Cátedra de Química General Edición 2012 - Cátedras - Universidad ...

Índice:
Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Universidad Nacional de La Plata
Facultad de Ciencias Exactas
Departamento de Química
Cátedra de Química General
Edición 2012
Reglamento e instrucciones para las clases 2
Bibliografía recomendada 2
Fuerzas intermoleculares 3
Gases reales y cambios de estado 4
Trabajo práctico: presión de vapor 6
Sólidos 11
Trabajo práctico: purificación de sulfato de cobre comercial 14
Propiedades coligativas 21
Trabajo práctico: crioscopía 23
Cinética química 27
Trabajo práctico: cinética química 28
Equilibrio químico 31
Trabajo práctico: equilibrio químico 33
Equilibrios iónicos 40
Trabajo práctico: electrolitos, pH e indicadores 44
Trabajo práctico: hidrólisis 56
Equilibrios heterogéneos 63
Trabajo práctico: destilación 65
Trabajo práctico: coeficiente de reparto 75
Electroquímica 80
Trabajo práctico: equivalente electroquímico 81
Trabajo práctico: celdas galvánicas (pilas) 88
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
REGLAMENTO E INSTRUCCIONES PARA LAS CLASES
Las clases son obligatorias. Se permite un máximo de 20 % de
inasistencias justificadas. El total de estas inasistencias no debe superar el
10 % de los trabajos de laboratorio.
La tolerancia para la entrada es de 5 minutos luego del comienzo del turno.
Excepto cuando se hagan las pausas o recreos programados para la clase, los
alumnos deben estar en el laboratorio.
Durante la realización de trabajos de laboratorio es absolutamente
imprescindible contar con guardapolvos de manga larga (no chaqueta) el que
deberá estar prendido durante la realización del trabajo y con gafas de
seguridad (que regularmente provee la Facultad) y que deberán mantenerse
colocadas correctamente durante el laboratorio. La ausencia de estos
elementos implicará la no realización del TP y la necesidad de recuperarlo en
otra instancia.
Por razones de seguridad, en lo posible los alumnos deberán abstenerse de
utilizar ojotas o sandalias abiertas y shorts durante los trabajos de laboratorio.
Por el mismo motivo, se recomienda que el cabello largo se lleve recogido.
Durante la realización de trabajos de laboratorio, todos los efectos personales
(abrigos, mochilas, etc.) deberán ubicarse en las mesadas laterales del
laboratorio pero no en las mesadas de trabajo.
Debido a que las clases se desarrollan en un laboratorio, no está permitido
bajo ningún concepto ingerir alimentos durante las clases.
La ingestión de bebidas podrá hacerse, si el docente lo permitiese, excepto
durante los trabajos de laboratorio.
Durante la realización de los trabajos de laboratorio, los alumnos deberán
seguir las instrucciones de la guía de TP y de los docentes, deberán
abstenerse de realizar mezclas no autorizadas de compuestos y se
desplazarán, en caso necesario, con sumo cuidado dentro del laboratorio.
Instrucciones más precisas serán indicadas por los docentes durante las clases
correspondientes.
BIBLIOGRAFÍA
Química. Raymond Chang.
Química General. Ralph H. Petrucci y William S. Harwood.
Química: la ciencia central. Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay y Bruce E.
Bursten.
Química General. Kennet W. Whitten, Kennet D. Gailey, Raymond E. Davies.
Introducción a la Química. Varios autores, coordinador Héctor P. Tedesco.
Principios de Química. Peter Atkins, Loretta Jones.
Chemistry: molecules, matter and change. Peter Atkins, Loretta Jones.
Chemistry. Martin S. Silberberg.
Elementos de Fisicoquímica. Glasstone S.
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Fuerzas intermoleculares
TEORÍA-SEMINARIO
Temario: Fuerzas de dispersión, dipolo-dipolo y puente hidrógeno.
1. Diferencie las fuerzas de dispersión de London y las dipolo-dipolo.
2. Prediga el orden creciente de las fuerzas de atracción para los gases nobles.
3. Ordene en forma creciente de fuerzas de London las siguientes moléculas: N2, H2,
SF6, Cl2.
4. Ordene las siguientes moléculas de acuerdo con el valor creciente del momento
dipolar: ICl, Cl2, IF, ClBr.
5. Describa las fuerzas tipo puente de hidrógeno e indique cuando se las espera.
6. La densidad del HF gaseoso a temperaturas moderadas es muy superior a la que
se espera considerándolo como un gas ideal. Justifique este comportamiento.
7. Indique cuál o cuáles de las siguientes moléculas tendrá momento dipolar. Indique
qué tipos de fuerzas operarán entre sus moléculas: Br2, ICl, CO2, SO2, CH4, BF3,
CO, HF.
8. Busque en un manual los puntos de ebullición de las siguientes moléculas ICl, Br2,
O2, N2, NO, CH4, NH3. Liste el (los) tipo(s) de fuerzas intermoleculares para cada
una de ellas. Compare los puntos de ebullición de las moléculas con pesos
moleculares similares ([Br2 y ICl]; [O2, N2, NO]; [CH4, NH3]) y explique, en función
de dichas fuerzas, el orden de puntos de ebullición en cada grupo.
9. Dada la siguiente tabla de puntos de ebullición de hidrocarburos de cadena lineal:
metano etano propano butano pentano hexano heptano octano nonano
-161,5 -88,6 -42,1 -0,5 36,5 68,7 98,4 125,7 150,8
a) Indique qué hidrocarburos son gases y cuáles líquidos a temperatura ambiente.
b) Grafique los puntos de ebullición versus el número de átomos de carbono y,
c) Sugiera una explicación para la dependencia de los puntos de ebullición con el
número de átomos de carbono encontrada en b).
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Gases reales y cambios de estado.
TEORÍA-SEMINARIO
Temario: Desviaciones del comportamiento ideal. Factor de compresibilidad. Ecuación
de estado para gases reales (van der Waals). Isotermas de Andrews. Presión de
vapor. Termodinámica de los cambios de estado (Clapeyron-Clausius).
1. Dibuje las curvas PV vs P y PV/RT vs P que se esperan para 1 mol de un gas
ideal.
2. ¿Qué es el factor de compresibilidad Z?
3. Dibuje las curvas de Z vs P para H2 y CO2 a temperaturas intermedias.
4. Dibuje las curvas de Z vs P para un típico gas real a bajas y a altas temperaturas.
5. Escriba la ecuación de van der Waals. Discuta el significado de los diferentes
términos.
6. Utilice la ecuación de van der Waals para explicar semicuantitativamente lo
observado en las curvas dibujadas en los ejercicios 3 y 4.
7. Usando la ecuación de van der Waals, calcular la presión ejercida por 10,0 moles
de dióxido de carbono (a = 3,59 L 2 atm/mol 2 ; b= 0,0427 L/mol) contenido en un
recipiente de 2,0 L que se encuentra a 47ºC. Repetir el cálculo usando la ecuación
de estado para un gas ideal. Comparar estos resultados con la presión
experimentalmente observada: 82 atm.
8. Describir el experimento de Andrews. Dibujar en un diagrama P-V los resultados de
Andrews para el sistema "dióxido de carbono". a) Indicar en qué estado(s) de
agregación está el CO2 en distintas zonas del diagrama. b) Definir presión de vapor
de una sustancia pura. Indicar dónde se cumple experimentalmente esta definición
en el diagrama del experimento de Andrews. c) Identificar la temperatura crítica.
Las sustancias puras en estado gaseoso, cuando su temperatura es inferior a la
temperatura crítica, suelen denominarse "vapores". ¿Cómo podría distinguirse
experimentalmente si una muestra de una sustancia pura gaseosa puede ser
denominada ―vapor‖?
9. Desarrolle el concepto de que entre el líquido y el vapor se establece, en las
condiciones adecuadas, un equilibrio dinámico.
10. Discutir los fenómenos de cambio de estado (transformación, por ejemplo de agua
líquida a vapor de agua) y equilibrio de fases (por ejemplo, agua líquida y vapor de
agua en equilibrio).
11. La figura es una representación
gráfica de la presión de vapor del P
CO2 en función de la temperatura.
a) ¿Qué relación existe entre este
gráfico y el diagrama de Andrews?
b) ¿Cuál es el límite superior de la
curva de presión de vapor vs. 5.2 atm
temperatura? c) ¿En qué estado se
encuentra el CO2 contenido en un 1 atm
cilindro a 150 atm ubicado en
nuestro laboratorio? d) ¿Qué es el
―hielo seco‖? e) Compare la
pendiente de la curva de equilibrio
sólido-líquido en CO2 y en H2O. Dé
razones para la diferencia.
-78 T
12. Describa el diagrama de fases P vs
T para una sustancia pura. Describa
en qué fase(s) se encuentra la
sustancia en cada línea o región del plano P-T que considere de interés. Indique
o -57
C
o C
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los nombres de las líneas y los puntos importantes. a) Defina temperatura (o punto)
de fusión normal y temperatura (o punto) de ebullición normal. b) Discuta el
significado del punto crítico y del punto triple.
13. Escriba la forma diferencial de la ecuación de Clausius-Clapeyron y defina cada
símbolo de la misma. a) Integre la ecuación de Clausius-Clapeyron para el caso del
equilibrio líquido-vapor. Justifique las aproximaciones usadas e indique si son
válidas o no para los demás equilibrios de fase posibles.
14. Dado el gráfico de la figura 1, que indica las curvas de presión de vapor del etanol
y del agua, dibuje cuáles serán las alturas relativas de mercurio en un sistema
como el de la figura 2, cuando se haya agregado suficiente etanol y agua,
respectivamente, a cada campana de gases de modo que quede una gota de cada
líquido sobre el mercurio.
P
Figura 1 Figura 2
Etanol
Agua
T
15. Volviendo a los diagramas de Andrews, describa una isoterma siguiéndola en
ambos sentidos; indique las razones por las cuales la longitud de la meseta de
equilibrio L-V se achica al ascender la temperatura.
16. El siguiente gráfico representa el aumento de temperatura en función del tiempo
cuando se le entrega energía térmica a una muestra de H2O a una velocidad
constante (siempre la misma cantidad de calor por unidad de tiempo). De acuerdo
al gráfico, ¿qué cambio de fase requerirá mayor energía? ¿Por qué?
17. Los puntos de fusión y ebullición normales del Xe son -112 y -108ºC,
respectivamente y su punto triple es de -121ºC a la presión de 282 mmHg. Realice
en forma esquemática el diagrama de fases para el Xe y marque los tres puntos
anteriormente citados, e indique las áreas en que cada fase es estable.
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Presión de Vapor
TRABAJO PRÁCTICO
Objetivo: Determinar la presión de vapor de un líquido puro y su variación con la
temperatura.
Introducción teórica
Supongamos que colocamos, en un recipiente cerrado mantenido a temperatura
constante, una pequeña cantidad de un líquido que se evapore fácilmente (es decir: un
líquido volátil). Al principio, las moléculas pasarán del líquido al vapor (evaporación). A
medida que transcurra el tiempo y aumente la cantidad de moléculas en el vapor,
algunas de ellas volverán al líquido (condensación). En algún momento, la velocidad
de evaporación igualará a la de condensación, cuando esto suceda, el líquido y el
vapor habrán alcanzado un ―equilibrio dinámico‖, representado por:
líquido vapor
Una vez que se ha alcanzado el equilibrio, la cantidad de moléculas en el vapor no
cambia en el tiempo. En otras palabras la presión ejercida por el vapor sobre el líquido
es constante.
La presión del vapor en equilibrio con el líquido se denomina presión de vapor.
Esta propiedad es característica de cada líquido y varía de uno a otro según la
intensidad de sus fuerzas intermoleculares.
Es importante resaltar que mientras haya líquido y vapor en el recipiente, la
presión ejercida por el vapor es independiente del volumen del recipiente.
La presión de vapor de un líquido siempre aumenta cuando aumenta la
temperatura: en nuestra experiencia cotidiana sabemos que el agua se evapora más
rápidamente en un día cálido y seco.
En la figura 1 están representados gráficamente los datos correspondientes de la
presión de vapor del agua, benceno y éter a diferentes temperaturas. Note que la
presión de vapor no depende linealmente de la temperatura, sino que aumenta más
rápidamente cuanto más alta es la temperatura.
Figura 1
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Esto refleja el hecho que hay dos factores que hacen crecer la presión de vapor
con la temperatura:
1. Cuando la temperatura aumenta, las moléculas que hay en el vapor se mueven
más rápidamente, chocan más a menudo con las paredes y con más fuerza, lo que
hace que la presión aumente.
2. Cuando la temperatura aumenta, una fracción mayor de moléculas adquiere
suficiente energía para escapar del líquido. Esto hace aumentar la cantidad de
moléculas en el vapor y, por consiguiente, crece la presión. Se puede calcular que la
concentración de moléculas de agua en el vapor es 25 veces mayor a 100ºC que a
25ºC.
Cuando se trabaja con relaciones entre dos variables, tales como presión de
vapor y temperatura, siempre es preferible encontrar una ecuación que las vincule a
través de una relación lineal. En lugar de representar la presión de vapor (P) frente a la
temperatura (T), representamos el logaritmo de la presión de vapor (log P) frente al
recíproco de la temperatura absoluta (1/T). Este gráfico, para el agua, está
representado en la figura 2.
Log p / Torr
3.0
2.5
2.0
1.5
1.0
0.5
0.0
2.6 2.8 3.0 3.2 3.4 3.6
1 / T x 10 3
Figura 2
La ecuación general de la figura 2 es:
log P A
Hvap
(1)
2,3RT
donde Hvap es el calor de vaporización del líquido y A es una constante particular
de cada líquido.
En muchos casos es conveniente tener una ecuación que permita relacionar la
presión de vapor (P2) a una temperatura (T2) con la presión de vapor (P1) a otra
temperatura (T1). Esta relación se obtiene aplicando la ecuación anterior a dos
temperaturas:
Hvap log P1 A log P2 2,3RT1 Restando se elimina la constante A:
A
Hvap
2,3RT
2
P2
log
P1
Hvap
2, 3R
T2 T1
T2 T1
(2)
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La ecuación (2), conocida como ―ecuación integral de Clausius-Clapeyron‖
relaciona la presión de vapor existente a una temperatura con la presión de vapor a
otra temperatura.
La ecuación (1) es la base de un método experimental muy utilizado para
determinar el calor de vaporización de un líquido ( Hvap), midiendo la presión de vapor
a distintas temperaturas. Los datos obtenidos se utilizan para construir un gráfico
como el de la figura 2, de cuya pendiente se obtiene Hvap.
Parte experimental
Se determinará la presión de
vapor de una sustancia a distintas
temperaturas y se construirá la
curva de equilibrio líquido vapor
para esa sustancia.
El manómetro con el que se
medirán las presiones en el
trabajo práctico está representado
esquemáticamente en la figura 3.
El líquido al cual se le medirá
la presión de vapor se introduce
en una ampolla (ver figura 4) del
siguiente modo: se calienta la
ampolla para eliminar parte del
aire contenido en ella; luego se
sumerge el pico de la ampolla en
el líquido y se deja enfriar.
De este modo, al disminuir la
presión dentro de la ampolla, el
líquido entra. La ampolla se fija al
bulbo de un termómetro y se
coloca en un tubo cerrado que
contiene agua suficiente como
para sumergir el bulbo y la
ampolla. El tubo se conecta al
Figura 4
A “C” (figura 3)
Termómetro
Agua
Baño
Termostático
Ampolla
Figura 3
manómetro en el punto ―c‖, y por
último, se sumerge en un baño de
agua (figura 4).
Una vez armado el equipo
adecuadamente se conecta la
bomba de vacío a la llave ―A― y se
abre la llave A lentamente para
disminuir la presión en el sistema. Se
deja ascender la columna de Hg
hasta que el líquido en la ampolla
entra en ebullición. En este momento
la presión de vapor del líquido
supera a la que hay dentro del
equipo. Se cierra entonces la llave A
y se abre la B, que conectada con la
atmósfera, para dejar entrar aire al
sistema y así aumentar la presión.
De este modo, utilizando ambas
llaves alternativamente, se debe
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
intentar que quede una burbuja de vapor de la sustancia en el extremo del capilar de la
ampolla.
En este momento, la presión de vapor del líquido de la ampolla será igual a la del
sistema P más la presión ejercida por la columna de agua del baño desde la punta del
capilar de la ampolla hasta la superficie (h ) (Figura 5)
Figura 5
. Pv = Psist + Ph Patm=Psist + PH
Pv = Patm – PH + Ph
La temperatura correspondiente a esa presión se lee en el termómetro adosado a
la ampolla.
El procedimiento anterior se repetirá a distintas temperaturas.
Una vez tomados los datos de presión de vapor para cada temperatura, se
construye un gráfico presión de vapor vs temperatura y log Pv vs 1/T. en papel
milimetrado (que el alumno deberá traer al trabajo práctico). Utilizando la ecuación de
Clausius-Clapeyron se calcula el calor de vaporización del líquido.
PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS
Estos problemas deben resolverse durante el trabajo práctico en la medida que
el trabajo experimental lo permita.
1. ¿Qué características debe tener el líquido del baño calefactor respecto de la
sustancia problema? ¿Por qué?
2. ¿Cómo se justifica el proceso de llenado de la ampollita?
3. A pesar de que el baño calefactor en el trabajo práctico contenía agua, en el
balance de presiones no se considera la presión de vapor, ¿por qué?
4. El objetivo del trabajo práctico es medir presiones de vapor a varias temperaturas,
para ello se determinan ………............. a diferentes.........................
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
5. Compare las gráficas obtenidas de log presión de vapor versus 1/T para dos
líquidos de diferente calor molar de vaporización y aproximadamente igual presión
de vapor a bajas temperaturas. Repítalo con las gráficas presión de vapor versus
temperatura.
6. ¿Cuál será la presión de vapor del agua a 65ºC si a 60ºC la presión de vapor es
149 torr y a 70ºC es 233 torr?
7. ¿Cuál será la temperatura de ebullición del agua cuando la presión externa sea
740 torr? El calor de vaporización del agua es 550 cal/g.
8. Las presiones de vapor del tetracloruro de carbono a diferentes temperaturas
están presentadas en la siguiente tabla:
T (°C) 20 30 40 50 60 70 80
Pv (mm Hg) 90,8 143,3 216,1 317,4 450,9 621,9 843,3
a) Represente gráficamente Pv vs T
b) ¿Cuál es la temperatura normal de ebullición del tetracloruro de carbono?
c) Calcule el calor medio de vaporización. Discuta la aplicabilidad de la ecuación
de Clausius-Clapeyron.
d) La presión de vapor del agua a 95ºC es de 633,9 torr. Conociendo el punto de
ebullición normal del agua, calcule el Hvaporización medio por gramo de agua.
9. Las presiones de vapor del tetracloruro de carbono a 23 y 58ºC son
respectivamente 100 y 400 torr. Calcule el calor molar de vaporización y el punto
de ebullición normal (suponga constante al calor molar de vaporización).
10. En la experiencia de determinación de presión de vapor se mide en el manómetro
una presión de 18 torr cuando la burbuja está en el extremo de la ampolla. Si el
extremo de la ampolla está sumergido 15 cm debajo del nivel de agua, ¿cuál es la
presión de vapor en la burbuja? Patm= 760 torr; δHg=13,6 g/mL.
11. Si la ecuación de Clausius-Clapeyron es aplicable a los datos de presión de vapor
para un sólido. Determine el calor de sublimación del hielo de acuerdo a los
siguientes datos:
T (°C) -20,0 -16,0 -12,0 -8,0 -4,0 0.0
Pv (mmHg) 0,640 1,132 1,632 2,326 3,280 4,579
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Sólidos
TEORÍA-SEMINARIO
Temario: Sólidos amorfos y cristalinos. Celda unidad. Número de coordinación.
Empaquetamiento compacto. Relación de radios. Estructuras derivadas del
empaquetamiento cúbico compacto. Ecuación de Bragg.
NOTA: Los prefijos ―mili‖, ―micro‖, ―nano‖ y ―pico‖ (abreviados m, μ, n y p) representan
la multiplicación de la unidad por 10 -3 , 10 -6 , 10 -9 , 10 -12 , respectivamente. Así, por
ejemplo, 1 pm (1 picometro) es una longitud de 1 x 10 -12 m.
1. Enuncie las propiedades de los sólidos cristalinos y de los amorfos.
2. Clasifique los sólidos cristalinos en base a las fuerzas de interacción de sus
constituyentes. Discuta las propiedades características de cada clase de sólidos.
Indique a qué clase pertenecen los siguientes sólidos: KCl, Fe, H2O(s), C(diamante),
CO2(s).
3. Dadas las propiedades indicadas en la tabla, deduzca a qué clase de sólidos
cristalinos pertenecen las siguientes sustancias, de acuerdo con las fuerzas de
interacción entre sus partículas.
Sustancia Propiedades
mecánicas,
color
Punto de
fusión
(ºC)
Conducción eléctrica solubilidad en
agua
A Dura, blanca 800 Cuando se encuentra en
estado líquido o disuelta en
agua
soluble
B Maleable,
brillante
1500 Alta insoluble
C blanda, 113 No posee insoluble
amarilla
4. Las entalpias de fusión en el punto de fusión normal del Na y del Mg son 0,63 y 1,7
kcal/mol, y sus puntos de fusión 98 y 649ºC, respectivamente. Considerando el
modelo que describe los cristales metálicos como una red de cationes unida por un
―mar‖ de electrones deslocalizados, relacione estos datos experimentales para el
Na y el Mg con: a) el número de electrones con que cada átomo contribuiría a la
red, b) los radios iónicos (Na + = 0,97 Å; Mg 2+ = 0,66 Å), c) la red cristalina (Na = red
cúbica centrada; Mg = red cubica compacta.
5. El desnivel de energía, entre la banda de conducción y la banda de valencia, para
el diamante es 580 KJoule/mol y para el germanio 64 KJoule/mol. Uno de los dos
es un semiconductor. Indique cuál y justificando su respuesta. ¿En un metal ese
desnivel será menor que el del germanio, mayor que el del diamante, o intermedio?
6. Los puntos de fusión del NaCl, KBr, CaF2, Li2O y CaO son: 801ºC, 734ºC, 1423ºC,
>1700ºC y 2580ºC, respectivamente. Ordene los valores en forma creciente y
explique el origen de esta tendencia
7. Dadas las siguientes sustancias: NO, Zn, NaCl, N2, NH3, C(diamante) y I2 , compare
sus puntos de fusión, sus conductividades eléctricas en estado sólido y fundidas,
su solubilidad en solventes polares y no polares y prediga sus estados de
agregación a temperatura ambiente. Justifique.
8. Un sólido cristaliza en una celda cúbica centrada en el cuerpo en la que los átomos
de W ocupan los vértices, los átomos de oxígeno los centros de las aristas y los de
Na el centro de los cubos. Calcule la densidad teórica de este sólido sabiendo que
la arista del cubo es de 3,86 Å.
9. Calcule el radio atómico del cobre sabiendo que este metal cristaliza en una celda
cúbica centrada en las caras cuya arista mide 3,61Å.
10. Decida si la celda unidad de la plata metálica es cúbica simple, centrada en las
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
caras o centrada en el cuerpo sabiendo que su arista es de 4,077 Å y su densidad
de 10,2 g/cm 3 .
11. El aluminio cristaliza en una celda cúbica centrada en las caras. El radio metálico
del Al es 125 pm: a) ¿Cuál es la longitud de la arista de su celda unitaria? b)
¿Cuántas celdas unitarias hay en 1cm 3 de ese metal?.
12. Determinar la densidad de los siguientes metales a partir de los siguientes datos:
a) Pt: empaquetamiento cúbico compacto, ratómico= 138 pm. b) Cs:
empaquetamiento cúbico centrado en el cuerpo, ratómico= 266 pm.
13. a) ¿Cómo se pueden medir las distancias características de la celda unidad de un
sólido cristalino? b) Deduzca la ecuación de Bragg. c) Calcule la distancia entre
distintos planos característicos de un cristal si, al irradiar éste con rayos X de =
1,54 Å, los ángulos de difracción de primer orden medidos fueron 10 o , 15 o y 25 o .
14. La difracción de primer orden de rayos X de longitud de onda 0,090 nm producida
mediante un cristal metálico ocurre a un ángulo de 15,2º. ¿Cuál es la distancia (en
pm y amstrongs) entre los planos responsables de esa difracción?
15. La densidad del cloruro de sodio sólido es 2,165 g/cm 3 , y un mol pesa 58,442 g.
Calcule la longitud de la arista de un cubo que contiene un mol de NaCl sólido. Si
la distancia entre los centros de los iones adyacentes de Na + y Cl - es 2,819 x10 -8
cm. ¿Cuántos iones de cada carga se encuentran a lo largo de una arista de dicho
cubo? Calcule el número de Avogadro a partir de estos datos.
16. El bario metálico cristaliza en una red cúbica centrada en el cuerpo. La longitud de
la arista de la celda unitaria es de 502 pm, y la densidad del metal es de 3,50
g/cm 3 . Utilizando esta información calcule el número de Avogadro.
17. La red cúbica simple consiste en ocho esferas idénticas, de radio R, todas en
contacto, colocadas en las esquinas de un cubo. Calcule, en función de R, el
volumen de la celda unidad de esta red cúbica. ¿Qué fracción del volumen de la
celda unidad está ocupado por las esferas?
18. Se origina un hueco tetraédrico en el centro de un cubo cuando los centros de
cuatro esferas iguales se colocan en los vértices alternados de dos caras opuestas
del cubo.
Las esferas de la figura se han dibujado pequeñas y separadas para que se vea
bien su ubicación relativa, en realidad las esferas están en contacto y, por lo tanto,
el largo de la diagonal de una cara de este cubo es igual a 2R (R = radio de las
esferas). a) Calcule la longitud de la diagonal que pasa por el centro del cubo, b)
Observe que el radio del hueco tetraédrico es igual a la diferencia entre la mitad de
la diagonal que pasa por el centro del cubo y el radio R. Calcule el radio del hueco
tetraédrico.
19. El método de Bragg de difracción de rayos X, aplicado a un cristal de NaCl,
produce una difracción de primer orden a = 5º 58'. La longitud de onda de los
rayos X es 0,586 Å. a) Calcule la separación entre los planos cristalinos que
producen la difracción. b) Si los planos que producen la difracción son los planos
de iones paralelos a una cara de la red cúbica de cara centrada, ¿Cuál es la menor
distancia entre los núcleos de los cationes sodio y los cloruros en el cristal? ¿Cuál
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
es la menor distancia entre los núcleos de los iones cloruro?
20. Los siguientes compuestos cristalizan en redes cúbicas: ZnSe, NiO, SrSe, SrF2,
TlBr y CaS. Teniendo en cuenta los radios iónicos y a la información dada en tabla
adjunta, que contiene una lista de las redes cúbicas esperables para cristales
iónicos en función de la estequiometría de la sal y la relación de radios iónicos,
prediga la red cristalina que le corresponde a cada compuesto.
Algunos tipos de redes cúbicas de cristales iónicos
en función de las estequiometrías y la relación de radios iónicos
Relación de radios
Tipo de red
(Catión/anión)
Estequiometría 1:1
0,225 - 0,4141 Blenda
0,414 - 0,732 Cloruro de sodio
0,732 - 1,000 Cloruro de Cesio
Estequiometria 1:2
0,732 - 1,000 Fluorita
DATOS: Radios de los iones en pm: Ca 2+ , 99; Ni 2+ , 70; Sr 2+ , 113; Tl 1+ , 156; Zn 2+ , 74; Br 1- ,
195, F - , 136; O 2- , 140; S 2- , 184; Se 2- , 198.
21. A partir de medidas de difracción de rayos X se encontró que cierto óxido de
cobalto forma cristales en los cuales los iones óxido forman un empaquetamiento
cúbico compacto y 2/3 de los huecos octaédricos están ocupados por iones
cobalto. Escriba la fórmula del óxido.
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Purificación de sulfato de cobre comercial
TRABAJO PRÁCTICO
Objetivo: Identificar y eliminar impurezas de una muestra comercial de sulfato de
cobre. Estudiar aspectos prácticos de la solubilidad.
Introducción
Soluto y solvente: Suele llamarse soluto a la sustancia sólida que se disuelve en un
líquido denominado solvente. La distinción entre soluto y solvente no es tan clara en
ciertos casos, como, por ejemplo, cuando se disuelve un líquido en otro y los líquidos
pueden mezclarse en cualquier proporción (alcohol y agua). En esos casos se
conviene en llamar soluto a la sustancia que está presente en menor cantidad en la
solución.
Solubilidad: Es la masa máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad
dada de un solvente, a una determinada temperatura. El resultado de disolver esta
cantidad máxima es una solución saturada (a esa temperatura). La solubilidad suele
expresarse en gramos de soluto disueltos por cada cien mililitros de solvente, por
ejemplo: Si la solubilidad de una sustancia sólida a 25 C es 12,5 g/100 mL, el
agregado, a 25 C, de 13,0 g de sustancia a 100 mL de solvente producirá una solución
saturada y 0,5 g de sustancia permanecerán sin disolverse. El sólido está en equilibrio
con la solución saturada
En general, la solubilidad de las sustancias aumenta al aumentar la temperatura
(curva AB de la figura 1), pero existen sustancias cuya solubilidad disminuye con la
temperatura.
Concentración
g/100 mL
A
3
Figura 1
Los puntos (pares de valores ―solubilidad—temperatura‖) de la curva AB
representan el conjunto de estados de equilibrio de solubilidad correspondientes a
aquellas soluciones en las cuales no es posible disolver más soluto. Todo agregado de
soluto permanecerá como sólido sin disolver. Como se ha dicho más arriba, estas
soluciones se llaman saturadas. Todos los punto de la linea AB corresponden a
soluciones saturadas a distintas temperaturas
Todos los puntos por debajo de la línea AB (como los puntos 1 y 2, por ejemplo)
corresponden a sistemas que contiene menos soluto que el que es posible disolver en
el solvente a esa temperatura. Estas soluciones suelen calificarse (cualitativamente)
como diluidas, si el punto está alejado de la curva de solubilidad (punto 2), o
concentradas, si el punto es cercano a la curva de solubilidad (punto 1). Lo dicho hasta
ahora implica que una solución no puede contener mayor cantidad de soluto que la
correspondiente a la solución saturada. Esto es correcto para sistemas estables, sin
embargo, en forma temporaria, es posible obtener, generalmente por enfriamiento,
B
1
2
Temperatura, ºC
14

