química general iii

Grado en Química

1er Curso

QUÍMICA GENERAL III

Guiones de Prácticas

Curso 2014-2015

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ÚTILES A TRAER POR EL ALUMNO

Bata

Gafas de Seguridad

Cuaderno de Laboratorio

Calculadora

NORMAS DE TRABAJO

Antes de empezar

Antes de entrar al Laboratorio el alumno deberá repasar y familiarizarse con las normas de trabajo y seguridad en el laboratorio proporcionadas en las prácticas del primer semestre.

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

correspondiente y contestado las preguntas previas.

Durante las sesiones

Las prácticas son individuales, salvo que se indique lo contrario.

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.

Al finalizar

Limpiar la mesa y el material utilizado.

Dejar el equipo individual en la mesa de trabajo.

Avisar al profesor antes de abandonar el laboratorio.

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Grado en Química

1er Curso

ÍNDICE

Página

Práctica nº1.- Estudio de reacciones en disolución acuosa: 4 Parte 1.- Aspectos prácticos del equilibrio químico. Parte 2.- Equilibrio Químico ácido-base.

Práctica nº2.- Hidrólisis de sales. Disoluciones reguladoras: Medida del pH. 9 Práctica nº3.- Ejemplo práctico de un proceso de neutralización. 14 Práctica nº4.- Separación e identificación de metales pesados. 18 Práctica nº5.- Aplicaciones prácticas de reacciones en disolución acuosa: Separación e identificación de cationes. 23 Práctica nº6.- Reacciones de oxidación-reducción. Pila Galvánica. Célula Electrolítica. 28 Apéndice: Tablas de datos. Tabla periódica. 34

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1er Curso

Práctica nº 1

ESTUDIO DE REACCIONES EN DISOLUCIÓN ACUOSA: Parte 1.- Aspectos Prácticos del Equilibrio Químico Parte 2.- Equilibrio Químico Ácido-Base

OBJETIVOS Parte 1:

1. Observar diferentes tipos de reacciones químicas. 2. Verificar experimentalmente la formación de diferentes productos. 3. Saber predecir en qué sentido avanzará una reacción cuando se altera la situación de

equilibrio debido a un cambio en la concentración de alguna de las especies. Parte 2:

1. La determinación del pH de ácidos y bases. 2. La fuerza ácida o básica de las distintas especies.

INTRODUCCIÓN Parte 1.- Aspectos Prácticos del Equilibrio Químico Existen una gran variedad de reacciones químicas y distintas formas de clasificarlas. Estos esquemas de clasificación ayudan a reconocer patrones de comportamiento de las sustancias químicas que hacen más fácil su uso y comprensión. Así, algunas reacciones químicas transcurren con cambios de color (reacciones ácido-base, complejos, redox), en otras se producen cambios físicos de los reaccionantes (precipitación) y algunas ocurren sin cambios físicos aparentes pero en ellas también se producen transformaciones. En general, la mayoría de las reacciones que tienen lugar en disolución acuosa son reversibles, al menos en cierto grado. “El Equilibrio Químico” se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes. El Equilibrio Químico es, por tanto, un proceso dinámico, es decir en todo momento hay una transformación de reactivos en productos y de productos en reactivos, aunque al alcanzarse el estado de equilibrio no se aprecien cambios netos en el proceso. Hay diversos factores experimentales que pueden afectar al equilibrio y desplazar su posición para que se forme mayor o menor cantidad de un determinado producto. Desde el punto de vista de las disoluciones acuosas la concentración de reactivos es el factor más habitual, suponiendo que se trabaja a presión atmosférica (1 bar) y temperatura ambiente (25ºC).

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El principio de Le Châtelier establece que “Cuando se somete un sistema en equilibrio a una modificación de la temperatura, la presión o la concentración de una de las especies reaccionantes, el sistema responde alcanzando un nuevo equilibrio que contrarresta parcialmente el efecto de la modificación” En la primera parte de esta práctica veremos distintos tipos de reacciones químicas (cambios de color, formación de precipitados) y aplicaremos el principio de le Chatelier para ver cómo afectan los cambios de concentración a la posición de equilibrio de una reacción química. Parte 2.- Equilibrio Químico Ácido-Base La segunda parte de esta práctica se centrará fundamentalmente en el estudio del pH de sustancias ácidas, básicas y sales como representantes del equilibrio ácido-base. Ácidos y bases: Concepto de pH Desde el punto de vista analítico la definición más frecuentemente utilizada de ácido y base es la de BrØnsted y Lowry (1923). En esta teoría: Un ácido es un dador de protones y Una Base es un aceptor de protones. SØrensen (1909) propuso el término pH para indicar el potencial del ión hidrógeno y definió el pH como

pH = - log [H+] y pOH = -log [OH-] En las disoluciones acuosas se establece una escala de pH que va de 0 a 14 ya que la suma de los valores de pH y pOH es pKw, debido al equilibrio de autoionización del agua. Kw es la constante de autoionización del agua a 25 ºC

[H+][OH-]=Kw ó pH + pOH = pKw Como Kw (H2O a 25ºC) = 1,0 × 10-14 pH + pOH = 14 Se considera que los ácidos fuertes y bases fuertes, en disolución acuosa diluida prácticamente están ionizados por completo y la expresión de la constante de equilibrio (ácida o básica) correspondiente a su ecuación química ajustada deberá ser próxima o mayor que 1 (Ka ó Kb ≥ 1) mientras que los ácidos y bases débiles, en disolución acuosa están parcialmente ionizados y sus constantes de equilibrio son siempre menores que la unidad (Ka ó Kb < 1). REACTIVOS Y MATERIAL Reactivos Cromato Potásico 0,1 M Dicromato potásico 0,1 M Nitrato de Bario 0,1 M Ácido clorhídrico 1,0 M (6M 1frasco) Hidróxido sódico 1,0 M Amoníaco 1,0 M Cloruro de cobre 0,1 M Cloruro de hierro (III) 0,1 M Tiocianato potásico 0,5 M Limaduras de Al (cortar algo grandes) Ácido Clorhídrico 0,1 M Ácido acético 0,1 M Amoníaco 0,1 M Hidróxido sódico 0,1 M Material Gradilla para tubos de ensayo Tubos de ensayo (1 docena) 9 frascos cuentagotas Frasco lavador 6 vasos de 100 mL Papel indicador de pH (0-14) Varillas de vidrio Espátula 2 Probetas de 50 mL Medidor de pH

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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Parte 1.- Aspectos Prácticos del Equilibrio Químico 1.- Equilibrio ion cromato - ion dicromato (efecto de la concentración de los iones H3O+ y OH- sobre el equilibrio). Modo operativo: Antes de comenzar la práctica medir, con papel indicador, el pH de las disoluciones de cromato potásico y dicromato potásico. Disponer una gradilla con cuatro tubos de ensayo etiquetados como 1, 2, 3 y 4.

a) Colocar en los tubos de ensayo etiquetados como 1 y 2, 10 gotas de disolución de cromato potásico 0,1 M. Anotar el color de la disolución.

b) Añadir al tubo 1, gota a gota (máximo 10 gotas), disolución de hidróxido sódico 1M. Anotar los cambios de color observados. Medir el pH con papel indicador.

c) Añadir en el tubo 2, gota a gota (máximo 10 gotas), disolución de ácido clorhídrico 1M. Anotar los cambios de color observados. Medir el pH con papel indicador.

d) Colocar en los tubos de ensayo etiquetados como 3 y 4, 10 gotas de disolución de dicromato potásico 0,1 M. Anotar el color de cada una de esas disoluciones.

e) Añadir al tubo 3, gota a gota (máximo 10 gotas), disolución de hidróxido sódico 1M. Anotar los cambios de color observados. Medir el pH con papel indicador.

f) Añadir al tubo 4, gota a gota (máximo 10 gotas), disolución de ácido clorhídrico 1M. Anotar los cambios de color observados. Medir el pH con papel indicador.

Cuestiones:

1. ¿Qué coloración y que pH presentan las disoluciones originales de cromato potásico (tubos 1 y 2) y dicromato potásico (Tubos 3 y 4)?

2. Indicar los cambios de color y de pH, si los hubiese, que ocurren en los tubos (1, 2, 3 y 4.) 3. Indicar las reacciones iónicas netas que tienen lugar en los tubos en los que se producen

cambios de color. 4. ¿Qué tipo de reacción tiene lugar? 5. ¿Cuál de las especies es más estable en medio ácido y cuál en medio básico?

2.- Equilibrio ion cromato - ion dicromato. Formación de una sustancia poco soluble. Modo operativo:

a) Disponer una gradilla con cuatro tubos de ensayo etiquetados como 1, 2, 3 y 4. b) En el tubo 1 se colocan 10 gotas de cromato potásico 0,1 M. Añadir, gota a gota (máximo 10

gotas), de nitrato de bario 0,1 M. Ver si se produce algún cambio. Anotar el resultado. c) En el tubo 2 se colocan 10 gotas de cromato potásico 0,1 M. Añadir 10 gotas de ácido

clorhídrico 1 M y 10 gotas de nitrato de bario 0,1 M. Ver si se produce un cambio. Anotar el resultado.

