JUAN FERNÁNDEZ BAEZA
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JUAN FERNÁNDEZ BAEZA
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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.
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.
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+.
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?
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.
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)
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
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®
Reacción de orden uno, x=1. (Por ejemplo:
A®P
) -d[A]/dt=k[A]®-d[A]/[A]=kdt
Reacción de orden dos, x=2. (Por ejemplo: 2A®P
) -d[A]/dt=k[A]2
®-d[A]/[A]2=kdt ®
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:
[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:
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
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.
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.
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:
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:
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.
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