JUAN FERNÁNDEZ BAEZA
Principal Arriba Temario Seminarios Practicas de Laboratorio Horarios y tutorias Examenes Figuras

 

 

 

 

 


 

PRÁCTICA 1

 

PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES Y SU VALORACIÓN

 

 

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

 

Preparación de disoluciones. Material volumétrico. Balanza. Normalización de disoluciones. Utilización de indicadores químicos y físicos (pH-metro). Determinación de la concentración de disoluciones de ácidos y de bases.

 

PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES

 

            Disolución: Es la mezcla íntima y homogénea de un soluto (sólido, líquido, gas) en un disolvente (generalmente líquido). En multitud de operaciones químicas, resulta indispensable realizar las reacciones con sustancias en disolución.

Si se conoce la concentración de una disolución tipo, ésta puede servir como instrumento de medida de elevada precisión. El análisis cuantitativo basa algunos de sus métodos en las reacciones con disoluciones de concentración conocida.

 

            Al disolver una sustancia hay que cuidar:

A) Elección del disolvente.- Junto con el agua (disolvente de multitud de sustancias), puede servir cualquier líquido tanto orgánico como inorgánico. Para que una sustancia sea soluble ha de guardar cierta analogía con el disolvente.

Para ensayar la solubilidad, se toma un tubo de ensayo con unos mililitros de disolvente al que se añaden 0,1 gr. de soluto. Se agita y se observa si disminuye el tamaño del soluto, primero en frío y luego en caliente. Como apreciaciones indicativas, se tiene:

 

* Si se disuelve:           - totalmente, se dice ser muy soluble.

- parcialmente, se dice ser soluble.

* Si no se disuelve aparentemente nada, se dice ser insoluble.

 

B) Técnica seguida en toda disolución.- Si el soluto es sólido se pulveriza finamente, empleando morteros de mano. Se pone parte de la porción en polvo fino en el recipiente elegido (erlenmeyer, vaso) y se añade el disolvente agitando con una varilla. A veces convendrá calentar para facilitar la disolución.

La disolución de líquido en líquido, caso de ser solubles en todas proporciones, únicamente requiere precauciones en casos especiales. Uno de éstos se presenta, al tratar de disolver ácido sulfúrico en agua: se añadirá éste sobre el agua, muy poco a poco, y agitando para evitar elevaciones excesivas de temperatura: "nunca verter el agua sobre el sulfúrico".

La disolución de gas en líquido se logra haciendo borbotear el gas en el seno del líquido, enfriando para favorecer la solubilidad. Como instrumento se emplean los frascos lavadores de gases.

 

Las concentraciones de las disoluciones se expresan en %, Normalidades (N), Molaridades (M), etc. Como concentración Molal (m), se entiende el número de moles que hay disueltos por cada kilogramo de disolvente.

Para preparar un determinado volumen de disolución, a una determinada concentración, se hará el cálculo previo de las cantidades de soluto precisas. Si este es sólido, se pesará, si es líquido, o bien se pesa o se mide el volumen correspondiente, conocida su densidad.

Téngase especial cuidado en los cálculos cuando se trata de reactivos tipo redox.

 

MATERIAL Y PRODUCTOS

 

Matraz aforado, pipetas, embudo, erlenmeyer pequeño, vidrio de reloj, vaso de precipitados, varilla agitadora.

 

MANERA DE OPERAR

 

            Calculados los gramos precisos, se pesan en vidrio de reloj o en pesa-sustancias (figura) si la sustancia es higroscópica. Si se trata de un líquido o disolución, se tomará el volumen correspondiente por medio de una pipeta.

 

 

 

* Soluto Sólido

 

Previa pulverización y pesada la sustancia, puesta en un vaso o Erlenmeyer, se adiciona una pequeña cantidad de agua agitando. Si es preciso, puede calentarse para favorecer la disolución. Se deja enfriar antes de verter en el matraz aforado, empleando el embudo. Se lava repetidas veces el recipiente con agua destilada, que se vierte también en el matraz aforado. Finalmente, se añade agua hasta enrase.

 

 

            El  matraz aforado nunca ha de calentarse.

Al enrasar ha de coincidir la tangente al menisco del líquido con la marca del aforo (evítese el error de paralelaje). El ajuste final se logra con más facilidad y precisión si se emplea la pipeta o un gotero pequeño.

Toda disolución así preparada ha de ser posteriormente "valorada", para determinar con exactitud su concentración.

* Soluto Líquido

 

No se pipeteará con la boca. Basta en estos casos con introducir la pipeta hasta la base del recipiente y esperar a que ascienda el líquido, sin succión.

Al succionar, se cuidará que la pipeta esté bien introducida en el líquido, y que seguirá estándolo aún cuando se vaya llenando con él: si quedase poco introducida, pueden penetrar burbujas de aire, que, junto con el líquido, ascenderían hasta la boca.

 

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

 

A) Preparación de una disolución de HCl, aproximadamente 0,15 M

 

Calcular, a partir del peso específico y del tanto por ciento del HCl concentrado, el volumen necesario para preparar 100 mL de disolución de ácido clorhídrico 0,15 molar. Medir el volumen calculado en una pipeta graduada(1) de 2 ó 5 mL limpia y seca, y verterlo en un matraz aforado de 100 mL. Adicionar agua hasta enrasar (el menisco debe quedar tangente a la marca).

 

B) Preparación de una disolución de NaOH, aproximadamente 0,1 M, y su NORMALIZACIÓN

 

Calcular a partir del peso molecular y del % de pureza del hidróxido de sodio, los gramos necesarios para preparar 250 mL de disolución de NaOH 0.1 M. La forma correcta de normalizar volumétricamente una disolución de hidróxido de sodio, consiste en valorarla con volúmenes conocidos de un ácido que se puede calificar como patrón primario(2). Un patrón primario adecuado, en este caso, es el KHC8H4O4 (hidrogenoftalato de potasio) que se comporta como ácido débil frente al NaOH. Secar el hidrógenoftalato de potasio a 110 ºC en una estufa durante 3 horas y posteriormente guardarlo siempre en el interior de un desecador(3) hasta el momento de preparar la disolución.

Cada mesa dispone de una disolución de concentración exacta siendo esta 0.034 M de  KHC8H4O4 .

Lavar tres veces la bureta con pequeñas porciones de la disolución de NaOH, ya preparada, y fijarla a un soporte vertical mediante una pinza Fischer. Despreciado el líquido procedente del lavado, llenar la bureta con la disolución de NaOH. Eliminar las burbujas de aire en la columna, así como las que hayan después de la llave, y enrasar.

 

 

Tomar ahora una pipeta limpia de 50 mL y lavarla dos veces con 10-15 mL de la disolución de KHC8H4O4. Pipetear exactamente 50 mL de la disolución patrón e introducirlo en un enlermeyer limpio de 250 mL. Añadir 3 ó 4 gotas de fenolftaleína ( indicador(4) )

            Colocar un papel blanco debajo del erlenmeyer para ver con mayor nitidez los cambios de coloración. Durante la valoración, el contenido del erlenmeyer se debe agitar continuamente. Añadir la disolución de la bureta con rapidez al principio de la valoración, pero al aproximarse al punto final se debe proceder con  lentitud (gota a gota). Las salpicaduras adheridas a las paredes del erlenmeyer, se deben arrastrar con agua destilada hacia el seno de la disolución. El punto final se alcanza cuando la disolución adquiere una coloración rosada persistente durante 30 segundos.

Medir el pH del punto final con el papel indicador. Repetir dos veces todo el proceso.

A partir de los volúmenes de NaOH consumidos y de los volúmenes conocidos de KHC8H4O4, calcular la concentración exacta de la disolución de hidróxido de sodio normalizada.


 

C) Valoración de la disolución de HCl, preparada en el primer apartado, utilizando como indicador la fenolftaleína.

