quimica general
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LABORATORIO DE
QUÍMICA GENERAL
Licenciatura en Ciencias Químicas. Curso 2005-06
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ÍNDICE
Normas generales ............................................................................................. 5
Seguridad en el laboratorio ............................................................................... 7
El cuaderno de laboratorio ................................................................................ 11
Material de laboratorio ..................................................................................... 12
Técnicas básicas de química experimental ....................................................... 16
Práctica 1. Preparación de disoluciones y su valoración ........................... 25
Práctica 2. Análisis cualitativo de cationes .................................................. 29
Práctica 3. Técnicas de filtración .................................................................. 33
Cristalización de sales ................................................................ 35
Práctica 4. Extracción y sublimación ........................................................... 39
Práctica 5. Determinación de calores de reacción ...................................... 43
Práctica 6. Cinética química .......................................................................... 47
Práctica 7. Determinación de puntos de fusión ........................................... 51
Cristalización de compuestos orgánicos .................................. 54
Práctica 8. Determinación de puntos de ebullición. Destilación ................ 57
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NORMAS GENERALES
ANTES DE EMPEZAR
o Antes de empezar la primera práctica, el profesor comprobará que el alumno ha leído estas
normas, aprendido el nombre del material de laboratorio, estudiado el capítulo de Técnicas
básicas de química experimental y contestado las preguntas ahí formuladas.
o Antes de empezar cada práctica, el profesor comprobará que el alumno ha leído el guión
correspondiente, repasando los conceptos teóricos que en ella se estudian y contestando a
todas las cuestiones previas que sea posible.
o Al empezar cada práctica, el profesor encargado hará las indicaciones convenientes para
el buen desarrollo de la misma, haciendo especial hincapié en los conceptos más
importantes.
DURANTE LAS SESIONES PRÁCTICAS
o Las prácticas se realizarán en parejas.
o Sea puntual y no se ausente del laboratorio nunca, sin permiso del profesor.
o Deberá elaborar un cuaderno de prácticas que el profesor podrá solicitar en cualquier
momento para su evaluación.
o Cada alumno es responsable de las consecuencias derivadas del incumplimiento de las
normas contenidas en este guión.
o Trabaje siempre en su mesa, salvo que deba utilizar la campana extractora de gases.
o Mantenga limpia su mesa de trabajo en todo momento.
o Los reactivos deben estar siempre colocados en el lugar que se indique.
AL FINALIZAR
o Limpie perfectamente la mesa y todo el material utilizado.
o Avise al profesor antes de abandonar el laboratorio.
EVALUACIÓN
o Al finalizar las sesiones programadas, todos los alumnos recibirán una evaluación global
del curso práctico, cuya no superación supondrá la calificación de suspenso.
o Se evaluarán: el cumplimiento de obligaciones (asistencia, puntualidad…), el trabajo
experimental (resultados obtenidos, uso correcto del material, limpieza, cumplimiento de
las normas de seguridad…), el cuaderno de laboratorio (claridad y exactitud de las
anotaciones y observaciones, corrección en la interpretación de resultados…) y las
respuestas a las cuestiones. Al finalizar habrá que superar el correspondiente examen.
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SEGURIDAD EN EL LABORATORIO
Unas enseñanzas prácticas de Química que se precien deben proponerse formar químicos
que puedan manejar sustancias tóxicas, corrosivas, inflamables e incluso, ocasionalmente,
explosivas. En la práctica, la mayor parte de las sustancias químicas de uso en el laboratorio caen
dentro de una o más de las categorías anteriores, poseyendo un grado de riesgo variable. Por
tanto, deben manejarse con respeto (no con miedo), y de ahí la insistencia del profesorado en que
se utilicen y adquieran buenas técnicas operatorias y medidas de precaución.
Mientras que la corrosión, explosión y los incendios son riesgos claramente perceptibles, la
toxicidad de un compuesto químico suele resultar menos evidente. El procedimiento más seguro
para evitar sus efectos consiste en no permitir que ninguna sustancia extraña a nuestro organismo
penetre en él. Merece la pena señalar que el globo ocular es la zona corporal a través de la cual
las sustancias químicas se absorben más rápidamente, así como que la mayoría de los
disolventes orgánicos, debido a su volatilidad, son particularmente peligrosos y se ha de evitar
siempre la inhalación de sus vapores, además del contacto con la piel.
Estas advertencias de tipo general servirán de poco sin instrucciones más concretas. Por
tanto, lea cuidadosamente las Normas de Seguridad que se le adjuntan. Recuerde que posee un
solo cuerpo, y que la química no necesita que se la convierta en un gran riesgo para ser una
ciencia divertida y gratificante.
Al finalizar todo el capítulo de introducción, se recogen unas cuestiones previas sobre
Seguridad e Higiene que deberán ser contestadas para poder acceder al curso práctico.
CONSEJOS GENERALES
1. La mesa del laboratorio debe permanecer siempre limpia y seca.
2. Los residuos sólidos, vidrio y papeles de filtro usados, no deben arrojarse por la pila. Se
almacenarán en contenedores apropiados para ello.
3. Todas las llaves de agua, gases, trompas de vacío, equipos eléctricos, etc., deben estar
apagados cuando no se estén utilizando.
4. Todas las operaciones que requieran el manejo de reactivos “nocivos para la salud” deben
realizarse en campana extractora de gases.
5. Todo el material de vidrio será lavado escrupulosamente y secado después de finalizar
cualquier experimento.
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6. Todo el material de vidrio que no vaya a usarse deberá guardarse en las mesas de laboratorio.
Nunca se almacenará encima de ellas.
7. La mayoría de los accidentes en un laboratorio son cortes o quemaduras. No fuerce nunca el
vidrio. No utilice nunca un equipo de vidrio que esté agrietado o roto.
8. Cierre siempre el mechero Bünsen cuando no lo utilice, mediante la llave incorporada en el
mechero y la llave de salida de la mesa. No acerque ningún producto químico a la llama del
mechero. Especialmente aleje las botellas de reactivos de lugares donde les puede incidir el
calor de la llama.
9. Recuerde que el orden es muy importante para evitar accidentes. Trabaje sin prisas,
pensando en cada momento en lo que está haciendo. Recoja inmediatamente cualquier
derrame que se produzca.
10. Está expresamente prohibido hacer experimentos no autorizados por el profesor.
11. Si alguna reacción se debe dejar conectada durante periodos de tiempo distintos a las horas
de laboratorio, éstas deberán quedar perfectamente etiquetadas, previa autorización del
profesor correspondiente.
12. Avise a su profesor de cualquier accidente que se produzca en el laboratorio.
13. Aprender a trabajar con orden y seguridad es un aspecto más de las prácticas, por lo que se
tendrá en cuenta a la hora de valorar los resultados del aprendizaje.
MEDIDAS DE SEGURIDAD
Conducta en el laboratorio
1. Excepto en caso de emergencia, queda terminantemente prohibido correr en los laboratorios,
así como la práctica de juegos, bromas y demás comportamientos irresponsables.
2. No se puede comer, beber, ni fumar en los laboratorios.
3. Un comportamiento irresponsable podrá implicar la inmediata expulsión del laboratorio como
primera medida.
Protección personal
1. Es obligatorio el uso de bata en el laboratorio.
2. Igualmente, es obligatorio el uso permanente de gafas de seguridad dentro del laboratorio.
No use lentes de contacto, a menos que no tenga otra alternativa, si no tiene más remedio que
usarlas, comuníqueselo a su profesor y ponga especial cuidado con sus ojos; si penetran
líquidos corrosivos en ellos es esencial quitarse inmediatamente las lentes de contacto.
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Además las lentes blandas pueden absorber algunos vapores orgánicos. En caso de
accidente, lavar los ojos con abundante agua y avisar al profesor correspondiente.
3. No se deben oler los productos orgánicos, ni pipetear succionando con la boca ningún
disolvente o disolución. Utilizar un aspirapipetas o una pera de goma.
4. Dé por supuesto que todos los disolventes son inflamables: aléjelos de cualquier fuente de
calor.
5. Dé por supuesto que todos los ácidos y las bases son corrosivos y manéjelos con precaución y
en vitrina.
6. Dé por supuesto que respirar vapores de disolventes puede tener efectos fisiológicos
adversos.
7. Un posible peligro de envenenamiento, frecuentemente olvidado, es la contaminación a través
de la piel. Lávese las manos a menudo y siempre inmediatamente después de exponerse a
un reactivo peligroso y, por supuesto, antes de dejar el laboratorio.
8. Siga cuidadosamente todos los consejos, y, en particular, tenga cuidado de no crear peligro a
su vecino. Por ejemplo, cuando caliente un tubo de ensayo, no apunte con la boca hacia
nadie y agítelo constantemente.
Ubicación de los productos
1. Antes de usar un producto químico, consulte la etiqueta. En caso de duda consulte a su
profesor.
2. No deben transportarse innecesariamente los reactivos de un sitio a otro del laboratorio. Si
tuviese que transportarlos, tenga cuidado con las botellas que deben ser siempre
transportadas cogiéndolas por el fondo, nunca por la boca.
3. Los productos nunca se acumularán en las mesas de laboratorio o en las campanas. Siempre
deberán retornarse a la estantería de donde se cogieron.
4. Todas las botellas, matraces, etc., que contengan reactivos o muestras, deberán estar
perfectamente etiquetados y tapados.
Equipos de primeros auxilios
Existe un botiquín en el laboratorio, pero su uso precisa de previa comunicación a cualquier
profesor presente en el mismo.
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Símbolos de peligrosidad
No debe utilizarse un reactivo sin leer previamente toda la información contenida en su
etiqueta. Compruebe que se trata del reactivo indicado y preste especial atención a los símbolos
de peligrosidad y a las recomendaciones para su correcto manejo. Las etiquetas de disolventes y
reactivos contienen una serie de símbolos de peligrosidad, de acuerdo con las normas vigentes en
la Unión Europea, que deben tenerse en cuenta para el manejo de la sustancia.
E Explosivo Sustancias que pueden deflagar y explotar espontáneamente. Debe evitarse el calor, fuego, chispas, percusión o fricción.
O Comburente Sustancias que, en contacto con materiales combustibles, originan una reacción fuertemente exotérmica aumentando el peligro de incendio y su violencia. Debe evitarse el contacto con sustancias combustibles.
F Fácilmente inflamable
Sustancias que, por acción de una fuente de ignición, pueden arder y continuar quemando. Deben mantenerse lejos de llamas, chispas y fuentes de calor.
F+ Extremadamente inflamable
Líquidos con punto de inflamación y ebullición bajos, y gases que a presión y temperatura ambiente son muy inflamables en el aire. Deben mantenerse lejos de llamas, chispas y fuentes de calor.
T Tóxico La absorción de estas sustancias puede tener efectos muy graves e irreversibles para la salud. Deben tomarse medidas especiales para su manejo.
