UNIVERSIDAD MAYOR FACULTAD DE MEDICINA Carrera de Tecnología Médica

LABORATORIO DE Química General

2011

Profesoras:

Gabriela Cornejo B. Mayama Francia A.

UNIVERSIDAD MAYOR Escuela de Tecnología Médica Laboratorio de Química General

Laboratorio Nº1 EQUIPOS Y MATERIALES DE LABORATIRIO I.

INTRODUCCIÓN

A) Instrucciones Generales El trabajo en el laboratorio requiere que los alumnos dominen el tema que se va a desarrollar en la práctica. Los alumnos deben leer cuidadosamente todas las instrucciones antes de ingresar al laboratorio y prepararse para el desarrollo de cualquier práctica. Esta actividad implica conocer teóricamente la experiencia que se va ha realizar y los posibles resultados. Cada alumno debe presentarse puntualmente al laboratorio llevando: • Guía de laboratorio • Delantal blanco (LIMPIO Y PLANCHADO) • Zapatos cerrados • Pantalón largo Es obligatorio, que cada alumno: • Trabaje sólo en presencia de profesores. • Conocer y aplicar las normas mínimas de seguridad. • Mantener las balanzas limpias y descargadas. • Mantener los frascos de reactivos tapados y en lugares asignados por el profesor. B) Exactitud y precisión Al analizar mediciones y cifras significativas, es útil distinguir entre dos términos: exactitud y precisión. La exactitud nos indica cuan cerca esta una medida del valor real de la cantidad medida, por lo tanto, esta relacionado con la sensibilidad del instrumento en la medición (cuantas cifras significativas entrega). La precisión se refiere a cuanto concuerdan dos o más medidas de una misma cantidad utilizando un instrumento, por lo tanto, esta relacionado con la reproducibilidad de la medida, es decir, el error del instrumento. Supóngase que se pide a tres alumnos que determinen la masa de una pieza de alambre de cobre cuya masa real es 2,000 g. Los resultados de dos pesadas sucesivas hechas por cada estudiante son:

Valor promedio

Estudiante A 1,991 1,995 1,993

Estudiante B 2,000 1,968 1,984

Estudiante C 2,000 2,001 2,001

Los resultados del estudiante A son más precisos (error = 0,007) que los del estudiante B (error = 0,016), pero menos precisos que los del estudiante C (error = 0,001). Sin embargo el estudiante C tiene valores más cercanos al valor real, por lo tanto el estudiante C utilizó una balanza de mayor exactitud y precisión que los otros estudiantes. Las medidas muy exactas deben necesariamente ser más precisas, por otro lado, una medida precisa no necesariamente garantiza resultados exactos (estudiante A).

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C) Normas Generales de Seguridad 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11.

12. 13. 14. 15. 16. 17. 18. 19. 20. 21.

Conozca y practique las normas mínimas de seguridad. Frente a cualquier accidente, por mínimo que este sea, informe de inmediato al profesor. Lea con calma las instrucciones para el desarrollo del trabajo práctico y no se distraiga durante el desarrollo de éste. Use el delantal siempre abotonado. Mantenga limpio su lugar de trabajo. Tenga cuidado con la barba, pelo largo suelto, ya que puedes enredarte fácilmente, inflamarte o absorber sustancias químicas peligrosas. Sé prohibe beber, comer y fumar durante el desarrollo del práctico. No lleve sus manos a la boca durante el desarrollo de un práctico. No pruebe el sabor de ninguna sustancia o solución química. Jamás caliente material de vidrio graduado directamente a la llama del mechero, utilice la estufa para secar. Cuando caliente alguna sustancia en un tubo de ensayo, tome éste con una pinza adecuada y dirija su extremo abierto (la boca del tubo de ensayo) hacia un lugar, lejos de usted y de otras personas, donde eventuales salpicaduras no puedan producir daño a ninguna persona. No encienda mecheros de gas cerca de frascos o recipientes que contengan sustancias inflamables. Etiquete siempre los reactivos y el material que este utilizando en el práctico. No succione un reactivo con la boca usando la pipeta, siempre utilice una propipeta. Lea siempre la etiqueta del reactivo. No huela los reactivos directamente. Mantenga siempre las sustancias químicas tapadas. Los líquidos inflamables y tóxicos deben ser utilizados siempre bajo campana. Diluya o neutralice las sustancias antes de botarlas al resumidero. No bote reactivos sólidos al resumidero. Si se derrama algún reactivo sobre la piel, lave inmediatamente con abundante agua e informe a su profesor lo ocurrido.

D) Materiales de laboratorio de uso más frecuente

tubos de ensayo

vaso de precipitado

matraz aforado

matraz kitazato

vidrio reloj

matraz erlenmeyer

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probeta pipeta graduada

pipeta aforada o volumétrica

bureta

embudo Büchner embudo simple o analítico

soporte universal y pinzas para bureta

rejilla con centro de asbesto

embudo de separación

frasco gotario propipeta

crisol con tapa

tripode

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mortero

pinza con nuez pinzas para crisol

bagueta o varilla de agitación gradilla pizeta

E) Materiales Volumétricos

El material volumétrico se diferencia en: I. No clasificado: No se conoce su precisión, la medición con él implica errores muy grandes. II. Clasificados: Material calibrado individualmente; en general, traen una banda de color blanca con líneas azules que facilita su empleo. Son de alta precisión y exactitud y de acuerdo al margen de error se clasifican en: Clase A: muy exactos e indican tiempo de escurrimiento. Clase B: 2 a 3 % de error. 1) Instrucciones generales para el uso del material volumétrico Cuando un líquido está contenido en algún material volumétrico exhibe una curvatura denominada menisco, en general, se utiliza la parte inferior del menisco para la medición y lectura. En la lectura del material volumétrico, el ojo del observador debe estar a nivel del líquido de otro modo existirá un error de paralaje (ver figura). Ajuste el menisco con la línea de graduación y registre la medida.

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2) Material volumétrico de uso más frecuente Vasos precipitados: Son de amplio uso, entre ellos, para contener volúmenes de líquidos, para evaporar líquidos por calentamiento, para realizar reacciones químicas, etc. Existen de 10, 50, 100, 250, 600, 1000 y 2000 mL.

Matraz erlenmeyer: Se utiliza para realizar reacciones químicas, como por ejemplo, reacciones de neutralización (titulación). Existen de 10, 100, 125, 250, 500 y 1000 mL

Matraces aforados: Son recipientes de fondo plano y cuello estrecho, en los cuales pequeñas variaciones de volumen del líquido se traducen en cambios visibles en la marca en el cuello (aforo). Los matraces aforados se utilizan solamente para preparar soluciones, no para almacenar por largos períodos de tiempo; para esto se usa el frasco de reactivo. Deben permanecer tapados, ya que la evaporación del líquido que contienen se traduce posteriormente en una alteración de la concentración de la solución. Existen de 5, 10, 25, 50, 100, 250, 500, 1000 y 2000 mL.

Matraz kitazato: se parece al matraz erlenmeyer, pero este tiene una salida lateral. Se utiliza en la filtración al vacío, en done la salida lateral es conectada a la bomba de vacío para producir la succión y arrastrar los líquidos que son recogidos en este recipiente. Existen de 100, 250 y 500 mL

Probetas: Son recipientes cilíndricos provistos de una base, presentan una escala graduada y las hay de diferentes capacidades. Las probetas no son muy precisas y sólo se emplean para medir volúmenes de líquidos en forma aproximada. Existen de 5, 10, 25, 50, 100, 250, 500 y 1000 mL. Para vaciar la probeta debe inclinarse ligeramente hasta que haya salido todo el líquido, manteniendo esta posición algunos segundos.

Propipeta

Pipetas graduadas: Presentan una escala graduada y son instrumentos diseñados para entregar un volumen conocido de líquido, transfiriéndolo de un recipiente a otro. Tienen la ventaja de que se pueden medir volúmenes intermedios de la escala de graduación. Por ejemplo, en una pipeta graduada de 10 mL se pueden medir 7,2 mL. Existen pipetas graduadas de 1, 2, 5, 10 y 25 mL. Para medir un volumen se debe llenar la pipeta sobre la graduación, recuerde que los líquidos se introducen en la pipeta por capilaridad, si es necesario hacer que el líquido ascienda debe utilizarse una propipeta evitando succionar con la boca para evitar una ingestión accidental, y la contaminación de la muestra con saliva.

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Pipetas volumétricas: Estas pipetas al igual que las graduadas, sirven para medir volúmenes, pero en este caso los volúmenes son únicos o fijos. Es decir, si la pipeta es de 5 mL sólo sirve para medir 5 mL y no otro volumen. La medición de volúmenes con este tipo de pipeta es más exacta que con las pipetas graduadas. Para medir una cantidad de líquido se procede de la misma forma señalada para la pipeta graduada.

Buretas: Consiste de un tubo calibrado provisto de una llave por la cual se controla el flujo del líquido. Poseen una precisión y exactitud superior a las pipetas y siempre se utiliza en forma vertical, sostenida por un soporte universal mediante una pinza para bureta ubicada en su tercio inferior. Para medir un volumen llene la bureta por sobre la graduación con ayuda de un embudo analítico de vástago corto y un vaso de precipitado. Abra la llave y deje escurrir el líquido de tal manera que se llene esta zona con líquido. Verifique que no haya burbujas de aire en el extremo inferior retire el embudo y ajuste el nivel del líquido al punto cero.

Ubique su mano izquierda en la llave y manipule utilizando los dedos índice y pulgar. Deje escurrir el líquido paulatinamente hasta la medida deseada. No olvide mantener sus ojos a nivel del líquido para registrar la medida.

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3) Material de Calentamiento

Mecheros: Existe gran variedad de mecheros, siendo el de uso común el Bunsen. Éstos aprovechan el poder calorífico del gas para combustionarse con el aire.

Mechero Bunsen: Posee una base metálica en el cual se encuentra el inyector de gas y una salida lateral para la conexión del gas. Atornillada a su base tiene una chimenea con orificios regulares para la entrada del aire. Como se puede observar, cada mechero tiene pequeñas diferencias entre ellos, pero existen elementos básicos que son comunes: chimenea, entrada de aire, conexión de gas, inyector de gas y base.

Si la entrada de aire se encuentra tapada, se produce una llama amarilla de bajo poder calorífico; debido a la presencia de gases reductores, tales como hidrógeno y monóxido de carbono esta se conoce como llama Reductora. Al colocar un objeto frío en contacto con esta llama, se deposita una capa de hollín debido a la combustión incompleta. Si la entrada de aire se encuentra abierta, se produce una llama de color azul de alto poder calorífico, ésta es la llama Oxidante. Al colocar un objeto frío en contacto con esta llama, no se deposita una capa de hollín debido a que la combustión es completa. Esta llama presenta diferentes zonas de temperatura.

Si el paso de gas es insuficiente o bien hay exceso de aire, puede ocurrir que la llama descienda por el interior de la chimenea y se pose finalmente en el inyector de gas, provocando calentamiento excesivo del tubo. Cuando ocurre esto, se dice que el mechero está calado y se debe cortar inmediatamente el paso de gas, cerrar el paso del aire a la mitad y luego volver a encender.

Siempre debe encenderse el mechero teniendo la chimenea con la entrada de aire cerrada y luego abrirla lentamente

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Baño de agua termorregulado: Es un recipiente lleno de agua, el cual se calienta mediante una resistencia eléctrica. Es más fácil el control de la temperatura en ellos debido a que poseen un regulador del paso de corriente.

Calefactores eléctricos: Se usan en síntesis de compuestos y ciertas titulaciones donde es necesario un calentamiento y/o agitación controlada.

4) Material de medición de temperatura Existen dos conceptos que se confunden con frecuencia: Cantidad de calor y temperatura.

a) Cantidad de calor Se mide en calorías (cal), kilocalorías (Kcal) y British Thermal Unity (BTU). Una caloría es la cantidad de calor que es capaz de incrementar en un grado Celsius la temperatura de un gramo de agua pura, desde 14,5 a 15,5 °C.

b) Temperatura Es el resultado del aporte o sustracción de calor a un cuerpo dado; se puede expresar en grados Celsius (grados centígrados), grados Fahrenheit o Kelvin. • La escala Centígrado: Toma como 0°C la temperatura del hielo fundente (agua-hielo) y como 100°C la temperatura de ebullición del agua pura, cuando la presión es de una atmósfera. La temperatura expresada en esta escala se designa como ºC, por ejemplo, la temperatura normal del cuerpo humano es 37 ºC. • La escala Fahrenheit: La temperatura del hielo fúndente corresponde a 32°F y la de ebullición del agua a 212°F. Por lo tanto, la relación existente entre la escala centígrado y Fahrenheit es:

°F = (1,8 x ºC) + 32 • La escala Kelvin: Se diferencia de la escala centígrado en que el cero Kelvin corresponde a 273,15 grados Celsius bajo cero (-273,15 ºC). La temperatura expresada en esta escala se designa con la letra “K”. La relación existente entre ambas escalas es:

T = ºC + 273,15

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c) Termómetro de mercurio Sirven para medir temperaturas entre -30°C y +300°C, límites impuestos por la temperatura de solidificación del mercurio (-38,8°C) y la temperatura de ebullición de éste elemento (+357 °C). Este termómetro es un cilindro que posee un depósito o bulbo de mercurio, unido a un capilar, para poder advertir claramente las pequeñas variaciones de volumen generadas por la dilatación o contracción del líquido. Los termómetros de mercurio de usados en el laboratorio NO deben ser agitados para bajar la temperatura ya que vuelven a marcar constantemente la temperatura ambiente. Las causas de error en la medición de temperatura con termómetros de contenido líquido son: − Falta de tiempo para que la columna llegue a adquirir la temperatura del ambiente en que se hace la medida − Error de paralaje del observador. − Debido a que el vidrio se contrae por envejecimiento y puede provocar la variación del cero hasta un par de grados, los termómetros deben calibrarse periódicamente.

