MANUAL DE LABORATORIO DE QUÍMICA FISICA III

QUIMICA FÍSICA III Grado en Química

2º Curso

GRADO EN QUÍMICA POR LA UNIVERSIDAD DE SANTIAGO DE COMPOSTELA

PRÁCTICAS DE QUÍMICA FISICA III

2o Curso

MANUAL DE LABORATORIO DE QUÍMICA FISICA III


2º Curso

ÍNDICE

1. NORMAS DE TRABAJO Y SEGURIDAD EN EL LABORATORIO. 1.1. Normas generales 3

1.2. Normas generales de seguridad 4

1.3. Pictogramas de seguridad 5

1.4. Eliminación de residuos 5

1.5. Qué hay que hacer en caso de accidente: Primeros auxilios 6

2. LABORATORIO 8

GUIONES DE PRÁCTICAS DE QUÍMICA FÍSICA III Práctica 1. Volumen molar parcial de una mezcla binaria 9

Práctica 2. Determinación de la constante de equilibrio de un indicador 17

Práctica 3. Diagrama de fases. Sistema ternario. 24


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1. NORMAS DE TRABAJO Y SEGURIDAD EN EL LABORATORIO1

1.1. Normas generales .

• La asistencia a las clases interactivas (seminarios), las tutorías y al laboratorio es obligatoria para todos los alumnos.

• Los alumnos deberán presentarse en la fecha, hora y lugar que se les cite, con el material que se les solicite y con el guión de la práctica que corresponda leído.

• El alumno encontrará su puesto de trabajo limpio y ordenado, en caso contrario deberá comunicarlo al profesor. Además, se asegurará que dispone de todo el material indicado en la relación que se encontrará en su taquilla, y que dicho material se encuentra en perfectas condiciones.

• Desde el inicio hasta el final de la práctica el alumno se responsabilizará de su puesto de trabajo así como del material allí presente.

• Lea atentamente el guión de cada práctica antes de acudir al laboratorio a realizarla. Con carácter general, antes de empezar una práctica el alumno tendrá que contestar a una serie de cuestiones que se tendrán en cuenta para la nota de prácticas. En algunas prácticas además será necesario traer hechos al laboratorio una serie de cálculos previos, planteados en los guiones de las prácticas.

• Los materiales, reactivos y disoluciones que sean de uso compartido y tengan una ubicación determinada sólo deberán ser retirados en el momento de su uso y deberán ser devuelto a su lugar original inmediatamente. Esto se aplicará a los reactivos sólidos colocados cerca de las balanzas, papel indicador, indicadores para valoración, disoluciones patrón, disoluciones preparadas para el alumno, etc., y especialmente a aquellas sustancias que requieren unas condiciones especiales para su conservación y que a la intemperie cambian sus propiedades.

• Antes de usar un instrumento general de uso compartido (balanzas, bomba de vacío, desecadores, espectrómetros, etc.) se asegurará que no esté siendo utilizado por un compañero. En caso de estar libre de uso, deberá asegurarse de que funciona correctamente. Suele ser frecuente la formación de colas entorno a estos sitios. Esto debe evitarse porque contraviene las normas de seguridad.

• En ningún momento se harán bromas ni actividades ajenas al trabajo de laboratorio, sobre todo si producen distracción o falta de atención a los compañeros.

• Nunca deberá correr en el laboratorio, trabajar sólo, ni llevar a cabo experimentos de otras prácticas ni realizados por cuenta propia.

• En caso de querer salir, se lo solicitará al profesor y sólo lo hará en un tiempo lo más breve posible. Aprovechará los momentos en los que en la marcha de la práctica pueda darse un tiempo de inactividad por parte del alumno, y siempre que abandone el laboratorio deberá lavarse las manos incluso si llevó guantes puestos constantemente.

1 Unas normas de seguridad en los laboratorios de prácticas más completas las puede encontrar en el capítulo 1 del libro de Martínez Grau (referencia 1) o en el documento de la página web del Servicio de Prevención de Riscos de la USC: (http://www.usc.es/estaticos/servizos/sprl/normalumlab.pdf)

http://www.usc.es/estaticos/servizos/sprl/normalumlab.pdf�


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• Antes de dar por terminada la práctica deberá consultar al profesor la calidad de los

resultados obtenidos.

• Al terminar de forma normal la actividad en el laboratorio, todo el material de práctica usado debe lavarse y dejarse limpio, y el puesto ocupado debe dejarlo ordenado. El material de vidrio se colocará sobre una hoja de papel de filtro limpio.

IMPORTANTE: Recuerde la obligación de dejar el material de laboratorio de su puesto de trabajo perfectamente limpio y en orden. Notifique al profesor cualquier rotura o deterioro que sufra el material de su puesto u otro de uso compartido para que éste lo pueda reponer.

Es obligatorio presentarse al profesor y solicitar su autorización antes de abandonar el laboratorio.

1.2. Normas generales de seguridad.

Está absolutamente prohibido trabajar en el laboratorio sin bata ni gafas de seguridad

• No se admiten lentes de contacto en el laboratorio. • Es necesario recogerse el pelo largo, llevar las uñas cortas y no usar anillos en las

manos. El calzado, sin tacones altos, tendrá que cubrir totalmente los pies. • Infórmese de donde están los elementos de seguridad del laboratorio (extintores,

alarmas, salidas, lavaojos, etc.) • Sacar material o productos fuera del laboratorio será severamente sancionado. • En ningún caso se tirarán productos químicos o disoluciones, salvo que sean inertes,

a los desagües del laboratorio (especialmente prohibido está tirar por el desagüe materiales sólidos insolubles). Todas estas sustancias (residuos) tienen que ser depositados en los lugares dispuestos para tal efecto y no se tienen que tirar nunca en los desagües ni en las papeleras del laboratorio (para más detalles ver apartado 1.4).