 

Tomar una pipeta limpia de 10 mL y lavarla tres veces con 2 ó 3 mL de la disolución de HCl contenida en el matraz aforado del apartado a) (no se debe succionar nunca la pipeta con la boca). Verter exactamente 10 mL de esta disolución en un erlenmeyer limpio. Recoger con un poco de agua destilada las gotas de disolución que puedan haber quedado adheridas en las paredes del erlenmeyer completando hasta 50 mL, aproximadamente, con agua desionizada, y añadir 3 ó 4 gotas de fenolftaleína. Proceder a la valoración con la disolución de NaOH normalizada en el apartado b). Medir el pH del punto final con el papel indicador. Repetir todo el procedimiento dos veces. Calcular la concentración de HCl valorado a partir de los datos experimentales.

 

SEGURIDAD Y RESIDUOS

 

* Al utilizar las pipetas emplear siempre los sistemas de aspiración de líquidos, nunca la boca.

* El ácido clorhídrico concentrado es corrosivo, provoca quemaduras, irrita las vías respiratorias, los ojos y la piel. Si entra en contacto con los ojos, lavarlos inmediatamente con mucha agua y acudir al médico rápidamente.

* El hidróxido de sodio provoca quemaduras graves, irrita los ojos y la piel. Si entra en contacto con los ojos actuar como en el caso del HCl concentrado.

 

CUESTIONES

 

1. ¿Por qué se deben eliminar las burbujas de aire del interior de la bureta?.

2. ¿Por qué el hidróxido de sodio no es una substancia de tipo primario?.

3. Escribir todas las reacciones ácido-base de los diferentes apartados.

4. ¿Se comete algún error al diluir con agua la disolución de HCl contenida en el erlenmeyer antes de proceder a su valoración?.

5. ¿Deben coincidir los valores de pH, en el punto de equivalencia, hallados en los apartados B) y C)?.

 


OBSERVACIONES

 

(1) La pipeta está graduada de forma que el líquido sobrante en su extremo no se debe derramar.

(2) Un patrón primario es una sustancia usada en análisis químico, obtenida con una pureza superior al 99,99% y que es estable frente al vapor de agua y al dióxido de carbono atmosféricos.

(3) Consultar con el profesor.

(4) Un indicador químico es una sustancia utilizada en las valoraciones para poner de manifiesto el punto final de la misma.

 


 

 

PRÁCTICA 2

 

ANÁLISIS CUALITATIVO DE CATIONES

 

 

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

 

Utilización del tubo de ensayo, trabajo a escala semimicro, precipitación, centrifugación y filtración.

 

INTRODUCCIÓN

 

Muchos ensayos realizados en el laboratorio se hacen a escala semimicro, es decir, utilizando pequeñas cantidades de reactivos. Este método de trabajo requiere material de pequeña capacidad; el utensilio principal es el tubo de ensayo. En consecuencia, hay que habituarse a calentarlo correctamente y a utilizarlo en la filtración y centrifugación a esta escala de trabajo.

 

 

SEPARACION E IDENTIFICACION DE LOS CATIONES Ag+1, Fe3+, Al3+, Cu2+

 

1.- Comportamiento frente a reactivos generales

En la tabla adjunta se resumen las reacciones de los cationes en estudio frente a tres reactivos generales (usados normalmente para separaciones). En esta primera parte debe confirmarse experimentalmente la veracidad de los resultados resumidos en la tabla. Por ello, en  cada una de las doce reacciones seleccionadas, debe seguirse el siguiente procedimiento general.

 

 

Ag+

Fe3+

Al3+

Cu2+

HCl (2N)

NH3 (2N)

NaOH (2N)

¯

Sol

¯

Sol

¯

¯

Sol

¯

¯ (red)

Sol

Sol

¯

 

 

ESQUEMA DE SEPARACION

 

Disolución

Ag+ - Fe3+ - Al3+ - Cu2+

                         

                              añadir HCl (2N)                            

pp                                                                                       sol

 

      AgCl ¯ blanco                                                                      Fe3+ - Al3+ - Cu2+

                                                                                                                                       

                                                                                            añadir   NH3 (2N)    

 

                                                                                  pp                                                 sol          

pardo-rojizo    Fe(OH)3 ¯ Al(OH)3 ¯ blanco             Cu(NH3)42+                                                                                                                                            azul

añadir  NaOH

              pp                                   sol

                                  Fe(OH)3 ¯                         AlO2-

       pardo-rojizo                     incoloro

 

2.- Identificación de los cationes

 

Reconocimiento de Fe+++

 

El precipitado de Fe(OH)3 obtenido se disuelve con unas gotas de HCl y utilizando una placa de toque se procede de la siguiente manera:

a) Se añaden unas gotas de la disolución anterior y otra de sulfocianuro potásico. La aparición de su precipitado rojo  indica la presencia de Fe+++.

b) Se añaden unas gotas de disolución anterior y otra de ferrocianuro potásico. La aparición de un  precipitado azul indica la presencia de Fe+++.

 


Reconocimiento de Ag+

 

El precipitado AgCl blanco sería suficiente como reconocimiento de dicho ión. La confirmación de la existencia de Ag+ puede hacerse añadiendo NH3 (2N) sobre el precipitado, ya que se produce su total disolución. La adición posterior de HCl (2N) y la obtención nuevamente de un precipitado blanco confirmará la presencia de Ag+.

 

Reconocimiento de Cu2+

 

Sobre una tira de papel de filtro disponer una gota de cuprón (disolución en etanol del 5%) y encima otra de la disolución de Cu(NH3)42+. La obtención de una mancha de color verde claro es prueba evidente de la presencia de Cu2+.

 

Reconocimento de Al3+

 

A dos gotas de la disolución de AlO2-   añadir 2 gotas del reactivo aluminón, añadir HAc 2M hasta débil acidez (según el color del papel indicador de pH) y posteriormente NH3 2M hasta neutralidad o alcalinidad. Calentar al baño maría; un precipitado rojo rosado indica Al3+.

 

PRÁCTICA 3

 

TÉCNICAS DE FILTRACIÓN. CRISTALIZACIÓN DE SALES.

 

 

TÉCNICAS DE FILTRACIÓN

 

INTRODUCCIÓN

 

Para la realización de una reacción química es preciso conocer las proporciones y cantidades de los reactivos y asegurarse de que las sustancias utilizadas no se encuentran impurificadas, así como posteriormente poder aislar y recoger los productos obtenidos en estas reacciones. Para todo ello es necesario conocer bien los objetivos marcados en esta práctica.

 

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

 

A.- Preparación de disoluciones

 

Para realizar esta experiencia se han de preparar previamente dos disoluciones (ver práctica 1):

 

a) 100 ml de una disolución 0.5 M de carbonato sódico a partir de la propia sal.

b)  100 ml de una disolución 0.2 M de cloruro cálcico a partir de una disolución 1M de dicha sal.

 

Antes  de comentar el procedimiento es conveniente dar algunos consejos sobre los procesos que se van a realizar.

 

1- Contaminación de reactivos.

 

La contaminación de reactivos sólidos y líquidos puede evitarse teniendo en cuenta las siguientes normas:

- La parte interna del cierre de los frascos de los reactivos nunca se pondrá en contacto con la mesa y otras fuentes de contaminación.

- Un reactivo cristalino o en polvo se sacará de un frasco-almacén por medio de un espátula limpia y seca.

- Después de que se saca una muestra de reactivo de un frasco-almacén, no debe volverse al frasco ninguna porción de ella.

- Antes de sacar un reactivo del frasco leer la etiqueta cuidadosamente, para asegurarse de que el reactivo es el necesario para la experiencia.

 

2- Transferencia de sólidos.

 

Cantidades pequeñas de un reactivo sólido granulado o en polvo se transfieren desde un frasco a un recipiente generalmente con una espátula limpia y seca.

Para sacar una gran cantidad de un reactivo sólido del frasco-almacén se gira este lentamente de un lado a otro en posición inclinada.

Un trozo de papel limpio y blanco ayuda a extraer un reactivo sólido de un frasco-almacén y echarlo en un recipiente que tiene una apertura relativamente pequeña. Si se trata de grandes cantidades se utiliza un trozo de papel enrollado en forma de cono y si son pequeñas cantidades se vierte el sólido en una tira estrecha de papel previamente doblada. El papel se inserta en la pequeña apertura del recipiente y el reactivo se transfiere fácilmente. Si el sólido se va a disolver, se puede recoger en un embudo previamente dispuesto y añadir el disolvente a través del embudo en fracciones sucesivas para no dejar nada de sólido en el embudo.