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
soluciones inestables que contienen mayor cantidad de soluto que la correspondiente
a la solución saturada. Estos estados inestables se llaman soluciones sobresaturadas
(como ejemplo se indica el punto 3. la flecha indica un posible camino para llegar a
ese estado inestable desde un estado estable).
El estado inestable (sobresaturado) se estabiliza transformándose en una solución
saturada. Todo el exceso de soluto disuelto precipita como sólido. Esta transformación
ocurre repentinamente y suele decirse que la sobresaturación ―se rompe.‖
Experimentalmente la sobresaturación puede romperse por agitación de la solución
o por agregado de algunos cristales del soluto. Se produce entonces la precipitación
de una masa de cristales que corresponde a la diferencia de las concentraciones de
sobresaturación y de saturación y al volumen de solución. Se produce entonces la
precipitación de una masa de sal que corresponde a la diferencia entre la masa de sal
que contiene la solución sobresaturada y la masa de sal que contiene la solución
saturada a la temperatura final.
Al comenzar a romperse la sobresaturación se forma una gran cantidad de
cristales microscópicos, que luego crecen rápidamente al cristalizarse sobre ellos todo
el exceso de soluto. Este tipo de cristalización genera cristales pequeños e
imperfectos, llamados usualmente microcristales.
Para formar cristales grandes y más perfectos debe emplearse otro procedimiento:
El solvente de la solución saturada se deja evaporar lentamente. La muy pequeña
sobresaturación causada al disminuir la cantidad de solvente hace que se formen muy
pocos cristales pequeños que crecen lentamente al continuar la evaporación del
solvente.
La forma externa regular de los cristales sugiere una estructura interna ordenada.
En efecto los sólidos cristalinos tienen una regularidad interna que se clasifica en base
a los llamados sistemas cristalinos. Cuando dos sustancias forman cristales del mismo
tipo de sistema cristalino, éstas se denominan isomorfas (de la misma forma).
El FeSO4 y el CuSO4 son isomorfos. En las dos sales el anión es el mismo y los
cationes Fe +2 y Cu +2 son muy similares (misma carga eléctrica y radios iónicos 0,74 y
0,72 Å, respectivamente). Como los dos cristales son extremadamente similares
pueden crecer formando un sólido que contiene las dos sustancias ya que no se crea
ninguna distorsión en el cristal si algunos iónes Cu +2 se cambia por iónes Fe +2 .
Fundamento del práctico.
La purificación por la técnica de cristalización por enfriamiento es aplicable a
aquellas sales cuya solubilidad aumenta con la temperatura. El CuSO4.5H2O
pertenece a este grupo de sales.
El procedimiento consiste esencialmente en preparar una solución de la sustancia
impura a temperatura alta, filtrar la solución, si es necesario para separar impurezas
insolubles y enfriarla rápidamente para que, al disminuir la solubilidad, el exceso de
soluto precipite.
El procedimiento es aplicable a sistemas donde las impurezas solubles existentes
se encuentran en una proporción pequeña y formen una solución diluida, tanto a la
temperatura alta como a la baja. De esta manera no estarán presentes en el sólido
precipitado. Que esto sea cierto dependerá del tipo y cantidad de impurezas de cada
muestra a purificar y debe comprobarse en cada caso particular.
Nótese que la cristalización implica una pérdida de soluto, ya que cierta cantidad
quedará disuelta en el solvente a la temperatura baja
A continuación se describen las impurezas del CuSO4.5H2O comercial y los
problemas que presentan par aplicar la técnica de cristalización por enfriamiento
Impurezas. El sulfato de cobre comercial contiene silicatos y sulfato ferroso.
15

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Los silicatos son insolubles, por lo que son separables en forma directa por
disolución de la muestra en agua y posterior filtración.
El sulfato ferroso no puede separase por filtración directa porque es soluble en
agua como el sulfato de cobre.
Tampoco puede eliminarse el sulfato ferroso por la cristalización a baja
temperatura ya que aunque está presente en pequeña cantidad y debería permanecer
en solución, puede incorporarse a los cristales de sulfato de cobre, debido a su
isomorfismo, como se ha discutido más arriba. La incorporación del sulfato ferroso se
facilita por la cristalización rápida de la solución que fácilmente lo atrapará dentro de
los cristales mientras estos crecen rápidamente.
Para eliminar este problema se convierte el ión ferroso en férrico, oxidándolo con
agua de bromo. El sulfato férrico, Fe2(SO4)3, tiene una estructura cristalina
completamente diferente de la del sulfato ferroso y no es isomorfo con el sulfato de
cobre.
Tareas a realizar.
Se divide en dos partes:
1) Observación cualitativa de las impurezas por medio de ensayos previos a la
purificación
2) Purificación del CuSO4.5H2O por el método de cristalización.
a) Ensayos previos
Silicatos
Se toman unos cristales de CuSO4 y se los disuelve en tubo de ensayo usando
agua como solvente. La solución así obtenida se filtra; se observará que en el filtro
quedan retenidos los silicatos, obteniéndose en el tubo de ensayo una solución límpida
de sulfato de cobre.
Impurezas ferrosas
La siguiente secuencia de reacciones se utiliza para demostrar la presencia de
Fe 2+ en la solución anterior.
Adición de agua de bromo: A la solución límpida se le agregan gotas de agua de
bromo. Este reactivo actúa como agente oxidante llevando el Fe +2 a Fe +3 . Como
consecuencia de ello el Br2 pasa a Br - .
Br2 + 2 e → 2 Br -
. 2 Fe +2 → 2 Fe +3 + 2 e .
Br2 + 2 Fe +2 → 2 Br - + 2 Fe +3
Adición de NH4OH: A la solución que contiene los iones Fe +3 y Cu +2 se agregan
gotas de NH4OH. Esta base aporta oxhidrilos provocando la precipitación de los
hidróxidos respectivos:
Fe +3 + 3 OH - → Fe(OH)3
Cu +2 + 2 OH - → Cu(OH)2
Se continúa agregando NH4OH. El Cu(OH)2 se disuelve debido a la formación de
un ion complejo [tetraamincúprico = cuatro (tetra) amoníacos (amin) unidos a Cu 2+
(cúprico)]
Cu(OH)2 + 4 NH4OH → Cu[NH3]4 +2 + 2 OH - + 4 H2O
El Fe 2+ no forma complejos solubles, por lo que el precipitado de Fe(OH)3
permanece insoluble y puede ser separado del Cu 2+ por filtración:
Filtración: Se filtra para separa el precipitado de Fe(OH)3 de la solución de
Cu[NH3]4 +2 .
Adición de HCl: El embudo conteniendo el precipitado de Fe(OH)3 se lava con
abundante agua destilada usando una piseta. Luego se coloca sobre un tubo de
16

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
ensayo limpio y se dejan caer gotas de HCl 1:5 sobre la totalidad del papel de filtro. El
precipitado de Fe(OH)3 se disuelve y el ión Fe 3+ pasa a la solución en el tubo de
ensayo::
Fe(OH)3 + 3 HCl → FeCl3 + 3 H2O
Caracterización del ión férrico: A la solución del tubo de ensayo se le agregan
gotas de tiocianato de amonio, NH4SCN, lo que produce la siguiente reacción:
FeCl3 + 3 NH4SCN → Fe(SCN)3 + 3 NH4Cl
color rojo intenso
La intensidad del color rojo es proporcional a la concentración de Fe +3 presente en
el sistema. La aparición de esta coloración es una demostración de la presencia de
impurezas ferrosas en la muestra de sulfato de cobre comercial.
b) Purificación de CuSO4.5H2 O
b1.Triturado de la muestra: Tiene por objeto reducir el tamaño de los cristales a
efectos de aumentar la superficie específica (superficie por unidad de peso) de los
mismos. De no realizarse, la disolución sería muy lenta, debido a la poca superficie de
contacto entre los cristales y el solvente.
b2. Disolución de la muestra en agua a ebullición: Es necesario calcular el volumen
de solvente que se requiere para disolver los cristales triturados.
Se busca en tablas la solubilidad de la sal. Como la solubilidad es función de la
temperatura es necesario tomar el valor de solubilidad correspondiente a la
temperatura de la experiencia. Al valor encontrado se le adiciona un 20% para
compensar pérdidas por evaporación y asegurar la disolución total. En nuestro caso se
usarán 70 mL de agua por cada 50 g de CuSO4 y se irán reponiendo las pérdidas por
evaporación mediante adiciones de 10 mL de agua destilada.
b3. Oxidación de las impurezas ferrosas: con el fin de eliminar el isomorfismo entre
sales ferrosas y cúpricas, se procede a oxidar las primeras mediante adición de agua
de Br2
Como se ha mencionado, esta operación es específica de este sistema, los demás
pasos son comunes a cualquier proceso de cristalización.
b4. Filtración: para separar los silicatos insolubles.
Durante la filtración, que debe efectuarse en caliente, debe evitarse la precipitación
de cristales sobre el papel de filtro. Para ello se deben compensar las pérdidas por
evaporación de solvente y debe recibirse el filtrado en un erlenmeyer que contenga
unos mL de agua en ebullición a efectos de mantener caliente el embudo.
Nota: La varilla a utilizar no debe estar fría. El ayudante explicará el correcto
plegado del papel de filtro.
b5. Cristalización por enfriamiento: Se enfría el filtrado sobre un recipiente con
hielo. Se produce la precipitación de los microcristales. La solución saturada (a 0 C) en
equilibrio con los cristales se denomina ―agua madre de cristalización‖
b6. Filtración: Se separan los microcristales de las aguas madres por filtración en
un filtro Buchner. Las aguas madres se dejan en un cristalizador (similar a un vaso de
precipitados bajo y ancho) para asegurar una alta superficie del líquido que favorezca
la evaporación y la formación de macrocristales.
Rendimientos:
Como se ha dicho, la purificación por cristalización por enfriamiento, sólo es
factible cuando la solubilidad a alta temperatura es mayor que la solubilidad a baja
temperatura. La proporción de soluto recuperado por precipitación a baja temperatura
respecto del disuelto a alta temperatura se expresa a través del rendimiento de
cristalización que es una cantidad experimental.
17

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Este rendimiento será mayor si se enfrían soluciones saturadas, cuanto mayor sea la
diferencia de solubilidades y cuánto mayor sea la temperatura de partida y/o menor la
final.
Este rendimiento tendría un valor máximo teórico dado por:
El rendimiento de cristalización se acerca a este valor teórico si la solución original
está saturada, si la impurezas son despreciables y si no hay pérdidas significativas
(ver más abajo, rendimiento operativo) en el proceso.
El rendimiento de cristalización es una limitación natural del proceso de
purificación, ya que depende de las naturalezas del soluto y del solvente. Sin embargo
las manipulaciones del proceso de purificación producen inevitablemente pérdidas en
forma de líquidos volcados o retenidos en los filtros, cristales formados en las paredes
de los vasos o varillas y en la superficie de los filtros, etc.
Asimismo, la separación de las impurezas es también una pérdida de la masa
original de la muestra.
Toda la masa original del soluto estará finalmente:
a) en los microcristales.
b) en el soluto contenido en las aguas madres.
c) en impurezas separadas.
d) perdido en las manipulaciones operativas
A los fines de analizar un proceso de purificación industrial, resulta conveniente
definir, como una variable que permita medir la eficiencia de la operación de
recristalización, el llamado rendimiento operativo:
En el caso particular del trabajo práctico, se calculará el peso de la sal en aguas
madres a través de la medida de la densidad y el volumen de la solución. La densidad
de soluciones de diversas concentraciones para distintas sustancias ha sido tabulada
por lo que el conocimiento del valor de la densidad permite directamente encontrar su
concentración en la tabla adecuada (es decir, para el sulfato de cobre).
Otra forma de calcularla sería conociendo la solubilidad a dicha temperatura y el
volumen de la solución, pues la solución madre está saturada.
Parte experimental
1. Ensayo previo: En un tubo de ensayo colocar 5 mL de la solución de
CuSO4.5H2O, agregar 0,5 mL de agua de bromo, calentar y luego dejar enfriar.
Agregar solución de NH4OH 1:1, hasta coloración azul del sistema y filtrar.
Al precipitado se lo lava con agua destilada, se disuelve en HCl 1:5 y se recoge la
solución en un tubo de ensayo. Agregar gotas de solución de NH4SCN . Observar e
interpretar.
2. Triturar 50 g de CuSO4.5H2O en mortero hasta reducirlo a polvo fino.
18

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Colocar en vaso de precipitados de 250 mL, 70 mL de agua destilada y calentar a
ebullición. Mantener en calentamiento suave y agregar la sal en porciones esperando
la disolución de cada una de ellas. Reponer el agua que se pierde por evaporación.
3. Oxidación: A la solución se le agregan 4 mL de agua de bromo, manteniendo el
sistema en ebullición durante 2 minutos.
4. Filtración: Disponer el material como se indica en la figura 2. El
erlenmeyer de 250 mL contendrá 10 mL de agua destilada. Calentar
a ebullición. Prestar especial atención al correcto trasvase de la
solución.
5. Cristalización: Enfriar bajo corriente de agua la solución
filtrada. Filtrar usando un embudo Buchner. Lavar los cristales con
agua destilada fría. Medir el volumen de la solución filtrada y su
densidad. Pasar a vidrio de reloj el papel conteniendo los cristales y
colocar en desecador. Pesar el producto seco.
Datos experimentales:
masa de microcristales:
volumen de solución madre:
densidad de las aguas madres:
Cálculos
Calcular el rendimiento de cristalización y el rendimiento operativo.
PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS
Figura 2
Estos problemas deben resolverse durante el trabajo práctico en la medida que
el trabajo experimental lo permita.
1. Describa el proceso de cristalización en un gráfico de solubilidad versus
temperatura.
2. ¿Para qué realiza el ensayo previo?
3. ¿Para qué agrega el agua de bromo durante el ensayo previo?
4. ¿Por qué debe enjuagar reiteradamente el papel de filtro luego de la filtración
posterior al agregado de amoníaco?
5. ¿Cómo modificaría el proceso de purificación si el ensayo previo da negativo?
6. ¿Para qué lleva a ebullición la solución luego del agregado del agua de bromo?
7. ¿Qué ocurre con el rendimiento de cristalización (en cada caso) si:
a) se parte de un volumen mayor de solución saturada
b) se parte de una solución saturada a mayor temperatura
c) se enfría a una temperatura más baja
d) se parte de una solución no saturada
8. Justifique con un análisis en el gráfico de solubilidad versus temperatura cuando
sea necesario.
9. ¿Qué indicación da el rendimiento operativo y cuál el rendimiento de cristalización?
¿Cuál es el que pretende optimizar en el práctico? ¿Qué es el rendimiento máximo de
cristalización? ¿Cuándo se obtendría?
10. Se disolvieron 50 g de CuSO4.5H2O en 70 mL de agua con el fin de purificarlos
por el método de cristalización. Luego del proceso, el rendimiento experimental de
cristalización fue del 54%. Si el volumen de la solución madre fue de 62,5 mL y su
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
densidad de 1,175 g/cm 3 corresponde a una concentración de 181,4 g/l. ¿Cuál fue el
rendimiento operativo?
11. Las solubilidades de cierta sal en agua son 250 y 122 g cada 100 mL de agua
destilada a 100ºC y 0ºC respectivamente. ¿Qué masa de microcristales se obtendrá
cuando se saturen 250 mL de agua destilada con dicha sal a 100ºC y se la enfríe
luego hasta 0ºC? Calcule el rendimiento de cristalización suponiendo un rendimiento
operativo del 100 %.
12. Repita los cálculos anteriores si el rendimiento operativo fue del 88 % y no se
perdió volumen durante la operación.
13. Calcule el rendimiento operativo para las condiciones del problema 10 si se
obtuvo la misma masa de microcristales pero sólo se recogieron 200 mL de solución
saturada a 0ºC.
14. Al enfriar 500 mL de solución saturada de sulfato de cobre a 100ºC hasta 0ºC
se obtienen 285 g de cristales y 500 mL de solución saturada a 0ºC. Si el rendimiento
operativo es del 95 % y la solubilidad del sulfato de cobre a 100ºC es 700 g/L, ¿cuál es
la solubilidad a 0ºC y cuál el rendimiento de cristalización?
15. ¿Qué son las manchas blancas depositadas sobre las paredes laterales del
frasco en el cual calienta la solución de CuSO4?
16. ¿Puede aplicar este método para una sustancia cuya solubilidad disminuya con
la temperatura? ¿Qué modificación realizaría en ese caso?
17. ¿Cómo puede obtener macrocristales? Muéstrelo en el diagrama de solubilidad
versus temperatura.
18. ¿Dónde queda el hierro luego del proceso de purificación?
19. ¿Para qué debe lavar los cristales luego de la filtración en Buchner? ¿Qué
ocurre si lo hace con agua no demasiado fría?
20. ¿Por qué deben secarse los cristales?
21. Calcule el rendimiento operativo de un proceso de purificación si se preparó
originalmente una solución saturada con 50 g de CuSO4.5H2O y se obtiene finalmente
100 mL de una solución saturada de CuSO4 a 10ºC. La solubilidad del CuSO4.5H2O a
10ºC es 175 g/l. Los cristales obtenidos fueron secados a 160°C obteniéndose una
masa de 12,8 g de cristales incoloros completamente.
22. Para determinar la cantidad de CuSO4.5H2O en 35 mL de aguas madres
obtenidas en un proceso de purificación, se agrega agua hasta completar 90 mL. En
ese momento se mide la densidad de la solución obteniendo el valor 1,06 g/mL para la
cual corresponde un 6 % p/p de la sal anhidra. Calcule la concentración en g/l de la sal
pentahidratada en la solución original.
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Propiedades coligativas
TEORÍA-SEMINARIO
1. Enuncie la ley de Raoult.
2. Describa las propiedades coligativas en soluciones de no electrolitos.
3. Use un diagrama de fases para mostrar el ascenso ebulloscópico y descenso
crioscópico.
4. Defina ósmosis y presión osmótica.
5. Indique qué entiende por: a) electrolito; b) disociación; 3) grado de disociación.
6. Propiedades coligativas de soluciones de electrolitos: Factor i de Van‘t Hoff.
Deduzca su expresión en función del grado de disociación.
7. Dibuje las curvas de enfriamiento que podría obtener para soluciones acuosas de
igual molalidad de NaCl, urea, CaCl2 y Na3PO4.
8. ¿Cuál es el grado de disociación de un electrolito débil que se ioniza dando 3 iones
por molécula si una solución acuosa 0,250 molal del mismo tiene un punto de
fusión de -0,57ºC? (Kc (agua) = 1.86ºC/m).
9. Se prepara una solución disolviendo 0,12 moles de un ácido débil AH en 200 g de
agua. Esta solución congela a -1,3ºC. Calcule el grado de disociación del ácido.
(Kc (agua) = 1,86ºC/m).
10. Una solución que contiene 7 g de un soluto no volátil y no disociado disuelto en
250 g de agua entra en ebullición a 100,26ºC (ke = 0,52ºC/molal). Calcule el
aumento ebulloscópico y el peso molecular del soluto.
11. Calcule la presión osmótica correspondiente a una solución de urea (CO(NH2)2)
preparada disolviendo 3,0 g de soluto en agua suficiente para dar 120 mL de
solución a 0ºC. (Kc (agua) = 1.86ºC/m).
12. Calcular la Pv a 25ºC de una solución que contiene 0,4 moles de sacarosa
disueltos en 500 g de agua. Sacarosa: C12H22O11 Pv (agua a 25ºC)= 23,5 mmHg
13. ¿Cuántos moles de glicerol (C3H8O11), que es un soluto no volátil y no disociado,
será necesario disolver en 500 g de metanol (CH3OH), para obtener una solución
con una Pv de 130 torr? La Pv del metanol puro a 30ºC es de 160 torr. Mmetanol= 32
14. Una solución que contiene 7 g de un soluto no volátil y no disociado disueltos en
250 g de agua, entra en ebullición a 100,26°C. a) ¿Cuál ha sido el aumento
ebulloscópico? b) ¿Cuál es el peso molecular del soluto? Keagua= 0,52 ºC/m
15. Una solución que contiene 16,8 g de una sustancia no disociada disueltos en 250 g
de agua tiene un Pf de –0,744ºC. La sustancia está compuesta por 57,2 % de C,
4,7 % de H y 38,1 % de O. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto? Kc(agua)
= 1,86ºC/m
16. Calcular la presión osmótica en torr de una solución acuosa que contiene 5 g de
sacarosa por litro a 25ºC.
PROBLEMAS ADICIONALES
1. La siguiente tabla ha sido obtenida midiendo las temperaturas de congelación de
soluciones acuosas de un soluto no volátil y no disociado:
T congelamiento (°C) -0,021 -0,040 -0,075 -0,090 -0,120 -0,240
molalidad 1,13 10 -2 2,18 10 -2
4,00 10 -2
4,88 10 -2
6,121 10 -2
1,27 10 -1
a) Grafique T (congelamiento) vs m.
b) Determine por extrapolación el valor de Kc. ¿Se puede determinar Kc
correctamente midiendo el descenso crioscópico de una solución 1 m?
c) Determine por interpolación y analíticamente la temperatura de fusión de una
solución de la misma sustancia de una concentración 0,088 m.
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
d) Si una solución 0,19 % p/v de otra sustancia de comportamiento similar a la anterior
congela a –0,07ºC, calcule el peso molecular (δ= 1,12 g/mL)
2. En un diagrama P vs T grafique la curva de equilibrio líquido-vapor para: agua
pura, solución de urea, solución de NaCl y solución de HNO2 (electrolito débil),
siendo todas estas soluciones acuosas de igual concentración.
3. Por análisis se determina que la composición de cierta sustancia es de 11,9 % de
H; 8,5 % de O y el resto C. Una solución de 1,5 g de dicha sustancia en 10 g de
benceno congela a 3,07 °C. ¿Cuál es su fórmula molecular? Pfbenceno=5,1ºC;
Kcbenceno= 5,1ºC/m
4. Se prepara una solución con 10 g de CaCl2 en 162 g de agua. Calcule el aumento
de la temperatura de ebullición. ¿Cuál será el aumento para una solución de K3PO4
de igual molalidad? Suponga disociación total de las sales.
5. Una solución acuosa 0,030 molal (δ= 1,03 g/cm 3 ) de un electrolito binario de peso
molecular 56 g/mol, presenta un soluto disociado en un 12 % a 25ºC. Calcule su
presión osmótica y sus puntos de fusión y ebullición reales.
22

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Crioscopía
TRABAJO PRÁCTICO
Objetivo: Determinar la masa molecular de un soluto no volátil por medio de
crioscopía. Determinar el factor i de van´t Hoff para una solución de un electrolito.
Fundamento del método
Al disolver un soluto no volátil (es decir, un soluto cuya presión de vapor es
prácticamente nula) en un disolvente, la presión de vapor del disolvente en la solución
resulta menor que la presión de vapor del solvente puro. La relación cuantitativa entre
dichos presiones de vapor y la composición de la solución es la ley de Raoult.
0
P v Pd
xd
(1)
donde Pd es la presión de vapor del disolvente en la solución, Pd o es la presión de
vapor del solvente puro y xd es la fracción molar del solvente en la solución. La
presión de vapor del solvente en la solución es igual a la presión de vapor de la
solución, ya que la presión de vapor del soluto es nula. La ley de Raoult es aplicable
sólo a soluciones diluidas.
Como la suma de fracciones molares del solvente y del soluto es igual a la unidad,
la ecuación (1) puede escribirse como:
0
Pv Pd
( 1 xs
) (2)
donde xs es la fracción molar del soluto. Despejando la xs de la ecuación (2), se
obtiene:
0
Pd
Pv
x
0
s (3)
P
d
Note la parte izquierda de la ecuación 3 es la disminución relativa de la presión de
vapor del disolvente. La ecuación 3 dice que dicho descenso relativo es igual a la
fracción molar del soluto no volátil.
El descenso de la presión de
vapor de la solución trae como
consecuencia directa el aumento
de su temperatura de ebullición y
el descenso de su temperatura de
congelación (también llamado
―descenso crioscópico‖), respecto
de las del solvente puro. Esto
puede verse en un diagrama de
fases, como el de la figura (en la
cual el disolvente es agua).
Observamos que el descenso
Pd 0 - Pv ( P) origina el aumento en
el punto de ebullición Te y un
descenso Tc en el punto de congelación. En la figura, Pext es la presión externa a la
cual se efectúan las mediciones.
Tanto el Te como el Tc son proporcionales a la concentración molal de la
solución, lo que se expresa por:
T Te
0
Te
Ke
0
T T K
P
Pext
m
e (5)
Tc c c c m (6)
Las constantes de proporcionalidad Ke y Kc (frecuentemente denominadas Kf en la
literatura) se llaman constante ebulloscópica y constante crioscópica respectivamente;
para el agua Ke= 0,513 ºC/m y Kc= 1,86 ºC/m.
∆Tc
∆Te
∆P
T
23

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
La molalidad de una solución puede escribirse :
ms
1000
m (7)
Ms
md
donde ms y md son las masas de soluto y solvente respectivamente y Ms es la
masa molar del soluto. Reemplazando en (6) tenemos:
ms
1000
T c
Kc
(8)
Ms
md
de donde:
ms
1000
M s
Kc
(9)
md
Tc
Puede verse que conociendo las masas de soluto y disolvente de una solución y
midiendo el descenso crioscópico, la ecuación 9 nos permite calcular la masa molar
del soluto, objeto de este trabajo práctico.
El descenso de la presión de vapor, el descenso crioscópico y el aumento
ebulloscópico son propiedades de las soluciones que dependen exclusivamente del
número de partículas del soluto en la solución. Las ecuaciones usadas suponen que el
soluto no se disocia (ni total ni parcialmente) en la solución. Si esto ocurriera, el
número de partículas de soluto en la solución aumentaría y debería agregarse un
factor de corrección (conocido como ―factor ―i‖ de Vant‘ Hoff).
Las propiedades de las soluciones que dependen del número de partículas
disueltas se denominan coligativas. Otra propiedad coligativa importante es la presión
osmótica.
Para el caso particular del descenso crioscópico hay que aclarar que las
ecuaciones dadas son válidas para el caso en el que, cuando se produce la
congelación de la solución, la fase sólida está constituida por solvente puro, tal como
se observa en el diagrama de fases presentado más arriba, en el cual la porción de la
curva correspondiente el equilibrio sólido-vapor es igual tanto para el solvente como
para la solución. La ecuación 9 no podría aplicarse a un soluto que formara soluciones
sólidas con el solvente.
Parte experimental
El paso de un líquido enfriado al estado sólido cristalino no siempre comienza a la
temperatura de congelación, sino que, usualmente la formación de la fase sólida
comienza a una temperatura más baja. Este fenómeno se denomina
sobreenfriamiento. Cuando se han formado suficientes cristales, estos actúan como
núcleos de cristalización, y el proceso de cristalización se acelera. Como la
congelación es un proceso exotérmico, la temperatura del sistema aumenta y alcanza
una temperatura de equilibrio (Tc), a la cual transcurre el resto de la cristalización.
En caso de que el sobreenfriamiento desee evitarse o disminuirse, pueden usarse
dos métodos: el más frecuente consiste en agitar el líquido sometido a enfriamiento
tan enérgicamente como sea posible; el segundo se basa en introducir un pequeño
cristal (llamado ―germen‖) sobre el cual comienza la cristalización. En el caso de
nuestras medidas de crioscopía, un sobreenfriamiento no demasiado grande es, como
se verá, recomendable para la determinación del punto de congelación de la solución.
Modo operatorio
1) Se dispone de:
a) Una solución preparada disolviendo 30 g de urea en 1000 g de agua y una
solución de NaCl 0,5 molal.
b) Un recipiente aislante de telgopor con una tapa también aislante a través de la
cual se pasará luego el tubo crioscópico y su camisa.
24