• Las reacciones en las que se genere algún gas nocivo se deben realizar siempre en la vitrina con el aspirador en funcionamiento. La atmósfera del laboratorio debe mantenerse lo más limpia posible.

• No retornar nunca el exceso de reactivo al recipiente de origen. • En caso de accidente avisar inmediatamente al profesor. • En caso de daño en el ojo, lavarlo inmediatamente con grandes cantidades de agua y

continuar así, por lo menos, durante 10 minutos. Acudir inmediatamente al médico. • No olvide leer siempre la etiqueta de cualquier reactivo antes de usarlo. Comprobar

que se trata realmente del reactivo indicado y observar los símbolos y frases de seguridad que señalan los riesgos más importantes derivados de su uso y las precauciones que hay que adoptar para su utilización.

• Importante: Evite usar material de vidrio con roturas o grietas, disoluciones contaminadas o sospechosas, etc.2


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1.3. Pictogramas de seguridad

Fuente: Martínez Grau, Mª Á. y Csákÿ, A. G., Técnicas experimentales en síntesis orgánica, Ed. Síntesis, Madrid, 2001-2008.

1.4. Eliminación de residuos. La Facultad, conjuntamente con la Unidad de Gestión de Residuos Peligrosos de la USC, tiene un plan de recogida de los residuos que no deben ser vertidos al alcantarillado o depositarse en las papeleras.

El material de cristal roto se tirará en los recipientes destinados especialmente a este fin. Los papeles y otros desperdicios se tirarán en la papelera.

Los productos químicos tóxicos se tirarán en contenedores especiales para este fin. En ningún caso se tirarán productos químicos o disoluciones, salvo que sean inertes, a los desagües del laboratorio Especialmente prohibido está tirar por el desagüe materiales sólidos insolubles, que puedan atascarlos, productos que reaccionen con el agua (sodio, hidruros, amiduros, halogenuros de ácido), o que sean inflamables (disolventes), o que huelan mal (derivados de azufre), o que sean lacrimógenos


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(halogenuros de bencilo, halocetonas), o productos que sean difícilmente biodegradables (polihalogenados: cloroformo).

Las sustancias líquidas o las disoluciones que puedan verterse al fregadero, se diluirán previamente, sobretodo si se trata de ácidos y de bases.

1.5. Qué hay que hacer en caso de accidente: Primeros auxilios. En caso de accidente, avisa inmediatamente al profesor. En caso de gravedad llamar al 061, y de ser necesario al teléfono de información toxicológica 915 620 420. En cualquier caso comunicar por escrito los hechos al Servicio de Prevención de Riesgos Laborales de la Universidad.

Fuego en el laboratorio. Evacuad el laboratorio, de acuerdo con las indicaciones del profesor y la señalización existente en el laboratorio. Si el fuego es pequeño y localizado, apagadlo utilizando un extintor adecuado, arena, o cubriendo el fuego con un recipiente de tamaño adecuado que lo ahogue. Retirad los productos químicos inflamables que estén cerca del fuego. No utilicéis nunca agua para extinguir un fuego provocado por la inflamación de un disolvente.

Fuego en el cuerpo. Si se te incendia la ropa, grita inmediatamente para pedir ayuda. Tiéndete en el suelo y rueda sobre ti mismo para apagar las llamas. No corras ni intentes llegar a la ducha de seguridad si no está muy cerca de ti. Es tu responsabilidad ayudar a alguien que se esté quemando. Cúbrele con una manta antifuego, condúcele hasta la ducha de seguridad, si está cerca, o hazle rodar por el suelo. No utilices nunca un extintor sobre una persona. Una vez apagado el fuego, mantén a la persona tendida, procurando que no coja frío y proporciónale asistencia médica.

Quemaduras. Las pequeñas quemaduras producidas por material caliente, baños, placas o mantas calefactoras, etc., se trataran lavando la zona afectada con agua fría durante 10-15 minutos. Las quemaduras más graves requieren atención médica inmediata.

Cortes. Los cortes producidos por la rotura de material de cristal son un riesgo común en el laboratorio. Estos cortes se tienen que lavar bien, con abundante agua corriente, durante 10 minutos como mínimo. Si son pequeños y dejan de sangrar en poco tiempo, lávalos con agua y jabón, aplica un antiséptico y tápalos con una venda o apósito adecuados. Si son grandes y no paran de sangrar, requiere asistencia médica inmediata.

Derrame de productos químicos sobre la piel. Los productos químicos que se hayan vertido sobre la piel han de ser lavados inmediatamente con agua corriente abundante, como mínimo durante 15 minutos. Las duchas de seguridad instaladas en los laboratorios serán utilizadas en aquellos casos en que la zona afectada del cuerpo sea grande y no sea suficiente el lavado en un fregadero. Es necesario sacar toda la ropa contaminada a la persona afectada lo antes posible mientras esté bajo la ducha. Recuerda que la rapidez en el lavado es muy importante para reducir la gravedad y la extensión de la herida. Proporciona asistencia médica a la persona afectada.

Actuación en caso de producirse corrosiones en la piel. Por ácidos. Corta lo más rápidamente posible la ropa. Lava con agua corriente abundante la zona afectada y avisa a tu profesor.