T+ Muy tóxico La absorción de estas sustancias en cantidades muy
pequeñas puede tener efectos muy graves e irreversibles para la salud, pudiendo llegar a tener consecuencias mortales. Deben tomarse medidas especiales para su manejo, evitando cualquier contacto con el cuerpo.
C Corrosivo Sustancias que destruyen los tejidos. Deben tomarse medidas protectoras especiales.
Xn Nocivo Su absorción puede dar lugar a daños agudos o crónicos
para la salud. Deben tomarse medidas especiales para su manejo.
Xi Irritante Sin llegar a ser corrosivas, pueden provocar inflamaciones
de la piel o las mucosas. Debe evitarse el contacto con la piel y los ojos y no inhalar sus vapores.
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EL CUADERNO DE LABORATORIO
Los investigadores consideran el cuaderno de laboratorio como una de sus herramientas
más valiosas. El cuaderno de laboratorio resume el trabajo que se ha llevado a cabo y los
resultados obtenidos. El cuaderno de laboratorio debe servir de experiencia para el fututo y es una
forma de aprovechar mejor el trabajo. Un cuaderno de laboratorio debe ser claro y sin
ambigüedades, poniendo atención a la gramática. Es muy importante que cualquier otra persona
que lea el cuaderno pueda repetir fielmente el experimento sin confusiones por lo que éste debe
estar completo y ser perfectamente legible. A continuación se dan algunos consejos para su
elaboración:
1. Escriba la fecha, el título y el objetivo del experimento o reacción.
2. El cuaderno de laboratorio sirve para tomar nota inmediata de todas las observaciones
experimentales, de forma breve, pero clara y concisa. Por ello debe ser hecho sobre la propia
mesa del laboratorio y escrito a la vez que se llevan a cabo los experimentos. No es en
absoluto recomendable tomar notas sueltas (que pueden perderse) sobre los experimentos y
escribir los detalles posteriormente en el cuaderno. Las anotaciones se deben hacer
directamente en el cuaderno, nunca en sucio para pasarlas luego a limpio. No se deben
omitir ni los datos cuantitativos ni los cualitativos.
3. Esquematice los procesos químicos que llevan a la preparación de la sustancia final.
4. Al comienzo de cada reacción, apunte las cantidades usadas de cada reactivo (masa o
volumen), su equivalencia en moles y, en su caso, las densidades y concentraciones. Anote
también todos los cálculos realizados.
5. Anote las características de todo el material utilizado en el transcurso de la práctica, y dibuje el
material especial utilizado (montajes, etc.).
6. Escriba su versión del procedimiento operativo a la vez que realiza el experimento, señalando
todas aquellas observaciones que hayan merecido su interés y el método utilizado para aislar
y purificar el producto final. Intente interpretar todas sus observaciones, indicando si son de
origen teórico o práctico. Puesto que todos los experimentos que se van a realizar en el
laboratorio han sido realizados y comprobados previamente con detalle, el profesor no
necesita un cuaderno de laboratorio excesivamente meticuloso. Por ejemplo, cuando se
describe el procedimiento experimental es suficiente con anotar cualquier desviación o
modificación del procedimiento experimental descrito.
7. Apunte siempre cualquier cambio de color, temperatura, etc., así como el rendimiento y otras
características de los productos sintetizados.
8. Escriba las referencias bibliográficas sobre datos de los productos y el procedimiento (si las
hubiere).
9. Tome nota de las explicaciones dadas por el profesor, especialmente aquellas relacionadas
con la seguridad. Escriba las contestaciones a las cuestiones planteadas en el guión.
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MATERIAL DE LABORATORIO
El material de vidrio es uno de los elementos fundamentales del laboratorio. Frente a un
conjunto de ventajas, entre las que destacan su carácter inerte, transparencia, manejabilidad y
posibilidad de diseñar piezas a medida, presenta como único inconveniente su fragilidad.
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Con el fin de que las piezas puedan conectarse entre sí, el material de vidrio lleva
acopladas bocas esmeriladas de tamaños estándar que proporcionan un ajuste perfecto y
permiten el ensamblaje rápido del material. Cuando el tamaño de una boca esmerilada se
identifica por un par de números, X/Y por ejemplo 14/20 ó 29/40, el primer número se refiere al
diámetro de la boca medido en la parte más ancha, y el segundo a la longitud, expresados ambos
en milímetros. Sin embargo, suele mencionarse un único número que indica el diámetro. En
Europa los diámetros estándar son 29 y 14 mm, mientras que en EEUU se emplean bocas
esmeriladas de 24 y 14 mm. Para unir piezas de vidrio de diferente tamaño de boca, se utilizan
adaptadores.
Para el ensamblaje de piezas, en condiciones normales las bocas esmeriladas no
requieren grasa, y funcionan perfectamente sin riesgo de soldarse. La principal causa de adhesión
de dos bocas esmeriladas es la presencia de restos de compuestos orgánicos o inorgánicos que,
después de cierto tiempo o por efecto de un calentamiento prolongado, acaban sellando ambas
piezas e impidiendo su separación. Para evitar que dos piezas queden atascadas en lugar de
añadir grasa, se recomienda mantener escrupulosamente limpias las bocas esmeriladas. La
grasa, sin aplicarse en exceso, únicamente es necesaria en ciertos casos (que serán indicados
por el profesor), como:
a) En reacciones en las que se utilizan bases fuertes u otros reactivos que pueden corroer las
bocas esmeriladas. Colocar una pequeña cantidad de grasa solamente en la mitad superior de
la boca interior, unir ambas bocas y girarlas en sentido contrario para que la grasa se distribuya
uniformemente.
b) Cuando se vaya a calentar a temperatura elevada.
c) Cuando se va a realizar vacío, para que el material ajuste perfectamente. En este caso debe
emplearse una grasa especial de vacío.
d) En las llaves de vidrio de buretas, embudos de adición, embudos de decantación, columnas de
cromatografía, etc. No aplicar grasa en las llaves de teflón. Utilizar la mínima cantidad de grasa
aplicándola exclusivamente en las zonas más alejadas del centro, y distribuirla uniformemente
girando la llave.
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Antes de lavar el material, hay que desmontar las llaves de vidrio y eliminar la grasa con un
trozo de papel de filtro humedecido con acetona.
Si el material debe estar completamente seco antes de proceder a su utilización, se
introduce en una estufa. En la estufa no debe introducirse:
a) Material impregnado con grasa. Se limpiará previamente con un trozo de papel de filtro.
b) Material aforado.
c) Material de teflón, plástico o goma.
Cualquier montaje que se realice en el laboratorio, se sujeta a un soporte metálico mediante
una pinza y una nuez. La nuez permite sujetar la pinza a la barra del soporte y debe colocarse con
su parte cóncava hacia abajo, de manera que, en caso de aflojarse accidentalmente, el vástago de
la pinza quede apoyado en la nuez evitando así el riesgo de caída de la pinza y del material que
sujeta.
En cuanto al mechero Bünsen, en ellos el gas actúa como combustible y el oxígeno del
aire como comburente. Para proceder a encender un mechero Bünsen, se deben seguir las
siguientes indicaciones:
1. Cerrar totalmente la entrada de aire.
2. Abrir la llave del gas y la llave reguladora del paso de gas.
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3. Aproximar una llama a la boca del mechero. La llama que se obtiene es de color amarillo
y es una llama pobre, de poco poder calorífico, debido a una combustión incompleta por
ausencia de oxígeno.
4. Abrir el paso de aire para que, al entrar oxígeno, la combustión sea completa. La llama
se vuelve firme y adquiere un color azulado. Ésta es la llama que debe utilizarse para
calentar.
5. Regular la intensidad de la llama.
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TÉCNICAS BÁSICAS DE QUÍMICA EXPERIMENTAL
1- Toma de reactivos
Al tomar un reactivo, sólido o líquido, debe evitarse su contaminación teniendo en cuenta las
siguientes normas:
- Antes de sacar un reactivo del bote leer la etiqueta cuidadosamente, para asegurarse de
que el reactivo es el necesario para la experiencia.
- La parte interna del cierre de los botes de los reactivos nunca se pondrá en contacto con la
mesa u otras fuentes de contaminación.
- Un reactivo cristalino o en polvo se sacará de un bote por medio de un espátula limpia y
seca.
- Después de sacar una muestra de reactivo de un bote, no se debe devolver al bote ninguna
porción de ella.
2.- Pesada
1. Al realizar una pesada compruebe inicialmente el cero de la balanza. No pese nunca sobre el
platillo, sino sobre un vidrio de reloj o sobre algún recipiente de vidrio, limpio y seco.
2. Adicione el producto poco a poco y con cuidado. Si se ha adicionado más producto del
necesario no lo quite encima de la balanza, puede dañarla. Saque el vidrio de reloj de la
balanza, retire un poco de producto y vuelva a pesar.
3. Después de usar la balanza déjela completamente limpia.
3- Transferencia de sólidos
Cantidades pequeñas de un reactivo sólido granulado o en polvo se transfieren desde un bote
a un recipiente generalmente con una espátula limpia y seca.
Para sacar una gran cantidad de un reactivo sólido del bote se gira éste lentamente de un
lado a otro en posición inclinada.
Un trozo de papel filtro limpio puede ayudar a extraer un reactivo sólido de un bote y echarlo
en un recipiente que tiene una apertura relativamente pequeña. Si se trata de grandes cantidades se
Vidrio de reloj Pesasustancias zapato
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utiliza un trozo de papel enrollado en forma de cono y si son pequeñas cantidades se vierte el sólido
en una tira estrecha de papel previamente doblada. El papel se inserta en la pequeña apertura del
recipiente y el reactivo se transfiere fácilmente.
Si el sólido se va a disolver, se puede recoger en un embudo previamente dispuesto y añadir
el disolvente a través del embudo en fracciones sucesivas para no dejar nada de sólido en el
embudo.
4.- Transferencia de líquidos
Para evitar salpicaduras al verter un líquido de un recipiente a otro, se apoya una varilla de
vidrio sobre el pico del recipiente, de forma que el líquido fluya por la varilla y se recoja en el otro
recipiente (ver a en Figura A).
Si el recipiente tiene una abertura pequeña, debe utilizarse un embudo de vidrio seco y limpio
en el que caiga el líquido procedente de la varilla (ver b en figura A).
a b
5.- Medida de líquidos
Una vez transferido el líquido, si queremos medir un determinado volumen se utilizan
fundamentalmente cuatro instrumentos: pipetas, probetas, buretas y matraces aforados.
Estos instrumentos tienen marcas grabadas en su superficie que indican los volúmenes de los
líquidos. Las pipetas y las buretas se utilizan para transferir volúmenes de líquidos cuya medida
requiere cierta exactitud. Los matraces aforados se emplean para preparar volúmenes determinados
de disoluciones de concentración conocida con una cierta exactitud.
Nunca se deben añadir líquidos calientes a ningún instrumento graduado.