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
c) Un tubo de ensayo grande, que
llamaremos ―tubo crioscópico‖, limpio y
c
seco.
d) Un tubo de mayor diámetro que el ―tubo
crioscópico‖, que llamaremos ―camisa‖,
d
provisto de un tapón de goma perforado
a través del cual puede insertarse el
b
tubo crioscópico (ver figura).
2) Preparar en el recipiente aislado una
mezcla frigorífica adicionando sal al hielo
granulado hasta que el termómetro marque
– 5 ºC (tratar de no formar una mezcla de
menor temperatura).
3) El tubo crioscópico se tapará con un tapón
con dos perforaciones adecuadas para
pasar por ellas un agitador y un
termómetro. Antes de taparlo se agrega al
tubo crioscópico limpio y seco, el solvente
puro (agua) hasta que cubra el bulbo del termómetro.
4) En el tubo camisa agregar solución saturada de NaCl que actúa como conductor
térmico. (¿Por qué solución saturada?).
5) Introducir el conjunto de camisa y tubo crioscópico en el recipiente con la mezcla
frigorífica. Luego de un instante necesario para que se alcance el equilibrio
térmico, comenzar a tomar lecturas de temperatura a intervalos de 30 segundos.
Durante estas medidas debe mantenerse una agitación suave (subir y bajar
lentamente el agitador).
6) Cuando la temperatura alcance el supuesto punto de sobreenfriamiento
(aproximadamente medio grado por debajo del punto de congelación), agitar
bruscamente permitiendo la cristalización y aumento de temperatura.
7) Luego del ascenso se continúa registrando la temperatura cada 30 segundos
durante 2 o 3 minutos. La temperatura del máximo es Tº (temperatura de
congelación del solvente puro).
8) Con sumo cuidado abrir el aparato, quitar el termómetro y el agitador, volcar el
agua, enjuagar el tubo con una pequeña porción de la solución a utilizar, añadir la
solución de urea y proceder como se indica en 7). La temperatura del máximo, T,
corresponde a la temperatura de congelación de la solución.
9) Abrir el aparato con precaución, volcar la solución de urea, enjuagar el tubo
crioscópico con agua destilada y con la solución a utilizar. Añadir solución de NaCl
0,5 molal. Operar de la manera indicada en 7).).
10) Construir gráficos Temperatura vs tiempo y calcular el descenso crioscópico de
ambas soluciones.
11) Calcular el peso molecular de la urea y el factor i para el NaCl.
12) Calcular el error absoluto y el error relativo porcentual de las medidas.
Precauciones experimentales
-Debe evitarse el error de paralaje en las lecturas del termómetro.
-El cierre de los tapones debe ser hermético para evitar fluctuaciones de
temperatura.
-El bulbo del termómetro debe estar sumergido en el líquido y lejos de las paredes
del recipiente.
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS
Estos problemas deben resolverse durante el trabajo práctico en la medida que
el trabajo experimental lo permita.
1. ¿Por qué se coloca solución saturada de NaCl en la camisa frigorífica?
2. ¿Qué ocurriría si coloca agua destilada o aire?
3. ¿Por qué no usa hielo en lugar de mezcla frigorífica?
4. ¿Por qué no evita el sobreenfriamiento?
5. Dibuje las curvas de enfriamiento para solución y solvente si agita fuertemente
durante todo el proceso.
6. La temperatura de congelación de una solución acuosa de urea es -0,15ºC, ¿cuál
es la molalidad y cuál el % p/p de la solución? El PMR de la urea es 60.
7. Una solución que contiene 16,8 g de un soluto no volátil y no electrolito en 250 g
de agua, tiene una temperatura de congelación es -0,744ºC. El soluto está
compuesto por un 57,2 % de C, 4,7 % de H y 38,1 % de O. ¿Cuál es la fórmula
molecular del soluto?
8. Por análisis químico se comprueba que un compuesto contiene un 6,7 % de H,
53,3 % de O y 40,0 % de C. Una solución que contiene 0,73 g de esta sustancia
(que es no volátil y no electrolito) y 10 g de benceno, congela a 3,07ºC. Determine
la fórmula molecular del soluto. Kc(benceno)=5,01 C/molal; Tf(benceno)=5,1ºC.
9. ¿Qué sucede si el sobreenfriamiento es demasiado grande?
10. ¿Por qué sube la temperatura luego de romper el sobreenfriamiento?
11. ¿Cuál es el sólido que se forma durante el enfriamiento del solvente? ¿y cuando
se enfría la solución?
12. Si se usa un Beckmann durante la experiencia del enfriamiento del solvente,
¿puede utilizarse otro durante la experiencia del enfriamiento de la solución?
13. Al romper el sobreenfriamiento de 25 g de una solución de urea cuya molalidad es
0,35, se desprenden bruscamente 2,5 g de agua. Calcule la temperatura de
congelación de la solución que determinará y el error que cometerá en el peso
molecular. Kc=1,86ºC/molal.
14. ¿Debe medirse exactamente el volumen de solución o de solvente que se agrega
al tubo crioscópico?
15. ¿Qué ocurre si el soluto es un electrolito?
16. Calcule la temperatura de congelación que determinará para una solución acuosa
3 % p/p de NaCl. Repita los cálculos para una solución de igual molalidad de
Na2SO4 y para HF (electrolito débil con un 3 % de disociación). Kc=1,86ºC/molal.
17. Dibuje en un mismo gráfico de temperatura versus tiempo, los enfriamientos para
agua y soluciones acuosas 0,1 m de KNO3, 0,1 m de K3PO4, 0,2 m de KNO3, 0,1 m
de urea, 0,2 m de urea y 0,1 m de HF (electrolito débil). Realice lo mismo en un
gráfico de presión de vapor versus temperatura.
18. ¿Qué tienen en común los trabajos prácticos de CuSO4 y de crioscopía?
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Cinética Química
TEORÍA-SEMINARIO
1. ¿Cómo se define la velocidad de una reacción química? Exprésela
adecuadamente para una reacción genérica.
2. Discuta el significado de orden de reacción y velocidad específica. ¿Qué es el
tiempo medio de una reacción química?
3. Discuta los gráficos de velocidad versus concentración de reactivo para las
reacciones de orden cero, uno y dos respecto de ese reactivo. Realice lo mismo
para los gráficos de t1/2 versus concentración.
4. En la reacción: A P, la velocidad de reacción es 0,025 moles /(L x min) cuando
la concentración de A es 0,40 M. Calcule cuál sería el valor de la velocidad cuando
la concentración de A es 0,10 M si la reacción fuera: a) de orden cero b) de orden
uno respecto de A c) de orden dos respecto de A.
5. En la reacción entre Cl2 y NO para dar ClNO se encuentran los siguientes datos:
velocidad(moles/L.h) [Cl2] [NO]
0,120 0,10 0,10
0,060 0,20 0,050
0,030 0,10 0,050
Escriba la ecuación de velocidad y calcule la constante de velocidad.
6. La descomposición de H2O2 en O2 y H2O es de primer orden. Su t1/2 es 5,80
minutos. Calcule: a) La concentración de agua oxigenada al cabo de 10 minutos si
la concentración inicial es 0,50 M. b) El tiempo necesario para disminuir la
concentración desde 0,50 M hasta 0,10 M. c) El volumen de O2 en CNPT liberado
luego de 1,00 hora si se parte de 1 litro de una solución 1,0 M de H2O2.
7. La descomposición del Cl2SO2 en Cl2 y SO2 en fase gaseosa es de primer orden.
Luego de 6,7 minutos se descompone el 2,0 % del Cl2SO2 inicial. Calcule la
constante de velocidad y el tiempo medio.
8. En la hidrólisis catalizada de un éster el 14,1 % del mismo se hidrolizó luego de 30
minutos y el 70,3 % después de 240 minutos. Demuestre que la reacción es de
primer orden. Calcule k y t1/2.
9. Discuta la influencia de la temperatura en la velocidad de las reacciones químicas.
Escriba la ecuación de Arrhenius e indique el significado de cada factor.
10. ¿Cuál será el valor de la energía de activación de una reacción cuya constante de
velocidad se duplica cuando la temperatura pasa de 27ºC a 37ºC?
11. Calcule la energía de activación y la constante de velocidad a 650 K de una
reacción de la cual se conocen las velocidades específicas: 0,0162 y 0,0238 s -1 a
640 y 646 K respectivamente.
12. ¿Qué son los catalizadores? Diferencie catálisis homogénea y heterogénea.
13. Discuta qué se entiende por: a) etapa elemental, b) mecanismo de reacción, c)
molecularidad.
14. Una reacción se realiza en las etapas siguientes: A + B C y B + 2 A D
¿Cuál es la reacción total? ¿Cuál es la molecularidad de cada etapa? Indique, si
es posible, el orden de reacción respecto de cada reactivo, A y B, si la primera
etapa es más lenta que la segunda. Idem si ocurre lo contrario.
15. Analizar la velocidad de las reacciones químicas y la influencia de los diversos
factores (concentración, temperatura, catalizadores) bajo la óptica de la teoría de
las colisiones y la teoría del estado de transición.
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Cinética Química
TRABAJO PRÁCTICO
Objetivo: determinar los parámetros cinéticos para una reacción química.
MATERIALES A UTILIZAR
Espectrofotómetro
Cronómetro
Buretas x 25mL
Pipeta de doble aforo x 5mL
Propipeta
Papel absorbente
Reactivos (*): etanol, K2Cr2O7 0,01667M, H2SO4 3,6M
(* para tratar los residuos: NaOH 3 M + virutas de Zn )
Precauciones:
El cromo en todos sus estados de oxidación es tóxico. El dicromato de potasio
(K2Cr2O7) es un oxidante fuerte y está sospechado de ser carcinogénico. Las
soluciones de dicromato podrían causar enrojecimiento o quemaduras de la piel. El
ácido sulfúrico es corrosivo, por lo cual siempre debe utilizar la propipeta y no la boca
para manejarlo con la pipeta.
Primeros auxilios:
Para quemaduras con ácido enjuague la piel (o los ojos si fuera necesario)
exhaustivamente con agua. Ver al médico.
Cuando el dicromato se vierte sobre la piel, lavar con agua durante 5 min por lo
menos. Si se hubiera ingerido, enjuagar la boca muy bien y consultar al médico.
Fundamento
La oxidación suave de los alcoholes produce cetonas, aldehídos o ácidos
carboxílicos, dependiendo de la naturaleza del alcohol y de las condiciones bajo las
cuales ocurre la reacción. El agente oxidante es frecuentemente el dicromato de
potasio o el permanganato de potasio. En cada uno de estos casos, el oxidante
contiene un metal de transición en un alto estado de oxidación: Mn(VII) en el ion
permanganato y Cr(VI) en el dicromato. La extensión de la reacción es fácil de
determinar colorimétricamente, procede a una velocidad moderada e involucra un
distintivo cambio de color. El anaranjado del ion Cr2O7 2- es consumido y aparece en su
lugar el color verde debido al ion Cr 3+ :
Cr2O7 2- + 3 CH3CH2OH + 8 H +
2 Cr 3+ + 3 CH3CHO + 7 H2O
La ley general de velocidad para esta reacción es bien conocida:
d Cr O d Cr
v k Cr O H CH CH OH
dt 2 dt
2
2
7 2
a b c 1
3
2 7 3 2
Los exponentes a, b y c en la ecuación anterior son los órdenes de reacción
respecto al ión dicromato, al protón y al alcohol respectivamente. Los valores de a, b y
c no coinciden necesariamente con los coeficientes estequiométricos de la ecuación
balanceada y deben ser determinados experimentalmente. Las expresiones
diferenciales en los extremos de la ecuación indican que la reacción podría ser
seguida tanto por la desaparición del Cr2O7 2- como por la aparición del Cr 3+ . Sin
embargo, debido a la mayor intensidad del color del ión Cr2O7 2- , es preferible utilizar a
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
éste último para evaluar el progreso de la reacción.
El experimento se realizará empleando un gran exceso de ácido y de alcohol
respecto a la cantidad de ión dicromato. De este modo, las concentraciones de H + y de
etanol permanecerán aproximadamente constantes, mientras que el agente limitante
(Cr2O7 2- ) es consumido. En estas condiciones experimentales, la ley de velocidad
diferencial queda representada por:
2
d Cr O
2 7 ' 2
2 7
v k Cr O
dt
El valor de a se convierte así en el orden de la reacción global y es el parámetro
que se determinará experimentalmente.
En el método de la velocidad integrada que se utilizará en el trabajo práctico, se
sigue la variación de la concentración del reactivo en defecto, en función del tiempo, a
medida que progresa la reacción.
Si se grafican varias funciones de la concentración (por ejemplo, la concentración
misma y el logaritmo o la inversa de la concentración), es posible determinar el orden
de la reacción observando en que caso la curva experimental se asemeja a la curva
teórica predicha para órdenes de reacción 0, 1, 2, etc.
A partir de la ecuación anterior:
2
d Cr2O7 '
k dt
2
a
Cr O
2 7
se puede integrar para los diferentes valores posibles de a:
a = 0 [Cr2O7 2- ] = [Cr2O7 2- ]0 - k‘t (1)
a = 1 ln [Cr2O7 2- ] = ln [Cr2O7 2- ]0 - k‘t (2)
a = 2 1 / [Cr2O7 2- ] = 1 / [Cr2O7 2- ]0 + k‘t (3)
De este modo, se pueden graficar distintas funciones de la concentración de
dicromato determinada experimentalmente ([Cr2O7 2- ], ln[Cr2O7 2- ] o 1/ [Cr2O7 2- ]) en
función del tiempo (t) y se observa cuál de los gráficos obtenidos ajusta mejor a las
rectas predichas por las ecuaciones 1, 2 o 3. Debido a que dichas ecuaciones fueron
obtenidas suponiendo un orden de reacción igual a 0, 1 o 2, respectivamente, es
posible deducir cuál es el orden de reacción para el ión Cr2O7 2- .
La concentración de ión Cr2O7 2- durante el experimento se puede determinar a
través de la relación que existe entre la Absorbancia (A) de la solución y la
concentración del ión (c). Cuando incide una radiación de una cierta longitud de onda
(p.ej. un haz de luz roja, verde, etc.) sobre una solución conteniendo una sustancia
capaz de interactuar con dicha radiación, parte de la misma es absorbida mientras que
el resto es transmitido a través de la solución. Una función de la cantidad de radiación
absorbida (la ―Absorbancia‖) depende de la naturaleza de la sustancia absorbente ( ,
epsilon = absorptividad molar), la longitud del recorrido de la luz por la solución
(camino óptico = b) y la concentración de la sustancia que absorbe la luz (c). La
expresión matemática que relaciona estos parámetros se conoce como Ley de
Lambert-Beer:
A = b c
Dados una cierta sustancia de absorptividad molar conocida y un camino óptico, la
absorbancia es directamente proporcional a la concentración de la solución. Por
lo tanto, la disminución de la concentración del ion dicromato puede ser seguida
midiendo la disminución de la absorbancia de la mezcla de reacción a una cierta
a
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
longitud de onda. Debido a la ley de Lambert Beer, la absorbancia puede reemplazar a
la [Cr2O7 2- ] en las ecuaciones (1), (2) y (3) y se puede determinar el valor del orden de
reacción (a) a partir de los gráficos A vs t, ln (A) vs t o 1/A vs t.
Parte Experimental
1) Seleccione en el dial de longitudes de onda del espectrofotómetro el valor 468
nm, que corresponde al valor apropiado para la absorción de la especie dicromato.
2) Coloque el selector interno del espectrofotómetro en la posición 2 (existe una
posición conveniente para cada intervalo de longitudes de onda de trabajo).
3) Calibrado del Cero: utilice una solución blanco preparada a partir de la mezcla
de 1,0 mL de H2SO4 3,6M; 2,5 mL de etanol y 9,0 mL de agua destilada. Coloque las
soluciones en una cubeta y lleve a cero el equipo en la posición 0% de Absorbancia.
4) MEDIDAS DE ABSORBANCIA (A):
IMPORTANTE: EN TODOS LOS CASOS PROCURAR EL MEZCLADO DE LOS REACTIVOS EN
EL MENOR TIEMPO POSIBLE.
- Determinación de A a tiempo cero (At = 0): coloque 1,5 mL K2Cr2O7 0,01667 M en
un erlenmeyer limpio y seco. Agregue 1,0 mL de H2SO4 3,6 M y 10,0 mL de H2O
destilada. Mezcle bien, llene una cubeta del espectrofotómetro hasta
aproximadamente las 3/4 partes y registre el valor de absorbancia.
- Coloque 1,5 mL K2Cr2O7 0,01667 M; 1,0 mL H2SO4 3,6 M y 7,5 mL de H2O en otro
erlenmeyer limpio y seco. Mezcle bien y, en el instante de agregar 2,5 mL de etanol,
dispare el cronómetro. Llene una cubeta hasta aproximadamente las 3/4 partes y tome
lecturas de absorbancia cada 30 segundos. Continúe tomando lecturas durante 10
minutos.
Cálculos
1) Construya una tabla con el siguiente encabezado:
t / min A ln A 1 / A
2) Represente gráficamente:
A vs t / min
ln A vs t / min
1 / A vs t / min
y decida cuál es la cinética que sigue el sistema, por comparación con las
ecuaciones descriptas anteriormente (1, 2, 3).
3) Determine analítica y gráficamente los valores de k‘ y t1/2.
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Equilibrio Químico
TEORIA-SEMINARIO
1. Discutir equilibrio químico. Principio de Le Chatelier
2. Suponiendo que la siguiente reacción: A(g) + B(g) C(g) (T=25 C) es completa,
calcule el número de moles que se obtienen si se mezclan 0,500 g de A con 0,700
g de B en un recipiente de 1,00 litros. PMR(A)=35,0 y PMR(B)=20,0.
3. Si la reacción tiene un rendimiento del 75,0 % calcule la concentración final de
cada especie.
4. Si se supone que el rendimiento del 75,0 % es debido exclusivamente a que la
reacción es reversible, calcule Kc y Kp a esa temperatura.
5. Se desea medir la constante de equilibrio de la reacción: I2 + I - I3 - , para lo cual se
coloca en un recipiente 2,50 g de I2 (s) y se le agregan 200 mL de solución de KI
0,510 M. Si al titular 10,00 mL de la solución contenida en el frasco se gastan 8,45
mL de Na2S2O3 0,100 N y la solubilidad del I2 en agua a esa temperatura es 1,05
g/L, calcular la constante de equilibrio de la reacción.
6. Dada la siguiente reacción en equilibrio: 2Cl2(g) + H2O(g) 4 HCl(g) + O2(g) +
calor, señale y explique el efecto (aumento, disminución, invariabilidad) de los
cambios que figuran en la columna de la izquierda sobre las magnitudes de la
especie indicada en la columna de la derecha.
a disminución de la presión número de moles de H2O
b adición de O2 número de moles de H2O
c adición de O2 número de moles de Cl2
d adición de O2 número de moles de HCl
e aumento de la presión número de moles de Cl2
f aumento de la presión número de moles de O2
g aumento de la presión Kp
h aumento de la temperatura Kp
i aumento de la temperatura número de moles de HCl
j adición de un catalizador número de moles de Cl2
7. Dada la siguiente reacción: C(s) + CO2(g) 2 CO(g) en equilibrio a una T=850 °C y
en un volumen de 2,00 l, se encontraron las siguientes presiones parciales para los
gases en contacto con 1,00 g de C sólido: PCO2= 0,0623 atm y PCO= 0,9377 atm.
Calcular: a) La constante de equilibrio. b) El cociente de reacción (Q) y la presión
del sistema en el instante de agregar 5,00.10 -3 moles de CO. c) Las nuevas
presiones parciales y la presión total en el equilibrio. d) Cuál es el efecto sobre el
equilibrio al agregar 2,00 g de C.
8. En un vaso de 2,00 L se coloca una mezcla de 3,0 moles de SO2, 4,0 moles de
NO2, 1,0 moles de SO3 y 4,0 moles de NO. La reacción de equilibrio que tiene
lugar es: SO2(g) + NO2(g) SO3(g) + NO(g). Cuando se alcanza el equilibrio a
700 C el vaso contiene 1,00 moles de SO2. a) Calcule las concentraciones en el
equilibrio de NO, NO2 y SO3. b) Calcule Kc para esta reacción a 700 C. c) Calcule
Kp para esta reacción a la misma temperatura.
9. Un recipiente de 1,00 l se llena con 0,500 moles de HI a 448 C. El valor de Kc para
la reacción de formación del HI a esa temperatura es 50,5. ¿Cuáles son las
concentraciones de H2, I2 y HI en el recipiente cuando se alcanza el equilibrio?
10. Calcular la entalpía media de reacción para: Br2 + H2O BrOH + H + + Br - , si los
valores a diversas temperaturas de la constante de equilibrio Kc son:
T ºC 10 25 30 35
Kc 1,760 5,80 8,20 11,30
11. En un recipiente de 2,00 L se colocan 0,280 g de N2, 0,128 g de O2 y 0,800 g de
NO a 300ºC. La Kc para la formación de NO vale 4,50 a esa temperatura. a)
¿Cuáles serán las concentraciones en el equilibrio? b) Si la reacción es
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
exotérmica, la constante de equilibrio a 400ºC ¿será mayor, menor o igual que la
anterior? c) ¿Qué sucede con el equilibrio, con las concentraciones y con la
constante al aumentar la presión de este sistema en equilibrio?
12. Para la reacción: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g), Kp a 760 K vale 33,3. ¿Cuáles serán
las concentraciones en el equilibrio si se inyectan simultáneamente 1,50 g de PCl5
y 15,0 g de Cl2 en un volumen de 36,3 mL a 760 K?.
13. En un recipiente de 5,00 L a 500ºC se introducen 1,40 g de N2 y 0,0700 moles de
H2; al alcanzar el equilibrio se encuentran 0,0400 moles de H2. Calcule la constante
de equilibrio si la reacción es: N2 + 3 H2 2 NH3
14. Para la reacción C2H2(g)+ D2O(g) C2D2(g) + H2O(g), cuyo entalpía molar de
reacción es 530 calorías y su constante (Kp) a 25ºC es 0,820, calcule cuántos
moles de C2D2 se formarán a 100ºC cuando 1 mol de C2H2 y 2 moles de D2O se
ponen en contacto a la presión total de 1,20 atm.
15. Para la medida de la constante de equilibrio de la reacción: 2 I - + 2 Fe 3+ I2 + 2
Fe 2+ , se mezclan 100 mL de solución 0,100 M de KI y 100 mL de solución 0,200 M
de FeCl3. Cuando se alcanza el equilibrio 10,00 mL de la solución son titulados con
4,50 mL de solución de Na2S2O3 0,100 N. Calcule la constante de equilibrio.
Indique hacia dónde se desplazará el equilibrio y que pasará con la constante de
equilibrio cuando: a) se agrega ion férrico; b) se agrega tiosulfato; c) se aumenta la
temperatura (el proceso es endotérmico).
16. Discutir la dependencia de la constante de equilibrio con la temperatura. Ecuación
de Van't Hoff.
17. Discutir la relación entre la variación de energía libre y la constante de equilibrio.
18. Realice una interpretación cinética del equilibrio químico.
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Equilibrio químico
TRABAJO PRÁCTICO
Objetivo: Estudiar el comportamiento de procesos químicos en equilibrio frente a
diferentes perturbaciones. Determinar la constante de equilibrio de un proceso químico
Introducción
Hasta ahora hemos considerado a todas las reacciones químicas como completas,
o irreversibles, es decir que hemos supuesto que las reacciones continúan hasta que
se acaba el reactivo en defecto, sin embargo, muchas reacciones químicas no se
completan, sino que avanzan hasta un punto en el que no aumenta más la
concentración de productos aún cuando todavía haya reactivos presentes en el medio
de reacción. Estas reacciones se denominan reversibles, incompletas o reacciones de
equilibrio. Como se recordará, al tratar la estequiometría de las reacciones químicas,
se ha mencionado que existen reacciones que tienen rendimientos menores que el
100 %. Si bien la disminución del rendimiento puede deberse a varias razones, como
pérdidas de producto, o existencia de reacciones secundarias, la causa más común
es que la reacción no sea completa.
Lo que sucede en realidad es que estas reacciones no sólo ocurren en el sentido
formal indicado por la ecuación química (reacción directa) sino también en sentido
contrario, es decir, los "productos" se recombinan para dar "reactivos" (reacción
inversa). Cuando se llega al punto en que ambas reacciones ocurren con la misma
velocidad, las concentraciones de reactivos y productos no cambian más con el
tiempo. Por ejemplo, si para la reacción reversible A + B C + D (las dos flechas
indican que la reacción puede transcurrir en ambos sentidos), medimos las
concentraciones de reactivos y productos a medida que transcurre el tiempo, se
obtiene el siguiente gráfico:
Concentración
B
A
C ó D
tiempo
La concentración inicial de A disminuye rápidamente al principio y más lentamente
después, hasta que a partir de cierto instante ya no varía y permanece constante. Lo
mismo ocurre con la concentración de B.
Las concentraciones de C y D son nulas al comienzo pero aumentan rápidamente
al principio, más lentamente después y luego dejan de cambiar al mismo tiempo que
las de A y B. Al estado del sistema en el cual las concentraciones se mantienen sin
cambio se lo denomina de "equilibrio." Una vez establecido el equilibrio persistirá
indefinidamente si no cambia ninguna de las variables que lo determinan (por ejemplo,
33

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
como veremos más adelante, si no se cambia la temperatura del sistema, o no se
agregan o quitan reactivos o productos). La reacción, como ya hemos dicho, no se ha
interrumpido, sino que transcurre a la misma velocidad tanto en sentido directo como
inverso. La situación es similar a la del equilibrio líquido-vapor en el que no dejaba de
haber intercambio de moléculas entre las fases, sino que este intercambio se
efectuaba a la misma velocidad en ambos sentidos. En ambos casos, esta situación se
denomina equilibrio dinámico.
Experimentalmente se demuestra que cada reacción particular tiene su propio
estado de equilibrio caracterizado por una relación especifica entre las
concentraciones de las diversas sustancias. Si se realiza una serie de experiencias
todas a la misma temperatura, pero con distintas concentraciones iniciales de A y B,
se observa que si bien las concentraciones en el equilibrio son diferentes, existe una
relación que es la misma en todos los casos: dividiendo el producto de las
concentraciones de C y D por el producto de las concentraciones de A y B, siempre se
obtiene el mismo número. Este número, llamado constante de equilibrio y simbolizado
por la letra K, es característico de cada reacción y sólo varía si se altera la
temperatura. Para la reacción general:
aA + bB cC + dD donde a, b, c, d son los coeficientes estequiométricos, la
constante de equilibrio resulta:
c d
[ C]
[ D]
Kc , en la que los corchetes indican las concentraciones molares en el
a b
[ A]
[ B]
estado de equilibrio de la reacción.
Para cualquier reacción de equilibrio, el valor de K es independiente de las
concentraciones de reactivos y productos siendo la temperatura el único factor que la
afecta. Los valores medidos de las constantes de equilibrio varían desde números muy
pequeños (la reacción directa ocurre en muy pequeña proporción), a muy grandes (la
reacción directa es prácticamente completa), según la reacción de que se trate.
En el caso de reacciones que involucran sustancias gaseosas, la constante de
equilibrio puede expresarse en función de las presiones parciales de estas sustancias.
Así, por ejemplo, para la reacción: aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g),
la constante de equilibrio en función de las concentraciones será:
c d
[ C]
[ D]
Kc (1)
a b
[ A]
[ B]
pero si las sustancias gaseosas se comportan como gas ideal, la concentración de
cada una de ellas será:
nA
PA
nB
PB
[ A]
[ B]
V RT
V RT
nC
PC
nD
PD
[ C]
[ D]
V RT
V RT
Reemplazando en la expresión (1) :
C
D
PC
PD
C D
A B
RT RT PC
PD
( RT)
( RT)
K C
x
(2)
A
B A B
C D
PA
P P
B
A PB
( RT)
( RT)
RT RT
Si llamamos Kp a la constante expresada en función de las presiones de equilibrio
34

K
p
P P
P
C D
C D
A B
APB
reemplazando en (2) y reordenando queda:
K
p
K
c
( RT)
n
Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
(3)
donde Δn es la diferencia entre el número de moles de gas en los productos y el
número de moles de gas en los reactivos.
Equilibrios Químicos en los que existen fases condensadas puras.
Supongamos que, en un recipiente cerrado de volumen constante tenemos la
siguiente reacción en equilibrio:
2C(s) + O2(g) 2CO(g) (4)
Habrá en el recipiente dos fases, la fase sólida carbono y la fase gaseosa, que es
una mezcla de oxígeno y monóxido de carbono. La expresión de la constante de
equilibrio será:
2
[ CO]
K
2
[ O2
][ C]
Nótese que podemos alterar la concentración del CO en la fase gaseosa
agregando, por ejemplo, CO al sistema ya que, como el volumen permanece
constante, aumentará su concentración. Del mismo modo podemos variar la
concentración de O2. Sin embargo no es posible cambiar la concentración de C(s) ya
que, al aumentar el número de moles de carbono, aumentaremos también el volumen
de la fase carbono (el sólido carbono no está contenido en el volumen del recipiente
sino en el volumen de la misma fase sólida carbono).
El número de moles por litro de cualquier sólido ó líquido puro será siempre el
mismo, sea cual fuere la cantidad de sólido presente, siempre que no cambiemos la
temperatura. Debido a este hecho, podemos incorporar la concentración (invariante)
de carbono sólido en la fase carbono a la constante de equilibrio y escribirla de la
siguiente forma:
2
/ [ CO]
K
[ O2]
Generalizando: siempre que en los reactivos o productos aparezcan sustancias
líquidas o sólidas puras, se omitirán esas especies en la expresión de la constante de
equilibrio.
Desplazamiento del equilibrio.
Cuando se alteran (perturban) las condiciones que determinan que una reacción
química se encuentre en equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos
cambian nuevamente en el tiempo hasta que se alcanza un nuevo estado de equilibrio.
La dirección del cambio puede predecirse mediante el llamado principio de Le
Chatelier, que dice: ―si se cambia (perturba) el valor de cualquier variable que afecte el
equilibrio de un sistema, el sistema en equilibrio se modificará de modo de oponerse al
cambio que produce la perturbación‖.
Consideremos, como ejemplo, el siguiente sistema en equilibrio en un recipiente
cerrado:
H2(g) + I2(g) 2 HI(g) (6)
Las concentraciones de las tres sustancias no varían en tanto no se modifiquen las
condiciones del sistema. Sin embargo, éstas pueden alterarse de varios modos:
35

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
1) introduciendo en el recipiente más cantidad de algunos de los componentes;
2) extrayendo parte de ellos;
3) variando el volumen del recipiente;
4) modificando la temperatura del sistema y
5) añadiendo un catalizador.
Analizaremos el efecto de cada uno de estos factores aplicando el principio de Le
Chatelier.
1) Perturbación: Se aumenta la concentración de uno de los componentes
añadiendo mayor cantidad del mismo al sistema.
Respuesta: Al introducir, por ejemplo, más hidrógeno en el recipiente, el sistema
en equilibrio se reajustará oponiéndose a ese aumento, para lo cual algunas moléculas
de hidrógeno se combinarán con algunas de iodo formando más ioduro de hidrógeno.
Nótese que, de acuerdo al principio de Le Chatelier, la concentración de H2 ha
aumentado menos de lo que lo hubiera hecho si el H2 hubiera sido agregado a un
sistema en el cual la concentración de H2 no hubiera sido una variable del equilibrio.
2) Perturbación: Se disminuye la concentración de uno de los componentes
separando parte de él del sistema.
Respuesta: Si se disminuye la cantidad de hidrógeno, por ejemplo, el sistema se
reajustará a la acción externa descomponiéndose parte de las moléculas de ioduro de
hidrógeno para reemplazar parte de las moléculas de hidrógeno desaparecidas. El
efecto resultante es una disminución de la concentración de HI y un aumento en la del
iodo. Nótese que, de acuerdo al principio de Le Chatelier, la concentración de H2 ha
disminuido menos de lo que lo hubiera hecho si el H2 hubiera sido quitado a un
sistema en el cual la concentración de H2 no hubiera sido una variable del equilibrio.
3) Perturbación: Disminución del volumen del recipiente.
Respuesta: Cuando el volumen disminuye, aumenta la concentración de todas las
especies químicas contenidas en él. Para oponerse a este cambio, el número total de
moléculas del sistema debería disminuir para que la concentración aumentara menos.
En el sistema H2 - I2 - HI, no hay mecanismo capaz de conseguirlo, puesto que por
cada dos moléculas que desaparecen (una de H2 y otra de I2) aparecen dos de HI. La
conclusión es que el volumen del recipiente (o la concentración total de partículas) no
es, en este caso, una variable que afecte al equilibrio.
La situación es diferente en el equilibrio:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g),
cuando una molécula de nitrógeno reacciona con tres de hidrógeno, se forman dos
de amoníaco. Si en un recipiente cerrado tenemos esta reacción de equilibrio y
disminuimos el volumen del recipiente, el sistema se opondrá al aumento general de
las concentraciones disminuyendo el número total de moléculas, es decir,
favoreciendo la formación de NH3. En general, en aquellas reacciones en las que varía
el número de moles gaseosos, toda disminución de volumen favorece la reacción en
que este número disminuye.
4) Perturbación: Alteración de la temperatura del sistema.
Respuesta: Supongamos que se trata de aumentar la temperatura del sistema.
Dado que al sistema se le entregará calor para lograrlo, la oposición a este cambio
será tratar de absorber calor sin aumentar la temperatura. Para ello el sistema
favorecerá la reacción que absorba calor (endotérmica). Desde luego, si la reacción
directa es endotérmica, la inversa será exotérmica y viceversa. En el equilibrio (6),
cuando desaparecen un mol de H2 y un mol de I2 se forman dos de HI y se liberan 3
Kcal. Si se aumenta la temperatura, el sistema se opondrá favoreciendo la reacción
inversa para absorber parte del calor suministrado.
36

