INTRODUCCION - Departamento de Química Inorgánica, Analítica y ...

Química General e Inorgánica I – Introducción –
INTRODUCCION
I - Algunas consideraciones generales acerca del trabajo de
laboratorio
El trabajo de laboratorio en Química General apunta a un doble propósito:
• La adquisición de las primeras habilidades y destrezas manuales en el trabajo de
laboratorio en genneral y el aprendizaje de técnicas de trabajo que habrán de acompañar
al futuro profesional en su desempeño. No vale la pena insistir sobre la importancia de
saber pesar, o de poder medir el volumen de un líquido sin cometer errores, para no dar
más que dos ejemplos. Pero sí vale la pena recalcar que junto con las técnicas se van
adquiriendo hábitos, y que esos hábitos pueden fácilmente transformarse en vicios de
trabajo.
Tema de discusión:
Un alumno debe informar sobre el porcentaje de oxígeno que contiene un cierto
material. A lo largo del trabajo práctico aparecen dificultades: se derrama una parte del
material, debe hacer cola para usar la balanza, sus reactivos tienen aspecto turbio, etc.
Al cabo de tres horas de trabajo está en la mitad del procedimiento, y como por
casualidad se ha enterado que el resultado esperado es 36%, informa este valor como si
fuera el resultado realmente obtenido por él.
Discutí las consecuencias que puede tener para la vida profesional la repetición de
situaciones como ésa. Es decir, que se convierta en un hábito ¿Creés que esto ocurre en
la realidad.
• El segundo de los objetivos de los trabajos prácticos es fundamentar experimentalmente
los conceptos discutidos en clases de problemas y teóricas. El origen y la
finalidad de la Química es el trabajo experimental. Todo concepto teórico tiene su
origen en experimentos cuidadosamente diseñados y llevados a cabo. Muchos de los
experimentos que realizará el alumno servirán para dar una base experimental a los
conceptos que va adquiriendo, o para poner a prueba las teorías discutidas en las clases.
Es importante que en cada trabajo práctico el alumno entienda claramente la relación
entre los experimentos realizados y los temas teóricos desarrollados.
La Química es una ciencia cuantitativa. Si bien hay experimentos cuyo objetivo es
realizar observaciones cualitativas (como la aparición de un color, el desprendimiento
de un gas, etc.), en su mejor expresión un ensayo de laboratorio conduce a un resultado
numérico, a un NUMERO. Se llegará, por ejemplo, a medir que la densidad del agua a 4
ºC vale 1,00 g.cm -3 , o a que la concentración de una determinada solución de HCl es
6,36 g.dm -3 , etc.
II - Las mediciones en el laboratorio
En el laboratorio de química se suelen hacer diversos tipos de experimentos. En
algunos se trata de formar algun tipo de sustancia a partir de otras (síntesis), en otros se
trata de determinar qué cosas hay en determinada muestra, sin importar mucho su
iii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
cantidad (análisis cualitativo) y, en muchos casos, el experimento tiene por objeto
obtener una magnitud, un número que representa alguna propiedad del objeto en
estudio. Por ejemplo: la densidad del agua, la velocidad de oxidación de un clavo, el
contenido de calcio de una piedra, la temperatura de ebullición del alcohol, etc.
En estos casos el resultado puede estar mas o menos bien ... o mas o menos mal!
Aca entra en juego un concepto que hay que tener siempre en cuenta: el error.
Errores de medicion - midiendo siempre mal y bancándosela
Caso 1: Un hombre que gusta del buen (y mucho) comer va a pesarse todos los
dias a una balanza digital y. En una de esas oportunidades pesa 126,4 kg. Entonces
cruza la calle y lo hace en otra balanza, un poco mas vieja pero mejor, ya que ahi pesa
solamente 122 kg!!
Caso 2: Un persona mide la altura de una heladera y la altura del ascensor con
uno de esos metros que andan por ahí. Pretende mudarse y encuentra que la heladera
cabe, por un pelito: el ascensor tiene 1,93 m y la heladera 1/2 centimetro menos. Al otro
día llega una nota del consorcio exigiendole la plata del arreglo del ascensor, cuya
puerta esta destrozada por intentar meter una heladera. ¿Qué pasó
Estos dos casos son sumamente diferentes: el caso 1 es un típico caso de balanza
que mide cualquier cosa. ¿Cuál será el peso verdadero de nuestro amigo La balanza
digital tiene pinta, y un numerito más (126,4 Kg), pero eso no garantiza nada. Lo que
corresponde es tomar un peso conocido y exacto, por ejemplo una buena pesa de 100 Kg
y pesarla en ambas balanzas. No sería nada sorprendente que las dos estuvieran mal.
Este tipo de error se llama "error sistemático instrumental". Este tipo de error
sistemático no es el único, también puede haber error sistemático de procedimiento, si,
por ejemplo, siempre se cae solvente, o se evapora líquido, o se pierde gas o si caen
cosas del techo durante un experimento.
El caso 2, en cambio, es mas sutil. El tipo midio la heladera y el ascensor con el
mismo metro, asi que no se trata de un metro que mide mal. Tal vez mida mal, pero no
importaría si mide siempre igual de mal.
El problema es que ninguna cosa mide siempre igual de mal. Si es uno de esos
metros para coser, se estiran mas o menos segun cuanta fuerza le ponés, los de madera o
metal son mejores, pero aún con estos es difícil medir medio centimetro en algo de dos
metros de largo, los dedos no ponen siempre el metro bien cerca del borde del ascensor,
el metro esta inclinado, hay distancia entre el metro y la puerta de la heladera, el maldito
metro se escapa del lugar!!!! Este tipo de error se llama "error aleatorio".
Todo se mide siempre con error, lo único que se puede hacer es achicar un poco
el error, y a veces ni eso ...
Formas de expresar el error
Expresar el error aleatorio en una medición es importante. El caso del ascensor y
la heladera lo muestran. Si se dice que el ascensor mide 1,930 m y la heladera 1,925 m,
la heladera entrará. Pero si el error de medición fuera ±1 cm, estamos fritos. Veamos por
qué:
iv

Química General e Inorgánica I – Introducción –
El ascensor, con su 1,93 m ±1 cm, puede medir entre 1,92 y 1,94. La heladera, por
su parte, entre 1,915 y 1,935. Es bastante probable que el ascensor tenga en realidad
1,925 y la heladera 1,930, y la heladera no va a entrar.
Esta forma de expresar el error, en las mismas unidades que la medición,
constituye el error absoluto. Se escribe: altura ascensor = (1,93 ± 0.01) m.
Sin embargo, el error absoluto dice poco acerca de la calidad de la medición. Una
medida de la distancia entre Buenos Aires y Mar del Plata tomada con el mismo error, 1
cm, es sin embargo mucho mejor (y más difícil de lograr) que la de la heladera. Esto es
porque estamos midiendo 400.000 metros con un error de 1 cm solamente!!
Ahí se introduce otra forma de expresar el error, es el error relativo. El error
relativo se calcula dividiendo el error absoluto sobre el valor de la medición, siempre
utilizando las mismas unidades, por ejemplo:
Er (ascensor) = 0,01 m / 1,93 m = 0,0052 (0,52 %)
Er (BsAs-MdP) = 0,01 m / 400000 m = 0,000000025 (0,0000025 %)
Los valores de error relativo en porcentajes (error porcentual) se calculan multiplicando
por 100 los errores relativos. Es importante notar que el error relativo no tiene
unidades.
Midiendo un poco mejor ...
1 - Eliminando el error sistemático (el del caso 1)
Hay algunas reglas fáciles, dado que el error sistemático es generalmente debido a
instrumentos truchos, hay que comprar instrumentos buenos. El problema es que estos
suelen ser más caros.
Otra posibilidad (mas barata) consiste en recalibrar los instrumentos, por ejemplo:
1a) Una balanza que marca siempre 20 g de más se puede usar bien, si se le restan
siempre esos 20 gramos. Supongo una buena pesa de 25 gramos en la balanza de 1a,
¿Cuánto marca la balanza ¿Cuánto pesa en realidad la pesa
1b) Una regla que tiene las divisiones un 10% mas separadas de lo que corresponde, se
puede usar si la calibramos, detectamos el error y a cada medida la dividimos por 1,1.
(¿Se entiende esto).
Si un vendedor mide un metro de encaje negro con esta regla, ¿Cuánto encaje negro me
estaré llevando ¿Es un ladrón o un vendedor generoso
El error sistemático generalmente no se indica. Hay que ser muy caradura para
decir "peso con una balanza que mide 2 gramos de menos, etc. etc.". Es mucho mejor
recalibrar o cambiar de balanza.
2 - Reduciendo el error aleatorio (el del caso 2)
Este error no es tan fácil de eliminar. Los instrumentos buenos suelen ser bastante
repetibles en sus medidas, su error aleatorio suele ser bajo.
v

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Los seres humanos usamos solamente dos tipos de instrumentos: los que
comparan un monton de rayitas con una escala dibujada (analógicos) y los que muestran
un numerito (digitales).
Los instrumentos digitales tienen una cantidad determinada de cifras. Los
multímetros, por ejemplo, tienen 4 o 5 cifras. Normalmente se considera que el error
mínimo (de los mejores instrumentos) corresponde a ±1 de esa última cifra. Además,
cada instrumento suele venir con una indicación de su error aleatorio en alguna etiqueta
o en el manual. Es importante notar que en un instrumento digital, el operador no puede
cometer error (excepto que no sepa leer!) , ya que el número aparece directamente.
Los instrumentos analógicos son esencialmente diferentes. En realidad, lo único
que se mide es siempre longitud. La longitud en una regla, en la columna de mercurio de
un termómetro, la longitud de un cacho de circunferencia en un velocímetro, la longitud
(altura) de líquido en una probeta, etc., etc.
En este caso, la forma de mirar del operador es importante, ya que al mirar de
costado, o de lejos, o sin cuidado, se puede cometer un error que es mucho mayor que
las divisiones de la escala.
Tanto para los instrumentos digitales como analógicos, existe una forma de
reducir el error aleatorio, y es fácil (aunque aburrido ...). Se trata de medir muchas
veces. El Teorema Central del Límite (que ya verán en estadística) dice que, midiendo n
veces, el error aleatorio se reduce √n veces.
Si se quiere reducir el error a la décima parte, se debe medir 100 veces. El
resultado se considerará el promedio de las mediciones individuales y su error será el
error de una medición dividido por 10.
Esta técnica sólo permite reducir el error realmente aleatorio, si, por ejemplo, uno
siempre mira la escala de costado, o apoya los dedos sobre la balanza, medir mucho no
ayuda en absoluto.
Acostumbrándose al error
Conocer con qué error se está midiendo es uno de los puntos centrales de la
ciencia, sin embargo, no hay que dejarse apabullar porque siempre haya error. Los
instrumentos en la época de Newton eran mucho peores que los que van a tener en el
laboratorio de Física I, y Newton pudo deducir la ley de gravitación universal. Encima,
las medidas que uso las habia hecho otro.
Cuando uno mide algo complicado, suele hacer un montón de medidas
independientes y despues combinarlas. Cada medida independiente tiene su error, así
que al sumar, restar, dividir, todos estos números medio truchos, obtendremos un
número final ... más trucho!
Imaginemos que tenemos una balanza que mide hasta 100 g, y tenemos que medir
150 gramos de oxalato de praseodimio, por ejemplo.
La única forma sera medir en dos porciones: podemos medir primero 80 g y
despues otros 70 g (o cualquier otra combinación que no pase de 100g). Pero la balanza
tiene su error, por ejemplo 0,1 g, eso significa que la primera porcion pesa entre 79,9 g y
80,1 g mientras que la segunda porción pesa entre 69,9 g y 70,1. La cantidad total de
polvo que obtendremos puede ser desde 79,9g + 69,9g = 149,8g hasta
80,1g + 70,1g = 150,2 g. Es decir que habremos pesado 150 ± 0,2 g , es decir, el error
absoluto se sumó.
vi