5) Material de medición de masa Existen varios tipos de balanzas, que son los instrumentos que permiten medir masa. Los más utilizados en los laboratorios son: balanza granataria, balanza de precisión y la balanza analítica.

Balanza granataria: Su sensibilidad esta dada por la masa de las pesas deslizables que se ubican sobre una barra horizontal. Esta balanza se usa para pesadas en las que no se necesita gran exactitud, siendo esta la décima o centésima de gramo. Son altamente precisas

Balanza analítica: Es un instrumento de alta exactitud y precisión, utilizada para medir cantidades pequeñas de masa con exactitud de 0,1 miligramo (mg). Presenta un sistema oscilante, que a través de un mecanismo interno determina el peso. Una balanza analítica debe cumplir los siguientes requisitos: ser exacta, estable, sensible y tener un período de oscilación corto.

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Se detallará el procedimiento de pesada de la balanza Mettler AC100, aunque los pasos son muy similares con cualquier otra balanza. Para ejecutar una pesada sin error, es necesario seguir secuencialmente el procedimiento que se describe a continuación: a) Nivelar la balanza y conectar a la corriente eléctrica. b) Encender y presionar la tecla de lectura (TARE) para llevar la cifra a 0,0000 gramos. c) Si desea pesar un objeto, abra la puerta lateral, coloque el objeto a pesar, cierre la puerta y registre la medida. d) Si desea pesar una cantidad determinada de sustancia, primero hay que tarar el recipiente en el que se depositará la sustancia a pesar. Coloque el recipiente en el interior de la balanza cierre la puerta lateral y presione la tecla de lectura (TARE) de manera de tarar el recipiente. Agregue la cantidad sustancia deseada cierre las puertas y lea la medida. e) Retirar el recipiente con la sustancia pesada y vuelva a tarar. f) Limpie la balanza una vez que haya terminado de usarla.

6) Material de medición de densidad La densidad es una propiedad física que depende de la temperatura debido a la dilatación que sufren los cuerpos; su valor numérico es característico de la sustancia y ayuda a identificarla. La densidad de líquidos y sólidos se expresa normalmente en gramos por mililitro (g/mL), mientras que la densidad de los gases se expresa en gramos por litro (g/L). Su valor corresponde a la razón entre su masa y el volumen que ocupa dicha masa: masa de la sustancia densidad = ---------------------------------Volumen de la sustancia

m (g) d = --------------V (ml)

d = densidad m = masa V = volumen

Como la densidad del agua no varía apreciablemente con la temperatura entre 0°C y 30°C, se puede utilizar el valor aproximado de 1,00 g/mL para los cálculos.

Densímetro: Sirve para determinar la densidad de líquidos. Es un cilindro de vidrio hueco, herméticamente cerrado que presenta, en su parte superior, una escala graduada en su interior y en su parte inferior contiene municiones que sirven de lastre, de modo que al sumergirlo en el líquido se hunda hasta cierto nivel y permita determinar la densidad del líquido. La sensibilidad de un densímetro depende del diámetro de su vástago; como éste no puede ser muy largo, estos instrumentos se fabrican para medir intervalos de densidad, razón por la cual, existen juegos de densímetros, los cuales poseen graduación creciente.

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Para medir la densidad de un líquido, se debe seguir el siguiente procedimiento: a) Tome una probeta y llene las ¾ partes con el líquido cuya densidad se desea conocer. b) Siempre se debe partir con el densímetro de menor escala para seleccionar el densímetro que corresponda al rango de densidad que espera medir. c) Introduzca el densímetro en el líquido de modo que flote sin tocar las paredes del recipiente donde se realiza la determinación. En caso de que persista el contacto con las paredes gire el densímetro muy suavemente, repita la operación hasta lograr el efecto deseado. d) La escala graduada da directamente la densidad del líquido en la unidad g/mL. e) Registre la temperatura a la cual se realizó la medida.

UNIDADES: Masa: 1Kg = 1000 g = 1000000 mg = 1000000000 μg 1Kg = 1*103 g = 1*106 mg = 1*109μg

Volumen: 1L = 1000 mL = 1000000 μL 1 L = 1*103 mL = 1*106 μL

OBJETIVOS • Conocer y manejar las normas básicas de seguridad en el laboratorio. • Conocer y manipular adecuadamente el material de laboratorio de uso más frecuente, para disminuir el error experimental. • Manejar los conceptos de precisión y exactitud.

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II.

PARTE EXPERIMENTAL

1) Material de medición de masa a) Proceda a pasar 2 tipos de analgésicos: aspirina y Tapsín en la porción que indica la siguiente tabla. Registre los valores y repita el procedimiento para obtener una segunda medida.

Porción

1ª medida (g)

Balanza analítica 2ª medida (g)

Promedio (g)

2 aspirinas Tapsín (contenido)

b) Con el promedio en gramos de cada medida realizada, transforme los valores a: microgramos (μg), miligramos (mg) y kilogramos (kg).

microgramos (μg)

miligramos (mg)

kilogramos (kg)

2 aspirinas Tapsín (contenido)

2) Material volumétrico

a) Enumere y pese en balanza analítica, tres vasos de precipitados de 100 mL. b) Agregue luego a cada uno de los vasos 10 mL de agua destilada, según como se indica a continuación: o Al vaso “1” agregue 10 mL de agua destilada utilizando una bureta. o Al vaso “2” agregue 10 mL de agua destilada utilizando una pipeta volumétrica. o Al vaso “3” agregue 10 mL de agua destilada utilizando una pipeta graduada.

c) Pese nuevamente los vasos precipitados y registre los valores obtenidos en la siguiente tabla. (Recuerde que la densidad del agua es 1 g/ml, lo que significa que 1 g = 1 ml)

Vaso

1 2 3

Masa del Vaso Seco (g)

Masa del vaso con los 10 mL de agua destilada(g)

Masa de agua destilada vertida (g)

Volumen de agua destilada vertida (mL)

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d) Asumiendo que el volumen medido es exacto, determine el error asociado a cada material volumétrico.

Vaso 1

Material volumétrico Bureta

2

Pipeta volumétrica

3

Pipeta graduada

Error = 10 – agua vertida (mL)

e) Ordene el material volumétrico de mayor a menor exactitud (de menor a mayor error) 1.- ___________________________ (más exacto) 2.- ___________________________ 3.- ___________________________ (menos exacto)

f) Transforme los valores de masa de agua destilada vertida a las siguientes unidades, recuerde que la densidad del agua es 1 g/ml.

microlitros (μL)

litros (L)

Bureta Pipeta volumétrica Pipeta graduada

3) Material de medición de densidad. A) Densidad de un líquido (Experimento demostrativo, realizado por el profesor). a) En una probeta de 500 mL se añaden 400 mL de la solución a determinar su densidad. b) Luego se introduce cuidadosamente el densímetro de menor escala (más liviano), si no se sumerge se cambia por uno de mayor escala (más pesado) y así sucesivamente hasta encontrar el densímetro correcto. c) Para lograr una correcta medida se debe girar cuidadosamente el densímetro y procurar que no toque las pares de la probeta, esperar que se estabilice y registrar la medida. No olvide registrar la temperatura ambiente: _____________

Tipo de solución Agua destilada (H2O) Cloruro de sodio (NaCl)

Densidad (g/mL)

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B) Densidad de un sólido. a) Pese en una balanza analítica, un tapón de goma proporcionado por el profesor. b) Tome una probeta de 250 mL y añada agua potable hasta aproximadamente 100 mL y registre este volumen inicial lo más exacto posible. c) Introduzca cuidadosamente el tapón dentro de la probeta de manera que se sumerja. Lea y anote el volumen final lo más exacto posible. d) Determine el volumen desplazado (volumen del tapón), restando al volumen final el volumen inicial.

Masa del tapón (g)

Volumen inicial (mL)

Volumen final (mL)

Volumen desplazado (mL)

e) Calcule la densidad aproximada del tapón de goma en g/mL:

Densidad del tapón de goma =

f) Transforme el valor de densidad a las siguientes unidades: mg / mL

g/L

Kg / L

μg / mL

4) Termómetro de mercurio y medición de temperatura. a) Coloque en un vaso de precipitado de 50 mL un hielo y suficiente agua para que el bulbo del termómetro de mercurio quede sumergido. Mida la temperatura del agua fundida (agua-hielo). b) En otro vaso de precipitado de 50 mL coloque suficiente agua para que el bulbo del termómetro de mercurio quede sumergido y mida su temperatura (agua a temperatura ambiente). c) Encienda el mechero y coloque el vaso de precipitado de 50 mL sobre la rejilla de asbesto Cuando el agua este hirviendo mida su temperatura (agua a ebullición). d) Registre las temperaturas obtenidas en cada caso en la siguiente tabla.

Temperatura en grados Celsius Agua-hielo Agua a temperatura ambiente Agua a ebullición e) Transforme la temperatura a: grados Kelvin (K) y grados Fahrenheit (ºF)

UNIVERSIDAD MAYOR Escuela de Tecnología Médica Laboratorio de Química General Temperatura en Kelvin (K)

Temperatura en Fahrenheit (°F)

agua - hielo agua a temperatura ambiente agua a ebullición

III. EJERCICIOS 1)

Dada la siguiente tabla y responda las preguntas que a continuación se señalan:

Masa Volumen Densidad a) b) c) d)

Cuerpo Nº1

Cuerpo Nº2

Cuerpo Nº3

Cuerpo Nº4

10 Kg 4L 2,5 Kg/L

500 mg 5 mL 100 mg/mL

1500 g 3000 mL 0,5 g/ mL

40 g 200 L 0,2 g/L

Indique el cuerpo que tiene mayor masa: …………………………………. Indique el cuerpo de mayor volumen: …………………………………… Indique el cuerpo de mayor densidad: ……………………………………. Indique cual de los cuerpos flotaría en agua (densidad del agua es 1 g/mL): ……………………………

2)

Sabiendo que 64 g de etanol ocupan un volumen de 80 mL, entonces la densidad del etanol es:

3)

El ácido sulfúrico concentrado tiene una densidad de 1,84 g/mL. La masa presente en 50 mL es:

4)

La densidad del bromo es 3,4 g/mL entonces a 24 g de bromo corresponden a:

5)

Se disuelven 12 g de NaOH en 48 g de agua, obteniéndose 81 mL de solución. ¿Cuál es la densidad de la solución?

6)

Un matraz de 100 mL tiene una masa de 60 g, después de llenarlo con 100 mL de glicerina su masa es de 240 g. Al respecto la densidad de la glicerina es:

Laboratorio N° 2 (Parte A) SOLUCIONES Y PRESIÓN OSMÓTICA

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I.- INTRODUCCIÓN A) Soluciones

La materia puede presentarse en forma de mezclas o sustancias puras. Cuando una mezcla tiene una composición uniforme, en cualquier punto del volumen que ella ocupa, decimos que ésta es una mezcla homogénea, se observa una sola fase. En el lenguaje químico una mezcla homogénea es una solución. Las soluciones pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas.

Tipos de solución sólida líquida

Ejemplos bronce, oro de 18 quilates infusión de té

gaseosa

gasolina aire gas licuado

Componentes cobre y estaño oro y cobre o plata cafeína, taninos, pigmentos y agua (entre otros) mezcla de más de 200 hidrocarburos nitrógeno, oxígeno, dióxido de carbono, argón, agua, etc. propano y butano principalmente

Cuando una mezcla no tiene una composición uniforme, en cualquier punto del volumen que ella ocupa, decimos que ésta es una mezcla heterogénea, se observa más de una fase. Por ejemplo, el agua con aceite.

Unidades de concentración

En una solución se denomina solvente al componente que está presente en mayor proporción. El resto de los componentes son los solutos. Para caracterizar una solución debe expresarse la cantidad de cada componente en relación al total de la solución. Esta noción de cantidad de un componente dado relativa al total es lo que se denomina concentración. La concentración de una solución hipotética, constituida por un soluto A y un solvente B, se expresa de diversas formas según se describe a continuación:

Porcentaje peso-peso (% p/p): También se le conoce como porcentaje de masa y determina la masa de soluto, en gramos, contenida en 100 gramos (g) de masa de solución. Se trata de una unidad de amplio uso en la venta de reactivos químicos. Se puede calcular mediante la siguiente expresión:

masa de soluto (g) %p/p =

x 100 masa de solución (g)

Ejemplo: Si se disuelven 10 g de cloruro de sodio (NaCl) en 90 g de agua. La solución es al 10% en peso. Porcentaje peso-volumen (% p/v):

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Se refiere a la masa de soluto, en gramos, disuelta por cada 100 mL de solución. Es la unidad preferida en la información de análisis de laboratorios clínicos. Se puede calcular mediante la siguiente expresión:

masa de soluto (g) %p/v =

x 100 Vol. de solución (mL)

Ejemplo: Si se disuelven 10 g de cloruro de sodio (NaCl) en 100 mL de solución. La solución es al 10% p/v

Partes por millón (ppm): Esta expresión corresponde a una parte de soluto disuelta en un millón de partes de solución, es decir, la masa de soluto, en miligramos, disuelta en un litro de solución (mg/L). Esta unidad es utilizada para soluciones muy diluidas. Se puede calcular mediante la siguiente expresión:

masa de soluto (mg) ppm = Vol. de solución (L) Ejemplo: Si se disuelven 10 mg de cloruro de sodio (NaCl) en 1000 mL de solución. La solución es al 10 ppm.