 

3.- Transferencia de líquidos.

 

Para evitar salpicaduras al verter un líquido de un recipiente a otro se apoya una varilla de vidrio sobre el pico del recipiente en forma que el líquido fluya por la varilla y se recoja en el otro recipiente.

Si el recipiente tiene una abertura pequeña, debe utilizarse un embudo de vidrio seco y limpio en el que caiga el líquido procedente de la varilla (ver figura A).

 

Una vez transferido el líquido, si queremos medir un determinado volumen se utilizan fundamentalmente cuatro instrumentos: pipetas, probetas, buretas y matraces aforados.

Estos instrumentos tienen marcas grabadas en su superficie que indican volúmenes de los líquidos. Las pipetas y las buretas se utilizan para transferir volúmenes de líquidos cuya medida requiere cierta exactitud. Los matraces aforados se emplean para preparar volúmenes determinados de disoluciones de concentración conocida con una cierta exactitud.

Para medir el volumen, el nivel del líquido se compara con las marcas de graduación señaladas sobre la pared del instrumento de medida. Dicho nivel se lee en el fondo del  menisco que se forma en el líquido. Se obtienen lecturas exactas situando el ojo a la altura del menisco.

 

Teniendo en cuenta estos consejos vamos a describir brevemente el procedimiento a seguir para la preparación de estas disoluciones.

 

a) En un vaso de precipitados limpio y seco (de 100 ó 200 ml) se pesa la cantidad apropiada de las correspondientes sales (carbonato sódico y cloruro cálcico). Estas sales se disuelven en agua destilada, nunca sobrepasando la cantidad de 100 ml. La disolución se adiciona a un matraz aforado de 100 ml terminando el enrase con agua destilada.

 

b) De la disolución preparada de cloruro cálcico 1 M se extrae el volumen necesario para realizar una disolución 0.2 M. Se utiliza de nuevo un matraz aforado de 100 ml.

 

B. Filtración de precipitados

 

Comentaremos previamente los procedimientos utilizados para filtrar un precipitado.

 

Para filtrar y recuperar una cantidad grande de sólido se utiliza el embudo Büchner adaptado a un kitasato que se conecta a la trompa de vacío para succionar. En este caso es necesario cortar un papel de filtro circular de tamaño suficiente para cubrir todos los agujeros del embudo, pero menor que el círculo de la base del embudo, para que no queden bordes por los que podría pasar el sólido. El papel se adhiere al embudo humedeciéndolo y haciéndole succión.

Si se trata de filtrar una cantidad pequeña de sólido y no interesa su recuperación, se suele emplear un embudo cónico en el que se pone un  filtro de pliegues. El filtro de pliegues se prepara como se indica en la Figura B.

Figura B        

 

Si se trata de filtrar una cantidad pequeña de sólido y es necesario recuperar tanto el sólido como la disolución, se utiliza un embudo de pico largo con un papel del filtro que adecuadamente doblado en cono se adhiera totalmente a las paredes (ver Figura C). De este modo, el flujo del líquido a través del papel se acelera por la succión debida a la columna de líquido del vástago del embudo, que debe permanecer lleno a lo largo de toda la operación.

 

 

La filtración puede realizarse más rápidamente si la mayor parte del líquido sobrenadante se decanta al papel de filtro. La decantación es un proceso en el que el líquido es cuidadosamente vertido desde el precipitado de forma que se transfiere muy poco sólido al papel de filtro durante la operación. En este paso debe evitarse revolver el precipitado del fondo del vaso.

La transferencia de la mezcla reaccionante al papel de filtro puede realizarse mejor por el procedimiento que se indica en la Figura D.

La eficacia de la filtración se determinará por la completa separación del precipitado del líquido que sobrenade. Puesto que algunas gotitas de líquido se adherirán al precipitado dentro de la operación de filtración, el sólido debe lavarse a fondo. Generalmente se aconseja empezar lavando el precipitado en el vaso de reacción antes de transferirlo al filtro. Después se decanta sobre el filtro la mayor parte del líquido sobrenadante se añade una pequeña porción de disolvente al precipitado que permanece en el recipiente original y de nuevo se decanta la mayor parte del líquido del precipitado.

 

La EXPERIENCIA a realizar va a consistir en transvasar 20 mL de la disolución de carbonato sódico (0.5 M) a un vaso de precipitados. Sobre este vaso se coloca una bureta con la disolución de cloruro cálcico (0.2 M) y se añade gota a gota hasta que la adición de una gota no produzca precipitado.

El precipitado obtenido se filtra y lava utilizando las técnicas y recomendaciones dadas anteriormente. Por último se pesa el precipitado para el cálculo del rendimiento.

 

SEGURIDAD Y RESIDUOS

 

Lo indicado en la normativa general de trabajo en el laboratorio.

 

CUESTIONES

 

1. ¿Qué cantidad de carbonato sódico se debe pesar?.

2. Calcular la normalidad y la concentración de las disoluciones de carbonato sódico y cloruro cálcico en g/l.

3. Suponiendo que todo el volumen es de disolvente y la densidad es 1, calcular la fracción molar de ambas disoluciones.

4. ¿Por qué no se utiliza una probeta para preparar cualquiera de las disoluciones?.

5. Escribir la reacción que se verifica en la precipitación y calcular la cantidad de carbonato sódico utilizado y la de cada uno de los productos resultantes.

6. Si se ha operado adecuadamente el peso del precipitado obtenido una vez seco es ................g. Calcular la solubilidad de la sustancia precipitada y expresar el resultado en moles/l y g/l.

7. Señalar algunas posibles aplicaciones de este tipo de reacciones y su fundamento.

 

OBSERVACIONES

 

(1) La precisión de las medidas obtenidas con las probetas disminuye a medida que aumenta la capacidad.

(2) Nunca deben tomarse directamente con la pipeta líquidos corrosivos o venenosos como los ácidos concentrados, disoluciones de cianuros, etc.

(3) Las pipetas nunca se deben sacudir y mucho menos soplar para que salgan las últimas porciones de líquido que quedan en su pico; el aforo de la misma está efectuado teniendo en cuenta esta cantidad de líquido.

(4) Para asegurar un flujo controlable de una disolución de una bureta es esencial engrasar adecuadamente la llave de vidrio. Al aplicar la grasa a la llave debe cuidarse no introducir grasa en el pequeño orificio de la llave.

(5) Para evitar salpicaduras innecesarias y posible pérdida del filtrado, el extremo del vástago del embudo permanecerá durante la filtración por encima del nivel del filtrado.

(6) Cuando se utilice un material para medir el volumen de una disolución de concentración determinada, este material debe estar seco o debe homogeneizarse con la propia disolución.

 

 

CRISTALIZACIÓN DE SALES

 

INTRODUCCIÓN

 

Un componente de una mezcla sólida se puede recuperar en estado de pureza disolviendo en un disolvente en el que los restantes componentes sean insolubles. La fi1tración de la disolución permite separar los restantes componentes de la fracción solubles.

 

Para recuperar el componente de la disolución se procede a concentrar la por evaporación del disolvente. De este modo se puede obtener una disolución saturada a la temperatura de trabajo. La disminución de solubilidad que se produce por enfriamiento, permite obtener una disolución sobresaturada de la que se separa en forma cristalina la fracción de sólido insoluble.

 

            La evaporación se realiza generalmente situando la disolución en una cápsula de porcelana y calentando para separar los materiales volátiles. Un aparato adecuado para realizar una evaporación es un vaso de precipitados con agua hasta la mitad de su volumen y una cápsula encima con el producto a evaporar. Para realizar una evaporación en condiciones adecuadas es necesario realizarla en las siguientes condiciones:

 

a)        Si los líquidos volátiles son inflamables la fuente de calor para evaporarlos debe ser una placa eléctrica caliente.