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Con el mismo razonamiento, si peso 90 ± 0,1 gramos, los pongo en un frasco, y
despues saco 50 ± 0,1 gramos, tambien pesados, me quedarán en el frasco 40 ± 0,2
gramos. Hacé las cuentas vos mismo!
Regla número 1:
Si se suman o se restan dos o más cantidades medidas independientemente, el
error absoluto del resultado final puede considerarse como la suma de los errores
absolutos de cada medición individual.
En el caso de multiplicación de cantidades, lo que se debe sumar son los errores
relativos de las cantidades independientes, y el resultado será el error relativo de la
magnitud total calculada. Cómo pasar de errores absolutos a relativos y viceversa es
fácil, esto no supone mayores problemas.
Cuando se trata de divisiones (por ejemplo, densidad = masa / volumen) se puede
usar la misma forma que para las multiplicaciones y sumar los errores relativos de las
medidas independientes.
Regla número 2:
Si se multiplican o dividen dos o más cantidades medidas independientemente, el
error relativo del resultado final puede considerarse como la suma de los errores
relativos de cada medición individual.
En el caso general, muchas veces se puede sumar, restar, dividir, sacar logaritmos,
raices, exponenciales, tangentes hiperbólicas, etc. etc. En este caso se puede usar la
ecuación completa de propagación de errores, que es la siguiente:
Regla general (incluye a las 2 anteriores):
Si se obtiene un resultado Y a partir de una función de 2 o más medidas
independientes X 1 , X 2 ,..., X n que tienen errores absolutos ∆X 1 , ∆X 2 ,... ∆X n , el error del
resultado final ∆Y sera:
∂Y
∆Y
∆ ∆ ∆
X X ∂Y
∂Y
= 1 + X2 + + X
∂ ∂X
... ∂X
1
2
n
n
Notar que en todos los casos de propagación se habla de medidas independientes.
Esto significa que cada una fue tomada en forma individual, con el mismo o con
distintos instrumentos, pero que no fue influenciada por la anterior, ni fue obtenida a
partir de otra medición que ya fue incluída en el cálculo de error. En el caso de cálculos
complejos conviene siempre expresar todo el cálculo en forma de una ecuación grande y
utilizar la fórmula general. Las reglas de tres sólo sirven para causar problemas.
Cifras significativas e informe de resultados
Uno generalmente tiene que informar resultados parciales y totales de lo que
midió. Una forma adecuada de hacerlo es indicar el resultado con su error, por ejemplo:
densidad solucion = (0,985 ± 0,003) g/cm 3
vii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Esto significa que la densidad puede estar entre 0,982 g/cm 3 y 0,988 g/cm 3 . Fíjáte
que se usaron tres cifras significativas para expresar el resultado. No tiene sentido
poner (0,9852 ± 0,0030) g/cm 3 ya que si ese 5 puede ser incorrecto, el 2 que le sigue es
ya culquier cosa!
A veces no se pone el error directamente, en estos casos se considera que el error
es ± una unidad en la última cifra significativa escrita, esto es:
concentración = 0,166 M equivale a concentración = (0,166 ± 0,001) M
Las cifras significativas son las que son distintas de los ceros al final o a la
izquierda de la coma, por ejemplo:
12,4 kg 3 cifras significativas
0,0167 Nm -2 3 cifras significativas
16,88 10 -4 m 4 cifras significativas
Cuando se están calculando resultados intermedios no conviene eliminar
decimales, ya que las cuentas pierden precisión, pero al informar, las cifras
significativas de más no se deben poner. Ojo que la calculadora suele dar muchas
cifras!
El error conviene ponerlo siempre como una o a lo sumo, raramente, dos cifras
significativas. La magnitud que se informa se escribe con la misma notación decimal
que el error, por ejemplo:
(127 ± 8) g/mol está bien
(127 ± 0.6) g/mol está mal
(127,0) ± 0,6 g/mol está bien
Algunas cosas medidas muy precisamente ...
masa del protón
1,6726231 × 10 -27 kg
número de Avogadro 6,0221367 × 10 23
masa molar del 14 C 14,003241982 g/mol
Vicios comunes de las mediciones en química
Acá vamos a presentar algunos vicios que se suelen cometer muy a menudo. Hay
que tratar de evitarlos, para ahorrar tiempo y dinero (y dolores de cabeza!).
Precisión y exactitud: Estas palabras no significan lo mismo.
Pesar precisamente 1 gramo de azucar significa (generalmente) pesar mas o
menos 1 gramo pero saber el número con varias cifras significativas. Para ello se pone
azucar en la balanza hasta que pese entre 0,9 y 1,1 gramos y se toma el numero con
precisión, por ejemplo: 0,9088 g. Este número se escribe en el cuaderno de laboratorio,
no en la mano y mucho menos en la memoria !!
viii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
No hay que pasársela poniendo y sacando azucar hasta obtener 1,0000 g, granito
por granito. Eso casi nunca sirve para nada, y los que esperan la balanza suelen ponerse
furiosos.
Puede haber algún caso en que haya que poner exactamente 1,0000 g de alguna
cosa. En ese caso esto se aclarará especialmente.
Mirar por el rabillo del ojo: Las medidas hay que tomarlas de cerca, poniendo el ojo
bien enfrente de lo que se mide (con cuidado). Mirar de costado hace que uno mida
cualquier verdura.
Medir con el instrumento adecuado: Las balanzas suelen ser bastante mas precisas (en
error porcentual) que el material volumétrico (las probetas, buretas, pipetas, etc.).
Las pipetas graduadas son peores que las aforadas. Sobre el error aleatorio de
estos instrumentos pregunte al docente de laboratorio. Los fabricantes informan de ese
error.
No perder trocitos en el camino: Todo el reguero de substancias que van desde la salida
del cuarto de balanzas fueron pesados por alguien. Lo que se cae al suelo puede ser
mucho mas error que todo el resto de los errores juntos.
Las divisiones de la escala: Hay escalas que van de uno en uno, de dos en dos o de
cinco en cinco. Ojo con las divisiones chiquitas, que también pueden ser cualquier cosa.
Siempre hay que fijarse bien antes de escribir el numerito.
III - Cuaderno de laboratorio
Se lo utiliza para guardar registro de todo el trabajo realizado y de los resultados
obtenidos a lo largo de un experimento. Al decir cuaderno se quiere significar un
conjunto de hojas (lisas, rayadas o cuadriculadas, las más convenientes de acuerdo con
el tipo de tareas a realizar) pegadas por su lomo y con una cubierta que lo proteja; no
emplees hojas sueltas ya que las mismas pueden desordenarse, perderse, etc., en cuyo
caso habrá desperdiciado tiempo y reactivos pues deberás realizar tu trabajo
nuevamente.
El registro realizado debe servir no sólo para la elaboración del informe, sino
que también debe contener información suficiente como para que cualquier persona
repita el trabajo (y arribe a los mismos resultados que uno!!!): es por ello que es
necesario que tus anotaciones sean claras y que registres en el cuaderno cualquier
cambio en el procedimiento (también llamado protocolo).
El cuaderno de laboratorio cumple varias funciones
1. Guarda memoria del procedimiento: es de mucha utilidad realizar previamente un
esquema del trabajo que va a desarrollar. La preparación previa del esquema te
facilitará la comprensión del experimento a realizar y la tarea en el laboratorio, ya
que, por ejemplo, puede ayudar a identificar de un vistazo el reactivo que necesites
agregar.
2. Mantiene el registro de los datos experimentales: es conveniente ordenar los datos
que necesites registrar en forma de tabla, que también prepararás con anticipación, e
incluir en ella una breve descripción de los mismos. No utilices lápiz.
3. Sirve como un primer borrador para los cálculos a realizar: nuevamente, se claro,
ordenado y explícito como para que los cálculos preliminares te sean de utilidad en
la elaboración del informe una vez que te hayas retirado del laboratorio. Conservá
siempre el registro de los datos originales.
ix

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Un cuaderno de laboratorio realizado responsablemente es un excelente prólogo para
un buen informe.
IV - Las herramientas del químico
Las siguientes figuras muestran el material de laboratorio de uso más frecuente. Es
conveniente que puedas reconocerlos antes de empezar a trabajar. Si no podés
recocerlos consultá con los docentes.
x

Química General e Inorgánica I – Introducción –
xi

Química General e Inorgánica I – Introducción –
V - Antes de empezar...
En el laboratorio se aprenderán los procedimientos experimentales con ayuda de
los docentes y de esta guía. Sin embargo, durante este aprendizaje te encontrarás con
una serie de dificultades e infortunios que no estan previstos en esta guía. Es
xii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
conveniente que el alumno sepa que todos estos sucesos, aparentementre inconexos,
responden a una de las leyes fundamentales de la naturaleza recientemente formulada.
En 1949, un capitán ingeniero de la Base Aérea Edwards (USA) llamado Ed
Murphy formuló lo que hoy se conoce como ley de Murphy:
SI ALGO PUEDE SALIR MAL, SALDRA MAL
Esta ley es de validez general, y es especialmente infalible en el Laboratorio de
Química, en especial cuando se combina con el principio de Gravedad Selectiva que establece
que la fuerza con la que la Tierra atrae a los materiales de laboratorio es directamente
proporcional a su utilidad y al cuadrado de su costo. Algunos corolarios de la
antedicha ley son los siguientes:
• Nada es tan fácil como parece serlo.
• Si existe la posibilidad que varias cosas puedan salir mal, saldrá mal aquella
que cause el mayor daño.
• Cada solución genera nuevos problemas.
• Es imposible hacer algo a prueba de tontos, porque estos son muy ingeniosos.
• La naturaleza se pone siempre del lado de falla.
• La madre naturaleza es una malvada.
• Nunca repitas un experimento que ha tenido éxito.
• Ningún experimento es reproducible.
De vos depende atenuar los efectos de la ley de Murphy. Para ello debés poner toda la
concentración y destreza posible. Pero recordá, ... Murphy era un optimista.
Bibliografía
• Kolthoff y otros, "Química Analítica Cuantitativa".
• Vogel, "Química Analítica Cuantitativa".
• Bloch, "Ley de Murphy y otras razones por las que las cosas salen mal".
Cuidados en el laboratorio
Un factor importante para tener en cuenta durante el trabajo en un laboratorio de
Química es el establecimiento de ciertas pautas de conducta necesarias para lograr que
la seguridad en el mismo sea extrema evitando al mismo tiempo la contaminación de
nuestro medio ambiente.
Con respecto a este último punto, es necesario recalcar que dicha contaminación
no solo se produce por la formación de gases tóxicos que se mezclan con el aire que
respiramos, sino también por el desecho de innumerables sustancias que son arrojadas al
agua en forma indiscriminada.
Por estos motivos los residuos orgánicos y algunos inorgánicos no deben tirarse a
las piletas, sino a los recipientes instalados en el laboratorio para tal fin. Cuando no se
tenga certeza sobre el destino de algún desecho, deberá consultarse al docente. De este
modo pretendemos contribuir a la no contaminación del Río de la Plata.
Asimismo, cuando se realizan experiencias que desprenden vapores tóxicos o
corrosivos se trabajará bajo campana.
xiii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
SEGURIDAD EN EL LABORATORIO
Las medidas de Seguridad en Laboratorios son un conjunto de medidas preventivas
destinadas a proteger la salud de los que allí se desempeñan frente a los riesgos propios
derivados de la actividad, para evitar accidentes y contaminaciones tanto dentro del ámbito
de trabajo, como hacia el exterior.
Las reglas básicas aquí indicadas son un conjunto de prácticas de sentido común
realizadas en forma rutinaria.
El elemento clave es la actitud proactiva hacia la seguridad y la información que
permita reconocer y combatir los riesgos presentes en el laboratorio. Será fundamental la
realización meticulosa de cada técnica, pues ninguna medida, ni siquiera un equipo
excelente, puede sustituir el orden y el cuidado con que se trabaja.
1. Se deberá conocer la ubicación de los elementos de seguridad en el lugar de trabajo,
tales como: matafuegos, salidas de emergencia, mantas ignífugas, lavaojos, gabinete
para contener derrames, accionamiento de alarmas, etc.
2. No se permitirá comer, beber, fumar o maquillarse.
3. No se deberán guardar alimentos en el laboratorio, ni en las heladeras que contengan
drogas.
4. Se deberá utilizar vestimenta apropiada para realizar trabajos de laboratorio y cabello
recogido (guardapolvo preferentemente de algodón y de mangas largas, zapatos
cerrados, evitando el uso de accesorios colgantes).
5. Es imprescindible mantener el orden y la limpieza. Cada persona es responsable
directa de la zona que le ha sido asignada y de todos los lugares comunes.
6. Las manos deben lavarse cuidadosamente después de cualquier manipulación de
laboratorio y antes de retirarse del mismo.
7. Se deberán utilizar guantes apropiados para evitar el contacto con sustancias química
o material biológico. Toda persona cuyos guantes se encuentren contaminados no
deberá tocar objetos, ni superficies, tales como: teléfono, lapiceras, manijas de
cajones o puertas, cuadernos, etc.
8. No se permitirá pipetear con la boca.
9. No se permitirá correr en los laboratorios.
10. Siempre que sea necesario proteger los ojos y la cara de salpicaduras o impactos se
utilizarán anteojos de seguridad, viseras o pantallas faciales u otros dispositivos de
protección. Cuando se manipulen productos químicos que emitan vapores o puedan
provocar proyecciones, se evitará el uso de lentes de contacto.
11. No se deben bloquear las rutas de escape o pasillos con equipos, máquinas u otros
elementos que entorpezcan la correcta circulación.
12. Todo material corrosivo, tóxico, inflamable, oxidante, radiactivo, explosivo o nocivo
deberá estar adecuadamente etiquetado.
13. No se permitirán instalaciones eléctricas precarias o provisorias. Se dará aviso
inmediato a la Secretaría Técnica en caso de filtraciones o goteras que puedan afectar
las instalaciones o equipos y puedan provocar incendios por cortocircuitos (Interno
355).
14. Se requerirá el uso de mascarillas descartables cuando exista riesgo de producción de
aerosoles (mezcla de partículas en medio líquido) o polvos, durante operaciones de
xiv

Química General e Inorgánica I – Introducción –
pesada de sustancias tóxicas o biopatógenas, apertura de recipientes con cultivos
después de agitación, etc.
15. Las prácticas que produzcan gases, vapores, humos o partículas, aquellas que pueden
ser riesgosas por inhalación deben llevarse a cabo bajo campana.
16. Se deberá verificar la ausencia de vapores inflamables antes de encender una fuente
de ignición. No se operará con materiales inflamables o solventes sobre llamas
directa o cerca de las mismas. Para calentamiento, sólo se utilizarán resistencias
eléctricas o planchas calefactoras blindadas. Se prestará especial atención al punto de
inflamación y de autoignición del producto.
17. El material de vidrio roto no se depositará con los residuos comunes. Será
conveniente ubicarlo en cajas resistentes, envuelto en papel y dentro de bolsas
plásticas. El que sea necesario reparar se entregará limpio al taller.
18. Será necesario que todo recipiente que hubiera contenido material inflamable y deba
ser descartado sea vaciado totalmente, escurrido, enjuagado con un solvente
apropiado y luego con agua varias veces.
19. Está prohibido descartar líquidos inflamables o tóxicos o corrosivos o material
biológico por los desagües de las piletas, sanitarios o recientes comunes para
residuos. En cada caso se deberán seguir los procedimientos establecidos para la
gestión de residuos. Consultar al Servicio de Higiene y Seguridad (Interno 275).
20. Cuando sea necesario manipular grandes cantidades de materiales inflamables (más
de 5 litros) deberá tenerse a mano un extintor apropiado para ese material en
cuestión.
21. Cuando se trasvase material combustible o inflamable de un tambor a un recipiente
más pequeño, realizar una conexión con una cadena del tambor a tierra y con otra
entre el tambor y el recipiente de manera de igualar potenciales eléctricos y eliminar
la posible carga estática.
22. Al almacenar sustancias químicas considerar que hay cierto número de ellas que son
incompatibles pues almacenadas juntas pueden dar lugar a reacciones peligrosas.
Ante dudas consultar al Servicio de Higiene y Seguridad (Interno 275).
23. No almacenar en estantes sobre mesadas sustancias corrosivas, hacerlo en estantes
bajo mesadas y en caso de ácidos o álcalis concentrados (mayor de 2N) deben ser
mantenidos dentro de lo posible en bandejas de material adecuado.
24. Los cilindros de gases comprimidos y licuados deben asegurarse en posición vertical
con pinzas, grampas y correas o cadenas a la pared en sitios de poca circulación,
protegidos de la humedad y fuentes de calor, de ser posible en el exterior.
25. Los laboratorios contarán con un botiquín de primeros auxilios con los elementos
indispensables para atender casos de emergencia.
26. Se informará al Departamento de Seguridad y Control (Int. 311) cuando se necesiten
dejar equipos funcionando en ausencia del personal del laboratorio.
27. Se anotará en un lugar visible desde el exterior los teléfonos de los responsables de
cada laboratorio para que puedan ser consultados en caso de alguna anomalía
verificada por el personal de Seguridad y Control en su recorrida fuera de los horarios
habituales de trabajo.
¡Recordá: vos también sos responsable de la seguridad en tu lugar de trabajo!
xv