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Actuación en caso de producirse corrosiones en los ojos. En este caso el tiempo es esencial (menos de 10 segundos). Cuanto antes se lave el ojo, menos grave será el daño producido. Lava los dos ojos con agua corriente abundante durante 15 minutos como mínimo en una ducha de ojos, y, si no hay, con un frasco para lavar los ojos. Es necesario mantener los ojos abiertos con la ayuda de los dedos para facilitar el lavado debajo de los párpados. Es necesario recibir asistencia médica, por pequeña que parezca la lesión.

Actuación en caso de ingestión de productos químicos. Antes de cualquier actuación concreta pide asistencia médica. Si el paciente está inconsciente, ponlo tumbado, con la cabeza de lado. Tápalo con una manta para que no tenga frío. No le dejéis sólo. No ingerir líquidos, ni provocar el vómito.

Actuación en caso de inhalación de productos químicos. Conduce inmediatamente a la persona afectada a un sitio con aire fresco. Requiere asistencia médica lo antes posible.


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2. LABORATORIO

UTILES A TRAER POR EL ALUMNO

Bata

Gafas de Seguridad

Cuaderno de Laboratorio

Calculadora

NORMAS DE TRABAJO

Antes de empezar

Antes de empezar cada práctica, el profesor comprobará que el alumno ha leído el guión

correspondiente y contestado las preguntas previas.

Durante las sesiones

Cada alumno tendrá asignado una mesa y una taquilla con el equipo individual.

Trabajar siempre en la mesa, salvo que se necesite la campana de gases.

Mantener siempre limpia la mesa de trabajo.

Utilizar el cuaderno de laboratorio, incluyendo el él todos los apuntes preliminares,

los datos recopilados, los resultados obtenidos, la evaluación de los mismos (tablas,

gráficas, etc) y las respuestas a las cuestiones planteadas en el guión y por el profesor a

lo largo del desarrollo de la práctica

Al acabar

Limpiar la mesa y el material utilizado.

Dejar el equipo individual en la mesa de trabajo.

Avisar al profesor antes de abandonar el laboratorio.


2º Curso

PRÁCTICA 1: Volumen Molar Parcial de una Mezcla Binaria.

OBJETIVO: Determinación del volumen de mezcla y de los volúmenes molares

parciales de los componentes de una disolución binaria.

CONCEPTOS: Propiedades extensivas, Propiedades molares, Propiedades molares

parciales, Volumen de mezcla, Volumen molar parcial.

MATERIAL:

Picnómetro

Pipeta Pasteur

Balanza

Termostato

Vasos de precipitados

Frasco lavador

REACTIVOS

Ácido acético

Alcohol etílico

Acetona

Agua destilada

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Se preparan una serie de disoluciones acuosas binarias de composición que varía

entre la de los componentes puros. Para calcular la densidad de estas disoluciones se

empleará un picnómetro.

El primer paso es la pesada del picnómetro seco y vacío con la mayor precisión

posible. Después, debe llenarse completamente con el líquido en cuestión y a

continuación taparse cuidadosamente teniendo la precaución de que no queden burbujas

en su interior. A continuación se introduce el picnómetro durante 15 minutos en un


2º Curso termostato a 25 oC para que el líquido alcance esta temperatura. Dentro del termostato

se enrasa por la parte superior y, a continuación se saca, se seca por fuera y se pesa.

La primera vez se realizará este proceso con agua destilada, de modo que,

conocida la masa de agua en el interior del picnómetro y la densidad del agua a 25 oC

se puede conocer el volumen exacto del picnómetro. Repetir el experimento tres veces.

Una vez conocido este volumen y la masa de cada una de las disoluciones

preparadas dentro de él a 25 oC se pueden conocer las densidades de todas las

disoluciones.

INFORMACIÓN DE SEGURIDAD

Los alcoholes son sustancias fácilmente inflamables. Pueden provocar sequedad

en contacto con la piel. La ingestión de la sustancia puede provocar alteraciones en el

sistema nervioso central.

El ácido acético glacial es inflamable. En contacto con la piel puede provocar

quemaduras. Los vapores de ácido acético son irritantes. Debe manipularse con

precaución en el interior de la campana de gases.

Los residuos generados no son peligrosos. Se pueden desechar como un residuo

líquido convencional siguiendo las instrucciones del profesor.

BIBLIOGRAFÍA.

P.Atkins and J. de Paula, Química Física, 8ª Edición, Oxford U.P. 2008.

P.Atkins and J. de Paula, Physical Chemistry, 8th Edition, Oxford U.P. 2006


2º Curso CÁLCULOS Y RESULTADOS.

Cálculo del volumen del picnómetro:

m (picnómetro) =

densidad agua (Tª = ) =

Resumen de los datos experimentales:

Muestra V1* m1 n1 V2* m2 n2

1

2

3

4

5

Cálculo de las densidades de las disoluciones preparadas:

Muestra x1 x2 m (disolución)/g ρ (disolución)/gmL-1

1

2

3

4

5


2º Curso Tabla de resultados:

Muestra xlíquido líquidoV / mL mol-1 aguaV / mL mol-1

1

2

3

4

5

CUESTIONES:

1. Explica la determinación de la densidad mediante el uso del picnómetro.

2. Indica que otros métodos podrías haber utilizado para su determinación.

3. Discute la magnitud de la influencia sobre la densidad de un líquido de los siguientes

factores: temperatura, composición, presión, impurezas.

