampón preparada,

utilizando diversos métodos.

Comprender el significado y aplicación de las sustancias buffer.

MATERIALES Y EQUIPOS

- Tubos de ensayo

- Potenciómetro

- Pipetas

- Fosfato monosòdico 1/15 M

- Fosfato Disòdico 1/15 M

- HCl 0,1 M

- NaOH 0,1 M

- H3BO3 0,1 M

- Tampón Borato

- Fenobarbital sòdico al 1,5 %

PROCEDIMIENTO :

A.- Demostración de la acción reguladora de una solución Tampón.

B. –Comparación de la Capacidad de una solución tampón con otra no

tamponada.

C. –Importancia del Tamponamiento para mantener la solubilidad de una

Droga :


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3.5 RESULTADOS

A.- Demostración de la Acciòn reguladora de una solución Tampón

SOLUCIÒN TUBO 1 (ml) TUBO 2 (ml)

NaH2PO4 1/15 M 3,90 3,90

Na2HPO4 1/15 M 6,10 6,10

Determinar el pH

HCl 0, 1 M IV gotas

Na OH 0,1 M IV gotas

Determinar el pH

B. – Comparación de la Capacidad de una solución Tampón con otra No

tamponada


H3BO3 % 10,0 --

NaH2PO4 1/15 M 3,90 3,90

Na2HPO4 1/15 M 6,10 6,10

Determinar el pH

NaOH 0, 1 M IV gotas IV gotas

Determinar el pH

Determinar la Diferencia del pH


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C. – Importancia del Tamponamiento para mantener la solubilidad de una

Droga :

Se emplean cuatro tubos de prueba :


Fenobarbital sòdico 1,5 % en alcohol 5,0 5,0

Determinar el pH 10,0 --

TUBO 3 (ml) TUBO 4 (ml)

HCl 0,1 M 1,5 1,5

Tampòn Borato -- c.s.p. 5,0

Agua destilada c.sp. 5,0 --

Determinar el pH

Mezclar el contenido de los tubos (1+3) y (2+4), determinar:

Precipitado

Determinar el pH (1+3)

Determinar el pH (2+4)

3.6 CUESTIONARIO

1. Demostrar de acuerdo alos grupos funcionales por que el Fenobarbital tiene dos

constantes de acidez?


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2. Una solución amortiguadora formada por 2 moles de àcido acètico y 3 moles de

acetato de sodio en un volumen determinado de agua. ¿qué pH tendrà antes y

después de añadir una mol de HCl?

3. ¿Què pareja escogerìa para preparar untampòn de 5,2? ¿Cuàntos gramos del

àcido y cuantos gramos de su base conjugada, seràn necesarios si la

concentración total del tampón es 0.2 moles/litro?

FUENTES DE INFORMACIÓN





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IV PRACTICA Nº 4 INFLUENCIA DEL pH EN LA SOLUBILIDAD DE LAS DROGAS

4.1 MARCO TEÓRICO

Los Principios Activos usados en la elaboración de medicamentos, pueden

precipitar o solubilizarse de acuerdo a las variaciones del pH, dependiendo para ello

de su estructura química y el pH de solubilidad.

4.2 COMPETENCIAS.

Verificar la solubilidad de las drogas a diversos valores de pH.


- Tubos de ensayo

- Potenciómetro

- Pipetas

- Fenobarbital Sódico

- HCl 0,03, 0,02, 0,01 molar respectivamente

- Método. Observación de precipitado y potenciometría.


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4.4 PROCEDIMIENTOS : De acuerdo al cuadro de resultados.

4.5 RESULTADOS

Reactivos Vol. (ml) Vol. (ml) Vol. (ml)

FeNa 1,5 % 0,5 0,5 0,5

HCI 0,01M 0,5 ------- ------

HCI 0,03 M ------- 0,5 -------

HCI 0,1 M -------- -------- 0,5

Turbidez -------- + + + + +

PH (Papel Univ.)

pH (Colorim).

4.6 CUESTIONARIO

1. ¿Qué es una solución Buffer o tampón?

2. ¿Por qué el fenobarbital tiene características ácidas?

3. ¿Cómo se le puede proteger al fenobarbital de la precipitación

4.7 FUENTES DE INFORMACIÓN.





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V+VI PRACTICA Nº 5 y 6 CURVA DE NEUTRALIZACION O CURVA DE TITULACION ACIDO - BASE

(5.6). 1 MARCO TEÓRICO

Definición.- La curva de titulación es el trazo obtenido en papel milimetrado

producto de los valores de pH que varían progresivamente con un volumen

determinado de titulante, durante la valoración de un ácido con una base. O una

base con un ácido

(5.6).2 COMPETENCIAS:

Obtener el punto de neutralización por potenciometria, y mediante gráfica.

(5.6).3 MATERIALES Y EQUIPOS :

Potenciómetro, ácidos y bases valoradas de acuerdo a 2 sistemas.

A. Sistema: ACIDO DEBIL (FeH) vs BASE FUERTE (NaOH)

B. Sistema: ACIDO FUERTE (HC1) vs BASE DEBIL (NH 4 OH)

FeH + NaOH Na+ Fe- + H2O


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METODO POTENCIOMETRICO

Leer el pH del ácido débil (FeH o Acético) o de la base débil (NH3) según sea el

caso en el potenciómetro después de haber reaccionado con la base fuerte (NaOH)

en el primer caso o con el ácido fuerte (HCl) en el segundo.

(5.6).4 PROCEDIMIENTOS

Cálculo previos a realizar:

1. Estructurar la curva experimental para hallar el punto de equivalencia.

Tomando como ejemplo el punto de equivalencia hallada en la curva experimental

al final de la valorización de un ácido fuerte (HC1) y una base débil (NH4OH)

utilizando un volumen total de 20 cc de la base débil y el volumen de HCI

requerido para obtener el punto de equivalencia fue de 21,56 cc, con dichos valores

se hallará la ecuación de la concentración y volumen en equilibrio.

cc (H+) x M (H+) = cc (OH) x M (OH)

21,56 x o,10482 = 20 x M (OH)

M (OH) = 0,113

2. Efectuar cálculos para hallar la curva TEORICA utilizando los valores

obtenidos anteriormente, para lo cual se debe representar la ecuación química en

equilibrio.