Molaridad (M): Indica el número de moles de soluto contenido en cada litro de solución (mol/L), y se calcula por medio de la expresión:

moles de soluto Molaridad = Vol. de solución (L) moles de soluto Molaridad =

x 1000 Vol. de solución (mL)

Ejemplo: Si se disuelven 10 g de cloruro de sodio (NaCl), cuya masa molar es 58,5 g/mol, en 100 mL de solución. La solución es 1,71 M.

Normalidad (N):

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Indica el número de equivalentes de soluto contenido en cada litro de solución (eq/L) y se calcula por medio de la expresión:

equivalentes de soluto Normalidad = Vol. de solución (L) El número de equivalente de soluto se determina multiplicando el número de moles de soluto por número de partículas (#).

Eq = mol · # Dependiendo del tipo de soluto el número de partículas se determina de diferente manera, así por ejemplo, en un ácido corresponde al número de hidrógenos que presente; en los hidróxidos corresponde al número de iones hidróxido que presente y en el caso de un ion corresponde a la carga.

Ejemplo: Si se disuelven 15 g de ácido sulfúrico (H2SO4), cuya masa molar es 98,0 g/mol, en en 100 mL de solución, la concentración de la solución es 3,06 N (1,53 M).

Preparación de soluciones Las soluciones se pueden preparar por pesada o por dilución. Cuando se dispone de un sólido puro como soluto, la solución se prepara pesando una masa dada de soluto (por pesada), para luego añadir suficiente solvente para enrasar hasta el aforo del matraz volumétrico. Sin embargo, cuando se dispone de una solución concentrada, es posible preparar una solución midiendo el volumen necesario (por dilución), para luego agregar suficiente solvente para obtener una solución de menor concentración.

A) Por pesada: Ejemplo: Se desea preparar 250 mL de una solución de carbonato de sodio (Na2CO3) 0,1 M. (Masa molar del carbonato de sodio es 106 g/mol). Solución: Paso 1: Determinar la masa necesaria 0,1 molar significa que tengo 0,1 mol de carbonato de sodio en 1,0 L (1000 mL) de solución. 0,1 mol Æ 1000 mL x Æ 250 mL x = 0,025 mol. Por lo tanto, para preparar 250 mL se requieren 0,025 moles de carbonato de sodio. Si la masa molar es 106 g/mol. Entonces, 106 g Æ 1 mol x Æ 0,025 mol x = 2,65 g. Por lo tanto, se requiere 2,65 g de carbonato de sodio.

Paso 2: Preparación

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Pesar 2,65 g de carbonato de sodio en un vaso precipitado. Disolver en un poco de agua destilada y vaciar a un matraz aforado de 250 mL. Enjuagar el vaso precipitado con dos porciones de agua destilada y vaciar al matraz aforado. Enrasar hasta el aforo, agitar para homogeneizar y trasvasijar a una botella de almacenamiento. Etiquetar señalando el nombre de la solución, la concentración, la fecha de preparación y el nombre de la persona responsable de la preparación.

B) Por dilución: Ejemplo: Se desea preparar 250 mL de una solución de ácido nítrico (HNO3) 0,5 M. Indique como hacerlo, si dispone de una solución de ácido nítrico al 43% en peso y densidad 1,27 g/mL como materia prima. (Masa molar del ácido nítrico es 63 g/mol). Solución: Paso 1: Determinar el volumen necesaria 0,5 molar significa que tengo 0,5 mol de ácido nítrico en 1,0 L (1000 mL) de solución. 0,5 mol Æ 1000 mL x Æ 250 mL x = 0,125 mol. Por lo tanto, para preparar 250 mL se requieren 0,125 moles de ácido nítrico. Si la masa molar es 106 g/mol, entonces 63 g Æ 1 mol x Æ 0,125 mol x = 7,88 g. Por lo tanto, se requiere 7,88 g de ácido nítrico Como la solución de la cual se dispone (solución madre) es al 43% en peso, entonces 43 g Æ 100 g de solución 7,88 Æ x x = 18,3 g de solución. Por lo tanto, se requiere 18,3 g de la solución madre Como se dispone de la densidad (1,27 g/mL), se calcula el volumen correspondiente a ésta masa 1,27 g Æ 1 mL de solución 18,3 g Æ x x = 14,4 mL de solución. Por lo tanto, se requiere 14,4 mL de la solución madre

Paso 2: Preparación Se mide en un material de vidrio apropiado 14,4 mL de la solución madre (ácido nítrico al 43% en peso y densidad 1,27 g/mL). Vaciar la solución en un poco de agua destilada contenida en un vaso precipitado y agitar cuidadosamente. Vaciar a un matraz aforado de 250 mL. Enjuagar el vaso precipitado con dos porciones de agua destilada y vaciar al matraz aforado. Enrasar hasta el aforo, agitar para homogeneizar y trasvasijar a una botella de almacenamiento. Etiquetar señalando el nombre de la solución, la concentración, la fecha de preparación y el nombre de la persona responsable de la preparación

Otra forma de trabajar, en la preparación de soluciones diluidas a partir de soluciones concentradas es a través del factor de dilución. Dependiendo de los datos que se dispongan se define de la siguiente manera:

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Concentración de la solución madre Factor de dilución = Concentración de la solución diluida Considerando el mismo ejemplo anterior, primero se debe determinar la molaridad de la solución madre, para lo cual se utiliza la siguiente ecuación

%p/p · densidad de la solución · 10 Molaridad de la = solución madre

Masa molar del soluto

43 · 1,27 · 10 M madre =

= 8,67 molar 63

Ahora se puede determinar el factor de dilución, como M madre = 8,67 y M diluida = 0,5 entonces 8,67 Factor de dilución =

= 17,3 0,5

Luego, si el volumen a preparar (V diluida) es 250 mL Vdiluida Vmadre = Factor de dilución 250 mL Vmadre =

= 14,4 mL 17,3

Por lo tanto, se requiere 14,4 mL de la solución madre para preparar 250 mL de una solución cuya concentración sea 0,5 molar.

B) Propiedades coligativas (Presión Osmótica) Si analizamos distintos líquidos, en las mismas condiciones de temperatura y presión atmosférica, se puede apreciar que sus propiedades físicas varían de unos a otros. Algunas de estas propiedades son densidad, punto de ebullición, punto de congelación, presión de vapor, etc. Así por ejemplo Líquido Agua Benceno

Presión de vapor a 25°C 23,8 mmHg 94,4 mmHg

Punto de ebullición a 1 atm 100,0°C 80,1°C

Presión Osmótica Si dos soluciones líquidas de un soluto cualquiera, no volátil, de diferente concentración, se ponen en contacto a través de una membrana semipermeable, estas soluciones tienden a igualar sus

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concentraciones mediante el paso de solvente a través de la membrana; este proceso se denomina Osmosis. En consecuencia, la osmosis es el proceso por el cual una membrana semipermeable permite el paso de solvente a través de ella con el objetivo de igualar la concentración a ambos lados de la membrana. La presión que se debe ejercer sobre la solución para evitar la osmosis, corresponde a la presión osmótica. La presión osmótica (π), se puede determinar por medio de la siguiente relación:

π = M · R · T En esta ecuación, M es la concentración molar de un soluto, R es la constante universal de los gases (0,082 atm*L/K*mol) y T la temperatura absoluta (K). La presión osmótica es directamente proporcional a la concentración de la disolución. Si se tienen dos soluciones de igual concentración y, por ende, con la misma presión osmótica, se dice que son isotónicas o isoosmóticas. Si dos soluciones tienen presiones osmóticas diferentes, se dice que la más concentrada es hipertónica o hiperosmótica y la más diluida se describe como hipotónica o hipoosmótica.

II.- OBJETIVOS − Preparar una solución de suero glucosado por dilución. − Preparar una solución acuosa de NaOH por pesada..

III.- PARTE EXPERIMENTAL Preparación de Soluciones. 1) Preparación de una solución por pesada: Prepare 500 mL de solución de suero glucosado 1,4 M (masa molar glucosa 180 g/mol) a) Calcule la masa requerida de Glucosa.

b) Mase en un vaso precipitado la cantidad determinada. Masa requerida de Glucosa

Masa pesada de Glucosa

c) Disuelva el sólido en vaso precipitado añadiendo agua destilada (aproximadamente la mitad del volumen final) en forma cuidadosa y con agitación manual. d) Una vez disuelto todo el sólido transfiera la solución a un matraz aforado de 500 mL. e) Enjuague el vaso 2-3 veces con pequeñas porciones de agua añadiendo cada enjuague al matraz.

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f) g) h) i)

Agregue, con una pizeta, agua destilada hasta una altura 0,5-1 cm por debajo del aforo,. Afore la solución, completando el volumen restante con gotario o pipeta. (aforo) Agite el matraz para homogeneizar la solución. Guarde y etiquete correctamente esta solución en un envase de vidrio para su posterior uso.

Solución Carrera Grupo Integrante Mesón Fecha

Glucosa 1,4 M Tecnología Médica

2) Preparación de una solución por dilución: Prepare 500 mL de una solución de Azul de Metileno 40 ppm a partir de una solución 250 ppm. a) Para este fin determine el volumen de solución 250 ppm que necesita para preparar dicha solución. Utilice la fórmula C1 x V1 = C2 x V2 Recuerde que para usar dicha fórmula las unidades de concentración y volumen deben ser las mismas.

b) Mida el volumen con una probeta de volumen adecuado. c) Agregue el contenido de la probeta directamente al matraz aforado de 500 mL. d) Enrase hasta el aforo, teniendo cuidado de no pasarse, de preferencia complete el volumen final con un gotario o pipeta. e) Agite el matraz para homogeneizar la solución. f) Guarde y etiquete correctamente esta solución en un envase de plástico para su posterior uso.

Solución Carrera Grupo Integrante Mesón Fecha

Azul de Metileno 40 ppm Tecnología Médica

Laboratorio N° 2 (Parte B) SOLUCIONES Y PRESIÓN OSMÓTICA

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I.- OBJETIVOS − Preparar una solución acuosa de concentración dada, si dispone de un soluto más concentrado. − Verificar y predecir la dirección en la que fluye un solvente a través de una membrana semipermeable.

II.- PARTE EXPERIMENTAL A) Propiedades coligativas (Presión Osmótica) a) Cuidadosamente saque los huevos del recipiente para no romper la membrana, y, séquelos tocándolos suavemente con una toalla de papel. Si aun le queda cascara, frote la cascara del huevo con las yemas de los dedos suavemente y retire la cascara con agua suavemente, sin que se rompa. Séquelos huevos con toalla de papel suave, ya que la porosidad del papel los puede romper. b) Marque 3 vidrios reloj (uno para cada uno de los huevos) y péselos en una balanza de precisión teniendo la precaución de que no rueden. c) Tome 3 vasos precipitados de 600 mL márquelos (A, B y C) d) En el vaso A agregue 400 mL de agua destilada e) En el vaso B agregue 400 mL de una solución de azul de metileno. f) En el vaso C agregue 400 mL de una solución de suero glucosado. g) Ponga un huevo, previamente pesado, en cada vaso, siguiendo la pista de cada huevo con su correspondiente masa inicial. Registre la hora de inicio del experimento. h) Después de 60 minutos y en forma programada por el profesor, saque los huevos (de uno a la vez) cuidadosamente sin romperlos. i) Séquelos suavemente con una toalla de papel suave y péselos nuevamente. j) Anote la masa de los 3 huevos en la siguiente tabla. Masa del Huevo Al inicio

Masa del Huevo Después de 60 minutos

Huevo (1) en vaso “A” Huevo (2) en vaso “B” Huevo (3) en vaso “C” k) En base a los resultados clasifique las soluciones como hipoosmótica, isoosmótica o hiperosmótica. Tipo de solución Huevo (1) en vaso “A” Huevo (2) en vaso “B” Huevo (3) en vaso “C”

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B) Preparación de Soluciones. Preparación de una solución por dilución: Prepare 50 mL de una solución acuosa 0,1 M de ácido clorhídrico (HCl) a partir de una solución de HCl 3M. a) Para este fin determine el volumen de solución de HCl 3 M que necesita para preparar dicha solución. Utilice en este caso directamente la fórmula CM x VM = CD x VD

b) Mida el volumen con una pipeta provista de una propipeta. Por ningún motivo succione el líquido con la boca, recuerde que existe la propipeta!! c) Agregue el contenido de la pipeta directamente al matraz aforado de 50 mL. d) Enrase hasta el aforo, teniendo cuidado de no pasarse, de preferencia complete el volumen final con un gotario o pipeta. e) Agite el matraz para homogeneizar la solución. f) Guarde y etiquete correctamente esta solución en un envase de vidrio para su posterior uso.