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d) En el tubo 3 se colocan 10 gotas de dicromato potásico 0,1 M. Añadir, gota a gota (máximo 10 gotas), nitrato de bario 0,1 M. Ver si se produce algún cambio. Anotar el resultado.

e) En el tubo 4 se colocan 10 gotas de dicromato potásico 0,1 M. Añadir 10 gotas de hidróxido sódico 1 M y 10 gotas de nitrato de bario 0,1 M. Ver si se produce un cambio. Anotar el resultado.

Cuestiones:

1. Indicar los cambios, si los hubiese, que ocurren en los tubos 1, 2, 3 y 4. 2. En los tubos en los que ha observado cambios, escribir las reacciones que tienen lugar. 3. Indicar qué tipo de reacción ha tenido lugar en los tubos del 1 al 4. (ácido-base, precipitación

etc.) 4. Escribir las expresiones para las constantes de equilibrio de las reacciones descritas en la

cuestión 2. 5. Indicar cuáles de los equilibrios son homogéneos y cuales heterogéneos.

3.- Otros tipos de reacciones químicas. Alteración de la situación de equilibrio (Principio de Le Châtelier) Modo operativo:

a) En un tubo de ensayo, etiquetado como 1, colocar 10 gotas de disolución de cloruro de cobre 0,1 M, añadir, lentamente y con agitación gotas de disolución de amoníaco 1 M, hasta aparición de un color azul intenso. El compuesto formado se denomina tetra-amino de Cu (II).

b) A la disolución resultante del tubo 1 añadir, gota a gota, disolución de HCl 1 M hasta que se produzca algún cambio. Anotar los cambios observados.

c) En un tubo de ensayo etiquetado como 2, colocar aproximadamente 3 gotas de cloruro de hierro (III), 2-3 gotas de HCl 1M, 3-4 gotas de tiocianato potásico 0,5M y 3-4 mL de agua. Anotar los cambios observados.

d) A la disolución resultante del tubo 2 añadir, gota a gota, NaOH 1 M hasta que se produzca algún cambio. Anotar los cambios observados.

e) En un tubo de ensayo etiquetado como 3, colocar 1 ó 2 mL de ácido clorhídrico 1M, añadir una punta de espátula de limaduras de aluminio. Esperar unos minutos y anotar los cambios observados.

Cuestiones:

1. Escribir las reacciones que tiene lugar en el apartado a, c y e. 2. ¿Qué tipo de reacción tiene lugar en los tubos 1 y 2? 3. ¿Qué tipo de reacción tiene lugar en el tubo 3? 4. Escribir las expresiones de las constantes de equilibrio correspondientes. 5. Explicar, justificando la respuesta, y teniendo en cuenta el principio de Le Châtelier, hacia

donde se desplaza el equilibrio en b) y d). 6. Indicar quién es el oxidante y quién el reductor en la reacción redox.

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Parte 2.- Equilibrio Químico Ácido-Base 2.1.- Ácidos y bases: Concepto de pH Modo operativo: En vasos de precipitado de 100 mL añadir 50 ml de las siguientes disoluciones acuosas HCl, CH3COOH, NH3 y NaOH todas ellas en concentración 0,1 M. Medir y anotar el pH de cada una de las disoluciones, utilizando un medidor de pH calibrado previamente. Cuestiones:

1. Indicar la reacción de equilibrio ácido-base de cada especie con el agua y la expresión de la constante de equilibrio (acidez o basicidad) correspondiente en cada caso.

2. Calcular los valores de los pH teóricos a partir de los datos de las constantes de equilibrio (ver tabla en anexo) y compararlos con los obtenidos experimentalmente.

3. Ordenar las disoluciones en orden creciente de pH indicando cuales son ácidas y cuales básicas.

MANUAL DE REFERENCIA

Ralph H. Petrucci; F. Geoffrey Herring; Jeffry D. Madura y Carey Bissonnette: “Química General” 10ª ed.; Ed. Pearson Educación, S.A.; 2011.

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1er Curso

Práctica nº 2

HIDRÓLISIS DE SALES. DISOLUCIONES REGULADORAS. MEDIDA DEL pH

OBJETIVOS

1. Determinar el pH de disoluciones acuosas de sales y predecir el carácter ácido, básico o neutro de las mismas según las reacciones de sus iones con el agua.

2. La preparación de disoluciones tampón y sus características.

3. Medida del pH de dichas disoluciones.

4. Estudiar las consecuencias de la adición de ácidos y bases fuertes a las disoluciones reguladoras.

INTRODUCCIÓN 1.- Hidrólisis de sales Las sales son electrolitos fuertes que se disocian por completo en agua para formar los correspondientes iones. El término hidrólisis de una sal se utiliza para describir la reacción del anión y/o del catión que proceden de la sal, con el agua. El pH de la disolución resultante dependerá de esa reacción de hidrólisis. En general podemos decir que:

a) Las sales cuyos iones provienen de un ácido fuerte y de una base fuerte no se hidrolizan (sus iones no reaccionan con el agua, solo se solvatan) y sus disoluciones son neutras. Ejemplos: NaCl; KNO3 y BaCl2.

b) La disolución de una sal derivada de un ácido fuerte y una base débil es ácida, debido al carácter ácido del catión. Ejemplos: NH4Cl ó NH4NO3.

c) La disolución de una sal derivada de un ácido débil y de una base fuerte es básica, debido al carácter básico del anión. Ejemplos CH3COONa ó KNO2.

d) Si las sales provienen de un ácido débil y de una base débil al disolverse producen iones (anión y catión) que se hidrolizan y el pH de la disolución dependerá de las fuerzas relativas del ácido débil y de la base débil.

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2.- Disoluciones reguladoras Se considera que una disolución reguladora, amortiguadora o tampón (Buffer) es aquella que está formada bien por una mezcla de un ácido débil y una sal que contenga la base conjugada del ácido (Ejemplo HAc/NaAc) o bien una base débil y una sal que contenga el ácido conjugado de la base (Ejemplo NH3/NH4Cl). Aunque los ácidos y bases fuertes también pueden actuar como disoluciones reguladoras de pH. Cuando una disolución reguladora se diluye (hasta un cierto grado de dilución) el pH de la misma se mantiene constante, del mismo modo que su valor de pH cambia solo muy ligeramente con la adición de pequeñas cantidades de ácidos fuertes o de bases fuertes. Las disoluciones reguladoras tienen dos componentes, un componente ácido que deberá ser capaz de neutralizar los iones hidroxilo de la base fuerte añadida y un componente básico para neutralizar los iones hidronio del ácido fuerte añadido. La especie ácida de la disolución reguladora se denomina “Reserva ácida” mientras que la parte básica de la disolución reguladora se denomina “Reserva básica o alcalina”. La capacidad amortiguadora depende de la cantidad (Concentración) de reserva ácida y de reserva alcalina que tenga la disolución reguladora. El pH de una disolución reguladora se puede calcular mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch, siempre y cuando la molaridad de ambos componentes de la disolución reguladora supere el valor de K al menos en un factor de 100: Disolución reguladora ácida Disolución reguladora básica

𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝐿𝑜𝑔 𝐶𝑏𝐶𝑎

𝑝𝑂𝐻 = 𝑝𝐾𝑏 + 𝑙𝑜𝑔 𝐶𝑎𝐶𝑏

Siendo Ca y Cb las concentraciones de la reserva ácida y básica respectivamente. Si Ca = Cb pH = pK en ese punto la capacidad reguladora es máxima. Por tanto las disoluciones reguladoras regulan el pH entorno al pKa del ácido (disolución reguladora ácida) o entorno al pKb (disolución reguladora básica). La capacidad reguladora se refiere a la cantidad de ácido o base que una disolución reguladora puede neutralizar sin que se produzca una variación apreciable de su pH. El Intervalo de regulación es el intervalo de pH en el que una disolución reguladora neutraliza eficazmente los ácidos y bases añadidos y mantiene un pH prácticamente constante. A efectos prácticos, este intervalo es:

pH = pK ± 1

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REACTIVOS Y MATERIAL Reactivos Sólidos Cloruro amónico Acetato Sódico Cloruro sódico Acetato amónico Disoluciones Ácido acético 0,1 M Amoníaco 0,1 M Ácido clorhídrico 0,1 M Hidróxido de sodio 0,1 M Material 6 vasos de 100 mL Medidor de pH Papel indicador de pH (0-14) Varillas Espátula Probetas de 10, 25 y 50 mL 1 matraz aforado de 100 mL 1 vaso de 250 mL Vidrio de reloj Granatario Frasco Lavador PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: 1.- Hidrólisis de sales Modo operativo: En vasos de precipitado limpios disolver en agua algunos cristales de cada una de las sales que se enumeran: cloruro amónico, acetato sódico, cloruro sódico y acetato amónico. Comprobar el pH de cada una de las disoluciones preparadas con el medidor de pH. Anotar los resultados. Cuestiones:

1. Para cada una de las disoluciones preparadas escribir las reacciones de hidrólisis de los aniones y cationes correspondientes.

2. A la vista de las reacciones anteriores predecir si el pH de la disolución deberá ser ácido, básico o neutro y compararlo con el medido experimentalmente.