NH4OH + HCI NH4CI + H2O


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La concentración del NH4OH es de 0,113 M en su punto de equivalencia.

a. Con "O" volumen de titulante.- En éstas condiciones el pH teórico será

determinado utilizando la ECUACION DE pH DE BASE DEBIL.

pH = pKw - 1/2 pKb + 1/2 log C

Valores : pKb = 4.76. pKw = 14

Reemplazando los valores tenemos:

pH = 14 - 1/2 (4.76) + 1/2 (20 x 0,113) / 20

pH = 11,147 (Base débil)

b. Con 5 ml. de titulante: Se reemplaza en la Fórmula que incluye Base y Sal

NH4OH + HCl NH4Cl + H2O

c. Con 8 ml. de titulante: De manera análoga, que con b

NH4OH + HCl NH4Cl + H2O

pH de Base Débil más sal de ácido conjugado, reemplazando en la fórmula se tiene:

pH = pKw - pKb + Log{[Base ] /[Sal] [Sal]}

pH = 14 - 4,76 + log (1,42144 mM / 0,83856)

pH = 9,469


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d. En el punto de Equivalencia.

NH4OH + HCI NH4CI + H2O

Se aplicará la Ecuación del pH de una Sal proveniente de una Base Débil y Acido Fuerte.

pH = 1/2 pKw - 1/2 pKb - 1/2 log C

e. Cuando existe exceso de titulante HC1.

Ejemplo: Si se añade al sistema un volumen determinado de HC1 para obtener un

volumen total de 21,76 de HC1 , se tendrá un exceso de:

21,76 - 21,56 = 0,2 ml. de HCI en exceso.

La ecuación de pH a aplicarse es el del ácido fuerte.

pH = - log (H 3 O +)

Previamente debe hallarse la concentración del ácido o hidronio de sistema con exceso de

ácido. VH+ x MH+ = V1H x M1H

0,2 ml. x 0,10482M = 41,76 x M1H+

M1H + = 5,0201 x 10 -4

pH = -log (H3O+);

pH = -log (5,0201 x 10-4)

pH = 3,299


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(5.6).5 RESULTADOS: Sistema A: Acido acético frente al NaOH

ml de NaOH pH

.

.

.

.

.

.

Luego de ello se construirá la curva de ml. de NaOH respecto al pH.

Leerá el pH en el potenciómetro y construir la curva

Sistema B: Amoniaco frente al HCl

ml de HCl pH

.

.

.

.

.

.

análogamente graficar para el sistema base débil ácido fuerte.


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pH

ml de Titulante de NaOH nAohHCl

El sistema de ácido débil con Base fuerte se puede realizar con Fenobarbital ácido e

Hidróxido de sodio. El Fenobarbital sódico es ácido en virtud de la siguiente estructura,

donde se puede observar que los grupos carboxílicos no son los únicos que generan acidez,

para realizar este tipo de valoración se debe usar un solvente que facilite el trabajo.

Se escoge el alcohol etílico pues el fenobarbital ácido se solubiliza totalmente.

(5.6).6. CUESTIONARIO

1. Realizar la curva de valoración pH vs ml. de titulante.

2. ¿Por qué pH al inicio de la valorización es reducida?

3. ¿Qué es capacidad amortiguadora? Ejemplos.

4. ¿Qué utilidad tiene la Ecuación de Van Slyke?

5. Deducir la Ecuación de Henderson-Hasselbach para un ácido débil y su Sal .


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(5.6).7. FUENTES DE INFORMACIÓN

- ATKINS, P.W. : Fisicoquímico. Ed. Addison - Wesley IberoAmericana. Wilmington

Delaware E. U.A. (1991).

- CATELLAN, GILBERT W: Fisioquimica . Ed. Addison - Wesley Iberomericana.

Wilmington Delaware E.U.A. (1987).


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VII. PRACTICA Nº 7DETERMINACION DEL COEFICIENTE DE PARTICIPACIÓN DEL

ACIDO ACETICO EN ETER - AGUA

7.1 MARCO TEÓRICO

El desarrollo de al presente práctica esta basada en el hecho de que el soluto o

cuerpo a extraer tiene diferente solubilidad ante un par de solvente no miscibles.

Considerando dos líquidos que son mutuamente insoluble uno en otro, y en cada

uno de los cuales es soluble una tercera sustancia, la Ley de Distribución ò de

Reparto formulada por NERNST en 1891 establece que: "al equilibrio, la relación

C1 / C2 de las concentración del soluto en los dos solventes, es una constante K

para una temperatura determinada."

K = C1 / C2

Se debe tener en cuenta que para hallar ésta constante, no se colocan las cantidades

de soluto que hay en cada capa líquida, sino sus concentraciones, que son cantidades

de soluto por una misma unidad de volumen de solvente.

Expresando las dos concentraciones en gramos de soluto por litro o ml de solución,

o también en moles de soluto por litro o ml de solución, obtenemos siempre la

misma constante K.


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La constante K es conocida también como "coeficiente de distribución" ò

"coeficiente de reparto".

La ley de Reparto establece que cuando un soluto se encuentra en presencia de dos

líquidos inmiscibles y en los cuales es soluble, ésta se reparte de tal manera que

alcanzado el equilibrio, la relación de las concentraciones del soluto en los dos

solventes es una constante, a una temperatura determinada, cualquiera que sea la

cantidad de soluto presente ó las cantidades del solvente.

El par de solvonte que se puede utilizar son:

- Agua -hidrocarburo: por ejemplo agua - Benceno.

- Agua-èteres: por ejemplo agua - éter.

- Agua-alcohol: por ejemplo agua-butanol.