 

b)       La evaporación debe continuarse hasta que empieza a aparecer sólido. Si se desea realizar una evaporación a sequedad, como los residuos muestran una gran tendencia a las salpicaduras éstas deben evitarse pues originan la pérdida de materiales nó volatiles. Si se observa la primera salpicadura se apaga la fuente de calor o se baja de forma que se eviten las salpicaduras.

 

c)        A veces debido a la naturaleza de la disolución que se evapora es imposible evitar salpicaduras. En estos casos se cubre la cápsula con vidrio de reloj, lo que, disminuye la velocidad de evaporación pero hace mínimas las pérdidas por salpicaduras.

 

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

 

            Extraer el nitrato potásico de una mezcla que contiene sílice (5 gramos), disolviéndolo en un vaso en caliente con la mínima cantidad de agua, filtrando en caliente y cristalizando la disolución.

 

CUESTIONES

 

1.- ¿Qué cantidad de nitrato potásico has obtenido?

2.- ¿Cual es el rendimiento del la extracción?

3.- ¿Por que existe la diferencia de solubilidad entre ambos compuestos?


 


 

PRÁCTICA 4

 

EXTRACCIÓN Y SUBLIMACIÓN

 

 

EXTRACCIÓN

 

INTRODUCCIÓN

 

            El fenómeno de extracción consiste en pasar un soluto de un disolvente a otro, que debe cumplir la condición de ser inmiscible con el primero. El fenómeno alcanza una situación de equilibrio, en cuyo momento la relación de las concentraciones de soluto en cada fase es constante para cada temperatura y proporcional a la solubilidad del soluto en cada disolvente. Esta es la ley de reparto de Nernst.

 

PARTE EXPERIMENTAL

 

1.- En un embudo de decantación introducir 20 mL de una solución acuosa de yodo y a continuación 5 mL de CCl4. Se invierte el embudo y se abre la llave, para eliminar la presión del interior. Se cierra la llave y se agita fuertemente durante 1 minuto aproximadamente. Se pone de nuevo en contacto con la atmósfera a través de la llave, se vuelve a cerrar ésta y se apoya en posición normal en un aro metálico, dejándolo en reposo hasta que se separen las fases.

            Observar la decoloración de la fase acuosa y la coloración de la fase orgánica. Abrir la llave del embudo y pasar la fase orgánica a un tubo de ensayo. Con la fase acuosa que queda en el embudo de decantación, repetir la operación con otros 5 mL de CCl4. Recoger la fase orgánica en otro tubo de ensayo (Figura).

                                                  

     Sistema para extracción líquido-líquido                                    Método correcto para sostener el embudo

                                                                                                              de decantación durante la agitación.

 

2.- Vaciar el embudo de decantación, limpiarlo y repetir la operación con otros 20 mL de disolución de yodo y 10 mL de CCl4 añadidos de una sola vez. ¿Cuándo es mejor la extracción, en el primer caso o en el segundo?.

 

            Con los siguientes datos, calcular los gramos de yodo que se extraen en el primer caso y cuántos en el segundo.

 

            * Concentración de la disolución de yodo: 0.01 M

            * Coeficiente de reparto = K = 85

 

 

                                      [I2]orgánica     (g/mL)

                                   K = _____________

                                           [I2]acuosa       (g/mL)

 

 

REACTIVOS Y MATERIAL

 

Disolución acuosa de yodo y tetracloruro de carbono

Embudo de decantación, tubos de ensayo, soporte y aro metálico.

 

SEGURIDAD Y RESIDUOS

 

- Las extracciones en un embudo de decantación se deben realizar con sumo cuidado. Normalmente se produce un aumento de presión, debido a los gases desprendidos, que puede provocar una abertura explosiva. Para evitarlo se recomienda empezar con una agitación suave, controlando siempre la evolución del sistema.

- Los residuos de disolventes orgánicos deben depositarse en los recipientes indicados en el    laboratorio.

 

CUESTIONES

 

1. ¿Cambiaría el rendimiento del proceso, si en lugar de tres extracciones consecutivas con 5 mL de CCl4, se utilizasen 15 mL en una única extracción?.

 

OBSERVACIONES

 

- El embudo de decantación debe estar bien cerrado para evitar pérdidas durante la agitación.

- ¡Cuidado con el desprendimiento gaseoso!. Destapar de vez en cuando el embudo de decantación.

- Al separar la fase orgánica de la acuosa el embudo debe estar destapado.

 

 

 

SUBLIMACIÓN DE YODO

 

 

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

 

Purificación de una sustancia por sublimación. Cálculo de rendimientos.

 

INTRODUCCIÓN

 

El olor característico de muchas substancias sólidas (naftaleno, alcanfor, perfumes sólidos, etc. ) es la prueba de que estos sólidos pasan con facilidad al estado gaseoso. Desde un punto de vista científico decimos, que estos sólidos presentan una presión de vapor elevada a temperatura ambiente. Al aumentar la temperatura, la presión de vapor fácilmente se iguala a la presión atmosférica, y como consecuencia sublima. Esta propiedad se utiliza para la purificación de este tipo de substancias.

 


PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

 

Colocar 3 g de I2 mezclado con 0,3 g de KI(1) en un vaso de precipitados cubierto con un matraz esférico lleno de hielo(2). Tapar el pico del vaso de precipitados con lana de vidrio. Mediante la rejilla y el trípode, calentar el vaso de precipitados muy suavemente con un mechero Bünsen. El yodo sublimado se recoge en un vidrio de reloj, previamente tarado, y se pesa para calcular el rendimiento de la operación.

SEGURIDAD Y RESIDUOS

 

- Los ensayos deben realizarse en una vitrina.

- El yodo es irritante (Xi), nocivo tanto por inhalación como por contacto con la piel.

 

CUESTIONES

 

1. ¿Por qué se pone hielo en el interior del matraz?.

2. ¿ Podrían  sublimar estas substancias sin elevar la temperatura?.

3. Escribir las reacciones de eliminación de cloro y de bromo.

 

OBSERVACIONES

 

(1) El yodo comercial suele contener impurezas de cloro y bromo, las cuales se eliminan por la adición inicial del yoduro de potasio.

(2) El exterior del matraz de vidrio debe estar limpio y seco.

(3) El yodo no se debe tocar con las manos. Las manchas de yodo se eliminan con disolución de tiosulfato de sodio.


 

PRÁCTICA 5

 

DETERMINACIÓN DE CALORES DE REACCIÓN

 

 

 

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

 

Determinar mediante calorimetría los siguientes calores de reacción a presión constante (qp = DH):

 

            a) Calor de disolución del hidróxido sódico sólido en agua.

            b) Calor de la reacción de neutralización de NaOH(aq) y HCl(aq). 

c) Calor de disolución y neutralización simultáneamente: comprobar experimentalmente la Ley de Hess.

 

INTRODUCCIÓN

 

            Todo proceso químico conlleva una absorción o un desprendimiento de energía como consecuencia de la rotura de unos enlaces en las sustancias reaccionantes y la formación de otros nuevos en los productos de reacción. Si se produce cesión de calor (energía térmica) desde el sistema reaccionante hacia los alrededores, la reacción es exotérmica. Si se absorbe calor por parte del sistema desde los alrededores, la reacción se denomina endotérmica. La energía, en forma de calor, puesta en juego en estos procesos se puede determinar de las siguientes maneras:

           

a) Mediante Calorimetría. Un calorímetro es un recipiente aislado del exterior que permite determinar la cantidad de calor, q, que se absorbe o se desprende en una reacción al introducir las sustancias reaccionantes en él. Por ejemplo, en una reacción exotérmica:

 

calor cedido en la reacción =  calor ganado por la disolución + calor ganado por el calorímetro

qreacción = qdisolución + qcalorímetro

donde q = mCeDT = mCe(Tfinal - Tinicial)

m = masa (g), Ce = calor específico (cal/g ºC), DT = variación de temperatura que se produce.

Si el proceso se realiza a presión constante, como es el caso de la presente práctica, el calor puesto en juego en esa reacción, qp, también se llama variación de entalpía de la reacción, DH.