Solución Carrera Grupo Integrante Mesón Fecha

HCl 0,1 M Tecnología Médica

III.- EJERCICIOS 1)

Qué masa, en gramos, de soluto es necesaria para preparar 50 g de una soluciones acuosas de NaCl cuya concentración sea 0,90 %p/p.

2)

Qué masa, en gramos, de Na2CO3 (masa molar = 106 g/mol) es necesaria para preparar 250 ml de solución de concentración 0,12 M

3)

Qué masa, en gramos, de H2SO4 (masa molar = 98 g/mol) es necesaria para preparar 500 ml de solución de concentración 1,0 N

4)

Determine la molaridad de las siguientes soluciones:

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a)

HCl al 37,0 %p/p y densidad 1,16 g/mL

b)

NH3 al 28,2 %p/v

c)

Ca(OH)2 al 0,5 N

5)

Qué volumen, en mililitros, de una solución de HCl 12,0 M son necesario para preparar cada una de las siguientes soluciones:

a)

50 mL de ácido clorhídrico 0,1 M

b)

100 mL de ácido clorhídrico 0,5 N

c)

250 mL de ácido clorhídrico 25 %p/v

6)

Cuál es la presión osmótica de una disolución acuosa de urea 1,36 M a 22 °C

7) Se prepara una solución disolviendo 39,6 g de sacarosa en 100 mL de solución. Cuál es la presión de osmótica de esta solución a 30 °C.(Masa molar de sacarosa = 342 g/mol)

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8) La presión osmótica promedio del agua de mar es 30 atm a 25°C. Determine la concentración molar de una solución acuosa de urea que es isotónica con el agua de mar.

Laboratorio N° 3 (Parte A) PREPARACIÓN DE SOLUCIONES Y EQUILIBRIO QUÍMICO

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I.- INTRODUCCIÓN

A) Equilibrio químico En todo proceso químico, la transformación de reaccionantes en productos no es completa. Ocurre que los productos, cuando reaccionan entre sí, producen la reacción inversa, Cuando simultáneamente ocurren en magnitud apreciable la reacción directa e inversa, decimos que la reacción es reversible y se indica con una doble flecha. A medida que la reacción se efectúa va disminuyendo la concentración de los reaccionantes y simultáneamente, la concentración de los productos va aumentando. En el momento en que se establece la igualdad entre las velocidades de las reacciones directa e inversa, no se producen posteriores cambios en las concentraciones de reaccionantes y productos, se ha alcanzado un estado de equilibrio dinámico que conocemos como Equilibrio químico. Experimentalmente se ha demostrado que para cada reacción en particular existe un estado de equilibrio específico y característico, estado de equilibrio en el que existe una relación definida entre las concentraciones de reaccionantes y productos. Esta relación queda expresada mediante la Ley del equilibrio químico la cual establece que: “para cualquier reacción en estado de equilibrio a una temperatura dada, el cuociente entre el producto de las concentraciones de los productos de la reacción elevado a sus coeficientes estequiométricos y el producto de las concentraciones de los reaccionantes elevado a sus coeficientes estequiométricos, que presenta la ecuación es CONSTANTE”. A esta constante se le denomina constante de equilibrio. Para la ecuación siguiente aA + bB ⇔ cC + dD la constante de equilibrio correspondiente es

[C]c · [D]d Kc = [A]a · [B]b Cuando los reaccionantes y productos que forman parte del sistema se encuentran en estado gaseoso, resulta útil expresar la constante de equilibrio en función de las presiones parciales de los componentes. H2 (g) + I2 (g) ⇔ 2HI (g)

Ejemplo:

(PHI)

2

Kp = (PH ) · (PI ) 2

o bien:

2

Kp = Kc (RT)Δn

donde R es la constante de los gases (0,082 L atm/mol K), T la temperatura absoluta (K) y Δn la variación del número de moles de gas en la reacción (moles de gas en los productos menos los moles de gas en los reaccionantes).

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Características generales de la constante de equilibrio Las constantes Kc y Kp pueden ser formuladas únicamente en el caso en que el sistema se encuentre en estado o condición de equilibrio. La magnitud de la constante varía sólo con la temperatura, por lo tanto, junto con indicar el valor de la constante de un determinado sistema se debe especificar la temperatura. La constante representa una manera concisa de expresar la composición del sistema cuando se ha alcanzado el equilibrio y permite apreciar la extensión en que los reaccionantes se han transformado en los productos.

Principio de Le Chatelier Desde el punto de vista cualitativo se puede predecir cómo un cambio de las condiciones, afecta a un sistema en equilibrio, a través del Principio de Le Chatelier, cuyo enunciado es el siguiente “Cuando un sistema en equilibrio es perturbado, éste evolucionará espontáneamente hacia una nueva posición de equilibrio en la dirección que contrarreste dicha perturbación”. Se puede perturbar un sistema en equilibrio al modificar las siguientes variables: 1. Variando la concentración de cualquiera de los componentes que aparecen en la expresión de la constante de equilibrio (reactantes o productos), ya sea aumentando o disminuyendo la concentración de cualquiera de ellos. Un aumento en la concentración de cualquiera de las sustancias desplaza la posición del equilibrio en la dirección contraria a la formación de dicha sustancia; una disminución en la concentración de ella, desplaza la posición del equilibrio hacia su formación. 2. Variando la presión de cualquiera de los componentes que aparecen en la expresión de la constantes de equilibrio. Un aumento o disminución de la presión de un gas participante en un sistema equivale al aumento o disminución de la concentración respectivamente. Por lo tanto, un aumento de la presión de un gas, desplaza la posición del equilibrio en dirección contraria a la formación de dicho gas y una disminución de la presión de ese gas desplaza la posición del equilibrio hacia su formación. 3. Variando la presión del sistema. Un aumento ó disminución de la presión del sistema puede llevarse a cabo disminuyendo o aumentando respectivamente el volumen del recipiente. Por lo tanto, un aumento en la presión del sistema (disminución del volumen) desplaza la posición del equilibrio hacia donde hay menor cantidad de moles de gas, y una disminución de la presión (aumento de volumen) desplaza la posición del equilibrio hacia donde hay mayor cantidad de moles de gas. 4. Variación de la temperatura. Un cambio en la temperatura no sólo desplaza la posición del equilibrio, si no que además cambia el valor de la constante. Si la reacción es endotérmica (requiere energía) un aumento de la temperatura desplaza la posición del equilibro hacia los productos y una disminución en la temperatura desplaza la posición del equilibrio hacia los reaccionantes. Si la reacción es exotérmica (libera energía) un aumento de la temperatura desplaza la posición del equilibro hacia los reaccionantes y una disminución en la temperatura desplaza la posición del equilibrio hacia los productos.

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II.- OBJETIVOS − Preparar soluciones acuosas de concentración dada utilizando ambos métodos; por pesada y por dilución. − Realizar los cálculos necesarios en cada caso. − Utilizar adecuadamente el material volumétrico al realizar las preparaciones.

III.- PARTE EXPERIMENTAL

A) Preparación de Soluciones. 1) Preparación de una solución por pesada: Prepare 250 mL de solución acuosa 0,1 M de Hidróxido de sodio (masa molar 40 g/mol) a) Calcule la masa requerida de NaOH.

b) Mase en un vaso precipitado pequeño la cantidad determinada. c) Disuelva el sólido en vaso precipitado pequeño añadiendo agua destilada (aproximadamente la mitad del volumen final) en forma cuidadosa (evite salpicaduras) y con agitación manual. d) Una vez disuelto todo el sólido transfiera la solución a un matraz aforado de 250 mL. e) Enjuague el vaso 2-3 veces con pequeñas porciones de agua añadiendo cada enjuague al matraz. f) Agregue, con una pizeta, agua destilada hasta una altura 0,5-1 cm por debajo del aforo,. g) Afore la solución, completando el volumen restante con gotario o pipeta. (aforo) h) Agite el matraz para homogeneizar la solución. i) Guarde y etiquete correctamente esta solución en un envase de plástico para su posterior uso.

Solución Carrera Grupo Integrante Mesón Fecha

NaOH 0,1 M Tecnología Médica

2.- Preparación de una solución por pesada: Prepare 50 mL de solución acuosa 0,05 M de cloruro de Hierro (FeCl3) (masa molar 162,2 g/mol) a) Calcule la masa requerida de FeCl3.

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b) Mase en un vaso precipitado pequeño la cantidad determinada. c) Disuelva el sólido en vaso precipitado pequeño añadiendo agua destilada (aproximadamente la mitad del volumen final) en forma cuidadosa (evite salpicaduras) y con agitación manual. d) Una vez disuelto todo el sólido transfiera la solución a un matraz aforado de 50 mL. e) Enjuague el vaso 2-3 veces con pequeñas porciones de agua añadiendo cada enjuague al matraz. f) Agregue, con una pizeta, agua destilada hasta una altura 0,5-1 cm por debajo del aforo,. g) Afore la solución, completando el volumen restante con gotario o pipeta. (aforo) h) Agite el matraz para homogeneizar la solución. i) Guarde y etiquete correctamente esta solución en un envase de vidrio para su posterior uso.

Solución Carrera Grupo Integrante Mesón Fecha

FeCl3 0,05 M Tecnología Médica

3.- Preparación de una solución por dilución: Prepare 50 mL de una solución acuosa de cloruro de amonio (NH4Cl) 1 M a partir de una solución de NH4Cl 5 M.

a) Determine el volumen de la solución de NH4Cl 5 M que necesita para preparar dicha solución. .

b) Si el volumen calculado es inferior a 10 mL, mida el volumen con una pipeta. c) Agregue el contenido de la pipeta directamente al matraz aforado de 50 mL. d) Enrase hasta el aforo, teniendo cuidado de no pasarse, de preferencia complete el volumen final con un gotario o pipeta. e) Agite el matraz para homogeneizar la solución. i) Guarde y etiquete correctamente esta solución en un envase de vidrio para su posterior uso.

Solución Carrera Grupo Integrante Mesón Fecha

NH4Cl 1 M Tecnología Médica

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IV.- EJERCICIOS

1.- Si a 20 mL de una solución de HCl al 10% p/v se le agregan 200 mL de agua y considerando los volúmenes aditivos; determina su nueva concentración en % p/v.

2.- Si 0,5 moles de K2SO4 se disuelven en suficiente agua obteniéndose 250 mL de solución cuya densidad es 1,5 g/mL. Al respecto determine la concentración molar de la solución resultante.

3.- ¿Cuál es la normalidad de una solución de Al+3 sabiendo que su concentración es 0,60 M.

4.- ¿Qué volumen (en mL) se requieren para preparar 2 L de HCl 0,25 M (Mmolar = 36,5 g/mol) a partir de una solución de HCl 33 %p/p y densidad 1,17 g/mL?

5.- Si usted aplica a una solución de glucosa 3 M una dilución 1:20. Indique cuántos mL de agua debe adicionar y cuál seria la concentración final de la solución.

6.- Si a una solución de NaCl 0,1 M se la aplica un factor de dilución 8. ¿Qué concentración final se obtiene?

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7.- El Azul de Metileno es un sólido de color azul verdoso en forma de finos cristales que puede utilizarse en diversas áreas entre ellas en el ámbito de laboratorio clínico debido a que posee la propiedad de colorear otras sustancias. Es utilizado como tinción hematológica que detecta ADN; para preparar 100 mL de esta solución de azul de metileno 0,05 M (Masa molar: 319, 7 g/mol) determine la cantidad de sólido que se debe pesar.

8:- Prepare 100 mL de una solución acuosa 0,1 M de yoduro de potasio (KI) (Masa molar: 166 g/mol) que se utiliza como medio de contraste en exámenes clínicos de imagenología como pielografias, angiogramas, scanners, determine la masa necesaria del sólido.

Laboratorio N° 3 (Parte B) PREPARACIÓN DE SOLUCIONES Y EQUILIBRIO QUÍMICO I.- OBJETIVO − Observar el efecto de la concentración sobre la posición del equilibrio.

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II.- PARTE EXPERIMENTAL

Equilibrio químico Influencia de la concentración en el desplazamiento de un sistema en equilibrio a) En una probeta de 50 mL coloque 2 mL de cloruro férrico (FeCl3) 0,05 M y 1,0 mL de tiocianato de amonio (NH4SCN) 0,5 M. b) Complete con agua destilada hasta 50 mL. c) Tape la probeta con un papel parafilm y homogeneice la solución. d) Enumere 4 tubos de ensayo (1, 2, 3, 4) y coloque en cada tubo 5 mL de la solución que se encuentra en la probeta. e) Tome el tubo Nº1 y agregue 1,0 mL de agua destilada (CONTROL). f) Tome el tubo Nº2 y agregue 1,0 mL de cloruro férrico (FeCl3) 0,05M. g) Tome el tubo Nº3 y agregue 1,0 mL de tiocianato de amonio (NH4SCN) 0,5M. h) Tome el tubo Nº4 y agregue 1,0 mL de cloruro de amonio (NH4Cl) 1,0 M. i) Agite cada tubo y anote en la siguiente tabla los colores que observa.