Sin embargo, la Ley de Distribución sólo se aplica a especies moleculares simples.

La relación C1 / C2 no se mantiene constante cuando el soluto está ionizado,

polimerizado ò solvatado en un solvente y no en el otro. Este caso lo podemos

apreciar cuando el ácido acético se distribuye entre agua y benceno, sistema en el

cual el ácido en su mayoría en la forma de molécula dobles en el benceno y en la

forma común en el agua.


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Los ácidos carboxìlicos forman generalmente moléculas dobles en disolventes no

polares como el benceno ò en fase gaseosa, pero existen como moléculas simples

en disolventes polares tales como el agua.

Además algunos ácidos carboxìlicos como el ácido acético son tan débiles, que su

ionización en el agua puede despreciarse; no obstante, otros como el ácido

tricloroacètico, se ionizan casi por completo.

En los sistemas ideales, en los cuales están ausentes los fenómenos de disociación y

asociación, el coeficiente de distribución es independiente de la concentración. Sin

embargo, es común que muestra una marcada variación con la concentración. . El

efecto de la temperatura sobre el coeficiente de distribución puede ser despreciable

en muchos casos, cuando la solubilidad del soluto varía con al temperatura en igual

forma en solventes, pero en otros casos puede ser muy marcado. La Ley de Nernst

sólo es exacta cuando se usa una pequeña cantidad de soluto. La adición de grandes

cantidades de la sustancia distribuidora generalmente aumenta las solubilidades

mutuas de los dos solventes, que eran insolubles entre sí, y el aumento puede ser tal

en algunos casos como para formar una simple fase líquida de tres componentes.

Este comportamiento se observa cuando se agrega alcoholes al agua y éteres.

7.2 COMPETENCIAS

En el experimento a realizare, el éter representa al solvente Nº 1, y el agua

representa al solvente Nº 2. El estudiante sabrá diferenciar el concepto de

inmiscibilidad y la relación que tiene el acido acético con dos solventes de distinta

naturaleza química


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El ácido acético representa al soluto, C1 y C2 representan a las concentraciones del

ácido acético en la fase èterea y acuosa respectivamente.

Si a un volumen determinado de solución acuosa de ácido acético se mezcla y agita

con otro volumen de éter, el ácido acético se distribuye en ambos solventes de

acuerdo a sus solubilidad, y cuando alcanzan el equilibrio se establecen que la

relación de las concentraciones es una constante. Así tenemos:

CH3COOH (1) CH3COOH (2)

El equilibrio se alcanza cuando la velocidad de pasaje de las moléculas del soluto,

del solvente (1) al solvente (2), es igual al pasaje de las mismas en sentido contrario.

Finalmente, es importante destacar, que el coeficiente de participación es de gran

utilidad para el estudio de la separación de alcaloides, la extracción de antibióticos,

en los procesos de análisis químicos, en la cromatografìa de participación, y en la

forma de dosaje de las drogas.

7,3 MATERIALES Y EQUIPOS

- Solución de ácido acético en agua: 0,5M; 0,25M y 0,125M.

- Solución de NaOH 0,I N

- Solución de fenolftaleìna al 1%.

- Eter

- Embudos de separación de 250 cc; pipetas buretas; fiolas; soportes, etc.

- Método volumétrico


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7.4 PROCEDIMIENTO.

- Colocar 10 ml de éter en peras de decantación numeradas, y agregar 10 ml de

solución acética 0,5M en la primera pera; 10 ml de ácido acético 0,25M en la

segunda pera, y 10 ml de ácido acético 0,125 M en la tercera pera.

- Agitar cada una de las peras con movimientos circulares durante 10 minutos.

Durante la agitación, abrir de rato la llave inferior de la pera, a fin de evitar la

sobrepresiòn del éter. Luego dejar en reposo cada aun de las peras sobre los

soportes, hasta el equilibrio de las fases.

- Separar en un matraz erlenmayer la parte acuosa, teniendo cuidado de que no pase algo

de éter, para lo cual es mejor descartar la solución que se halla en la interfase.

- Titular la acidez de cada fase, empleando porciones de 5 ml de muestra y solución de

NaOH 0.1M como titulares. Anote los resultados.

7.5 RESULTADOS

ACOH 0,5M ACOH 0,25M ACOH 0,125M

MACOHeter

MACOHagua

K

Verifique la constante K y saque un promedio de los valores obtenidos.


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7.6 CUESTIONARIO

1. ¿Cuál es la utilidad del coeficiente de partición ?

2. ¿El coeficiente de participación en el sistema usado porqué es constante?

3. Hacer un informe detallado de sus observaciones.


CASTELLAN. Físicamente. Ed. Felasa (1993)

DANIELS y ALBERTY. Físicamente. Ed. Cecsa (1990)

ATKINS. Fisicoquímico. Ed. Addison Wesley (1996).


LAIDIER, KEITH. Físicoquimico. Ed. Maisson - Salvat (1997).


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VIII. PRACTICA Nro. 8

APLICACIÓN DEL COEFICIENTE DE PARTICION DE ACIDO

ACETICO EN ETER Y AGUA

8.1 MARCO TEÓRICO

Conociendo el coeficiente de partición, la operación de extracción de un soluto

contenido en un solvente, con otro solvente inmiscible, puede ser cuantificado

mediante el rendimiento de la operación.

La operación de extracción, de un soluto es mucha más eficaz si se utiliza el

solvente dividido en pequeñas porciones, que si se usa el solvente en una sola

operación.

A fin de verificar al cálculo teórico de la extracción, es necesario derivar una

ecuación ó ecuaciones para determinar los rendimientos.

Partiendo de la expresión matemática de la Ley de Reparto tenemos:

Representado las siguientes variables por:

X: Gramos de soluto inicial contenidos en un volumen de solventes V1 (éter)

V2 : El volumen del solvente # 2. (Agua)

Realizando una primera extracción del soluto (ácido acético para nuestro experimento), de

un volumen V1 de solvente (éter) con un volumen V2 de solvente (agua), tenemos:

Donde:

- X1 : gramos de soluto que quedan en V1 después de la primera extracción con V2.