           

b) En función de los calores de formación. Se define entalpía estándar de formación (DHf0), como el calor puesto en juego en el proceso de formación de un mol de un compuesto en estado estándar a partir de sus elementos en sus estados estándar a una presión de 1 atm.  El superíndice "0" representa las condiciones del estado estándar (1 atm, actualmente la IUPAC recomienda 1 bar). A pesar de que el estado estándar no especifica una temperatura, generalmente se utilizan los valores de DHf0 a 25 ºC. La entalpía estándar de una reacción, DHr0, se puede calcular a partir de las entalpías de formación de los reaccionantes y de los productos:

 

DHr0 = SDHf0(productos) - SDHf0(reaccionantes)

 

            Ley de Hess. “La entalpía de una reacción química es la misma tanto si se verifica en una etapa como si se realiza en varias etapas.” La variación de entalpía del sistema depende únicamente de los estados inicial y final del sistema reaccionante y no de los posibles estados intermedios por los que pueda pasar dicho sistema.

           

MATERIAL Y PRODUCTOS (POR GRUPO)

 

            Vaso de precipitados de 600 mL, termómetro, probeta, NaOH sólido (lentejas) y las siguientes disoluciones: 500 mL de HCl 1M y 100 mL de NaOH 1M.

 

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

 

a)      Calor de disolución del NaOH(s) en agua.

 

NaOH(s)  NaOH(aq)                                         DH1

 

            Se pesa un vaso de 600 mLy se añaden 200 mLde agua destilada. Se  mide la temperatura de la misma y se anota su valor. Cuando ésta sea constante, se pesan 8 gramos de NaOH en lentejas y se agregan al vaso agitando continuamente hasta la completa disolución. Anotar la máxima temperatura alcanzada por la disolución así como los demás datos.

 

b) Calor de neutralización de NaOH(aq) y HCl(aq).

 

NaOH(aq) + HCl(aq) ® NaCl(aq) + H2O(l)                          DH2

 

                En un vaso de precipitados se ponen 100 mL (previamente medidos) de la disolución de HCl 1M, midiendo otros 100 mL de NaOH 1M en una probeta. Ambas disoluciones deben estar a la misma temperatura, anotándose la misma. Cuando esto ocurra, se agrega la disolución de NaOH a la de HCl, mezclando rápidamente y anotándose la máxima temperatura alcanzada.

 

c) Calor de disolución y neutralización simultáneos.

 

NaOH(s) + HCl(aq) ® NaCl(aq) + H2O(l)                            DH3

 

            Repítase la experiencia del punto 4.1, sustituyendo los 200 mL de agua por 200 mL de HCl 1M, anotando la máxima temperatura alcanzada.

 

CUESTIONES

 

1.- A la vista de los datos obtenidos en cada experiencia, comprobar la Ley de Hess.

2.- Rellenar la tabla anexa que se presenta.

 

OBSERVACIONES

 

Pesar siempre el vaso con la disolución después de anotar la temperatura final.           

En estos ensayos se puede considerar que el calor de las reacciones se invierte en aumentar la temperatura de la disolución y la del vaso, no teniéndose en cuenta las perdidas al exterior. Tómese como calor específico de la disolución el del agua, 4.184 J/g ºC y del vidrio Pyrex 0.84 J/g ºC. 1cal = 4,184 J.


TABLA

 

m/g

Tinicial/ºC

Tmax=Tfinal/ºC

Cp/J g-1 ºC-1

qp/J

DHr0/J mol-1

 

 

 

PARTE 1

 

 

 

Vidrio

 

 

 

 

 

 

Disolución

 

 

 

 

 

 

 

 

 

PARTE 2

 

 

 

Vidrio

 

 

 

 

 

 

Disolución

 

 

 

 

 

 

 

 

 

PARTE 3

 

 

 

Vidrio

 

 

 

 

 

 

Disolución

 

 

 

 

 

 


 

 

PRÁCTICA 6

 

CINÉTICA QUÍMICA

 

 

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

 

            El objetivo de esta práctica es estudiar la influencia de la concentración en la velocidad de reacción y determinar el orden de reacción con respecto al yodato (IO3-) en la reacción redox con el bisulfito (HSO3-):

 

2 IO3- + 5 HSO3- + 2H+ ® I2 + H2O + 5 HSO4-

 

INTRODUCCIÓN

 

            La Termodinámica no explica nada acerca de la velocidad con que ocurren los procesos espontáneos o con la que se alcanza el equilibrio químico. La rama de la química que estudia las velocidades de las reacciones se llama cinética química.

            La velocidad a la que se efectúa una determinada reacción del tipo:

A + B ® C + D

puede medirse en términos de la velocidad de desaparición de los reactivos, -d[A]/dt, -d[B]/dt, o de aparición de los productos d[C]/dt, d[D]/dt. Las concentraciones de los reactivos disminuyen en el intervalo de tiempo, así pues, d[A]/dt y d[B]/dt son cantidades negativas. El signo negativo (en el término de los reactivos) en la definición de velocidad hace que ésta última sea una cantidad positiva.

Velocidad de reacción = v = -d[A]/dt = -d[B]/dt = d[C]/dt = d[D]/dt

            Por otra parte, la velocidad de una reacción es proporcional a la concentración de reactivos y la constante de proporcionalidad a una temperatura determinada, k, recibe el nombre de constante de velocidad a esa temperatura.

v = k [A]x[B]y

            Las velocidades de reacción dependen de factores como la naturaleza de los reactivos, la concentración de los reactivos, la temperatura y los catalizadores. Los números x e y se determinan experimentalmente, y no tienen por qué coincidir con los coeficientes estequiométricos de los reactivos en la ecuación ajustada. Estos números pueden ser enteros, cero o fraccionarios. Al sumarlos se obtiene el orden total de la reacción, por ejemplo,

            v= k1[A]          Primer orden respecto a A.

            v= k2[A][B]     Primer orden respecto a A y respecto a B.

            v= k3[A]2         Segundo orden respecto de A.

            v= k4[A] 2[B]   Segundo orden respecto de A y primero respecto de B.

            v= k5                 Orden cero.

siendo las ecuaciones integradas de velocidad para los diferentes casos:

            Reacción de orden cero, x=0.

-d[A]/dt=k®-d[A]=kdt®

                                                  (1)

            Reacción de orden uno, x=1. (Por ejemplo:  A®P )

-d[A]/dt=k[A]®-d[A]/[A]=kdt

                              (2)

            Reacción de orden dos, x=2. (Por ejemplo: 2A®P )

-d[A]/dt=k[A]2 ®-d[A]/[A]2=kdt ®

                           (3)

 

Si suponemos que nuestra reacción es de orden cero, la representación de [A]t frente a t, nos debe dar una línea recta; si suponemos que es una reacción de primer orden con respecto a A (x=1), la representación de ln[A]t frente a t debe dar una línea recta. Si x=2 deberíamos obtener una línea recta al representar 1/[A]t frente a t:

 

Orden cero                                        Orden uno                                             Orden dos

                   o.o=[A]o                                                          o.o=ln[A]o                                                                        pte=k

[A]t/molL-1                                           ln([A]t/molL-1)                                                  1/([A]t/molL-1)

                                      pte=-k                                                                      pte=-k                 

          o.o=1/[A]o

 

                                   t/s                                                                          t/s                                                                    t/s


MATERIAL Y PRODUCTOS (POR GRUPO)

 

            Tubos de ensayo, pipeta graduada, cronómetro, vaso de precipitados y las siguientes disoluciones: 250 mL de yodato potásico 0.2 M y 250 mL de bisulfito sódico 0.01M conteniendo 50 mL de almidón.

 

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

 

            Se ponen en una gradilla 10 tubos de ensayo, rotulados del uno al diez, con Yodato potásico KIO3 y agua destilada en las siguientes proporciones:

 

Tubo

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

V(KIO3)/ mL

10

9

8

7

6

5

4

3

2

1

V(H2O)/ mL

0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

 

Se agita cada tubo para homogeneizar la mezcla. El volumen de la disolución en cada tubo es de 10 mL, pero la concentración de yodato va disminuyendo.