4. Compara el volumen real calculado para cada mezcla con el que se obtendría al

considerar los volúmenes aditivos.

5. ¿Por qué los volúmenes de los componentes no son aditivos?

6. Define propiedad molar parcial. ¿Qué propiedades tiene?.


2º Curso Práctica 1. Volumen molar parcial de una mezcla binaria.

Las magnitudes termodinámicas son propiedades del sistema. Algunas como la entropía S, energía interna E, volumen V ó entalpía H son magnitudes extensivas, porque tienen un valor que depende de la cantidad de sustancia. Otras son las magnitudes intensivas porque no dependen de la cantidad que se utilice para su medida, por ejemplo, el valor de la densidad, la temperatura, el índice de refracción, el volumen molar(Vm=V/n), etc.

Es conveniente introducir estas magnitudes termodinámicas que no dependan de la masa y tengan un valor determinado en cada punto del sistema. En otras palabras, hemos de cambiar las variables extensivas a intensivas. Esto se hace dividiendo por la masa (debemos recordar que el cociente entre dos magnitudes extensivas es una magnitud intensiva). Así, aparecen las magnitudes molares y, para una mezcla de componentes, se define la magnitud molar parcial. Dicha magnitud representa la contribución por mol de cada componente i a la propiedad total X del sistema y se define así:

iX = (∂X/∂ni)T, P, n1, n2, ....

Se cumple que toda propiedad extensiva, X, de una mezcla viene dada por:

X= n1 1X + n2 2X +...+ni iX

donde iX es la magnitud molar parcial del constituyente i.

Las magnitudes molares dependen de la presión y de la temperatura y, además, en las mezclas, también dependen de la composición de las mismas. Volumen molar parcial

El volumen molar parcial, iV , de una sustancia en disolución expresa la variación que experimenta el volumen del sistema en la adición, a P y T constantes de un mol de i a una cantidad tan grande de disolución que no produce cambio apreciable en la concentración. El valor de iV variará, naturalmente con la concentración de i. En una mezcla ideal, iV , es igual al volumen molar iV de la sustancia pura.

Al estudiar disoluciones reales, se observa desviaciones del comportamiento ideal debido a que las fuerzas intermoleculares entre los componentes puros tienen diferente intensidad a la del soluto-disolvente y hay diferencias en el empaquetamiento de las moléculas debida a los tamaños, formas y polaridad. Por ejemplo, al mezclar 50 mL de agua con 50 mL de metanol, el volumen de la disolución es de 95ml.

En suma, el volumen molar parcial de una sustancia depende de la composición de la mezcla (n1, n2, … ni), además de la presión y de la temperatura:

iV = iV (T, P, n1, n2, …)

Para una disolución formada por varios componentes, el volumen molar parcial de cada componente se define como:

iV = (∂V/∂ni)T, P, n1, n2


2º Curso Determinación del volumen molar parcial Existen dos métodos para determinar por vía experimental cualquiera de las propiedades molares parciales:

i) método de la pendiente ii) método de la intersección de las ordenadas en el origen. Consideramos una disolución de dos componentes, disolvente (1) y soluto (2). El volumen total de la disolución será a P y T constantes:

122

21

12211nTPnTP

nVn

nVnVnVnV

,,,,

∂∂

+

∂∂

=+=

i) Método de la pendiente. Para medir el volumen molar parcial del componente 2, se preparan disoluciones con el mismo número de moles del disolvente (1) (n1 = constante) pero variando el número de moles del componente (2), a presión y temperatura constantes. Se mide el volumen total de las diferentes disoluciones y se representa V de la disolución frente al número de moles del componente 2, tal y como se indica en la Figura. Según se deduce de la ecuación anterior, la pendiente de la recta tangente a la curva a cualquier composición será el volumen molar parcial del componente 2,

2V . Y una vez obtenido 2V será fácil

conocer el volumen molar parcial del disolvente, utilizando la ecuación:

2211 VnVnV +=

Recuerda el significado de la pendiente de la tangente a una curva: si se representa la variable del numerador de una derivada en el eje y, y la variable del denominador de la derivada en el eje x, SIEMPRE, la pendiente de la tangente en un punto será la magnitud que defina esa derivada. Para este caso será:

22

2

VnV

nTP

=

∂∂

,,


2º Curso ii) Método de las ordenadas en el origen: Se prepara una serie de disoluciones a diferentes fracciones molares de 1 (χ1) y 2 (χ2), y se representan los volúmenes molares medidos para estas disoluciones, (V/n, siendo n=n1+n2) frente a la fracción molar de uno de los componentes, χ2. Se traza la línea tangente a la curva experimental en el valor deseado de la fracción molar χ2, y la intersección de esta tangente con el eje V a χ2 = 0 da el volumen molar parcial del componente 1 a dicha composición, mientras que la intersección de esa misma tangente con el

eje V a un valor de χ2 = 1 da el volumen molar parcial del componente 2.