Química General e Inorgánica I – Introducción –
PROCEDIMIENTOS ANTE EMERGENCIAS
• Emergencias médicas
Si ocurre una emergencia tal como cortes o abrasiones, quemaduras o ingestión
accidental de algún producto químico, tóxico o peligroso, se deberá proceder en la
siguiente forma:
1. A los accidentados se les proveerán los primeros auxilios.
2. Simultáneamente se tomará contacto con el Servicio Médico (Interno 482), o al
Servicio Médico de Deportes (4784-4351 / 3948).
3. Avise al Jefe de Laboratorio o autoridad del Departamento, quienes solicitarán
asistencia de la Secretaría Técnica (Interno 380) para que envíen personal del
Departamento de Mantenimiento, Seguridad y Control o Servicios Generales según
correspondan.
4. El Jefe de Departamento notificará el accidente al Servicio de Higiene y Seguridad
(Interno 275) para su evaluación e informe, donde se determinarán las causas y se
elaborarán las propuestas para modificar dichas causas y evitar futuras repeticiones.
5. CENTROS PARA REQUERIR AYUDA MEDICA
S.A.M.E. Teléfono 107
Hospital Pirovano
Av. Monroe 3555 Tel. 4542-5552 / 9279
INTOXICACIONES:
Hospital de Niños. Dr. R. Gutiérrez
Sánchez de Bustamante 1399. Capital Federal. Tel: 4962-6666.
Hospital de Niños. Dr. P. de Elizalde
Av. Montes de Oca 40 Tel. 4307-7491 Toxicología 4300-2115
QUEMADURAS:
Hospital de Quemados
P.Goyena 369 Tel. 4923-4082 / 3022
OFTALMOLOGÍA
Hospital Santa Lucía
San Juan 2021 Tel. 4941-7077
Hospital Dr. P. Lagleyze
Av. Juan B. Justo 4151 Tel. 4581-0645 / 2792
• Incendio
1. Mantenga la calma. Lo mas importante es ponerse a salvo y dar aviso a los demás.
2. Si hay alarma, acciónela. Si no grite para alertar al resto.
xvi

Química General e Inorgánica I – Introducción –
3. Se dará aviso inmediatamente al Dpto. de Seguridad y Control (Interno 311)
informando el lugar y las características del siniestro.
4. Si el fuego es pequeño y sabe utilizar un extintor, úselo. Si el fuego es de
consideración, no se arriesgue y manteniendo la calma ponga en marcha el plan de
evacuación.
5. Si debe evacuar el sector apague los equipos eléctricos y cierre las llaves de gas y
ventanas.
6. Evacúe la zona por la ruta asignada.
7. No corra, camine rápido, cerrando a su paso la mayor cantidad de puertas. No utilice
ascensores. Descienda siempre que sea posible.
8. No lleve consigo objetos, pueden entorpecer su salida.
9. Si pudo salir por ninguna causa vuelva a entrar. Deje que los equipos especializados
se encarguen.
• Teléfonos útiles
BOMBEROS: Teléfono 100
DIVISIÓN CENTRAL DE ALARMA: 4381-2222 / 4383-2222 / 4304-2222
CUARTEL V DE BELGRANO
Obligado 2254 Capital Tel. 4783-2222
BOMBEROS DE VICENTE LÓPEZ
Av. Maipú 1669 Vicente López. Tel. 4795-2222
BOMBEROS DE SAN ISIDRO
Santa Fe 650 Martínez. Tel. 4747-2222
• Derrame de productos químicos
1. Atender a cualquier persona que pueda haber sido afectada.
2. Notificar a las personas que se encuentren en las áreas cercanas acerca del
derrame. Coloque la cinta de demarcación para advertir el peligro.
3. Evacuar a toda persona no esencial del área del derrame.
4. Si el derrame es de material inflamable, apagar las fuentes de ignición, y las
fuentes de calor.
5. Evite respirar los vapores del material derramado, si es necesario utilizar una
máscara respiratoria con filtros apropiados al tipo de derrame.
6. Ventilar la zona.
xvii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
7. Utilizar los elementos de protección personal tales como equipo de ropa resistente
a ácidos, bases y solventes orgánicos y guantes.
8. Confinar o contener el derrame, evitando que se extienda. Para ello extender los
cordones en el contorno del derrame.
9. Luego absorber con los paños sobre el derrame.
10.Deje actuar y luego recoger con pala y colocar el residuo en la bolsa roja y
ciérrela.
11.Comuníquese con el Servicio de Higiene y Seguridad para disponer la bolsa con
los residuos.
12.Si el derrame es de algún elemento muy volátil deje dentro de la campana hasta
que lo retire para su disposición.
13.Lave el área del derrame con agua y jabón. Seque bien.
14.Cuidadosamente retire y limpie todos los elementos que puedan haber sido
salpicados por el derrame.
15.Lave los guantes, la máscara y ropa.
--------------------------------------------------------------------------------------------------------
Declaro haber leído las medidas de seguridad que aparecen en la guía de Trabajos
Prácticos de Química General e Inorgánica I bajo los títulos SEGURIDAD EN EL
LABORATORIO y PROCEDIMIENTOS ANTE EMERGENCIAS.
Fecha: .......................................
Firma:.......................................
Aclaración:.......................................
L.U. Nº: .......................................
Turno de Laboratorio: .......................................
xviii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
REGIMEN DE APROBACION
Para aprobar los trabajos prácticos el alumno deberá:
1.- Aprobar 3 (tres) parciales con 55/100 puntos c/u como mínimo. Se podrán recuperar
los tres parciales por separado. Los exámenes de recuperación serán tomados en tres
fechas complementarias después de la finalización del curso.
El contenido típico de estos exámenes parciales serán problemas numéricos del
tipo visto en clases de problemas y preguntas sobre los fundamentos teóricos básicos de
los temas tratados. Los problemas podrán estar relacionados con sistemas y/o
procedimientos experimentales vistos en el laboratorio, tratamiento de datos y
resultados, pero no con los aspectos operativos, los que serán evaluados en el
laboratorio.
2.-Tener una asistencia no inferior al 85% de las clases de laboratorio, lo que significa 4
(cuatro) clases ausentes como máximo – 2 en el turno de una clase seminal - y haber
aprobado la totalidad de los prácticos.
Cada práctico será aprobado una vez que el alumno realice el trabajo
experimental correspondiente, apruebe un informe con los datos y resultados obtenidos
y conteste satisfactoriamente 6 (seis) evaluaciones de laboratorio que el encargado del
turno le formulará. Cada 3 evaluaciones se promediará la nota y ésta debe ser igual o
mayor que 6 (seis). Si es menor que 6 (seis) se tomará un recuperatorio, que se debe
aprobar con 6 (seis) para poder seguir cursando la materia. Los alumnos tendrán que
tener el laboratorio aprobado para poder rendir el 3º parcial.
3.- Devolver todos los materiales recibidos en el laboratorio en las mismas condiciones
en que fueron entregados, reponiendo el material faltante en caso de rotura ó perdida,
ciñiendose ESTRICTAMENTE a la lista firmada por los integrantes del grupo.
Para la aprobación y firma de la libreta de trabajos prácticos es necesario haber
aprobado los exámenes parciales y el laboratorio; en caso de recursar la materia, la
aprobación de uno de estos ítems no será tenida en cuenta.
xix

Química General e Inorgánica I – Introducción –
TRABAJO PRÁCTICO Nº 0
INTRODUCCIÓN AL TRABAJO EXPERIMENTAL
Objetivo
Familiarizarse con el uso de material común de laboratorio
EL MECHERO
El mechero es la fuente de calor más común en el laboratorio de química
general. La Figura 1 ilustra un tipo de mechero (Tirrel). Compare el mechero del
que usted dispone (seguramente será un Bunsen) con el de la figura.
FIGURA 1
Conecte el mechero a la línea de gas del laboratorio mediante un tubo de goma
(verifique que los extremos del mismo no estén rajados, pues eso provocaría escape de
gas).
Cierre la entrada de aire del mechero, abra la llave de gas y enciéndalo. Observe la
llama. Probablemente ésta será amarilla e inestable. Abra entonces la entrada de aire
para permitir que el oxígeno se mezcle con el gas de la cañería antes de la combustión.
Una adecuada proporción de gas y oxígeno dará una llama azul no muy grande
pero que será eficiente para trabajar.
Investigue los distintos tipos de llama que puede obtener regulando la entrada de
gas y aire de su mechero.
Consulte al docente acerca de otro tipo de mechero disponible en el laboratorio.
Precauciones
Use anteojos de seguridad.
La parte superior del mechero se calienta mucho luego de usarlo. Si necesita
mover el mechero, tómelo de la base o espere que se enfríe.
xx

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Si observa que la llama comienza a extinguirse y se enciende la base del mechero,
cierre inmediatamente la llave de gas y espere 5 minutos aproximadamente antes de
encenderlo nuevamente. Cierre la entrada de aire antes de encender el mechero.
Calentamiento de líquidos
Una de las operaciones potencialmente más peligrosas en un laboratorio de
química general consiste en calentar líquidos en un tubo de ensayos. Si esto no se
realiza cuidadosamente el líquido puede proyectarse fuera del tubo por excesivo
calentamiento y producir accidentes.
Cuando caliente un líquido en un tubo de ensayos tome el tubo con una pinza de
madera e inclínelo 45º aproximadamente cuidando que la boca del mismo esté en
dirección opuesta a usted y sus compañeros. Antes de poner el tubo directamente en la
llama muévalo suavemente de izquierda a derecha y viceversa, de manera que el tubo
"pase" a través de la llama por tiempos cortos. Luego puede dejar el tubo
permanentemente en la llama. Mueva suavemente el tubo mientras calienta el líquido.
Al primer signo de ebullición aleje el tubo.
Llene hasta la mitad un tubo con agua corriente y caliéntelo hasta casi ebullición a
fin de familiarizarse con esta técnica.
TRABAJO CON VIDRIO
A menudo en un laboratorio de química es necesario construir aparatos con tubos
de vidrio.
Para el material de laboratorio se usan distintos tipos de vidrio.
El material más resistente se construye con un vidrio de borosilicato (contiene
sílice y bórax) y se lo denomina habitualmente vidrio Pyrex (Corning Glass) o Kimax
(Kimble Glass). Este tipo de vidrio se emplea por ejemplo en la fabricación de matraces
Erlenmeyer y vasos de precipitados debido a su resistencia a los cambios bruscos de
temperatura y a los golpes.
El vidrio utilizado en las conexiones es generalmente “vidrio blando”. Su
composición química es básicamente sílice. Este vidrio se dobla fácilmente cuando se
calienta en la llama de un mechero.
Al trabajar con vidrio debe operarse con cuidado, porque es fácil sufrir cortes o
quemaduras.
Corte de vidrio
Coloque el tubo o varilla de vidrio sobre una superficie plana y hágale una
incisión con sólo una pasada del borde de una lima triangular. Humedezca la incisión
con una gota de agua, envuelva el tubo con un trapo (para evitar proyecciones de astillas
al cortar el vidrio) y tómelo con ambas manos como indica la Figura 2, de forma tal que
la incisión quede hacia afuera. Doble el tubo hasta cortarlo. El trapo debe ser descartado
o los restos de vidrio eliminados con cuidado.
xxi

Química General e Inorgánica I – Introducción –
FIGURA 2
El extremo cortado debe pulirse a fuego, haciéndolo girar lentamente sobre la
llama hasta ablandarse.
Nota: Al colocarle al mechero un estrangulador de llama (mariposa) se obtiene una
llama delgada muy apropiada para doblar vidrio.
Doblado de vidrio
Puede hacerse por dos métodos:
1) Coloque un estrangulador de llama en el mechero y caliente la sección del
tubo donde realizará el doblez, haciéndolo girar lentamente con las manos (ver
Figura 3). Cuando el vidrio se ha ablandado bastante retírelo de la llama, gírelo
unos segundos y dóblelo hacia abajo hasta lograr el ángulo deseado. Debe obtener
el ángulo correcto la primera vez pues es difícil corregirlo a posteriori.
FIGURA 3
xxii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
2) En este método el tubo en cuestión se sostiene en un soporte con una
pinza, calentándolo en la sección deseada para que el tubo se doble por su propio
peso al ablandarse (Ver Figura 4). Puede hacerse con la llama normal o con un
estrangulador. Fíjese el tubo con un ángulo tal que cuando el extremo libre quede
vertical por el doblez, el ángulo obtenido sea el deseado. Caliente la sección donde
desea el doblez, sosteniendo el mechero con la mano y moviéndolo alrededor del
tubo (no invierta el mechero pues puede extinguirse la llama).
Es importante que el calentamiento sea uniforme en una buena porción del
tubo.
INSTRUMENTOS DE MEDICION
La Balanza
FIGURA 4
La determinación de la masa de un objeto o sustancia es uno de los
procedimientos más comunes en la química experimental. La masa es una medida de la
cantidad de materia que tiene una muestra.
En general hay varios tipos de balanzas disponibles en un laboratorio. Cada una
difiere en su construcción, aspecto, precisión y forma de operarla.
Observe qué tipos de balanzas hay en el laboratorio y solicite a un docente
instrucciones para su uso.
Tenga en cuenta las siguientes cuestiones generales:
1) Asegúrese siempre que la balanza indique 0,00 g (él número de dígitos
dependerá de cada balanza) cuando no hay ningún objeto en su platillo. Ajuste la
tara o la perilla de cero sí es necesario.
2) Todas las balanzas, pero especialmente las eléctricas se dañan con la
humedad. Evite en lo posible poner líquidos en la vecindad de la balanza. Seque
inmediatamente cualquier gota que vea cerca o sobre de la misma.
3) Nunca pese un reactivo directamente sobre el platillo de la balanza.
Idealmente los reactivos deben ser pesados en el recipiente en que serán usados.
Nunca use papel para contener los reactivos a pesar: utilice un vidrio de reloj o
vaso de precipitados pequeño.
4) Generalmente usted leerá en las guías de trabajos prácticos lo siguiente: “pese
0,5 g de sustancia (al miligramo)”. Esto no significa que deba pesarse exactamente
0,500 g. Usted podrá pesar, por ejemplo, entre 0,450 g y 0,550 g pero siempre debe
xxiii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
anotar la cantidad pesada con una precisión de 1 mg, por ejemplo 0,485 g o 0,532 g.
Sólo si se indica “pese exactamente 0.5 g de una sustancia” se deberá pesar esa cantidad
(y no 0,475 g o 0,534 g).
5) Cuide de pesar los objetos siempre a temperatura ambiente, de lo
contrario su pesada será errónea.
Pese algunos objetos a fin de aprender a usar la balanza. Consulte con un docente
frente a cualquier duda.
Nota: Mantenga siempre la limpieza en el cuarto de balanzas. No deje frascos de
reactivos destapados.
USO DEL MATERIAL VOLUMETRICO
La mayoría de los elementos de vidrio traen una marca de fábrica indicando el
volumen que contienen cuando se los llena hasta dicha marca. La precisión de ésta
marca difiere mucho de un material volumétrico a otro. Por ejemplo un vaso de
precipitados o un Erlenmeyer tienen graduación poco precisa, que sirve como una guía
aproximada del volumen que contienen. Sin embargo una probeta, una pipeta o una
bureta tienen una graduación mucho más precisa. Tenga en cuenta esto cuando quiera
medir un volumen.
La Probeta
El elemento más común para medir un volumen es la probeta. No permite una
gran precisión en la medida, aunque a veces alcanza conocer el volumen con esa
aproximación. La Figura 5 permite comparar la diferencia de graduación que hay entre
una probeta de 10 mL y una de 100 mL. Indique la mínima cantidad de líquido que
puede medir con cada una de ellas.
FIGURA 5
Cuando se introduce un líquido en un recipiente de vidrio angosto, la superficie
del líquido se torna curva. A esta curvatura se la llama menisco. Cuando lea un volumen
procure tener sus ojos en la línea del menisco como indica la Figura 6 a fin de evitar
errores de paralaje. Realice todas las medidas leyendo la posición de la parte inferior del
menisco
xxiv