2.- Disoluciones reguladoras La mitad de los alumnos realizarán los apartados 1.1 y 2.1 del modo operativo, mientras que la otra mitad, realizarán los apartados 1.2 y 2.2.

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Parte 1.- Preparación de disoluciones reguladoras de diferentes pH Modo operativo: 1.1.- Disoluciones reguladoras NH3/NH4Cl (Kb = 1,8 × 10-5) Preparación de una disolución 0,1 M de NH4Cl Realizar los cálculos necesarios y preparar 100 mL de una disolución 0,1 M de NH4Cl a partir del reactivo sólido. Indicar detalladamente que material utiliza así como la forma de proceder para preparar dicha disolución. Preparación y medida del pH de la disolución reguladora NH3/NH4Cl Poner en tres vasos de precipitado limpios, las cantidades de las disoluciones que se indican a continuación:

Vaso 1: 25 mL de NH3 0,1 M + 25 mL de NH4Cl 0,1 M Vaso 2: 10 mL de NH3 0,1 M + 40 mL de NH4Cl 0,1 M Vaso 3: 40 mL de NH3 0,1 M + 10 mL de NH4Cl 0,1 M

Agitar bien y determinar el pH experimentalmente, bien con papel indicador de rango específico, bien con el medidor de pH.

Reservar la disolución del vaso 1 para la experiencia 2.1 Cuestiones:

1. ¿Qué pH espera encontrar en las disoluciones de los vasos 1, 2 y 3? 2. Realice los cálculos pertinentes y compruebe si coinciden con sus resultados experimentales. 3. Las tres disoluciones de los vasos 1, 2 y 3 presentan pH similares. ¿Es esto posible?

Justifique su respuesta. 4. ¿Qué intervalo de pH regulan estas disoluciones? 5. ¿Cuál de las disoluciones presenta mayor capacidad de tamponamiento? 6. ¿Presenta la misma capacidad de tamponamiento para ácidos que para bases? Justifique su

respuesta.

1.2.- Disoluciones reguladoras HAc/NaAc (Ka = 1,8 x 10-5) Preparación de una disolución 0,1 M de NaAc Realizar los cálculos necesarios y preparar 100 mL de una disolución 0,1 M de NaAc a partir del reactivo sólido. Indicar detalladamente que material utiliza así como la forma de proceder para preparar dicha disolución. Preparación y medida del pH de la disolución reguladora HAc/NaAc Poner en tres vasos de precipitados limpios, las cantidades de las disoluciones que se indican a continuación:

Vaso 4: 25 mL de HAc 0,1 M + 25 mL de NaAc 0,1 M Vaso 5: 40 mL de HAc 0,1 M + 10 mL de NaAc 0,1 M Vaso 6: 10 mL de HAc 0,1 M + 40 mL de NaAc 0,1 M

Como en el caso anterior agitar bien y determinar el pH, bien con papel indicador de rango específico, bien con el medidor de pH.

Reservar la disolución del vaso 4 para la experiencia 2.2 Cuestiones:

1. ¿Qué pH espera encontrar en las disoluciones de los vasos 4, 5 y 6? 2. Realice los cálculos pertinentes y compruebe si coinciden con sus resultados experimentales. 3. Las tres disoluciones de los vasos 4, 5 y 6 presentan pH similares. ¿Es esto posible?

Justifique su respuesta. 4. Qué intervalo de pH regulan estas disoluciones?

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5. ¿Cuál de las disoluciones presenta mayor capacidad de tamponamiento? 6. ¿Presenta la misma capacidad de tamponamiento para ácidos que para bases? Justifique su

respuesta.

Parte 2.- Influencia de la adición de ácidos sobre el pH de una disolución reguladora Modo operativo 2.1.- Adición de diferentes cantidades de ácido y base fuerte a una disolución reguladora básica Tomar cuatro porciones de 10 mL del contenido del vaso 1 del apartado 1.1 (Disolución reguladora NH3/NH4Cl) y añadir a cada porción las cantidades de las disoluciones que se indican:

Porción 1: 3 mL de HCl 0,1 M, agitar y comprobar el pH Porción 2: 10 mL de HCl 0,1 M, agitar y comprobar el pH Porción 3: 3 mL de NaOH 0,1 M, agitar y comprobar el pH Porción 4: 10 mL de NaOH 0,1 M, agitar y comprobar el pH

Cuestiones:

1. Calcular de forma teórica los pHs de las porciones 1 y 3. Utilice para ello la constante de basicidad correspondiente (Kb (NH3) = 1,8 × 10-5). Recalcular las concentraciones cuando sea necesario.

2. Comparar los resultados con los obtenidos experimentalmente. Indicar si las disoluciones siguen siendo reguladoras, justificando el aumento o disminución del pH que se produzca.

3. Las disoluciones de las porciones 2 y 4 ¿se consideran disoluciones reguladoras? Justifique su respuesta. Calcule su pH e indique a que puede ser debido el pH encontrado.

2.2.- Adición de diferentes cantidades de ácido y base fuerte a una disolución reguladora ácida Tomar cuatro porciones de 10 mL del contenido del vaso 4 del apartado 1.2 (Disolución reguladora HAc/NaAc) y añadir a cada porción las cantidades de las disoluciones que se indican:

Porción 6: 3 mL de HCl 0,1 M, agitar y comprobar el pH Porción 7: 10 mL de HCl 0,1 M, agitar y comprobar el pH Porción 8: 3 mL de NaOH 0,1 M, agitar y comprobar el pH Porción 9: 10 mL de NaOH 0,1 M, agitar y comprobar el pH

Cuestiones:

1. Calcular de forma teórica los pHs de las porciones 6 y 8, haciendo uso de las constantes de acidez correspondiente {Ka (HAc) = 1,8 × 10-5}. Recalcular las concentraciones cuando sea necesario.

2. Comparar los resultados con los obtenidos experimentalmente. Indicar si las disoluciones siguen siendo reguladoras y justificar el aumento o disminución de pH que se produce.

3. Las disoluciones de las porciones 7 y 9 se consideran disoluciones reguladoras? Justifique su respuesta. Calcule su pH e indique a que puede ser debido el pH encontrado.


Ralph H. Petrucci; F. Geoffrey Herring; Jeffry D. Madura y Carey Bissonnette: “Química General” 10ª ed.; Ed. Pearson Educación, S.A.; 2011

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1er Curso

Práctica nº 3

EJEMPLO PRÁCTICO DE PROCESO DE NEUTRALIZACIÓN

Valoración de un ácido fuerte con una base fuerte

OBJETIVO

1. Familiarizar al alumno con los procesos de neutralización ácido-base. 2. Iniciar al alumno en el conocimiento de los indicadores ácido-base y el concepto de intervalo

de viraje de los mismos. 3. Familiarizar al alumno con las curvas de valoración y su significado.

INTRODUCCIÓN

La propiedad más significativa de los ácidos y de las bases es quizás su capacidad de cancelar o neutralizar uno las propiedades del otro. En una reacción de neutralización un ácido y una base reaccionan para formar agua y una disolución acuosa de un compuesto iónico llamado sal. Así, la reacción entre una disolución de ácido clorhídrico y otra de hdróxido sódico podría representarse:

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

Por tanto el proceso de neutralización podría ser representado por la ecuación:

H3O+ (aq) + OH- (aq) 2 H2O (ℓ)

Si una de las especies a determinar es un ácido débil (o una base débil) el proceso de neutralización presenta un fundamento similar:

CH3COOH (aq) + NaOH (aq) CH3COONa (aq) + H2O (ℓ)

NH3 (aq) + HCl (aq) NH4Cl (aq)

los iones H+ del ácido se combinan directamente con las moléculas de base NH3 (neutralización)

Las volumetrías ácido-base son unas operaciones analíticas que permiten identificar cuantitativamente el contenido en ácido o en base de un determinado sistema, fundamentándose en los procesos de neutralización ácido-base. El punto de equivalencia de una reacción de neutralización es el punto de la reacción en el que se han consumido tanto el ácido como la base, es decir en el que ninguno de los dos se encuentra en exceso.

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Una valoración es un proceso químico, en el cual una disolución de concentración exactamente conocida (llamada reactivo valorante) se añade cuidadosamente sobre otra disolución que contiene el analito a determinar, hasta que reaccionan cantidades estequiométricas de ambas sustancias. En el proceso de valoración lo que se determina es el volumen del ácido o base de concentración conocida (El valorante), que reacciona totalmente con un volumen conocido de un ácido o una base, de concentración desconocida (el analito).

Para llevar a cabo la valoración se procede de la siguiente forma: la disolución que se neutraliza se coloca en un matraz erlenmeyer junto con unas gotas de indicador, la otra disolución (el valorante) se añade desde la bureta, primero rápidamente y luego gota a gota hasta el punto final de la valoración. Para poner de manifiesto el punto final de una valoración se utiliza generalmente un indicador, es decir una sustancia que cambia de color según se encuentre en medio ácido o medio básico.

Una curva de valoración es un gráfico del pH frente al volumen de valorante añadido. Indica de manera gráfica el cambio de pH al añadir ácido o base a la disolución a valorar y muestra claramente cómo cambia el pH cerca del punto de equivalencia.