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
5) Perturbación: Agregado de un catalizador.
Respuesta: La introducción de un catalizador en un sistema no ejerce el menor
efecto sobre las concentraciones en el equilibrio, ya que el catalizador lo único que
hace es modificar la velocidad de las reacciones directa e inversa, pero no afecta el
estado de equilibrio final. Esto se discutió con más detalle en el tema de cinética
química.
Parte experimental
Estudio cualitativo del equilibrio químico. Principio de Le Chatelier.
1- Equilibrio ácido-base de un indicador:
Se estudiará el equilibrio presente en la solución acuosa de un indicador ácidobase:
el Verde de bromocresol. Un indicador ácido-base tiene la particularidad de
existir en diferentes formas coloreadas de acuerdo a la cantidad de H + y OH - presentes
en la solución.
El equilibrio puede representarse como:
HIn In - + H +
Se agregan 3 gotas de verde de bromocresol a 2-3 mL de agua destilada en un
tubo de ensayo. A este sistema se le añaden gotas de HCl en forma lenta y
observando luego de cada agregado. Luego de agregar no menos de 15 y no más de
20 gotas, se agregan gotas de NaOH observando las variaciones que tienen lugar.
Interpretar.
2- Equilibrio del complejo coloreado formado entre el Fe 3+ y el tiocianato (SCN - )
Se estudiará el equilibrio de la siguiente reacción:
Fe +3 + SCN - FeSCN +2
Se mezclan en un vaso de precipitados 1 mL de solución de NH4SCN, 0,5 mL de
solución de FeCl3 y 75 mL de agua destilada. De dicha solución se toman 8 porciones
de 5 mL cada una volcándolas a sendos tubos de ensayo. Uno de ellos se deja como
testigo.
a) A uno de los tubos se le agrega solución de FeCl3 (unas gotas). Observar e
interpretar.
b) A otro de los tubos se le agrega unas gotas de solución de NH4SCN. Observar e
interpretar.
c) A los otros cinco tubos se les agrega cantidades crecientes de solución de
NH4SCN: 2, 4, 8, 16, 20 gotas. Observar e interpretar. Finalmente, al último de los
tubos se le agregar una gota de FeCl3. Interpretar.
Estudio cuantitativo del equilibrio químico. Medida de Keq y de ΔH de una
reacción.
Determinación de la constante de equilibrio de la reacción del ion férrico con ion
yoduro
Objetivos: determinación de la constante de equilibrio de la reacción entre ion férrico
con ion yoduro. Cálculo del H de reacción.
Fundamento
Se mezclan soluciones de concentraciones conocidas de Fe2(SO4)3 y KI. Se
incuban los sistemas a distintas temperaturas (temperatura ambiente y 40ºC).
La reacción que tiene lugar es:
2 Fe 3+ + 2I - I2 + 2 Fe 2+ (1)
37

y es su constante de equilibrio:
Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
K
2
2
2
[ I ] [ Fe
3
[ I ] [ Fe
la que pretende determinarse a dos temperaturas distintas.
El I2 producido durante la reacción química (indicada por la ecuación 1) se titula
con solución de Na2S2O3, para calcular la [I2] en equilibrio.
Por titulación con Na2S2O3, usando almidón como indicador, podemos calcular los
moles de I2 presentes. La reacción que tiene lugar durante la titulación es la siguiente:
2 S2O3 = S4O6 = + 2e -
I2 + 2e - 2 I -
————————————
2S2O3 = + I2 S4O6 = + 2 I -
cuyo punto final puede detectarse pues el almidón forma un complejo de color azul
con el I2 que desaparece al consumirse éste.
A partir de la [I2] en equilibrio y las concentraciones iniciales, se pueden calcular las
concentraciones de las otras tres especies en el equilibrio, simplemente a través de
consideraciones estequiométricas: la concentración molar de Fe 2+ será el doble de la
determinada para el I2 (de acuerdo a los coeficientes estequiométricos de la ecuación
(1), se genera siempre el doble de ion hierro(II) que de yodo molecular) mientras que
las concentraciones de los reactivos serán iguales a las iniciales respectivas menos el
doble de la concentración determinada para el I2 (también puede comprobarse
observando los coeficientes estequiométricos de la ecuación (1)).
De este modo, si en la titulación se determina que la concentración molar de I2 es x
mientras que las concentraciones iniciales de I - y de Fe 3+ son respectivamente C1 y C2,
las concentraciones en el equilibrio serán las siguientes:
[I2] = x
[Fe 2+ ] = 2.x
[I - ] = C1 – 2.x
[Fe 3+ ] = C2 - 2.x
A partir de estas concentraciones, pueden calcularse las constantes a las distintas
temperaturas. A partir de ellas y con la ecuación de van´t Hoff (ver más abajo), puede
obtenerse el H de reacción.
La variación cuantitativa de la constante de equilibrio con la temperatura está dada
por la ecuación de van’t Hoff:
K 2 H 1 1
ln
K 1 R T 2 T 1
donde K1 y K2 son las constantes de equilibrio de una reacción a las temperaturas
T1 y T2, respectivamente, H es la variación de entalpía de la reacción y R la constante
general de los gases.
Parte operativa
Se agregan a un frasco color caramelo de 250 mL, 15 mL de solución de KI (0,05
M), 30 mL de solución Fe2(SO4)3 (0,1 M) y 200 mL de H2O. Previo a la mezcla las
soluciones tienen que estar a la temperatura de trabajo.
]
]
2
2
38

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Los sistemas se incuban a las temperaturas elegidas (temperatura ambiente y 40
ºC) en estufa para que el calentamiento sea homogéneo en todo el volumen de la
solución.
Se toman 10,00 mL de la solución a distintos tiempos de incubación (5 minutos, 30
minutos, 90 minutos y 120 minutos) y se titulan con solución de Na2S2O3 2,5×10 -3 M,
en un baño de hielo y agua, usando una solución de almidón como indicador. La
muestra se recibe en un matraz de Erlenmeyer con aproximadamente 30 mL de agua,
previamente enfriado en el baño de hielo y agua.
La titulación debe ser rápida y el indicador debe agregarse al comienzo.
Una vez determinados los valores de constante de equilibrio, los grupos se
intercambiarán los valores de modo que cada grupo disponga de los valores de la
constante de equilibrio a las dos temperaturas experimentales. Con ambos valores de
Keq y la ecuación de van‘t Hoff se determinará el H.
Cálculos
Determinación de la constante de equilibrio a ambas temperaturas
Determinación de H
PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS
Estos problemas deben resolverse durante el trabajo práctico en la medida que
el trabajo experimental lo permita.
1. ¿Por qué es necesario enfriar durante la titulación? ¿Qué ocurriría si no lo hace?
2. ¿Por qué es importante homogeneizar la temperatura hasta igualar la temperatura
deseada antes de realizar la mezcla?
3. Resulta conveniente completar el frasco tanto como sea posible y termostatizarlo
en la estufa. Justifique estos detalles experimentales.
4. Indique cuales de las siguientes magnitudes (concentración de cada especie, Ke,
velocidad para alcanzar el equilibrio) variaría y, en ese caso, si aumentaría o
disminuiría cuando: a) se utiliza una concentración mayor de KI, b) se agrega agua
al recipiente de reacción, c) se aumenta la temperatura (considere la variación de
entalpía determinada experimentalmente), d) se utiliza una concentración menor
de Fe2(SO4)3, e) parte del yodo se volatiliza
5. Indique qué tipo de errores cometerá (por exceso, por defecto, ninguno) en la
determinación de la constante de equilibrio si: a) utiliza una solución de Na2S2O3
más concentrada que la que indica el rótulo; b) se volatiliza parte del yodo
contenido en el frasco; c) se volatiliza parte del yodo de la alícuota retirada para
titular; d) la solución de KI era más concentrada que lo que indica el rótulo; e) la
solución de Fe2(SO4)3 era más diluida que lo que indica el rótulo; f) no se enfría al
titular; g) se agrega agua al titular.
6. En un recipiente se encuentra en equilibrio la reacción cuya K determinó en la
práctica, indique qué reacción, directa o inversa, favorecerá si: a) agrega KI; b)
agrega Na2S2O3; c) diluye la solución; d) agrega FeSO4; e) disminuye la
temperatura (considere la variación de entalpía determinada experimentalmente);
f) aumenta la presión;
g) favorece la volatilización y escape del yodo
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Equilibrios Iónicos
TEORÍA-SEMINARIO
1. Extender el concepto de equilibrio químico a los equilibrios iónicos. Autoionización
del agua.
2. Electrolitos fuertes y débiles. Procesos de disociación de ácidos y bases. pH y pOH.
3. Desarrolle los conceptos de ácido y base según Arrhenius y de Brönsted-Lowry.
Muestre ejemplos.
4. Dadas soluciones con las siguientes características, indicar si son ácidas, básicas o
neutras:
[H + ] > [OH-] pH = pOH
pH < pOH pOH > 10
[H + ] = 10 -5 M pH > 8
[OH - ] > 10 -7 M [H + ] = 2 x 10 -8 g/L
5. Calcular el pH de las siguientes soluciones:
a) 100 mL de HCl 0,120 M.
b) 300 mL de HCl 0,120 M. Compare con el anterior.
c) solución 3,00 % (p/p) y d= 1,12 g/mL de H2SO4.
d) solución 6,00 % (p/v) de NaOH.
e) una mezcla de 100 mL de HCl 0,100 N y 300 mL de H2SO4 0,500 M.
f) una mezcla de 100 mL de NaOH 0,300 N con 0,100 g de Ba(OH)2 (suponer que
no hay cambio de volumen).
6. Indique cualitativamente cómo varía la concentración de H + y el pH de 100 mL de
HCl 0,100 M cuando se le agregan:
a) 100 mL de HCl 0,100 M b) 100 mL de H2SO4 0,100 M
c) 200 mL de HCl 0,100 M d) 100 mL de NaOH 0,100 M
e) 200 mL de NaOH 0,100 M f) 100 mL de H2O
g) 50 mL de Ca(OH)2 0,100 M h) 100 mL de HAc 0,100 M
7. a) Calcular el pH de 30 mL de HClO4 0,025 M.
b) Calcular el pH de la solución anterior cuando se agregan:
i) 30 mL de NaOH 0,075 M.
ii)10 mL de H2SO4 0,050 M
iii) 15 mL de Ba(OH)2 0,010 M y 15 mL de NaOH 0,020 M.
iv) 15 mL de Ba(OH)2 0,010 M y 15 mL de HCl 0,020 M.
8. Se tienen 80 mL de solución de Ca(OH)2 0,80 % (p/p) y d= 1,03 g/mL y se le
agregan:
a) 20 mL de solución de HCl 0,050 N.
b) 45 mL de solución de HCl 0,050 N.
Calcular el pH final en cada caso y el volumen de solución de HCl 0,050 N necesario
en la parte a) para neutralizar todo el Ca(OH)2 en exceso.
9. Explique qué es un indicador ácido-base. Relacione el rango de viraje con la
constante de equilibrio del mismo. Justifique el hecho de que existen indicadores con
dos rangos de viraje. Uso de los mismos en titulaciones ácido-base.
10. Se tiene una solución de NaOH aproximadamente 0,1 N:
a) Indique cuál de los siguientes ácidos será el más adecuado para titular la
solución: H2SO4 concentrado (aproximadamente 36 N); HAc 0,100 N; HAc 1,00 N; HCl
6,00 N; HCl 0,100 N.
b) ¿Cuál/es de los siguientes indicadores usaría en cada titulación?:
azul de timol (rojo - amarillo) 1,2 - 2,8
(amarillo-azul) 8,0 - 9,6
azul de bromotimol (amarillo - azul) 6,0 - 7,6
heliantina (rojo - amarillo) 3,1 - 4,4
fenolftaleína (incoloro - rosa) 8,2 - 10,0
amarillo de alizarina (amarillo - violeta) 10,1 - 12,1
40

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
11. En el laboratorio hay 3 frascos conteniendo soluciones 0,1 M de: HNO3;
Ca(OH)2 y NaCl respectivamente. ¿Cuál/es de los indicadores del problema 6 podría
usar para distinguir las tres soluciones?
12. Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes proposiciones:
a) Cuando se agrega H2O sobre H2SO4 el pH disminuye porque cambia el número
de equivalentes del ácido.
b) El grado de disociación del HAc aumenta cuando aumenta la dilución.
c) El pH de una solución preparada pesando 0,056 g de KOH y llevando a 100 mL
es igual que el de otra solución preparada pesando 0,0185 g de Ca(OH)2 y llevando a
50 mL.
d) El pOH de las soluciones del inciso c) disminuye cuando se agregan 10 mL de
HCl 0,1 N.
13. Ordenar cualitativamente (no es necesario hacer cálculos) las siguientes
soluciones por orden decreciente de pH:
HCl 0,100 M H2O
Ca(OH)2 0,00500 M HAc 0,100 M (Ka = 1,8 x 10 -5 )
H2SO4 0,100 M HCN 0,100 M (Ka = 4,9 x 10 -10 )
Ca(OH)2 0,0100M HNO2 0,100 M (Ka = 4,5 x 10 -4 )
HCl 1,00 M NH4OH 0,00500 M (Kb = 1,8 x 10 -5 ).
14. a) La Ka del HNO2 es 4,50x10 -4 . Calcular la [H + ], [OH - ], [NO2 - ], [HNO2] y el pH
de una solución 0,200 M de HNO2.
b) Se prepara una solución con 2,48 g/l de NH3. Calcular su pH si la Kb es 1,80 x
10 -5 .
c) Se mezclan 500 mL de HNO3 1,00 M con 20 mL de HCl de =1,14 g/mL y 35,0 %
p/p llevándose todo a volumen final de 800 mL. Calcule el pH y la concentración de
todos los iones presentes.
15. Suponga que Ud. está en el laboratorio y necesita preparar 10000 mL de una
solución de H2SO4 de pH=2,00. Para ello dispone de H2SO4 98,0 % p/p y =1,84 g/mL,
pero por error, al preparar la solución Ud. agrega 0,25 mL más de H2SO4 concentrado.
Calcule el pH verdadero de la solución y el volumen de NaOH 70,0 % p/v que deberá
agregar para llevar la solución al pH deseado (desprecie el efecto de dilución por el
agregado de NaOH).
16. Calcular la Ka de un ácido monoprótico débil si una solución 0,0720 M del
mismo posee un pOH de 11,3.
17. Calcular la concentración de PO4 3- , PO4H 2- , PO4H 2- presentes en una solución
de H3PO4 de pH=4,0, sabiendo que la concentración de H3PO4 en equilibrio es 0,050
M. K1 = 7,5x10 -3 , K2 = 6,2x10 -8 , K3 = 2,2x10 -13 .
18. Se pesan 0,452 g de NaOH impuro y se llevan a 1000 mL con agua destilada.
La solución resultante tiene un pOH=2,4. Calcular la pureza de la muestra en % p/p de
NaOH, suponiendo que la misma contiene impurezas que no afectan al pH.
Soluciones reguladoras
19. Concepto de solución reguladora. Composición de los sistemas buffer.
Funcionamiento de los mismos.
20. Se prepara una solución reguladora mezclando 100 mL de NaAc 0,500 M con
200 mL de HAc 0,230 M. a) calcular el pH de la mezcla; b) calcular la variación de pH
cuando se agrega: (i) 10,00 mL de HCl 0,0100 M, (ii) 10,00 mL de NaOH 0,0100 M; c)
re calcular y comparar con los resultados de b) si tales cantidades de ácido o base se
agregan sobre 300 mL de agua destilada.
21. Se dispone de una solución 0,150 M de CH3COOH y otra 0,100 M de
NaCH3COO. ¿Qué volúmenes de cada una de ellas se deben mezclar para obtener
100 mL de una solución reguladora de pH = 5,30? Ka = 1,80.10 -5 .
41

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
22. Calcular la variación de pH que se producirá al añadir 10,00 mL de HCl 0,100
M a 120,0 mL de una solución buffer 0,150 M en NaHSO4 y 0,150 M en Na2SO4
suponiendo volúmenes aditivos. Ka = 1,26.10 -2 .
Hidrólisis
23. Defina hidrólisis.
24. ¿Qué factores influyen en la hidrólisis y en qué forma?
25. Explique el mecanismo de hidrólisis (a través de las ecuaciones
correspondientes) de las siguientes soluciones. Especificar aquellos casos en que no
se produce la reacción: a) acetato de sodio; b) cloruro de sodio; c) sulfuro de sodio; d)
hidrógeno carbonato de sodio; e) sulfato de sodio; f) cloruro de amonio; g) cloruro de
magnesio; h) acetato de amonio.
26. Ordenar en forma creciente de pH las siguientes soluciones acuosas ( todas de
igual concentración): HNO3; NH4Cl; HClO; KOH; KF; KClO; HF; H2SO4; NH4F; NH4NO3;
KNO3. (KNH4OH < KHClO < KHF).
27. Indicar el medio de las siguientes soluciones justificando con ecuaciones: NaCl,
NH4NO3, NH4NO2, NH4Ac, NH4CN, NH4F, NaHCO3, Na2CO3, Na2S y NaHSO4.
Datos: KNH4OH = 1,8x10 -5 KHNO2 = 4,5x10 -4 KHAc = 1,8x10 -5
KHCN = 4,9x10 -10 KHF = 3,5x10 -4 K 1 H2CO3 = 4,3x10 -7
K 2 H2CO3 = 5,61x10 -11 K 1 H2S = 9,1x10 -8 K 2 H2S = 1,1x10 -12
28. Se prepara una solución de NaAc (NaCOOCH3) disolviendo 8,20 g de la sal en
cantidad de agua suficente como pata obtener un volumen final de 1000 mL. Calcular
las concentraciones de todas las especies existentes.
29. ¿Cómo se produce el proceso de hidrólisis durante la neutralización del ácido
acético con hidróxido de sodio?¿Qué variación de pH se produce?
30. ¿Cuánto cambiaría el grado de hidrólisis de una solución de KCN si una
solución 0,25 M se diluye hasta una concentración 0,025 M ?. Ka = 4,9x10 -10 .
31. Calcular el pH antes y después de cada agregado cuando a 10,0 mL de HAc
0,100 M se le adicionan sucesivamente 3 alícuotas de 5,00 mL de solución de NaOH
0,100 M.
32. Explique el fenómeno de la hidrólisis de las soluciones del cloruro de antimonio
y lo que ocurre cuando se agrega ácido clorhídrico.
Solubilidad y Kps
33. Desarrolle los conceptos de solubilidad y de Kps.
34. Calcular la solubilidad del Mg(OH)2 en: a) agua pura; b) solución de NaOH
0,0500 M; c) solución de MgCl2 0,0500 M; d) solución reguladora pH = 9,00 (KpsMg(OH)2
= 8,90.10 -12 ).
35. Se mezclan 50,0 mL de solución de AgNO3 5,20 10-5 M con 50,0 mL de NaCl
2,40.10 -4 M. KpsAgCl = 1,70.10 -10 . Calcular: a) la concentración final de todos los iones;
b) la masa de AgCl sólido precipitado.
36. Describir cualitativamente que ocurre si al sistema anterior se lo somete a cada
una de las siguientes operaciones: a) se separa parte del sólido; b) se agrega agua; c)
se separa todo el sólido; d) después de c) se hace b); e) se agrega una pizca de AgCl
sólido; f) se agrega NaCl; g) se agrega AgNO3; h) se evapora hasta reducir su volumen
a 50 mL; i) se hace burbujear NH3 gaseoso (Ag + + 2 NH3 Ag(NH3) 2+ ); j) después de
c) se hace i).
37. A una solución de Ca +2 0,100 M y Ba +2 0,100 M se le agrega lentamente
Na2SO4. Los Kps del CaSO4 y BaSO4 son: 2,40x10 - 5 y 1,11x10 -10 respectivamente.
Contestar las siguientes preguntas suponiendo que el volumen se mantiene constante:
a) ¿cuál es la concentración de SO4 -2 en el instante en que empieza a precipitar el
primer sólido? ¿Cuál es ese sólido?; b) ¿cuál será la concentración de Ba +2 cuando
42

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
empieza a precipitar en segundo sólido?; c) ¿es posible separar el Ca +2 y el Ba +2 por
precipitación selectiva de los sulfatos?
38. Una solución contiene iones Zn +2 y Ni +2 ambos en concentración 0,0200 M. Los
Kps de sus sulfuros valen respectivamente: 1,00.10 -22 y 3,00.10 -21 . Indicar entre qué
límites habrá que ajustar el pH de la solución de manera que al saturarla con H2S: a)
precipite sólo el ZnS; b) precipiten ambos sulfuros.
K1(H2S) = 1,00x10 - 8 ; K2 (H2S) = 1,00x10 -12 ; [H2S]Solución saturada = 0,100 M
43

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Electrolitos, pH e Indicadores
TRABAJO PRÁCTICO
Objetivos: Acotar el valor del pH y de la [H + ] de soluciones por medio de indicadores.
Introducción del concepto de solución reguladora. Titulación ácido-base: Selección de
indicadores según la fuerza de los electrolitos.
Parte Teórica
Se denominan electrolitos las sustancias que conducen la corriente eléctrica por
medio de iones. Son llamados conductores de segunda especie, y en ellos el pasaje
de la corriente determina modificaciones de carácter químico; este proceso se conoce
con el nombre de electrólisis. Por el contrario, en los conductores metálicos o
electrónicos, llamados de primera especie, el pasaje de la corriente eléctrica consiste
en un flujo de electrones, sin cambio químico.
Hay dos grandes grupos de conductores electrolíticos: el primero formado por
sustancias puras, por ejemplo sales fundidas y el segundo por disoluciones de sales,
ácidos y bases.
Arrhenius fue el primero en observar que los ácidos anhidros, como el sulfúrico y el
acético glacial no conducen la corriente eléctrica. Sin embargo, presentan esta
propiedad cuando se encuentran en solución acuosa. Este fenómeno se debe a la
formación de partículas cargadas llamadas iones. De esta manera, al disolverse un
ácido en agua ocurre:
AH → A - + H +
y si se disuelve una base:
BOH → B + + OH -
Los ácidos al disociarse en agua forman un catión hidrógeno y un ion con carga
negativa (anión), y las bases se disocian en un anión hidroxilo y un ion con carga
positiva (catión). Por lo tanto en términos de la teoría de Arrhenius se considera que
una reacción ácido-base (conocida como reacción de neutralización) se produce
específicamente entre H + y OH - para formar agua, un anión y un catión, los cuales
forman una sal. En agua:
H + + Cl - + Na + + OH - → H2O + Na + + Cl -
ácido base sal
El mejor conocimiento de la estructura de la materia y de las disoluciones de
electrolitos en disolventes diferentes de agua originó definiciones más amplias de
ácidos y bases. Así, Brönsted y Lowry también llaman ácido a toda sustancia o grupo
atómico capaz de ceder un protón, pero redefinen base como toda sustancia o grupo
atómico capaz de captar un protón.
Así, en la siguiente disociación:
AH A - + H +
AH es un ácido (ácido conjugado de A - ) porque puede ceder un protón y el ion A -
es una base (la base conjugada de AH) porque puede aceptar un protón.
Lewis amplió estas definiciones llamando ácido a toda molécula o grupo atómico
que puede aceptar electrones y base a toda especie química que cede electrones.
Esta definición abarca a otras sustancias (por ejemplo: BF3 es un ácido de Lewis y
NH3 es una base de Lewis):
F
F B
F
puede aceptar electrones puede ceder electrones
H
N
H
H
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
El grado con que una sustancia disuelta se disocia en sus iones define su mayor o
menor fuerza como electrolito. Un electrolito fuerte es aquél que se disocia totalmente
o casi totalmente; y un electrolito débil es aquél que se disocia sólo parcialmente. Hay
una serie continua de ácidos que va desde los totalmente disociados, como el HCl,
hasta los casi no disociados como el HCN. Un ácido puede ser débil en solución
concentrada, pero fuerte en disolución diluida.
ÁCIDOS Y BASES FUERTES
ÁCIDOS BASES
Completamente disociados en concentraciones menores que 1M
HCl
HBr
HI
HClO4
HNO3
H2SO4
LiOH
NaOH
KOH
RbOH
CsOH
Completamente disociados en concentraciones menores de 0,01 M
HIO3
Sr(OH)2
Ba(OH)2
ÁCIDOS Y BASES DÉBILES (Ejemplos)
ÁCIDOS BASES
CH3COOH
H2CO3
H3PO4
NH4OH
Fe(OH)3
Los principios del equilibrio químico pueden ser aplicados al caso particular de los
equilibrios que consideran especies iónicas.
Para un ácido:
Para una base:
AH A - + H +
K a
[ H
][ A
[ HA ]
BOH B + + OH -
K b
[ B
][ OH
[ BOH]
Ka y Kb son las constantes de disociación para un ácido y una base,
respectivamente.
Para un ácido fuerte como el HCl y una base fuerte como el NaOH los valores de
las constantes de equilibrio son números grandes. Consecuentemente, para
soluciones diluidas, la disociación es prácticamente completa. En las reacciones
escritas a continuación, esto está simbolizado con la longitud relativa de las flechas:
]
]
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
HCl H + + Cl - Ka 10 2
NaOH Na + + OH - Kb 10 2
Para un ácido débil como el acético y una base débil como el amoníaco, las
constantes de equilibrio son pequeñas y la disociación es incompleta:
CH3COOH CH3COO - + H +
Ka = 1,8 . 10 -5
NH3.H2O NH4 + + OH - Kb = 1,8 . 10 -5
Si un electrolito se disocia en:
AB A - + B +
su constante de disociación será:
K
[ A
][ B
[ AB]
Esta constante es una medida de la disociación del electrolito; no obstante existe
otro concepto que habitualmente usamos para cuantificar la disociación: el grado de
disociación.
El grado de disociación de AB es igual a la concentración de A - o de B + en moles/L,
(más estrictamente, los moles de AB disociados por litro) dividido por la concentración
inicial de AB ([ AB ]0). En este caso:
donde [A - ] es la concentración en el equilibrio de A - , y [AB]o es la concentración
inicial de AB.
Por la estequiometría de la reacción, el número de moles de AB que se disocia es
igual al número de moles de A - o de B + formado (en este caso particular). Como se ve,
el grado de disociación representa la fracción del electrolito disociado en sus iones; si
multiplicamos su valor por 100 obtendremos el porcentaje de disociación del
electrolito.
Volviendo a los equilibrios en los cuales aparecen los H + , no se puede esperar que
estos mantengan su identidad en solución. Debido a su pequeño tamaño y a su
densidad de carga catiónica, atraerá a cualquier molécula o ion que tenga un par
electrónico libre; en agua es imposible encontrar protones aislados debido a la alta
densidad electrónica que rodea a los átomos de oxígeno en las moléculas de agua.
Así, se asocia a la molécula de agua dando el ion hidronio (H3O + )
A su vez el ion hidronio puede hidratarse con más moléculas de agua aunque
habitualmente por comodidad escribiremos H3O + o simplemente H + .
El agua como electrolito.
+
H O H H B H O H
]
+
+
H
ión hidronio
-
B
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
El agua es un electrolito débil. A 20 ºC la relación entre las moléculas disociadas y
sin disociar es de 1 a 55.10 7 . Se puede calcular la molaridad del H2O recordando que
su densidad es 1 g/mL y su peso molecular es 18 g.
18 g H2O _________________ 1 mol de H2O
1000 g H2O __________________ x = 55,5 moles H2O
Estos 55,5 moles están contenidos en 1000 mL (1 g = 1 mL) entonces la molaridad
del agua es 55,5 M. Así se observa que es posible calcular la molaridad para el caso
de un solvente puro.
El agua al disociarse produce iones H + y OH - :
H2O OH - + H +
o bien
H2O + H2O H3O + + OH -
La constante de disociación se escribe:
K
[ H3
O ][ OH ]
[ H O]
El agua, aún siendo químicamente pura, contiene cantidades mínimas de ambos
iones y es eléctricamente neutra, ya que se generan cantidades iguales de H + y OH - :
[H + ] = [OH - ]
En la disociación del agua se generan un mol de iones hidrógeno y un mol de iones
oxhidrilo por cada 55.10 7 moles de agua; estos moles representan un volumen cuyo
valor en litros es:
1 mol H2O __________________ 18 mL H2O
55.10 7 moles H2O __________________ X = 10 10 mL = 10 7 l H2O
Luego:
-
- -
[H2O] = 55 mol/litro .
puesto que en 1 litro, el número de moles por litro es:
Reemplazando los valores hallados se tiene:
que es la constante de disociación del agua.
En esta expresión el valor 55, o sea la concentración del agua permanece
prácticamente constante, ya se trate de agua pura o de soluciones diluidas. Por lo
tanto el numerador debe ser también una constante:
2
- -
[H + ].[OH - ] = 10 -14 = Kw a 25ºC
o sea que el producto de las concentraciones de los iones del agua es una constante,
llamada producto iónico del agua. El agua disociada parcialmente en iones hidrógeno
e hidroxilo pertenece a la categoría de las sustancias que pueden actuar como ácidos
o como bases, es decir, tiene carácter anfótero.
El agua pura representa por convención el medio de reacción neutro (nótese que
en este caso el término ―neutro‖ tiene un significado distinto que al hablar de
neutralidad eléctrica), por lo tanto la neutralidad puede caracterizarse en términos de
los valores de las concentraciones de H + y de OH - . Es indistinto elegir las
concentraciones de uno u otro ion, porque ambas están ligadas a la constante del
-
47