Química General e Inorgánica I – Introducción –
FIGURA 6
La Pipeta
Cuando es necesario medir volúmenes de líquido con mayor precisión que la que
permite una probeta se utiliza una pipeta. Hay dos tipos de pipetas que se usan
habitualmente en un laboratorio de química general: la pipeta graduada y la pipeta
aforada. La pipeta graduada permite medir distintos volúmenes de líquido dentro de los
límites de su graduación. La pipeta aforada permite medir un volumen fijo (el
comprendido entre sus aforos) pero tienen la ventaja de ser más precisas que las pipetas
graduadas.
Las pipetas se usan siempre con una propipeta o pera de goma para succionar o
descargar líquido: NUNCA PIPETEE CON LA BOCA.
Recomendaciones para el uso de pipetas:
1) La pipeta debe estar limpia antes de ser usada. Lávela con agua y
detergente si es necesario, enjuagándola luego con agua destilada. Observe que el
agua deslice por el interior de la pipeta sin quedar adherida a las paredes.
2) Antes de usar una pipeta enjuague la misma con pequeñas porciones de la
solución a medir y descarte estas porciones.
3) Mientras succiona el líquido a medir mantenga el extremo de la pipeta
sumergido en el mismo para evitar que entren burbujas de aire que ocasionarían
un error en la medición del volumen.
La Bureta
Cuando se desea medir volúmenes sucesivos de líquido con bastante precisión se
usa una bureta.
Al igual que la pipeta, la bureta debe limpiarse muy bien antes de ser usada. La
bureta permite trabajar con una precisión de 0,02 mL. en general. Para ello debe estar
bien limpia. Para limpiarla proceda igual que con la pipeta pero usando una escobilla
larga que le permitirá llegar hasta el fondo de la misma. No mueva la escobilla
bruscamente para evitar roturas.
Con la finalidad de adquirir destreza manual en el laboratorio, mida distintos
volúmenes de agua con el material volumétrico que tiene en su cajón. Consulte con un
docente ante cualquier duda.
xxv

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Objetivo
Aprender el manejo de materiales y técnicas habituales de
laboratorio a través de la purificación de un reactivo industrial y
la determinación cualitativa de la presencia de impurezas.
Adquirir conceptos básicos sobre compuestos cristalinos,
reacciones de oxidorreducción, solubilidad e influencia del pH, la
temperatura y la formación de complejos sobre la misma.
Introducción
El sulfato de cobre cristaliza como una sal pentahidratada de color azul:
CuSO 4 .5H 2 O. El producto comercial tiene como impurezas principalmente sales
solubles de Fe (II) y sustancias insolubles en agua (arena, polvo, etc.). En esta
práctica se purificará el sulfato de cobre industrial eliminando la fracción
insoluble por filtración, y luego los iones Fe (II) por conversión a Fe(III) y
solubilización del los mismos.
Los iones Fe(II) tienen prácticamente el mismo tamaño que los iones Cu 2+
(0,75 Å). Por este motivo en el proceso de formación de los cristales de
CuSO 4 .5H 2 O, los iones Fe(II) pueden incorporarse a la red cristalina,
reemplazando a los iones Cu(II) y mantenerse como impureza. Este inconveniente
se resuelve disolviendo la muestra en agua caliente, oxidando las impurezas de
Fe(II) a Fe(III) y luego cristalizando nuevamente el sulfato de cobre por
enfriamiento lento de la solución. La ecuación que representa esta oxidación del
hierro es:
Fe 2+ → Fe 3+ + e -
El electrón liberado durante el proceso de oxidación del Fe(II) debe ser captado
por otra especie (capaz de aceptar el electrón) que pasará a su forma reducida, por
ejemplo bromo, agua oxigenada, ácido nítrico, etc.:
e - + ½ Br 2 → Br -
Estos oxidantes no tienen ningún efecto sobre los iones Cu 2+ .
1. Ensayos Preliminares
Los ensayos preliminares se realizan para determinar las posibles impurezas
presentes en una muestra.
A. Reconocimiento de compuestos insolubles
Se disuelven 2 ó 3 cristales de la muestra en 5 cm 3 de agua destilada y se
agregan 2-3 gotas de HCl 6M (entibiar si es necesario). Se filtra y recoge el filtrado
en un tubo de ensayos limpio. Si hay sustancias insolubles en agua quedan
retenidos en el papel.
xxvi

Química General e Inorgánica I – Introducción –
b. Reconocimiento de Fe(II) y Fe(III)
Se agregan a la fase líquida del filtrado anterior unas 5 gotas de agua de
bromo (el bromo es muy tóxico y corrosivo y será manipulado exclusivamente por los
docentes) y se calienta a ebullición unos segundos bajo campana. Se deja enfriar. Se
adicionan a la solución gotas de NH 3 6 M hasta redisolución del precipitado celeste
formado al principio de dicha adición. Se debe obtener una solución azul intenso.
Filtrar. Lavar el filtro con NH 3 6 M hasta que desaparezca el color celeste del
cobre.
El precipitado que se encuentra en el papel se redisuelve, agregando 4 ó 5
gotas de HCl 6 M y recogiendo el filtrado en un tubo de ensayos limpio. Agregar
gotas de KSCN 0,1 M. La presencia de Fe 3+ (proveniente de la oxidación del Fe 2+
con agua de bromo) se detecta por una coloración roja intensa debido a la
reacción:
Fe(H 2 O) 6 3+ + nSCN - → Fe(SCN) n (H 2 O) 6-n
3-n
con n = 1 a 6 dependiendo de la cantidad de SCN - agregado a la solución. Todos
estos compuestos son de color rojo.
2. Purificación
Pulverizar por trituración en un mortero cantidad suficiente de sulfato de
cobre comercial para pesar luego 50 g del mismo en balanza granataria. Transferir
cuantitativamente, ayudándose con una espátula, a un vaso de precipitados de 250
mL. Agregar agua destilada hasta alcanzar un volumen de 70 mL (marcar el nivel
del mismo) y calentar suavemente a ebullición con agitación con varilla de vidrio
hasta lograr la disolución total. (Nota: si en la experiencia 1 se determinó la
presencia de cantidad importante de insolubles en agua es conveniente en esta
etapa realizar una filtración previa de la solución en caliente).
Reponer el agua evaporada para mantener el nivel del líquido constante.
Agregar gota a gota 10 mL de agua oxigenada 10% en H2SO4 3N, con mucho
cuidado, manteniendo la ebullición suave, bajo campana. Terminada la adición del
oxidante, proseguir la ebullición durante 2 minutos para eliminar el exceso del
mismo.
Reponer el agua evaporada y filtrar en caliente (a temperatura de ebullición) con
vacío y con papel de filtración rápida por medio de un embudo Buchner montado en un
Kitasato de 250 mL. Previamente calentar embudo y Kitasato agregando 10 mL de agua
caliente.
Finalizada la filtración, se trasvasa el filtrado a un vaso de 250 mL y se deja
reposar a temperatura ambiente hasta la próxima clase.
…
A la clase siguiente, volver a filtrar una vez obtenidos los cristales, de ser posible
con vacío o de lo contrario en papel de paso rápido en forma convencional (sin vacío) y
transferir las aguas madres a una probeta de 100 mL. Medir la temperatura y la masa del
líquido filtrado.
Enjuagar el vaso de precipitados con 10 mL de agua fría, volcando el agua sobre
los cristales en el embudo. Repetir el lavado con otros 10 mL de agua fría (las dos
porciones de agua de lavado se descartan, no recogiéndolas en la probeta).
xxvii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Separar con cuidado el papel del embudo y colocarlo sobre un vidrio de reloj.
Dejar secar al aire (se puede acelerar el secado lavando previamente los cristales con
etanol o acetona).
3. Comprobación de la eficacia de la purificación
Para verificar que la purificación ha sido adecuada, investigar en el
precipitado la presencia de Fe 2+ tal como se efectuó en 1. En el caso de encontrar
señal positiva de Fe 2+ en el producto purificado, primero realice un ensayo "en
blanco" para determinar la contaminación de los reactivos y, si el color es
considerablemente inferior al obtenido con el cristal disuelto, repetir la
purificación a partir del agregado de bromo.
Para realizar el informe obtener e tablas la solubilidad del sulfato de cobre
pentahidratado en función de la temperatura, construir un gráfico y calcular la
solubilidad a la temperatura de las aguas madres.
Cuestionario
1) Explique brevemente por qué en la investigación cualitativa de Fe 2+ se
adicionan: a) agua de bromo, b) solución de NH 3 6 M y c) HCl 6 M.
2) ¿Por qué se descartan los filtrados provenientes de la operación de lavado
3) Explicar los pasos realizados para calcular la masa de CuSO 4 .5H 2 O perdida por
disolución.
4) Iguale la reacción rédox KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + H 2 O + Cl 2 e identificar el
reactivo que se oxida y el que se reduce, el oxidante y el reductor.
5) Indicar qué tipo de error se comete (por exceso o por defecto) en la
determinación del rendimiento total, en los siguientes casos:
a) los cristales pesados están húmedos.
b) el termómetro sumergido en las aguas madres marca una temperatura
inferior a la real.
6) Calcular la cantidad de KNO 3 que se separa de 10 kg de una solución saturada a
80 ºC si se enfría a 10 ºC sabiendo que la solubilidad de la sal es 169 g st / 100 g de
agua a 80 ºC y 20.9 g st/ 100 g de agua a 10 ºC.
7) Calcular la cantidad de solvente que hay que evaporar de 10 g de una solución
de K 2 CrO 4 saturada a 100 ºC para que se depositen 0.8 g del soluto sólido. La
solubilidad del K 2 CrO 4 es 75,6 g st / 100 g de agua a 100 ºC.
8) Calcular la masa de cristales que se obtienen al enfriar 400 g de una solución
saturada de sulfato de hierro (II) desde. Tener en cuenta que precipita
FeSO 4 .2H 2 O, cuya solubilidad a 40 ºC y 10 ºC es, respectivamente, 40.2 y 20.5 g
por 100 g de agua.
xxviii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Objetivo
- Conocer los órdenes de magnitud de parámetros atómicos y
moleculares como: frecuencias de excitaciones electrónicas,
excitaciones vibracionales, energías de ionización, energía de
disociación molecular, energías de interacción intermoleculares
- Visualizar orbitales y geometrías moleculares.
- Analizar una curva de energía potencial.
- Interpretar las diferencias cualitativas observadas entre los
espectros atómicos y moleculares.
- Determinar la relación que existe entre la absorbancia de una
sustancia y la concentración y su uso para cuantificación.
Bibliografía - Química, Raymond Chang, Mc Graw Hill, 1992
- General Chemistry, P.W. Atkins & J.A. Beran, Scientific
American Books, 1989
- Análisis Químico Cuantitativo, Daniel Harris. Fondo Ed.
Iberoamericano 1992. Cap 19 y 20.
- Para una lectura avanzada acerca de la relación entre la
absorbancia y la concentración: Principios de Análisis
Instrumental, Skoog y Leary. Saunders College, 1992. Cap. 7.
Organización de trabajo de Laboratorio
I. Parte computacional
1. Átomos:
•Cálculo de energías de ionización
2. Moléculas:
• Determinación de órdenes de magnitud de la energía de uniones químicas
• Determinación de curvas de energía potencial
• Visualización de orbitales moleculares (OM)
• Visualización de geometrías moleculares
II. Parte experimental
1. Átomos:
• Visualización de espectros de emisión en la llama.
2. Moléculas:
• Determinación de espectros de absorción de sustancias coloreadas.
• Análisis de la variación de la absorbancia con la concentración.
xxix

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Introducción
1. Simulaciones computacionales
Los cálculos computacionales, basados en la resolución de la ecuación de
Schrödinger, son de gran utilidad en la actualidad para predecir y/o modelar
sistemas a escala molecular. Estos han evolucionado rápidamente y hoy se pueden
hacer cálculos inimaginables hace treinta años, gracias al avance en software y
hardware de estas últimas décadas. Las complicaciones que aparecen en los
cálculos al tener que considerar la repulsión entre los electrones, y el gran número
de estos, son tales que el uso de computadoras es imprescindible.
Dentro de la Química computacional se pueden definir dos grandes áreas:
La mecánica molecular utiliza un conjunto de ecuaciones que define cómo
varía la energía potencial de la molécula con las posiciones de los átomos que la
componen. Los electrones no se toman en cuenta explícitamente en estos métodos.
Los métodos de estructura electrónica utilizan las ecuaciones de la Mecánica
Cuántica como base. Se determinan energías y otras propiedades resolviendo la
ecuación de Schrödinger. Los distintos métodos se caracterizan por los niveles de
aproximación que realizan. Se los clasifica en:
1. Métodos ab initio: se basan únicamente en primeros principios. Esto no
significa que no se realicen aproximaciones.
2. Métodos semiempíricos: utilizan parámetros derivados de resultados
experimen-tales para simplificar los cálculos. El primero de estos métodos fue
propuesto por Hückel. Actualmente los más difundidos son los conocidos con
las siglas MNDO, MINDO, AM1, etc.
La elección de un método depende de la disponibilidad de recursos
computacionales y de la calidad de soluciones requeridas. Un cálculo ab initio de la
función de onda para una molécula de tamaño medio puede requerir la evaluación
de 10 6 integrales. En los métodos semiempíricos se realizan aproximaciones en las
que se desprecian determinadas integrales. Los conocimientos con que se cuenta
actualmente permiten determinar de antemano que ciertas integrales tomarán
valores muy pequeños; por eso en algunas aproximaciones estas integrales no se
tienen en cuenta (algunas de las que corresponden a átomos muy alejados, por
ejemplo) y otras se estiman sobre la base de resultados experimentales. Esto hace
que estos métodos requieran menor esfuerzo computacional que los métodos ab
initio.
2. Absorción y emisión de luz. Espectros.
Tanto en átomos como en moléculas los electrones pueden poseer sólo ciertos
valores de energía permitidos. El nivel fundamental es el que posee la energía más
baja posible; los restantes se denominan estados excitados. Es posible excitar un
electrón a niveles excitados desocupados mediante un fotón (o cuanto) cuya energía
coincida con la diferencia de energía entre ambos niveles. Uno de los métodos más
xxx