            En otro tubo de ensayo se ponen 10 mL de la disolución de bisulfito sódico (que contiene almidón) y se agrega al tubo rotulado como 1. La adición ha de hacerse lo más rápidamente posible agitándose de forma vigorosa hasta observar la aparición de una coloración azul. Esta coloración azul es debida a la presencia de un complejo I2( formado en la reacción)+almidón. Por tanto, el I2 es nuestra especie de control.

            Anotar el tiempo transcurrido desde el momento en que ambas disoluciones entran en contacto hasta la aparición del color azul, que ha de ser instantánea. Si el color azul se ve “correr” es debido a que la agitación no fue suficiente y la concentración no es homogénea en todo el tubo (zona superior del tubo más concentrada). La operación se repite para los demás tubos de ensayo siempre con 10 mL de la disolución de bisulfito-almidón. Anótense el tiempo que tarda en aparecer el color azul, para cada tubo de ensayo.

 

OBSERVACIONES

 

            La disolución de almidón se prepara añadiendo aproximadamente dos espátulas del producto comercial sobre un vaso de precipitados con 200 mL de agua destilada y calentando, si no el almidón no se disolverá.


NOTA ACLARATORIA

 

            En la reacción redox:               2 IO3- + 5 HSO3- + 2H+ ® I2 + H2O + 5 HSO4-

la ecuación de velocidad vendría dada por la expresión:           v=k[HSO3-]y[IO3-]x=k’[IO3-]x

En principio, no conocemos el orden de reacción con respecto al bisulfito, HSO3-, es decir, y, pero no es necesario conocerlo, porque asumimos que su concentración se mantiene constante a lo largo de todo el experimento. Por tanto, como también la constante de velocidad k es constante, k[HSO3-]y es un valor constante que denominamos k’. Hay que tener en cuenta, que para determinar el orden de reacción con respecto a un determinado reactivo, habría que seguir la disminución de su concentración con el tiempo de reacción, partiendo de una única concentración inicial de A (lo equivalente a uno de los tubos de ensayo). En este caso, asumimos que la cantidad de I2 formada (cuando aparece el color azul) es muy pequeña y, por tanto, que las concentraciones de HSO3- y IO3- no varían.

 

CUESTIONES

 

1. Anotar en la tabla adjunta los datos y resultados obtenidos.

2. Representar en una gráfica concentración frente a tiempo y comentarla.

3. ¿Varía la velocidad de la reacción con la concentración?. ¿Por qué?.

4. ¿Cuales son las unidades de k para una ecuación: a) de orden uno, b) de orden dos, c) de orden cero?.

TABLA

Tubos

[KIO3]/M

[NaHSO3]/M

t/s

1

 

 

 

2

 

 

 

3

 

 

 

4

 

 

 

5

 

 

 

6

 

 

 

7

 

 

 

8

 

 

 

9

 

 

 

10

 

 

 

 

 


 

PRÁCTICA 7

 

DETERMINACION DE PUNTOS DE FUSION
CRISTALIZACIÓN DE PRODUCTOS ORGÁNICOS

 

 

 

DETERMINACIÓN DE PUNTOS DE FUSIÓN

 

INTRODUCCIÓN

 

            Desde un punto de vista práctico el punto de fusión de un sólido cristalino se puede definir como la temperatura a la que el sólido se transforma en líquido a la presión de 1 atmósfera. En una sustancia pura, el cambio de estado es generalmente muy rápido y la temperatura es característica, no afectándose prácticamente por un cambio moderado de presión. Por esto el punto de fusión es una buena constante muy utilizada en la identificación de sólidos.

            Cuando una sustancia pura en estado líquido se enfría de tal forma que se evite el subenfriamiento, solidifica a la misma temperatura a la que la fase sólida funde. Por tanto, en una sustancia pura el punto de fusión y el punto de solidificación son idénticos. El punto de fusión (y solidificación) de una sustancia se define mejor como la temperatura en la que las fases sólida y líquida pueden existir en equilibrio, una en presencia de la otra, a la presión de 1 atmósfera.

            El punto de fusión se altera sensiblemente por la presencia de impurezas por lo tanto esta constante constituye además un valioso criterio de pureza, ya que un sólido casi puro funde en un intervalo muy pequeño de temperaturas y con un límite superior muy próximo al verdadero punto de fusión. Un sólido bastante impuro presenta generalmente un intervalo de fusión bastante amplio y una temperatura límite superior considerablemente por debajo del punto de fusión verdadero. Por este motivo la purificación de un sólido se sigue frecuentemente observando el punto de fusión.

 


PREPARACIÓN Y LLENADO DE CAPILARES

 

Para la determinación de un punto de fusión se debe introducir una pequeña muestra del sólido, perfectamente seca y pulverizada, en un tubo capilar de vidrio (si fuese necesario se deberá moler en un mortero y machacar o pulverizar sobre un trozo de papel de filtro con una espátula pequeña). Los capilares se deben cerrar por uno de sus extremos (el extremo de color azul). Para ello se introduce el extremo del capilar en la llama de un mechero, girándolo y manteniéndolo así unos segundos. Tras enfriar, se invierte el tubo capilar y se toma una pequeña cantidad de sólido por el extremo abierto. Entonces se le da la vuelta y se baja el sólido al fondo del tubo golpeando suavemente su extremo cerrado sobre la mesa, sujetándolo entre los dedos pulgar e índice (o dejando caer el tubo por el interior de una varilla hueca de unos 60 cm puesta verticalmente sobre la mesa). Se repite la operación hasta llenar aproximadamente 0,5 mm del tubo capilar. Una mayor cantidad de muestra puede inducir a errores en la determinación del punto de fusión.

 

APARATOS Y PROCEDIMIENTOS

 

Hay dos tipos de aparatos para la determinación del punto de fusión: el aparato de Thiele y aparatos de calefacción electricos. El primero de ellos es bastante antiguo y su uso tiende a eliminarse. Los aparatos de calefacción eléctricos son más cómodos de manejar. Suelen estar equipados de un mando que permite controlar la velocidad de calefacción, y una lente que permite observar la muestra con más facilidad. Existen muchos modelos en el mercado. Independientemente del aparato que se utilice la calefacción en las proximidades del punto de fusión debe ser lo más lenta posible (1 ºC /min), y debe anotarse el intervalo desde el momento en que la muestra se reblandece y se separa de las paredes del capilar hasta que se transforma totalmente en un líquido transparente. Algunas sustancias descomponen antes de alcanzar su punto de fusión, lo que se pone de manifiesto por un cambio de color. En ese caso también deberá anotarse dicha temperatura de descomposición.

 

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

 

Esta experiencia consiste en la determinación de los puntos de fusión de dos sustancias, una de ellas conocida y otra problema.

             Se toma una pequeña muestra de la sustancia conocida y se introduce después una pequeña cantidad de la misma en un capilar de puntos de fusión. Con ayuda del aparato de calefacción eléctrico existente en el laboratorio se determina el mismo (el monitor indicara el manejo del aparato), y se compara con su punto de fusión tabulado. Se comienza la calefacción al principio rápidamente hasta llegar a unos 10 oC por debajo del punto de fusión de la muestra y después lentamente de forma que la temperatura del baño se eleve a una velocidad no superior a 1-2 ºC por minuto. Se observa y anota el intervalo del punto de fusión, desde el momento en que la muestra reblandece y se separa de las paredes del capilar hasta que se ha transformado en un líquido transparente.

            A continuación se determina de manera similar el punto de fusión de la muestra problema. Con ayuda de una tabla de puntos de fusión se seleccionan dos o tres compuestos posibles (considerando por ejemplo, aquellos que posean un punto de fusión 3-4 ºC por encima y por debajo del punto de fusión experimental obtenido). Posteriormente se prepara una pequeña cantidad de mezcla de la muestra problema y uno de los compuestos posibles (se hace la misma operación con todos los compuestos posibles seleccionados) y se determina su punto de fusión. Si la sustancia problema es la misma que el compuesto elegido el punto de fusión no debe variar con respecto al obtenido inicialmente. Si no es la misma, se obtendrá un intervalo de fusión muy amplio cuya temperatura superior estará muy por debajo del punto de fusión experimental. Explicar por qué. Esta técnica de identificación se denomina punto de fusión mixto.