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
producto iónico del agua. De acuerdo a ello se dice que un medio es neutro cuando
[H + ] = [OH - ] = 10 -7 . Podemos hablar entonces de soluciones ácidas, neutras y básicas,
dependiendo de las concentraciones relativas de H + y OH - en solución, y si tenemos
en cuenta que el medio neutro está representado por el agua pura, y que además en
ella [H + ] = [OH - ] = 10 -7 M, entonces se cumple que:
en una solución ácida [H + ] > [OH - ] y [H + ] > 10 -7 M
en una solución neutra [H + ] = [OH - ] = 10 -7
en una solución básica [H + ] < [OH - ] y [H + ] < 10 -7 M
Las soluciones ácidas se obtienen disolviendo sustancias que aportan H + al medio
(o, lo que es equivalente, consuman OH - ); en este caso la concentración de protones
será mayor que en el agua pura: [H + ] > 10 -7 M
[OH - ] < 10 -7 M
Las soluciones alcalinas se obtienen disolviendo sustancias que aportan OH - al
medio (o que consuman H + ); en este caso la concentración de oxhidrilos será mayor
que en el agua pura: [H + ] < 10 -7 M
[OH - ] > 10 -7 M
Teniendo en cuenta Kw, una vez que se fija una concentración de H + se puede
determinar la concentración de OH - . Por lo tanto se suele establecer la acidez de los
medios acuosos, según la concentración de H + .
Resulta más práctico, para trabajar con números sencillos, definir pH como el
logaritmo decimal de la inversa de la concentración:
por ejemplo: [H + ] = 10 - 4 pH = 4
[H + ] = 10 - 7 pH = 7
[H + ] = 10 - 9 pH = 9
Por lo tanto, el pH de las soluciones ácidas ([H + ] > 10 - 7 M), será menor que 7, y el
pH de las soluciones alcalinas ([H + ] < 10 - 7 M) será mayor que 7.
En el siguiente cuadro resumiremos las características de los medios ácido, básico
y neutro:
[H + ] [OH - ] pH pOH
Ácido > 10 - 7 < 10 - 7 < 7 > 7
Básico < 10 - 7 > 10 - 7 > 7 < 7
Neutro 10 - 7 10 - 7 7 7
Indicadores.
Los indicadores son sustancias que permiten reconocer si un medio es ácido o
alcalino (nos referiremos aquí sólo a los indicadores ácido-base, aunque existen otros
indicadores sensibles a otras características del medio), por medio de coloraciones
que adquieren al ser agregados a las soluciones. Tienen la propiedad de presentar
formas estructurales o iónicas de distinto color, según la reacción del medio. Los
indicadores se utilizan en soluciones con concentración del orden del 0,05 % a 0,1 % y
se agregan algunas gotas a la solución.
Una teoría que interpreta el comportamiento de los indicadores parte de la base de
que se trata de sustancias ácidas o alcalinas del tipo de los electrolitos débiles a las
cuales corresponden colores distintos si se presentan en su forma ionizada o en su
forma molecular.
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
(1) Indicador de naturaleza ácida
HIn In - + H +
forma molecular forma iónica
(Color 1) (Color 2)
(2) Indicador de naturaleza básica
In OH OH - + In +
forma molecular forma iónica
(Color 1) (Color 2)
Para el primer indicador deberá cumplirse (a una temperatura determinada) la
siguiente relación:
K
[ In
][ H
[ HIn]
]
[ In ]
[ HIn]
Puede observarse que, para un indicador determinado, la relación entre las
concentraciones de las dos formas en las que se puede encontrar el mismo depende
de la concentración de H + . El color que adopte el indicador en la solución dependerá
del predominio de la forma iónica o molecular del mismo.
Tomemos por ejemplo el primer indicador. Si se agregan unas gotas de éste a una
solución ácida, por haber una alta concentración de protones, la reacción (1) estará
fuertemente desplazada hacia la izquierda y se verá el color 1 correspondiente a la
especie no disociada. En cambio, si el agregado se hace a una solución alcalina, la
reacción se desplazará hacia la derecha y se verá el color 2.
Para que el color de una forma domine sobre el color de la otra, la concentración
de dicha especie deberá ser por lo menos 10 veces superior a la de la otra especie, es
decir:
Si aplicamos la función p (- log) a ambos miembros de las expresiones anteriores,
queda:
K
[ H
pK > pH - log (1/10) ó pH < pK - 1 (predomina el color 1)
pK < pH - log (10/1) ó pH > pK + 1 (predomina el color 2)
donde pK es -log K.
Se puede ver que el pH al que predomina una especie sobre la otra depende de la
constante de disociación del indicador, y por lo tanto de su naturaleza. Por ejemplo,
para un indicador cuya K = 10 -4 , el color 1 predomina para pH < 4 - 1 y el color 2
predomina para pH > 4 + 1. Decimos entonces que el rango de viraje del indicador es
3 - 5 (color 1 - color 2). De este modo, unas gotas de este indicador impartirá el color 1
a todas las soluciones cuyos pH sean menores e iguales que 3 e impartirá el color 2 a
las soluciones con pH mayor o igual a 5. Por otro lado, al agregar el indicador a
soluciones con pH comprendido entre 3 y 5, ninguna de las dos especies estará 10
veces más concentrada que la otra, y por lo tanto el color que el indicador comunica a
la solución es intermedio entre el color 1 y el color 2.
]
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Para diferentes indicadores, esta zona de viraje es distinta ya que depende del
valor de la constante de equilibrio, la cual es propia de cada indicador.
A continuación se presentan las características de algunos de los indicadores
ácido-base más comunes.
Indicador Naturaleza Zona de Viraje Colores
Azul de timol ácido 1,2 - 2,8 rojo-amarillo
8,0 - 9,6 amarillo-azul
Heliantina básico 3,1 - 4,4 rojo-amarillo
Rojo de metilo básico 4,2 - 6,3 rojo-amarillo
Fenolftaleina ácido 8,2 - 10,0 incoloro-rosa
Amarillo de Alizarina ácido 10,1 - 12,1 amarillo-violeta
Soluciones reguladoras
Cuando es necesario mantener el pH constante durante el curso de una reacción
que produce o consume protones, se utilizan las llamadas soluciones reguladoras o
soluciones buffer. Son soluciones bastante concentradas de un ácido débil y su base
conjugada (sal del anión) o de una base débil y su ácido conjugado (sal del catión
correspondiente).
Si en la reacción se producen protones, reaccionan con la base conjugada para
formar más ácido, pero si se consumen protones, el ácido débil se disocia para dar
más protones. Es decir, el fundamento en el funcionamiento de una solución
reguladora está dado por el principio de Le Chatelier.
En una solución que contenga un ácido débil AH, la constante de disociación es:
[ H ][ A ]
[ HA]
K a Ka
[ H ]
[ HA ]
[ A ]
Si consideramos una mezcla de un ácido débil y la sal, la sal es un electrolito
fuerte, la concentración del anión es prácticamente igual a la concentración de la sal
(Cs). La sal hace disminuir la disociación de AH porque provee de un ión común
(recuérdese el principio de Le Chatelier). En la generalidad de los casos puede
considerarse que todo el ácido está presente en la forma molecular (Ca =
concentración del ácido).
Curvas de neutralización.
[ H
]
K
C
a
a
Cs
Una solución diluida de un ácido fuerte se puede considerar como completamente
disociada y la concentración de iones hidrógeno será igual a la concentración del ácido
no neutralizado.
A medida que se agregue una base durante una titulación ácido-base, la
concentración de H + irá disminuyendo y el pH aumentando. En la figura 1 se muestra
cómo varía el pH (en ordenadas) con el agregado de una base (abcisa en mL de
NaOH 0,1 N) cuando se parte de un ácido fuerte o de un ácido débil. Las curvas se
denominan curvas de neutralización y las mostradas en la figura 1 fueron calculadas
para la titulación de 10 mL de solución de HCl 0,1 N o de ácido acético 0,1 N, con
solución de NaOH 0,1 N.
Se ve en la figura que se producen saltos importantes de pH cuando el agregado
de base es exactamente equivalente al contenido original de ácido (punto de
equivalencia). Este salto se produce desde un valor de pH francamente ácido en el
caso de un ácido fuerte (y algo superior en el caso de uno débil) hasta un pH
francamente alcalino (8, 9 ó 10). De este modo, para visualizar el punto de
equivalencia debe utilizarse un indicador que vire dentro de esos límites de pH.
50

pH
pH
14
12
10
8
6
4
2
0
14
12
10
8
6
4
2
0
Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
HCl 0,1 N
HAc 0,1 N
0 5 10 15 20
HCl 0,1 N vs NaOH 0,1 N
Figura 1
HCl 0,01 N vs NaOH 0,01 N
mL NaOH 0,1 N
HCl 0,001 N vs NaOH 0,001 N
0 5 10 15 20
mL NaOH
Figura 2
Fenolftaleína
Heliantina
51

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
En la figura 1 también se indica el rango de viraje de dos indicadores comunes:
heliantina (3,1 - 4,4) y fenolftaleína (8,2 - 10,0). Puede observarse que ambos serían
adecuados para la titulación de un ácido fuerte 0,1 N con una base fuerte 0,1 N, pero
sólo la fenolftaleína sería adecuada para la titulación de ácido acético 0,1 N con NaOH
0,1 N.
Como muestra la figura 2, a medida que las soluciones usadas son menos
concentradas será necesario usar indicadores en un rango más estrecho de pH,
debido a que el salto en el punto de equivalencia no es tan pronunciado.
Cuando se calcula la concentración de H + en cualquier punto de la titulación de un
ácido fuerte con base fuerte deberá considerarse:
a) la reacción de neutralización
b) la dilución que resulta por el aumento del volumen de la solución.
En cambio, cuando se titula un ácido débil con base fuerte, el cálculo es más
complicado debido a que:
1) el ácido está débilmente disociado
2) la sal formada durante la neutralización retrograda la disociación del ácido
(formación de una solución reguladora que implica una zona prácticamente horizontal
en la curva de variación del pH con el agregado de base).
3) la solución de la sal no es neutra a causa de la hidrólisis (el punto de
equivalencia no coincide, como en el caso anterior con el pH = 7, sino que es
ligeramente más alcalino; esto se discutirá con algún detalle en el trabajo práctico de
hidrólisis).
Hay ecuaciones que permiten el cálculo del pH en cada instante de la titulación,
y que tienen en cuenta los factores anteriores.
En el caso del ácido acético - hidróxido de sodio (cuya curva de titulación se
mostró en la figura 1) se ve que el pH es levemente alcalino en el punto de
equivalencia. Si se usara anaranjado de metilo (heliantina) solamente un 30 % del
ácido estaría neutralizado al producirse el viraje; en cambio, indicadores como la
fenolftaleína y el azul de timol son adecuados ya que su rango de viraje es más
alcalino. Cualquier indicador que cambie por debajo de pH = 8 no sería satisfactorio
por dos razones:
-el color cambiaría antes del punto de equivalencia.
-el cambio no sería brusco debido a la variación relativamente gradual del pH
antes de ese valor.
Parte Experimental
Material a emplear:
Tubos de ensayos, buretas, soluciones de distintos indicadores, solución valorada
de NaOH, soluciones a valorar de HAc (ácido acético) y HCl, soluciones de HCl,
NaOH, NH3 y HAc cuyo pH debe determinarse.
Modo operatorio:
1) Determinación del pH aproximado de distintas soluciones utilizando indicadores
ácido-base
Para cada una de las soluciones cuyo rango de pH se pretende determinar se
realizará lo siguiente:
1- Se tomarán seis tubos de ensayo y en cada uno se colocarán aproximadamente
2 mL de la solución de pH ―desconocido‖. A cada uno de los tubos se agrega 2 ó 3
gotas de un indicador distinto (el tubo A contiene el indicador A, el tubo B contiene el
indicador B, etc.).
2- De acuerdo al color que toma cada uno de los indicadores, se tratará de acotar
el valor de pH de la solución.
52

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
3- Preguntando al ayudante qué ácidos y bases forman parte de cada solución, se
tratará de acotar la concentración de éstas a partir de los valores de pH.
NOTA: Si se contase con papel indicador (un tipo de papel impregnado de una mezcla
de diferentes indicadores que puede dar diferentes colores en un amplio rango de pH),
se lo utilizará para verificar el pH acotado para las soluciones.
2) Titulación de un ácido débil y de un ácido fuerte con una base fuerte y utilizando
diferentes indicadores
1- Lavar en forma sucesiva la bureta con agua, agua destilada y la solución de
NaOH valorada. Llenar la bureta y enrasarla con la solución de NaOH. Usar papel de
filtro para secar la bureta exteriormente. Controlar que no pierda.
2- Lavar con agua y agua destilada un erlenmeyer y colocar en el mismo 10,00 mL
(medidos con pipeta de doble aforo) de la solución a valorar de HCl. Añadir unas gotas
de fenolftaleína y aproximadamente 50 mL de agua destilada. Agregar gota a gota
desde la bureta la solución de NaOH, agitando permanentemente, hasta viraje del
indicador (leve tonalidad rosada-violeta persistente durante 30 segundos).
3- Proceder igual que en 2- pero utilizando heliantina en lugar de fenolftaleína
como indicador. En este caso la titulación se dará por concluida cuando la solución
adquiera una tonalidad naranja (se contará con un patrón para la comparación de
colores). Comparar los gastos de la solución de NaOH. Calcular la concentración de
ácido.
4- Proceder como en 2- y 3- pero utilizando 10,0 mL de solución de HAc a valorar
en lugar de la solución de HCl. Comparar los gastos de la solución de NaOH. Calcular
la concentración de ácido.Realizar las operaciones por duplicado.
3) Determinación de la constante de disociación de un ácido débil
1- Se prepara una serie de soluciones en función de contar con una escala de pH.
Para ello, se realizarán las siguientes mezclas utilizando sendas buretas:
Ac. Acético (0,1 M)/mL NaOH (0,1M)/mL pH
9,80 0,20 3,0
9,70 0,30 3,2
9,60 0,40 3,4
9,40 0,60 3,6
9,10 0,90 3,8
8,70 1,30 4,0
8,20 1,80 4,2
7,70 2,30 4,4
7,10 2,90 4,6
6,60 3,40 4,8
6,10 3,90 5,0
Colocar alrededor de 5 mL de cada una de las soluciones en sendos tubos. A cada
tubo se le agrega 3 gotas de heliantina.
2- Se prepararán soluciones de ácido ácetico de distinta concentración. Para ello,
inicialmente se toman 1,43 mL de ác. acético glacial (99 - 100 %, 1,05 kg/L) y se llevan
a 250,0 mL con agua destilada en un matraz aforado. Esto dará una solución
aproximadamente 0,1 M.
De esta solución se hace una dilución 1/10 (10,00 mL llevados a 100,0 mL) para
obtener una solución de concentración 0,01 M. De esta última solución se hace
nuevamente una dilución 1/10 para obtener otra solución 0,001 M.
53