Química General e Inorgánica I – Introducción –
precisos para determinar el valor de la diferencia de energía entre niveles
electrónicos se basa en la absorción o emisión de luz.
El espectro de una sustancia indica no sólo las energías a las cuales la
muestra absorbe (o emite) radiación sino que, además, indica cuánto absorbe (o
emite). Una misma molécula o átomo absorbe luz de diferente frecuencia con
distinta probabilidad.
En un experimento de absorción se mide el número de fotones (intensidad de
luz) de determinada energía que llega al detector en un intervalo de tiempo dado.
La medida se realiza en presencia de la muestra (I t ) y en ausencia de la misma (I 0 )
y luego se realiza el cociente entre ambos valores. Este cociente se denomina
transmitancia, T:
I
T =
t
(1)
I0
Se dice entonces que la luz transmitida por la muestra se mide respecto de un
blanco (ausencia de muestra). Generalmente, cuando se quiere medir la
transmitancia de soluciones se utiliza como blanco el solvente puro. Naturalmente,
como solventes se debe usar aquellos que no absorben la luz incidente. La
transmitancia es un número que varía entre 0 y 1. A veces se la suele expresar en
porcentaje: %T = T × 100. El diseño experimental es el siguiente:
I 0
I t
lámpara muestra detector
La absorbancia de una muestra, A, se define como:
A = - log (T) (2)
¿Cuál es la expresión matemática de A si se la expresa en función de %T en lugar
de T
Tanto T como A dependen de la molécula que absorbe y de la longitud de
onda, λ. Por esto último se las suele expresar, respectivamente, como A(λ) y T(λ).
¿Qué ocurrirá con el espectro de absorción si se varía la concentración de la
muestra Si se disminuye la concentración de la sustancia que absorbe, la
absorbancia A(λ) disminuirá ya que el haz de luz se encontrará con menos
moléculas en su camino. El mismo razonamiento se puede aplicar para ver qué
ocurre al variar el camino que recorre el haz por la muestra (también llamado
camino óptico): si la luz recorre una distancia mayor dentro de la solución, tendrá
más probabilidad de ser absorbida (siempre que su energía se corresponda con la
separación entre niveles energéticos del sistema, ¡de lo contrario la absorción será
siempre nula!).
xxxi

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Existe una ecuación que relaciona la absorbancia con la concentración de la
especie que absorbe y con el camino óptico. Ésta es conocida como Ley de
Lambert-Beer:
A(λ) = ε(λ).l.C (3)
donde ε(λ) es el coeficiente de absorción molar para la longitud de onda λ. Sus
unidades son M -1 cm -1 . La variable l es el camino óptico y se expresa en cm. C es la
concentración de la especie expresada en moles/litro (M, molar). ¿Qué unidades
tiene A(λ)
Estrictamente, la ecuación (3) sólo es válida cuando la luz es monocromática
(de una sola λ). Esto es experimentalmente imposible de lograr, pero sin embargo
se observa que no hay desviaciones apreciables a la ley de Lambert-Beer cuando se
ilumina la muestra con un intervalo pequeño de longitudes de onda y,
particularmente, cuando se mide en zonas para las cuales A(λ) no varía mucho con
λ, es decir en máximos o mínimos del espectro. En general se mide en los máximos
para incrementar la sensibilidad del método.
La ecuación (3) indica que hay una relación lineal entre la absorbancia y la
concentración: al graficar A(λ) vs. C se obtiene una recta de pendiente ε(λ).l. Esta
relación es muy útil porque puede servir para cuantificar la concentración de una
cierta sustancia: se mide la absorbancia de soluciones de concentración conocida a
la longitud de onda de un máximo de absorción y se grafica A(λ) vs. C. Luego se
mide la absorbancia de la muestra cuya concentración se quiere averiguar e,
interpolando en el gráfico, se obtiene su valor de concentración.
En la siguiente figura se observa a la izquierda el espectro de absorción
(absorbancia en función de la longitud de onda) de una solución de perileno, un
hidrocarburo poliaromático, a distintas concentraciones de la especie. El gráfico de
la derecha es la representación de la absorbancia en función de la concentración
para dos longitudes de onda, correspondientes a sendos máximos de absorción en
el espectro.
0.2
0.18
0.16
A λ
0.1
0.0
perileno
A λ
0.14
0.12
0.10
0.08
0.06
435 nm
370 nm
0.04
0.02
0.00
350 400 450
λ / nm
0e+0 1e-5 2e-5 3e-5 4e-5 5e-5 6e-5
C/M
La mayoría de las soluciones cumplen la ley de Lambert-Beer si son diluidas,
pero en las más concentradas se observan desviaciones.
xxxii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Hay limitaciones instrumentales para el cumplimiento de esta ley. Por
ejemplo, cuando la concentración, y por lo tanto la absorbancia, es muy alta, el
detector no puede discriminar entre valores muy bajos de intensidad transmitida.
Las limitaciones instrumentales también se manifiestan para soluciones con bajas
absorbancias. En estos casos, la limitación está dada por la dificultad de
discriminar la diferencia entre las intensidades transmitidas por la solución y el
blanco.
I. Parte Computacional
Utilización del programa
1. Crear una carpeta en c:\users con el nombre TP2 para guardar los archivos
generados durante la práctica. Al final copiar estos archivos al disquete.
2. En el menú BUILD, verificar que la opción ALLOW ARBITRARY VALENCE
esté seleccionada. Lo mismo debe ocurrir en el menú SELECT → ATOMS.
3. Para dibujar un átomo o una molécula proceda de la siguiente manera: pulse
dos veces el botón izquierdo del mouse sobre el símbolo ⊕ para que aparezca
la tabla periódica y seleccione el átomo deseado. Para dibujarlo en la pantalla,
use el botón izquierdo del mouse y para borrarlo use el botón derecho.
4. Para cambiar la forma de visualización de los átomos (esferas, palitos, etc.)
ingrese la opción del menú DISPLAY y luego RENDERING.
5. Para realizar cálculos elija primero la opción SETUP y, según el caso,
seleccione SEMIEMPIRICAL METHODS → AM1 o AB INITIO → SMALL(3-
21G). Elija OPTIONS y verifique tanto la carga total (total charge) como la
multiplicidad de espín (spin multiplicity). Calcule la multiplicidad de espín
como N + 1, donde N es el número de electrones desapareados totales (esto es
equivalente a realizar 2S+1, donde S es la suma de los espines electrónicos).
Recordar que para multiplicidades de espín mayores que 1 se debe seleccionar UHF
y para iguales a 1 RHF. Esto debe hacerse en SETUP → SEMI-EMPIRICAL →
OPTIONS o SETUP → AB-INITIO → OPTIONS, según corresponda.
6. Si desea guardar los resultados del cálculo elija la opción FILE - START LOG
y escoja un nombre para el archivo (verificar que se graben en el directorio
correcto). Una vez terminado el cálculo (ver item 7) elija nuevamente la opción
FILE - STOP LOG. Guarde un solo cálculo por archivo.
7. Si la especie a calcular es un átomo, active el modo COMPUTE-SINGLE
POINT. En cambio si se trata de una molécula primero se debe optimizar su
geometría. Para ello active el modo COMPUTE-GEOMETRY
OPTIMIZATION. Verifique que el valor de Termination conditions indique un
gradiente de 0.01 kcal/mol. (No se olvide de realizar el paso 5 previamente).
xxxiii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
8. Los archivos .log creados para guardar los valores del cálculo son archivos de
texto que resumen toda la información del cálculo. Las energías totales de los
sistemas calculados tienen por título ENERGIES AND GRADIENT.
1. Átomos: Cálculo de energías de ionización
Calcular las energías de ionización para los elementos del segundo período
(excepto el Ne) utilizando el método Ab Initio, con bases Small (3-21G), a partir de
las energías totales de los elementos con cargas 0 y +1 respectivamente:
E ionización (M) = E M+ - E M (4)
El procedimiento para realizar el cálculo es el explicado en la sección
anterior.
Comparar con los valores tabulados y analizar las tendencias observadas.
2. Moléculas:
• Ordenes de magnitud de uniones químicas:
Realice un cálculo de optimización de la geometría para las moléculas de N 2 ,
O 2 y F 2 (¡tenga en cuenta la multiplicidad de espín de cada una!) por el método
AM1, según lo indicado en la sección Utilización del Programa. Guarde los
resultados de los cálculos en los correspondientes archivos .log. La energía de
unión corresponde a la diferencia de energía de la molécula optimizada y los
átomos aislados según:
E unión (M 2 ) = E M2 – 2E M (5)
El valor de la energía de unión puede obtenerse a partir del archivo .log
correspondiente en ENERGIES AND GRADIENT, bajo el nombre de Binding
Energy.
Compare este valor con el que se obtiene a partir de la ecuación (5). El valor
de Total Energy corresponde a la energía total de la molécula (E M2 ) mientras que el
valor de Isolated Atomic Energy corresponde a la energía de los dos átomos
separados (2E M ).
Comparar la magnitud de la energía de unión con la de la energía de
interacción intermolecular existente entre las moléculas de un complejo de las
bases del ADN citosina-guanina. Tanto las bases como el sistema cit.-guan. están en
archivos bajo los nombres de gua.hin, cit.hin y cit.gua.hin. y todas las geometrías
están optimizadas. En este caso utilizar el método semiempírico AM1 y realizar un
cálculo SINGLE POINT, para cada sistema por separado, a fin de obtener las
energías correspondientes. Luego, la energía de interacción molecular estará dada
por:
xxxiv

Química General e Inorgánica I – Introducción –
E interacción (cit.-gua.) = E cit.-gua. – E cit. – E gua (6)
Realice el mismo cálculo para la molécula H 2 O y para el dímero (H 2 O) 2 . Los
nombres de los archivos correspondientes son agua.hin y dimero.hin.
Grafique el potencial electrostático para el dímero cit.-gua. de la siguiente
manera: abra el archivo cit.gua.hin y realice un cálculo single point, luego en el
menú COMPUTE → PLOT MOLECULAR GRAPHS marque electrostatic potential
y 3D isosurface. En el mismo submenú vaya a la solapa ISOSURFACE
RENDERING, y seleccione un valor de potencial electrostático (electrostatic
potential contour value) igual a 0.05. Interprete los resultados.
• Curva de energía potencial:
Nota: Este punto sólo puede realizarse con HYPERCHEM 7.
Obtenga las curvas de energía potencial en función de la distancia de enlace
para las moléculas de N 2 y He 2 . Para ello dibuje una molécula de N 2 , haga click en
el ícono y seleccione la unión intermolecular haciendo click con el mouse sobre
ella. Seleccione el método Ab Initio con base 3-21G y UHF, aunque el sistema sea de
capa cerrada. Luego en el menú COMPUTE → POTENTIAL especifique los
valores de distancia de enlace inicial y final (initial y final bond length) en 0.7 y 2.7
Å respectivamente, con un step de 0.1 Å, y en el casillero energy range ponga un
valor de 300 kcal/mol. Realice lo mismo para el He 2 . Observe y comente las
diferencias entre los gráficos.
Para observar cómo se modifica la distribución de probabilidad electrónica
en función de la distancia, realice un cálculo SINGLE POINT para la molécula de
N 2 a cada una de las siguientes distancias de enlace: 1.1; 2.0 y 4Å. Para ello
seleccione la unión intermolecular, introduzca los distintos valores mencionados en
el menú EDIT → Set Bond Length y realice un cálculo SINGLE POINT, utilizando
el método Ab Initio con base 3-21G. (Seleccione UHF, aunque el sistema sea de
capa cerrada). Luego, la distribución de probabilidad electrónica se calcula en el
menú COMPUTE → PLOT MOLECULAR GRAPH → MOLECULAR
PROPERTIES, seleccionando Total Charge Density y 3D Isosurface. En la solapa
ISOSURFACE RENDERING fije una densidad de carga total (Total charge density
contour value) igual a 0.01.
• Diagramas de OM:
Observar los diagramas de OM de las moléculas N 2 , O 2 y F 2 previamente
optimizadas por el método AM1. Calcular los órdenes de unión y relacionarlos con
las energías de unión calculadas.
Para obtener el diagrama de orbitales vaya a COMPUTE → ORBITALS (esta opción
no estará habilitada a menos que haya optimizado la geometría), y aparecerá el diagrama
de orbitales moleculares. Con la opción LABELS podrá ver la ocupación de los
orbitales. Para seleccionar un orbital pulse el botón izquierdo del mouse sobre dicho
orbital, y seleccione PLOT para verlo.
xxxv

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Discuta las observaciones realizadas.
• Geometría molecular:
A) Construir y optimizar las siguientes moléculas con el método semiempírico AM1
y RHF: NH 3 , CH 4 , PCl 5 y SF 6 . Determinar los ángulos y distancias de enlace,
comparar estos valores con los que predice el modelo TREPEV y con datos
bibliográficos.
Para seleccionar un ángulo, utilice el icono y marque los tres átomos que
lo conforman. En la parte inferior izquierda de la pantalla aparecerá el valor del
mismo. Lo mismo deberá hacer para conocer la distancia de enlace.
Nota: Para conseguir un mejor resultado luego de construir la molécula, en la
barra de herramientas vaya al menú BUILD → ADD H & MODEL BUILD y luego
proceda a la optimización.
B) Optimizar la geometría del ion CO 3 2- con AM1 (tener en cuenta la carga antes
de realizar el cálculo). Analizar las distancias C-O y los ángulos O-C-O.
Discutir por qué las tres distancias C-O son iguales y comparar con el
modelo de enlaces de valencia.
Graficar la distribución de probabilidad electrónica (COMPUTE → PLOT
MOLECULAR GRAPHS → TOTAL CHARGE DENSITY) y comprobar que los tres
átomos de oxígeno son químicamente equivalentes. Seleccione una densidad de
carga total igual a 0.01 en la solapa ISOSURFACE RENDERING.
Cuestionario
1) En el trabajo práctico se determinaron las energías de ionización de átomos
sustrayendo la energía del átomo neutro a la del ion. ¿Se pueden medir esas
energías absolutas experimentalmente
2) Discutir el significado de la "rayita" que se utiliza habitualmente para indicar la
existencia de un enlace químico:
a) en el contexto del modelo de enlaces de valencia.
b) en el contexto del modelo de OM.
c) Ejemplificar con los casos estudiados: N 2 , O 2 e ion carbonato.
3) En base al concepto de energía de interacción discuta la siguiente afirmación:
"Una molécula es una entidad en la cual los átomos están unidos por fuerza
relativamente importantes"
- ¿Es el H 2 O una molécula
- ¿Es el dímero del agua, (H 2 O) 2 , una molécula
- ¿Con qué energías se debe comparar la energía de interacción para decidir si es
“importante” o no
4) ¿Por qué para predecir la estructura de sistemas complejos (como ADN o proteínas),
utilizando métodos computacionales, se debe recurrir a la Mecánica Molecular
xxxvi