Color Observado (comparado con el tubo n°1) Tubo Nº1 + Agua Tubo Nº2 + FeCl3 Tubo Nº3 + NH4SCN Tubo Nº4 + NH4Cl

Ecuación: Fe Cl3 (ac) + 6 NH4 SCN (ac) ⇔ amarillo incoloro

[ Fe (SCN)6]-3(ac) + 3 NH4 Cl rojo incoloro

(ac)

+ 3 NH4+(ac) incoloro

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III.- EJERCICIOS 1)

Cuál es la expresión de la constante de equilibrio para la siguiente reacción:

Zn(s) + CO2(g) ⇔ ZnO(s) + CO(g)

2)

Cuando se calienta cloruro de fósforo (V) (PCl5) en un sistema cerrado, se descompone de acuerdo a la siguiente ecuación PCl5(g) ⇔

PCl3(g) +

Cl2(g) (reacción endotérmica)

Para favorecer la descomposición de PCl5 señale: a) Si se debe aumentar o disminuir la temperatura del sistema. Justifique brevemente. ____________________________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________________________

b)

Si se debe aumentar o disminuir la presión del sistema. Justifique brevemente.

____________________________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________________________ c)

Si se debe aumentar o disminuir la concentración de reactantes. Justifique brevemente.

____________________________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________________________ d)

Si se debe aumentar o disminuir la concentración de productos. Justifique brevemente.

____________________________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________________________

3)

Un análisis químico indica que para la siguiente reacción a 700 °C, S2(g) + 2H2(g) ⇔ 2H2S(g) se encuentra que cuando la reacción alcanza el equilibrio existen 2,50 moles de H2, 1,35 · 10-5 moles de S2 y 8,70 moles de H2S en un recipiente de 12,00 L. Determine el valor de la constante de equilibrio para la reacción a esta temperatura.

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Laboratorio N° 4 (Parte A) PREPARACIÓN DE SOLUCIONES Y CINÉTICA I.- INTRODUCCIÓN Cinética La cinética química se ocupa de la velocidad con que ocurren las reacciones químicas, de los factores que la determinan y de los mecanismos intermedios a través de los cuales los reaccionantes se convierten en productos. Consideremos la reacción general aA + bB → cC + dD La velocidad de una reacción se expresa como la razón entre el cambio de concentración de un reaccionante o un producto y el cambio de tiempo. Las unidades de la velocidad de reacción suelen ser molaridad por segundo (M/s). Una ecuación que relaciona la velocidad de una reacción con la concentración se llama Ley de velocidad o Ecuación de velocidad. La ecuación de velocidad para cualquier reacción química debe determinarse de modo experimental y no se puede predecir tan sólo con la ecuación química. La ley de velocidad para la mayor parte de las reacciones se expresa en función de la concentración de los reaccionantes, es así que para la reacción general: aA + bB → cC + dD la ecuación de velocidad o ley de velocidad será: m

n

Velocidad = k · [A] · [B]

donde, k = constante de velocidad m = orden de A n = orden de B n + m = orden de la reacción La velocidad de una reacción química puede medirse en diferentes formas. Por ejemplo, a intervalos adecuados pueden obtenerse alícuotas de la mezcla de reacción y medir el aumento de concentración de un producto o la disminución en la concentración de un reaccionante. La concentración de reaccionantes o productos se mide dé acuerdo con las propiedades físico-químicos de ellos. Así por ejemplo, si se produce un ácido en la reacción, su concentración se puede determinar titulando con una base; si se produce un gas, él se puede determinar manométricamente. Para reacciones en disolución, la concentración de ciertas especies puede ser seguida fácilmente por métodos espectrofotométricos. Si existen iones involucrados, el cambio en la concentración puede ser monitoriado por medidas de conductancia eléctrica.

Factores que determinan la velocidad de una reacción química

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1) La concentración de reaccionantes. En general, la velocidad de una reacción química, aumenta con el aumento en la concentración de reaccionantes. Esta dependencia está expresa en la ley de acción de masas y se determina experimentalmente. De estas mediciones se pueden deducir el orden de reacción que se define formalmente en la ecuación de velocidad pertinente como: la suma de los exponentes a que están elevadas las concentraciones respectivas. Reacciones de orden 1: las reacciones más simples son las de orden 1. En estos casos, la velocidad de la reacción es proporcional a la concentración de una sola sustancia reaccionante.

v = k · [R]

Ecuación Nº1

Reacción de orden 2: en estos casos, la velocidad de la reacción varia en un factor de dos, es decir, si la concentración se duplica la velocidad se cuadruplica. La ecuación de velocidad esta dada por: 2

v = k · [R]

Ecuación Nº2

Reacción de orden cero: En este tipo de reaccciones, la velocidad es constante e independiente de la concentración de reaccionantes. La ecuación de velocidad esta dada por:

v=k

Ecuación Nº3

En este tipo de reacciones la concentración del producto se duplica por cada unidad de tiempo. 2) Efecto de la temperatura. A una temperatura determinada, las moléculas de un compuesto dado tienen una velocidad promedio y, por lo tanto, una energía cinética promedio que es característica del compuesto y de las condiciones del sistema. No todas las moléculas van a tener la misma energía cinética y el número de moléculas con una energía determinada, sigue una típica curva de Gauss. Parece lógico suponer, y generalmente cierto, que las reacciones químicas ocurren como resultado de las colisiones entre las moléculas reaccionante. En términos de la teoría de las colisiones, es de esperarse que la velocidad de una reacción sea directamente proporcional al número de colisiones moleculares por segundo. La implicación de la teoría de las colisiones es que la reacción siempre ocurre cuando las moléculas chocan. Sin embargo, no todas las colisiones producen una reacción. Cualquier molécula en movimiento posee energía cinética, cuando las moléculas chocan, una parte de su energía cinética se convierte en energía vibracional. Si la energía cinética inicial es grande, entonces las moléculas en choque vibrarán tanto que se romperán algunos enlaces químicos. Esta fractura del enlace es el primer paso hacia la formación del producto. Si la energía cinética inicial es pequeña las moléculas prácticamente rebotarán intactas.

Se postula que, para que haya una reacción, las moléculas en choque deben tener una energía cinética total igual o superior a la energía de activación (Ea), que es la mínima energía que se

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requiere para iniciar una reacción química. La especie formada temporalmente por las moléculas de reactivo, como resultado de la colisión, antes de formar el producto se llama complejo activado. En 1889, Arrhenius, mostró que la dependencia de la constante de velocidad de una reacción respecto de la temperatura puede expresarse mediante la siguiente ecuación, que se conoce como Ecuación de Arrhenius. k=Ae

-Ea/RT

Ecuación Nº4

donde, Ea = energía de activación de la reacción. R = constante de los gases (1,98 calorías). T = temperatura absoluta. e = base de los logaritmos naturales. A = factor de frecuencia de colisiones. Esta ecuación muestra que la constante de velocidad es directamente proporcional a “A” y, por lo tanto, a la frecuencia de colisiones. Además, por el signo negativo asociado con el exponente Ea/RT, la contante de velocidad disminuye cuando la energía de activación aumenta, y se incrementa cuando aumenta la temperatura.

3) Efecto de catalizadores. Si una solución de agua oxigenada (H2O2), es expuesta a la luz, ésta se descompone en agua y oxígeno: 2 H2O2

(ac)

2 H2O

(l)

+ O2

(g)

Esta reacción es muy lenta, por lo que la liberación de O2 (efervescencia) no se observa. Sin embargo, la presencia de algunas sustancias aceleran la reacción, de modo que ella se desarrolla a una velocidad notoria a temperatura ambiente, observándose efervescencia. Una sustancia particularmente efectiva para este propósito es el MnO2, el cual cuando se agrega a una solución de H2O2 provoca una vigorosa efervescencia. Lo sorprendente de esta reacción es que a pesar de emplear una cantidad muy pequeña de MnO2, éste aparentemente estimula la descomposición de una cantidad ilimitada de solución de H2O2. Además, en cualquier momento podemos recuperar la cantidad original de MnO2 sin que haya sufrido cambio químico alguno. En otras palabras, el MnO2 no es consumido en la reacción; sólo afecta la velocidad de reacción. Si empleamos una cantidad mayor de MnO2 conseguiremos una mayor velocidad de reacción pero no se altera la cantidad total del O2 obtenido. Este fenómeno se denomina Catálisis y la sustancia que afecta la velocidad de una reacción se conoce como Catalizador. La catálisis constituye un fenómeno bastante común y es muy importante, tanto en procesos industriales como en procesos biológicos. Un catalizador es una sustancia que acelera una reacción química sin sufrir alteración y puede ser recuperado íntegramente después de la reacción.

La acción de un catalizador se comprende mejor aplicando el concepto de energía de activación (Ea), que es la energía mínima necesaria que deben adquirir los reactantes para que se transformen en productos, es decir, se lleve a cabo la reacción. Lo que un catalizador hace es

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modificar el mecanismo a través del cual los reaccionantes se transforman en productos, lo que implica una menor energía de activación, y así la reacción catalizada procede más rápidamente que la reacción no catalizada (ver figura).

A-B A-B E n e r g ía

Ea A

ΔH C+D Tiempo Figura (1): En ausencia de catalizador

E n e r g ía

A

Ea ΔH C+D

Tiempo Figura (2): En presencia de catalizador

En la figura (2), la energía de activación (Ea), es menor que en la figura (1). En ambos casos, la energía liberada o Entalpia (ΔH), es la misma. El compuesto intermediario o complejo activado es A – B, en ambos casos. En procesos industriales muchas sustancias pueden actuar como catalizador. En los procesos biológicos las enzimas catalizan las reacciones bioquímicas. Lo que es asombroso acerca de las enzimas no es sólo que puedan aumentar la velocidad de las reacciones 6 12 bioquímicas en factores que van desde 10 a 10

II.- OBJETIVOS − Preparar soluciones acuosas de concentración dada utilizando ambos métodos; por pesada y por dilución. − Realizar los cálculos necesarios en cada caso. − Utilizar adecuadamente el material volumétrico al realizar las preparaciones.

III.- PARTE EXPERIMENTAL

Preparación de Soluciones. 1) Preparación de una solución por pesada: Prepare 50 mL de solución acuosa de Sulfato de Cobre 5 % p/v (masa molar 249,6 g/mol) a) Calcule la masa requerida de CuSO4.

b) Mase en un vaso precipitado de 50 mL la cantidad determinada. c) Disuelva el sólido en vaso precipitado pequeño añadiendo agua destilada (aproximadamente la mitad del volumen final) en forma cuidadosa (evite salpicaduras) y con agitación manual. d) Una vez disuelto todo el sólido transfiera la solución a un matraz aforado de 50 mL.

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e) Enjuague el vaso 2-3 veces con pequeñas porciones de agua añadiendo cada enjuague al matraz. f) Agregue, con una pizeta, agua destilada hasta una altura 0,5-1 cm por debajo del aforo,. g) Afore la solución, completando el volumen restante con gotario o pipeta. (aforo) h) Agite el matraz para homogeneizar la solución. i) Guarde y etiquete correctamente esta solución en un frasco gotario de vidrio para su posterior uso.

Solución Carrera Grupo Integrante Mesón Fecha

CuSO4 1 M Tecnología Médica

2) Preparación de soluciones por dilución: - Prepare 100 mL de una solución acuosa 0,25 M de ácido clorhídrico (HCl) a partir de una solución de HCl 3M. a) Para este fin determine el volumen de solución de HCl 3 M que necesita para preparar dicha solución. Utilice en este caso directamente la fórmula CM x VM = CD x VD

b) Si el volumen calculado es inferior a 10 mL, mida el volumen con una pipeta provista de una propipeta. Por ningún motivo succione el líquido con la boca, recuerde que existe la propipeta!! c) Agregue el contenido de la pipeta directamente al matraz aforado de 100 mL. d) Enrase hasta el aforo, teniendo cuidado de no pasarse, de preferencia complete el volumen final con un gotario o pipeta. e) Agite el matraz para homogeneizar la solución. f) Guarde y etiquete correctamente esta solución en un envase de vidrio para su posterior uso.

Solución Carrera Grupo Integrante Mesón Fecha

HCl 0,25 M Tecnología Médica

- Prepare 100 mL de una solución acuosa 0,50 M de ácido clorhídrico (HCl) a partir de una solución de HCl 3M. a) Para este fin determine el volumen de solución de HCl 3 M que necesita para preparar dicha solución. Utilice en este caso directamente la fórmula CM x VM = CD x VD

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b) Si el volumen calculado es inferior a 10 mL, mida el volumen con una pipeta provista de una propipeta. Por ningún motivo succione el líquido con la boca, recuerde que existe la propipeta!! c) Agregue el contenido de la pipeta directamente al matraz aforado de 100 mL. d) Enrase hasta el aforo, teniendo cuidado de no pasarse, de preferencia complete el volumen final con un gotario o pipeta. e) Agite el matraz para homogeneizar la solución. f) Guarde y etiquete correctamente esta solución en un envase de vidrio para su posterior uso.