Para demostrar la anterior afirmación podemos seguir el desarrollo siguiente:

La regla de la aditividad de volúmenes molares parciales 2211 VnVnV += se escribe de forma diferencial como:

2211 dnVdnVdV +=

dividiendo ambos miembros entre dn,

22112

21

12

21

1 χχ dVdVnn

dVnn

dVdndn

Vdndn

VVdnVd

dndV

+=

+

=+==

=

donde hemos definimos el volumen molar de la disolución: nVV /=

Como χ1 + χ2 = 1 resulta dχ1 + dχ2 = 0, es decir, dχ1 = - dχ2

Sustituyendo en la ecuación anterior llegamos a:

( ) 2122221 χχχ dVVdVdVVd −=+−=

( )122

VVtgd

Vd−== α

χ

α es el ángulo formado por la tangente a la curva experimental en el punto χ´2 (la composición que estamos estudiando) y la recta A´B´ paralela al eje de abcisas (Figura anterior). Por otra parte, si miramos la misma figura, el segmento BD será igual a la suma de los segmentos BB´y B´D:

BD = BB´ + B´D siendo: BB´= AA´= 2211 VVV ´´´ χχ +=

donde ´V = V/n, que es el volumen molar de la disolución para la mezcla que estamos estudiando de composición ´

2χ ( ´2χ = 0.3 en la gráfica).


2º Curso

( ) ( )121121 VVtgtgtgGBDB −==−== ´´´´´ χαχαχα

Dado que 12 VVGB

DBtg −==´

´α y ( ) ´´´ 121 χχ =−=GB

con lo que sustituyendo los valores de BB’ y B’D en BD, tendremos que:

( ) ( ) 22121212211 VVVVVVBD =+=−++= ´´´´´ χχχχχ

Por tanto, queda demostrado geométricamente que el corte de la tangente con el eje χ2=1 da el volumen molar parcial del componente 2.

Análogamente, por ángulos opuestos, se cumplirá que el segmento AC será:

´´ CAAAAC −=

Siendo:

2211 VVVBBAA ´´´´´ χχ +=== y ( )1222 VVtgtgGACA −=== ´´´ ´ χαχα

Con lo que sustituyendo los valores de AA’ y CA’ en AC, tendremos:

( ) ( ) 12111222211 VVVVVVAC =+=−−+= ´´´´´ χχχχχ

Por tanto, queda demostrado geométricamente que el corte de la tangente con el eje χ2=0 da el volumen molar parcial del componente 1.

ATENCIÓN

El volumen molar parcial de cada componente generalmente cambia cuando se mezclan los componentes a diferentes proporciones, es decir, el volumen molar parcial del agua en una mezcla agua/alcohol de composición 30% / 70 % (p/p), será diferente del volumen molar parcial del agua en una mezcla agua/alcohol de composición 10% / 90% (p/p). Y lo mismo para el alcohol!.

En la figura verás que el valor del corte de la tangente con cada uno de los ejes resulta con diferente valor. Por tanto, es fácil ver que efectivamente el valor del volumen molar parcial de cada componente varía con la composición.

Práctica

En la práctica se determinarán las densidades (ρ) de varias muestras y se representará el valor inverso (1/ρ), volumen específico de las disoluciones, frente a la composición. En este caso, las intersecciones con los ejes son los volúmenes específicos parciales (1/ρ1 y 1/ρ2). Si éstos se multiplican por la masa molecular de la sustancia, se obtienen los volúmenes molares parciales:

MVρ1

= (cm3/mol)


2º Curso PRÁCTICA 2: Determinación de la Constante de Equilibrio de un Indicador.

OBJETIVO: Utilizar el espectrofotómetro en la obtención de espectros UV y registro

de datos. Determinar la constante de equilibrio de un indicador ácido-base mediante

espectrofotometría UV.

CONCEPTOS: Equilibrio ácido-base, Constante de equilibrio, espectrofotometría.

MATERIAL: Matraz aforado

Pipetas

Cubetas de espectrofotómetro


Frasco lavador

REACTIVOS:

Indicador

NaOH

KCl

HCl

Hidrógenoftalato potásico (KHC8O4H4)

Hidrógenocarbonato sódico (NaHCO3)

Dihidrógenofosfato potásico (KH2PO4)

Borax (Na4B4O7)

Agua destilada


2º Curso PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

• Preparación de disoluciones

Primero debemos de preparar las siguientes disoluciones:

100 mL de indicador 5x10-4 M

250 mL de HCl: 0 2M

250 mL de NaOH: 0.2 M

50 mL de KCl: 0.2 M

KHC8O4H4: 0.1 M (pK1=2.95 y pK2=5.41 )

KH2PO4: 0.1 M (pK = 7.21)

Na2B4O7 0.025 M (pK = 9.2)

• Preparación de las disoluciones tampón.

Con las anteriores disoluciones se preparan estas otras tampón de diferentes valores de

pH. Se preparan con las cantidades que se indican y enrasando con agua destilada en el

matraz aforado de 50 mL.

pH

1.0 12.5 mL de KCl 0.2 M 30 mL de HCl 0 2M



2.5 25 mL de KHC8O4H4 0.1 M 9 mL de HCl 0 2M




4.5 25 mL de KHC8O4H4 0.1 M 1.5 mL de NaOH 0.2 M

5.0 25 mL de KHC8O4H4 0.1 M 5 mL de NaOH 0.2 M

5.5 25 mL de KHC8O4H4 0.1 M 6.9 mL de NaOH 0.2 M

6.0 25 mL de KH2PO4 0.1 M 1.5 mL de NaOH 0.2 M

6.5 25 mL de KH2PO4 0.1 M 2 mL de NaOH 0.2 M


7.5 25 mL de KH2PO4 0.1 M 8.3 mL de NaOH 0.2 M


8.5 25 mL de Na2B4O7 0.025 M 2.6 mL de HCl 0.2 M

9.0 25 mL de Na2B4O7 0.025 M 20 mL de HCl 0.2 M

13.0 12.5 mL de KCl 0.2 M 30 mL de NaOH 0.2 M


2º Curso

• Preparación de las disoluciones para la cubeta del espectrofotómetro.