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Se toman 5 mL de las soluciones 0,01 M y 0,001 M en sendos tubos de ensayo y
se les agrega 3 gotas de heliantina a cada tubo. Se compara el color de las soluciones
de ácido acético con la escala de pH. Se determina por observación directa el pH de
las soluciones problema.
Con los valores de pH así obtenidos se calculan las concentraciones de H + de cada
solución. A partir de la [H + ] y la concentración del ácido acético se calcula la constante
de equilibrio (ecuaciones 1, 2 y 3).
donde [HAc]0 es la concentración analítica del ácido acético.
Con los valores de [HAc]0 y [H + ] se puede calcular el grado de disociación (α) de
cada solución:
Se podría comparar los grados de disociación obtenidos con los calculados
teóricamente.
PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS
Estos problemas deben resolverse durante el trabajo práctico en la medida que
el trabajo experimental lo permita.
1. Calcule el pH que tendrá el sistema de partida en la titulación de 10,00 mL de
solución de HCl 0,100 M si son agregados 50,0 mL de agua destilada al
erlenmeyer. Idem para la titulación de 10,00 mL de solución de HF 0,100 M.
(KHF=1,7x10 -4 ) al agregar la misma cantidad de agua.
2. Calcule el volumen de solución de NaOH 0,085 M necesario para titular cada uno
de los sistemas anteriores.
3. Calcule el pH en el punto de equivalencia en cada caso (si es necesario espere
hasta el práctico de hidrólisis para resolver este punto).
4. ¿Por qué puede agregar agua destilada al frasco erlenmeyer durante una
titulación? ¿Para qué lo hace? ¿Altera el punto de equivalencia?
5. Calcule el pH si se agregaron 0,50 mL menos que los necesarios para alcanzar el
punto de equivalencia en cada caso.
6. Calcule el pH si se agregó solo la mitad del volumen necesario para neutralizar el
ácido en cada caso.
7. Calcule el pH si se agregó 1 mL más que el necesario para alcanzar el punto de
equivalencia en cada caso.
8. Calcule el pH de 20,0 mL de HCl 0,200 M cuando se agrega porciones sucesivas
de 5,00 mL cada una de una solución de NaOH 0,200 M hasta haber agregado
25,0 mL de esta última.
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
9. Calcule el pH de 20,0 mL de HAc 0,200 M cuando se agrega porciones sucesivas
de 5,00 mL cada una de una solución de NaOH 0,200 M hasta haber agregado
25,0 mL de esta última. KAcH = 1,8x10 -5 .
10. ¿Cómo serán los volúmenes gastados (igual, mayor, mucho mayor, etc), respecto
al punto de equivalencia, en las titulaciones de cierta solución de HCl con una
determinada solución de NaOH si se usaron los siguientes indicadores:
fenolftaleína (8,2-10); azul de timol 1 (1,2-2,1); heliantina (3,4-4,2);
amarillo de alizarina (10,6-12,1); azul de timol (8-9,6)
11. Idem en la titulación de una solución de HF.
12. ¿Por qué no deben agregarse demasiadas gotas de indicador durante una
titulación?
13. Se pretende titular una solución de NaOH de concentración aproximada a 0,1 M.
¿Cuál/es de las siguientes soluciones utilizaría: HCl 6,0 N, HAc 0,12 N, H2SO4 1,0
N, HNO3 0,080 N? ¿Qué indicadores podría utilizar (indique al menos dos)?
14. Indique el intervalo en el cual se encontrará el pH de una solución que toma color
amarillo con azul de timol, incoloro con fenolftaleína, y azul con azul de
bromotimol. Consulte los intervalos de viraje y los colores que toma cada indicador.
15. Suponiendo que la fenolftaleína y la heliantina pueden tratarse como indicadores
de naturaleza ácida, ¿cuál es más fuerte como ácido? Justifique.
16. Calcule el valor aproximado de la cte. de disociación de un indicador ácido cuyo
rango de viraje es 3-4,6.
17. Se pretende decidir si una solución contiene HCl, KOH o KCl agregando una gota
de algún indicador. ¿Cuál podría utilizar?
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Hidrólisis
TRABAJO PRÁCTICO
Objetivo: Adquirir el concepto de hidrólisis y analizar los distintos casos que se
plantean. Estudiar los factores que modifican el equilibrio de hidrólisis y su influencia
sobre el mismo.
Parte Teórica
Las soluciones acuosas de sustancias como las sales nos enfrentan con una
situación distinta a la estudiada en el caso de soluciones de ácidos y bases
(hidróxidos). Dado que las sales al disociarse no generan ni protones ni oxhidrilos
(exceptuamos por ahora a las sales hidrogenadas y a las básicas), podría esperarse
que las soluciones acuosas de las mismas fueran neutras. Sin embargo, las
soluciones de carbonato y las soluciones de cianuro son básicas, mientras que las
sales férricas son ácidas. Esto implica que algún otro proceso que tiene lugar en
solución acuosa es el responsable del carácter final del sistema.
Cuando se disuelve una sal en agua se produce una disociación iónica de ella y las
propiedades químicas de la solución serán las de todos los iones presentes. Por
tratarse de soluciones acuosas, al decir ‗todos los iones‘ estamos incluyendo a los H +
y OH - producidos por la disociación iónica del agua:
H2O H + + HO -
Para comprender esto, recordemos que en una solución de un ácido débil como el
ácido acético (HAc), el equilibrio que tiene lugar es:
HAc H + + Ac -
Esto implica que una solución que inicialmente contiene HAc, al alcanzar el
equilibrio tendrá también iones H + y Ac - . Pero además, si tenemos una solución con H +
y Ac - también se alcanzará un estado de equilibrio en el cual deberá existir el HAc. Es
decir que si se agrega una sal que contenga iones Ac - a agua, éstos podrán reaccionar
con los H + presentes de modo de cumplir el equilibrio correspondiente.
Esto puede extenderse a cualquier anión o catión. En el caso de provenir de un
ácido o de un hidróxido fuerte, la asociación no tendrá lugar en forma apreciable.
Haremos ahora el análisis de lo que ocurre cuando disolvemos, por ejemplo, NaAc
en agua. El Na + proviene de un hidróxido fuerte y por ende no sufrirá asociación en
agua; en cambio el Ac - :
Pero también ocurre que:
Ac - + H + HAc
H2O H + + HO -
Combinando ambos equilibrios obtenemos la reacción neta denominada reacción
de hidrólisis:
Ac - + H2O HAc + HO -
que es físicamente más factible que la simple asociación (resulta más probable el
encuentro de Ac - y H2O que de Ac - y H + ).
Este proceso, mediante el cual un anión (o un catión) que proviene de un ácido (o
una base) débil se combina con el agua para dar el electrolito débil, en este caso HAc,
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
se denomina hidrólisis (del griego “ruptura del agua”). La constante de equilibrio
asociada al proceso, Kh, se denomina constante de hidrólisis.
Constante de hidrólisis.
Consideremos la hidrólisis del cianuro de sodio:
NaCN Na + + CN -
CN - + H + HCN
H2O H + + OH -
Al ion cianuro se lo denomina base conjugada del ácido cianhídrico, porque este
ion puede convertirse en ácido tomando un H + (en este caso del H2O). De manera
similar el ácido cianhídrico se denomina el ácido conjugado del ion cianuro; sumando
las dos últimas ecuaciones se obtiene la reacción neta de hidrólisis:
CN - + H2O HCN + OH -
La constante de equilibrio correspondiente es:
K h
[ HCN][
OH
[ CN ]
]
La constante Kh se denomina constante de hidrólisis y es función de la
temperatura. Esta constante de hidrólisis puede obtenerse relacionando dos
constantes, Kw de la disociación iónica del agua y la constante de disociación del ácido
cianhídrico.
K w
K a
K
h
[ H ][ OH
[ H
K
K
][ CN
[ HCN]
w
a
]
]
[ HCN][
OH ]
[ CN ]
Así, cuando se hidroliza un anión, puede comprobarse que: Kh = Kw / Ka
donde Ka es la constante de disociación del ácido del cual proviene el anión.
Cuando se hidroliza un catión (compruébelo Ud. mismo): Kh = Kw / Kb
donde Kb es la constante de disociación del hidróxido del cual proviene el catión.
A la luz de estas ecuaciones puede observarse que la hidrólisis será mayor cuanto
más débil (menor valor para Ka o Kb) fuere el electrolito del cual proviene la especie
que se está hidrolizando.
Hemos visto que la hidrólisis de aniones produce OH - , de modo que el medio en
este caso será básico. En cambio, en la hidrólisis de cationes se producen protones,
generando un medio ácido. Como ejemplo veamos la hidrólisis del NH4 + :
NH4 + + H2O NH4OH + H +
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
De acuerdo a la composición de las sales, tendremos cuatro casos distintos:
1) Sal con catión proveniente de un hidróxido fuerte y un anión proveniente de un
ácido fuerte. En este caso no habrá hidrólisis y el medio será neutro ya que sólo queda
el equilibrio:
Ejemplos: KNO3, NaCl, Na2SO4.
H2O H + + OH -
2) Sal con catión proveniente de un hidróxido débil y un anión proveniente de un
ácido fuerte. En este caso se hidroliza el catión y el medio será ácido. Ejemplo: NH4Cl.
El proceso que justifica el medio es:
NH4 + + H2O NH4OH + H +
3) Sal con catión proveniente de un hidróxido fuerte y un anión proveniente de un
ácido débil. En este caso se hidroliza el anión y el medio será alcalino. Ejemplo: NaAc.
El proceso es:
Ac - + H2O HAc + OH -
4) Sal con catión proveniente de un hidróxido débil y un anión proveniente de un
ácido débil. En este caso se hidrolizarán ambos y no puede generalizarse respecto del
medio que presentará la solución. Es necesario aquí saber cuál de los dos procesos
de hidrólisis está más desplazado hacia la derecha. Como las concentraciones de
anión y catión son iguales (nos referimos al caso de sales de un solo catión y un solo
anión) es suficiente con analizar los valores relativos de las constantes de hidrólisis del
catión y del anión. Es evidente que se presentarán tres situaciones:
i) Kh anión < Kh catión . Esto implica que Ka > Kb y en este caso el medio será ácido ya
que se hidrolizará más el catión. Ejemplo: NH4NO2.
ii) Kh anión > Kh catión . Esto implica que Ka < Kb y en este caso el medio será básico ya
que se hidrolizará más el anión. Ejemplo: NH4CN.
iii) Kh anión = Kh catión . Esto implica que Ka = Kb y en este caso el medio será neutro ya
que ambos se hidrolizarán en igual medida. Ejemplo: NH4Ac.
5) Sales de ácidos polipróticos. Por ejemplo las hidrólisis del carbonato de sodio y
del bicarbonato de sodio se pueden representar por las ecuaciones de equilibrio
siguientes:
Na2CO3 2 Na + + CO3 2-
H2O H + + OH -
CO3 2- + H + HCO3 -
NaHCO3 Na + + HCO3 -
H2O H + + OH -
HCO3 - + H + H2CO3
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Según las ecuaciones anteriores se ve claramente que la hidrólisis de estas sales
genera la formación de H2CO3 y HCO3 - . Cuanto más pronunciada es la hidrólisis,
mayores serán las cantidades que se forman de estos ácidos. Puesto que la constante
de disociación del HCO3 - (Ka2: 5,61 10 -11 ) es mucho más pequeña que la del H2CO3
(Ka1: 4,30 10 -7 ), se deduce que la primera reacción de hidrólisis procederá en mayor
extensión que la segunda. Como consecuencia la solución de carbonato de sodio será
más alcalina que la de bicarbonato.
Grado de hidrólisis.
Se llama grado de hidrólisis a la fracción de iones del electrolito débil que pasa a la
forma no disociada, o sea la fracción de sal que se ha hidrolizado.
Si se considera la reacción neta de hidrólisis de una solución de Na2CO3 se tiene:
CO3 2- + H2O HCO3 - + OH -
Si se partiera de una solución 0,1 M de Na2CO3 y la reacción de hidrólisis fuera
completa, la concentración de OH - sería 0,1 M y el grado de hidrólisis 0,1 / 0,1 = 1.
La concentración de OH - determinada experimentalmente en la solución es 0,004
M, por tanto el grado de hidrólisis es: 0,004 / 0,1 = 0,04 o 4%.
Factores que favorecen la hidrólisis.
a) La hidrólisis es más intensa cuanto más bajo sea el valor de la constante de
disociación del ácido o base formados, al disminuir Ka o Kb, aumenta Kh.
b) La hidrólisis se ve favorecida si uno de los productos es volátil o insoluble.
Ejemplos:
-hidrólisis de bicarbonato de potasio, con formación de un producto gaseoso (CO2):
KHCO3 HCO3 - + K +
HCO3 - + H2O H2CO3 + OH -
H2CO3 CO2(g) + H2O
lo mismo ocurre en la hidrólisis del sulfuro de sodio por eliminación del gas H2S.
-hidrólisis de cloruro de magnesio con formación de un producto insoluble
(Mg(OH)2):
MgCl2 + 2 H2O Mg(OH)2(s) + 2 Cl - + 2 H +
c) El aumento de la temperatura favorece la hidrólisis, Kh aumenta con el aumento
de T, ya que Kw y Ka aumentan con la temperatura pero Kw aumenta más rápidamente
con T. Por ejemplo: Si se calienta una solución de sales férricas es probable que
precipite Fe(OH)3 .
d) Se favorece la hidrólisis eliminando del medio los iones H + u OH - generados por
la reacción. Ej.: el bórax en medio ácido produce mayor cantidad de ácido bórico, ya
que se consumen los OH - producidos en la hidrólisis.
B4O7 2- + 7 H2O 4 H3BO3 + 2 OH -
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Adicionando H + (HCl) se eliminan los OH - como agua, desplazando el equilibrio
hacia la derecha.
e) La dilución favorece la hidrólisis, pues al producirse la disminución de la
concentración del sistema, el equilibrio se desplazará hacia la formación de productos
a los fines de aumentar el número de moles.
Factores que retrogradan la hidrólisis
Por agregado de exceso de uno de los productos de la hidrólisis. Por ej.: podrá
concentrarse una solución de sulfato de amonio sin pérdida de amoníaco por
agregado de ácido sulfúrico.
Parte Experimental
(NH4)2SO4 + 2 H2O 2 H + + SO4 2- + 2 NH4OH
Material necesario
a) Reactivos sólidos: NaHSO4;
(NH4)2SO4; NaHCO3.
b) Soluciones: NH4Cl 1 M; NaAc 1 M;
NH4Ac 1 M; Na2CO3 1 M; FeCl3 0,1 M; SbCl3
0,1 M; H2SO4 conc.; HCl conc. ; H2O
destilada; solución saturada de bórax
(Na2B4O7·10 H2O).
c) Soluciones de distintos indicadores.
d) Termómetro.
e) Material de vidrio: erlenmeyers, vaso
de precipitado de 100 mL, tubos de ensayo,
probeta de 100 mL, pipeta graduada de 10
mL, varilla de vidrio, tubo de
desprendimiento.
f) Material de hierro: mechero de Bunsen, tela metálica, aro con nuez, trípode.
g) Se muestra a la derecha el esquema del aparato:
Modo operatorio
1) Estimación del pH aproximado de diferentes soluciones utilizando indicadores
En tubos de ensayo colocar aproximadamente 1 mL de las soluciones que se
indican a continuación y acotar su pH mediante el uso de las soluciones de
indicadores, agregando una o dos gotas de las mismas. Las soluciones a usar son:
NaAc 1 M, NH4Cl 1 M, Na2CO3 1 M y NaHCO3 (prepararla en el momento a partir del
reactivo sólido).
2) Influencia de la temperatura sobre la hidrólisis
En tres tubos de ensayo colocar 5 mL de la solución 0,1 M de FeCl3 y calentar
durante 5 minutos a 30, 60 y 100ºC, respectivamente. Observar.
3) Hidrólisis del bórax
Preparar una solución saturada de bórax. Tomar una alícuota y ensayar el pH de la
misma, utilizando los distintos indicadores.
Por otra parte, tomar 2-3 mL de la solución saturada y agregarle 2-3 mL de
H2SO4 concentrado (¡con cuidado!). Enfriar bajo canilla y observar.
4) Hidrólisis y retrogradación de la hidrólisis del sulfato de amonio
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Disponer del aparato que figura en el esquema. Colocar en el erlenmeyer 2 g de
(NH4)2SO4 y 30 mL de H2O destilada. Agregar 4-5 gotas de solución de verde de
bromocresol en el elenmeyer y de azul de bromotimol en el tubo de ensayo. Calentar a
ebullición suave durante algunos minutos. Retirar el vaso y luego el mechero.
Comprobar la reacción de las soluciones contenidas en ambos recipientes. Repetir la
experiencia, pero agregando al erlenmeyer 30 mL de H2SO4 diluido, en lugar de H2O
destilada. Observar e interpretar.
5) Hidrólisis del cloruro de antimonio(III)
En un tubo de ensayo colocar 1 mL de la solución de SbCl3 y adicionarle H2O
destilada gota a gota hasta la formación de precipitado o turbiedad. Cuando la
reacción es evidente agregar poco a poco H2O destilada (observar e interpretar).
Adicionar, luego, gota a gota, solución de HCl concentrado. Diluir nuevamente con
más H2O.
6) Determinación del pH de soluciones de sales hidrogenadas (hidrógeno sulfato
de sodio e hidrógeno carbonato de sodio)
En un tubo de ensayo disolver un pequeño cristal de NaHSO4 en H2O destilada.
Dividir el contenido en 3 tubos y estimar el pH agregando una o dos gotas de las
soluciones de 3 indicadores que crea conveniente (tenga en cuenta los rangos de
viraje de los mismos).
Realizar el mismo procedimiento para NaHCO3.
Expresión de resultados
Ensayo 1: consignar los resultados en una tabla según,
Solución Ecuación pH (ácido, neutro o básico)
Escribir las reacciones de hidrólisis del FeCl3 e indicar la influencia de la
temperatura.
Para el resto de los ensayos escribir las reacciones correspondientes e
interpretar.
Detalles prácticos: La limpieza cuidadosa del material y el uso de las cantidades de
los reactivos indicadas son indispensables para el correcto desarrollo del trabajo
práctico.
PROBLEMAS ADICIONALES
Estos problemas deben resolverse durante el trabajo práctico en la medida que
el trabajo experimental lo permita.
1. Indique el/los procesos que tiene lugar en una solución de NaAc. ¿Qué especies
están presentes en la solución?
2. ¿Por qué las soluciones de KCN se preparan en medio alcalino?
3. Recordando que el Fe(OH)3 no es muy soluble, ¿cómo prepararía una solución de
FeCl3?
4. Escriba el equilibrio que tiene lugar en una solución de KNO2. Indique y justifique
qué ocurrirá con el equilibrio, con la constante y con el pH cuando: a) se agrega
agua b) se agrega KOH c) se agrega HCl d) se agrega más sal e) se enfría el
sistema f) se agrega HNO2
5. ¿Cómo justifica la diferencia de pH entre una solución de Na2CO3 y una de
NaHCO3?
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
6. ¿Cuáles son los equilibrios que tienen lugar en una solución de NaHSO4 y en una
de NaHCO3? ¿Cuál es el más importante en cada caso? (tenga en cuenta el pH
cualitativo determinado en la práctica)
7. Repita la pregunta para el caso de soluciones de Na3PO4, Na2HPO4, NaH2PO4 y
H3PO4. Tenga presente que las constantes de disociación del H3PO4 son 10 -3 ,
10 -8 y 10 -13 .
8. ¿Cuál es el pH que se espera para una solución de NaF 0,15 M? KHF=1,7x10 -4
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Equilibrios Heterogéneos
TEORÍA-SEMINARIO
1. En un diagrama de fases para el agua predecir qué sucederá cuando el agua a
10ºC y a 20 torr:
a) se la expande isotérmicamente hasta 5 torr.
b) se la comprime isotérmicamente hasta 25 torr.
c) se la enfría isobáricamente hasta -5ºC.
d) se la calienta isobáricamente hasta 18 o C.
Pv (H2O) a 10ºC: 9,2 torr; Pv (H2O) a 18ºC: 15,5 torr; Tf (hielo, 20 torr): 0ºC
2. Describir la regla de las fases. Aplicación a los siguientes sistemas para determinar
el número de grados de libertad:
a) agua líquida.
b) agua líquida y vapor en equilibrio.
c) agua líquida y vapor en equilibrio a presión de 1 atm.
d) agua sólida, agua líquida y vapor en equilibrio.
f) I2 repartido en agua y CCl4.
g) azufre rómbico, monoclínico y vapor.
3. Discutir los diagramas presión de vapor y temperatura de ebullición versus
composición para soluciones líquidas de dos componentes solubles
- ideales.
- con pequeñas desviaciones.
- con formación de azeótropos.
Breve discusión sobre el caso de componentes no solubles.
Discusión del caso de la presión de vapor del componente en los dos extremos
posibles de composición de la solución: i) xa 1 (aproximación asintótica a la ley de
Raoult); ii) xa 0 (ley de Henry). Aplicación de la ley de Henry a las solubilidades de
gases en líquidos.
4. A 25ºC se recoge gas O2 sobre agua a una presión total de 1 atm. Si la solubilidad
del O2 en agua es de 0,0393 g/L, ¿cuál será la solubilidad cuando la presión parcial de
O2 sea de 800 torr? Pv(agua) (25ºC) = 23,756 torr
5. Procesos de destilación simple y fraccionada. Uso de los gráficos anteriores.
Aplicación al trabajo práctico.
6. Discusión sobre el equilibrio de reparto de un soluto entre dos líquidos no miscibles.
Aplicación al trabajo práctico. Discusión de casos de asociación o disociación del
soluto en alguna de las fases.
7. ¿Cómo se enuncia la ley de reparto o distribución?
8. ¿De qué depende el valor del coeficiente de reparto?
9. ¿Qué condición debe reunir el soluto para que cumpla con la ley de reparto?
10. ¿Qué aplicaciones tiene el estudio del reparto de un soluto para la asociación del
soluto entre dos solventes no miscibles?
11. Establecer las características de los equilibrios sólido-líquido para sistemas con
dos componentes.
12. Utilizar los diagramas de temperatura versus composición para sistemas con dos
componentes totalmente solubles en estado líquido e insolubles en estado sólido con
formación de eutéctico. Aplicación de la regla de las fases.
13. Discutir las curvas de enfriamiento en el caso anterior.
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1. Dados los equilibrios:
Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
PROBLEMAS ADICIONALES
SrCl2.6H2O (S) SrCl2.2H2O (S) + 4 H2O (g)
Na2HPO4.12H2O (S) Na2HPO4.7H2O (S) + 5 H2O (g)
Na2SO4.10H2O (S) Na2SO4 (S) + 10 H2O (g)
Cuyas Kp a 0ºC son respectivamente: 6,89x10 -12 ; 6,25x10 -13 y 4,08x10 -25 .
a) Calcular la presión de vapor en equilibrio con cada sustancia a 0ºC.
b) Estas sales se usan como agentes desecantes colocándolas en un recipiente
cerrado (desecador) junto con la sustancia que se desea mantener seca. El agente
desecante más eficiente será el que mantenga la menor presión de vapor de agua
dentro del desecador ¿Qué sal será el agente desecante más efectivo a 0ºC:
SrCl2.2H2O, Na2PO4.7H2O ó Na2SO4?
2. a) Calcular los gramos de agua que deberán vaporizarse a 25ºC para saturar con su
vapor una habitación de 3x10 4 litros. La Pv de agua a 25ºC es 24 torr.
b) ¿Cuál será la presión final del agua si sólo hay 800 g de agua líquida para
vaporizar?
c) Idem si sólo hay 400 g de agua.
3. A y B (solubles en fase líquida e insolubles en fase sólida) forman un eutéctico con
35 % p/p en A. Cuando se enfrían 800 g de una solución de A y B hasta una
temperatura apenas superior a la del eutéctico se obtienen 125 g de A y una solución
de composición prácticamente igual a la del eutéctico. Calcule la composición de la
solución original.
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Destilación
TRABAJO PRÁCTICO
Objetivo: Realizar una destilación simple de una mezcla binaria. Determinar las
composiciones de vapor en función de la temperatura. Realizar una destilación
fraccionada de una mezcla binaria con formación de azeótropo de máximo punto de
ebullición.
Introducción Teórica
El equilibrio líquido-vapor a nivel molecular
Antes de comenzar a desarrollar el tema específico de la destilación, será
necesario recordar algunos conceptos correspondientes a trabajos prácticos
anteriores.
Si se coloca un líquido dentro de un recipiente al cual se le ha hecho vacío, y al
que se lo mantendrá de algún modo a una temperatura constante, algunas moléculas
de la superficie con suficiente energía cinética podrán vencer las fuerzas de atracción
de las demás moléculas pasando de este modo a la fase vapor (evaporación). Se
formará así una fase vapor sobre la fase líquida introducida en el recipiente. Algunas
moléculas de la fase vapor, chocarán con la superficie del líquido y quedarán retenidas
en el mismo (condensación). Este último proceso será más y más importante a medida
que haya más moléculas en fase vapor. En algún momento, las velocidades de
evaporación y condensación se igualarán y se llegará a un estado de equilibrio
dinámico caracterizado por un cierto número de moléculas por unidad de volumen en
la fase vapor.
La presión ejercida por dicho vapor sobre el líquido se denomina presión de vapor
del líquido. Su valor queda determinado sólo por la naturaleza del líquido y por la
temperatura.
Por otro lado, el concepto de presión de vapor es importante para definir punto de
ebullición, ya que ésta es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido iguala
la presión externa (si ésta es igual a 1 atmósfera, el punto de ebullición se denomina
normal). Cuando un líquido alcanza el punto de ebullición, las moléculas pasan a la
fase vapor, no sólo desde la superficie, sino desde cualquier lugar del líquido. Un
líquido puro que ha alcanzado la temperatura de ebullición, no podrá aumentar su
temperatura aunque se le entregue calor sino que invertirá éste en producir el cambio
de estado.
Si un líquido presenta mayor presión de vapor que otro a la misma temperatura,
también tendrá un punto de ebullición menor (mayor presión de vapor => menor
temperatura de ebullición). Por otro lado, es fácil comprender la relación entre las
atracciones intermoleculares y la presión de vapor: un líquido cuyas moléculas se
atraigan débilmente tendrá una presión de vapor más alta, a igual temperatura, que
otro cuyas moléculas se atraigan más fuertemente.
La presión de vapor de mezclas de líquidos a temperatura constante
Consideremos una mezcla de dos líquidos A y B, cada uno de los cuales presenta,
a cierta temperatura T, las presiones de vapor PA o y PB o cuando se encuentran puros.
Según hemos visto previamente, la presión de vapor de cada uno de estos
componentes sufrirá una modificación cuando se los mezcle, que queda indicada por
la ley de Raoult:
PA = PA o . XA L y PB = PB o . XB L (1a y 1b)
donde PA y PA son las presiones de vapor de los componentes A y B en la mezcla
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
y XA L y XB L son las fracciones molares de los componentes de la mezcla líquida.
La presión del vapor en equilibrio con la mezcla líquida (PT) será, según la ley de
las presiones parciales de Dalton:
PT = PA + PB = PA o . XA L + PB o . XB L
y recordando que la suma de fracciones molares debe dar 1:
PT = PA o . XA L + PB o . (1 - XA L ) o bien: PT = PA o . (1 - XB L ) + PB o . XB L )
PT = (PA o - PB o ) . XA L + PB o o bien: PT = (PB o – PA o ) . XB L + PA o (2a y 2b)
La ecuación (1) indica una dependencia lineal entre la presión de vapor de un
componente y su fracción molar en el líquido. También las ecuaciónes (2) nos
muestran una dependencia lineal entre la presión total de la mezcla líquida y la
fracción molar de cualquiera de sus componentes. La relación funcional (2) entre PT y
(por ejemplo) XA L es una recta de ordenada en el origen PB o y pendiente (PA o - PB o ), es
decir la resta de las presiones de vapor de los componentes puros (que son
constantes a temperatura constante) y una ordenada al origen que coincide con la
presión de vapor de uno de los componentes. La figura 1 es una representación
gráfica de estas relaciones:
Figura 1
PRESION
PA 0
XA L = 1
XB L = 0
PA + PB
T = constante
Fracción molar
XA L = 0
XB L = 1
Estrictamente, la ley de Raoult se cumple para mezclas líquidas ideales. Para que
una mezcla líquida sea ideal, al mezclar sus componentes no deben producirse
modificaciones de volumen (la suma de los volúmenes debe dar el volumen total) ni de
temperatura (si los componentes estaban inicialmente en equilibrio térmico). Esto sólo
ocurre cuando se mezclan líquidos de naturaleza muy similar, es decir, las moléculas
de cada componente por separado se atraen aproximadamente del mismo modo que
las moléculas de un componente con las del otro. Ejemplos: bromuro de etileno -
cloruro de etileno; n-hexano - n-heptano, etc.
Independientemente de que la mezcla líquida se comporte idealmente o no, los
vapores pueden comportarse idealmente y en ese caso cumplen la ley de las
presiones parciales (Dalton), y para cada componente:
PA = PT . XA V PB = PT . XB V (3a y 3b)
PA
PB
PB 0
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Nótese que XA V y XB V son las fracciones molares de cada componente, pero en la
fase vapor.
Usando las ecuaciones (1), (2) y (3) puede obtenerse una expresión para la
fracción molar de cada componente en el vapor en función de la composición del
líquido (pruebe despejar PT de las ecuaciones 2a y 3b, igualar ambas expresiones de
PT y luego reemplazar PB según 1b). Se puede así calcular la composición del vapor
para cada composición del líquido. La representación gráfica es la siguiente:
PRESION
PA 0
XA L = 1
XB L = 0
T = constante
FASE LIQUIDA
PA + PB
FASE VAPOR
La recta superior nos da la presión de vapor de la mezcla en función de las
composiciones en fase líquida mientras que la curva inferior nos da la presión de vapor
de la mezcla en función de las composiciones en fase gaseosa. En el gráfico anterior
se distinguen tres zonas:
1) Una zona superior a ambas curvas que corresponde a condiciones de presión y
composición en las cuales la mezcla se encuentra en fase líquida, a la temperatura
constante a la que corresponde el gráfico (altas presiones).
2) Una inferior a ambas curvas que corresponde a condiciones de presión y
composición en las cuales la mezcla se encuentra en fase vapor, a la temperatura
constante a la que corresponde el gráfico (bajas presiones).
3) Una zona interna a las curvas que corresponde al equilibrio líquido-vapor. Un
punto cualquiera dentro de esa curva (por ejemplo, 1) corresponde a un sistema
formado por una fase líquida de composición XA L = a (y XB L = 1- a) y por una fase
vapor de composición XA V = b (y XB V = 1 – b). Cualquier punto de la linea horizontal en
la que está el punto 1 está formado por las mismas dos fases, difiriendo en la cantidad
relativa de cada fase.
Puede observarse en la figura que, para cualquier composición de la fase líquida,
la fase vapor en equilibrio con ella contiene mayor proporción del componente de
mayor presión de vapor (en el caso graficado es el componente B). Este hecho se
utiliza en un método de separación de mezclas líquidas denominado destilación.
Temperatura de ebullición de mezclas liquidas a presión constante
Dado que, en realidad, la mayoría de las operaciones en el laboratorio, entre ellas
la destilación, se realizan a presión constante, analizaremos gráficos donde la presión
se mantenga constante y se utilice la temperatura como variable para separar los
componentes de la mezcla líquida. Aplicando las relaciones entre presión de vapor y
temperatura de ebullición, es posible construir el siguiente gráfico:
1
XA L = a XA V = b
Fracción molar
PB 0
XA L = 0
XB L = 1
67

TEMPERATURA
TA
T1
XA L = 1
XB L = 0
Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
P = constante
FASE LIQUIDA
XA L = a XA V = b
Fracción molar
FASE VAPOR
XA L = 0
XB L = 1
donde TA y TB indican los puntos de ebullición de A y B a la presión de trabajo. La
curva superior indica ahora la temperatura de ebullición de la mezcla líquida en función
de la composición en la fase vapor mientras que la inferior la indica en función de la
composición en la fase líquida. Es interesante notar que los puntos de ebullición de
mezclas de A y B de distinta composición serán distintos.
También en esta última figura se distinguen tres zonas; sin embargo, se han
invertido en relación con el gráfico de composición vs presión a temperatura constante.
La zona superior es ahora la del vapor mientras que la
inferior es la del líquido. La zona interior a las curvas
sigue siendo la de equilibrio líquido-vapor.
Una mezcla líquida de composición XA L = a, tendrá
un punto de ebullición T1 y el vapor en equilibrio con la
mezcla líquida tendrá una composición XA V . Si
condensamos este vapor tendremos un líquido con
mayor proporción de B, mientras que la fase líquida
original se habrá enriquecido en A. Este proceso es
denominado destilación simple y puede realizarse
mediante un equipo como el mostrado en la figura de
la derecha. El equipo consta de un balón donde se
coloca la mezcla original que es calentada hasta lograr
la ebullición. El vapor asciende y se introduce en el
refrigerante en donde es enfriado y condensado (en
general, por pasaje de una corriente de agua fría) y
posteriormente recibido en un recipiente adecuado.
Es importante notar que la mezcla entrará en ebullición a cierta temperatura T1, sin
embargo, en la medida que se libere vapor, el punto de ebullición irá aumentando
gradualmente (pues se va enriqueciendo en A que es menos volátil).
La destilación simple sólo es eficaz en la separación de componentes en el caso
de que una de ellos sea no volátil o muy poco volátil. El típico caso de aplicación de la
destilación simple es la obtención del agua destilada, en la que se separa el agua de
las sales disueltas que, por ser muy poco volátiles, permanecerán en el balón.
Si el proceso de destilación simple se realizara sucesivamente sobre cada
destilado obtenido (cada destilación simple es representada por un escalón en la figura
TB
68

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
siguiente) sería posible que la última destilación permitiera obtener la sustancia B
pura.
TEMPERATURA
TA
XA L = 1
XB L = 0
P = constante
Fracción molar
XA L = 0
XB L = 1
Se puede realizar una operación equivalente a esa serie de destilaciones simples
sucesivas mediante un proceso denominado destilación fraccionada. En la siguiente
figura se muestra el esquema básico de un aparato de destilación fraccionada; la
diferencia fundamental está dada por la adición al balón de una columna
fraccionadora, que consiste en un tubo de vidrio relleno con perlas o bolita de vidrio,
cerámica, plástico, etc. para asegurar una gran superficie de contacto y de intercambio
de calor.
En una destilación fraccionada, la mezcla líquida
original se lleva a ebullición (comienzo de la primera
destilación simple), el vapor asciende hasta encontrarse
dentro de la columna con una zona más fría que logra
condensarlo; este líquido, que es más rico en el
componente más volátil y por lo tanto con menor punto de
ebullición, desciende, en parte, escurriendo por las
paredes de la columna y del relleno hacia el balón y, en
parte se evapora porque es calentado por el vapor
ascendente caliente que proviene del balón (comienzo de
la segunda destilación simple). El vapor formado sufre un
proceso similar en un tramo más alto de la columna. De
este modo, zonas a diferente altura dentro de la columna
sirven de sucesivas destilaciones simples. Si el largo de la
columna es adecuado, en la zona superior llegará solo el
componente más volátil que pasará al refrigerante y será
recogido al final del proceso. El termómetro ubicado en
ese lugar marcará la temperatura de ebullición de ese
componente. Mientras tanto el balón se irá haciendo cada
vez más rico en el componente menos volátil el cual
pasará al destilado sólo cuando se haya eliminado el otro
componente. Durante ese proceso el termómetro marcará la temperatura de ebullición
del componente menos volátil.
La temperatura indicada por el termómetro en la cabeza de la columna se
mantendrá constante mientras esté destilando cada uno de los componentes de la
mezcla, pero la temperatura dentro del balón variará gradualmente desde TB hasta TA
TB
69

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
y no se mantendrá constante sino al final cuando solo quede A puro.
Desviaciones del comportamiento ideal
Lo desarrollado hasta el momento se aplica exclusivamente para el caso de
mezclas binarias ideales, sin embargo, muchas mezclas presentan desviaciones a la
ley de Raoult.
Cuando se mezcla un líquido de moléculas polares con otro de moléculas no
polares, la mezcla presentará una desviación positiva a la ley de Raoult, esto es, la
presión de vapor total es mayor que la predicha por la ley (ejemplo: mezcla de
hidrocarburo y alcohol). Por el contrario, cuando se mezclan dos sustancias cuyas
moléculas se atraen más entre sí que las moléculas de cada sustancia por separado,
la presión total será menor a la esperada por Raoult, lo cual constituye una desviación
negativa (ejemplo: cloroformo-éter etílico).
MEZCLA CON DESVIACIÓN POSITIVA
PRESION
PA 0
XA L = 1
XB L = 0
MEZCLA CON DESVIACIÓN NEGATIVA
PRESION
PA 0
XA L = 1
XB L = 0
PA + PB
T = constante
Fracción molar
T = constante
PA + PB
Fracción molar
XA L = 0
XB L = 1
En ambos gráficos se muestran con líneas punteadas lo esperado por la ley de
PA
PA
PB
PB
PB 0
XA L = 0
XB L = 1
PB 0
70

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Raoult.
Observe cómo las desviaciones respecto del comportamiento ideal son menores a
medida que se diluye la solución (es decir, a medida que la composición se aproxima a
la de los componentes puros).
En algunas mezclas las desviaciones positivas (o negativas) son muy grandes y
esto origina la formación de una mezcla particular, denominada mezcla azeotrópica,
que presenta una presión de vapor máxima (o mínima) comparada con cualquier otra
composición del mismo sistema. Existen sistemas que presentan azeótropos de
máximo punto de ebullición (mínima presión de vapor) y otros que presentan
azeótropos de mínimo punto de ebullición (máxima presión de vapor). A continuación
se muestran los esquemas respectivos:
MEZCLA CON AZEÓTROPO DE MÁXIMO PUNTO DE EBULLICIÓN
TEMPERATURA
TZ
TA
XA L = 1
XB L = 0
P = constante
Fracción molar
MEZCLA CON AZEÓTROPO DE MÍNIMO PUNTO DE EBULLICIÓN
TEMPERATURA
TA
TZ
XA L = 1
XB L = 0
Composición
del azeotropo
P = constante
Composición
del azeotropo
Fracción molar
XA L = 0
XB L = 1
En ambos casos, TZ es la temperatura de ebullición de la mezcla azeotrópica. Es
importante notar que la mezcla azeotrópica no es una sustancia pura, sino sólo una
TB
TB
XA L = 0
XB L = 1
71

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
mezcla de composición definida de los componentes originales.
Debido a que la mezcla azeotrópica tiene idéntica composición en fase líquida y en
fase vapor (cualquier otra mezcla binaria no cumple con esta condición), al realizar
una destilación fraccionada de un sistema con formación de azeótropo no podrán
separarse completamente los dos componentes sino que se obtendrá el azeótropo y
uno de los componentes (el que está en exceso con respecto a la composición del
azeótropo) o solamente el azeótropo.
Las situaciones posibles en una destilación fraccionada para los dos casos de
mezclas azeotrópicas son tres:
1) se parte de una mezcla binaria de composición igual a la de la mezcla azeotrópica:
en este caso el sistema opera como si tuviese un componente puro y destila a
temperatura constante (TZ) sólo el azeótropo.
2) Se parte de una mezcla binaria que tenga un exceso de A respecto de la
composición del azeótropo. En el caso de un azeótropo de máximo punto de
ebullición, a medida que calentemos se eliminará más fácilmente A que el
azeótropo; comenzará a destilar A y la composición del balón se irá acercando a la
composición del azeótropo con lo cual también crecerá el punto de ebullición.
Cuando el balón alcance la composición de la mezcla azeotrópica, ésta destilará a
temperatura constante. De este modo, en sistemas con formación de azeótropos de
máximo punto de ebullición, destila primero el componente en exceso y luego el
azeótropo. Si en cambio, el azeótropo es de mínimo punto de ebullición ocurre lo
contrario: primero destila el azeótropo (pasa más fácilmente a la fase vapor) y luego
el componente en exceso.
3) Se parte de una mezcla binaria que tenga un exceso de B respecto de la
composición del azeótropo. La destilación fraccionada de una mezcla como ésta es
igual al caso anterior sólo que, en este caso, el componente en exceso es B.
Parte Experimental
A) Destilación Simple
Se realizará una destilación simple de una mezcla de HCl-H2O que forma
azeótropo de máximo punto de ebullición.
1) Se colocan 100 mL de la mezcla y trozos de cerámica poroso en el balón (que
actúan como reguladores de la ebullición, evitando borbotones y proyecciones de
líquido) y se comienza a calentar lentamente el sistema.
2) Anotar la temperatura a la cual destila la primera gota. Mantener un régimen de
destilación de 1 gota/seg.
3) Recoger fracciones del destilado en los siguientes intervalos de temperaturas:
100-102; 102-104; 104-106, 106-108 y 108ºC.
4) Completada la destilación, retirar el mechero y mantener la circulación de agua en
el refrigerante durante unos 5 minutos.
5) Titular un volumen de 1 mL de cada una de las fracciones aisladas con la solución
de NaOH valorada. Calcular la concentración de HCl en cada caso.
6) Gráficar las temperaturas medias de cada intervalo como ordenadas y las
concentraciones de HCl como abcisas. Conociendo el volumen y concentración
inicial del sistema y las fracciones recogidas, es posible calcular la composición
aproximada del líquido.
Es importante notar que las curvas obtenidas no abarcan todo el intervalo de
composiciones de mezclas HCl/H2O, sino que sólo corresponden a la zona entre uno
de los componentes puros (agua) y el azeótropo de máximo punto de ebullición que
forman estas sustancias.
B) Destilación Fraccionada
Se realizará una destilación fraccionada de una mezcla de HCl-H2O. Para ello se
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
utilizará un equipo similar al esquema de la figura 7.
1) Se colocan 100 mL de la mezcla y el plato poroso en el balón, y se comienza a
calentar lentamente el sistema.
2) Anotar la temperatura a la cual destila la primera gota. Mantener un régimen de
destilación de 1 gota/seg.
3) Anotar la temperatura de ebullición a intervalos de 5 mL de destilado.
4) Aislar las fracciones obtenidas a diferentes temperaturas.
5) Completada la destilación, retirar el mechero y mantener la circulación de agua en
el refrigerante durante unos 5 minutos.
6) Titule 1 mL de las diferentes fracciones obtenidas.
7) Realice el gráfico de temperatura de ebullición versus volumen de destilado.
8) Si es posible, calcular la composición inicial de la mezcla.
PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS
Estos problemas deben resolverse durante el trabajo práctico en la medida que
el trabajo experimental lo permita.
1. Indique en un diagrama de Te vs composición, la destilación fraccionada realizada
en la práctica
2. Indique cómo varía la temperatura en el termómetro ubicado en la zona superior
de la columna de destilación y de un termómetro ubicado en el balón durante el
proceso de destilación de una mezcla: a) de dos componentes que no presentan
grandes desviaciones, b) de una mezcla que forma azeótropo de máximo punto
de ebullición, c) de una mezcla que forma azeótropo de mínimo punto de
ebullición.
3. Durante la destilación simple de una solución de HCl se toman 5 fracciones a
diferentes intervalos de temperatura: 100-102; 102-104, 104-106, 106-108 y
108,5ºC. Las titulaciones de 0,50 mL de cada fracción arrojaron gastos de 15,50
mL, 2,30 mL, 0,20 mL, 16,20mL y 6,70mL de una solución de KOH 0,232 M.
Identifique cada fracción con el correspondiente gasto en la titulación.
4. Si en la destilación anterior se había partido de 150 mL de HCl 3,0 M y los
volúmenes obtenidos 5,0; 12,5 mL; 25,0 mL y 42,8 mL para las primeras cuatro
fracciones al ir aumentando la temperatura, calcule la concentración aproximada
de cada mezcla líquida a 101, 103, 105 y 107ºC.
5. Las presiones de vapor de dos sustancias A y B son respectivamente 300 y 520
torr a 40ºC. Calcule la presión de vapor total de una mezcla de ambos con una
fracción molar en A igual a 0,25. ¿Estará en su punto de ebullición normal? Calcule
la composición en la fase vapor (suponga ideales a la mezcla líquida y a la
gaseosa).
6. Acetona y cloroformo forman un azeótropo de máximo punto de ebullición de
composición 20 % p/p de acetona. Si se realiza una destilación fraccionada de 500
g de una mezcla con iguales masas de ambos compuestos, indique cuál de las
sustancias destila primero y la masa teórica de cada fracción que se recibirá en el
destilado.
7. Los puntos de ebullición de cloroformo, etanol y del azeótropo (que contiene un 93
% en cloroformo) que forman son 61ºC, 78ºC y 59ºC respectivamente. Cuando se
destilan 250 g de una mezcla de ambos se obtienen dos fracciones a 59ºC y 78ºC.
Si se obtuvieron 110 g de la última fracción, ¿cuál era la composición de la mezcla
original?
8. ¿Cuál será la composición (p/p) de un azeótropo de máximo punto de ebullición
que formarán dos sustancias A y B si al realizar una destilación fraccionada de 300
g de una mezcla con un 35 % p/p en A, se obtienen 105 g de una primera fracción
a la temperatura de ebullición de B?
73