Solución Carrera Grupo Integrante Mesón Fecha

HCl 0,50 M Tecnología Médica

Laboratorio N° 4 (Parte B) PREPARACIÓN DE SOLUCIONES Y CINÉTICA I.- OBJETIVOS

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− Observar la influencia de un catalizador sobre la velocidad de una reacción. − Observar el efecto de la concentración sobre la velocidad de una reacción.

II.- PARTE EXPERIMENTAL

Cinética 1.-

Efecto del catalizador sobre la velocidad de una reacción

Para visualizar la acción del catalizador, se comparará la velocidad de reducción del cloruro férrico (FeCl3) por acción del tiosulfato de sodio (Na2S2O3) en presencia y ausencia del catalizador +2

(Cu ) 2FeCl3 + 2Na2S2O3 → 2FeCl2 + Na2S4O6 + 2NaCl

Como indicador se utilizará el tiocianato de amonio (NH4SCN), que presenta un color rojo +3 sangre en presencia de iones Fe . La ecuación química que representa esta reacción es: -3

FeCl3 + 6NH4SCN → [Fe(SCN)6]

+

+ 3NH4Cl + 3NH4

A medida que va desapareciendo el cloruro férrico, para formar cloruro ferroso (FeCl2), la solución se va decolorando (desaparece el color rojo). La velocidad de decoloración es lo que determina la velocidad de la reacción. Por lo tanto, por comparación de las velocidades se verá el efecto del catalizador en la velocidad de reacción.

a) Prepare dos tubos de ensayo con los siguientes reactivos Reactivo Cloruro férrico (FeCl3) 0,05 M Tiocianato de amonio (NH4SCN) 0,5M Sulfato cúprico (CuSO4) 5%p/v

Tubo 1 5 mL 1 gotas 1 gota

Tubo 2 5 mL 1 gotas -

b) Tome el tubo de ensayo 1 y agréguele 5 mL de una solución de tiosulfato de sodio (Na2S2O3) 0,1 M y mida el tiempo que se demora en decolorar la solución. c) Tome el tubo de ensayo 2 y agréguele 5 mL de una solución de tiosulfato de sodio (Na2S2O3) 0,1 M y mida el tiempo que se demora en decolorar la solución.

Tubo 1 Tiempo de decoloración

2.-

Efecto de la concentración sobre la velocidad de una reacción

Tubo 2

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Para visualizar el efecto de la concentración sobre la velocidad de la reacción, analizaremos la reacción entre el ácido clorhídrico y una lamina de magnesio, en donde se comparan las velocidades a diferentes concentraciones de ácido clorhídrico preparadas en el práctico anterior.

2HCl (ac) + Mg (s) → MgCl2 (ac) + H2 (g) a) Arme el sistema generador de hidrógeno que se ilustra en la siguiente figura

b) En un matraz erlenmeyer coloque exactamente 10,0 mL de ácido clorhídrico 0,25 M y tápelo con un tapón de goma provisto de una manguera con un tubo en ángulo recto. c) Llene una probeta con agua hasta el borde, luego inviértala sobre la cubeta que contenga agua hasta la mitad de su capacidad, cuide que no tope el fondo de la cubeta asegurándola con una pinza al soporte universal. d) Limpie un trozo de 3 cm de cinta de magnesio con una virutilla fina. e) Coloque la cinta dentro del matraz erlenmeyer, tápelo inmediatamente y ponga en marcha el cronómetro. f) Mida el volumen de hidrógeno desprendido cada 30 segundos, hasta que se haya consumido todo el magnesio o cuando transcurran 5 minutos, lo que ocurra primero. g) Repita el procedimiento utilizando una solución ácido clorhídrico 0,5 M h) Registre en la siguiente tabla el volumen de agua desplazado versus tiempo de cada solución de ácido clorhídrico.

Tiempo (seg)

HCl (0,25 M)

HCl (0,50 M)

Volumen de H2 desprendido (mL)

Volumen de H2 desprendido (mL)

30 60 (1 min) 90 120 (2 min) 150 180 (3 min) 210 240 (4 min) 270 300 (5 min)

i) Confeccione un gráfico volumen (eje vertical) versus tiempo (eje horizontal) y trace la mejor curva para cada concentración de ácido clorhídrico.

III.- EJERCICIOS

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1) Determine la masa de Cristal violeta (Masa molar: 408 g/mol) que se necesita para preparar 100 mL de una solución 0,05 M. Esta solución es usada como tinción en ensayos de microbiología debido a que posee la característica de detectar bacterias del tipo GRAM (+).

2) Señale los factores que influyen en la velocidad de una reacción. ____________________________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________________________

3) Analice el gráfico realizado en el práctico y, de acuerdo a este, señale como afecta la concentración en la velocidad de reacción.

4) Explique con sus propias palabras cómo afecta químicamente la temperatura y los catalizadores en la velocidad de una reacción. Utilice gráficos o diagramas si es necesario.

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Laboratorio N° 5 (Parte A) PREPARACIÓN Y MEDICIÓN DE SOLUCIONES ACIDO-BASE I.- INTRODUCCIÓN Según la Teoría de Arrhenius “un ácido es una sustancia que libera uno o más iones + hidrógeno (H ) por cada molécula, y una base es una sustancia que libera uno o más iones -

hidróxilos (OH ) por cada molécula, como uno de los productos de disociación iónica, en contacto con el agua”. Estos conceptos se limitaron solamente a soluciones acuosas, porque están basadas en + la liberación de iones H y OH . La Teoría de Brönsted-Lowry define un ácido como cualquier especie que tiene tendencia a ceder un ion hidrógeno a otra especie, y una base como una sustancia que tiende a aceptar un ion hidrógeno de otra sustancia. Estos conceptos no sólo se pueden aplicar a los ácidos y bases de Arrhenius, sino que a otras especies, como por ejemplo agua (H2O) y amoniaco (NH3). Finalmente, la Teoría de Lewis define un ácido como una sustancia que puede aceptar un par de electrones para formar un nuevo enlace y una base como una sustancia capaz de entregar un par de electrones para formar un enlace nuevo. Fuerza relativa de los ácidos y bases En solución acuosa, algunos ácidos entregan protones más fácilmente y algunas bases los reciben con mayor facilidad que otras, esto es lo que llamamos fuerza relativa de ácidos y bases. Un ácido fuerte es aquel que en solución acuosa se disocia totalmente liberando iones hidrógeno (por tanto es un electrolito fuerte). Ejemplo: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4, entre otros. Un ácido débil es aquel que en solución acuosa se disocia parcialmente liberando iones hidrógeno (por lo tanto, es un electrolito débil). Ejemplo: CH3COOH, H3PO4, HCN, H2S, etc. El grado en el que un ácido se ioniza en un medio acuoso se puede expresar por la constante de equilibrio para la reacción de ionización. En general, podemos representar cualquier ácido por el símbolo HX, donde el equilibrio de ionización está dado por:

H+(ac) + X-(ac)

HX(ac)

La expresión de la constante de equilibrio correspondiente es: +

-

[H ] · [X ] Ka =

, [HX]

[ ] = Concentración Molar

La constante de equilibrio se indica con el símbolo Ka, y se llama constante de disociación ácida o constante de acidez. Cuanto más pequeño sea su valor más débil es el ácido, menos disociado se encuentra. Una base fuerte es aquella que en solución acuosa disocia totalmente liberando iones hidróxilos (por lo tanto, es un electrolito fuerte). Ejemplo: NaOH, KOH. Una base débil es aquella que en solución acuosa disocia parcialmente liberando iones hidróxilos (por lo tanto, es un electrolito débil). El grado en el que una base se ioniza en un medio acuoso se puede expresar por la constante de equilibrio, Kb, que se llama constante de disociación básica o constante de basicidad. Cuanto más pequeño sea el valor de Kb más débil es la base, situación similar para el ácido.

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En cualquier equilibrio ácido-base, ambas reacciones, la que va hacia adelante (a la derecha) y la reacción inversa (a la izquierda) comprende transferencia de un proton. Ejemplo: +

NH3 (ac) + H2O (l)

NH4

-

+ OH

(ac)

(ac)

Un ácido y una base que sólo difieren por la presencia o ausencia de un protón se denominan par ácido-base conjugado, por ejemplo, el H2O y OH .

Fuerza relativa de las sales Las sales son electrólitos fuertes que disocian totalmente en agua. La expresión hidrólisis de una sal describe la reacción de un anión o un catión de una sal, o ambos, con agua. Por lo general, la hidrólisis de una sal afecta el pH de una solución. Generalmente, es cierto que las sales contienen un ion metálico alcalino o alcalinotérreo (exceptuando el Be+2) y la base conjugada de un ácido fuerte no se hidrolizan y sus disoluciones son neutras. Por ejemplo, cloruro de sodio: H2O

NaCl

Na

+ (ac)

+ Cl

– (ac)

Si contiene la base conjugada de un ácido débil, entonces hidrolizan produciendo soluciones básicas. Por ejemplo, el acetato de sodio, el ion acetato es una base conjugada fuerte que tiene gran afinidad por los iones hidrógeno, ya que proviene de un ácido débil (el ácido acético). Reacciona con el agua y libera iones hidróxilos dándole un carácter básico a las soluciones. H2O

CH3COONa CH3COO

-

CH3COO

+ H2O

(ac)

+ Na

+ (ac)

-

CH3COOH (ac) + OH

(ac)

Si contiene el ácido conjugada de una base débil, entonces hidrolizan produciendo soluciones ácidas. Por ejemplo, el cloruro de amonio, el ion amonio es un ácido conjugada fuerte que tiene gran facilidad de entregar los iones hidrógeno, ya que proviene de una base débil (el amoniaco). Reacciona con el agua y libera iones hidrógenos dándole un carácter ácido a las soluciones.

NH4Cl +

NH4

H2O

+

NH4

(ac)

+ Cl

+ H2O

(ac)

+

NH4OH (ac) + H

(ac)

Ionización del agua y escala de pH El agua puede aceptar o donar un protón, dependiendo de las circunstancias. La transferencia de un protón entre dos moléculas de agua es llamada Autoionización. 2H2O (l)

+

H3O

-

(ac)

+ OH

o bien H2O(l)

+

H

-

(ac)

+ OH

(ac)

(ac)

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La constante correspondiente al equilibrio de autoionización del agua, Kw, constante de autoionización del agua, tiene la forma: +

-

Kw = [H ] · [OH ]

Como toda constante de equilibrio tiene un valor determinado dependiendo de la -14 temperatura, que en para esta constante a 25ºC tiene un valor igual a 1,0 · 10 . Este valor es +

-

importante, ya que establece que en el agua pura, la concentración de ion H y ion OH son muy pequeñas y no varían en forma independiente, sino que están reguladas por la constante Kw. Si una de estas concentraciones aumenta, la otra necesariamente deberá disminuir para que el producto de las concentraciones de estos iones mantenga el valor de dicha constante a esta temperatura. + Por cuanto la concentración de H en una solución acuosa suele ser muy pequeña y varía en varios órdenes de magnitud, se expresa en términos de un parámetro denominado pH. El pH se define como el logaritmo negativo en base diez de la concentración molar de iones hidrógeno, es decir:

pH = - log [H+] Debido al signo negativo, el pH disminuye a medida que aumenta la concentración de iones hidrógeno de modo tal que: +

-7

+

-

+

-7

+

-

+

-7

+

-

• Soluciones ácidas

pH < 7,0 ⇒ [H ] > 1,0 · 10 ⇒ [H ] > [OH ]

• Soluciones neutras

pH = 7,0 ⇒ [H ] = 1,0 · 10 ⇒ [H ] = [OH ]

• Soluciones básicas

pH > 7,0 ⇒ [H ] < 1,0 · 10 ⇒ [H ] < [OH ]

El logaritmo negativo también es una forma de expresar las magnitudes de otras cantidades pequeñas. Por ejemplo, se puede expresar la concentración de ion hidróxilo como pOH y definirlo según:

pOH = - log [OH-] Usando esta notación pude demostrarse que en una solución acuosa, a 25 °C, siempre debe cumplirse que:

[H+] = [OH-] = 1,0 · 10-7 [H+] · [OH-] = 1,0 · 10-14 pH + pOH = 14,0

II.- OBJETIVOS − Preparar soluciones acuosas de concentración dada utilizando ambos métodos; por pesada y por dilución. − Realizar los cálculos necesarios en cada caso. − Utilizar adecuadamente el material volumétrico al realizar las preparaciones. − Clasificar distintas soluciones como ácidas, básicas y neutras, utilizando diferentes medidores de pH.

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III.- PARTE EXPERIMENTAL

a) Preparación de Soluciones. 1) Preparación de una sal: Prepare 100 mL de solución acuosa al 0,1 M de Acetato de sodio (masa molar 82 g/mol) a) Calcule la masa requerida de Acetato de sodio.

b) Mase en un vaso precipitado de 50 mL la cantidad determinada.

Masa requerida de Acetato de sodio

Masa pesada de Acetato de sodio

c) Disuelva el sólido en vaso precipitado pequeño añadiendo agua destilada (aproximadamente la mitad del volumen final) en forma cuidadosa (evite salpicaduras) y con agitación manual. d) Una vez disuelto todo el sólido transfiera la solución a un matraz aforado de 100 mL. e) Enjuague el vaso 2-3 veces con pequeñas porciones de agua añadiendo cada enjuague al matraz. f) Agregue, con una pizeta, agua destilada hasta una altura 0,5-1 cm por debajo del aforo,. g) Afore la solución, completando el volumen restante con gotario o pipeta. (aforo) h) Agite el matraz para homogeneizar la solución.