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C1 = K C1 : Concentración del soluto en el solvente 1 C2 C2 : Concentración del soluto en el solvente 2

- X1 / V2 : concentración del soluto en

el solvente V1 después de la primera extracción.

- X-X1 / V2 : concentración del soluto en el solvente V2 después de la primera

extracción.

Sustituyendo éstos valores en la Ley de Reparto tenemos:

K = C1 /C2

K = (X1 / V1) (X-X1) / V2

K = X1. V2 V1. (X-X1)

KV1X – KV1V1 =X1 V2

KV1X = X1 V2 + KV1X1

KV1X = X1 ( V2 + KV1)

X1 ( V2 + KV1) = X . KV1

X1 = X . KV1 / (KV1+ V2)

Para nuestra práctica, X1 es la cantidad de ácido acético que queda después en el éter

después de realizar una primera extracción con agua.

Realizando una segunda extracción del soluto tendremos:

Donde:

- X2 : gramos de soluto que quedan en V1 después de la segunda extracción con V2.


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- X2 / V1 : Concentración del soluto en

el solvente V2 después de la segunda extracción.

Sustituyendo éstos valores en la Ley de Reparto y realizando los pasos anteriores se tiene:

X2 V2

K = ----------------V1 (X1 – X2)

X 2 V2 = KV1X1 – KV1X2

KV1X1 = X2V2 + KV1X2

KV1X1 = X2 (V2 + KV1)

KV1

X2 = --------------- (X1)KV1 + V2

Para nuestra práctica, X2 es la cantidad de ácido acético que queda en el éter después de

realizar una segunda extracción con agua.

Realizando una tercera extracción del soluto tenemos:

Donde:

- X3 : gramos de soluto que quedan en V1 después de la tercera extracción con V2.

- X3 / V1 : concentración del soluto en el solvente V1 después de la tercera extracción.

- X2 - V3 : concentración del soluto en el solvente V2 después de la tercera extracción.

X 3

C1 V1

K = -------- = ---------- C2 X2 – X3

---------------

V2

K = X3 V2 /V1 (X2 – X3)


32

X3 V2 = KV3X2 -

KV1X3

KV3X2 = X3V2 + KV1X3

KV1 X2 = X3 (V2 + KV1)

KV1

X3 = ------------ ( X2)KV1 + V2

Para nuestra práctica, X3 es la cantidad de ácido acético que queda en el éter

después de realizar una tercera extracción con agua.

Reemplazando X1 y X2 en X3 tenemos:

KV1 KV1 KV1

X3 = (X) --------------- . --------------- --------------- KV1 + V2 KV1 + V2 KV1 + V2

KV 1 3

X3 = (X) ---------------- KV 1 + V2

Generalizando tenemos:

KV1 n

Xn = (X) ------------- KV 1 + V2

Formula que representa a Xn como la cantidad de ácido acético que queda en el éter

luego de n extracciones con agua.

8.2 COMPETENCIAS:

Verificar el rendimiento de una extracción por partes


33

8.3 MATERIALES Y EQUIPOS.

- Solución de ácido acético 0,5M en éter.

- Solución de NaOH 0,1M

- Solución de fenoltaleína al 1% en etanol.

- Peras de separación

- Pipetas volumétricas de 5 y 10 ml.

- Matraz erlenmayer

- Buretas

- Soportes

- Método: valoración por volumetría

8.4 PROCEDIMIENTO.

Valoración del ácido (X):

Para determinar los gramos de ácido acético en 45 ml de solución acética en éter; se

mide en una pipeta 5 ml de muestra y se titula con una solución de NaOH 0,1152M,

empleando fenoltaleína como indicador.

Con los datos obtenidos calcular los gramos de ácido contenidos (X) en 15 ml de

solución.

Extracción de una sola operación:

Colocar 15 ml de solución acética 0,5M en éter en una pera de separación, agregar

15 ml de agua destilada y agitar por 10 minutos. Dejar reposar, hasta que se separen

las dos capas inmiscibles. Luego, separar la fase acuosa en un matraz seco evitando

que pase etera en la pera de decantación. Proceder a titular 5 ml de la fase acuosa

con NaOh 0,1M.


34

Calcular los gramos de ácido acético

extraído con 15 ml de agua, el % de extracción.

También calcular teóricamente los gramos de ácido acético no extraídos y

extraídos, y el % de extracción teórica

Extracción en tres operaciones:

En otra pera de decantación añadir 15 ml de solución acética 0,5M en éter más 5 ml

de agua y agitar por 10 minutos. Dejar reposar hasta separación de la fases y separar

la fase acuosa en un matraz. Agregar otros 5 ml de agua al resto de la fase etérea y

agitar por otros 10 minutos, dejar separar ;as capas y volver a separar ;a fase acuosa

añadiéndola a la anterior.

Finalmente añadir otros 5 ml de agua y repetir el mismo proceso. Una vez obtenida

la fase acuosa después de las tres extracciones, proceder a valorar con NaOH 0,1M.

Calcular los gramos de ácido acético referidos a los 15 ml de la fase acuosa y el %

de extracción.

8. 5 RESULTADOS

Calcular teóricamente los gramos de ácido acético, extraídos y no extraídos, y el %

de extracción teórica.

8.6 CUESTIONARIO

1. ¿El coeficiente de partición en sistemas inmiscibles tiene valores constantes?

Porque

2. ¿Qué unidad tiene la formula para extracciones múltiples?

3. ¿Hacer un Informe detallado de sus observaciones


35


- Atkins, P.W : Fisicoquimica. Ed. Addison – Wesley Inberoamericana. Wilmington

Delaware E.U.A (1991).

- Castellan, Gilbert W : Fisicoquimica. Ed. Addison – Wesley Inberoamericana.

Wilmintog Delaware E.U.A (1987).

- Laidler, Keth : Fisicoquimica. Ed. Continental. México (1997).