Para medir el volumen, el nivel del líquido se compara con las marcas de graduación
señaladas sobre la pared del instrumento de medida. Dicho nivel se lee en el fondo del menisco que
se forma en el líquido (Figura B). Se obtienen lecturas exactas situando el ojo a la altura del menisco
(Figura C).
Figura A
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Enrase correcto Enrases incorrectos Figura C
Figura B
Pipeta: Las pipetas se utilizan para transferir volúmenes de líquido cuya
medida requiere cierta exactitud. Nunca se pone en posición horizontal, ya
que el líquido podría ir a la pera, lo que podría dañarla. El líquido se debe
verter lentamente en posición vertical y su extremo tocando la pared
interior del recipiente al que se vierte, de manera que forme un ángulo con
ella.
Probeta: Los volúmenes transferidos con una probeta son menos exactos que los transferidos con
una pipeta. La precisión de las medidas obtenidas con las probetas disminuye a medida que
aumenta su capacidad. Nunca se deben preparar disoluciones en ella.
Bureta: Se emplea exclusivamente para medir volúmenes en las valoraciones, ya que la llave
permite controlar el flujo de líquido. Es muy importante limpiar bien la bureta después de su
utilización para evitar que se atasque la llave.
Matraz aforado: Mide volúmenes de gran precisión, pero sólo mide el volumen dado por el aforo.
Las disoluciones se deben preparar en el vaso de precipitados, esperando si fuese necesario a
que se enfríe la disolución y posteriormente se transfiere al matraz aforado.
6.- Filtración de precipitados
Un problema normal en el laboratorio es separar un líquido de un sólido. Es necesario que el
líquido pase a través de un filtro que retenga las partículas sólidas, por ello es importante tener en
cuenta dos factores, la presión existente entre ambas caras del material filtrante y el tamaño del poro
de éste. La filtración se puede llevar a cabo a presión normal o a vacío.
Filtración a presión normal o por gravedad. Se utiliza para filtrar pequeñas cantidades de sólido.
Si es necesario recuperar tanto el sólido como la disolución, se utiliza un embudo cónico
con un papel de filtro adecuadamente doblado en cono (ver Figura D). Una vez colocado en el interior
del embudo, se humedecerá el papel con el líquido de lavado, para que el papel se adhiera
totalmente a las paredes.
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El embudo se situará sobre un soporte. Se verterá el líquido al embudo, deslizándolo por la
varilla según se muestra en la Figura E. Una vez que haya pasado todo el líquido, el sólido que
pueda permanecer en el recipiente inicial, se arrastra al filtro con ayuda de la varilla, y finalmente con
pequeñas porciones de disolvente, que al mismo tiempo actuará como líquido de lavado. Cuide que
el líquido no rebase el borde del papel.
Si no interesa la recuperación, se emplea un embudo cónico en el que se pone un filtro de
pliegues. El filtro de pliegues se prepara como se indica en la Figura F.
Figura F
La filtración puede realizarse más rápidamente si la mayor parte del líquido sobrenadante se
decanta al papel de filtro. La decantación es un proceso en el que el líquido es cuidadosamente
vertido desde el vaso que contiene el precipitado de forma que se transfiere muy poco sólido al papel
de filtro durante la operación. En este paso debe evitarse revolver el precipitado del fondo del vaso.
Figura D
Figura E
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Filtración a vacío. Para filtrar y recuperar una cantidad grande de sólido interesa filtrar un sólido a
vacío, para ello, se utiliza el embudo Büchner adaptado a un kitasato que se conecta a la trompa
de agua para succionar. El filtro es de forma circular y de un diámetro igual o ligeramente inferior a
la placa del embudo pero que cubra todos los agujeros. Para ello, 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 haciendo un poquito de succión.
El Büchner se coloca, con la ayuda de una goma o de un corcho agujereado, sobre un
kitasatos, que se conecta por su tubuladura lateral a una trompa de vacío (ver figura G). Para evitar
que se introduzca agua en el kitasatos por succión (sifonación), se debe desconectar el kitasatos
antes de abrir o cerrar el grifo de agua, pues el vacío del kitasatos puede succionar agua de la
trompa.
Figura G
La filtración a vacío es mucho más rápida, y la posibilidad de pasar una corriente de aire a
través de los cristales permite un secado más rápido y eficaz de los mismos.
7.- Preparación de disoluciones
En multitud de operaciones químicas, resulta indispensable realizar las reacciones con
sustancias en disolución.
Al disolver una sustancia hay que cuidar:
A) Elección del disolvente. Junto con el agua (disolvente de multitud de sustancias) puede
servir cualquier líquido, tanto orgánico como inorgánico. Para que una sustancia sea
soluble ha de guardar cierta analogía con el disolvente.
Para ensayar la solubilidad, se toma un tubo de ensayo con unos mililitros de
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disolvente al que se añaden 0,1 g de soluto. Se agita y se observa si disminuye el tamaño
del soluto, primero en frío y luego en caliente. Como apreciaciones indicativas, se tiene:
* Si se disuelve: - totalmente, se dice ser muy soluble.
- parcialmente, se dice ser soluble.
* Si no se disuelve aparentemente nada, se dice ser insoluble.
B) Técnica seguida en toda disolución. Si el soluto es sólido, se pulveriza finamente
empleando un mortero de mano; se pone parte de la porción en polvo fino en el recipiente
elegido (erlenmeyer, vaso de precipitados) y se añade el disolvente, agitando con una
varilla; a veces convendrá calentar para facilitar la disolución. La disolución de líquido en
líquido, caso de ser solubles en todas proporciones, únicamente requiere precauciones en
casos especiales; uno de éstos se presenta al tratar de disolver ácido sulfúrico en agua: se
añadirá éste sobre el agua, muy poco a poco y agitando para evitar elevaciones
excesivas de temperatura; “nunca verter el agua sobre el ácido sulfúrico”. La
disolución de gas en líquido se logra haciendo borbotear el gas en el seno del líquido,
enfriando para favorecer la solubilidad; como instrumentos se emplean los frascos
lavadores de gases.
Manera de operar
Para preparar un determinado volumen de disolución, a una determinada concentración, se
hará el cálculo previo de las cantidades de soluto precisas. Si éste es sólido, se pesará, si es
líquido, o bien se pesa o se mide el volumen correspondiente, conocida su densidad. Ha de
tenerse en cuenta la pureza de los reactivos y tener especial cuidado en los cálculos cuando se
trata de reactivos tipo redox.
Calculada la cantidad necesaria, se pesan en un vidrio de reloj o en un pesa-sustancias si
la sustancia es higroscópica. Si se trata de un líquido o disolución, se tomará el volumen
correspondiente por medio de una pipeta (Mirar apartados 1 a 5, pag. 15).
* Soluto Sólido
Previa pulverización y pesada de la sustancia, en un vidrio de reloj o vaso de precipitados,
se adiciona una pequeña cantidad (menor que el volumen del matraz aforado) del disolvente
agitando. Si es preciso, puede calentarse para favorecer la disolución. Se deja enfriar antes de
verter en el matraz aforado, empleando el embudo. Se lava repetidas veces el recipiente con el
disolvente utilizado, que se vierte también en el matraz aforado. Finalmente, se enrasa. El matraz
aforado nunca ha de calentarse.
Al enrasar ha de coincidir la tangente al menisco del líquido con la marca del aforo (evítese
el error de paralaje, mirar medida de líquidos, pag. 16). El ajuste final se logra con más facilidad y
precisión si se emplea la pipeta pasteur o un gotero pequeño.
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*Soluto Líquido
No se pipeteará con la boca. Basta en estos casos con introducir la pipeta hasta la base
del recipiente y esperar a que ascienda el líquido, sin succión o con ayuda de
una pera (figura) que tiene tres válvulas que permiten llenar, enrasar y vaciar
fácilmente las pipetas aforadas y graduadas; en primer lugar, se presiona la
válvula A para expulsar el aire; con la válvula S se aspira (succiona) el líquido y
presionando la válvula E, se vacía el líquido. Al succionar, se cuidará que la
pipeta esté bien introducida en el líquido, y que seguirá estándolo aún cuando
se vaya llenando con él. (Si quedase poco introducida, pueden penetrar
burbujas de aire, que junto con el líquido ascenderían hasta la pera estropeándola).
Toda disolución así preparada ha de ser posteriormente "valorada", para determinar con
exactitud su concentración.
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CUESTIONES DE SEGURIDAD PREVIAS
1. El uso de bata en el Laboratorio ¿es obligatorio o aconsejable?
2. El uso de gafas de seguridad en el Laboratorio ¿es obligatorio o aconsejable?
3. ¿Dónde se puede encontrar información inmediata sobre la peligrosidad de un reactivo?
4. ¿Qué cosas están expresamente prohibidas en el Laboratorio?
5. ¿Qué hacer con un reactivo que ha perdido su etiqueta?
6. Si un vaso de precipitados presenta una pequeña rotura ¿se puede seguir utilizando?
7. ¿Cuándo debe usarse la campana de gases?
8. ¿Qué es lo primero que hay que hacer en caso de accidente?
9. ¿Qué tienes que hacer si te salpica un reactivo al ojo?
10. ¿Se puede pipetear agua destilada con la boca?
11. ¿Dónde se deposita el vidrio roto?
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PRÁCTICA 1
PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES Y SU VALORACIÓN
OBJETIVOS
• Preparar disoluciones.
• Normalizar disoluciones.
• Determinar la concentración de disoluciones de ácidos y de bases.
INTRODUCCIÓN
Una disolución es la mezcla íntima y homogénea de un soluto (sólido, líquido, gas) en un
disolvente (generalmente líquido). Si se conoce la concentración de una disolución tipo, ésta
puede servir como instrumento de medida de elevada precisión lo que se utiliza en algunos
métodos de análisis cuantitativo. El procedimiento experimental para determinar la concentración
exacta de una disolución es una valoración. Valorar una disolución consiste en determinar su
concentración a partir de otra de concentración conocida. Para ello se utiliza un indicador que es
una sustancia química con la que se pone de manifiesto el punto final de la valoración.
Para utilizar una disolución que permita la determinación de la concentración de otra, en
primer lugar hay que realizar una normalización de la misma. Para normalizar una disolución, es
necesario valorarla con volúmenes conocidos de una sustancia que se puede calificar como
patrón primario, es decir, una sustancia, generalmente sólida, que se usa en análisis químico y
que presenta las siguientes características:
1. Tienen composición conocida. Es decir, se ha de conocer la estructura y elemento que
lo componen, lo cual servirá para hacer los cálculos estequiométricos respectivos.
2. Deben tener elevada pureza. Para una correcta normalización se debe utilizar un patrón
que tenga la mínima cantidad de impurezas que puedan interferir en la valoración.
3. Debe ser estable a temperatura ambiente. No se pueden utilizar sustancias que cambien
su composición y/o estructura por efectos de temperaturas que difieran ligeramente con la
temperatura ambiente ya que ese hecho aumentaría el error en las mediciones.
4. Debe ser posible su secado en estufa. Además de los cambios a temperatura ambiente,
también debe soportar temperaturas mayores para que sea posible su secado.