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
9. Calcule la presión de vapor total a 60ºC de una mezcla de ácido acético y de
benceno (PMR = 60 y 78 respectivamente) si a esa temperatura sus presiones de
vapor son respectivamente 100 y 400 torr. La composición de la mezcla es 40%
p/p en ácido acético. a) ¿Estará en ebullición a esa temperatura y a la presión
externa de 1 atm? b) ¿Cuál es la composición del vapor en equilibrio?
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Coeficiente de Reparto
TRABAJO PRÁCTICO
Objetivo: Determinar el coeficiente de reparto de un soluto entre dos solventes no
miscibles.
Introducción
Si a un sistema heterogéneo formado por dos fases líquidas (es decir, por dos
líquidos no miscibles por ser insolubles o muy poco solubles entre sí), le agregamos
una sustancia soluble en ambos, esta sustancia (soluto) se ―distribuye‖ o ―reparte‖
entre ambas fases. La concentración de soluto en cada fase está dada por la ley de
distribución o de reparto.
Como veremos, este fenómeno se utiliza para la purificación de solutos por el
procedimiento denominado ―extracción.‖
La ley de distribución o de reparto establece que: dados dos solventes inmiscibles
en contacto (que distinguiremos como 1 y 2) en los que se disuelve una sustancia (A),
soluble en ambos, ésta se distribuye entre las dos capas líquidas de modo que la
relación de las concentraciones de A en cada capa sea una constante (constante de
reparto: K) que depende solamente de la temperatura. Es decir:
[A(2)]
K
[(A(1)]
La constante de reparto o coeficiente de reparto (K) es independiente de la
cantidad de sustancia disuelta: si se continúa agregando soluto A, aumentarán [A(1)],
la concentración de la sustancia A en el solvente 1, y [A(2)], la concentración de A en
el solvente 2, pero su relación (K) se mantendrá constante (a T= cte).
Esta forma simple de la ley es válida solamente para soluciones diluidas (las que
se aproximan al comportamiento ideal).
Además, la ley es válida para la misma especie molecular del soluto en ambos
solventes. El siguiente ejemplo puede aclarar esta última afirmación:
Se sabe que el ácido acético, de fórmula CH3COOH (que abreviaremos HAc), se
disuelve en agua y en benceno. Sin embargo, en benceno, el ácido acético existe casi
totalmente en forma de moléculas dobles (o ―asociadas‖ o ―dímeros‖) de fórmula
(HAc)2. En este caso existe una constante de reparto (K’) del ácido acético entre el
agua y el benceno que relaciona las especies moleculares idénticas, es decir HAc (en
agua) y AcH (en benceno):
K '
[ HAc
( en benceno)]
[ HAc(
en agua)]
Sin embargo, en benceno, existe el equilibrio de asociación:
2 HAc (HAc)2
cuya constante de equilibrio de asociación es:
[( HAc ) 2(
en benceno]
[ HAc(
en benceno)]
K ASOC
2
Reemplazando la concentración de las moléculas simples en benceno de la
ecuación (1) en función de la ecuación (2), resulta:
(1)
(2)
75

[( HAc ) 2(
en benceno )]
K
'
ASOC
K
[ HAc(
en agua )]
o, reagrupando:
K
'
K
ASOC
Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
[( HAc )
2
( en benceno )]
[ HAc(
en agua)]
Recordando que el HAc existe casi totalmente como moléculas dímeras en
solución de benceno y como el producto K’ x KASOC es también una constante (K),
resulta:
K
Concentrac ion total del acido acetico en benceno
Concentrac ion total del acido acetico en agua
Este resultado puede generalizarse de la siguiente manera: cuando una sustancia
A se reparte entre dos solventes 1 y 2, y se asocia fuertemente en uno de ellos (por
ejemplo, 2) para dar moléculas An se verifica que se cumple la constancia de la
relación:
K
Parte Experimental
n
Concentrac ion total de A en el solvente 2
Concentrac ion total de A en el solvente 1
Determinación de la constante de reparto
En el trabajo práctico se determinará el coeficiente de reparto del I2 entre dos
solventes inmiscibles: ciclohexano (C6H12) y agua. El equilibrio que se establece es:
I2 (ac) I2 (org) K = [I2(org)] / [I2(ac)]
donde I2 (ac) y I2 (org) representan al yodo disuelto en agua y ciclohexano,
respectivamente. K es el coeficiente de distribución o reparto.
Materiales
Frasco de 250 mL con tapa, probeta de 100 mL, pipetas de doble aforo de 2 mL, 5
mL y 50 mL, 2 erlenmeyers, bureta de 25 mL, soporte universal, vaso de precipitados,
embudo, solución de iodo saturada en agua, solución de tiosulfato de sodio 0,001M,
ciclohexano, solución de almidón.
Discusión
Cuando un soluto (el yodo en este caso) se mezcla con dos líquidos no miscibles
en contacto entre sí (el agua y ciclohexano), se disuelve el soluto en cada disolvente
hasta cierto punto, y así se distribuye entre las capas. Cuando el equilibrio se ha
alcanzado, la relación
(3)
(5)
(4)
76

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
es constante, independientemente de ambas concentraciones individuales, pero
depende de la temperatura y la naturaleza del soluto y de los disolventes específicos
involucrados. K es la constante de equilibrio llamada coeficiente de distribución. Para
el sistema yodo-agua-ciclohexano
K = [I2] en C6H12 / [I2] en H2O
donde K es el coeficiente de distribución (o coeficiente de concentración molar) de
yodo entre el agua y ciclohexano. Este tipo de procedimiento se utiliza en la técnica de
separación industrial común conocida como "extracción". Durante la extracción, los
compuestos se separan mediante el aprovechamiento de sus solubilidades diferentes
en un par de disolventes inmiscibles. Fármacos y compuestos de plutonio son
ejemplos de sustancias separadas y purificadas utilizando técnicas de extracción.
En este experimento, el coeficiente de distribución molar a temperatura ambiente
será determinado por medio de la cuantificación del yodo en la solución acuosa antes
y después de agitar con ciclohexano. El análisis se llevará a cabo en la titulación de
estas soluciones acuosas con una solución de tiosulfato de sodio con indicador de
almidón. La ecuación para la reacción entre el yodo y el tiosulfato de sodio es
I2 + 2Na2S2O3 Na2S4O6 + 2NaI
En presencia de almidón (se añade una pequeña cantidad de éste a la solución
justo antes del final de la valoración) todos los reactivos y productos son incoloros,
excepto I2, que forma un complejo azul intenso. La titulación se continúa hasta el punto
final indicado por la desaparición del color azul.
Procedimiento
Se recomienda armar los sistemas y tomar las muestras bajo campana.
Finalizado el TP, los residuos de fase orgánica se colocan en un frasco
destinado a tal efecto.
1- Se toman con pipeta doble aforo 20,00 mL de solución acuosa saturada con
yodo y se transfieren a un erlenmeyer de 250 mL. Se titula con solución de tiosulfato
de sodio gota a gota hasta que solo quede una ligera coloración de la solución. En ese
instante se agregan unas gotas de solución de almidón y se titula hasta decoloración
total.
2- Se limpian y secan dos frascos de 250 mL para realizar la experiencia por
duplicado. Se colocan 70,0 mL de la solución acuosa de yodo saturada en cada uno
de ellos. Se añaden a cada frasco 2,00 o 5,00 mL de ciclohexano (dependiendo del
grupo al que pertenezca). Se tapan los frascos y se agitan las mezclas durante 1
minuto, dejándolas reposar unos cinco minutos.
3- Se toman, con pipeta de doble aforo, 50,00 mL de muestra de la fase acuosa
(inferior) de cada frasco y se transfiere a un erlenmeyer de 250 mL. Se valora como
antes con la solución de tiosulfato de sodio. El almidón se puede agregar al comienzo
de la titulación.
Cálculos
Del inciso 1 se calcula el número de moles de yodo en 20 mL de la solución
acuosa antes de la extracción con ciclohexano y con este valor se calcula la
concentración inicial de yodo.
Del inciso 3 se calcula el número de moles de yodo en 50,0 mL de la solución
acuosa de yodo después de extraer con 2 mL o 5 mL de ciclohexano, según
corresponda. De aquí se obtiene la concentración molar de yodo luego de la
extracción.
77

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Por diferencia entre el número de moles de yodo en los 70,0 mL de la solución
acuosa inicial y el número de moles de yodo de la solución acuosa luego del reparto
se obtiene la concentración de yodo en ciclohexano, teniendo en cuenta los
volúmenes de cada fase.
Preguntas Adicionales al Trabajo Práctico
1. ¿Debe medir con precisión el volumen de cada fase agregada a los frascos?
2. ¿Debe medir con precisión el volumen de alícuota extraída para titular?
3. Compare las concentraciones de I2 en cada fase y la K obtenidas si se usa el
sistema que utiliza 2 mL de C6H12 o si usa el sistema que utiliza 5 mL de C6H12.
4. Idem si los sistemas de partida hubieran sido:
a) sol. saturada de I2 en C6H12 y agua
b) sol. saturadas de I2 en agua y en C6H12
5. ¿Por qué usa volúmenes diferentes de cada fase al armar los sistemas?
6. ¿Debe conocer con precisión la concentración de la solución de Na2S2O3?
7. ¿Qué tipo de error cometerá en el valor de la K si al extraer la alícuota de fase
acuosa arrastra fase orgánica?
8. ¿Qué tipo de error se cometería en la determinación de la K si al armar el sistema,
inadvertidamente agrega un volumen mayor de C6H12? Idem si agrega un volumen
mayor de solución saturada de I2 en agua.
9. ¿Qué ocurrirá con el equilibrio ( , , no se desplaza) y con el valor de la K
determinada si al sistema con las dos fases en equilibrio se:
a) agrega agua b) agrega fase orgánica c) agrega iodo sólido
d) agrega IK e) extrae parte de la fase acuosa f) agrega sol. saturada de I2
en agua g) agrega sol. saturada de I2 en C6H12
10. ¿Qué cambios hubiera realizado para determinar la constante de reparto de I2
entre agua y S2C teniendo en cuenta que la K es 620?
11. ¿Cuántas veces más soluble es el iodo en S2C que en C6H12?
12. Se tienen 30 mL de una solución 0,025 M de I2 en CCl4. Calcule el porcentaje de
iodo residual si se agregan:
a) 500 mL de agua (Kr = 80) b) 10 mL de S2C
c) se hacen dos extracciones sucesivas con 250 mL de agua
13. Calcule el volumen de solución de Na2S2O3 0,010 M que se gastaría en la titulación
de 10,00 mL de la fase orgánica en equilibrio con fase acuosa cuya concentración
en iodo es 0,00078 M. La K de reparto es 82.
14. Si en el caso anterior se tienen 30 mL de la fase orgánica y 400 mL de la fase
acuosa, ¿qué masa total de iodo está presente en el sistema?
Problemas Complementarios al Trabajo Práctico de Coeficiente de Reparto.
1) Se tienen 100 mL de solución 2,50 x 10 -4 de I2 en agua a 20ºC. Calcular el % de I2
residual en cada caso:
a) con una extracción con 20,0 mL de CCl4.
b) con dos extracciones con 10,0 mL de CCl4 cada una. Comparar con el anterior.
c) con una extracción con 20,0 mL de S2C.
Las constantes de reparto del I2 entre CCl4 y agua y entre S2C y agua son
respectivamente 80,0 y 620, ambas a 20ºC.
2) En la distribución del ácido benzoico entre agua (C1) y benceno (C2) se obtuvieron
los siguientes datos:
C1 (mol/l): 2,304 x 10 -3 4,608 x 10 -3 7,299 x 10 -3 9,964 x 10 -3
C2 (mol/l): 9,76 x 10 -3 36,24 x 10 -3 89,24 x 10 -3 166,2 x 10 -3
Demostrar que el ácido benzoico existe como molécula doble (dímeros) en la fase
orgánica, si en agua existe como molécula simple (monómeros).
78

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
3) Se tienen 150 mL de solución acuosa de I2 8,00 x 10 -4 M y se le agregan 20,0 mL de
CHCl3. Luego de agitar se extraen 10,0 mL de la fase orgánica que se titulan con 4,80
mL de solución de Na2S2O3 0,00800 N. Calcular la constante de reparto y la
concentración final de I2 en H2O.
4) El iodo es 200 veces más soluble en éter que en agua. Si 130 mL de una solución
acuosa que contiene 2,00 mg de iodo se agita con 5,00 mL de éter, calcular:
a) ¿Qué masa de iodo queda en el agua?
b) ¿Qué masa de iodo queda en el agua luego de dos extracciones con 5,00 mL de
éter cada una?
79

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Electroquímica
TEORÍA-SEMINARIO
1. ¿Qué es un proceso de óxido-reducción? ¿De qué depende la espontaneidad de
una reacción de este tipo?
2. ¿Qué son las celdas electroquímicas? ¿Qué es una celda electrolítica? ¿Y una
celda galvánica?
3. Escriba las ecuaciones más importante que relacionan corriente (i), carga (Q) y
tiempo (t).
4. Describa las leyes de Faraday. Discuta el concepto de equivalentes químico y
electroquímico.
5. En un electrodo se produce la hemirreacción:
Al 3+ + 3e - Al o (s)
a)¿Cuántos gramos de aluminio pueden obtenerse mediante el pasaje 0,68 F?
b)¿Cuánto tiempo deberá pasar una corriente de 0,0205 A por dicho electrodo
a fin de obtener 15 g de aluminio?
6. Por medio de la circulación de una corriente eléctrica de 1,5 A de intensidad por
una solución acuosa de una sal durante 30 minutos se depositan en el cátodo 0,82
g del metal correspondiente al catión de la sal.
a) Calcular el equivalente químico y el electroquímico del metal.
b) Calcular el peso atómico del metal si su estado de oxidación es +3.
7. Describa algunos procesos electrolíticos importantes.
8. Escribir las ecuaciones correspondientes a las electrólisis de :
a) solución de NaCl concentrada.
b) solución de NaCl diluida.
c) NaCl fundido.
d) solución de CuSO4 con electrodos de Pt (metal inerte).
e) solución de CuSO4 con electrodos de Cu.
9. Indique qué partes componen una pila. ¿Cuál es la función de cada una de ellas?
¿Cómo funciona una pila?
10. ¿A qué se llama ―potencial de electrodo‖? ¿Qué relación tiene el potencial de
electrodo con la espontaneidad de un proceso?
11. ¿Cómo puede predecir el funcionamiento de una pila a partir de los potenciales
redox? ¿Qué se entiende por FEM normal de una pila? ¿Cómo la calcula?
12. A partir de los potenciales de reducción del Fe 3+ y del Cu 2+ , indique la ecuación de
la pila y calcule la FEM normal de la misma.
13. ¿Qué relación existe entre la energía libre y el trabajo neto? Deduzca la ecuación
de Nernst a partir de la ecuación de Gibbs. ¿Cómo se relaciona la constante de
equilibrio con los potenciales de electrodo?
14. a) Calcular el valor de Kc a 25ºC para la reacción:
2 Ag + + Zn Zn 2+ + 2 Ag
b) Si se hace funcionar la pila partiendo de concentraciones iniciales unitarias de
Zn 2+ y Ag + , indique cuales serán las concentraciones cuando la FEM de la pila sea
1,51 V.
15. Describa brevemente las celdas galvánicas más importantes.
16. ¿Qué entiende por pilas de concentración?
80

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Equivalente Electroquímico
TRABAJO PRÁCTICO
Objetivo: Determinación de la carga que circula en un sistema electrolítico.
Determinación del equivalente electroquímico (del hidrógeno o del oxígeno), aplicando
las leyes de Faraday.
Introducción
Las reacciones químicas está acompañadas por la absorción o liberación de
energía. En el tema de ―Termoquímica‖ hemos estudiado la relación entre las
reacciones químicas y la energía intercambiada en forma de calor, es decir; energía
térmica. Trataremos aquí las reacciones en las que la energía química se transforma
en parte en energía eléctrica. Estas reacciones se denominan reacciones
electroquímicas. El transporte de la energía eléctrica a través de la materia, la
relación entre la energía química y la eléctrica y la interconversión de una en otra son
materia de estudio de la electroquímica.
Para que una reacción electroquímica se lleve a cabo, es necesario que existan
especies conductoras de la electricidad. Las sustancias conductoras de la corriente
eléctrica se clasifican en:
1. Conductores de primera especie o electrónicos: constituidos por los metales en
general; el transporte de la corriente eléctrica se produce a través del movimiento
de los electrones libres (lábiles) del metal.
2. Conductores de segunda especie o electrolíticos: constituidos por las soluciones de
los ácidos, bases y sales en general y también por sales fundidas. En los
electrolitos el pasaje de la corriente eléctrica se produce a través del movimiento de
los iones de la solución.
El proceso por el cual se produce una reacción química como consecuencia del
pasaje de una corriente eléctrica a través de un electrolito se denomina electrólisis.
Un circuito electrolítico (esquematizado en la figura siguiente) consta de un recipiente
que contiene una solución conductora (electrolito) y dos láminas metálicas llamadas
electrodos, las cuales se conectan mediante hilos conductores (generalmente de
cobre, que es muy buen conductor) a una fuente de energía eléctrica, que puede ser
una pila, una batería, etc. El electrodo conectado al polo positivo de la fuente de
energía se denomina ánodo y el que se une al polo negativo, cátodo. El sistema en
conjunto constituye una cuba o celda electrolítica.
ánodo
i
e -
+
-
-
Pila, batería o fuente de potencial
cátodo
Cuando los electrodos de una celda electrolítica se conectan a la fuente de energía
+
81

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
eléctrica, se forma un circuito por el que circula una corriente eléctrica (i). En los
conductores metálicos los portadores de la corriente eléctrica son los electrones; en
la solución electrolítica, la corriente eléctrica es transportada mediante el movimiento
de los iones hacia los electrodos.
Supongamos que la solución electrolítica posee cationes M + y aniones N - que se
mueven libremente dentro de la solución. Al ser conectada la fuente de corriente se
genera un campo eléctrico que obliga a los electrones a recorrer los alambres
conductores en el sentido indicado en la figura, acumulándose en el electrodo de la
derecha y alejándose del de la izquierda (note que el sentido de la corriente eléctrica,
como indica la flecha rotulada ―i”, es el contrario. Esto es debido a que la corriente
eléctrica se define como el movimiento de cargas positivas).
Como consecuencia del movimiento de los electrones, se produce una
acumulación de carga negativa en el cátodo y positiva en el ánodo. El electrodo
cargado negativamente (cátodo) atraerá a los iones positivos de la solución, los que se
moverán hacia él. Del mismo modo, los iones negativos migrarán hacia el ánodo.
Sin embargo, el movimiento de cargas (la corriente eléctrica) cesará rápidamente a
menos que se produzca algún hecho que haga que los electrones desaparezcan del
cátodo y se formen en el ánodo para poder seguir circulando por el circuito externo.
Este hecho puede consistir en transformaciones de carácter químico. Si la diferencia
de potencial entregada por la fuente es suficiente, en el cátodo, hacia donde migran
los cationes, se producirá una reducción y los cationes tomarán electrones del
electrodo. En el ánodo, hacia donde migran los aniones, éstos se oxidarán cediendo
electrones al electrodo.
Más arriba hemos introducido las denominaciones de cátodo o ánodo para los
electrodos según a qué terminal de la pila o batería los conectamos. La definición
correcta de estos nombres es la siguiente: El cátodo es el electrodo en el cual se
produce una reducción (ganancia de electrones) y el ánodo es el electrodo en el
que se produce una oxidación (pérdida de electrones).
Supongamos que el electrolito es NaCl fundido y que los electrodos son metales
inertes (no se oxidan, no reaccionan con los iones de la sal ni con los productos de las
reducciones u oxidaciones). En ese caso, dado que en la sal fundida sólo hay cationes
Na + y aniones Cl - , la reacción catódica será:
Na + + e - Na (reducción)
y la reacción anódica será:
2 Cl - Cl2 + 2 e - (oxidación)
En el cátodo la energía eléctrica se ha utilizado para transformar a los iones sodio
(Na + ) en átomos neutros (Na), mientras que en el ánodo, los iones cloruro (Cl - ) se han
convertido en átomos neutros de cloro (Cl), los cuales inmediatamente se unen de a
dos y originan moléculas de cloro (Cl2).
Si se suman las dos hemi-reacciones anteriores se tendrá la reacción electrolítica
total. A fin de que los electrones no se acumulen, deben desaparecer tantos en el
cátodo como los que aparecen en el ánodo; para lograr ese ajuste, se multiplican las
hemi-reacciones por los coeficientes adecuados, de modo que al sumar las
ecuaciones parciales desaparezcan los electrones en la ecuación total:
2( Na + + e - Na)
2 Cl - Cl2 + 2 e -
————————————
2 Na + + 2 Cl - 2 Na + Cl2
82

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
En el ejemplo anterior sólo había una reacción posible en cada electrodo pero en
general existen varias reacciones de oxidación anódica y de reducción catódica
posibles, de acuerdo a los aniones y cationes que contenga el electrolito. Además
pueden oxidarse o reducirse otras especies, como solutos moleculares o el solvente
mismo, así como también es posible que se oxide el metal del ánodo.
Leyes de la electrólisis
Las leyes que rigen la electrólisis fueron descubiertas por el químico inglés Michael
Faraday y se enuncian a continuación:
1ra. ley: La masa de un elemento determinado depositada en una electrólisis es
independiente de la composición química de electrolito, siempre que el elemento actúe
con el mismo número de oxidación.
Esto implica que si se instalan varias celdas electrolíticas en serie conteniendo
distintas sales de un mismo metal, se encuentra que las cantidades de metal que
reaccionan (se depositan sobre el electrodo) en un tiempo determinado en las distintas
celdas son iguales, siempre que el metal tenga el mismo número de oxidación en
todas las sales de las celdas conectadas.
2da. ley: Las masas de distintos elementos depositadas en un mismo circuito
electrolítico son directamente proporcionales a sus equivalentes químicos.
Si se instalan varias celdas en serie que contienen soluciones de distintos metales
(por ejemplo, CuSO4, ZnCl2, AgNO3, etc.) se observa que las cantidades depositadas
de metal en cada una de ellas son directamente proporcionales a los pesos atómicos e
inversamente proporcionales a los números de oxidación respectivos.
3ra. ley: La cantidad (masa) de un elemento determinado depositada en una celda
electrolítica depende exclusivamente de la cantidad de electricidad que ha circulado
por ella y es directamente proporcional a la misma.
Esta tercera ley, que será demostrada experimentalmente en el trabajo práctico,
queda expresada así:
m = E . q (1)
donde: m es masa depositada en el cátodo (o disuelta en el ánodo), q la carga
eléctrica, y E es una constante de proporcionalidad que depende de cada elemento.
Esta constante de proporcionalidad E se denomina equivalente electroquímico y es
la masa de sustancia que reacciona en un electrodo por el pasaje de una unidad
de carga eléctrica, es decir, por el pasaje de un culombio. Si la intensidad de la
corriente que fluye es constante, la carga eléctrica q (expresada en culombios, C) será
igual al producto del valor de la intensidad de corriente eléctrica i (expresada en
amperios, A) por el tiempo t (expresado en segundos):
q = i . t.
Volvamos ahora a la segunda ley de Faraday. Cuando una sustancia interviene en
una reacción redox, su peso equivalente se define como el peso molecular relativo,
dividido por el número moles de electrones puestos en juego en esa reacción. Dicho
de otra manera, el peso equivalente es la masa de sustancia que reacciona (o se
produce) debido al intercambio de 1 mol de electrones. La carga total de un mol de
electrones es 96500 C. Esta cantidad se denomina constante de Faraday, y se
simboliza F. Entonces
1 F = 96500 C
83

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Así, puede definirse el peso equivalente de una sustancia como la masa que se
deposita (o que reacciona de otra manera, de acuerdo a una ecuación redox) en
un electrodo por el pasaje de un Faraday.
Las leyes de Faraday se pueden aplicar para medir la carga eléctrica que ha
circulado. El método consiste esencialmente en pesar el depósito metálico o medir el
volumen de gas desprendido cuando circula cierta corriente eléctrica a través de un
electrolito durante cierto tiempo. Conociendo el equivalente electroquímico
correspondiente puede aplicarse la ecuación (1) para obtener el valor de q. Las celdas
electroquímicas especialmente diseñadas para esta tarea se denominan
culombímetros. Por razones históricas, el culombímetro en el que se produce la
electrólisis del agua y se mide la carga eléctrica por medio del volumen de oxígeno o
hidrógeno producidos se denomina voltámetro de Hoffmann. Los culombímetros más
comunes son los de cobre/sulfato de cobre, plata/nitrato de plata y el voltámetro de
Hoffmann.
Parte Experimental
Se arma un circuito como el
representado en la figura, que
consta de una fuente de corriente
eléctrica continua (puede ser una
batería o la misma corriente
eléctrica alterna de la línea
convenientemente rectificada, es
decir convertida en corriente
continua por medio de un
rectificador), un culombímetro de
cobre (electrodos de cobre y
electrolito de sulfato cúprico) y un
voltámetro de gas (electrodos de
platino y agua acidulada como
electrolito). Ambas celdas
electroquímicas (culombímetro y
voltámetro), se conectan en serie.
1. Se pulen cuidadosamente los
electrodos de cobre para
eliminar el óxido que se forma
en su superficie. Luego se
enjuagan con agua y acetona, y
5
0
4
0
3
0
2
0
1
0
0
se secan en estufa a 60 o C durante cinco minutos.
2. Se pesa en balanza analítica el electrodo de cobre que actúa como cátodo.
3. En el voltámetro de gas se lleva a cero el nivel del electrolito de cada una de las
ramas.
4. Se conectan las celdas a la fuente de corriente y se inicia la electrólisis.
5. Se interrumpe la electrólisis cuando se hayan acumulado un volumen de gas de
aproximadamente 20 mL en la rama del voltámetro donde se ha desprendido
hidrógeno.
6. Una vez interrumpida la electrólisis, se retira el cátodo de cobre y se enjuaga,
cuidando de no desprender y arrastrar el cobre depositado, primero con agua y
después con acetona. Se seca en estufa y se vuelve a pesar en balanza analítica.
5
0
4
0
3
0
2
0
1
0
0
+
-
84

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Las reacciones que se producen en las celda electroquímicas son:
Voltámetro de Hoffmann:
2 H + + 2 e H2 (cátodo) [1]
2 H2O O2 + 4 H + + 4 e (ánodo) [2]
Culombímetro de cobre:
Cu o Cu +2 + 2 e (ánodo) [3]
Cu +2 + 2 e Cu o
(cátodo) [4]
Cálculos
Se calcula la masa de cobre (mCu) depositada sobre el cátodo de cobre por
diferencia de pesada de dicho electrodo antes y después de la electrólisis
La hemireacción redox [4] indica que 1 mol de cobre se deposita por el pasaje de 2
moles de electrones, con lo que se puede calcular la carga que circuló para depositar
la masa mCu:
63,5 g Cu° —— requieren para reducirse desde Cu +2 —— 2 x 96500 C
mCu g Cu° —— requerirán —— q C
De esta manera se ha calculado la carga que ha circulado por el circuito
electrolítico. Si la corriente eléctrica que circuló por el circuito hubiera sido constante,
este cálculo también podría haberse hecho intercalando en el circuito eléctrico un
amperímetro para medir la corriente eléctrica (i) y midiendo además el tiempo de
electrólisis (t). La carga hubiera sido entonces q = i . t.
Para calcular el equivalente electroquímico del hidrógeno
es necesario conocer también la masa de H2 que se ha
desprendido en el cátodo del voltámetro, la cual se calcula
utilizando la ecuación de estado de los gases ideales.
En la figura se observa la rama del voltámetro donde se ha
recogido el hidrógeno. La presión ejercida sobre el plano B es
la presión atmosférica PATM. La presión a la altura del plano A
está dada por la suma de presión atmosférica más la presión
hidrostática de la columna de líquido (h): PA = Patm + h.
Del lado de la bureta para gases, donde está contenido el
H2 producido, la presión en el plano A es la suma de las
presiones parciales de los gases contenidos en el volumen
medido, es decir, el H2 y el vapor de agua a la temperatura de
trabajo: PA = PH2 + Pv(H2O) .
Igualando ambas expresiones para PA y despejando la
presión del H2 resulta:
PH2 = Patm + h - Pv(H2O)
Conociendo la presión del hidrógeno, el volumen que ocupa (leído directamente del
voltámetro) y la temperatura de trabajo, se calcula la masa de gas mH2. Esta cantidad
se produjo por el pasaje de q culombios en el circuito, por lo que el equivalente
electroquímico del H2 es:
E
H 2
m
H2
q
Se calculará el error relativo porcentual cometido en la determinación tomando
como valor aceptado del EH2 = 0,01045 mg/culombio.
5
0
4
0
3
0
2
0
1
0
0
h
A
B
85