- Sanz, Pedrero: Fisicoquimica para farmacia y biología. Ed. Masson y Salvat.

Barcelona España (1992).

- Levine, Ira N.: Fisicoquimica. Ed. Mc Gran Hill. México (1998).

- Martin, A.N : Fisicoquimica Aplicada a la Farmacia Limusa Madrid (1967).


36

IX. PRACTICA Nro. 9

SOLUBILIDAD DE ELECTROLITOS LIGERAMENTE SOLUBLES

DETERMINACION DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD DEL

BITARTRATO DE POTASIO

9.1 MARCO TEÓRICO

En soluciones saturadas, la solubilidad de electrolitos ligeramente solubles puede

ser expresada en términos de los iones en que disocian, esto es, por el producto de

las concentraciones iónicas. A éste valor se le conoce como producto de solubilidad:

Kps.

Un importante tipo de equilibrio iónico heterogéneo se presenta en la solubilidad de

las sales difícilmente solubles en agua. Cuando una sal ligeramente soluble en agua,

tal como el cloruro de plata, es agitado con establece un equilibrio entre la fase

sólida en exceso y la sal disuelta que está presente totalmente bajo la forma iónica.

La teoría corriente sobre soluciones considera que no existe concentración

apreciable de moléculas no ionizadas en las soluciones diluidas de los electrolitos

fuertes.

Las sales por ser compuestos electrovalentes son electrolitos fuertes.

En el caso del cloruro de plata, el equilibrio dinámico establecido entre el sólido en

suspensión y la sal disuelta en solución acuosa saturada, se puede representar por la

siguiente ecuación:

AgCL (S) Ag+ + Cl –

La expresión para la constante de equilibrio del proceso, de acuerdo a la Ley de

Acción de Masas es:


37

[Ag+] [Cl – ]

K = -----------------------------

[AgCl Sólido]

Como la concentración de la fase sólida es prácticamente constante, tenemos:

Kps = [ Ag+ ] [ Cl -]

Donde,

Kps : constante del producto de solubilidad, es éste caso del cloruro de plata.

En el caso de otras expresiones de equilibrio, la concentración de cada ion se eleva a una

potencia igual al número de iones que aparecen en la fórmula.

Así por ejemplo tenemos que: para el hidróxido de Aluminio.

Al [ OH] 3 sólido Al +++ + 3 OH-

Kps = [ Al +++ ] x [ OH-] 3

En 1889, NERNST introdujo el concepto del producto de solubilidad, que rige para

toda reacción en que se efectúa una precipitación.

El principio del producto de solubilidad establece que “ en una solución saturada de

cualquier electrolito ligeramente soluble, el producto de las concentraciones de los iones,

elevadas a una potencia igual al número de veces que el ion aparece en la ecuación que

representa la disociación del electrolito, es una constante a temperatura determinada”.

En el cuadro podremos apreciar los productos de solubilidad de algunas sustancias

de interés farmacéutico:


38

Sustancia Kps Temperatura

Bromuro de plata 7,7 x 10 –13 25º

Carbonato Bárico 8,1 x 10-9 25º

Carbonato magnésico 9,0 x 10-9 25º

Carbonato cálcico 2,6 x 10-5 12º

Cloruro de plata 1,25 x10-10 25º

Hidróxido alumínico 7,7 x 10 – 13 25º

Hidróxido magnésico 1,4 x 10 – 11 18º

Sulfato cálcico 6,1 x 10-5 20º

Solubilidad y producto de solubilidad:

En una solución saturada de una sal debidamente soluble AB, en agua, la concentración de

los iones B+ es igual a la concentración de los iones A- , es decir:

[ B+ ] = [A- ] = s

donde ,

S: representa la solubilidad molar de la sal.

Entonces:

Kps = s2

De donde: S = (Kps) ½

Conociendo el producto de solubilidad de un electrolito poco soluble, se puede calcular su

solubilidad en moles / litro ó gramos /100cc, ó viceversa.

Ejemplos:

- Para el Sulfato de Bario:

BaSO 4 (S) Ba +2 + SO 4 –2


39

Kps = [ Ba+2 ] [ SO4–2 ]

Si una molécula de Sulfato de Bario se disuelve, entonces se forma una molécula de Ba y

una molécula de SO4 –2 :

Kps = s x s

Kps = s2

S = Kps

- Para el Cromato de Plata:

Ag2 CrO4 2 Ag+ CrO4 –2

Kps = [ 2s ] 2 [ s ]

Kps = 4 s3

El 2 es colocado porque proviene del equilibrio.

La concentración de la Plata es dos veces la solubilidad del cromato.

Si agregamos a éste sistema :AgNO3 , entonces el Kps será:

Kps = [Ag] 2

Como el ion Ag es producto de la adición, y no proviene del equilibrio, entonces no

multiplico por 2.

Además, tampoco pueda trabajar con S, porque es ajena a la solubilidad de la reacción.

- Para el sulfuro de Cerio:

Ce 2S3 2 Ce +3 + 3 S –2


40

Kps = [ 2s ] 2

[ 3S ] 3

Kps = 108 s 5

9.2 COMPETENCIAS:

Encontrar la constante del producto de solubilidad Kps

9.3 MATERIALES Y EQUIPOS:

- Solución de Hidróxido de Sodio 0,05M.

- Solución de Cloruro de Potasio 0,1 M.

- Bitartrato de Potasio Q.P

- Solución de fenoltaleína alcohólica al 1%.

- Matraces

- Buretas

- Pipetas

- Métodos valoración volumétrica

9.4 PROCEDIMIENTO

- Preparar por dilución, soluciones de cloruro de potasio: 0, 01M; 0,02 M y 0,03M.

- Disponer de cuatro matraces numerados del 1 al 4 debidamente limpios y secos.

Añadir a cada uno de ellos, un gramo de bitartrato de potasio y las soluciones

siguientes:

Matraz nº 1 : 100 ml de agua destilada

Matraz nº 2 : 100 ml de KCl 0,01 M.