Normalmente debe ser estable a temperaturas mayores que la del punto de ebullición del
agua.
26
5. No debe absorber gases. Es decir, que sea estable frente al vapor de agua y al dióxido
de carbono atmosférico.
6. Debe reaccionar rápida y estequiométricamente con el valorante. De esta manera se
puede visualizar con mayor exactitud el punto final de las valoraciones por volumetría y
además se puede realizar los cálculos respectivos también de manera más exacta.
7. Debe tener un peso equivalente grande. Ya que este hecho reduce considerablemente
el error de la pesada del patrón.
MATERIAL REACTIVOS
Matraz aforado de 250 mL HCl concentrado
Matraz aforado de 100 mL NaOH
Pipetas de 2 mL, 10 mL y 50 mL KHC8H4O4 (hidrógenoftalato de potasio) 0,034 M
2 Erlenmeyer de 250 mL Agua destilada
Vaso de precipitados de 250 mL Papel indicador
Embudo Fenolftaleína
Vidrio de reloj
Varilla agitadora
Bureta de 50 mL
Balanza analítica
Pera de goma o aspirapipetas
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
A) Preparación de una disolución de HCl, aproximadamente 0,15 M
Calcular, a partir de la densidad y de la concentración en tanto por ciento en masa del HCl
concentrado, el volumen necesario para preparar 100 mL de disolución de ácido clorhídrico
0,15 M. Siguiendo el procedimiento de preparación de disoluciones que se describe en el
apartado de técnicas básicas de química experimental (pág. 17), medir el volumen calculado
con la pipeta graduada adecuada limpia y seca y verterlo en el matraz aforado de 100 mL
enrasando con agua destilada.
B) Preparación de una disolución de NaOH, aproximadamente 0,1 M y su normalización.
Calcular a partir de la masa molecular y del % de pureza del hidróxido de sodio, los gramos
necesarios para preparar 250 mL de disolución de NaOH 0,1 M y seguir el procedimiento
general de preparación de disoluciones (pág. 17).
Lavar tres veces la bureta con pequeñas porciones de la disolución preparada de NaOH
para homogeneizarla. Despreciando el líquido procedente de los lavados, fijar la bureta en su
27
soporte y llenarla con la disolución de NaOH; eliminar las burbujas de aire en la columna así
como las que haya después de la llave y enrasar.
Tomar la pipeta limpia de 50 mL y lavarla dos veces con unos 10 mL de la disolución de
hidrógenoftalato de potasio que frente al NaOH se comporta como un
ácido débil. Pipetear exactamente 50 mL de la disolución patrón e
introducirla en un erlenmeyer limpio de 250 mL. Añadir 3 ó 4 gotas del
indicador fenolftaleína.
Colocar un papel blanco debajo del erlenmeyer para ver con mayor
nitidez los cambios de coloración y añadir la disolución de la bureta, con
rapidez al principio de la valoración pero al aproximarse al punto final
con lentitud (gota a gota) agitando continuamente el erlenmeyer (en la
imagen se muestra la manera correcta de manejar la bureta). Las
salpicaduras adheridas a las paredes del erlenmeyer se deben arrastrar con agua destilada
hacia el seno de la disolución. El punto final se alcanza cuando la disolución adquiere una
coloración débilmente rosada persistente durante 30 segundos. Medir el pH del punto final con
papel indicador.
Repetir dos veces todo el proceso y a partir de los volúmenes de NaOH consumido y de los
volúmenes conocidos de hidrógenoftalato de potasio, calcular la concentración exacta de la
disolución de hidróxido de sodio normalizada.
C) Valoración de la disolución de HCl.
Tomar la pipeta limpia de 10 mL y lavarla tres veces con 2 ó 3 mL de la disolución de HCl
contenida en el matraz aforado del apartado A). Verter exactamente 10 mL de esta disolución
en un erlenmeyer limpio. Recoger con un poco de agua destilada las gotas de disolución que
puedan haber quedado adheridas en las paredes del erlenmeyer completando hasta 50 mL
aproximadamente con agua destilada y añadir 2 ó 4 gotas de fenolftaleína.
Enrasar la bureta con la disolución de NaOH normalizada en el apartado B) y proceder a la
valoración del HCl como en el apartado anterior. Medir el pH del punto final con el papel
indicador.
Repetir todo el procedimiento dos veces y calcular la concentración de HCl valorado a
partir de los datos experimentales.
CUESTIONES
1. ¿Por qué se deben eliminar las burbujas de aire del interior de la bureta?
2. ¿Por qué el hidróxido de sodio no es una sustancia de tipo primario?
3. Escribir todas las reacciones ácido-base de los diferentes apartados.
4. ¿Se comete algún error al diluir con agua destilada la disolución de HCl contenida en el
erlenmeyer antes de proceder a su valoración?
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5. ¿Deben coincidir los valores de pH, en el punto de equivalencia, hallados en los apartados B)
y C)?
29
PRÁCTICA 2
ANÁLISIS CUALITATIVO DE CATIONES
OBJETIVOS
• Identificar diferentes cationes presentes en una disolución mediante análisis cualitativo.
• Trabajar a escala semimicro.
INTRODUCCIÓN
Muchos ensayos realizados en el laboratorio se hacen a escala semimicro, es decir,
utilizando pequeñas cantidades de reactivos. Este método de trabajo requiere material de
pequeña capacidad, siendo el utensilio principal el tubo de ensayo.
El comportamiento de los distintos cationes frente a reactivos generales (usados
normalmente para separaciones) es diferente, lo que permite fraccionar una mezcla de ellos por
reacciones de precipitación, formación de complejos, disolución, etc. Una vez obtenida la
separación, se procede a la identificación con reactivos específicos, que generalmente se realiza
por ensayos a la gota en placa de toque.
En la siguiente tabla se resumen las reacciones de los cationes en estudio frente a tres
reactivos generales:
Ag+ Fe+ Al3+ Cu2+
HCl (2 M) Precipita Soluble Soluble Soluble
NH3 (2 M) Soluble Precipita Precipita Soluble
NaOH (2 M) Soluble Precipita Pta. y redisuelve Precipita
MATERIAL REACTIVOS
4 Tubos de ensayo con gradilla HCl 2 M
8 Tubos de centrífuga NH3 2 M
Placa de toque NaOH 2 M
2 Pipetas pasteur o gotero Sulfocianuro de potasio
Vidrio de reloj Ferrocianuro de potasio
Centrífuga Cuprón en etanol al 5 %
Varilla agitadora Aluminón al 0,1 %
Pinzas de madera Ácido acético 2 M
Baño de agua Papel indicador
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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
A) Separación de los cationes
En esta primera parte se confirmará experimentalmente la veracidad de los resultados
resumidos en la tabla de la introducción.
El proceso de separación que seguimos viene reflejado en el siguiente esquema y a
continuación se expone el procedimiento a seguir:
Llenar aproximadamente hasta menos de la mitad un tubo de centrífuga con la disolución
problema y añadir HCl 2 M hasta que no aparezca precipitado de AgCl. Centrifugar siguiendo
los consejos dados por el profesor y pasar el líquido sobrenadante a otro tubo de centrífuga.
Con el precipitado realizar la identificación del ion Ag+ como se expone en el apartado B).
Sobre la disolución echar NH3 2 M hasta que se forme una disolución de color azul del
complejo Cu(NH3)42+ y aparezca un precipitado. Volver a centrifugar y pasar el líquido
sobrenadante a un tubo de ensayo. Lavar el precipitado con una pequeña porción de agua
destilada con unas gotas de NH3 2 M, centrifugar y desechar el líquido de lavado. Si éste se
colorea de azul intenso, repetir la operación.
Con la disolución azul obtenida, proceder a la identificación del ion Cu2+ como se expone
en el apartado B).
Disolución
Ag+ - Fe
2+ - Al
3+ - Cu
2+
Precipitado
AgCl ↓ blanco
Solución
Fe2+
- Al3+
- Cu2+
Precipitado
Fe(OH)3 ↓ pardo-rojizo
Al(OH)3 ↓ blanco
Solución
Cu(NH3)42+
azul
Precipitado
Fe(OH)3 ↓ pardo-rojizo
Solución
AlO2- incoloro
Añadir HCl 2 M
Añadir NH3 2 M
Añadir NaOH 2 M
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Sobre el precipitado contenido en el tubo de centrífuga, añadir NaOH 2M suficiente para
disolver el precipitado blanco de Al(OH)3 y volver a centrifugar. El líquido sobrenadante pasarlo
a un tubo de ensayo y realizar la identificación del Al3+ como se dice en el apartado B).
Con el precipitado que ha quedado en el tubo de centrífuga proceder a la identificación del
Fe3 según se indica en el apartado B).
B) Identificación de los cationes
Reconocimiento de Ag+
El precipitado de AgCl blanco sería suficiente como reconocimiento de dicho ion. Para
confirmar la existencia de Ag+, añadir NH3 2 M sobre el precipitado lo que producirá su total
disolución. Añadir ahora HCl 2 M y la obtención nuevamente de un precipitado blanco confirma la
presencia de Ag+.
Reconocimiento de Cu2+
Sobre una tira de papel de filtro disponer una gota de cuprón y encima otra de la disolución
azul de Cu(NH3)42+. La obtención de una mancha de color verde claro es prueba evidente de la
presencia de Cu2+.
Reconocimiento de Al3+
A dos gotas de la disolución de AlO2- añadir dos gotas del reactivo aluminón, añadir ácido
acético 2 M hasta débil acidez (comprobarlo con la coloración del papel indicador de pH) y
posteriormente añadir NH3 2 M hasta neutralidad o alcalinidad. Calentar al baño maría. Un
precipitado rojo rosado indica la presencia de Al3+.
Reconocimiento de Fe3+
El precipitado de Fe(OH)3 obtenido, se disuelve con unas gotas de HCl y utilizando una
placa de toque se procede de la siguiente manera:
a) Se añaden unas gotas de la disolución anterior y otra de sulfocianuro de potasio. La
aparición de un precipitado rojo de sulfocianuro de hierro (III) indica la presencia de Fe3+.
b) Se añaden unas gotas de la disolución anterior y otra de ferrocianuro de potasio. La
aparición de un precipitado azul de ferrocianuro de hierro (III) indica la presencia de Fe3+.
CUESTIONES
1. Explica cómo identificarías los cationes presentes en las siguientes disoluciones:
a) Disolución que contiene Cu2+ y Al3+.
b) Disolución que contiene Fe3+ y Al3+.
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33
PRÁCTICA 3
TÉCNICAS DE FILTRACIÓN. CRISTALIZACIÓN DE SALES.
OBJETIVOS
• Aprender técnicas básicas de separación y purificación de compuestos.