Química General e Inorgánica I – Introducción –
II. Parte Experimental
1. Átomos: Espectro de emisión a la llama.
Se trabajará con las siguientes soluciones acuosas: CuCl 2 , LiCl, CuSO 4 , KCl,
KNO 3 , SrCl 2 , CaCl 2 , Na 2 SO 4 , NaCl, Pb(NO 3 ) 2 que estarán preparadas en el
laboratorio.
Las soluciones se nebulizarán en una llama. La llama tiene la función de
vaporizar la muestra, disociar las sales, convertir parte de los iones en átomos y,
eventualmente, excitar a las especies presentes si la energía necesaria para esta
excitación es comparable a la energía térmica disponible en la llama.
Observe la llama a simple vista y a través de un espectroscopio. ¿Qué
observa Repita el procedimiento con cada una de las soluciones pasando agua
destilada entre una y otra para evitar contaminaciones.
En base a los resultados observados, indique si las especies que emiten
provienen de los cationes metálicos o de los aniones.
En el laboratorio se encuentra una tabla con los espectros de emisión de
algunos de los átomos analizados. Compare los colores observados a través del
espectroscopio con los datos de la tabla. Informe la diferencia de energía entre
niveles para las líneas más intensas del espectro de emisión.
Cuestionario
1) ¿A qué fenómeno se debe el color producido en la llama por las soluciones utilizadas
en la práctica
2) Los espectros de absorción y emisión de un átomo son idénticos. ¿Cómo se
explica que las soluciones utilizadas sean en su mayoría incoloras y sin embargo
den color a la llama
3) ¿Por qué la mayoría de los elementos utilizados en la práctica son alcalinos o
alcalino térreos (grupo IA y IIA)
4) Muchos compuestos se carbonizan completamente cuando se introducen en la
llama, ¿en estos casos el espectro observado es un indicador de su estructura
electrónica
5) Se tiene un frasco sin rotular que contiene una sal de Sr, Li o Ba ¿Cómo
determinaría de qué elemento se trata ¿Necesitará un espectroscopio
6) Cuando los astrofísicos se disponen a estudiar la constitución de una estrella
analizan su espectro. Un experimento crucial que abrió camino a esta investigación
es el que sigue:
xxxvii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
LAMPA
RA
VAPOR
DE
¿Qué cambios esperaría observar en el espectro si el haz de luz generado por la
fuente atraviesa los vapores de sodio o no
7) ¿Qué otro/s método/s conoce para excitar los elementos además de una llama
¿Qué ventajas podrían presentar
F
O
T
O
G
R
A
F
I
2. Moléculas:
• Determinación de espectros de absorción
Se determinarán los espectros de absorción de las siguientes soluciones, en el
intervalo de 340 a 570 nm:
a. CoSO 4 0.1 M
b. KMnO 4 2×10 -4 M (ampliar el intervalo hasta 600 nm).
c. Azul de timol 5×10 -5 M en medio neutro
Se empleará un espectrofotómetro, cuya descripción será dada en el
laboratorio.
1. Encender el equipo y esperar 20 minutos para que se estabilice.
2. Seleccionar una longitud de onda de trabajo.
3. Colocar la cubeta (siempre en la misma posición) con el solvente en el cual
está disuelta la muestra (agua destilada en este trabajo práctico). Esta muestra es
el blanco de la medición. Siempre deben secarse bien las paredes externas de las
cubetas con papel absorbente. No tocar dichas paredes con los dedos.
4. Ajustar el cero de absorbancia.
5. Colocar 3 mL de la solución cuyo espectro se va a determinar en una
cubeta limpia y enjuagada con la misma solución de trabajo. Leer el valor de %T.
Calcular el valor de absorbancia. (Si el modelo de espectrofotómetro lo permite lea
A directamente).
6. Repetir la medición para los valores de λ indicados en la tabla preparada
para el informe. Al modificar la longitud de onda de trabajo se deben repetir los
pasos 2-4 para la nueva longitud de onda.
• Variación de la absorbancia con la concentración: Ley de
Lambert-Beer
xxxviii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
a) Se analizará la variación de la absorbancia a una λ fija, correspondiente al
máximo valor de absorbancia determinado anteriormente.
Cada comisión trabajará con una de las soluciones estudiadas. Consultar
con el docente la solución a emplear.
Se preparará una serie de diluciones a partir de la solución madre existente
en el laboratorio según el siguiente esquema:
Solución madre
CoSO 4 0.1 M
KMnO 4 2 × 10 -3 M
Azul de timol 1 × 10 -4
M
Soluciones diluidas
1×10 -2 M, 2×10 -2 M, 5×10 -2 M, 7×10 -2 M
9×10 -5 M, 8×10 -5 M, 1×10 -4 M, 4×10 -4 M, 8×10 -4 M
1×10 -5 M, 2×10 -5 M, 4×10 -5 M, 6×10 -5 M, 8×10 -5 M
RECUERDE que para que los errores en las diluciones sean mínimos se debe usar
en lo posible una única pipeta aforada de volumen adecuado. Determine la manera
óptima de hacer las diluciones en base a los matraces y pipetas aforadas
disponibles.
Seleccione la longitud de onda correspondiente al máximo de absorción y
ajuste el cero de absorbancia.. Coloque 3 mL de la solución a medir y registre el
valor de absorbancia. Comience por la solución más diluida. ¿Por qué
b) Se determinará la concentración de una solución incógnita del mismo compuesto
que usó para verificar el cumplimiento de la ley de Lambert-Beer suministrada
por el docente. Para ello mida la absorbancia de la solución como hizo en el caso
anterior. Si la absorbancia es muy alta, haga una dilución apropiada de forma tal
que la concentración se encuentre dentro del intervalo de calibración. Con el valor
de absorbancia medido interpole en la recta de calibración y determine la
concentración de su muestra.
Cuestionario
1) ¿Cuál es la diferencia fundamental entre el espectro de un átomo y una
molécula ¿A qué se debe
2) ¿Qué ocurre en una molécula con la energía luego de ser absorbida
3) ¿Podrían excitarse las moléculas a la llama al igual que los átomos ¿Por qué
4) Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas; justifique sus
respuestas.
- Las transiciones electrónicas de las moléculas se encuentran en el infrarrojo
porque la diferencia de energía entre dos niveles vibracionales tiene ese orden
de energía.
- Si se diluye una solución de CoSO 4 0,05 M a la mitad, se observará que para
todas las longitudes de onda la intensidad del espectro disminuye a la mitad
(manteniendo el camino óptico constante).
- La solución de azul de timol es amarilla en medio neutro; por lo tanto esta
sustancia absorbe en el amarillo.
xxxix

Química General e Inorgánica I – Introducción –
- Se puede determinar el espectro de emisión del azul de timol introduciéndolo
en la llama, como se hizo con la solución de LiCl.
5) En la determinación de un espectro de absorción ¿Por qué es necesario ajustar
la absorbancia del blanco a cero para cada longitud de onda En los
espectrofotómetros modernos esto se hace en forma automática.
6) Un alumno olvida restar la absorbancia del blanco a la absorbancia de las soluciones
con las que quiere comprobar la Ley de Lambert-Beer. Indique cuál o cuáles de los
siguientes resultados son compatibles con ese error:
- Obtiene una relación no lineal entre la A y la C.
- Obtiene una relación lineal entre A y C pero la pendiente es menor que la
verdadera.
- Obtiene una relación lineal entre A y C pero la ordenada al origen no es nula.
- Observa que la A disminuye con la concentración.
Justifique sus respuestas.
7) ¿En qué intervalo de longitudes de onda presenta alguna excitación electrónica
el etanol
8) ¿Por qué se especifica en el trabajo práctico que el azul de timol debe estar en
medio
neutro ¿Podría utilizar esta propiedad del azul de timol con algún fin práctico
9) Se quiere averiguar la concentración de una muestra de una cierta sustancia X.
Para ello se preparan soluciones de X de concentraciones conocidas en el intervalo
1,2 × 10 -2 M y 10 -4 M. A una de estas soluciones se le mide el espectro de absorción,
observando un máximo a 470 nm. Las absorbancias a 470 nm para cada una de las
soluciones de concentración conocida, medidas en una celda de 0,5 cm de camino
óptico, son:
C(M) A(470 nm)
10 -4 0,09
4 10 -4 0,35
8 10 -4 0,68
1,2 10 -3 1,01
La absorbancia de la solución incógnita a la misma longitud de onda es 0,54. ¿Cuál
es la concentración de X en la solución incógnita
10) Para una mezcla de K 2 Cr 2 O 7 y KMnO 4 disueltos en agua se encontró que la
absorbancia medida en una cubeta de 1 cm es 0,932 a 440 nm y 0,778 a 545 nm.
Teniendo en cuenta los siguientes coeficientes de absorción molar expresados en
M -1 cm -1 : KMnO 4 (440 nm), 95; KMnO 4 (545 nm), 2350; K 2 Cr 2 O 7 (440 nm), 369;
K 2 Cr 2 O 7 (545 nm), 11. ¿Cuál es la concentración de K 2 Cr 2 O 7 y de KMnO 4 en la
solución mezcla expresada en g / 100 mL
xl

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Objetivo
Bibliografía
Aplicar y verificar las leyes de las combinaciones químicas y de
los gases ideales.
CRC "Handbook of Chemistry and Physics"
Brescia y otros: "Fundamentos de Química"
Gray y Haight: "Principios Básicos de Química”
A) Determinación de la fórmula mínima del clorato de potasio y la
densidad del oxígeno gaseoso
Introducción
El clorato de potasio (KClO 3 ) se descompone, a una temperatura ligeramente
superior a su punto de fusión, en cloruro de potasio (KCl) y oxígeno (O 2
). Este es
un método para la preparación de oxígeno en el laboratorio. A fin de acelerar la
reacción se usa habitualmente dióxido de manganeso como catalizador. La
reacción producida es:
3
KClO3 (s) → KCl(s) + O2(g)
2
La diferencia de peso antes y después de la descomposición corresponde a la
masa de oxígeno que se desprendió, lo cual permite calcular la cantidad de oxígeno
presente en el compuesto original, y por lo tanto, la fórmula mínima del mismo.
El volumen del gas se determina haciendo que éste desplace agua de un
matraz a un vaso de precipitados, para luego medir el volumen del agua
desplazada (ver Figura 1). Esta técnica es similar a la medición del volumen de un
sólido por medio del volumen de agua que desplaza.
Los dos valores obtenidos (masa y volumen de oxígeno) permiten calcular la
densidad del gas en las condiciones ambientales del laboratorio. Para corregir el
valor obtenido a condiciones normales de presión y temperatura usando la
ecuación de estado de los gases ideales se deben conocer la presión atmosférica y la
temperatura ambiente.
El clorato de potasio funde a 368,4 ºC y se descompone a 400 ºC. El cloruro
de potasio tiene un punto de fusión de 776 ºC y se evapora a 1500 ºC. El método de
calentamiento utilizado está basado en éstas propiedades de las dos sales.
xli