Matraz nº 3 : 100 ml de KCl 0,02 M.

Matraz nº 4: 100 ml de KCl 0,03 M.


41

- Agitar cada una de las soluciones

saturadas durante cinco minutos. Dejar reposar durante otros cinco minutos.

- Filtrar, recibiendo el filtrado en otros matraces numerados, limpios y secos.

- Valoración de la acidez: medir 10 ml del filtrado, pasar a otro matraz, agregar 3

gotas de fenoltaleína, y valorar la acidez con solución de hidróxido de sodio. Hallar

molaridad en cada caso

9.5 RESULTADOS

- Realizar los calculos respectivos de acuerdo a las formulas.

Kps = M12

Kps = M2 (M2 + 0.01 )

Kps = M3 (M3 + 0.02 )

Kps = M4 (M4 + 0.03 )

9.6 CUESTIONARIO

1. que es precipitación fraccionada .

2. Que significa efecto del Ión comun.

3. Hacer un informe detallado de sus observaciones.


- ATKINS, P.W: Fisicoquímica ED. Addison- Wesley Iberomerica. Wilmington

Delaware EUA (1991)




42

- Levine, Ira N.: Fisicoquimica. Ed.

Mc Gran Hill. México (1998).

X. PRACTICA Nro. 10

CINETICA QUIMICA


43

FACTORES QUE INFLUYEN EN

LA VELOCIDAD DE LA REACCION

10.1 MARCO TEÓRICO

La Cinética química tiene por objeto predecir la velocidad de las reacciones

químicas y describir el curso de las mismas.

La cinética química estudia el cambio de las concentraciones de los reactores y de

los productos de una reacción en función del tiempo, y a esto lo denominamos

velocidad de una reacción.

De acuerdo con la Ley de Acción de las Masas la velocidad de una reacción química

(llamada también velocidad de descomposición), es directamente proporcional a la

concentración de los reactantes.

Los factores que afectan la velocidad de reacción son principalmente : la

temperatura, catalizadores, luz, moléculas del solvente, naturaleza y concentración

de las sustancias, etc.

La temperatura influye sobre la velocidad de reacción aumentándola, así por

ejemplo, un incremento de 10º C de temperatura duplica o hasta triplica la

velocidad de reacción, porque las moléculas necesitan una determinada cantidad de


44

energía para reaccionar. En el caso

de disminuir la temperatura, la velocidad de la reacción disminuye (deterioración

de una droga).

Un catalizador es una sustancia que aparece en una expresión cinética, pero no

aparece en la expresión estequiométrica. Tiene influencia en la velocidad de

reacción, pero no afecta la posición de equilibrio actúa modificando el mecanismo

de reacción, bajando la energía de la activación. No es consumida en el transcurso

de la reacción. Los compuestos que actúan retardando la velocidad de reacción, son

llamados inhibidores o antioxidantes o inhibidores. Así por, ejemplo tenemos los

parabenos, que se usan para proteger la estabilidad de muchos preparados galénicos.

10.2 COMPETENCIAS.

Verificar la influencia de la concentración, temperatura y ph de la velocidad de una

reacción:


- Solución de KIO3 0,02M.

- Solución de Na2SO3 0,01 M en ácido sulfúrico 0,04 M

- Solución de Na2SO3 0,01M en agua

- Solución de HCl 1M.

- Solución de ácido acético 1M.

- Vasos matraces Erlenmayer

- Cronómetro


45

- Papel milimetrado

- Método simple observación y control con cronómetro

10.4 PROCEDIMIENTO

PRIMER EXPERIMENTO

Determinación de la velocidad media de reacción del KIO3 Y Na2SO3 a temperatura

ordinaria, en función de la concentración del primero:

- Disponer de 5 vasos o matraces erlenmayer respectivamente numerados, y a cada

uno de ellos añadir las siguientes cantidades de solución de KIO3

Nro. Vaso CC de KIO3 0,01M

1 15

2 20

3 25

4 30

5 35

- Diluir cada una de las soluciones con agua destilada hasta 125 ml.

- Agregar 5 ml de solución de almidón y luego 25 ml de solución de Na2SO3 0.01 M

en ácido sulfúrico 0.04 M medidos en una probeta, anotados el tiempo cero cuando

se haya añadió la mitad. En el momento que aparezca la colocarán azul (debido a la

reacción del yodo con el almidón) anotar el tiempo para cada uno de los casos.


46

- Grafique la velocidad en función de

la concentración.

Velocidad

Concentración de Iodato de Potasio

SEGUNDO EXPERIMENTO

Influencia de la temperatura en la velocidad de reacción.

- Preparar dos baños de temperatura a 30 y 40 º C.

- Preparar las mismas soluciones del experimento Nro. 1.

- Colocar los dos primeros matraces en el baño de 30º C y los otros tres vasos

siguientes a 40º C, y siguiendo el mismo orden anterior, determinar el tiempo de la

velocidad media de reacción.

- Anotar los resultados y compare.

TERCER EXPERIMENTO

Influencia de la acidez (o pH) en la velocidad de reacción:


47

- Numere 5 vasos o matraces

erlenmayer y añadir a cada uno de ellos una solución de KIO3 0,02M.

- Luego diluir cono agua hasta 125ml.

- Añadir 5 ml de solución de almidón y las siguientes soluciones ácidas:

Vasos Nro. Solución ácida

1 8ml CH3COOH 1M

2 16 ml CH3COOH 1M

3 0,5 ml HCl 1M

4 1,0 ml HCl 1M

5 1,5 ml HCl 1M

- Agregar rápidamente a cada matraz 25 ml de solución de Na2SO3 0,01 M.

- Anotar el tiempo cero como en los casos anteriores, y el tiempo en que aparece el

color azul debido al almidón.

10.5 RESULTADOS

Hacer gráficas:

Graficar como variable independiente, la concentración, la temperatura y el

pH y verificar la velocidad para cada uno de los casos.