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
PREGUNTAS ADICIONALES
1. ¿Cómo se clasifican las sustancias conductoras de la corriente eléctrica?
2. ¿Qué entiende por electrólisis y qué leyes rigen la misma?
3. ¿Qué tipo de reacción química se produce en cada uno de los electrodos de una
celda electroquímica? De acuerdo con esto, ¿cómo se denomina cada uno de los
electrodos?
4. ¿Qué es el equivalente electroquímico de un elemento? ¿Qué dimensiones
tiene?
5. ¿Qué es un Faraday y cuál es su valor?
6. ¿Qué reacciones químicas se producen en los electrodos del voltámetro de gas?
Escriba las ecuaciones correspondientes.
7. ¿Cómo calcula la masa de los gases desprendidos en un voltámetro de gas?
8. ¿Por qué el agua del voltámetro de Hoffmann debe ser acidulada? Podría ser
HCl?
9. ¿Por qué pesa el cátodo y no el ánodo?
10. ¿Para qué sirve el culombímetro de CuSO4?
11. ¿Qué ocurre con la concentración de la solución de CuSO4 durante la
electrólisis?
12. Indique qué procesos tendrían lugar si el cátodo y/o el ánodo fuesen de platino.
13. Al construirse un voltámetro de Hoffmann se cuenta solo con un electrodo de
platino y otro de cobre. ¿Puede funcionar correctamente? ¿Cómo? ¿Qué ocurre
si los coloca inadecuadamente?
14. Indique un par de razones por las cuales podría no cumplirse la relación 2 a 1 en
términos de volumen para las dos ramas del voltámetro.
15. ¿Por qué el gas liberado en el cátodo asciende más rápido que el del ánodo?
PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS
Estos problemas deben resolverse durante el trabajo práctico en la medida que
el trabajo experimental lo permita.
1. Los electrodos en una electrólisis semejante a la de la práctica contienen 10 mg
de hierro expuesto. Calcule el error que cometería en la determinación de la
cantidad de electricidad circulante al utilizar la diferencia de masas del ánodo si el
cátodo aumentó su masa en 82 mg (suponga que el hierro se oxida más fácilmente
que el cobre y que se transforma en ion ferroso).
2. Indique si el error hubiera sido mayor o menor en el caso de que en lugar de
hierro, el ánodo hubiera contenido cinc, cadmio o aluminio (suponga que todos
estos metales se oxidan más fácilmente que el cobre). ¿El tipo de error será el
mismo en todos los casos?
3. Si la electrólisis indicada en el ejercicio 1 duró 55 minutos, ¿cuál fue la intensidad
media de corriente durante la electrólisis? Calcule el número de electrones
circulantes por minuto.
4. ¿Cuál sería la concentración molar final de 150 mL de una solución de CuSO4 0,15
M al electrolizarla utilizando electrodos de platino con una intensidad de corriente
de 0,05 A durante 50 minutos?
5. Calcule la cantidad de electricidad circulante cuando en un coulombímetro de
cobre se depositan 35 mg en el cátodo.
6. En ocasiones donde se requiere mayor precisión se utiliza el culombímetro de
AgNO3. Calcule la variación de masa que sufriría el cátodo de este culombímetro si
hubiera estado en serie con el del ejercicio anterior.
7. Se realiza una electrólisis en un voltámetro de Hoffmann durante cierto tiempo y
luego se enrasan ambas ramas. Posteriormente se realiza una electrólisis
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
obteniendo un volumen de 24,5 mL en la rama catódica. Si los niveles en cada una
de las ramas del voltámetro están ubicados a 50,0 cm, 32,8 cm y 36,7 cm medidos
desde cierto nivel de referencia, la presión atmosférica es 755 torr y la presión de
vapor de agua es 22,6 torr, calcule el volumen recogido en la rama anódica.
8. Calcule la masa de gas que recogerá en el cátodo de un voltámetro de Hoffmann
durante una electrólisis, si en el culombímetro de CuSO4 en serie con él aumenta
la masa del cátodo en 75 mg.
9. ¿Qué corriente pasará por un conductor en el que se transportan 1,27 x 10 18
electrones por minuto? (carga del electrón = 1,60 x 10 -19 culombios). b) ¿Cuántas
horas se necesitan para transportar 96500 culombios mediante una corriente de
4,67 mA?. c) Por un conductor pasa una corriente de 1,80 A; ¿cuántos culombios
y faradays pasarán por un punto dado en 1,36 minutos?
10. ¿Cuántos culombios habrán circulado en una cuba electrolítica que contiene Ag + si
el cátodo ha experimentado un aumento de masa de 0,207 g?.
11. a) Para electrolizar ZnCl2 fundido, se hace pasar una corriente de 0,0225 A durante
una hora. ¿Cuántos gramos de Zn se depositarán en el cátodo? b) ¿Cuántos
gramos de ZnCl2 se habrán electrolizado?
12. Se somete a electrólisis 50,0 mL de una solución de NaCl 0,100 M. ¿Durante
cuánto tiempo debe pasar una corriente de 0,500 A para que el pH de la solución
final sea 12? (suponer que no hay cambio de volumen).
13. Se tiene una celda con solución acuosa de AgNO3 conectada en serie con otra que
contiene solución acuosa de HCl. Si en la primera se depositan 0,0198 g de Ag,
calcular cuántos moles de H2 se producirán en el cátodo de la segunda.
14. ¿Qué volumen de H2 y de O2 en CNTP se producirán mediante la electrólisis de
una solución acuosa de H2SO4 si se emplea una corriente de 0,084 A durante
media hora? Escriba las ecuaciones correspondientes.
15. Cuando se electroliza H2SO4 acuoso en una celda con electrodos inertes, en el
cátodo se forma H2 y en el ánodo O2, en una relación de volumen de 2 a 1. Sin
embargo, al intentar la experiencia se observa que la relación no es 2 a 1,
principalmente debido a que parte de la corriente anódica convierte algo en H2O en
H2O2. Si en un experimento dado se forman 43,76 mL de H2 en el cátodo (húmedo,
presión total 765 torr, 29 C) y 21,32 mL de O2 en el ánodo (húmedo, presión total
755 torr, 29 C), ¿qué porcentaje de la corriente anódica podrá suponerse habrá
producido H2O2?
16. Se electrolizan 500 mL de una solución 0,100 M de KCl. La electrólisis se detiene
cuando en el cátodo se han producido 45,0 mL de gas a 27 C y 1,10 atm. a)
Calcular la masa de gas obtenida en el ánodo.b) Si la electrólisis se realizó con
una corriente de 15,0 mA, ¿cuál es el tiempo de electrólisis?. c) ¿Cuál es el pH de
la solución final?.
17. Una corriente eléctrica fluye durante cierto tiempo a través de una cuba con
solución de AgNO3, produciéndose un depósito de 54,0 g de Ag. ¿Cuántos gramos
de Pb se podrán depositar en igual tiempo al circular la misma corriente por una
solución de Pb(NO3)2?
87

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Celdas Galvánicas (Pilas)
TRABAJO PRÁCTICO
Objetivo: Determinar el potencial de un electrodo tomando otro como referencia.
Construir una tabla de potenciales de electrodo. Predecir el potencial de distintas pilas
y comprobarlo experimentalmente. Usar un electrodo de referencia de calomel.
Verificar el principio del funcionamiento de las pilas de concentración.
Introducción Teórica
En el curso de Introducción a la Química se estudiaron las reacciones de óxidoreducción
estableciéndose cualitativamente las tendencias relativas de una serie de
elementos (H, Cu, Zn, Ag) a oxidarse o reducirse. En este trabajo práctico se
cuantificarán esas tendencias.
Para comenzar, retomemos los conceptos relacionados con las reacciones de
oxido-reducción: el proceso químico de oxidación-reducción consiste en una reacción
química en la que una especie pierde electrones (se oxida) y otra especie gana esos
electrones (se reduce). Si, por ejemplo, introducimos una barra de cinc metálico dentro
de una solución de CuSO4, se producirá un depósito de Cu metálico sobre la barra de
Zn, mientras que parte de ésta se oxida introduciendo iones Zn 2+ en la solución (de
esa manera, parte del sulfato de cobre originalmente en solución se transforma en
sulfato de Zn). La reacción neta que ocurre puede representarse mediante la siguiente
ecuación:
Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu
La reacción total puede desdoblarse en dos hemi-reacciones:
Zn Zn 2+ + 2 e-
Cu 2+ + 2 e- Cu
Zn + Cu 2+ Cu + Zn 2+
Si se separan físicamente las especies intervinientes (Zn; Cu; Zn 2+ ; Cu 2+ ),
colocando en recipientes separados las sustancias intervinientes en cada
hemireacción:
Cu
Cu 2+
Cu 2+
Zn 2+
Resulta claro que la reacción no puede ocurrir porque los electrones no pueden
transferirse desde la barra de Zn, donde son liberados al formarse Zn 2+ a la barra de
Cu (donde deben ser transferidos al ión Cu 2+ ).
Si se permitiera el pasaje de electrones entre las dos barras metálicas (por
ejemplo, uniéndolas por medio de un conductor metálico), entonces se producirían
algunos iones Zn 2+ en el compartimiento de la derecha y algunos electrones estarían
disponibles (habiendo circulado hacia la barra de Cu) para reducir algunos iones Cu 2+
a Cuº. Sin embargo, la reacción se interrumpiría casi inmediatamente debido a que la
solución de la derecha adquiriría una carga positiva (debida a los iones Zn 2+
producidos) y la de la de la izquierda una carga negativa (debida a la desaparición de
algunos iones Cu 2+ ). En otras palabras: para que la reacción pueda tener lugar debe
cerrarse el circuito conectando eléctricamente tanto las barras metálicas como las
Zn
88

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
soluciones electrolíticas. Para lograr esto último, los compartimentos se conectan
mediante lo que se denomina un puente salino. Este es un tubo de vidrio acodado que
contiene una solución electrolítica (y por lo tanto conductora de la electricidad)
concentrada. Se usa comúnmente una solución de KCl disuelta en una solución de
ágar (una especie de gelatina). La gelatina impide que se mezclen entre sí las
soluciones de los dos compartimientos (¿qué sucedería si la solución de Cu 2+ pasara
al compartimiento en el que está la barra de Zn?).
El dispositivo completo es entonces:
Cu Zn
Cu 2+
Cu 2+
En este dispositivo, denominado pila galvánica, pila voltaica o simplemente pila,
se convierte energía química en energía eléctrica: la reacción química redox causa
que una corriente eléctrica circule por un conductor metálico externo.
Las barras de metal y las soluciones electrolíticas que están en contacto con ellas
constituyen los electrodos de la pila. La pila formada por una barra de Cu en contacto
con una solución de Cu 2+ y otra de Zn en contacto con una solución de Zn 2+ se llama
pila de Daniell.
Resumiendo, el funcionamiento de la pila es el siguiente: la barra de Zn se oxida
generando iones Zn 2+ y electrones libres; los iones Zn 2+ se alejan del electrodo y
entran en la solución de ZnSO4 mientras que los electrones recorren el conductor
metálico exterior desde el electrodo de Zn hacia el electrodo de Cu. Los electrones
que circulan por el conductor metálico exterior llegan al electrodo de Cu y son
capturados por los iones Cu 2+ provenientes de la solución de CuSO4. De este modo,
se produce la reducción de los iones Cu 2+ sobre la superficie del electrodo,
depositándose sobre él como Cu°.
El electrodo de Zn constituye el ánodo de la pila, en tanto que el de Cu es el
cátodo. Debe remarcarse que el ánodo es siempre el electrodo en el cual se produce
una oxidación y el cátodo el electrodo en el que se produce una reducción, ya sea una
pila galvánica o una celda electrolítica.
Funcionamiento del puente salino.
Solución
saturada de
KCl + agar
Zn 2+
Al funcionar la pila, en el compartimento que contiene el par Cu°/Cu 2+ van
desapareciendo los iones Cu 2+ en la zona próxima a la barra de Cu, mientras que otros
llegan desde el seno de la solución de CuSO4. En el otro compartimento se producen
iones Zn 2+ en las inmediaciones de la barra de Zn, que van difundiendo hacia el seno
de la solución. Como ya se ha señalado, esto produciría una carga positiva neta en el
compartimiento anódico (Zn) y una carga negativa neta en el catódico (Cu). El puente
salino evita esta acumulación de carga, permitiendo a los iones negativos del puente
(Cl - ) difundir hacia el ánodo y a los iones positivos (K + ) hacia el cátodo. Si este
intercambio de iones no se produjera, la carga neta acumulada interrumpiría el flujo de
electrones en el circuito externo y se detendría la reacción redox. Este movimiento de
89

Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
iones es una corriente eléctrica, de la misma manera que el movimiento de electrones
por el circuito externo.
Si se reemplaza el conductor que conecta los electrodos de la pila por un aparato
de medidas de diferencia de potencial (voltímetro), éste acusa un valor que es
característico para cada pila (depende de la naturaleza de los elementos que
constituyen los electrodos y de la concentración del electrolito). En la pila de Daniell,
por ejemplo, si se realiza la medida a 298 K y las respectivas soluciones de CuSO4 y
ZnSO4 son de igual concentración, la diferencia de potencial es de 1,1 V (voltios). Este
valor es independiente del tamaño de los electrodos y de la pila en su conjunto. Como
los instrumentos de medida de diferencia de potencial tienen una resistencia eléctrica
muy grande, la intensidad de corriente que circula al realizar la medida es sumamente
pequeña (idealmente cero). La diferencia de potencial entre los electrodos de una pila,
medida en condiciones de corriente nula se denomina fuerza electromotriz (FEM) de
la pila. La fuerza electromotriz mide la tendencia de la reacción a producirse, es decir,
mide las tendencias relativas con que se producen los distintos procesos
(anódfico y catódico) de óxido-reducción.
Para deducir una expresión cuantitativa para las tendencias relativas a reaccionar,
recordemos la expresión de la variación de energía libre en una reacción química
(aA + bB = cC + dD) a temperatura y presión constante:
c d
0 [ C]
[ D]
G G RTln
(1),
a b
[ A]
[ B]
donde Gº es la variación de energía libre en condiciones estándar para dicho
proceso. Si la reacción en cuestión es una reacción redox, por ejemplo:
a A c C n+ + n e-
b B n+ + n e- d D
a A + b B n+ d D n+ + c C
Entonces la variación de energía libre será igual al trabajo eléctrico (carga
transferida x diferencia de potencial a través del cual se transfiere) cambiado de signo.
Cuando a moles de A y b moles de B n+ se transforman en productos, la carga
transferida es ―n‖ Faradays y el potencial es la FEM de la pila (∆E), por lo tanto:
G nF E.
En condiciones estándar,
0
0
G nF E ;
donde E° es la diferencia de potencial entre los electrodos de la pila cuando se
mide a 298 K y concentraciones 1 M (condiciones estándar).
Sustituyendo en (1),
c d
0 [ C]
[ D]
nF E nF E RTln
, y dividiendo ambos miembros por -nF:
a b
[ A]
[ B]
RT
nF
[ C]
[ D]
[ A]
[ B]
c d
E
0
E ln a b ECUACIÓN DE NERNST
Considerando que ln (a) = 2,303 log (a), R= 8,31 Joule/K mol, F= 96500 coulomb, y
a la temperatura de 298 K, la ecuación queda simplificada a:
0,
059
n
[ C]
[ D]
[ A]
[ B]
c d
E
0
E log a b (Válida sólo a 298 K)
La diferencia de potencial (o abreviadamente, el potencial) que se mide
experimentalmente en una pila se debe a un potencial anódico y a un potencial
catódico. Así, sabiendo el potencial de uno de los electrodos, y con el valor medido de
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
la diferencia de potencial de la pila, se puede conocer el potencial del electrodo
restante. Sin embargo, es imposible medir el potencial de un electrodo solo, pues para
que el circuito se complete requiere la presencia de los dos electrodos. Es preciso
entonces asignar a uno de los electrodos un valor arbitrario y a partir de él hallar el
valor del otro. Convencionalmente se atribuye el valor cero al potencial de un
conductor de platino en contacto con una solución 1 M de iones H + a 298K y a 1 atm
de presión de gas H2. Este electrodo se denomina electrodo estándar de hidrógeno o
electrodo normal de hidrógeno, se simboliza ENH, y la reacción que se produce es:
2 H + + 2 e - H2 E° = 0.0000 V
Así, la medida de la diferencia de potencial entre cualquier electrodo (también
llamado hemipila) y el electrodo normal de hidrógeno (electrodo de referencia), es una
medida del potencial de dicho electrodo. Una tabla que contenga esta información,
medida en condiciones estándar (es decir: concentraciones de los electrolitos 1 M y
presiones de los gases 1 atm) se llama serie electromotriz de potenciales normales de
electrodo. Al lado del valor del potencial se escribe la hemi-reacción correspondiente
a la reducción. Por ejemplo, si se arma una pila (en condiciones estándar) en la que
ocurra espontáneamente la reacción:
H2 2 H + + 2 e -
Cu 2+ + 2 e - Cu°
H2 + Cu 2+ 2 H + + Cu°
y se mide la diferencia de potencial, el voltímetro marcará 0,34 V. (note que la
diferencia de potencial de una pila cuyas reacciones ocurren espontáneamente debe
ser positivo, ya que la variación de energía libre para un proceso espontáneo debe ser
negativa). Dado que al electrodo de hidrógeno se le ha asignado el valor cero, el
potencial medido corresponde al potencial normal de reducción del electrodo Cu 2+ /Cu,
pues, tal como se encontró en el T.P. de Redox, la tendencia a reducirse del cobre es
mayor que la del hidrógeno, por lo tanto:
H / H2
E
0
E
0
catodo
donde E 0 V
0
(Referencia).
Consideremos la reacción:
E
0
anodo
E
0
2
Cu
/ Cu
E
0
H / H2
0,
34
H2 2 H + + 2 e -
Zn 2+ + 2 e - Zn
H2 + Zn 2+ 2 H + + Zn [1]
Esta no es una reacción espontánea. La reacción espontánea es aquella en la que
el Zn se oxida y el ión hidrógeno se reduce, es decir que si realmente armamos una
pila con estos electrodos la reacción que ocurrirá será:
2 H + + 2 e - H2
Zn Zn 2+ + 2 e -
2 H + + Zn H2 + Zn 2+
El potencial (normal) medido experimentalmente será 0,76 V, es decir:
E
E
0
catodo
con lo cual E 0,
76 V
0
.
Zn / Zn
2
0
E
0
anodo
E
0
H / H2
E
0
2
Zn
/ Zn
0,
76
Como G es una función de estado, si ∆G es la variación de energía libre de una
V
V
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
reacción cualquiera (Reactivos Productos), el ∆G de la reacción inversa (Productos
Reactivos) será -∆G. De la misma manera (puesto que ∆E = -nF∆E), si se invierte el
sentido de una reacción redox, la FEM cambia de signo. Si la pila de Zn e H2
funcionara en el sentido que se indica en [1], el E° de dicha pila sería -0,76 V, pues el
electrodo de Zn debería actuar como cátodo. Una FEM negativa implica que el
proceso es no espontáneo ( G>0).
En la tabla I se dan valores de potenciales de reducción normales, referidos al
electrodo normal de hidrógeno. El potencial de cualquier electrodo medido respecto
del ENH se denomina potencial normal respecto al electrodo normal de hidrógeno o de
la serie normal de hidrógeno.
Tabla 1 Potenciales de electrodos normales a 25 0 C
Hemi-reacción E (voltios)
Li + + e Li -3,045
Na + + e Na -2,714
Mg 2+ + 2 e Mg -2,37
Al 3+ + 3 e Al -1,66
Mn 2+ + 2 e Mn -1,18
Zn 2+ + 2 e Zn -0,763
Cr 3+ + 3 e Cr -0,74
Fe 2+ + 2 e Fe -0,44
Ni 2+ + 2 e Ni -0,25
Sn 2+ + 2 e Sn -0,136
Pb 2+ + 2 e Pb -0,126
2 H + + 2 e H2
0,000
Cu 2+ + 2 e Cu 0,34
I2 + 2 e 2 I - 0,536
Fe 3+ + e Fe 2+ 0,771
Ag + + e Ag 0,799
Cr2O7 2- + 14 H + + 6 e 2 Cr 3+ + 7 H2O 1,33
Cl2 + 2 e 2 Cl - 1,36
MnO4 - + 8 H + + 5e Mn 2+ + 4 H2O 1,51
F2 + 2 e 2 F - 2,65
Se convino que al potencial de reducción de cualquier reacción de electrodo se lo
llamará simplemente el potencial. Esta designación tiene la ventaja de que el signo del
potencial corresponde al del polo de la pila; así el Zn, por ejemplo, tiene un potencial
de reducción negativo (-0,763 V) y es también el polo negativo de una pila galvánica
en la cual el otro electrodo es el normal de hidrógeno.
Una pila se representa esquemáticamente de la siguiente manera:
Zn / ZnSO4 (x M) // CuSO4 (y M) / Cu
es decir, primero se coloca el metal del ánodo, luego la barra, que indica la
interfase metal/solución, luego el electrolito y su concentración entre paréntesis, la
doble barra que indica puente salino , el electrolito del cátodo y luego el metal del
cátodo, separados éstos por una barra.
Pilas de concentración.
Para que se genere una diferencia de potencial eléctrico entre los electrodos de
una pila, no es necesario que los mismos sean de diferente naturaleza. Si se observa
la ecuación de Nernst se concluirá que existirá una diferencia de potencial entre dos
electrodos constituidos por las mismas sustancias en los que los electrolitos tengan
distinta concentración. Si, por ejemplo, en uno de los compartimentos se sumerge una
barra de cobre en una solución de CuSO4 diluida y se conecta a otro compartimento
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
similar en el que una barra de cobre está sumergida en una solución concentrada de
CuSO4, el electrodo en contacto con la solución diluida actuará como ánodo, y se
disolverá, en tanto que en el otro se producirá un depósito de Cu (cátodo). La reacción
que ocurre en la pila tiende a que ambas soluciones alcancen igual concentración de
la sal, en cuyo caso la FEM se hará cero.
Electrodos de referencia.
Ya se ha referido que el potencial de los electrodos se toma con referencia al
electrodo de hidrógeno, al cual se le asigna convencionalmente el valor cero. Existen
otros electrodos que se caracterizan por poseer un valor relativamente fijo de potencial
en cualquier medio que se lo utilice, llamados electrodos o hemi-pilas de referencia. El
más comúnmente usado en el laboratorio es el llamado electrodo de calomel, que
consiste en Hg en contacto con Hg2Cl2 (cloruro mercurioso o calomel, sólido
prácticamente insoluble) y con una solución de cierta concentración de KCl.
Esquemáticamente, el electrodo puede representarse como:
Hg | Hg2Cl2 (sólido) | KCl (concentración)
La hemi-reacción del electrodo de calomel es:
Hg2Cl2 + 2 e 2 Hg + 2 Cl - E = 0,241 V (KCl sat.)
El electrodo de calomel se construye con Hg puro cubriendo un alambre de Pt
sellado en el fondo de un tubo de vidrio; el Hg se cubre con Hg2Cl2 sólido y sobre éste
se coloca solución de KCl en la que el Hg2 2+ es ligeramente soluble (de acuerdo a su
Kps). El potencial del electrodo de calomel será distinto de acuerdo a las distintas
concentraciones de la solución de KCl que se utilicen (generalmente se usa una
solución saturada). Otro electrodo de referencia similar utilizado es el de Ag | AgCl | Cl -
.
Parte Experimental
I. Determinación de potenciales de electrodo de distintos metales, utilizando el
electrodo de Pb como referencia
Se armarán las pilas
Cu | CuSO4 (0,1 M) || Pb(NO3)2 (0,1 M) | Pb
Zn | ZnSO4 (0,1 M) || Pb(NO3)2 (0,1 M) | Pb
Ni | NiCl2 (0,1 M) || Pb(NO3)2 (0,1 M) | Pb
Sn | SnCl2 (0,1 M) || Pb(NO3)2 (0,1 M) | Pb
Se conecta cada uno de los electrodos al voltímetro de modo de medir un potencial
positivo. El electrodo conectado al polo positivo del voltímetro es el que actúa como
cátodo (¡no olvidar anotar esta información!). Una vez realizadas las medidas, se le
asigna al electrodo de Pb un valor arbitrario, preferentemente distinto de cero y se
calculan los potenciales de electrodo de cada una de las semipilas restantes. Con
estos datos se construye una serie electromotriz.
II. Cálculo del potencial de las pilas que se pueden armar con los pares anteriores
Predecir teóricamente, en base a los resultados anteriores, la FEM de las distintas
pilas que es posible construir. Comprobarlo experimentalmente, armando algunas de
esas pilas.
III. Determinación del potencial normal de las semipilas utilizadas
Se medirá el potencial de la semipila de Pb con respecto al electrodo de calomel.
Conociendo el valor del potencial normal de este último electrodo, se calcularán los
potenciales normales de los otros pares.
IV. Pilas de concentración
Se armarán las pilas:
Cu | CuSO4 (0,001 M) || CuSO4 (0,1 M) | Cu
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
Cu | CuSO4 (0,0001 M) || CuSO4 (1 M) | Cu
y se medirá el potencial de cada una de ellas.
IMPORTANTE.
ANTES DE USAR LOS ELECTRODOS DEBEN PULIRSE Y ENJUAGARSE CON AGUA DESTILADA.
LOS PUENTES SALINOS DEBEN ENJUAGARSE CON AGUA DESTILADA LUEGO DE CADA MEDIDA.
DEBEN GUARDARSE SUMERGIDOS EN SOLUCIÓN SATURADA DE KCl.
LAS PILAS NO DEBEN DEJARSE FUNCIONAR DURANTE MUCHO TIEMPO.
PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS
Estos problemas deben resolverse durante el trabajo práctico en la medida que
el trabajo experimental lo permita.
1. Calcule la FEM normal de una pila formada entre los pares Cu 2+/ Cu y Ni 2+ /Ni
sabiendo que los potenciales normales son 0,34 V y -0,25 V. ¿Cuánto vale la
constante de equilibrio de la reacción?
2. Calcule la FEM de la pila anterior cuando las concentraciones de Cu 2+ y de Ni 2+
son respectivamente 0,025 M y 0,019 M.
3. ¿Por qué se puede elegir cualquier hemipila como referencia?
4. En el laboratorio se miden las FEM de las siguientes pilas
Al / Al 3+ (0,045M) // Cu 2+ (0,025M) / Cu FEM = 1,97 V
Pb / Pb 2+ (0,075M) // Ag + (0,015M) / Ag FEM = 0,84 V
Pb / Pb 2+ (0,075M) // Cu 2+ (0,025M) / Cu FEM = 0,44 V
Zn / Zn 2+ (0,010M) // Cu 2+ (0,050 M) / Cu FEM = 1,08 V
Obtenga una tabla de potenciales normales para todos los pares redox anteriores.
5. Calcule la tendencia a reducirse (referida a la hemipila de hidrógeno) de soluciones
de Cu 2+ de concentración 1,0 M; 0,10 M y 0,010M.
6. Calcule las FEM de las siguientes pilas de concentración:
a) Cu / Cu 2+ (0,010M) // Cu 2+ (1,0M) / Cu
b) Pt /Fe 2+ (0,10M),Fe 3+ (0,050M) // Fe 3+ (0,080M),Fe 2+ (0,015M) / Pt
7. ¿Cuál es la condición de equilibrio de una pila de concentración?
8. Se deja funcionar la pila indicada en el ejercicio 2 hasta que la concentración de
uno de los iones alcanza el valor 0,018 M. ¿Cuál es la concentración del otro ion?
Calcule la cantidad de electricidad que ha circulado en c y en F si las hemipilas
contenían 100 mL de solución.
9. Se deja funcionar la pila Al / Al 3+ (1,0M) // Zn 2+ (0,85M) / Zn hasta que han circulado
0,0050 A durante 3 horas. Calcule la FEM original y la nueva FEM si cada hemipila
contenía 100 mL de solución. Los potenciales de oxidación normales del Al y del
Zn son 1,67 V y 0,76 V.
10. Calcule el potencial de reducción de una hemipila Ag/AgCl (con KCl 1,0 M) y el
habitualmente llamado potencial normal de la misma sabiendo que el potencial de
reducción normal de Ag+ es 0,80 V y que el Kps del AgCl es 1,7x10 -10 . Relacione
esta hemipila con la de calomel. ¿Por qué se utilizan?
11. Indique si las siguientes aseveraciones son verdaderas o falsas, justificando su
respuesta:
- La fuerza electromotriz (FEM) de una pila depende de la temperatura.
- El potencial de un electrodo aislado puede determinarse en forma absoluta.
- La FEM standard de una pila nos permite calcular la constante de equilibrio de
la reacción que en ella se produce.
- El potencial de un electrodo Me +n /Meº depende de la concentración del ión
metálico Me +n
- La FEM de una pila no permite predecir el sentido de la reacción que en ella se
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Guía de Trabajos Prácticos de Química General – Edición 2012
produce.
12. Calcule el potencial en condiciones de presión y temperatura estándar de un
electrodo de Ag sumergido en solución de AgNO3 0,010 M. E o (Ag + /Ag o )=0,799 V.
13. Utilizando los potenciales de electrodo estándar que figuran en la tabla I de la guía
de TP, prediga el sentido en que se producirían las siguientes reacciones y calcule
la magnitud de la FEM. (Suponer todas las presiones y concentraciones unitarias).
a) Zn o + Mg +2 Zn +2 + Mg o
b) Fe o + Cl2(g) Fe +2 + 2 Cl -
c) 2 Fe +2 + Cl2(g) 2 Fe +3 + 2 Cl -
d) 2 Cl - + Cr2O7 -2 2 Cr +3 + Cl2
e) 2 Cl - + MnO4 - Mn +2 + Cl2
14. Calcule la FEM de las siguientes pilas a 25ºC.
Mg / Mg +2 (0,10 M) // Zn +2 (1,0 M) / Zn
Cu / Cu +2 (0,010 M) // Ag + (0,50 M) / Ag
Cu / Cu +2 (0,00010 M) // Cu +2 (0,10 M) / Cu
15. Una pila que utiliza la reacción:
Pb o + 2 Ag + Pb +2 + 2 Ag
tiene, en un instante dado, una FEM de 0,89 V. Si la concentración, de Pb 2+ es 1,0
M, ¿Cuál será la concentración de Ag + ?
16. Calcule el potencial de la reacción MnO4 - (0,10 M)/Mn +2 (0,10 M) cuando: a) el pH es
1; b) el pH es 3; el pH es 5.
17. En base al resultado, indique si el MnO4 - es mejor oxidante a bajos o a altos
valores de pH.
18. Escriba la ecuación redox de la reacción de oxidación del Cl - a Cl2 por medio de
Cr2O7 -2 . Escriba la ecuación de Nerst correspondiente a dicha reacción.
Suponiendo que todas las especies de las que depende la FEM de dicha reacción,
excepto el H + , tienen concentraciones (o presiones, en el caso del H2) iguales a la
unidad, calcule el pH máximo a partir del cual el Cr2O7 -2 es capaz de oxidar al Cl - .
19. Si una pila formada por un electrodo de hidrogeno ([H + ] desconocida) y un
electrodo de calomel ([KCl] = 0,10 N, E = 0,337 V), tiene una FEM de 0,5562 V a
25ºC, calcule el pH de la solución.
20. Si los potenciales normales de los electrodos Zn +2 /Zn o y Cu +2 /Cu o , son -0,761 y
0,340 V respectivamente, calcule la relación de equilibrio entre las concentraciones
de los iones Zn +2 y Cu 2+ , luego de agregar Zn metálico a una solución díluída de
CuSO4.
21. Calcular la constante de equilibrio para cada una de las siguientes reacciones:
a) Cu +2 + Znº
Cuº + Zn +2
b) Feº + 3 H2O Fe(OH)3 (s) + 3/2 H2
c) Fe + 2 Fe +3 3 Fe +2
22. Dados los potenciales estándar (E ) de las siguientes hemirreacciones:
i) M +2 + 2e - M Eº = 0,80 V
ii) M +3 + 3e - M Eº = 0,70 V
iii) MO +2 + 2 H + + e - M +3 + H2O Eº = 0,30 V
Calcular el potencial de la hemirreacción en la cual MO +2 es reducido a M +2 .
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