Se colocan 2.5 ml del indicador en un matraz aforado de 50 mL. A continuación se

diluye con una de las disoluciones tampón hasta el enrase.

• Realización del espectro de absorción.

El profesor dará “in situ” las instrucciones de funcionamiento del espectrofotómetro y

del registro de datos. Se realiza el espectro de todas las disoluciones, haciendo un

barrido en el intervalo de longitudes de onda desde 360 a 650 nm.

Se imprimen todos los espectros superpuestos y se anota la longitud de onda del punto

isobéstico, así como las longitudes de onda de las bandas de absorción.

Se anotan las absorbancias a los distintos valores de pH. Se toman sólo los de la mejor

banda de absorción para nuestro propósito, aquella en la que se observe más amplitud

en la absorbancia y menor desplazamiento en los máximos de absorción.


Los indicadores producen manchas permanentes en la ropa y en la piel.



BIBLIOGRAFÍA.

·P.Atkins and J. de Paula, Química Física, 8ª Edición, Oxford U.P. 2008.

·P.Atkins and J. de Paula, Physical Chemistry, 8th Edition, Oxford U.P. 2006


2º Curso CÁLCULOS Y RESULTADOS. Resumen de los datos experimentales:

λtrabajo = nm λ (isosbéstico) = nm

λHIn = nm AHIn = λ In- = nm AIn- =

pH A AAAA

In

HIn

−

−

−

log

Realiza la representación gráfica de la absorbancia en función del pH y del logaritmo de

la relación de absorbancias frente al pH. A partir de ésta determina la constante de

equilibrio del indicador, sabiendo que:

AAAA

pHpKIn

HIna −

−−=

−

log (1)

CUESTIONES:

1. Deduce la ecuación (1)

2. Razonar que en el punto isosbéstico la forma ácida y la forma básica tienen el mismo

valor en su coeficiente de absortividad molar:

ε (λ isosbéstico, HA) = ε (λ isobéstico, A-)

3. Explicar por qué la banda de absorción elegida para el cálculo de la constante de

equilibrio nos ofrece más confianza que la otra.

4. Calcula el valor del pH de todas las disoluciones tampón.

5. Realiza una valoración de los resultados obtenidos comparándolos con el valor de la

constante de equilibrio real.


2º Curso

Práctica 2. Determinación de la constante de equilibrio de un indicador ácido-base.

En general se puede considerar que los indicadores ácido-base son compuestos ácido-base cuyas formas ácida (pH bajo) y básica (pH alto) presentan distinto color. El cambio de estructura, que implica el cambio de color, tiene lugar en un intervalo de pH pequeño (1-2 unidades de pH alrededor del pK del indicador). En este intervalo de pH se encuentran presentes simultáneamente las dos formas del indicador, la forma ácida y la básica.

Para realizar el cálculo de la constante de equilibrio de un indicador ácido-base, se determinan las concentraciones de las formas ácida y básica de un indicador, a un valor de pH en el cual ambas formas existen en concentraciones apreciables. Estas medidas de concentración se realizan a través de técnicas espectrofotométricas, sobre la base que ambas especies obedecen la ley de Lambert-Beer.

Ley de Lambert-Beer La ley dice que la fracción de luz monocromática que se transmite a través de una disolución es proporcional a la concentración de la sustancia absorbente y del espesor que atraviesa, Figura 1. Se formula así:

c l εIIlogA λ

0

1 =−=

Donde:

• Io es la intensidad de la luz que incide frontalmente sobre el medio e I1 la intensidad que emerge al otro lado.

• A es la absorbancia

• c es la concentración de la sustancia

• ελ es el coeficiente de absortividad molar característico de la sustancia absorbente y función de la longitud de onda de la luz absorbida λ

• l es la longitud que recorre la luz en el medio absorbente.

Figura 1

Si en la disolución hay dos especies de concentraciones c1 y c2 en equilibrio, cuyos respectivos coeficientes de absortividad molar son ελ1 y ελ2, la ley de Beer se escribe:

2λ21λ1 c l εc l εA +=

Siendo c = c1 + c2


2º Curso La constante de equilibrio

Para el caso de un indicador ácido monoprótico HIn, el equilibrio se puede representar mediante la ecuación:

+−→← + HInHIn

[ ][ ][ ]HIn

InHK−+

=

Tomando logaritmos:

[ ] [ ][ ]HInInHK

−+ += logloglog

[ ][ ]−+=InHInpHpK log

Determinando la relación logarítmica de esta ecuación para un pH conocido, es posible obtener el correspondiente valor de pK.

La absorbancia y el pH En la Figura 2 se ilustra lo expuesto anteriormente. Se representa una familia de

espectros de absorción de distintas disoluciones que contengan la misma concentración total del indicador a diferentes valores de pH. Una, cuyo pH sea tal que la forma disociada del indicador sea la especie predominante, otra en que la especie predominante sea la no disociada y la tercera solución a un pH intermedio en el que ambas formas se encuentren en equilibrio. Representando la absorbancia en función de la longitud de onda para las disoluciones, se obtendrán curvas como las que se muestran en la Figura 2.