 

Compuesto

Punto de fusión (ºC)

Acetanilida

115

Ácido benzoico

122

Benzamida

128

Urea

132

Ácido trans-cinámico

133

Benzoína

137

Ácido salicílico

158

Benzanilida

161

 

CUESTIONES

 

1. ¿Qué efecto ejercerá cada una de las siguientes circunstancias sobre el punto de fusión observado y en el intervalo de fusión de una muestra?: a) uso de un capilar de paredes gruesas; b) una calefacción rápida; c) empleo de mucha cantidad de muestra.          

 

REACTIVOS Y MATERIALES

 

Acetanilida, ácido benzoico, benzamida, urea, ácido trans-cinámico, benzoína, ácido salicílico, benzanilida.

Bloque eléctrico para determinar puntos de fusión, capilares de vidrio (1.15-1.55-70 mm).

 

 

CRISTALIZACIÓN DE PRODUCTOS ORGÁNICOS

 

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

 

            Filtración en caliente con un filtro de pliegues. Recristalización. Filtración al vacío con embudo Büchner. Secado de cristales.

 

INTRODUCCIÓN

 

            La  cristalización es el procedimiento más adecuado para la purificación de sustancias sólidas.

            En general, la purificación por recristalización se basa en el hecho de que la mayoría de los sólidos son más solubles en un disolvente en caliente que en frío. El sólido que se va a purificar se disuelve en el disolvente caliente, generalmente a ebullición, la mezcla caliente se filtra para eliminar todas las impurezas solubles, y entonces la solución se deja enfriar para que se produzca la cristalización. Finalmente, los cristales se separan por filtración y se dejan secar. Si con una cristalización sencilla no se llega a una sustancia pura, el proceso puede repetirse empleando el mismo u otro disolvente.

            Cuando se desconoce el disolvente en el que se puede recristalizar una determinada sustancia, la primera operación, por tanto, es la búsqueda del disolvente. Para ello se ensaya la solubilidad de la sustancia (una pequeña porción) en una gama de disolventes. El adecuado es aquel que disuelva la máxima cantidad de sustancia en la menor cantidad de disolvente a ebullición, y que a su vez, disuelva la menor cantidad de sustancia en frío.

            Si hay varios disolventes posibles, el criterio a seguir es el de menor toxicidad, mayor facilidad de manipulación y menor precio. En este sentido el primer disolvente a ensayar será siempre el agua, siendo éste el disolvente a elegir si fuera posible.

 

PREPARACION DE FILTROS

 

Existen varias clases de filtros:

 

1.   Filtros de pliegues. Se utilizan cuando interesa la disolución que se obtiene después de filtrar, denominada comúnmente "filtrado", quedando el sólido o "residuo" en el filtro. Para hacer un filtro de pliegues se opera según la figura B de la práctica 3.

            Este tipo de filtros se caracteriza por poseer una mayor superficie de filtración, realizándose así ésta más rápidamente.

 

            2. Filtros cónicos. Se utilizan cuando interesa el sólido. Para prepararlo se toma un trozo de papel de filtro de forma circular y se dobla por la mitad, obteniendo un semicírculo que se dobla a su vez por la mitad, obteniendo un cuarto de círculo. Éste se abre por uno de sus lados hasta obtener un cono (figura C, práctica 3). Este tipo de filtro posee poca superficie de filtración, siendo ésta más lenta que en el caso anterior.

 

            Ambos filtros, de pliegues y cónico, se colocan en un embudo alemán de tal forma que sobresalgan aproximadamente 0,5 cm por encima de las paredes del embudo (el filtro nunca debe ser más pequeño que el embudo). Se deben humedecer con el disolvente utilizado para preparar la disolución, antes de proceder a la filtración.

 

3.   Filtros planos. Se utilizan cuando interesa filtrar un sólido a vacío. Se coloca sobre un embudo Büchner. Es de forma circular y de un diámetro igual o ligeramente inferior a la placa del embudo pero que cubra todos los agujeros.

 

 

El Büchner se coloca, con la ayuda de un tapón de goma o de corcho agujereado, sobre un matraz kitasato, que se conecta por su tubuladura lateral a una trompa de vacío (ver figura). Se recomienda intercalar una trampa de seguridad, entre el kitasato y la trompa, para evitar que se introduzca agua en el kitasato por succión. Por la misma razón se debe desconectar el kitasato antes de cerrar el grifo de agua, pues el vacío del kitasato puede succionar agua de la trompa.

 

            La utilización de este tipo de filtros está recomendada cuando interesa el sólido, estando su uso mucho más extendido que el de filtros cónicos. La filtración es mucho más rápida, y la posibilidad de pasar una corriente de aire a través de los cristales permite un más eficaz y más rápido secado de éstos.

 

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL. RECRISTALIZACIÓN DE ACETANILIDA.

 

            En un erlenmeyer de 50 ml se pone 1 g de acetanilida impura y se disuelve en la mínima cantidad de agua a ebullición (el producto puede contener impurezas sólidas insolubles, pero si se forma un aceite oscuro es señal de que queda acetanilida sin disolver) y la solución caliente se filtra a un erlenmeyer de 50 ml a través de un filtro de pliegues (ver figura). Se debe calentar el embudo y el erlenmeyer en una corriente de vapor, para ello se pone una pequeña cantidad del disolvente en el fondo del erlenmeyer y se calienta a ebullición; al ascender el vapor éste calentará las paredes del erlenmeyer y el vástago del embudo evitando una rápida cristalización durante la filtración (el monitor indicará más detenidamente como realizar esta operación). Se deja cristalizar la solución, en reposo y a temperatura ambiente, durante veinte minutos.

Cuando la solución se ha enfriado, se filtran los cristales con succión (utilizando un embudo Büchner) y se lavan con dos porciones de 3 ml de agua. Se presionan los cristales fuertemente con un corcho o tapón de vidrio invertido. Los cristales se pasan a un papel de filtro doblado en tres o cuatro partes y se colocan encima también dos o tres hojas de papel de filtro. Se presionan entonces fuertemente para extraer el agua, y los cristales se pasan a un vidrio de reloj o cápsula de porcelana, donde se dejan secar al aire hasta el próxima día.

 

CUESTIONES

 

1. A la temperatura ambiente, un sólido x es soluble en agua en la proporción de 1 g por cada 100 g de agua y, a la temperatura de ebullición de ésta, en la proporción de 10 g por cada 100 g de agua. ¿Cómo se podría purificar x si se dispone de una mezcla de 10 g de x con 0,1 g de la impureza y, que es completamente insoluble en agua, y 1 g de impureza z, que tiene la misma solubilidad en agua que x?. ¿Qué cantidad máxima de x, absolutamente puro, podría obtenerse después de una sola recristalización de agua?. ¿Qué cantidad de x puro podría obtenerse después de una sola recristalización de una mezcla de 10 g de x con 9 g de z?. ¿Qué sugiere ésto, desde un punto de vista general, sobre el uso de la recristalización como técnica de purificación?.

2. La solubilidad del ácido benzoico en 100 ml de agua es de 0,21 g a 10 ºC 0,27 g a 18 ºC; 2,75 g a 80 ºC, y 6,80 g a 95 ºC. Dos alumnos cristalizan muestras de 10 g de ácido benzoico en agua. El primero disuelve el ácido benzoico a 80 ºC y lo filtra a 10 ºC y el segundo, lo disuelve a 95 ºC y lo filtra a 10 ºC. Calcúlese la cantidad de agua que necesita cada alumno y la cantidad máxima de ácido benzoico que recuperarán en cada caso.

3. ¿Qué ventajas presenta el agua como disolvente para una recristalización?.

4.   Cuando se filtra un sólido con succión, ¿por qué se debe interrumpir siempre la succión antes de cerrar la trompa de agua?.

 

REACTIVOS Y MATERIALES

 

Acetanilida impurificada con carbón activo.