MATERIAL Y REACTIVOS

Material

3 Erlenmeyers 250 ml Pipeta de 10 ml Soporte y pinzas para bureta Bureta 2 Vaso de precipitados 250 mL Frasco lavador. Embudo pequeño (Para rellenar bureta) Pera de succión o aspirador de pipetas Placa para agitador magnético Barra agitadora Matraces aforados de 50 y 250 mL Medidor de pH

Reactivos

Ácido clorhídrico © Hidróxido sódico 0,100 M Fenolftaleína Agua destilada.

Cálculos:

Indicar los cálculos necesarios para preparar 250 mL de HCl aproximadamente 0,1 M. Los datos necesarios para poder realizar los cálculos deberán buscarse en la botella de HCl (c) (aprox 37%) que deberá estar en la vitrina.

PARTE EXPERIMENTAL

1.- Preparación de la disolución de HCl 0,1 M según los cálculos realizados previamente

2.- Neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte

Se monta la bureta en el soporte, con ayuda de las pinzas de bureta. Se echa en el vaso de precipitados la disolución de hidróxido sódico de concentración exacta (apuntar la concentración exacta de la disolución de NaOH que figura en la botella (4 cifras decimales) y próxima a 0,100 M y se llena la bureta con esta disolución. Se coloca el vaso debajo de la bureta y se abre la llave de paso para enrasar ésta, haciendo coincidir el menisco tangente con la división cero.

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Por otra parte se toma los tres matraces Erlenmeyer y se coloca en cada uno de ellos 10 mL de la disolución problema de ácido clorhídrico, medidos con una pipeta. Se añaden también dos o tres gotas del indicador fenolftaleína y con el frasco lavador se adiciona agua destilada hasta completar a un volumen total de unos 100 mL. A continuación se procede a la valoración de cada una de las muestras de ácido, procediendo como se indica a continuación:

Sujetando con una mano el erlenmeyer y con la otra la llave de la bureta, se deja caer, gota a gota y agitando constantemente el erlenmeyer, la base sobre el ácido, hasta que la coloración de la disolución problema cambie. En ese momento se cierra la llave de paso de la bureta y se anota la lectura del volumen añadido de base.

Se repite la valoración como mínimo otras dos veces más. Anotando siempre el volumen de NaOH gastado (los volúmenes de NaOH obtenidos no pueden diferenciarse en más de 0,2 mL para poder realizar los cálculos pertinentes)

Realizar una última valoración pero en este caso utilizar, en vez de un erlenmeyer un vaso de precipitado, en donde se colocan 50 mL de la disolución de HCl (medidos exactamente con un matraz aforado), unas gotas de indicador y agua aproximadamente hasta 100 mL, valorar con la disolución de NaOH situada en la bureta. Con ayuda de un pHmetro medir el pH de la disolución después de la adición de diferentes alícuotas (ver tabla 1) de Hidróxido sódico. Con esos datos construir una tabla (Tabla 1):

Tabla 1.- Variación del pH con la cantidad de NaOH añadida

mL totales de NaOH añadidos

pH de la disolución mL totales de NaOH añadidos

pH de la disolución

0,0 52,0 10,0 52,5 25,0 53,0 40,0 53,5 45,0 54,0 46,0 54,5 46,5 55,0 47,0 56,0 47,5 57,0 48,0 58,0 48,5 59,0 49,0 60,0 49,5 70,0 50,0 80,0 50,5 90,0 51,0 100,0 51,5

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Cuestiones:

1.- Con los resultados obtenidos rellene la siguiente tabla (Tabla 2):

Volumen HCl Volumen NaOH Molaridad HCl

Valoración 1

Valoración 2

Valoración 3

Valoración 4

2.- Calcule el valor medio de la Molaridad del ácido añadido.

3.- Calcule la desviación estándar de los resultados obtenidos respecto a la media y la desviación estándar relativa (Porcentaje de error). Suponiendo que en una valoración se admite un error del 1% ¿Podría decirse que sus resultados son precisos? Justifique la respuesta.

4.- ¿Cuál será el pH en el punto final de la valoración?

5.- ¿Qué diferencia existe entre el punto de equivalencia y el punto final de la valoración?

6.- Con los datos de la tabla 1, construya una curva de valoración (en papel milimetrado) representando el pH (eje de ordenadas) frente a los mL de hidróxido sódico añadidos (eje de abscisas). Indique en la gráfica cual será el punto de neutralización.



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Grado en Química

1er Curso

Práctica nº 4

SEPARACIÓN DE METALES PESADOS EN DISOLUCIÓN ACUOSA OBJETIVOS El objetivo fundamental de la práctica se centra en familiarizar al alumno con la formación de sustancias poco solubles, los conceptos de solubilidad, la redisolución de precipitados (mediante cambios de pH o formación de complejos) y la separación sistemática de ciertos cationes basándose en los principios anteriores. INTRODUCCIÓN Cuando se pretende investigar qué sustancias están presentes en una disolución, pero no sus cantidades, decimos que estamos realizando un análisis cualitativo. Si el análisis tiene por objeto identificar los cationes presentes en una mezcla se denomina análisis cualitativo de cationes. Generalmente los cationes se clasifican en grupos en función de su comportamiento similar frente a determinados reactivos. Los metales pesados son un grupo de elementos químicos que presentan una densidad relativamente alta (por lo menos cinco veces mayor que la del agua), pesos atómicos comprendidos entre 63,55 (Cu) y 200,59 (Hg) lo que incluye prácticamente a todos los elementos metálicos de interés económico y cierta toxicidad para el ser humano. Algunos de estos metales pesados, cuando están presentes en bajas concentraciones, pueden ser elementos esenciales para el ser humano por formar parte, por ejemplo, de sistemas enzimáticos (Co, Zn) o de la hemoglobina (Fe), mientras que en concentraciones elevadas pueden ser tóxicos. Además, hay una serie de elementos que en alguna de sus formas puede representar un serio problema medioambiental y son estos los que se denominan genéricamente “Metales Pesados” Los metales pesados tóxicos más conocidos son: Cadmio (Cd), Plomo (Pb), Mercurio (Hg), Talio (Tl) y Cromo (Cr). Se ha comprobado experimentalmente que ciertos iones se comportan de forma similar cuando se tratan con un reactivo determinado, lo que permite separar estos elementos de los demás presentes en la disolución y estos iones constituirán un grupo dentro de la marcha analítica de cationes. En este experimento se llevarán a cabo una serie de reacciones relacionadas con los metales pesados Cr, Ag, Pb y Hg. Inicialmente, se separará el cromo de los otros tres metales mediante precipitación con carbonato sódico, permaneciendo el cromo en la disolución. El precipitado se redisuelve y la disolución, que contiene ahora los metales Ag, Pb y Hg, se hace reaccionar con un reactivo específico (HCl) formándose un precipitado mezcla de cloruros (Grupo III de la marcha analítica del carbonato).

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En una disolución acuosa saturada de un compuesto iónico (MX), el equilibrio dinámico se define por: MX (s) M+ (aq) + X- (aq)

Este compuesto poco soluble puede formarse a partir de dos sustancias solubles en disolución acuosa pero para que esto ocurra el producto de las concentraciones molares de los iones que forman parte del precipitado deben superar el valor de la constante del producto de solubilidad. Por ejemplo, para la reacción anterior [M+(aq)][X-(aq)] > KPS

Los precipitados formados pueden luego re-disolverse ya sea por la adición de ácidos o mediante la formación de compuestos complejos estables. REACTIVOS Y MATERIAL Reactivos: Na2CO3 0,5 M NaOH 2 M HCl 2 M HCl (c) (Vitrina) Peróxido de hidrógeno (H2O2 al 3%) Na2-EDTA 5% HNO3 (c) (Vitrina) HAc 2 M K2CrO4 0,5 M KI 0,5 M NH3 2 M SnCl2 al 5% en HCl 10 N Papel de pH (rango 0-14) Material: 2 Tubos ensayo grandes 6 Tubos ensayo pequeños 4 Tubos delgados largos 2 Tubos plástico para centrífuga 1 Vidrio de reloj pequeño 1 Vaso de precipitados 5 mL 2 + 2 Cuentagotas plástico 1 y 3 mL 1 Cápsula de porcelana Placa de gotas Papel de filtro Varilla vidrio fina Hornillo y tartera para baño María Frascos cuentagotas para las disoluciones Centrifuga Frasco lavador Embudo pequeño Gradilla para tubos Gradilla para reactivos 2 Pinzas de la ropa PARTE EXPERIMENTAL Anotar:

• pH:

• Color de la disolución: Modo operativo: Cationes a analizar directamente en la disolución problema Ensayo de amoníaco: Colocar unas gotas de la disolución original en una cápsula de porcelana, añadir gotas de NaOH 2 M hasta pH > 7, calentar y colocar una tira de papel indicador de pH humedecida con agua destilada sobre los vapores que se desprenden. Si existe amonio el papel vira a azul. En medio básico el NH4

+ se transforma en NH3 que tiñe de azul el papel de tornasol. Si el ensayo es positivo, eliminar el NH3 calentando. Caso de llevar a cabo una investigación sistemática de cationes completa, si se detecta la presencia de amoniaco en la muestra, este debe eliminarse mediante ebullición.