2) Preparación de una solución básica: Prepare 100 mL de una solución acuosa 0,1 M de amoníaco (NH3) a partir de una solución de NH3 3M. a) Para este fin determine el volumen de solución de NH3 3 M que necesita para preparar dicha solución. Utilice en este caso directamente la fórmula CM x VM = CD x VD

b) Si el volumen calculado es inferior a 10 mL, mida el volumen con una pipeta provista de una propipeta. Por ningún motivo succione el líquido con la boca, recuerde que existe la propipeta!! c) Agregue el contenido de la pipeta directamente al matraz aforado de 100 mL. d) Enrase hasta el aforo, teniendo cuidado de no pasarse, de preferencia complete el volumen final con un gotario o pipeta. e) Agite el matraz para homogeneizar la solución.

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b) Medida de acidez a) Enumere 5 vasos precipitados pequeños b) Agregue directamente al vaso precipitado 20 mL aprox. de las soluciones que se indican a continuación Vaso N° 1 2 3 4 5

Muestra Solución acuosa 0,1 M de acetato de sodio Solución acuosa 0,1 M de hidróxido de sodio Solución acuosa 0,1 M de ácido clorhídrico Solución acuosa 0,1 M de amoniaco Solución acuosa 0,1 M de ácido acético

c) Mida el pH de las soluciones utilizando papel pH y registre el valor observado en la siguiente tabla: Vaso

1

2

3

4

5

Rango de pH

d) Mida el pH de las soluciones utilizando un peachímetro. Este equipo primero debe ser “calibrado”, siga las instrucciones necesarias para dicho procedimiento y luego registre el valor observado en cada solución en la siguiente tabla. Vaso

1

2

3

4

5

valor de pH

e) ¿Cual de las formas de medir acidez es la más exacta? Explique brevemente.

f) De acuerdo al valor de pH, determine la concentración de protones e iones hidroxilos que presenta cada solución. Vaso

1

2

3

4

5

Valor de pH [H+] [OH-] IV.- EJERCICIOS 1)

Cuál es el pH de una solución si la concentración de iones [H+] es de 5,6 · 10-4 M

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2)

Cuál es el pH de una solución si la concentración de iones [OH-] es de 5,6 · 10-4 M

3)

En una solución cuyo pH es 6,6 cuál es la concentración de protones ([H+]), el pOH

4)

Cuál es el pH y el pOH de una solución acuosa de H2CO3 0,001 M (Ka = 4,3 · 10-7)

5)

En una solución de ácido débil monoprótico (HA) se encuentra que en el equilibrio la concentración de protones (H+) es 0,0017 mol/L y la concentración del ácido no disociado (HA) es 0,0983 mol/L. Entonces el valor de la constante de acidez es:

6)

Qué volumen de una solución de HCl 3,0 M se necesitan para preparar una 500 mL de una solución de HCl cuyo pH sea 2,20.

7)

Qué masa, en gramos, de hidróxido de sodio (masa molar = 40 g/mol) se necesitan para preparar 500 mL de una solución cuyo pH sea 10,00.

Laboratorio N° 5 (Parte B) PREPARACIÓN Y MEDICIÓN DE SOLUCIONES ACIDO-BASE

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I.- INTRODUCCIÓN

Reacciones de neutralización

Las reacciones de neutralización corresponden a la reacción química entre un ácido y una base, dando como únicos productos sal y generalmente agua. Una de sus aplicaciones es realizar análisis volumétrico ácido-base que constituye uno de los numerosos tipos de análisis químicos realizados en laboratorios e industrias químicas. La forma experimental de realizar este tipo de análisis se conoce como valoración o titulación ácido-base y corresponde al proceso en el cual se determina la concentración o masa de una sustancia ácida o básica presente en una solución, por medición del volumen gastado de una solución de ácido o básica de concentración conocida según corresponda. Este análisis da origen a cuatro situaciones posibles: a) b) c) d)

Combinación de un ácido fuerte con una base fuerte. Combinación de un ácido fuerte con una base débil. Combinación de ácido débil con una base fuerte. Combinación de un ácido débil con una base débil.

El procedimiento experimental consiste en agregar en forma controlada desde una bureta una solución básica, sobre un matraz erlenmeyer que contiene la solución ácida, o viceversa. Considerando el caso en que se agrega desde una bureta una base, podemos observar que a medida que se agrega la base, la concentración de protones en el matraz comienza a disminuir (y el pH a aumentar) hasta que se alcanza el punto final de una titulación o punto de equivalencia, el cual se define como el volumen al cual el número de equivalentes de OH-(ac) agregado “neutralizan completamente” a todos los equivalentes de ácido presentes, es decir, son iguales. Es decir, la titulación corresponde a una neutralización completa en donde el pH en el punto final puede ser ácido, básico o neutro dependiendo de la sal que se forme.

Para apreciar la variación del pH y determinar el punto final de una titulación se usan indicadores, que son sustancias químicas que cambian de color dependiendo del pH en el que se encuentran, cuya forma ácida tiene un color diferente de la forma básica. El cambio de color que experimenta el indicador se llama zona de viraje del indicador y ocurre en un rango de pH que es propio de cada indicador. La siguiente tabla muestra algunos ejemplos de indicadores con sus respectivas características:

Indicador Azul de timol Azul de Bromofenol Rojo de metilo Azul de Bromotimol Fenolftaleína Amarillo de alizarina

Zona de viraje pH 1,2 - 2,8 3,0 - 4,6 4,2 - 6,3 6,0 - 7,6 8,3 - 10,0 10,1 - 12,1

Cambio de color rojo - amarillo amarillo - azul rojo - amarillo amarillo - azul incoloro - rosado amarillo - rojo

Otra forma de observar la variación del pH es utilizar un medidor de pH (comúnmente llamado “peachímetro”) que es un instrumento provisto de un electrodo de vidrio, con una membrana sensible a la concentración de ion hidrógeno (protones), y un electrodo de referencia que provee un voltaje constante contra el cual se compara el voltaje producido en el electrodo de vidrio, el cual se traduce en una lectura de pH.

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Limitaciones del método volumétrico ácido-base

No todas las reacciones ácido base pueden servir para realizar una titulación, por lo menos deben cumplirse las siguientes condiciones: 1. La reacción entre la sustancia a la cual se le va ha determinar la concentración o masa y el reactivo, debe ocurrir a gran velocidad. 2. La sustancia a determinar debe reaccionar estequiométricamente con el reactivo y no deben ocurrir reacciones secundarias. 3. Otras sustancias presentes en la solución no deben reaccionar o interferir con la reacción principal. 4. Debe tenerse un indicador apropiado para la detección del punto de equivalencia.

Titulaciones de soluciones a partir de un patrón La técnica de la titulación consiste en determinar la composición o concentración exacta de una solución, con ayuda de otra solución de concentración conocida, llamada solución patrón. Para preparar soluciones de concentración exacta se utilizan patrones primarios. Un patrón primario debe cumplir los siguientes requisitos: a) b) c) d) e)

Debe tener una elevada pureza ser estable frente a los agentes atmosféricos no ser higroscópico, es decir, que no absorba agua del ambiente una masa molar grande para disminuir los errores asociados a la operación de pesada de fácil adquisición y bajo precio

El NaOH por ser una base fuerte, reacciona con el dióxido de carbono de la atmósfera, por lo que la superficie de éste se encuentra cubierta de una cantidad variable de carbonato de sodio y además es una sustancia higroscópica. Por estas razones, no se usa como patrón primario y no es posible preparar una solución de NaOH de concentración exacta sólo por pesada. La concentración de tal solución es aproximada y debe controlarse por titulación con una sustancia que sea un “patrón primario”, por ejemplo el ftalato ácido de potasio. El ftalato ácido de potasio es un patrón primario y puede ser utilizada para titular cualquier solución básica. Cuando ya se halla determinado la concentración exacta del NaOH, a través del patron primario, éste pasa a ser un patrón secundario que puede ser utilizado para determinar la concentración exacta de cualquier sustancia ácida. En el punto final de una Titulación, el número de equivalentes de ácido es igual al número de equivalentes de base. Como la normalidad corresponde al número de equivalentes por litro de solución, tenemos que:

número de equivalentes = Volumen (L) · Normalidad (Eq/L) Por lo tanto, en el punto final de la titulación tendremos:

N ácido · V ácido = N base · V base Así, por ejemplo, en la titulación de 10 mL de hidróxido de sodio se gastaron 8,5 mL de ftalato ácido de potasio de concentración 0,102 N, entonces la concentración de hidróxido de sodio es 0,087 N.

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II.- OBJETIVOS − Conocer y manejar el análisis volumétrico ácido-base. − Determinar la concentración de una solución utilizando un patrón primario. − Utilizar indicadores de pH.

III.- PARTE EXPERIMENTAL 1) Valoración de una solución de hidróxido de sodio (NaOH) con el patrón primario (ftalato ácido de potasio, # = 1) a) Para ello arme el sistema de la figura.

b) Llene una bureta con la solución de hidróxido de sodio preparada en el Laboratorio nº3 (parte A), asegurándose que no quede ninguna burbuja en la bureta. c) Con una pipeta volumétrica agregue exactamente 10 mL de solución de ftalato ácido de potasio 0,1 N (patrón primario) en un matraz erlenmeyer de 250 mL y adicione 2 gotas del indicador (fenolftaleina). d) Comience a agregar gota a gota la solución de hidróxido de sodio desde la bureta al matraz erlenmeyer con agitación constante (ver figura) hasta que el indicador indique un ambiente básico (la solución deberá tener un leve color rosado permanente).

e) Lea en la bureta el volumen gastado, evitando cometer errores de paralaje. f) Repita el procedimiento desde el punto “c” y compare los valores obtenidos en ambas valoraciones. g) Registre sus resultados y determine la normalidad y molaridad promedio de la solución en la siguiente tabla h) Anote visiblemente la molaridad promedio de la solución en la botella. i) Recuerde: No malgaste ni deseche la solución de NaOH ya que será utilizada en la Prueba de Competencia Experimental.

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Volumen gastado de NaOH (mL)

Normalidad (Eq/L) calculada

Molaridad (mol/L) calculada

Valoración (1) Valoración (2)

2) Valoración de una solución de ácido clorhídrico (HCl; # = 1) con el patrón secundario (hidróxido de sodio): a) Cargue nuevamente la bureta con la solución de hidróxido de sodio (patrón secundario) b) Con una pipeta volumétrica mida exactamente 10 mL de solución de ácido clorhídrico preparado en el Laboratorio n°2 (parte B) y transfiéralo a un matraz erlenmeyer de 250 mL c) Adicione 2 gotas del indicador (fenolftaleina) y comience a agregar gota a gota la solución de hidróxido de sodio desde la bureta al matraz erlenmeyer con agitación constante hasta que el indicador indique un ambiente básico (la solución deberá tener un leve color rosado permanente). d) Lea en la bureta el volumen utilizado, evitando cometer errores de paralaje. e) Repita el procedimiento desde el punto “c” y compare los valores obtenidos en ambas valoraciones. f) Registre sus resultados y determine la Molaridad y la Normalidad promedio de la solución en la siguiente tabla Volumen gastado de NaOH (mL)

Normalidad (Eq/L) calculada

Molaridad (mol/L) calculada

Valoración (1) Valoración (2)

IV.- EJERCICIOS

1) En una titulación 200 mL de HNO3 0,4 M se neutralizan completamente con 50 mL de una solución de KOH. Entonces, cuál es la concentración molar del hidróxido de potasio.

2) Que volumen, en mililitros, de una solución de HCl 0,015 N, debe agregarse a 100 mL de una solución de Ca(OH)2 0,03 N para tener una neutralización completa.

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3) Si se mezclan 250 mL de una base fuerte de concentración 0,04 M con 100 mL de un ácido fuerte de concentración 0,05 M, entonces, qué sustancia sobra y cuantos moles quedan sin neutralizar.

4) Si se mezclan 25 mL de una base fuerte de concentración 0,04 M con 100 mL de un ácido fuerte de concentración 0,05 M, entonces, cuál es el pH final, considerando volúmenes aditivos, de la solución final.