TÉCNICAS DE FILTRACIÓN
INTRODUCCIÓN
Un problema normal en el laboratorio es separar un líquido de un sólido. Para ello es muy
importante dominar bien las técnicas de filtración. El líquido debe pasar a través de un filtro que
retenga las partículas sólidas. En ocasiones lo que interesa es el sólido, mientras que en otros casos
se busca obtener la disolución. Dependiendo de este factor, pueden distinguirse dos métodos de
filtración que conllevan procedimientos y materiales distintos: filtración a vacío o por gravedad. La
utilización de una u otra técnica dependerá del caso en concreto, por lo que es muy importante
decidir qué técnica es la mejor para cada caso concreto (Mirar filtración de precipitados en Técnicas
Básicas de Química Experimental, pag. 18).
MATERIAL REACTIVOS
2 Matraz aforado 50 mL NiCl2.6H2O
2 Pipetas 10 mL NH4Cl
Embudo büchner NH3
Kitasatos Agua desionizada o destilada
Embudo cónico
Vaso de precipitados
Vidrio de reloj
Varilla agitadora
Soporte aro
Papel filtro
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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Se va a sintetizar un complejo amoniacal de níquel, y se va a filtrar utilizando diferentes
técnicas. La reacción que tiene lugar es la siguiente:
NiCl2.6H2O + NH3 → [Ni(NH3)6]Cl2 + H2O
Para realizar esta experiencia se ha de preparar previamente dos disoluciones:
a) Prepara 25 mL de una disolución 0.5 M de NiCl2.6H2O.
b) Preparar 50 mL de una disolución tampón NH4Cl/NH3, que sea 2.5 M en NH4Cl y utilizando
como disolvente amoniaco concentrado.
Las EXPERIENCIAS a realizar van a consistir en precipitar el complejo amoniacal de níquel,
[Ni(NH3)6]Cl2, de color violeta, y utilizar la técnica de filtración más apropiada en cada caso, para
aislar el complejo. Para ello operamos de la siguiente manera:
Experiencia 1: Añadir 15 mL de la disolución tampón a 10 mL de la disolución de NiCl2.6H2O.
Filtrar el complejo amoniacal de Ni2+ formado, en el embudo más adecuado para ello (mirar
filtración de precipitados en las Técnicas Básicas de Química Experimental, pag. 18). Lavar con
un poco de disolución tampón, secar y pesar el sólido obtenido. Debido a la facilidad con la que
se intercambia el ligando NH3 por agua, conviene secar bien el producto y guardarlo en un tubo
cerrado.
Experiencia 2: Añadir 5 mL de la disolución tampón a 2.5 mL de la disolución de NiCl2.6H2O.
¿Deberíamos filtrar en el mismo tipo de embudo que en la experiencia anterior?. Elige las
condiciones de filtración más adecuadas para el producto que tienes. A continuación operar de
forma similar a la experiencia 1.
CUESTIONES
1. ¿Qué cantidad de cloruro de níquel, cloruro de amonio y amoniaco debe tomarse para preparar
las disoluciones?
2. Suponiendo que todo el volumen es de disolvente y la densidad es 1 g/mL, calcular la molalidad y
la concentración en g/l y fracción molar de la disolución de cloruro de níquel.
3. ¿Por qué no se utiliza una probeta para preparar cualquiera de las disoluciones?
4. Calcule el rendimiento del producto obtenido.
35
CRISTALIZACIÓN DE SALES
INTRODUCCIÓN
La cristalización es el método más adecuado para purificar compuestos sólidos. Se basa en
el hecho de que los sólidos son más solubles en un disolvente a temperatura de ebullición que a
temperatura ambiente.
Un compuesto cristalino está constituido por un empaquetamiento tridimensional de
moléculas unidas por fuerzas intermoleculares. La cristalización es un proceso bastante selectivo ya
que, en el crecimiento del cristal, el empaquetamiento regular de moléculas del mismo tipo, forma y
tamaño, tienden a excluir la presencia de impurezas.
La cristalización idónea es aquella que tiene lugar lentamente, ya que conduce a cristales
muy puros. Si el enfriamiento de la disolución se realiza muy rápidamente, el compuesto puede
precipitar en lugar de cristalizar. La precipitación es la formación rápida de un sólido amorfo, mientras
que la cristalización es la formación lenta de un sólido cristalino. La diferencia a nivel práctico, es que
un compuesto que ha precipitado puede contener impurezas que hayan quedado atrapadas en el
sólido amorfo por inclusión.
El primer paso en una cristalización implica disolver en caliente, el sólido a purificar, en la
mínima cantidad del disolvente apropiado con lo que se obtiene una disolución saturada, (filtrando si
fuese necesario cualquier impureza insoluble) (figura A). Al enfriar, la disolución se sobresatura con
respecto al sólido, que empieza a formar pequeños núcleos de cristalización en las paredes del
recipiente o en la superficie del líquido. Una vez que estos núcleos se han formado, otras moléculas
llegan a su superficie y se unen dando lugar a la red cristalina. Sin embargo las impurezas solubles
permanecen en disolución ya que no están lo suficientemente concentradas como para saturar la
disolución y cristalizar. Los cristales obtenidos se recogen por filtración, separándose así de las
aguas madres, se lavan con el mismo disolvente frío para eliminar las impurezas adheridas a la
superficie, y finalmente se secan. Si después de cristalizar no se obtiene el sólido con la pureza
deseada, se puede repetir el proceso empleando el mismo u otro disolvente, denominándose en este
caso recristalización.
Es importante tener en cuenta que:
a. El disolvente se debe añadir lentamente y agitando hasta disolución del sólido.
b. Si los líquidos volátiles son inflamables la fuente de calor para evaporarlos debe
ser una placa eléctrica, nunca la llama.
c. En ocasiones resulta difícil decidir si la pequeña cantidad que permanece sin
disolver es el compuesto que se quiere cristalizar o bien son impurezas insolubles.
36
Por ello si se hubiera añadido exceso de disolvente, concentrar la disolución por
evaporación, para que la disolución resultante esté saturada.
d. La evaporación debe continuarse hasta que empieza a aparecer sólido. Nunca se
debe evaporar a sequedad, ya que contaminaríamos nuestro compuesto con las
impurezas solubles.
e. A veces debido a la naturaleza de la disolución que se evapora es imposible
evitar salpicaduras. En estos casos se cubre la cápsula o vaso de precipitados
con un vidrio de reloj, lo que, disminuye la velocidad de evaporación pero hace
mínimas las pérdidas por salpicaduras.
Figura A. Fases del proceso de cristalización.
MATERIAL REACTIVOS
Embudo büchner
Kitasatos
Mezcla de sulfato de cobre pentahidratado y sílice
al 80 %
Embudo cónico
Vaso de precipitados
Vidrio de reloj
Varilla agitadora
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Sistema de calefacción
Erlenmeyer de 100 mL
Papel de filtro
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Extraer el sulfato de cobre pentahidratado de una mezcla que contiene sílice (5 gramos),
disolviéndolo en un vaso de precipitados en caliente con la mínima cantidad de agua, filtrar en
caliente y cristalizar la disolución. Una vez obtenidos los cristales del producto final, filtrarlos,
lavarlos con agua fría y secarlos.
CUESTIONES
1.- ¿Qué cantidad de sulfato de cobre pentahidratado has obtenido?
2.- ¿Cual es el rendimiento de la extracción?
3.- ¿Por qué existe la diferencia de solubilidad entre ambos compuestos?
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39
PRÁCTICA 4
EXTRACCIÓN Y SUBLIMACIÓN
OBJETIVOS
• Extraer un producto disuelto en un disolvente usando otro disolvente inmiscible.
• Analizar el reparto del soluto entre los dos disolventes: ley de Nernst.
• Purificar una sustancia por sublimación.
• Calcular rendimientos.
EXTRACCIÓN
INTRODUCCIÓN
El fenómeno de extracción consiste en pasar un soluto de un disolvente a otro, que debe
cumplir la condición de ser inmiscible con el primero. El fenómeno alcanza una situación de equilibrio,
en cuyo momento la relación de las concentraciones de soluto en cada fase es constante para cada
temperatura y proporcional a la solubilidad del soluto en cada disolvente. Esta es la ley de reparto de
Nernst: [ ]
[ ] seIIfa
faseI
soluto
solutoK = donde K es el coeficiente de reparto.
Para la extracción se utiliza un embudo de decantación y se debe realizar con sumo cuidado.
Debe estar bien cerrado para evitar pérdidas durante la agitación. Normalmente se produce un
aumento de presión, debido a los gases desprendidos, que puede provocar una abertura explosiva.
Para evitarlo se recomienda empezar con una agitación suave, controlando siempre la evolución del
sistema y destapar de vez en cuando el embudo de decantación.
Sistema para extracción líquido-líquido Método correcto para sostener el embudo de decantación durante la agitación.
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MATERIAL REACTIVOS
Embudo de decantación Disolución acuosa de yodo 0.1 M
5 tubos de ensayo Tetracloruro de carbono
Soporte y aro metálico
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
1.- En un embudo de decantación introducir 20 mL de una disolución acuosa de yodo y a
continuación 5 mL de CCl4. Se invierte el embudo y se abre la llave, para eliminar la presión del
interior. Se cierra la llave y se agita fuertemente durante 1 minuto aproximadamente. Se pone de
nuevo en contacto con la atmósfera a través de la llave, se vuelve a cerrar ésta y se apoya en
posición normal en un aro metálico, dejándolo en reposo hasta que se separen las fases.
Observar la decoloración de la fase acuosa y la coloración de la fase orgánica. Abrir la llave
del embudo (que debe estar destapado) y pasar la fase orgánica a un tubo de ensayo. Con la fase
acuosa que queda en el embudo de decantación, repetir la operación con otros 5 mL de CCl4.
Recoger la fase orgánica en otro tubo de ensayo.
Los residuos de disolventes orgánicos deben depositarse en los recipientes indicados
en el laboratorio.
2.- Vaciar el embudo de decantación, limpiarlo y repetir la operación con otros 20 mL de disolución de
yodo y 10 mL de CCl4 añadidos de una sola vez.
CUESTIONES
1. Con los siguientes datos, calcular los gramos de yodo que se extraen en el primer caso y cuántos
en el segundo:
Concentración de la disolución de yodo: 0.01 M
Coeficiente de reparto = K = 85; [ ]
[ ] )/(
)/(
mLg
mLg
seacuosafa
cafaseorgáni
yodo
yodoK =
¿Cuándo es mejor la extracción, en el primer caso o en el segundo?
2. ¿Cambiaría el rendimiento del proceso, si en lugar de tres extracciones consecutivas con 5 mL de
CCl4, se utilizasen 15 mL en una única extracción?
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SUBLIMACIÓN DE YODO
INTRODUCCIÓN
El olor característico de muchas substancias sólidas (naftaleno, alcanfor, perfumes sólidos,
etc.) es la prueba de que estos sólidos pasan con facilidad al estado gaseoso. Desde un punto de
vista científico decimos, que estos sólidos presentan una presión de vapor elevada a temperatura
ambiente. Al aumentar la temperatura, la presión de vapor fácilmente se iguala a la presión
atmosférica, y como consecuencia sublima. Esta propiedad se utiliza para la purificación de este
tipo de substancias.