Figura 2. Absorbancia en función de la longitud de onda de disoluciones de un indicador a distintos valores de pH.

punto isosbéstico

λ1 λ2


2º Curso Punto isosbéstico

Puede observarse que los tres espectros se cortan en un punto, que se denomina punto isosbéstico. Este comportamiento se observa cuando, en una reacción química, una especie absorbente [X] se transforma en otra especie absorbente [Y]. La presencia de un punto isosbéstico durante una reacción química es una buena prueba de que sólo están presentes dos especies principales. El punto isosbéstico se observa a una longitud de onda determinada, cuando εX = εY y [X] = [Y]. También son iguales las absorbancias en este punto, a cualquier pH, pues la suma de las concentraciones de las dos especies absorbentes siempre es constante e igual a la concentración del indicador. Por la misma razón, a ambos lados del punto isobéstico, hay dos bandas de absorción cuyos máximos coinciden con los máximos de los coeficientes de absortividad molar. Son ejemplos con punto isosbéstico, los equilibrios entre tautómeros, el potencial redox y el ácido-base.

Elección de la longitud de onda de trabajo

Luego de obtenidos los espectros para las distintas disoluciones, se seleccionará para el análisis una longitud de onda tal que los valores de absorbancia de la forma no disociada [HIn] y el de la forma disociada [In] tengan la mayor diferencia, por ejemplo λ1 o λ2 en la Figura 2.

Cálculo

Si en la Figura 2 seleccionamos, por ejemplo, la longitud de onda λ1, llamamos HIn al espectro de la forma ácida (sin disociar), In al espectro de la forma alcalina (totalmente disociada) y mez al espectro de la disolución de pH intermedio y aplicamos la ley de Lambert-Beer:

[ ] lcHInlA HInHInHIn εε == [ ] lcInlA InInIn εε == [ ] [ ]InlHInlA InHInmez εε +=

[ ] [ ]cInA

cHInAA InHInmez +=

Si llamamos [ ]c

HInX = y [ ]cInX =−1 y reemplazamos en la expresión anterior:

( )XAXAA InHInmez −+= 1

despejando X: InHIn

Inmez

AAAA

X−−

=

Reemplazando [ ][ ] X

XIn

HIn−

=1

en la expresión de pK: X

XpHpK−

+=1

log

finalmente,

mezHIn

Inmez

AAAA

pHpK−−

+= log


2º Curso

PRÁCTICA 3: Diagrama de fases. Sistema ternario

OBJETIVO: Estudiar las relaciones de solubilidad de tres componentes. Trazar el

diagrama de equilibrio del sistema estudiado

CONCEPTOS: Equilibrio de fases. Regla de las fases. Diagrama de fases. Diagrama

de fases triangular.

MATERIAL:

Bureta

Pipetas

Balanza


Frasco lavador

REACTIVOS

Ácido acético

Acetato de etilo

Butanol

Agua destilada

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

a) Primera parte: Se determinará la solubilidad del compuesto orgánico en agua y la

solubilidad del agua en el compuesto orgánico. Esto nos proporcionará los primeros dos

puntos del diagrama de fases. Para ello se colocan 20 mL de agua en un erlenmeyer y se

añade, agitando continuamente, gota a gota el compuesto orgánico hasta turbidez. De la

misma forma, se colocan 20 mL del compuesto orgánico en un erlenmeyer y se añade,

agitando continuamente, gota a gota agua hasta turbidez. Por último, calculamos las

fracciones en peso de cada componente. Debe realizarse la pesada de todas las

disoluciones.


2º Curso b) Segunda parte: Se determinarán los puntos que forman la curva binodal. Se

preparan una serie de disoluciones acuosas ternarias de composición que varía entre la

de los componentes puros. Este experimento se llevará a cabo preparando una mezcla

binaria compuesto orgánico-ácido acético, sobre la que se va añadiendo agua desde una

bureta. En el momento en que aparecen dos fases en el sistema, el líquido se pone

turbio. Las cantidades de los tres componentes en el sistema en ese momento permiten

determinar un punto en la línea binodal de separación de las zonas de una fase y dos

fases del sistema triangular. Repitiendo el procedimiento para otras cantidades de la

mezcla binaria inicial se determinan más puntos de la línea y, por tanto, el diagrama de

fases.

Se preparan por pesada 9 mezclas de compuesto orgánico y ácido acético y agua que

contengan aproximadamente entre el 10 y el 90% en peso del compuesto orgánico. Cada

mezcla debería tener un volumen aproximado de 20 mL. A partir de la cantidad de agua

añadida y de las iniciales de los otros componentes, se calcula el % en peso y la fracción

en peso de cada uno de los componentes. Indicar sobre el diagrama las zonas de una o

dos fases.

Una vez obtenido el diagrama de fases, el profesor indicará un punto sobre la zona

monofásica y el alumno deberá calcular qué cantidad de agua debe añadírsele para

alcanzar la zona bifásica. Una vez realizado el cálculo, debe comprobarse

experimentalmente si se verifica la predicción realizada.


El ácido acético glacial es inflamable. En contacto con la piel puede provocar

quemaduras. Los vapores de ácido acético son irritantes. Debe manipularse con

precaución en el interior de la campana de gases.



BIBLIOGRAFÍA.

P.Atkins and J. de Paula, Química Física, 8ª Edición, Oxford U.P. 2008.

P.Atkins and J. de Paula, Physical Chemistry, 8th Edition, Oxford U.P. 2006


2º Curso CÁLCULOS Y RESULTADOS.

Resumen de los datos experimentales, y cálculo del porcentaje en peso de los

componentes:

a)Primera parte:

Muestra mL comp.orgánico g comp. orgánico mL agua g agua

1

2

Muestra % (comp.orgánico) % (agua)

1

2

b) Segunda parte:

Muestra mL c.orgánico g c.orgánico mL acético g acético mL agua g agua

1

2

3

4

5

6

7

8

9


2º Curso Tabla de resultados:

Muestra % (compuesto orgánico) % (ácido acético) % (agua)

1

2

3

4

5

6

7

8

9

Representar el diagrama triangular.