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Laboratorio N° 6 (Parte A) PREPARACIÓN Y PROPIEDADES DE SOLUCIONES BUFFER I.- INTRODUCCIÓN Soluciones Buffer

Las soluciones tampón tienen una importancia fundamental en los organismos vivos, ya que ellas mantienen el pH constante en las células y fluidos corporales para que las reacciones bioquímicas procedan exitosamente. Una solución tampón se define como una solución que es capaz de mantener el pH constante + por adición de protones (H ) o iones hidroxilos (OH ). Un buffer está constituido por un ácido débil y su sal derivada (base conjugada del ácido débil), “buffer ácido” o por una base débil y su sal derivada (ácido conjugado de la base débil), “buffer básico”. Una solución amortiguadora debe contener un ácido para reaccionar con los iones hidroxilos (OH ) que puedan agregarse; y también debe contener una base para reaccionar con los iones de +

hidrógeno (H ) que puedan añadirse. Además, los componentes ácidos y básicos del amortiguador no deben consumirse el uno al otro en una reacción de neutralización. Estos requerimientos se satisfacen por un par ácido-base conjugado (un ácido débil y su base conjugada o una base débil y su ácido conjugado). Si consideramos la siguiente solución buffer constituida por un ácido débil (HA) y una sal derivada del ácido (MA), donde M es el metal. En solución tendremos:

-

A

+

HA

H

MA

M

+

-

+ A

(disociación del ácido débil)

-

+ A

-

+ H2O

HA + OH

(sal soluble) (hidrólisis)

Lo que hace que estas soluciones actúen como reguladoras del pH es la presencia de estos dos equilibrios simultáneos, en uno de los cuales se producen protones (reacción de disociación del ácido débil) y en el otro iones hidroxilos (reacción de hidrólisis). Por lo tanto, siguiendo el principio de Le Chatelier, si se agrega soluciones ácidas, el primer equilibrio se desplaza hacia la izquierda y el segundo hacia la derecha con el objeto de compensar la alteración producida, y por consiguiente, la variación de pH es mínima.

Como debe cumplirse la condición de equilibrio [H+] · [A-] Ka =

[H+] · [Sal] =

[HA]

[Ácido] -

Si despreciamos la pequeña cantidad del ion A que hidroliza y la pequeña cantidad del ácido débil -

que disocia, la [A ] será igual a la concentración inicial de sal y [HA] será igual a la concentración inicial del ácido.

ordenando tenemos que

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[Ácido] +

[H ] = Ka [Sal] Aplicando el operador p = - log, tenemos

[Sal] pH = pKa + log [Ácido] Ecuación que recibe el nombre de Ecuación de Henderson (constante de acidez).

- Hasselbalch, donde pKa = - log Ka

Ejemplo: Calcular el pH de una solución que es 0,1 M en ácido acético y 0,1 M en acetato de sodio -5 (Ka = 1,78 · 10 ). [Sal] pH = pKa + log [Ácido]

0,1 pH = 4,75 + log 0,1 pH = 4,75 Así cuando la concentración del ácido es igual al de la sal, el pH es igual al pKa

Estas soluciones presentan dos propiedades interesantes, que las distinguen de otras: Primera Propiedad: La dilución moderada de estas soluciones no afecta al pH. La expresión de pH así lo indica, si se diluye la solución de tal forma que las concentraciones bajan a la mitad de su valor original, la relación entre las concentraciones permanece constante, y por lo tanto, el pH permanece invariable. Segunda Propiedad: La adición moderada de ácidos y bases a estas soluciones, no afectan el pH de las mismas en forma significativa. Para situaciones de un buffer constituido por una base débil y su sal derivada de la base, haciendo el mismo análisis anterior se llega a la siguiente relación:

[Sal] pOH = pKb + log [Base] donde pKb = - log Kb (constante de basicidad) Obsérvese que el pOH esta en función de la concentración de la base, de la concentración de la sal y de la constante de basicidad. Ejemplo: Calcular el pH de una solución que es 0,1 M en amoniaco y 0,1 M en cloruro de amonio -5 (Kb = 1,78 · 10 )

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[Sal] pOH = pKb + log [Base]

0,1 pOH = 4,75 + log 0,1 pOH = 4,75 pH = 14 - pOH pH = 14 - 4,75 pH = 9,25

El rango amortiguador de un buffer corresponde a un rango de pH que va desde (pKa 1) y (pKa + 1). Por consiguiente El rango amortiguador de un buffer dependerá de la constante de acidez (tampón ácido) o constante de basicidad (tampón básico). Así, por ejemplo para el buffer acetato -5 (ácido acético - acetato de sodio, Ka = 1,78 · 10 ; pKa= 4,74) el rango amortiguador corresponde de 3,74 a 5,74 La capacidad de un tampón para resistir un cambio de pH por adición de protones o iones hidroxilos se conoce como capacidad de amortiguación. Para un buffer ácido, la capacidad amortiguadora depende de la concentración del ácido débil y su sal derivada, a mayor concentración del ácido débil y su base conjugada (sal derivada) mayor será la capacidad amortiguadora. Lo mismo se observa para un buffer básico.

La dilución de un buffer no afecta al pH, pero si disminuye la capacidad de amortiguación.

La concentración de un buffer corresponde a la suma de la concentración del ácido débil más la concentración de la base conjugada (sal derivada), en un tampón ácido, o la suma de la concentración de la base débil más la concentración del ácido conjugada (sal derivada), en un tampón básico. [Buffer Ácido] = [Ácido] + [Sal] [Buffer Básico] = [Base] + [Sal]

II.- OBJETIVOS

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− Preparar una solución buffer mediante el método indirecto. − Preparar una solución buffer mediante el método directo.

III.- PARTE EXPERIMENTAL

Soluciones Buffer 1) Preparación de una solución tampón acetato 0,1 M y pH = 4,75 por titulación indirecta del ácido débil con una base fuerte (neutralización incompleta) a) En un vaso precipitado de 250 mL agregue 25 mL de ácido acético 1 M y controle su pH con b)

c) d) e)

peachímetro. Cargue una bureta de 50 mL con una solución de hidróxido de sodio 1 M y vaya agregando gota agota esta solución sobre el ácido con agitación constante. Registre el valor de pH cada 5 mL de hidróxido de sodio agregado. Llegue hasta pH 4,75. Vacíe la solución buffer a un matraz aforado de 250 mL. Enrase hasta el aforo con agua destilada, teniendo cuidado de no pasarse, de preferencia complete el volumen final con un gotario o pipeta. Agite el matraz para homogeneizar la solución, etiquételo en forma adecuada y guárdela para ser utilizada en el Laboratorio N° 6 (parte B).

Solución Carrera Grupo Integrante Mesón Fecha

Buffer 0,1 M Tecnología Médica

2) Preparación de una solución tampón acetato 0,5 M y pH = 4,75 a partir del ácido débil y su base conjugada (sal derivada):

Como la concentración del buffer es 0,5 M y el pH es igual al pKa (4,75), significa que la concentración del ácido débil y la sal derivada en el buffer son idénticas e igual a 0,25 M. Si usted dispone de una solución de ácido acético 1,0 M y acetato de sodio 1,0 M, proceda de la siguiente manera: a) Determine el volumen de ácido acético 1 M y acetato de sodio 1 M necesarios para preparar 50 mL de una solución buffer de concentración 0,5 M.

b) En un matraz aforado de 50 mL coloque con una pipeta graduada el volumen de ácido calculado. c) Sobre el ácido agregue con una pipeta graduada el volumen de sal calculado.

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d) Enrase hasta el aforo con agua destilada, teniendo cuidado de no pasarse, de preferencia complete el volumen final con un gotario o pipeta Pasteur. e) Agite el matraz para homogenizar la solución, etiquételo en forma adecuada y guárdela para ser utilizada en el Laboratorio N° 6 (parte B) .

Solución Carrera Grupo Integrante Mesón Fecha

Buffer 0,5 M Tecnología Médica

IV) EJERCICIOS 1)

a) b) c) d) e)

2)

Si usted desea preparar una solución buffer cuya pH sea 4,00. Determine cuál de las siguientes combinaciones sería la más recomendable: Ácido cloroacético pKa = 2,85 más cloroacetato de potasio Ácido benzoico pKa = 4,19 más ácido láctico pKa = 3,86 Ácido láctico pKa = 3,86 más cloruro de sodio Ácido benzoico pKa = 4,19 más benzoato de sodio Amoniaco pKb = 4,74 más cloruro de amonio

Se prepara una solución mezclando 0,150 mol de acetato de sodio sólido (CH3COONa) con 200 mL de ácido acético 1,50 M (CH3COOH). Si la Ka = 1,78 · 10-5 y considerando que el volumen final no cambia, cuál es el pH de la solución final.

3) Defina: a) Rango de amortiguación

b) Capacidad amortiguadora

Laboratorio N° 6 (Parte B) PREPARACIÓN Y PROPIEDADES DE SOLUCIONES BUFFER

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I.- OBJETIVOS

- Determinar el efecto de la proporción de ácido y sal en la capacidad amortiguadora de una solución buffer. - Determinar el efecto de la concentración en la capacidad amortiguadora de una solución buffer. - Diferenciar entre capacidad amortiguadora y rango de amortiguación.

II.- PARTE EXPERIMENTAL 1) Capacidad de amortiguación efecto de la concentración del ácido y la sal en el buffer:

a) Enumere 6 tubos de ensayo. b) Para cada tubo de ensayo agregue los volúmenes de las soluciones señalados en la tabla, utilizando para ello pipetas graduadas.

Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3 Tubo 4 Tubo 5 Tubo 6 Solución de ácido acético 1,0 M 9 mL 5 mL 1 mL 9 mL 5 mL 1 mL Solución de acetato de sodio 1,0 M 1 mL 5 mL 9 mL 1 mL 5 mL 9 mL

b) A los tubos de ensayo 1, 2 y 3 agregue 2 gotas del indicador azul de bromofenol. c) Agregue 5 gotas una solución de ácido clorhídrico 2 M a cada tubo de ensayo y agite. Si no cambia el pH, es decir el indicador no ha virado al color amarillo, agregue nuevamente 5 gotas de solución de ácido clorhidrico 2 M a cada tubo y agite. Repita este procedimiento hasta que cambie el pH. d) Registre en al siguiente tabla la cantidad exacta de gotas de ácido clorhídrico consumidos en cada tubo de ensayo.

Tubo Nº1 Cantidad de gotas HCl

Tubo Nº2 Cantidad de gotas HCl

Tubo Nº3 Cantidad de gotas HCl

e) A los tubos de ensayo 4, 5 y 6 agregue 2 gotas del indicador rojo de metilo. f) Agregue 5 gotas una solución de hidróxido de sodio 2 M a cada tubo de ensayo y agite. Si no cambia el pH, es decir el indicador no ha virado al color amarillo, agregue nuevamente 5 gotas de solución de hidróxido de sodio 2 M a cada tubo y agite. Repita este procedimiento hasta que cambie el pH. g) Registre en al siguiente tabla la cantidad exacta de gotas de hidróxido de sodio consumidos en cada tubo de ensayo.

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Tubo Nº4 Cantidad de gotas NaOH

Tubo Nº5 Cantidad de gotas NaOH

Tubo Nº6 Cantidad de gotas NaOH

2) Capacidad de amortiguación efecto de la concentración del buffer: a) Tome dos tubos de ensayo. Al tubo Nº1 agregue 10 mL del buffer acetato 0,1 M y al tubo Nº2 agregue 10 mL del buffer acetato 0,5 M. Ambas soluciones preparadas en el Laboratorio n°6 (parte A). b) A cada tubo de ensayo añada 2 gotas del indicador azul de bromofenol. c) Adicione, gota a gota (5 gotas cada vez), una solución de ácido clorhídrico 2 M, agitando constantemente hasta que cambie el pH y el indicador vire al color amarillo. d) Anote en la tabla de su guía la cantidad exacta de gotas de ácido clorhídrico consumidos en cada tubo de ensayo.

Tubo Nº1 Buffer acetato 0,1 M Cantidad de gotas HCl

Tubo Nº2 Buffer acetato 0,5 M Cantidad de gotas HCl

e) ¿Cómo afecta la concentración del buffer en la capacidad amortiguadora?

f) Si usted varía la concentración del buffer, ¿el rango de amortiguación se verá afectado? Explique brevemente.

III) EJERCICIOS 1) Se desea preparar 100 mL de buffer 0,05 M y pH = 3,05. Para tal efecto se cuenta con una solución 0,20 M de ácido nitroso, HNO2, (Ka = 5,10 · 10-4) y una solución 0,15 M de nitrito de sodio, NaNO2. Al respecto señale:

a)

Cuál es el rango de amortiguación de este buffer.

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b)

Cuál es la relación sal/ácido para este buffer.

c)

Cuál es la concentración del ácido en el buffer.

d)

Cuál es la concentración de la sal en el buffer.

e)

Este buffer tiene mayor capacidad amortiguadora para bases o ácidos. Explique brevemente.

2) Se desea preparar 250 mL de buffer 0,15 M y pH = 3,05. Para tal efecto se cuenta con una solución 0,25 M de ácido nitroso, HNO2, (Ka = 5,10 · 10-4) y una solución 0,20 M de nitrito de sodio, NaNO2. Al respecto señale: a) Qué volumen, en mililitros, del ácido son necesarios

b) Qué volumen, en mililitros, de la sal son necesarios.

PRUEBA DE COMPETENCIA EXPERIMENTAL La prueba de competencia experimental corresponde a un informe escrito de un desarrollo de una actividad práctica, que involucra los conocimientos teóricos y prácticos de los laboratorios de 4 y 5 (Partes A y B).

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Deben presentarse con delantal, lápices y calculadora puntualmente en el horario que se les indique. La prueba de competencia experimental tiene una duración de 45 minutos. La inasistencia a esta prueba debe ser justificada en un plazo máximo de 24 horas, a fin de programar una fecha recuperativa de ésta. La ausencia no justificada, en el plazo establecido, implica la nota mínima (1,0) para la prueba de competencia experimnental, sin tener derecho a reclamos posteriores.