MATERIAL REACTIVOS
Matraz esférico
Vaso de precipitados
Yodo (irritante (Xi), nocivo tanto por inhalación
como por contacto con la piel)
Vidrio de reloj Yoduro de potasio
Rejilla con trípode
Mechero Bünsen
Lana de vidrio
OBSERVACIONES
• El yodo comercial suele contener impurezas de cloro y bromo, las cuales se eliminan por la
adición inicial del yoduro de potasio.
• El yodo no se debe tocar con las manos. Las manchas de yodo se eliminan con disolución de
tiosulfato de sodio.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
En la vitrina, colocar 1,5 g de I2 mezclado con 0,15 g de KI en un
vaso de precipitados cubierto con un matraz esférico, cuyo exterior debe
estar limpio y seco, lleno de hielo. Tapar el pico del vaso de precipitados
con lana de vidrio. Mediante la rejilla y el trípode, calentar el vaso de
precipitados muy suavemente con un mechero Bünsen. El yodo sublimado
se recoge en un vidrio de reloj, previamente tarado, y se pesa para
calcular el rendimiento de la operación.
CUESTIONES
1. ¿Por qué se pone hielo en el interior del matraz?
2. ¿Podrían sublimar estas substancias sin elevar la temperatura?
3. Escribir las reacciones de eliminación de cloro y de bromo.
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PRÁCTICA 5
DETERMINACIÓN DE CALORES DE REACCIÓN
OBJETIVOS
• Determinar calores de reacción a presión constante (qp = ∆H).
• Comprobar experimentalmente la ley de Hess
INTRODUCCIÓN
Todo proceso químico conlleva una absorción o un desprendimiento de energía como
consecuencia de la rotura de unos enlaces en las sustancias reaccionantes y la formación de otros
nuevos en los productos de reacción. Si se produce cesión de calor (energía térmica) desde el
sistema reaccionante hacia los alrededores, la reacción es exotérmica. Si se absorbe calor por
parte del sistema desde los alrededores, la reacción se denomina endotérmica. La energía, en
forma de calor, puesta en juego en estos procesos se puede determinar de las siguientes
maneras:
a) Mediante Calorimetría. Un calorímetro es un recipiente aislado del exterior que permite
determinar la cantidad de calor, q, que se absorbe o se desprende en una reacción al introducir las
sustancias reaccionantes en él. Por ejemplo, en una reacción exotérmica:
calor cedido en la reacción = calor ganado por la disolución + calor ganado por el calorímetro
qreacción = qdisolución + qcalorímetro
donde q = mCe∆T = mCe(Tfinal - Tinicial)
m = masa (g), Ce = calor específico (cal/g ºC), ∆T = variación de temperatura que se produce.
Si el proceso se realiza a presión constante, como es el caso de la presente práctica, el
calor puesto en juego en esa reacción, qp, también se llama variación de entalpía de la reacción,
∆H.
b) En función de los calores de formación. Se define entalpía estándar de formación
(∆Hf0), como el calor puesto en juego en el proceso de formación de un mol de un compuesto en
estado estándar a partir de sus elementos en sus estados estándar a una presión de 1 atm. El
superíndice "0" representa las condiciones del estado estándar (1 atm, actualmente la IUPAC
recomienda 1 bar). A pesar de que el estado estándar no especifica una temperatura,
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generalmente se utilizan los valores de ∆Hf0 a 25 ºC. La entalpía estándar de una reacción, ∆Hr
0,
se puede calcular a partir de las entalpías de formación de los reaccionantes y de los productos:
∆Hr0 = Σ∆Hf
0(productos) - Σ∆Hf0(reaccionantes)
Ley de Hess. “La entalpía de una reacción química es la misma tanto si se verifica en una
etapa como si se realiza en varias etapas.” La variación de entalpía del sistema depende
únicamente de los estados inicial y final del sistema reaccionante y no de los posibles estados
intermedios por los que pueda pasar dicho sistema.
MATERIAL REACTIVOS
Vaso de precipitados de 600 mL NaOH sólido (lentejas)
Termómetro HCl 1 M
Probeta de 100 mL NaOH 1 M
Varilla agitadora
Matraz aforado de 250 mL
Matraz aforado de 100 mL
Vaso de precipitados de 100 mL
Pipeta de 10 mL
Pera de goma
Vidrio de reloj
OBSERVACIONES
• Pesar siempre el vaso con la disolución después de anotar la temperatura final.
• En estos ensayos se puede considerar que el calor de las reacciones se invierte en aumentar
la temperatura de la disolución y la del vaso, no teniéndose en cuenta las perdidas al exterior.
Tómese como calor específico de la disolución el del agua, 4.184 J/g ºC y del vidrio Pyrex 0.84
J/g ºC. 1cal = 4,184 J.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Preparar 250 mL de una disolución 1 M de HCl y 100 mL de una disolución 1 M de NaOH.
a) Calor de disolución del NaOH(s) en agua.
NaOH(s) H O l2 ( ) → NaOH(aq) ∆H1
Se pesa un vaso de 600 mL y se añaden 200 mL de agua destilada. Se mide la
temperatura de la misma y cuando ésta sea constante se anota su valor. Se pesan 8 gramos de
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NaOH en lentejas y se agregan al vaso agitando continuamente hasta la completa disolución.
Anotar la máxima temperatura alcanzada por la disolución así como los demás datos.
b) Calor de neutralización de NaOH(aq) y HCl(aq).
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ∆H2
En un vaso de precipitados se ponen 100 mL (previamente medidos) de la disolución de
HCl 1M, midiendo otros 100 mL de NaOH 1M en una probeta. Ambas disoluciones deben estar a
la misma temperatura, anotándose la misma. Cuando esto ocurra, se agrega la disolución de
NaOH a la de HCl, mezclando rápidamente y anotándose la máxima temperatura alcanzada.
c) Calor de disolución y neutralización simultáneos.
NaOH(s) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) ∆H3
Repítase la experiencia del apartado a), sustituyendo los 200 mL de agua por 200 mL de
HCl 1M, anotando la máxima temperatura alcanzada.
CUESTIONES
1. ¿Cómo son las reacciones que has reproducido en la práctica, endotérmicas o exotérmicas?
2. Define qué es calor específico
3. Se añade una muestra de 0,75 g de KCl a 35,o g de agua que está en un vaso de poliestireno
y se agita hasta su disolución. La temperatura de la disolución desciende desde 24,8 ºC hasta
23,6 ºC.
a) ¿Se trata de un proceso endotérmico o exotérmico?
b) Calcula el calor de disolución del KCl en kJ/mol
4. El calor de disolución del acetato de potasio (KC2H3O2) es de -15,3 kJ/mol. Si se disuelven
0,136 moles de acetato en 525 ml de agua que está inicialmente a 25,1 ºC. ¿Cuál será la
temperatura final de la disolución?
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47
PRÁCTICA 6
CINÉTICA QUÍMICA
OBJETIVOS
• Determinar el orden de reacción de reacción con respecto al yodato (IO3-) en la reacción redox
con el hidrógenosulfito (HSO3-):
2 IO3- + 5 HSO3
- + 2H+ → I2 + H2O + 5 HSO4-
INTRODUCCIÓN
La Termodinámica no explica nada acerca de la velocidad con que ocurren los procesos
espontáneos o con la que se alcanza el equilibrio químico. La rama de la química que estudia las
velocidades de las reacciones se llama cinética química.
La velocidad a la que se efectúa una determinada reacción del tipo:
A + B → C + D
puede medirse en términos de la velocidad de desaparición de los reactivos, -d[A]/dt, -d[B]/dt, o
de aparición de los productos d[C]/dt, d[D]/dt. Las concentraciones de los reactivos disminuyen en
el intervalo de tiempo, así pues, d[A]/dt y d[B]/dt son cantidades negativas. El signo negativo (en
el término de los reactivos) en la definición de velocidad hace que ésta última sea una cantidad
positiva.
Velocidad de reacción = v = -d[A]/dt = -d[B]/dt = d[C]/dt = d[D]/dt
Por otra parte, la velocidad de una reacción es proporcional a la concentración de reactivos
y la constante de proporcionalidad a una temperatura determinada, k, recibe el nombre de
constante de velocidad a esa temperatura.
v = k [A]x[B]
y
Las velocidades de reacción dependen de factores como la naturaleza de los reactivos, la
concentración de los reactivos, la temperatura y los catalizadores. Los números x e y se
determinan experimentalmente, y no tienen por qué coincidir con los coeficientes estequiométricos
de los reactivos en la ecuación ajustada. Estos números pueden ser enteros, cero o fraccionarios.
Al sumarlos se obtiene el orden total de la reacción, por ejemplo,
48
v= k1[A] Primer orden respecto a A.
v= k2[A][B] Primer orden respecto a A y respecto a B.
v= k3[A]2 Segundo orden respecto de A.
v= k4[A] 2[B] Segundo orden respecto de A y primero respecto de B.
v= k5 Orden cero.
siendo las ecuaciones integradas de velocidad para los diferentes casos:
Reacción de orden cero, x=0.
-d[A]/dt=kA→-d[A]=kAdt→
[ ] [ ] [ ] [ ] tkAAtkAAdtkdA AotAot
t
o
A
A
A
t
o
−=→−=−→−= ∫∫ (1)
Reacción de orden uno, x=1. (Por ejemplo: A→P )
-d[A]/dt=kA[A]→-d[A]/[A]=kAdt
[ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] tkAAtkAAdtkAAd AotAot
t
o
A
A
A
t
o
−=→−=−→−= ∫∫ lnlnlnln/ (2)
Reacción de orden dos, x=2. (Por ejemplo: A→P )
-d[A]/dt=kA[A]2 →-d[A]/[A]2=kAdt →
[ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] tkAAtkAAdtkAAd AotAot
t
o
A
A
A
t
o
+=→=−→−= ∫∫ /1/1/1/1/2 (3)
Nota: kA ≡ ak, siendo a, el coeficiente estequiométrico de A.
Si suponemos que nuestra reacción es de orden cero, la representación de [A]t frente a t,
nos debe dar una línea recta; si suponemos que es una reacción de primer orden con respecto a A
(x=1), la representación de ln[A]t frente a t debe dar una línea recta. Si x=2 deberíamos obtener
una línea recta al representar 1/[A]t frente a t:
Orden cero Orden uno Orden dos
o.o=[A]o o.o=ln[A]o pte=k
[A]t/molL-1 ln([A]t/molL-1) 1/([A]t/molL-1)
pte=-k pte=-k o.o=1/[A]o
t/s t/s t/s
En la reacción redox: 2 IO3- + 5 HSO3
- + 2H+ → I2 + H2O + 5 HSO4-
la ecuación de velocidad vendría dada por la expresión: v=k[HSO3-]y[IO3
-]x=k’[IO3-]x
49
En principio, no conocemos el orden de reacción con respecto al bisulfito, HSO3-, es decir,
y, pero no es necesario conocerlo, porque asumimos que su concentración se mantiene constante
a lo largo de todo el experimento. Por tanto, como también la constante de velocidad k es
constante, k[HSO3-]y es un valor constante que denominamos k’. Hay que tener en cuenta, que
para determinar el orden de reacción con respecto a un determinado reactivo, habría que seguir la
disminución de su concentración con el tiempo de reacción, partiendo de una única concentración
inicial de A (lo equivalente a uno de los tubos de ensayo). En este caso, asumimos que la cantidad
de I2 formada (cuando aparece el color azul) es muy pequeña y, por tanto, que las
concentraciones de HSO3- y IO3
- no varían.