CUESTIONES:

1. Cuando se forman dos fases ¿Cuál es la acuosa?.

2. ¿Como influye la variación de la temperatura en esta experiencia?.

3. Teniendo en cuenta las fuerzas intermoleculares explica el comportamiento de los

sistemas binarios y del ternario.

4. ¿Se tendrá mayor precisión preparando las muestras por pesada o por volumen?.

5. Determina el número de componentes, el número de fases y los grados de libertad del

sistema en cada región del diagrama de fases.


2º Curso


2º Curso Práctica 3. Diagrama de fases. Sistema ternario.

Es posible tratar a los equilibrios heterogéneos por medio de la Regla de las fases, con lo cual el número de variables a que se encuentra sometido un equilibrio heterogéneo cualquiera, queda definido bajo ciertas condiciones experimentales. En los casos de sistemas de tres componentes, conviene fijar la temperatura y la presión, variando únicamente la composición del sistema.

Los diagramas de fase ternarios se utilizan de forma considerable en problemas de separación y extracción con disolventes y gracias a ellos puede conocerse si la separación buscada puede realizarse y en que condiciones ha de realizarse para lograr resultados óptimos.

Diagrama de equilibrio ternario. Para la representación de la composición de un sistema líquido ternario se va a utilizar el método propuesto por Gibbs, Stokes y Rozeboom, que consiste en la asignación de un punto en un diagrama basado en un triángulo equilátero. Cada uno de los vértices del triángulo representa un componente puro (es decir, el 100% de ese componente).

Una vez que se ha establecido el vértice que corresponde a cada sustancia pura, se trazan líneas paralelas a los lados opuestos a cada uno de los vértices y así se establece la escala en cada eje.

Se puede comprobar que cualquier punto que se encuentre dentro del diagrama es un sistema formado por tres componentes, mientras que los puntos que se encuentran en cualquiera de los lados representan un sistema formado por dos componentes.

Por ejemplo, en el diagrama de la Figura se representa los puntos correspondientes a las siguientes mezclas:

1. 60% A | 20% B | 20% C = 100% 2. 25% A | 40% B | 35% C = 100% 3. 10% A | 70% B | 20% C = 100% 4. 0.0% A | 25% B | 75% C = 100%


2º Curso El sistema de tres componentes (A, B y C) que se va a estudiar consta de dos componentes (A y B) que son prácticamente inmiscibles, mientras que el otro componente, C, es miscible en todas proporciones con A y con B. Si representamos los datos de equilibrio líquido-líquido, a temperatura constante, para un sistema de este tipo, en un diagrama triangular, obtendremos una gráfica similar a la que se muestra a continuación.

Para conocer si a una determinada mezcla le corresponden una o dos fases, los diagramas triangulares líquido-líquido presentan la denominada curva binodal o de solubilidad. La posición de la curva cambia con la temperatura. Una mezcla representada por un punto situado por encima de la curva binodal estará constituida por una sola fase. Por el contrario, a una mezcla situada por debajo de la curva binodal le corresponden dos fases. Las dos fases en equilibrio se encuentran ligadas por una recta de reparto. La recta de reparto pasa por el punto mezcla y sus extremos sobre la curva binodal indicando la concentración de las dos fases en equilibrio. Las líneas de reparto se obtienen experimentalmente y no existe una metodología teórica, a partir de la cual, puedan conocerse. Las líneas de reparto no tienen por que ser paralelas entre si ni a la base del triángulo.

El área que queda por debajo de la curva de solubilidad, aporta información sobre las proporciones de los componentes cuya mezcla da lugar a dos fases diferentes. Una de las fases es rica en agua por lo que se denomina fase acuosa y la otra es rica en el disolvente orgánico utilizado y se denomina fase orgánica. Ambas fases son transparentes, sin embargo, en un sistema bifásico, se observa la existencia de una frontera física que las mantiene separadas, una sobre la otra.

AA

CC

BB

Punto crítico

Recta de reparto

Curva binodal

1 fase 2 fases


2º Curso

Sistema monofásico Sistema bifásico

Tres componentes Tres componentes

Una mezcla de A y B estará formada por dos fases, una esencialmente de A puro y otra esencialmente de B puro. Las cantidades relativas de las dos fases dependen de las cantidades iniciales de ambos componentes. Si se añade a la mezcla una pequeña cantidad de C, éste se distribuye entre las dos fases, además se encuentra que se ha disuelto algo de A en la fase rica en B y algo de B en la fase rica en A. Las composiciones de las dos fases resultantes en equilibrio, se hallan en los extremos de las rectas de reparto.

Si se añade más C, las dos fases líquidas cambian de composición, generando una nueva recta de reparto, que no es paralela a la anterior. A medida que se añade C, las composiciones de las dos fases líquidas se hacen más semejantes. Sin embargo, la característica más significativa del proceso es que la cantidad de una de las fases se hace cada vez mayor, y la otra cada vez menor, hasta que una de ellas desaparece.

A medida que el porcentaje de C se hace mayor, las composiciones de las dos fases se aproximan y las líneas de reparto se hacen más pequeñas. Las composiciones de las dos fases se hacen iguales en un punto denominado punto de doblez o punto crítico.

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MANUAL DE LABORATORIO DE QUÍMICA FISICA III