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Nota: Como el clorato de potasio tiende a absorber algo de agua, la sal se
mantendrá durante la noche anterior en estufa a 105 ºC y será enfriada en un
desecador antes de comenzar la clase.
Técnica
En un tubo de ensayos Pyrex limpio y seco coloque aproximadamente 0,5 g de
dióxido de manganeso, tápelo y péselo con una aproximación de 0,001 g. Agregue
alrededor de 1 g de clorato de potasio y vuelva a pesar tapado. Arme el aparato
ilustrado en la figura 1.
Pinza de Mohr (colocar en el tubo
de vidrio miesntras no se usa)
Tubo A
Tubo B
Tubo C
FIGURA 1
Llene el matraz con agua común y monte el aparato, excepto el tapón del
tubo A que cierra el tubo de ensayos. Añada suficiente agua al vaso para cubrir la
punta del tubo C, terminado en un extremo de vidrio, hasta una altura
aproximada de 1 cm. Sople por el tubo A para llenar el tubo B de agua. Después
eleve y baje el vaso varias veces para desplazar hacia atrás y hacia adelante el agua
del interior del tubo B, con el fin de eliminar las posibles burbujas de aire. Eleve el
vaso hasta que el nivel del agua en el matraz (en la práctica no se usa un frasco
como el de la figura) quede a unos cuantos milímetros por debajo del extremo del
tubo A (tubo corto). El agua no debe tocar este tubo. Ahora cierre el tubo B con la
pinza de Mohr y baje el vaso hasta apoyarlo en la mesa. La punta estrecha del tubo
C evitará que el agua situada antes de la pinza vuelva al vaso. Recuerde que debe
asegurarse que no queden burbujas de aire en el tubo B.
Conecte con firmeza el tapón del tubo A al tubo de ensayos que contiene el
clorato (éste debe estar a temperatura ambiente; no ejerza demasiada presión para
xlii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
evitar roturas). Abra la pinza de Mohr para comprobar que no haya fugas en las
conexiones. Si el aparato es hermético, no debe haber flujo continuo de agua del
matraz al vaso, aún si existe una gran diferencia de niveles de agua entre ambos
recipientes.
Iguale la presión del tubo de ensayos y el matraz con la presión atmosférica
externa elevando el vaso hasta que los niveles del agua en el vaso y el matraz sean
iguales. El valor de la presión atmosférica puede obtenerse consultando al Servicio
Meteorológico Nacional. Cierre la pinza del tubo B. Vacíe el vaso por completo,
pero no lo seque (¿por qué). Vuelva a colocar en el vaso el tubo C con la punta
estrangulada y retire la pinza del tubo de goma.
Realice el resto del experimento con cuidado.
Tomando el mechero con la mano, caliente el clorato suavemente al principio
y más fuertemente una vez fundido (ver guía no. 0), asegurándose antes de que la
llave esté abierta. Regule el calentamiento de manera tal de mantener un flujo
moderado de oxígeno. Evite un calentamiento excesivo; éste se evidenciará por la
formación de una nube blanca en el tubo de ensayos. Continúe con el
calentamiento hasta que no se desprenda más gas (esto ocurrirá cuando, al
calentar, el nivel en el vaso se mantenga constante). Bajo ninguna circunstancia
deje que el nivel del agua en el matraz caiga por debajo del extremo del tubo C
(¿por qué).
Retire la llama y permita que el tubo de ensayos se enfríe a temperatura
ambiente (unos 10 - 15 min). Asegúrese que durante el período de enfriamiento el
extremo del tubo C permanezca por debajo del nivel del agua en el vaso, pues
parte del agua regresará al matraz, haciendo disminuir este nivel. Equilibre
nuevamente las presiones interna y externa igualando los niveles en el vaso y el
matraz. Cierre el tubo B con la pinza. Retire el tubo de ensayos con su contenido,
tápelo y péselo. La pérdida de peso es igual a la cantidad de oxígeno desprendido.
Vierta el contenido del vaso en una probeta graduada de 500 mL, limpia y
seca, y mida el volumen con exactitud. El volumen de agua es el volumen de O 2
generado a temperatura y presión ambiente. Anote la lectura de la presión
barométrica. Mida la temperatura ambiente y suponga que todo el aparato, una
vez frío, está en equilibrio con esta temperatura.
El oxígeno recogido en el matraz estará saturado con vapor de agua, de tal
manera que la presión del gas corresponderá a la suma de la presión parcial de
oxígeno y la presión que ejerce el vapor de agua.
P gas
= P oxígeno
+ P vapor de agua
Esta última puede conocerse consultando una tabla que proporcione la
presión del vapor del agua con la temperatura.
Como durante la experiencia se tuvo especial cuidado en igualar los niveles
de agua en el matraz y en el vaso de precipitados, la presión sobre ambas
superficies será igual:
P barométrica
= P gas
P barométrica
= P oxígeno
+ P vapor de agua
pudiéndose así conocer la presión parcial del oxígeno. Aplicando la ecuación de
estado de gases ideales:
xliii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
PV =
T
donde: P o
= 760 Torr
V o
= volumen del oxígeno en condiciones normales de temperatura y
presión
T o
= 273 K
P = presión del oxígeno en las condiciones experimentales
V = volumen de oxígeno = volumen de agua desplazada
T = temperatura ambiente en K
se puede calcular V o
, es decir el volumen del oxígeno en condiciones normales.
B) Ensayo cualitativo
Se le proveerá de un tubo de vidrio limpio y seco de unos 40 cm de longitud,
HCl concentrado y NH 3
concentrado diluido a la mitad. Sujete el tubo en forma
perfectamente horizontal, tome dos trozos de algodón y humedezca uno con gotas
de solución de HCl y el otro con gotas de solución de NH 3
, coloque simultáneamente
los algodones en los extremos del tubo y observe. Luego de unos minutos se verá un
anillo blanco de NH 4
Cl sólido. Mida las distancias del anillo a cada trozo de
algodón. Realice la experiencia bajo campana.
Cuestionario
P V
1) Defina fórmula mínima y fórmula molecular.
2) Cuando el óxido de bario (BaO) se calienta en condiciones adecuadas adiciona
oxígeno dando un óxido de fórmula BaO x
. Una muestra de BaO que pesa 1,15 g
produce por calentamiento 1,27 g del producto. ¿Cuál es la fórmula de éste
3) Al ser calentado, el nitrato de sodio desprende oxígeno para formar nitrito de
sodio. Una mezcla de nitrato y nitrito de sodio que pesa 0,754 g pierde 0,064 g al
ser calentada. Calcule el porcentaje de nitrato de sodio en la muestra original.
4) Calcule el error absoluto, relativo y relativo porcentual que afecta a la pesada
efectuada para determinar la fórmula mínima del clorato de potasio.
5) En base al trabajo práctico, ¿cuál habría sido el efecto de cada uno de los
siguientes factores sobre el valor obtenido para la densidad del oxígeno (Llame δ
real al valor verdadero y δ exp al experimental):
a) No tomar en cuenta la presión de vapor de agua.
b) El clorato de potasio no se descompone totalmente.
c) Presencia de fugas de oxígeno.
d) El clorato de potasio está contaminado con una impureza inerte (por ejemplo
arena).
0
T
0
0
xliv

Química General e Inorgánica I – Introducción –
e) El clorato de potasio está contaminado con una impureza que también da lugar
a desprendimiento de oxígeno (por ejemplo: dióxido de plomo).
f) El tubo de ensayos contiene algunas gotas de agua antes de iniciar el
experimento.
6) Se obtuvieron 0,003 moles de hidrogeno a 298K, los cuales ocupaban un
volumen de 70,0 mL. Calcular la presión ejercida por el gas utilizando la
ecuación de los gases ideales y la ecuación de Van der Waals. ¿Es correcta la
aproximación hecha en el trabajo práctico Repetir el cálculo si el gas ocupara un
volumen de 1 mL a la misma temperatura. Discutir los resultados en base a las
interacciones moleculares.
Las constantes de Van der Waals para el H 2 son: a = 0,2444 dm 6 atm mol -2 , b =
0,0266 dm 3 /mol.
7) Si un mol de moléculas de hidrógeno tiene una masa de 2 g, ¿cuál es la densidad del
hidrógeno en condiciones normales de presión y temperatura Aclare suposiciones.
8) Discuta en términos semicuantitativos los resultados obtenidos en la parte B de
este trabajo práctico. Discuta, en los mismos términos, los fundamentos del método
de difusión gaseosa de UF 6
para el enriquecimiento del uranio.
xlv

Química General e Inorgánica I – Introducción –
°
Objetivo
Estudiar procesos químicos en los cuales se producen
cambios térmicos. Aplicar la ley de Hess.
Introducción
Se utilizará como calorímetro sencillo un termo de vidrio y se medirán las
temperaturas con un termómetro graduado a la décima de grado.
Durante todas las experiencias deberá agitarse suave y continuamente el
contenido del calorímetro. Para ello, tome con cuidado el termo y describa con él
suaves movimientos circulares sin separarlo de la mesada.
Nota: No agitar con el termómetro para evitar roturas. Agite con una varilla
protegiendo el termómetro
1. Determinación de la constante del calorímetro
Antes de utilizar un calorímetro es necesario conocer el valor de su constante
(C k ). Se denomina constante del calorímetro a la cantidad de calor absorbida o liberada
por las distintas partes del mismo (paredes internas, termómetro, tapa) cando se aumenta
o se disminuye, respectivamente, su temperatura en 1 °C.
Durante todas las experiencias las medidas deben realizarse con un volumen de
líquido constante ya que, si este varía, cambiará la constante del calorímetro (¿por
qué).
Para realizar la determinación se coloca dentro del calorímetro una masa
conocida de agua (m 1 ) y se determina su temperatura inicial (T 1 ). Se agrega otra masa
conocida de agua (m 2 ) a una temperatura conocida (T 2 ). Se determina la temperatura
final del sistema (T f ) y se calcula la constante del calorímetro a partir de la siguiente
relación (que se obtiene considerando que el calorímetro es un recipiente adiabático):
m 1 .C p .(T f – T 1 ) + C k .(T f – T 1 ) + m 2 .C p .(T f – T 2 ) = 0
donde C p es la capacidad calorífica del agua 4,184 J g -1 °C -1 ).
Para realizar la determinación se emplearán dos termómetros de escalas
adecuadas: uno de 0 - 50 °C graduado cada 0,1 °C (que nunca debe ser expuesto a una
temperatura mayor que 50 °c porque se rompe) y el termómetro del cajón (0 -250 °C).
Para calibrar dichos termómetros se los sumerge en un vaso de precipitados con agua a
temperatura ambiente. Se emplea un termómetro como patrón y se adopta como
corrección para el segundo termómetro la diferencia de lecturas observadas entre ambos.
Usar el termómetro más preciso como patrón.
Calentar 50 mL de agua en un vaso de precipitados previamente pesado. Cuando
la temperatura alcance un valor aproximado de 60 °C (controlar la temperatura con el
xlvi

Química General e Inorgánica I – Introducción –
termómetro adecuado), volcar el agua en el calorímetro y tapar. Pesar nuevamente el
vaso de precipitados y obtener por diferencia la masa de agua agregada. Controlar la
temperatura con el termómetro de 0-250 °C y, cuando se verifique que la temperatura es
de 50 °C o un par de grados menor, cambiar el termómetro por el de 0 - 50°C.
Manteniendo siempre el calorímetro tapado medir la temperatura cada 30 segundos y
graficarla en función del tiempo (el gráfico debe tener una pendiente constante). A los 4
o 5 minutos, utilizando una vaso tarado, se agregan aproximadamente 50 mL de agua a
temperatura ambiente. Para ello, se introduce un embudo a través de la tapa del
calorímetro, en el orificio preparado para tal fin, y se vierte el líquido lo más
rápidamente posible. Una vez concluido el agregado, se retira el embudo de la tapa (la
ranura de goma se cierra disminuyendo la pérdida de calor) y se agita suavemente
efectuando movimientos circulares con el calorímetro, sin levantarlo de la mesada. A
continuación, se pesa nuevamente el vaso para conocer la masa de agua volcada por
diferencia.
Las variaciones de temperatura deberán ser similares a las indicadas en la figura:
T / °C
50
48
46
T 1
T f
44
Co
T /
42
40
38
36
0 200 400 600 t a
800 1000
t / s
!"#$"%& antes de introducir el agua en el calorímetro debe
registrarse la temperatura de la misma con el termómetro de 0-250 °C, pues este
será el valor de T 2 que se empleará para los cálculos, y el tiempo al cual se realiza
el agregado, t a , ya que este valor se empleará para extrapolar del gráfico el valor
de T 1 . Una vez agregada el agua se sigue registrando la temperatura cada 30
segundos hasta obtener una pendiente constante, estos datos se emplearán para
obtener, por extrapolación, el valor de la temperatura final del sistema: T f .
"#& Realizar la determinación por duplicado. Antes de proseguir con la
práctica realizar los cálculos de la constante y consultar al docente.
xlvii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
B. Determinación del calor de fusión del hielo
Enjuague varias veces el termo para enfriarlo. Agregue al calorímetro
aproximadamente 100 g de agua a temperatura ambiente (para obtener la masa de agua
proceda como en A). Tape y agite suavemente; tome la temperatura cada 30 segundos y
grafique temperatura vs. tiempo en forma análoga a lo realizado en la experiencia
anterior. Procure constancia de temperatura.
Destape levemente el calorímetro, agregue un cubito de hielo (que se encuentre en
equilibrio térmico con agua líquida), tape nuevamente y, agitando, registre la
temperatura cada 30 segundos; ésta debe llegar a un valor prácticamente constante.
Realice el gráfico correspondiente y determine ∆T.
Pese el agua contenida en el calorímetro. La diferencia de masa con respecto a la
masa inicial le permitirá conocer la masa del cubito de hielo.
C. Verificación de la ley de Hess
En este experimento se medirá y comparará la cantidad de calor desarrollada en
los tres procesos siguientes. En todos los casos se despreciarán los cambios de volumen
en los procesos de disolución.
1. Disolución de NaOH (s) en agua
NaOH (s) + H 2 O Q 1
⎯→
Na + (aq) + OH - (aq)
Q 1 : calor liberado en la disolución.
Estado inicial: NaOH sólido + 100 ml de agua
Estado final: 100 ml solución de NaOH 0,25 M
2. Disolución de NaOH (s) en HCl (aq)
NaOH (s) + H + (aq) + Cl - (aq)
Q
⎯⎯
2
→H 2 O + Na + (aq) + Cl - (aq)
Q 2 : calor liberado en la disolución más la neutralización
Estado inicial: NaOH sólido + 100 ml solución de HCl 0,25 M
Estado final: 100 ml solución de NaCl 0,25 M
3. Neutralización de NaOH (aq) con HCl (aq)
Na + (aq) + OH - (aq) + H + (aq) + Cl - (aq)
Q ⎯
3
→H 2 O + Na + (aq) + Cl - (aq)
Q 3 : calor liberado en la neutralización
Estado inicial: 50 ml solución de NaOH 0,5 M + 50 ml solución de HCl 0,5 M (*)
Estado final: 100 ml solución de NaCl 0,25 M
(*) Notar que al mezclar igual volumen de estas 2 soluciones se produce una dilución
mutua 1:2, por lo que la concentración de ambos reactivos (ácido y base) pasa a ser 0.25
xlviii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
M. Si no se tiene en cuenta el calor involucrado en el proceso de dilución (discutir la
validez de esta suposición), el estado inicial de este proceso es:
Estado inicial: 100 ml solución de NaOH 0,25 y HCl 0,25 M. Bajo esta suposición, si se
plantea el ciclo termodinámico correspondiente se verifica:
Técnica
∆H 2 = ∆H 1 + ∆H 3
Para realizar los experimentos 1, 2 y 3, todas las soluciones deben encontrarse
termostatizadas a la misma temperatura T 0 . Para ello, las soluciones se preparan en
vasos de precipitados de 250 cm 3 claramente rotulados y se sumergen en un baño de
agua regulado a una temperatura cercana a la ambiente (T 0 ), por lo menos durante media
hora antes de ser utilizadas.
Conviene preparar desde el comienzo las cuatro soluciones que se necesitan para
realizar las tres experiencias y dejarlas en el baño termostático; luego se las va retirando
justo antes de usarlas. Cada recipiente que se retira del baño se cubre inmediatamente
con un trapo seco y se transporta hasta la mesada donde se encuentra el calorímetro. De
inmediato, se da comienzo a la experiencia para evitar que se modifique excesivamente
la temperatura inicial T 0 .
Nota: Todo el material empleado (vasos de precipitados, recipientes para
pesar, probeta, termómetro y calorímetro) debe estar rigurosamente limpio
antes de comenzar las experiencias
Proceso 1
Preparar y dejar termostatizando 100 cm 3 de agua medidos con probeta. Una vez
termostatizado el líquido colóquelo en el calorímetro, tape y agite suavemente. Tome la
temperatura cada 30 segundos y grafique T vs. tiempo, en forma análoga a lo realizado
en las etapas anteriores.
Pese aproximadamente 1 g de NaOH (s) con una aproximación de 0,01 g en un
pequeño recipiente con tapa. Encontrará el NaOH en un desecador, cerca de las
balanzas; después de pesar, vuelva el NaOH al interior del desecador y tape el
desecador. Realice esta operación con rapidez, ya que el NaOH (s) se hidrata con
facilidad; tenga en cuenta para ello que 1 g del sólido corresponde a una espátula llena.
Vierta este sólido en el calorímetro y tape rápidamente. Para ayudar a la
disolución del NaOH agite el líquido contenido en el calorímetro aplicando
movimientos circulares suaves, sin que el calorímetro se separe de la mesada. Mida la
temperatura cada 30 segundos hasta llegar a un valor prácticamente constante.
Asegúrese de que todo el NaOH se haya disuelto.
Grafique y determine ∆T 1 .
Antes de realizar la próxima experiencia lave perfectamente el calorímetro y
accesorios con agua. Enjuague varias veces a fin de enfriar el termómetro y el
calorímetro hasta la temperatura inicial.
Proceso 2
xlix