MATERIAL REACTIVOS
Pipetas graduadas de 1, 5 y 10 mL Yodato potásico 0.2 M
11 Tubos de ensayo Hidrógenosulfito sódico 0.01 M
Vaso de precipitados Almidón1
Cronómetro
Pera de goma
Agitador magnético
2 Matraces aforados de 250 mL
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Preparar 250 mL de disolución 0.2 M de yodato de potasio y 250 mL de disolución de
hidrogenosulfito de sodio 0.01 M conteniendo 50 mL de almidón.
Se ponen en una gradilla 10 tubos de ensayo, rotulados del uno al diez, con yodato
potásico (KIO3) y agua destilada en las siguientes proporciones:
Tubo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
V(KIO3)/ mL 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1
V(H2O)/ mL 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9
Se agita cada tubo para homogeneizar la mezcla. El volumen de la disolución en cada tubo
es de 10 mL, pero la concentración de yodato va disminuyendo.
1 La disolución de almidón se prepara añadiendo aproximadamente dos espátulas del producto comercial sobre un vaso
de precipitados con 200 mL de agua destilada caliente, si no el almidón no se disolverá.
50
Para comenzar el experimento, se toma el contenido del tubo 1 y se vierte en un vaso de
precipitados situado sobre el agitador magnético. Se enciende la agitación. En otro tubo de ensayo
se ponen 10 mL de la disolución de bisulfito sódico (que contiene almidón) y se agrega al vaso de
precipitados. La adición ha de hacerse lo más rápidamente posible. Al cabo de un cierto tiempo se
observa la aparición de una coloración azul. Esta coloración azul es debida a la presencia de un
complejo I2 (formado en la reacción)+almidón. Por tanto, el I2 es nuestra especie de control.
Anotar el tiempo transcurrido desde el momento en que ambas disoluciones entran en
contacto hasta la aparición del color azul, que ha de ser instantánea. Si el color azul se ve “correr”
es debido a que la agitación no fue suficiente y la concentración no es homogénea en todo el vaso
de precipitados. La operación se repite para los demás tubos de ensayo siempre con 10 mL de la
disolución de bisulfito-almidón. Anótense el tiempo que tarda en aparecer el color azul, para cada
tubo de ensayo.
CUESTIONES
1. Anotar en la tabla adjunta los datos y resultados obtenidos.
Tubos [[[[KIO3]]]]/M [[[[NaHSO3]]]]/M t/s
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
2. Determinar el orden de reacción con respecto a IO3- mediante las representaciones gráficas
adecuadas.
3. ¿Varía la velocidad de la reacción con la concentración? ¿Por qué?
4. ¿Cuales son las unidades de k para una ecuación: a) de orden uno, b) de orden dos, c) de
orden cero?
51
PRÁCTICA 7
DETERMINACION DE PUNTOS DE FUSION
CRISTALIZACIÓN DE PRODUCTOS ORGÁNICOS
OBJETIVO
• Aprender a determinar el punto de fusión de un compuesto
• Purificar una sustancia impura mediante la técnica de la recristalización.
DETERMINACIÓN DE PUNTOS DE FUSIÓN
INTRODUCCIÓN
Desde un punto de vista práctico el punto de fusión de un sólido cristalino se puede definir
como la temperatura a la que el sólido se transforma en líquido a la presión de 1 atmósfera. En una
sustancia pura, el cambio de estado es generalmente muy rápido y la temperatura es característica,
no afectándose prácticamente por un cambio moderado de presión. Por esto el punto de fusión es
una buena constante muy utilizada en la identificación de sólidos.
Cuando una sustancia pura en estado líquido se enfría de tal forma que se evite el
subenfriamiento, solidifica a la misma temperatura a la que la fase sólida funde. Por tanto, en una
sustancia pura el punto de fusión y el punto de solidificación son idénticos. El punto de fusión (y
solidificación) de una sustancia se define mejor como la temperatura en la que las fases sólida y
líquida pueden existir en equilibrio, una en presencia de la otra, a la presión de 1 atmósfera.
El punto de fusión se altera sensiblemente por la presencia de impurezas por lo tanto esta
constante constituye además un valioso criterio de pureza, ya que un sólido casi puro funde en un
intervalo muy pequeño de temperaturas y con un límite superior muy próximo al verdadero punto de
fusión. Un sólido bastante impuro presenta generalmente un intervalo de fusión bastante amplio y
una temperatura límite superior considerablemente por debajo del punto de fusión verdadero. Por
este motivo la purificación de un sólido se sigue frecuentemente observando el punto de fusión.
Hay dos tipos de aparatos para la determinación del punto de fusión: el aparato de Thiele y
aparatos de calefacción eléctricos. El primero de ellos es bastante antiguo y su uso tiende a
eliminarse. Los aparatos de calefacción eléctricos son más cómodos de manejar. Suelen estar
equipados de un mando que permite controlar la velocidad de calefacción, y una lente que permite
observar la muestra con más facilidad. Existen muchos modelos en el mercado. Independientemente
del aparato que se utilice la calefacción en las proximidades del punto de fusión debe ser lo más
52
lenta posible (1 ºC /min), y debe anotarse el intervalo desde el momento en que la muestra se
reblandece y se separa de las paredes del capilar hasta que se transforma totalmente en un líquido
transparente. Algunas sustancias descomponen antes de alcanzar su punto de fusión, lo que se pone
de manifiesto por un cambio de color. En ese caso también deberá anotarse dicha temperatura de
descomposición.
MATERIAL REACTIVOS
Acetanilida Bloque eléctrico para determinar puntos de fusión
Ácido benzoico
Capilares de vidrio (1.15-1.55-70 mm) Benzamida
Varilla hueca de unos 60 cm Urea
Ácido trans-cinámico
Benzoína
Ácido salicílico
Benzanilida
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Introducir una pequeña cantidad de muestra de la sustancia conocida, perfectamente seca y
pulverizada, en un tubo capilar de vidrio (si fuese necesario se deberá moler en un mortero y
machacar o pulverizar sobre un trozo de papel de filtro con una espátula pequeña). Los capilares se
deben cerrar por uno de sus extremos (el extremo
de color azul). Para ello se introduce el extremo del
capilar en la llama de un mechero, girándolo y
manteniéndolo así unos segundos. Tras enfriar, se
invierte el tubo capilar y se toma una pequeña
cantidad de sólido por el extremo abierto. Entonces
se le da la vuelta y se baja el sólido al fondo del
tubo golpeando suavemente su extremo cerrado
sobre la mesa, sujetándolo entre los dedos pulgar e
índice (o dejando caer el tubo por el interior de una
varilla hueca de unos 60 cm puesta verticalmente
sobre la mesa, figura). Se repite la operación hasta
llenar aproximadamente 0,5 mm del tubo capilar.
Una mayor cantidad de muestra puede inducir a errores en la determinación del punto de fusión.
El capilar se introduce en el fundímetro (el profesor indicará el manejo del aparato), y se
compara con su punto de fusión tabulado. Se comienza la calefacción al principio rápidamente hasta
53
llegar a unos 10 oC por debajo del punto de fusión de la muestra y después lentamente de forma que
la temperatura del baño se eleve a una velocidad no superior a 1-2 ºC por minuto. Se observa y
anota el intervalo del punto de fusión, desde el momento en que la muestra reblandece y se separa
de las paredes del capilar hasta que se ha transformado en un líquido transparente.
A continuación se determina de manera similar el punto de fusión de la muestra problema.
Con ayuda de una tabla de puntos de fusión se seleccionan dos o tres compuestos posibles
(considerando por ejemplo, aquellos que posean un punto de fusión 3-4 ºC por encima y por debajo
del punto de fusión experimental obtenido). Posteriormente se prepara una pequeña cantidad de
mezcla de la muestra problema y uno de los compuestos posibles (se hace la misma operación con
todos los compuestos posibles seleccionados) y se determina su punto de fusión. Si la sustancia
problema es la misma que el compuesto elegido el punto de fusión no debe variar con respecto al
obtenido inicialmente. Si no es la misma, se obtendrá un intervalo de fusión muy amplio cuya
temperatura superior estará muy por debajo del punto de fusión experimental. Explicar por qué.
Esta técnica de identificación se denomina punto de fusión mixto.
Compuesto Punto de fusión (ºC)
Acetanilida 115
Ácido benzoico 122
Benzamida 128
Urea 132
Ácido trans-cinámico 133
Benzoína 137
Ácido salicílico 158
Benzanilida 161
CUESTIONES
1. ¿Qué efecto ejercerá cada una de las siguientes circunstancias sobre el punto de fusión
observado y en el intervalo de fusión de una muestra?: a) uso de un capilar de paredes gruesas;
b) una calefacción rápida; c) empleo de mucha cantidad de muestra.
2. Dos alumnos A y B han obtenido en el laboratorio sendos sólidos blancos a los que determinan
sus puntos de fusión obteniendo los siguientes resultados:
Sólido alumno A: P.f. 113-114ºC
Sólido alumno B: P.f. 107-112ºC.
a. ¿Es posible que A y B tengan el mismo compuesto?
b. ¿Qué puede decirse de la pureza de cada una de las muestras?
54
CRISTALIZACIÓN DE PRODUCTOS ORGÁNICOS
INTRODUCCIÓN
La cristalización es el procedimiento más adecuado para la purificación de sustancias
sólidas.
En general, la purificación por recristalización se basa en el hecho de que la mayoría de los
sólidos son más solubles en un disolvente en caliente que en frío. El sólido que se va a purificar se
disuelve en el disolvente caliente, generalmente a ebullición, la mezcla caliente se filtra para eliminar
todas las impurezas solubles, y entonces la solución se deja enfriar para que se produzca la
cristalización. Finalmente, los cristales se separan por filtración y se dejan secar. Si con una
cristalización sencilla no se llega a una sustancia pura, el proceso puede repetirse empleando el
mismo u otro disolvente.
Cuando se desconoce el disolvente en el que se puede recristalizar una determinada
sustancia, la primera operación, por tanto, es la búsqueda del disolvente. Para ello se ensaya la
solubilidad de la sustancia (una pequeña porción) en una gama de disolventes. El adecuado es aquel
que disuelva la máxima cantidad de sustancia en la menor cantidad de disolvente a ebullición, y que
a su vez, disuelva la menor cantidad de sustancia en frío.