10.6 CUESTIONARIO

1. ¿Cómo influye el pH en una reacción catalizada, como la de la práctica?

2. ¿El iodato de potasio en medio alcalino porque no reacciona con el Sulfito

de sodio?

3. ¿Hacer un informe detallado de la practica y hacer las gráficas respectivas?



48

- Atkins, P.W : Fisicoquimica. Ed.

Addison – Wesley Iberoamericana. Wilmington Delaware E.U.A (1991).

- Castellan, Gilbert W : Fisicoquimica. Ed. Addison – Wesley Iberoamericana.

Wilmintog Delaware E.U.A (1987).

- Laidler, Keth : Fisicoquimica. Ed. Continental. México (1997).



- Levine, Iran: Fisicoquimica. Ed. Mc Gran Hill. México (1998).

- Martin, A.N : Fisicoquimica Aplicada a la Farmacia Limusa Madrid (1967).


49

XI. PRACTICA Nº 11

REACCION CINETICA DE PRIMER ORDEN DETERMINACION DE LA

CONSTANTE DE VELOCIDAD DE LA HIDRÓLISIS DEL ACETATO DE

METILO

11.1 MARCO TEÓRICO

El orden de una reacción viene a ser la influencia que ejerce la concentración de los

reaccionantes sobre la velocidad de reacción. Está dado por la suma de los

exponentes de las concentraciones que figuran en la expresión de la velocidad de la

reacción directa. Si la velocidad de una reacción es directamente proporcional a la

primera potencia de la concentración de una sustancia reaccionantes, se dice que la

reacción es del primer orden con respecto de aquella sustancia.

Indicando el orden de una reacción se da a conocer la forma en que ésta puede

representar matemáticamente.La velocidad de una reacción química se define como

el cambio en la unidad de tiempo que experimenta la concentración de los cuerpos

que intervienen en la reacción. Cuando se forman los productos se expresa como

+dc/dt. Si se refiere a desaparición del reaccionante será -dc/dt.

C P


50

Una reacción de primer orden es aquella en la cual se encuentra experimentalmente

que, a una temperatura dada, la velocidad de la reacción es directamente

proporcional a la concentración de la única sustancia reaccionante.

Esto puede expresarse por la relación matemática siguiente:

- dc = K.Cn

dt

C: Es la concentración del reaccionante, expresado en moles por litro

t : es el tiempo.

- dc/dt : es el régimen de variación de la concentración del reactivo con el tiempo.

K : factor de proporcionalidad (llamado también constante de velocidad).

La expresión “n” : Es el Orden de La Reacción.

- dc = K.Cn

dt

1 1

Integrando cuando n:1 - dc = K dt C 0 0

- (1n C1 – ln C0) = K (t1 - t0)

- 2,303 (log C1 - log C0) = K t


51

2,303 (log C1 - log C0) = K t log C1 - log C0 = -K t

2,303

De donde resulta que una reacción será de primer orden si la comparación gráfica de:

En la figura C ha sido sustituido por A


52

log C1 = -K t + log C0

2,303

Vida Media (T1/2 ): es el periodo necesario para que una reacción consuma la mitad de

sus restantes. Para los fármacos, viene a ser el periodo de tiempo para que sus principios

activos se descompongan a la mitad de su concentración inicial, cuando la reacción de .

Las unidades de la constante son: seg-1, min-1, hora-1,

Para hallar el tiempo de vida media:

C1 = Co 2

Lo reemplazamos en la ecuación anteriormente hallada:

Log Co = - K x t1/2 + log Co 2,303

log ( Co / 2Co) = - K x t1/2

2,303

log 2 –1 = - K x t1/2

2,303

11.2 COMPETENCIAS

Medir la constante de velocidad de hidrólisis de un éster, el acetato de metilo, el

cual reacciona con el agua y se convierte parcialmente en alcohol y ácido, de

acuerdo a la siguiente ecuación:

CH3 - COOCH3 + H2O CH3COOH + CH3OH


53

t1/2 = 0,693 K

Esta reacción no se desarrolla con velocidad mensurable en agua pura, pero lo

cataliza bien el ion H+ de los ácidos. El agua en exceso impide la reacción inversa

y su cambio es ínfimo como reactante.

Se demostrará entonces que la hidrólisis del ACOMe sigue una cinética de primer

orden, y se determinara el valor de K.


2 Baño María

Un termómetro

Un cronometro

Matraces de 250 ml

Una probeta de 100ml

2 pipetas de 5 ml

Una bureta de 50 ml con soporte y pinza

Acetato de metilo puro

fenoltaleína al 1%

Solución valorada de HC1

Solución valorada de NaOH 0,2N

Agua destilada helada

Método : Valoración Volumétrica


54

11.4. PROCEDIMIENTO

En el Baño María a 35ºC se introduce un erlenmayer que contiene 100 ml de HC1

1N.

Se coloca en el Baño María un segundo matraz con unos 25 a 30 ml de acetato

puro.

Por otro lado se preparan sendos matraces en baño de hielo, y en ellos se vierte 15

ml de agua destilada y 3 gotas de fenoltaleína.

En el baño María a 35º C se deja transcurrir 15 minutos para que exista equilibrio

térmico. Se retira 5 ml de HCI 1N y se vierte en un matraz que contenga agua

helada que van a servir para comprobar su contracción por titulación con NaOH 0,2

N (usar fenolftaleina como indicador).

Los 5 ml de HC1 1N se sustituye por 5 ml de ACOME puro del segundo matraz.

Aquí se empieza a contar el tiempo, al cual se llama tiempo cero, desde que se ha

añadido la mitad del volumen de ACOME a la solución de HC1.

Las medidas de volúmenes deben hacerse cuidadosamente.

Se agita el matraz donde se realiza y la reacción para mezclar perfectamente el

contenido, y a los 4`45" se toma una muestra de 5 ml y se vierte en un matraz que

contenga agua helada e indicador de tal modo que a los 5`se haya vaciado la mitad

del contenido de la pipeta en el agua helada. Se debe valorar inmediatamente.