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Ensayo de los metales: Identificación de Cromo Si hay cromo (VI) en la disolución esta debe ser de color amarillo: Poner 5 gotas de la disolución en un tubo de ensayo pequeño y añadir HCl 2 M hasta pH ácido. El color debe cambiar de amarillo a naranja por formación de dicromato. Añadir 2 gotas más de HCl y peróxido de hidrógeno al 3%. Se origina un color azul intenso por formación de pentóxido de cromo (CrO5), compuesto inestable que desaparece al agitar. Hervir la disolución hasta que aparece un color verde debido a la formación de Cr3+ y seguir calentando 1 minuto más para eliminar el exceso de peróxido, añadir entonces 4 gotas de Na2-EDTA al 5% y calentar (para acelerar la reacción), aparecerá color violeta debido a la formación del complejo CrY-. Este color violeta se hace más intenso con el tiempo. Identificación de plata, Plomo y Mercurio A una porción de la disolución problema original se le añade HCl 2 M hasta precipitación completa. Este precipitado estará formado por una mezcla de cloruros de plata, plomo y mercurio, poco solubles. Centrifugar y separar. Desechar la disolución y trabajar con el precipitado. (Caso de llevar a cabo una investigación sistemática completa de cationes se guardaría la disolución para el análisis de los cationes de los otros grupos). Se procede ahora a separar estos tres cationes entre sí (Ag, Pb y Hg):

Añadir a todo el precipitado 1 mL de agua hirviendo, mezclar y agitar bien con la varilla. (El cloruro de plomo es soluble en agua caliente pero los cloruros de mercurio y plata no). Centrifugar cuando el líquido está aún caliente. Separar la disolución para otro tubo con una pipeta Pasteur. Para comprobar que el plomo ha pasado a la disolución se realizan los ensayos siguientes:

a) En un tubo de ensayo pequeño se colocan 5 gotas de disolución (que debe estar todavía caliente), añadir 5 gotas de KI 0,5 M. Se formará un precipitado. Dejar enfriar y observar la precipitación en forma de escamas doradas brillantes (“Lluvia de Oro”).

b) En otro tubo pequeño de ensayo se colocan 5 gotas de disolución se le añaden 5 gotas de HAc 2 M y disolución de cromato potásico 0,5 M. La aparición de un precipitado amarillo indica Pb.

A continuación separaremos la plata del mercurio: Al precipitado conteniendo los cloruros de plata y mercurio se le añaden 10 gotas de amoníaco 2 M agitar y mezclar bien. La plata se disuelve formando el complejo amoniacal Ag (NH3)2

+ mientras que el mercurio sufre una dismutación en el medio básico del amoníaco:

Hg2Cl2 + 2 NH3 Hg0 + HgNH2Cl + NH4+ + Cl- (1)

El precipitado de Hg0 es de color negro mientras que la sal amidomercúrica es de color blanco. La mezcla de los dos precipitados da lugar a un precipitado de color gris. Centrifugar inmediatamente durante dos minutos (para evitar la reducción de la Ag+ por el Hg2

2+). En la disolución se comprueba la presencia de plata y en el precipitado la del mercurio.

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Ensayo de la disolución: Confirmación de la existencia de plata

a) Poner en un tubo de ensayo pequeño 3 gotas de la disolución, añadir 2 gotas de KI 0,5 M. La aparición de un precipitado blanco amarillento indica la presencia de plata.

b) En un tubo de ensayo pequeño poner 3 gotas de la disolución añadir HCl 2M hasta pH < 7. Aparición de un precipitado blanco de AgCl indica la presencia de plata.

Ensayo del precipitado: Confirmación del mercurio Disolver el precipitado en agua regia (formada por HCl (c) y HNO3(c) en la proporción 3:1) (9 gotas de HCl + 3 gotas de HNO3) calentar con precaución. El agua regia es oxidante {El HNO3 © y caliente es un oxidante que transforma el Hg0 y Hg2

2+ en Hg2+. Con el HCl del agua regia el Hg2+ forma el clorocomplejo HgNH2Cl que se disuelve con el HNO3 (c)}. Eliminar el agua regia por calentamiento y añadir 3 gotas de SnCl2*. La aparición de un precipitado blanco (Hg2Cl2), negro (Hg0) o gris (mezcla de los dos) indica la presencia de Hg. *Para que la reacción funcione, el SnCl2 debe estar en medio básico. En una cápsula de porcelana mezclar unas gotas de SnCl2 con unas gotas de NaOH 2M (comprobar que el pH es básico con papel de tornasol). Añadir esta mezcla al problema. Cuestiones: Identificación del amonio: 1.- Si el pH de la disolución es alcalino ¿Es posible la existencia de ión amonio en la disolución? 2.- ¿Qué reacción le ocurre al ión amonio en medio alcalino? 3.- ¿De qué son los vapores que se desprenden al calentar? 4.- ¿Por qué se elimina el amoníaco calentando? Identificación de cromo: 1.- ¿Qué reacción tiene lugar cuando a la disolución que contiene cromo (VI) se le añade HCl 2 M? 2.- El peróxido de hidrógeno en medio ácido actúa como reductor, reduciendo el Cr (VI) a Cr (III). Indicar que reacción tiene lugar. 3.- Después de añadir AEDT y calentar aparece un color violeta ¿A qué es debida dicha coloración? ¿Por qué se calienta la disolución? Identificación de plata, plomo y mercurio 1.- Suponiendo que la disolución original contiene Ag+, Pb2+ y Hg2

2+ ¿Cuáles son las fórmulas químicas de los precipitados que se forman al añadir HCl 2 M? 2.- Al añadir agua hirviendo al precipitado de los cloruros se solubiliza solamente el plomo, utilizando los datos de los Ksp de las tablas, justifique este hecho.

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Ensayo del plomo: 3.- ¿Por qué es necesario añadir HAc 2M en el ensayo b)? 4.- ¿Cuál es la composición del precipitado formado en el ensayo a)? 5.- ¿Cuál es la composición del precipitado formado en el ensayo b)? Separación de Ag+ y Hg2

2+

6.- Indicar qué tipo de reacción tiene lugar entre la Ag+ y el amoníaco, ¿Cuál es el compuesto formado? 7.- ¿Qué tipo de reacción tiene lugar entre el Hg2

2+ y el amoníaco? (Reacción 1) Ensayo de Ag+ 8.- ¿Qué reacción (es) tienen lugar cuando a la disolución que contiene Ag+ se le añade KI? 9.- ¿Qué reacción (es) tienen lugar cuando a la disolución que contiene Ag+ se le añade HCl hasta ácidez? Ensayo del mercurio 10.- ¿Por qué se añade agua regia al precipitado que contiene Hg? 11.- ¿Qué reacción tiene lugar al añadir cloruro de estaño? 12.- El precipitado de mercurio puede ser de color negro, blanco o gris ¿A que se debe esta particularidad? ¿De qué tipo de compuestos estamos hablando? MANUALES DE REFERENCIA

1. F. Burriel, F. Lucena, S. Arribas, J. Hernández: “Química Analítica Cualitativa” ;

Ed Paraninfo Thomson Learning. Madrid 2001. 2. S. Arribas “Análisis Cualitativo Inorgánico” 5ª ed.; Ed. Paraninfo Madrid. (1993) 3. Ralph H. Petrucci; F. Geoffrey Herring; Jeffry D. Madura y Carey Bissonnette:

“Química General” 10ª ed.; Ed. Pearson Educación, S.A.; 2011

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1er Curso

Práctica nº 5

APLICACIONES PRÁCTICAS DE LAS REACCIONES EN DISOLUCIÓN ACUOSA: SEPARACIÓN E IDENTIFICACIÓN DE

CATIONES OBJETIVOS El objetivo fundamental de esta práctica es llevar a cabo el análisis cualitativo de algunos cationes presentes en una mezcla. En general, como indicamos en la práctica anterior, los cationes pueden ser clasificados en grupos dependiendo generalmente de las diferentes solubilidades de sus compuestos. De esta forma el alumno se familiarizará con los procesos de precipitación, redisolución e identificación de iones mediante diversas reacciones, como el tratamiento con ácidos o con la formación de compuestos complejos. Además, el alumno deberá conocer la causa química de cada operación y proceso para acostumbrarse a discurrir químicamente. INTRODUCCIÓN En esta práctica, continuando con la investigación sistemática de cationes, se pretende separar aquellos cationes que precipitan como sulfatos (Pb2+, Ca2+, Sr2+ y Ba2+) y que constituyen el grupo IV de la marcha analítica del carbonato sódico de aquellos que precipitan como hidróxidos (Fe3+ y Cr3+) y constituyen el grupo V. Se procederá a la identificación de dichos cationes mediante reacciones específicas, con la finalidad de confirmar su presencia en la disolución. Los cationes Ca2+, Sr2+, Ba2+ y Pb2+ (incoloros) precipitan con disolución saturada de sulfato amónico cuando están presentes en una disolución acida que puede contener otros cationes como Fe y/o Cr que permanecerán en la disolución. El Ca2+ solo precipita en este grupo (Grupo IV de la marcha analítica del carbonato) si está presente en gran cantidad ya que el sulfato amónico favorece la solubilidad del calcio por formación de la sal soluble Ca(NH4)2(SO4)2. Por tanto, el Ca2+ generalmente se identifica en el grupo VI. La separación de los tres sulfatos restantes (Pb, Sr y Ba) se efectúa por disolución selectiva en Na2-EDTA a pH adecuado, formándose complejos tanto más estables cuanto más alcalino es el medio. En presencia de Na2-EDTA al 5% la disolución del PbSO4 es inmediata a pH < 4,5; el sulfato de estroncio se disuelve a pH comprendido entre 5 y 6 y el sulfato de bario se solubiliza en medio amoniacal.