Si hay varios disolventes posibles, el criterio a seguir es el de menor toxicidad, mayor facilidad
de manipulación y menor precio. En este sentido el primer disolvente a ensayar será siempre el agua,
siendo éste el disolvente a elegir si fuera posible.
MATERIAL REACTIVOS
2 Erlenmeyers de 100 mL con tapón Acetanilida impurificada con carbón activo
Vaso de precipitados de 100 mL
Varilla agitadora
Embudo cónico (7 cm de diámetro)
Papel de filtro
2 Trípodes con rejillas
2 Mecheros Bünsen
Embudo Büchner
Kitasatos con goma de ajuste
Trompa de agua
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.
En un erlenmeyer de 50 ml se pone 1 g de acetanilida impura y se disuelve en la mínima
cantidad de agua a ebullición (el producto puede contener impurezas sólidas insolubles, pero si se
forma un aceite oscuro es señal de que queda acetanilida sin disolver) y la solución caliente se filtra a
55
un erlenmeyer de 50 ml a través de un filtro de pliegues (ver figura). Se debe calentar el embudo y el
erlenmeyer en una corriente de vapor, para ello se pone una pequeña cantidad del disolvente en el
fondo del erlenmeyer y se calienta a ebullición; al ascender el vapor éste calentará las paredes del
erlenmeyer y el vástago del embudo evitando una rápida cristalización durante la filtración (Figura a,
el profesor indicará más detenidamente como realizar esta operación). Se deja cristalizar la solución,
en reposo y a temperatura ambiente, durante veinte minutos.
Cuando la solución se ha enfriado, se filtran los cristales con succión (utilizando un embudo Büchner,
Figura b) y se lavan con dos porciones de 3 ml de agua. Se presionan los cristales fuertemente con
un corcho o tapón de vidrio invertido. Los cristales se pasan a un papel de filtro doblado en tres o
cuatro partes y se colocan encima también dos o tres hojas de papel de filtro. Se presionan entonces
fuertemente para extraer el agua, y los cristales se pasan a un vidrio de reloj o cápsula de porcelana,
donde se dejan secar al aire hasta el próximo día.
Figura a Figura b
CUESTIONES
1. En un proceso de recristalización se realizan dos filtraciones. ¿En qué se diferencian?, ¿Qué tipo
de impurezas se eliminan en cada una de ellas?
2. La solubilidad del ácido benzoico en 100 ml de agua es de 0,21 g a 10 ºC 0,27 g a 18 ºC; 2,75 g a
80 ºC, y 6,80 g a 95 ºC. Dos alumnos cristalizan muestras de 10 g de ácido benzoico en agua. El
primero disuelve el ácido benzoico a 80 ºC y lo filtra a 10 ºC y el segundo, lo disuelve a 95 ºC y lo
filtra a 10 ºC. Calcúlese la cantidad de agua que necesita cada alumno y la cantidad máxima de
ácido benzoico que recuperarán en cada caso.
3. ¿Qué ventajas presenta el agua como disolvente para una recristalización?
4. Cuando se filtra un sólido con succión, ¿por qué se debe interrumpir siempre la succión antes de
cerrar la trompa de agua?
56
57
PRÁCTICA 8
DETERMINACIÓN DE PUNTOS DE EBULLICIÓN.
DESTILACIÓN.
OBJETIVOS
• Determinar el punto de ebullición de un líquido.
• Purificar líquidos por destilación.
INTRODUCCIÓN
La destilación es el método más frecuentemente utilizado para la purificación de líquidos o
aislamiento de los mismos de una mezcla de reacción.
Cuando un líquido se introduce en un recipiente cerrado, se evapora hasta que el vapor
alcanza una determinada presión, que depende solamente de la temperatura. Esta presión, que es la
ejercida por el vapor en equilibrio con el líquido, es la presión de vapor del líquido a esa
temperatura. Cuando la temperatura aumenta, la presión de vapor de un líquido aumenta
regularmente. A la temperatura en que la presión de vapor alcanza el valor de la presión atmosférica,
el líquido empieza a hervir. A esa temperatura se le llama punto normal de ebullición.
Cada líquido tiene un punto normal de ebullición característico, que se puede utilizar para su
identificación. No obstante, debido a su marcada dependencia con la presión y a los errores a que
pueden conducir las impurezas, es menos seguro y útil en caracterizaciones y como criterio de
pureza que el punto de fusión en los sólidos.
El punto de ebullición de una sustancia depende directamente de la masa de sus moléculas y
de la intensidad de las fuerzas atractivas entre ellas. Así en una serie homóloga, los puntos de
ebullición de cada compuesto aumentan regularmente con el peso molecular, ya que al aumentar el
número de átomos en la molécula, aumentan la fuerzas de Van der Waals entre ellas. Esto puede
comprobarse en la tabla siguiente:
58
Nombre del compuesto Fórmula p.e. (ºC)
Metanol CH3-OH 65
Etanol CH3-CH2-OH 78
n-Propanol CH3-CH2-CH2-OH 97
n-Butanol CH3-CH2-CH2-CH2-OH 118
Los líquidos polares tienden a hervir a temperaturas más altas que los no polares de igual
peso molecular. Los compuestos polares que se asocian entre sí mediante puentes de hidrógeno
hierven a temperaturas más altas que los que no pueden asociarse, como puede verse en la tabla
siguiente:
Nombre del compuesto Fórmula p.e. (ºC)
n-Propanol CH3-CH2-CH2-OH 97
Acetona CH3-CO-CH3 56
Propano CH3-CH2-CH3 -42
Como el líquido hierve cuando su presión de vapor se iguala a la presión exterior, si un líquido
tiene una presión de vapor muy alta, de forma que su punto de ebullición es muy elevado, se puede
destilar a presión reducida, con lo cual hervirá a temperatura más baja. Esta técnica de destilación a
presión reducida se emplea para líquidos que se descomponen antes de alcanzar el punto de
ebullición.
Para poder separar una mezcla de compuestos por destilación, es imprescindible que haya
una diferencia considerable entre sus puntos de ebullición (unos 80 ºC). Sin embargo las mezclas se
separan mejor, incluso con menores diferencias de temperaturas, utilizando la destilación
fraccionada. Es ésta una técnica que nos permite hacer una serie de pequeñas separaciones
mediante una operación sencilla y continua. Se utiliza para ello una columna de destilación
fraccionada que proporciona una gran superficie para el intercambio de calor entre el vapor
ascendente y el condensado descendente. Esto posibilita una serie completa de evaporaciones y
condensaciones parciales a lo largo de la columna.
59
Casi todos los líquidos tienden a sobrecalentarse (alcanzar una temperatura algo superior al
punto de ebullición) en mayor o menor extensión. Se encuentran entonces en un estado metaestable
que se interrumpe periódicamente al formarse súbitamente una gran burbuja de vapor en el seno del
líquido, se dice entonces que éste hierve a saltos. Cuando sucede esto, el vapor está también
sobrecalentado y el punto de ebullición observado puede ser superior al real. Esto se puede evitar
añadiendo al matraz de destilación 1 ó 2 trocitos de plato poroso. Los pequeños poros de éste
constituyen un lugar adecuado para la formación de núcleos de burbujas y el líquido hierve. Si el
líquido se abandona a una temperatura inferior a su punto de ebullición, entonces los poros del plato
poroso se llenan de líquido y éste pierde su efectividad. Para la adición de un nuevo trocito, el líquido
debe enfriarse por debajo de su punto de ebullición; la adición de un trocito de material poroso a un
líquido sobrecalentado provoca una ebullición repentina que puede ser violenta.
MATERIAL REACTIVOS
Matraz de fondo redondo de 100 mL (B-29) Acetona
Columna Vigreux Agua
Cabeza de destilación
Macho guía
Termómetro
Refrigerante recto
Alargadera
Dos soportes
tres pinzas
tres nueces
Mechero Bünsen
Soporte con rejilla
Gomas de refrigerante
Gradilla con 12 tubos de ensayo
Varios clips para uniones B-29 y B-14
Probeta graduada
Plato poroso o piedra pómez
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Separación de una mezcla de acetona/agua
Se va a separar una mezcla de acetona/agua mediante una destilación sencilla y mediante
una destilación fraccionada.
Para realizar la destilación sencilla, se montará el aparato de destilación esquematizado en la
figura utilizando un matraz de fondo redondo de 100 mL. Introduzca en el matraz 35 ml de agua, 35
60
ml de acetona y 1 ó 2 trocitos de plato poroso. Haga circular una corriente suave de agua y en
sentido ascendente a través del refrigerante conectando con una goma la entrada de éste al grifo de
agua. Mediante otra goma unida a la salida se conduce el agua al desagüe. Se enumeran y etiquetan
5 tubos de ensayo para recoger las siguientes fracciones: Fracción I 56 º - 62 ºC; Fracción II 62
º - 72 ºC; Fracción III 72 º - 82 ºC; Fracción IV 82 - 95 ºC; Fracción V residuo.
Se coloca como colector el tubo marcado con la etiqueta I. Caliente moderadamente, de
forma que se mantenga una destilación constante y sin interrupciones, recogiendo en el colector una
gota de destilado por segundo aproximadamente. Cuando se alcance la temperatura de 62 ºC se
quita el colector I y se pone el colector II. Se repite el proceso con el resto de los colectores hasta
alcanzar la temperatura de 95 ºC. Entonces se interrumpe la destilación, se deja enfriar y se trasvasa
el residuo que queda en el matraz de destilación al tubo marcado con la etiqueta V.
Con una probeta graduada, se miden los volúmenes de cada una de las fracciones. La
primera fracción es prácticamente acetona pura, y el residuo agua pura, mientras que las fracciones
intermedias son mezclas, en diferentes proporciones, de acetona/agua.
A continuación se modifica el aparato de destilación intercalando una columna de
fraccionamiento (columna de Vigreux) entre el matraz y la cabeza de destilación (ver figura) y se
repite todo el proceso anterior. Comparar los volúmenes obtenidos en ambos casos y explicar los
resultados.
Figura 1.- Aparato de destilación sencilla.
61
Figura 2.- Aparato de destilación fraccionada.
CUESTIONES
1. ¿Para qué se emplea la piedra pómez en una destilación?
2. ¿Por qué no se evapora de repente todo el líquido del matraz de destilación cuando se alcanza
el punto de ebullición?
3. Un líquido orgánico empieza a descomponerse a 80 ºC. Su tensión de vapor es entonces de 36
mm de mercurio. ¿Cómo podría destilarse éste líquido?
4. Tenemos 40 mL de H2O (p.e. = 100ºC) y 40 mL de EtOH (p.e. = 78ºC). ¿Cómo separarías esta
mezcla de compuestos?
5. Cítense dos razones que justifiquen el que el agua fría en un refrigerante se haga circular en
sentido ascendente desde la tubuladura inferior a la superior y no al contrario.