55

La concentración del Acetato de

Metilo en al muestra extraída se determina por titulación de su Acidez Total con la

solución de NaOH 0,2N.

Se repite el paso anterior a los 10´, 15´, 20´, 30´ , 40´, 50´, y 60´.

11.5. RESULTADOS

GRAFICAR El tiempo como variable independiente respecto a la disminución de la

concentración de acetato de metilo

Tiempo respecto a la concentración

Tiempo respecto a Logaritmo (decimal o neperiano) de la concentración.

A partir de los datos anteriores deducir el orden de la reacción.

11.6 CUESTIONARIO

1.- ¿A que se denominan reacciones de segundo orden?

2.- ¿Qué unidades tiene la constante de una reacción de orden cero?

3.- Hacer un informe detallado de sus observaciones y graficar Log. C vs T


- CASTELLAN. Fisicoquímica. Ed. Felasa (1993)

- DANIELS y ALBERTY. Fisicoquímica. Ed. Cesca (1990)

- ATKINS. Fisicoquímica. Ed. Addison Wesley (1996)

- LEVINE Fisicoquímica. Ed. Mc. Graw Hill de México (1998)

- MARON y LANDO. Fisicoquimica . Ed. Limusa (1990)


56

XII. PRACTICA Nº 12

REACCION CINETICA DE SEGUNDO ORDEN

DETERMINACION DE LA CONSTANTE DE VELOCIDAD DE LA HIDRÓLISIS

ALCALINA DEL ACETATO DE ETILO

12.1 MARCO TEÓRICO

El orden de una reacción viene a ser la influencia que ejerce la concentración de los

reaccionantes sobre la velocidad de reacción. Está dado por la suma de los

exponentes de las concentraciones que figuran en la expresión de la velocidad de la

reacción directa. Si la velocidad de una reacción es directamente proporcional a la

segunda potencia de la concentración de una sustancia reaccionantes, se dice que la

reacción es del primer orden con respecto de aquella sustancia.

Indicando el orden de una reacción se da a conocer la forma en que ésta puede

representar matemáticamente. La velocidad de una reacción química se define como

el cambio en la unidad de tiempo que experimenta la concentración de los cuerpos

que intervienen en la reacción. Cuando se forman los productos se expresa como


57

+dc/dt. Si se refiere a

desaparición del reaccionante será -dc/dt.

C P

Una reacción de primer orden es aquella en la cual se encuentra experimentalmente que, a

una temperatura dada, la velocidad de la reacción es directamente proporcional a la

concentración de la única sustancia reaccionante.

Esto puede expresarse por la relación matemática siguiente:

- dc = K.Cn

dt

C: Es la concentración del reaccionante, expresado en moles por litro

t : es el tiempo.

- dc/dt : es el régimen de variación de la concentración del reactivo con el tiempo.

K : factor de proporcionalidad (llamado también constante de velocidad).

La expresión “n” : Es el Orden de La Reacción.

- dc = K.C2

dt

1 1


58

Integrando cuando n:2 - dc = K dt

C2 0 0

De donde resulta que una reacción será de segundo orden si la comparación gráfica de:

1/ C

m = K

t

Vida Media (T1/2 ): es el periodo necesario para que una reacción consuma la mitad de

sus restantes. Determinar la fórmula para hallar la Vida media para una Ecuación de

segundo orden.


59

1/C1 =+K t + 1 / C0

12.2 COMPETENCIAS:

Medir la constante de velocidad de hidrólisis de un éster, el acetato de Etilo, el cual

reacciona con el Hidróxido de sodio y se convierte parcialmente en alcohol y

acetato de sodio, de acuerdo a la siguiente ecuación:

CH3 - COOC2H5 + NaOH CH3COONa + C2H5OH

Se demostrará entonces que la hidrólisis alcalina del ACOEt sigue una cinética de segundo

orden, y se determinara el valor de K.


Un termómetro

Un cronometro

Matraces de 250 ml

Una probeta de 100ml

2 pipetas de 5 ml

Una bureta de 50 ml con soporte y pinza

Acetato de Etilo puro

Fenoltaleína al 1%

Solución valorada de NaOH 0,02 M

Solución valorada de HCl 0,05 M


60

Agua destilada helada

Método : Valoración Volumétrica

12.4 PROCEDIMIENTO.

Tomar 0,2 ml de Acetato de Etilo ( Densidad 0,903 y Masa Molecular 88 g/mol), se

mezclan con 100 ml de hidròxido de sodio exactamente 0,02 M.

Cada Cinco minutos luego de la adiciòn de los 100 ml, extraer cinco ml y colocar en un,

matraz con 15 ml de agua helada y valorar con HCl 0,05 M, usando como indicador 2 gotas

de Fenolftaleína.

El punto final se detecta cuando la muestra se vuelve incolora.

Graficar el Acetato de Etilo remanente respecto al tiempo transcurrido a los 5, 10 15, 20 ,

25, 30 minutos respectivamente.

12.5 RESULTADOS:

Graficar el tiempo en el eje “x” y la inversa de la concentración remanente del acetato de

metilo en el eje “y”

12.6 CUESTIONARIO

1. ¿Deducir la Ecuación fundamental de una cinética de segundo orden a partir de las

ecuaciones integradas?

2. ¿Cuáles son las unidades de una Cinética de segundo orden?

3. Por qué Estadísticamente la pendiente de una Ecuación de Segundo Orden es

positiva.

4. Hacer un informe detallado del tratamiento de sus datos por regresión lineal.



61

- CASTELLAN. Fisicoquímica.

Ed. Felasa (1993)

- DANIELS y ALBERTY. Fisicoquímica. Ed. Cesca (1990)

- ATKINS. Fisicoquímica. Ed. Addison Wesley (1996)

- LEVINE Fisicoquímica. Ed. Mc. Graw Hill de México (1998)

- MARON y LANDO. Fisicoquimica . Ed. Limusa (1990)


62

guia fisico quimica ii

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