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Por otra parte, la acción de los iones OH- sobre los cationes depende fundamentalmente de la acidez de los mismos. La aparición de precipitados de óxidos o hidróxidos se produce a valores de pH tanto más bajos cuanto más ácido sea el catión. Así, cationes ácidos como Cr3+ y Fe3+ presentan gran afinidad por los iones OH- y presentan tendencia a formar hidróxidos estables u oxocomplejos coloreados. En esta práctica aprovecharemos el hecho de que estos cationes ácidos (Cr3+ y Fe3+) precipitan como hidróxidos con amoníaco en presencia de sales amónicas. La baja solubilidad de estos compuestos (pKsp

Cr(OH)3 = 30,2; pKsp Fe(OH)3 = 37 y pKsp Al(OH)3 = 33,5) indica que precipitan fácilmente a bajas concentraciones de OH-, por tanto, para la precipitación se utilizará una disolución reguladora de NH4Cl/NH3 (pH ≈ 9,2) con un ligero exceso de amoníaco. La presencia de la sal amónica, por efecto del ión común, rebaja la concentración de OH- impidiendo la precipitación de otros hidróxidos menos solubles como Mn2+ (pKsp = 12,7) y Mg2+ (pKsp = 11,1) y el ligero exceso de amoníaco servirá para formar complejos amoniacales solubles, con otros cationes como Cu2+, Ni2+, Co2+ etc, que podrían interferir en la determinación de Cr3+ y Fe3+, ya que podrían precipitar conjuntamente como sales básicas o hidróxidos. Por contra, estos cationes (Cr3+ y Fe3+) forman numerosos complejos solubles, bastante estables y muchos de ellos coloreados, por lo tanto esta propiedad podrá aprovecharse tanto para redisolver los precipitados como para llevar a cabo las reacciones de identificación correspondientes. Por tanto la formación de complejos será una forma más adecuada de solubilizar estos precipitados. REACTIVOS Y MATERIAL Son los mismos que en la práctica 4 y además son necesarios los siguientes reactivos: NH3 (c) (Vitrina) Na2S 30% (reciente) CdSO4 Dis. sat H2SO4 2 M CaCl2 6 M (NH4)2SO4 Dis. sat NaOH 0,1 M NaOH 2 M K4Fe(CN)6 5% NH4Cl (s) KSCN 0,5 M NaF (s) Éter etílico Indicador mixto Shiro Tashiro PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Anotar:

• pH:

• Color de la disolución: Modo operativo: Añadir, a la disolución problema ácida (si no lo es acidular con HCl 1 M) 10 gotas de disolución saturada de (NH4)2SO4. Hervir y dejar en el baño de agua 5 minutos más. Precipita el grupo IV. El Ba2+ precipita de inmediato, el Sr2+ y el Pb2+ tardan más tiempo y el Ca2+ solo precipita aquí si está en gran cantidad. Centrifugar y separar.

Guardar la disolución para ensayar los cationes del grupo V (Fe3+ y Cr3+)

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El precipitado contendrá los cationes Pb, Sr y Ba. (Grupo IV) Precipitado: contiene Pb2+, Sr2+ y Ba2+como sulfatos. Comprobar que tiene reacción neutra (pH entre 6-7). Si no es así, lavar con agua destilada, mezclando siempre muy bien con varilla, centrifugando y separando rápido. Añadir 1 mL de EDTA (sal disódica) al 5% (regula el pH entre 4-5, (comprobar con papel indicador), calentar suavemente, centrifugar y separar:

Disolución (pH= 4.5): Contiene el Plomo (como complejo con el EDTA). Precipitado: Contiene los sulfatos de Sr2+ y Ba2+

Confirmación de la presencia de plomo:

Disolución:

Ensayo 1) A una porción de la disolución añadir amoníaco hasta alcalinidad y 2 gotas de Na2S al 30% (reciente), calentar, la aparición de un precipitado negro indica Pb. Ensayo 2) A otra porción añadir 3 gotas de ácido sulfúrico 1M y calentar. La aparición de un precipitado blanco indica la presencia de Pb.

Precipitado: Contiene los sulfatos de Sr2+ y Ba2+, debe estar libre de Pb2+. Para comprobar la ausencia de Pb lavar el precipitado con Na2-EDTA al 5%, agitar con varilla, centrifugar, y en el líquido de lavado comprobar la ausencia de Pb por reacción con cromato potásico. Añadir al precipitado de sulfatos 10 gotas de EDTA (sal disódica) al 5%, 1 gota de indicador mixto Shiro Tashiro, y gotas de NaOH 0.1M (nunca mayor concentración, prepararla por dilución de NaOH 2M ó 0,5M). El NaOH 0,1M se añade gota a gota y agitando, justo hasta color verde del indicador (pH=5.6, comprobar mediante papel indicador). A este pH sólo se disuelve el Sr2+ como complejo SrY2-. Calentar unos minutos en baño de agua. Si el color se torna violeta es señal de que se está disolviendo el sulfato de estroncio. Añadir gotas de NaOH 0.05M hasta recuperar el color verde. Si aparece un precipitado, es BaSO4. Centrifugar y separar: (guardar el precipitado para analizar el bario).

a) Disolución: Estroncio

Ensayo 1) A 5 gotas de la disolución añadir ácido sulfúrico 1M hasta color violeta rojizo del indicador. Calentar. Precipitado blanco de sulfato de estroncio. Ensayo 2) A 5 gotas de la disolución añadir 5 gotas de disolución saturada de CdSO4, calentar suavemente. Precipitado o turbidez blanca de sulfato de estroncio.

b) Precipitado: Bario.

Añadir 4 gotas de NH3 concentrado y 10 gotas de EDTA (sal disódica) al 5%. Calentar en baño de agua hasta disolución (añadir más reactivos si existe mucho precipitado). Enfriar y sobre la disolución:

Ensayo 1) A 5 gotas de la disolución añadir H2SO4 2M hasta pH ácido. Precipitado blanco de BaSO4, indica la presencia de Ba. Ensayo 2) A 5 gotas de la disolución añadir 4 gotas de K2CrO4 0,5 M y varias gotas de CaCl2 6 M. Precipitado de BaCrO4 amarillo, indica la presencia de Ba.

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Cuestiones Precipitado inicial (mezcla de los tres sulfatos) 1.- El Pb2+ se solubiliza añadiendo EDTA y calentando ¿Qué reacción tiene lugar? ¿Qué pH proporcionará el EDTA a la disolución? Identificación del plomo 2.- Ensayo a: ¿Qué reacción ocurre al añadir sulfuro sódico a la disolución? 3.- Ensayo b: ¿Qué reacción ocurre por adición de ácido sulfúrico diluido? Identificación del Sr2+

El indicador mixto es una mezcla de rojo de metilo y azul de metileno. Tiene un color violeta rojizo a un pH inferior a 5.2, color azul sucio a pH 5.4 y color verde a pH 5.6 4.- ¿Para qué se utiliza el indicador mixto? ¿En qué reacción interviene el EDTA? 5.- Ensayo a: ¿Qué ocurre al añadir ácido sulfúrico? ¿A qué se debe el cambio de coloración de la disolución? 6.- Ensayo b: ¿Que reacción ocurre al añadir una disolución de sulfato de cadmio saturada? Identificación de Ba2+

7.- ¿Qué reacción tiene lugar cuando al precipitado de sulfato de bario se le añade amoníaco y EDTA? 8.- Ensayo a: ¿Qué reacción tiene lugar cuando se añade HCl a la disolución que contiene Ba? 9.- Ensayo b: ¿Qué reacción(s) ocurren al añadir cromato potásico y cloruro cálcico? Identificación del grupo V: Cr3+ y Fe3+. Anotar:

• pH:

• Color de disolución original: Modo operativo A la disolución problema que se reservó anteriormente se le añade aproximadamente 0,5 g (una espátula colmada) de cloruro amónico sólido, mezclar hasta que se disuelva y luego añadir poco a poco y agitando amoníaco concentrado hasta olor característico. Añadir, en este punto 5 gotas más de NH3 (c). Calentar en baño de agua no más de 2 minutos, Centrifugar y separar:

• La disolución contendrá los cationes del grupo VI (Cu2+, Ni2+, Co2+ entre otros) en forma de complejos aminados o aquellos que aunque no formen complejos aminados permanecen en la disolución sin precipitar.

• El precipitado contiene los cationes Cr3+ y Fe3+.