Dos Erlenmeyers de 100 mL con tapón, vaso de precipitados de 100 mL, varilla agitadora, embudo cónico (7 cm de diámetro), papel de filtro, dos trípodes, dos rejillas, dos mecheros Bünsen, embudo Büchner, Kitasato con goma de ajuste para el Bücner, trompa de vacío.


 


 

PRÁCTICA 8

 

DETERMINACION DE PUNTOS DE EBULLICION. DESTILACION.

 

 

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

 

            Determinación del punto de ebullición de un líquido. Purificación de líquidos por destilación.

 

INTRODUCCIÓN

 

            La destilación es el método más frecuentemente utilizado para la purificación de líquidos o aislamiento de los mismos de una mezcla de reacción.

            Cuando un líquido se introduce en un recipiente cerrado, se evapora hasta que el vapor alcanza una determinada presión, que depende solamente de la temperatura. Esta presión, que es la ejercida por el vapor en equilibrio con el líquido, es la tensión de vapor del líquido a esa temperatura. Cuando la temperatura aumenta, la tensión de vapor de un líquido aumenta regularmente. A la temperatura en que la tensión de vapor alcanza el valor de la presión atmosférica, el líquido empieza a hervir. A esa temperatura se le llama punto de ebullición.

            Cada líquido tiene un punto de ebullición característico, que se puede utilizar para su identificación. No obstante, debido a su marcada dependencia con la presión y a los errores a que pueden conducir las impurezas, es menos seguro y útil en caracterizaciones y como criterio de pureza que el punto de fusión en los sólidos.

            El punto de ebullición de una sustancia depende directamente de la masa de sus moléculas y de la intensidad de las fuerzas atractivas entre ellas. Así en una serie homóloga, los puntos de ebullición de cada compuesto aumentan regularmente con el peso molecular, ya que al aumentar el número de átomos en la molécula, aumentan la fuerzas de Van der Waals entre ellas. Esto puede comprobarse en la tabla siguiente:

 

Nombre del compuesto

Fórmula

p.e. (ºC)

Metanol

CH3-OH

65

Etanol

CH3-CH2-OH

78

n-Propanol

CH3-CH2-CH2-OH

97

n-Butanol

CH3-CH2-CH2-CH2-OH

118

 

            Los líquidos polares tienden a hervir a temperaturas más altas que los no polares de igual peso molecular. Los compuestos polares que se asocian entre sí mediante puentes de hidrógeno hierven a temperaturas más altas que los que no pueden asociarse, como puede verse en la tabla siguiente:

 

Nombre del compuesto

Fórmula

p.e. (ºC)

n-Propanol

CH3-CH2-CH2-OH

97

Acetona

CH3-CO-CH3

56

Propanol

CH3-CH2-CH3

-42

 

            Como el líquido hierve cuando su tensión de vapor se iguala a la presión exterior, si un líquido tiene una tensión de vapor muy alta, de forma que su punto de ebullición es muy elevado, se puede destilar a presión reducida, con lo cual hervirá a temperatura más baja. Esta técnica de destilación a presión reducida se emplea para líquidos que se descomponen antes de alcanzar el punto de ebullición.

            Para poder separar una mezcla de compuestos por destilación, es imprescindible que haya una diferencia considerable entre sus puntos de ebullición (unos 80 ºC). Sin embargo las mezclas se separan mejor, incluso con menores diferencias de temperaturas, utilizando la destilación fraccionada. Es ésta una técnica que nos permite hacer una serie de pequeñas separaciones mediante una operación sencilla y continua. Se utiliza para ello una columna de destilación fraccionada que proporciona una gran superficie para el intercambio de calor entre el vapor ascendente y el condensado descendente. Esto posibilita una serie completa de evaporaciones y condensaciones parciales a lo largo de la columna.

            Casi todos los líquidos tienden a sobrecalentarse (alcanzar una temperatura algo superior al punto de ebullición) en mayor o menor extensión. Se encuentran entonces en un estado metaestable que se interrumpe periódicamente al formarse súbitamente una gran burbuja de vapor en el seno del líquido, se dice entonces que éste hierve a saltos. Cuando sucede esto, el vapor está también sobrecalentado y el punto de ebullición observado puede ser superior al real. Esto se puede evitar añadiendo al matraz de destilación 1 ó 2 trocitos de plato poroso. Los pequeños poros de éste constituyen un lugar adecuado para la formación de núcleos de burbujas y el líquido hierve. Si el líquido se abandona a una temperatura inferior a su punto de ebullición, entonces los poros del plato poroso se llenan de líquido y éste pierde su efectividad. Para la adición de un nuevo trocito, el líquido debe enfriarse por debajo de su punto de ebullición; la adición de un trocito de material poroso a un líquido sobrecalentado provoca una ebullición repentina que puede ser violenta.

 

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.

SEPARACIÓN DE UNA MEZCLA DE ACETONA/AGUA

 

Se va a separar una mezcla de acetona/agua mediante una destilación sencilla y mediante una destilación fraccionada.

            Para realizar la destilación sencilla, se montará el aparato de destilación esquematizado en la figura utilizando un matraz de fondo redondo de 100 mL. Introduzca en el matraz 35 ml de agua, 35 ml de acetona y 1 ó 2 trocitos de plato poroso. Haga circular una corriente suave de agua y en sentido ascendente a través del refrigerante conectando con una goma la entrada de éste al grifo de agua. Mediante otra goma unida a la salida se conduce el agua al desagüe. Se enumeran y etiquetan 5 tubos de ensayo para recoger las siguientes fracciones: Fracción I   56 º - 62 ºC;    Fracción II    62 º - 72 ºC;    Fracción III    72 º - 82 ºC; Fracción IV   82 - 95 ºC;   Fracción V   residuo.

Se coloca como colector el tubo marcado con la etiqueta I. Caliente moderadamente, de forma que se mantenga una destilación constante y sin interrupciones, recogiendo en el colector una gota de destilado por segundo aproximadamente. Cuando se alcance la temperatura de 62 ºC se quita el colector I y se pone el colector II. Se repite el proceso con el resto de los colectores hasta alcanzar la temperatura de 95 ºC. Entonces se interrumpe la destilación, se deja enfriar y se trasvasa el residuo que queda en el matraz de destilación al tubo marcado con la etiqueta V.

            Con una probeta graduada, se miden los volúmenes de cada una de las fracciones. La primera fracción es prácticamente acetona pura, y el residuo agua pura, mientras que las fracciones intermedias son mezclas, en diferentes proporciones, de acetona/agua.

            A continuación se modifica el aparato de destilación intercalando una columna de fraccionamiento (columna de Vigreux) entre el matraz y la cabeza de destilación (ver figura) y se repite todo el proceso anterior. Comparar los volúmenes obtenidos en ambos casos y explicar los resultados.

 

 

Destilación sencilla

 

 

Destilación fraccionada

 


CUESTIONES

 

1. ¿Por qué no se debe llenar un matraz de destilación mucho más de la mitad de su capacidad?.

2. ¿Por qué no se evapora de repente todo el líquido del matraz de destilación cuando se alcanza el punto de ebullición?.

3. Un líquido orgánico empieza a descomponerse a 80 ºC. Su tensión de vapor es entonces de 36 mm de mercurio. ¿Cómo podría destilarse éste líquido?.

4. ¿Por qué hay que realizar las destilaciones fraccionadas de una forma lenta?.

5.   Cítense dos razones que justifiquen el que el agua fría en un refrigerante se haga circular en sentido ascendente desde la tubuladura inferior a la superior y no al contrario.

 

REACTIVOS Y MATERIALES

 

Acetona, plato poroso o piedra pómez.

Aparato de destilación compuesto por: matraz de fondo redondo de 100 mL (B-29), columna Vigreux, cabeza de destilación, macho guía, termómetro, refrigerante recto y alargadera; dos soportes, tres pinzas, tres nueces, rejilla, trípode o aro, mechero Bünsen, gomas de refrigerante, gradilla con 12 tubos de ensayo, varios clips para uniones B-29 y B-14, probeta graduada.