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Tratamiento del precipitado

Disolver el precipitado en la menor cantidad de HCl 2 M (es decir añadir HCl 2 M gota a gota y agitando hasta disolución completa del precipitado), calentar si fuese necesario para favorecer su disolución. En esta disolución están ahora los cationes Cr3+ y Fe3+, para confirmar su presencia, tomaremos, 2 o 3 gotas de la misma en diferentes tubos pequeños o en la placa de gotas para llevar a cabo las reacciones pertinentes que confirmen su presencia. Confirmación del Hierro (III): Ensayo 1: En una placa de gotas se ponen 2 gotas de la disolución anterior se le añade 1 gota de ferrocianuro potásico (Hexacianoferrato (II) de potasio). La formación de un precipitado de color azul oscuro (azul de Prusia) indica la presencia de hierro. Ensayo 2: En una placa de gotas se ponen 2 o 3 gotas de la disolución clorhídrica y se le añaden 2 o 3 gotas de tiocianato potásico (KSCN) 0,5 M. la aparición de un color o un precipitado rojo oscuro, indica la presencia de Fe3+ en la disolución problema. Confirmación del Cromo (III): Ensayo 1: en un tubo de ensayo pequeño poner 3 o 4 gotas de la disolución clorhídrica, añadir 6 gotas de disolución acuosa al 5% de Na2-EDTA, un poco de NaF sólido (para rebajar la acidez y conseguir un pH adecuado) y se calienta en baño de agua. La aparición de un color violeta (debido a la formación del complejo CrY-) que se intensifica con el tiempo, indica la presencia de Cr3+ en la disolución original. Ensayo 2: En un tubo de ensayo pequeño (etiquetado como 1) poner 4 gotas de la disolución, añadir NaOH 2 M hasta pH alcalino y después 4 gotas de H2O2 al 3%. Calentar en baño de agua unos minutos. En este punto, se habrá oxidado el Cr3+ a Cr6+ en medio alcalino, quedando la disolución amarilla. Se acidula la disolución con H2SO4 1 M enfriando al chorro de agua (el color amarillo se transforma en naranja). En otro tubo de ensayo pequeño (etiquetado como 2) se ponen 2 gotas de H2SO4 1 M, 2 gotas de H2O2 al 3%. Y 1 mL de éter etílico. Sobre el contenido del tubo 2 se va adicionando gota a gota el contenido del tubo 1, agitando rápidamente tras cada adición. La aparición de un color azul de peróxido de cromo en la capa acuosa, que se transfiere a la capa orgánica, indica la presencia de cromo. Cuestiones: Identificación del hierro 1.- Ensayo a: ¿Que reacción tiene lugar cuando se añade ferrocianuro potásico? 2.- Ensayo b: ¿Que reacción tiene lugar cuando se añade sulfocianuro potásico? Identificación de cromo 3.- Ensayo a: ¿Qué reacción tiene lugar con el EDTA? ¿Es importante el pH del medio para que transcurra la reacción? ¿Por qué se añade fluoruro sódico? 4.- Ensayo b: ¿Qué reacción ocurre cuando añadimos peróxido de hidrógeno en medio alcalino? 5.- ¿Qué reacción tiene lugar cuando se adiciona ácido sulfúrico? 6.- ¿Qué ocurre cuando se añade peróxido de hidrógeno en medio ácido? ¿Por qué es necesario enfriar? ¿Cuál es la función del éter etílico? MANUALES DE REFERENCIA 1.- F. Burriel, F. Lucena, S. Arribas, J. Hernández “Química Analítica Cualitativa” ; Ed. Paraninfo Thomson Learning. Madrid 2001. 2.- S. Arribas “Análisis Cualitativo Inorgánico” 5ª ed.; Ed. Paraninfo Madrid. (1993) 3.- Ralph H. Petrucci; F. Geoffrey Herring; Jeffry D. Madura y Carey Bissonnette: “Química General” 10ª ed.; Ed. Pearson Educación, S.A.; 2011.

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Grado en Química

1er Curso

Práctica nº 6

REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN. PILA GALVÁNICA.

CÉLULA ELECTROLÍTICA OBJETIVOS

1. El alumno deberá poder identificar las especies que se oxidan y se reducen. 2. Deberá ser capaz de justificar cuando un proceso redox es espontáneo o no. 3. Estudiar la influencia de algunos factores sobre las reacciones redox: pH, formación de

precipitados, etc. 4. Familiarizar al alumno con el funcionamiento de una pila galvánica. 5. Adquirir conocimientos básicos sobre los procesos que tienen lugar en los electrodos de una

pila electrolítica.

INTRODUCCIÓN Generalidades Las reacciones de oxidación-reducción o “Procesos redox” son procesos de intercambio de electrones entre las sustancias que participan en la reacción. Para que se produzca un proceso redox una de las sustancias participantes en la reacción debe perder electrones, en ese caso se dice que la sustancia se oxida y se denomina reductor, mientras que el otro reactivo debe ganar electrones; en ese caso se dice que la sustancia se reduce y es el oxidante. Una reacción típica de este tipo es la que se produce entre zinc y HCl (aq):

Zn (s) + 2 HCl (aq) Zn2+ (aq) + H2 (g) + 2 Cl- (aq)

Una oxidación y una reducción deben tener lugar siempre simultáneamente, no se puede producir una sin la otra, ya que los electrones perdidos en la semirreacción de oxidación son los ganados por la otra especie en la semirreacción de reducción. En el estudio de la electroquímica se denomina electrodo a una pieza de metal, M. Un electrodo sumergido en una disolución que contiene iones del mismo metal, Mn+, se denomina semicélula o semipila. Se establece rápidamente un equilibrio entre el metal y la disolución, que se puede representar:

M (s) Mn+ (aq) + n e- Los cambios que se producen tanto en el electrodo como en la disolución son demasiado pequeños para que puedan ser medidos. Las medidas deben basarse en una combinación de dos semicélulas distintas, y se medirá la tendencia de los electrones a fluir desde el electrodo de una semicélula al electrodo de la otra. Los electrodos se clasifican según tenga lugar en ellos la oxidación o la reducción. Si tiene lugar la oxidación el electrodo se denomina Ánodo y si tiene lugar la reducción, Cátodo.

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La combinación de las dos semicélulas conectadas de un modo adecuado (mediante un puente salino) se denomina “Célula Electroquímica”. El voltaje de la célula o diferencia de potencial entre las dos semiceldas se denomina también “Fuerza electromotriz” ó “potencial de Célula” y se representa como Ecel. La forma general de esquematizar una célula electroquímica es:

Ánodo | Semicélula de oxidación || Semicélula reducción | cátodo (Las dos barras || representan el puente salino) Así para el ejemplo anterior:

Zn (s) + 2 HCl (aq) Zn2+(aq) + H2 (g) + 2 Cl- (aq) La notación sería:

Ánodo: Zn (s) | Zn2+ (aq) || 2H+ (aq) | H2 (g): Cátodo

Por acuerdo internacional, un potencial estándar de electrodo, E0, mide la tendencia que tiene un electrodo a generar un proceso de reducción. En todos los casos las especies iónicas presentes tienen actividad unidad, y si son gases están a una presión de 1 bar (aprox. 1 atm). El potencial se establece sobre un electrodo metálico inerte (ej: Platino). Para determinar el valor de E0 de un electrodo estándar se lo compara con el electrodo estándar de hidrógeno, al cual se le asigna un valor arbitrario de potencial igual a cero. Ejemplo: Cu2+ (1M) + 2e- Cu (s) E0(Cu2+/Cu0) = ¿? En esta medida el electrodo estándar de hidrógeno (EEH) siempre es el electrodo de la izquierda (Ánodo) en el esquema de la célula y el electrodo a comparar es el electrodo de la derecha (cátodo).

Pt | H2 (g, 1 atm) | H+ (aq, 1 M) || Cu2+ (aq) | Cu (s) E0 = 0,340 V

• Todos los electrodos en los que la semirreacción de reducción muestra mayor tendencia a ocurrir que la reducción de H+ (1M) a H2 (g, 1 atm) tienen un potencial de electrodo estándar (E0), con valor positivo

• Todos los electrodos en los que la semirreacción de reducción muestra menor tendencia a ocurrir que la reducción de H+ (1M) a H2 (g, 1 atm) tienen un potencial de electrodo estándar (E0), con valor negativo.

Los potenciales estándar de reacciones redox de una célula (Eºcel) a partir de potenciales estándar de electrodo se calculan mediante la expresión:

Eºcel = E0 (cátodo) – E0 (ánodo) ó Eºcel = E0 (semicelda de reducción) – E0 (semicelda de oxidación).

Por otra parte, cuando una reacción transcurre en una pila voltaica, la célula realiza un trabajo denominado trabajo eléctrico, y cuando la célula opera reversiblemente viene dado por la siguiente expresión: Welec = n F Ecel siendo: Welec = Trabajo eléctrico

n = nº de electrones transferidos; F = constante de Faraday 96500 C/mol e-)

Y como ∆G = - Welec tendremos que ∆G = -n F Ecel

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En el caso especial en que reactivos y productos estén es sus estados estándar:

∆Gº = -n F Eºcel de tal forma que, de acuerdo con los criterios de espontaneidad (∆G<0), podemos decir que:

• Si Ecel es positivo la reacción tiene lugar de forma espontánea en sentido directo para las condiciones indicadas.

• Si Ecel es negativo, la reacción, en las condiciones indicadas, tiene lugar de forma espontánea en sentido inverso a como está escrita.

• Si Ecel = 0 la reacción está en equilibrio para las condiciones indicadas.

Pila galvánica Una pila galvánica (ó pila voltaica) es aquella que produce electricidad como resultado de reacciones químicas espontáneas. Está formada por dos semicélulas cuyos electrodos (conductores sólidos) se unen mediante un cable y cuyas disoluciones están en contacto mediante un puente salino. El puente salino es un tubo en forma de U cuyos extremos están cerrados con un material poroso (o algodón) que permite que migren los iones sin que fluya el líquido. Los electrones fluyen del ánodo (donde tiene lugar la oxidación) al cátodo (donde tiene lugar la reducción) Un esquema de una pila galvánica se muestra en la figura:

La fuerza electromotriz (Potencial) de la pila para concentraciones 1M de los reactivos, se calculará por la ecuación:

𝜀𝑝𝑖𝑙𝑎0 = 𝜀𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜0 − 𝜀á𝑛𝑜𝑑𝑜

0 Cuando las concentraciones de las disoluciones no son 1 M la fuerza electromotriz de la pila (Ɛ) también varía, calculándose esta mediante la ecuación de Nernst. Para la ecuación:

Zn (s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu (s)

𝐾𝑒 =𝑎𝐶𝑢0𝑎𝑍𝑛2+𝑎𝑍𝑛0𝑎𝐶𝑢2+

≅ [𝑍𝑛2+][𝐶𝑢2+]

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La ecuación de Nernst será:

𝜀𝑝𝑖𝑙𝑎 = 𝜀𝑝𝑖𝑙𝑎0 −0,0592

2 𝑙𝑜𝑔 �𝑍𝑛2+

𝐶𝑢2+�

Cuando en una celda se alcanza el equilibrio (∆G = 0) podemos decir que:

∆G0 = -n F E0cel = - RT ln Keq

Y por consiguiente:

𝜀º = 𝑅𝑇𝑛𝐹𝐿𝑛𝐾𝑒𝑞 = 0,0592

𝑛𝐿𝑜𝑔 𝐾𝑒𝑞

Célula electrolítica Las reacciones redox que desde el punto de vista químico no ocurren espontáneamente, se pueden inducir aplicando una diferencia de potencial por medio de una fuente externa y dos conductores introducidos en una disolución. La célula así montada se denomina célula o cuba electrolítica y al proceso, consistente en aplicar una energía eléctrica para producir una reacción no espontánea, Electrolisis. En el proceso de electrolisis las reacciones ocurren sobre la superficie de los electrodos. En el electrodo positivo (ánodo) se produce la semirreacción de oxidación y en el electrodo negativo (cátodo) la semirreacción de reducción. Si en la disolución sometida a electrolisis coexisten diferentes especies químicas (cationes, aniones y moléculas neutras), se reducirán y oxidarán en un orden que dependerá de su potencial redox y de la cinética de los procesos redox en los electrodos. Es necesario tener en cuenta que para que una célula electrolítica funcione es necesario, generalmente, aplicar un potencial adicional al calculado teóricamente para la célula a partir de los potenciales estándar, este potencial se llama Sobretensión o sobrepotencial. Estas sobretensiones son necesarias para superar las interacciones en la superficie del electrodo y son especialmente frecuentes cuando hay gases implicados. REACTIVOS y MATERIAL Reactivos Cinc, Cobre y Hierro en polvo ó granalla KNO3 1 M H Cl 6 M HCl 1 M Na Cl (s) ZnSO4 1 M Cu SO4 1 M Fenolftaleína Material Gradilla para tubos 6 tubos de ensayo (2+2) Pipetas Pasteur plástico de 1 y 3 mL Espátula 2 Vasos de precipitado de 100 mL 1 Vaso de precipitados de 250 mL Varilla de vidrio Vidrio de reloj Probetas de 50 y 100 mL Algodón Pilas (Fuente de corriente continua) Cables de conexión y caimanes Electrodos de Cinc, cobre y grafito (2 de cada) Voltímetro Tubo en U (Puente salino) Soporte y Pinzas (para puente salino)

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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Parte 1.- Comportamiento de algunos metales frente a los ácidos Modo operativo 1.A: reacción de metales con H+

1.- Preparar una gradilla con tres tubos de ensayo etiquetados como 1, 2 y 3. 2.- Introducir 20 gotas de HCl 6 M en cada uno de los tubos. Tubo 1:

Al tubo de ensayo etiquetado como 1 añadirle una punta de espátula de granalla de Zn. Anotar los cambios observados.

Tubo 2: Al tubo de ensayo etiquetado como 2 añadirle una punta de espátula de granalla de Fe. Anotar los cambios observados.

Tubo 3: Al tubo de ensayo etiquetado como 3 añadirle una punta de espátula de granalla de Cu. Anotar los cambios observados.

Cuestiones: 1.- Escribir la reacción redox que tiene lugar en el Tubo 1, indicando quien se oxida y quien se reduce. En base a los potenciales estándar justificar las observaciones. 2.- Si ha observado algún cambio al realizar el procedimiento experimental en el tubo etiquetado como 2, escriba las ecuaciones de los procesos que tienen lugar indicando de qué tipo de proceso se trata. En base a los potenciales estándar justificar las observaciones. 3.- ¿Ha observado algún cambio en el tubo 3 al realizar el experimento? Sea cual sea su respuesta deberá justificarla, para ello deberá utilizar los potenciales estándar de las tablas. Parte 2.- Funcionamiento de una pila galvánica Modo operativo:

a) Construcción de un puente salino: Rellenar un tubo en U con la disolución concentrada de KNO3 y tapar los orificios del tubo con algodón previamente humedecido con la misma disolución de relleno. Evitar la formación de burbujas.

b) Tomar dos vasos de precipitados de 100 mL, en uno de ellos poner 50 mL de la disolución electrolítica de CuSO4 1M e introducir en ella un electrodo de Cu metálico. En el otro vaso se ponen 50 mL de la disolución electrolítica de ZnSO4 1M e introducir en ella un electrodo de Zn metálico.

c) Conectar los electrodos con un voltímetro. d) Indicar la magnitud del potencial de la celda.

Cuestiones:

1. Indicar, para la celda construida, las semirreacciones de oxidación y reducción. 2. Escribir la reacción total. 3. Identificar el ánodo y el cátodo.

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Parte 3.- Conversión de energía eléctrica en energía química Modo operativo 3.1: Transformación de una reacción no espontánea en espontánea

a) Poner en un vaso de precipitados 50 mL de HCl 1 M. Introducir un electrodo de cobre y observar si se produce algún cambio.

b) Introducir ahora dos electrodos de cobre en esa disolución y conectarlos a una pila (fuente de energía). Indicar los cambios observados.

c) Sustituir el electrodo de cobre en el que no se ha observado reacción por un electrodo de grafito. Anotar las observaciones pertinentes.

Cuestiones:

1. Justificar por qué en el apartado a) no observa cambios. 2. Explicar los cambios observados en el apartado b) mediante las ecuaciones

correspondientes. 3. ¿Tiene lugar el mismo proceso en el apartado b) y c)? Justifique la respuesta.

Modo operativo 3.2: Electrolisis de una disolución acuosa de NaCl

a) Preparar 100 mL de una disolución de NaCl 1 M. (Se utilizarán 2 porciones de 50 mL en este experimento). (Apartados b y e)

b) Medir, con una probeta, 50 mL de esta disolución y verter en un vaso de precipitados de 100 mL. c) Añadir unas gotas de fenolftaleína y observar si se producen cambios de color. d) Introducir dos electrodos de cobre en dicha disolución, unidos por una pila. Anotar los cambios

observados. e) Medir, con una probeta, 50 mL de la disolución inicial y verter en un vaso de precipitados de

100mL. f) Introducir: un electrodo de cobre y conectarlo al polo negativo de la pila; y un electrodo de

grafito y conectarlo al polo positivo. Anotar lo que ocurre en ambos electrodos. g) Añadir unas gotas de fenolftaleína y observar alrededor de que electrodo se producen cambios de

color en la disolución. h) Realizar la misma experiencia utilizando dos electrodos de grafito. Anotar las observaciones.

Cuestiones:

1. Caso de que en el apartado c) observe cambios de color, ¿A qué pueden ser debidos? 2. Explicar, utilizando los potenciales estándar de la tabla, los procesos que tienen lugar en el

apartado d). 3. Justificar las observaciones del experimento realizado en el apartado f). 4. ¿Alrededor de que electrodo se producen cambios de color al realizar la experiencia del

apartado g)? Justificar por qué se produce este hecho. 5. Explicar, mediante ecuaciones y utilizando la tabla de potenciales estándar, los sucesos

observados en el apartado h).



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APÉNDICE: Tablas de datos

Tabla periódica

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Tabla periódica de los elementos

FUENTE: Cortesía de Merck, Gmbh.

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química general iii