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Preparar y dejar termostatizando 100 cm 3 de HCl 0,25 M, medidos con probeta.
Una vez termostatizado el líquido colóquelo en el calorímetro, tape y agite suavemente.
Repita todo el procedimiento anterior: tome la temperatura cada 30 segundos y grafique
T vs. tiempo. Vierta 1 g de NaOH (s) en el calorímetro, tape rápidamente y agite. Mida
la temperatura cada 30 segundos hasta llegar a un valor prácticamente constante.
Grafique y determine ∆T 2 .
Enjuague varias veces el calorímetro y el termómetro como en el proceso 1.
Proceso 3
Preparar y dejar termostatizando 50 cm 3 de HCl 0,5 M y 50 cm 3 de NaOH 0,5 M
medidos con probeta. Una vez termostatizadas ambas soluciones, coloque una de ellas
en el calorímetro, tape y mida la temperatura. Anote su valor. A continuación,
introduzca un embudo a través de la tapa del calorímetro, en el orificio preparado para
tal fin. Agregue lo más rápidamente posible la segunda solución y agite suavemente.
Una vez concluido el agregado se retira el embudo de la tapa; la ranura de goma se
cierra disminuyendo la pérdida de calor. Mida la temperatura cada 30 segundos hasta
llegar a un valor prácticamente constante.
Grafique y obtenga ∆T 3 .
Para realizar el informe suponga en los tres casos que la densidad de la solución es de
1,00 g cm-3 y que su calor específico es 1,00 cal g -1 K -1 .
Comprobación de la ley de Hess
a) Compare ∆H 2 con ∆H 1 + ∆H 3 y justifique el resultado obtenido.
b) Calcule la diferencia porcentual entre las dos cantidades, considerando
correcto el valor de ∆H 2 .
Cuestionario
1) ¿Qué requisitos debe reunir una reacción química para poder determinar su ∆H con
precisión mediante mediciones calorimétricas tales como las realizadas en el trabajo
práctico
2) ¿Cómo puede determinarse ∆H de reacciones que no cumplen con los requisitos
especificados en (1)
3) Si se desea determinar el cambio de entalpía asociado a una reacción química
mediante una experiencia calorimétrica, ¿es necesario conocer la constante del
calorímetro empleado Justifique.
4) Diseñe un método para determinar la constante de un calorímetro que posee una
resistencia calefactora de magnitud R (ohm) por la que puede aplicarse una corriente i
l

Química General e Inorgánica I – Introducción –
(Ampere) durante un tiempo t (segundos). La energía que entrega la resistencia (Joule)
es i 2 Rt.
5) ¿Se verá afectado el valor de la constante del calorímetro si las temperaturas se
expresan en K en lugar de °C
6) La variación de entalpía que acompaña a la reacción:
MOH (s) + HCl (aq) → M + (aq) + Cl - (aq) + H 2 O
donde M es un metal, es ∆H = -24 kcal mol -1 . Se desea determinar experimentalmente
esta entalpía mediante un calorímetro que contiene 100 cm 3 de HCl (aq), similar al
usado en el laboratorio, cuya constante es 0,03 kcal K -1 (incluyendo el termómetro),
utilizando un termómetro graduado al 0,1° C. ¿Cuál es la mínima masa de MOH (s) que
debe pesarse si se desea que el error cometido en la determinación de ∆T sea menor del
5% Desprecie el error de la constante del calorímetro.
Datos: Ar M = 23; Ar O = 16; Ar H = 1; Capacidad calorífica del agua = 1,00 cal g -1 K -1 .
7) En el mismo calorímetro del ejercicio anterior se neutralizan 70 cm 3 de HCl 0,01 M
con 30 cm 3 de NaOH 0,02 M. Sabiendo que el ∆H de neutralización es -13,6 kcal por
mol de agua formada, calcule la variación de temperatura producida en el calorímetro.
Considere que las soluciones de ácido y base son lo suficientemente diluidas como para
que en el proceso de mezclado de las mismas pueda despreciarse el calor de dilución.
Suponga que la densidad y la capacidad calorífica de las soluciones son los del agua
pura.
8) Explique por qué todas las reacciones de neutralización de ácido fuerte con base
fuerte tienen un valor de ∆H = -13,6 kcal mol -1 .
li

Química General e Inorgánica I – Introducción –
'
(&
Objetivo
Introducción
Determinación de masas molares a partir del descenso del
punto de solidificación de una solución respecto del solvente
puro.
El agregado de un soluto no volátil a un solvente hace descender el punto de
solidificación (descenso crioscópico) o ascender el punto de ebullición (ascenso
ebulloscópico) del mismo. En este caso vamos a basarnos en el descenso crioscópico.
Llamando T sv a la temperatura de solidificación del solvente puro y T sn a la
temperatura de solidificación (o de fusión) de la solución, se define como descenso
crioscópico, c a:
c = T sv – T sn
El signo de c es siempre positivo.
Si la solución es diluida (comportamiento cercano al ideal), se puede escribir:
c = K c·m
Donde m es la molalidad de la solución y K c es la constante crioscópica molal del
solvente (ºC· Kg·mol -1 ).
Los valores de K c se encuentran tabulados para distintos solventes. Cuanto
mayor sea el valor de K c , mayor será el valor de c para una dada molalidad y por lo
tanto, menor el error relativo en su medición. Siempre conviene utilizar un solvente que
tenga K c lo más grande posible.
Solvente Punto de Fusión (ºC) K c (ºC·Kg·mol -1 )
Agua 0 1.86
Benceno 5.48 5.12
Ácido acético 16.6 3.90
Nitrobenceno 5.7 7.00
Fenol 43 7.4
Naftaleno 80.2 6.9
En esta experiencia se determina la masa molar de una sustancia desconocida
luego de haber determinado la constante crioscópica molal del solvente utilizado. A
partir de la ecuación anterior y considerando la definición de molalidad:
lii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
θ w
m =
K w
c st
=
c
sv
• 1000
• M
st
M
st
=
w
st
.1000.K
w
sv
. θ
c
c
Conociendo w st (masa de soluto) y w sv (masa de solvente) y determinando
experimentalmente θ c se puede determinar M st (la masa molar del soluto) o bien
conociendo de qué soluto se trata se puede determinar K c .
Parte experimental
Materiales y reactivos
- Ciclohexano
- p-nitrotolueno
- Termómetro con una resolución de 0,1 °C
- Tubo de crioscopía
- Vaso de precipitados de 150 cm 3
- Agarradera metálica
- Pie universal
- Hielo
ciclohexano (C 6 H 12 ) para-nitrotolueno (C 7 H 7 NO 2 )
Precauciones de seguridad
El ciclohexano es inflamable. No se deben tener llamas o mecheros
funcionando durante el transcurso de la práctica. Mantener las botellas de
ciclohexano tapadas lo máximo posible para minimizar los vapores y olores.
En caso necesario trabajar en campana.
Disposición de residuos
Las soluciones de ciclohexano se deben disponer en botellas adecuadas
para ello. Estas botellas deben estar en la campana de laboratorio. Mantener
también estas botellas tapadas.
liii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
1. Determinación de la temperatura de fusión del ciclohexano
Pesar un tubo de crioscopía vacío, añadir aproximadamente 10 mL de
ciclohexano y pesar de nuevo el tubo.
Colocar mediante una agarradera el tubo conteniendo el ciclohexano en un
baño de agua – hielo en un vaso de precipitados de 150 cm 3 . La base del tubo debe
estar a 2 cm del fondo del vaso. Agitar el ciclohexano continua y cuidadosamente con el
termómetro. Leer la temperatura cada 15 segundos, comenzando a los 8 ºC. Observar
atentamente y anotar la temperatura a la cual aparecen los primeros cristales.
Proseguir con las lecturas hasta que el sistema haya solidificado por completo. No
descartar el contenido del tubo. Puede que sea necesario secar el agua condensada en
las paredes del vaso de precipitados para poder ver claramente la formación de
cristales.
Obtener la curva de enfriamiento graficando la temperatura en función del
tiempo en base a los datos medidos experimentalmente y determinar la temperatura de
fusión del solvente.
2. Determinación de la constante crioscópica molal del ciclohexano
Pesar en un vidrio de reloj aproximadamente 0,3 g de p-nitrotolueno y
agregarlo al tubo que contiene el ciclohexano (en ningún momento debe retirarse el
termómetro del tubo que contiene el ciclohexano) y agitar hasta disolución total.
Llenar el vaso de precipitados de 150 cm 3 con hielo, añadir NaCl sólido y
rellenar con agua, dejando suficiente lugar para el tubo de ensayos. Mezclar el hielo, la
sal y el agua hasta que se disuelva lo más posible la sal. Entonces, bajar el tubo dentro
al baño de agua y sal y asegurarlo en su lugar con una agarradera. Agitar como antes
y proceder según la técnica indicada en la parte 1. Graficar la curva de enfriamiento de
la solución y determinar la temperatura de fusión de la misma.
Cuando termine las mediciones vuelque la solución en la botella de desecho de
ciclohexano ya provista. No la vuelque en las piletas.
Con estos datos calcular la constante crioscópica molal del ciclohexano, esto es
el cambio en el punto de congelación causado por 1 mol de p-nitrotolueno por
kilogramo de ciclohexano.
3. Determinación de la masa molar de un sólido desconocido
Pesar el tubo de ensayos vacío y añadir aproximadamente 10 cm 3 de
ciclohexano y pesar de nuevo el tubo.
Solicitar al docente una muestra de un compuesto orgánico desconocido. Las
mediciones del punto de congelación se hacen exactamente como en la parte 2,
utilizando aproximadamente 0.3 g de la muestra desconocida. Con estos datos calcular
liv

Química General e Inorgánica I – Introducción –
la masa molar del compuesto desconocido, usando el dato de la constante crioscópica
para el ciclohexano determinada en la parte 2.
Asegúrese de disponer las soluciones de ciclohexano en el recipiente adecuado
cuando termine.
Cuestionario
1) Represente gráficamente las curvas de presión de vapor de un compuesto en
función de la temperatura a) para las fases líquida y sólida del compuesto puro y b) para
una solución de un sólido no volátil en el compuesto líquido. Señale el descenso
crioscópico y el ascenso ebulloscópico.
2) Defina constante crioscópica y constante ebulloscópica molal y dé las unidades
correspondientes.
3) ¿Con qué método se comete menos error al determinar masas molares: con el
ebulloscópico o con el crioscópico ¿Por qué
4) ¿Qué condiciones deben cumplirse para aplicar el método crioscópico en la
determinación de la masa molar de una sustancia
5) ¿Qué tipo de error (por exceso o por defecto) se comete en la determinación de la
masa molar si:
¿la constante crioscópica real es mayor que la medida experimentalmente
¿la disolución del soluto no es completa
¿durante la fusión se evapora parte del solvente
¿el solvente está impurificado con un soluto no volátil
6) Si en la práctica de crioscopía se duplicaran tanto la masa de ciclohexano cuanto la
de naftaleno ¿se alteraría el valor obtenido ¿Por qué
7) Si el valor de la constante K c es alto, ¿aumenta la precisión del método ¿Por qué
8) ¿Tiene importancia para el descenso crioscópico la masa molar del solvente ¿Por
qué
9) Explique la forma que adopta la curva temperatura vs. tiempo para el enfriamiento
de la solución de p-nitrotolueno en ciclohexano y para el ciclohexano puro. Indique qué
porción de la curva se utiliza para determinar las temperaturas de fusión. Justifique.
10) Al determinar la curva de enfriamiento de una solución suele suceder que la
temperatura descienda primero, para luego aumentar y estabilizarse, ¿por qué
11) ¿Por qué en las curvas de enfriamiento obtenidas en el laboratorio es necesario
extrapolar los datos para obtener las temperaturas de fusión
lv

Química General e Inorgánica I – Introducción –
)
*+!,(-
Objetivo
Determinar el orden y la constante de velocidad de una reacción
química
Bibliografía M. E. Finlayson y D.G. Lee, J. Chem. Ed. 48 (1971) 473
Introducción
La oxidación de alcoholes por acción del Cr(VI) es utilizada, por ejemplo,
en los dispositivos empleados para el control de la alcoholemia en el aire exhalado
de los conductores de vehículos. La reacción química es la siguiente:
3 CH 3 CH 2 OH + 4 HCrO 4 – + 16 H + → 3 CH 3 COOH + 4 Cr 3+ + 13 H 2 O (1)
donde CH 3 CH 2 OH y CH 3 COOH son las fórmulas químicas del etanol y del ácido
acético, respectivamente, y HCrO 4 – es la del ión cromato ácido. ¿en qué productos
de uso común están presentes el etanol y el ácido acético
El ion HCrO 4 – está en equilibrio en medio ácido con el ion dicromato (Cr 2 O 7 2- )
según la siguiente reacción:
Cr 2 O 7 2– + H 2 O = 2 HCrO 4
–
(K = 3,0×10 –2 a 298 K) (2)
La reacción química (2) se equilibra en una escala de tiempo del orden de
los nanosegundos o picosegundos. Por lo tanto es indistinto emplear cromato ácido
o dicromato como reactivo, ya que en este último caso el cromato ácido necesario
para oxidar el etanol se obtendrá de inmediato a partir de la hidrólisis del
dicromato. En otras palabras, el equilibrio químico se alcanza muy rápidamente y
no constituye el paso limitante de la reacción global. La concentración de cromato
es en todo momento la concentración en equilibrio con dicromato. En las
condiciones de trabajo, despreciando las especies que podrían formarse al
protonarse ambos iones, puede considerarse que todo el cromo (VI) está como
HCrO 4 – . Por lo tanto, la absorbancia de la solución es una medida de la
concentración de este último, y puede seguirse la cinética de la reacción (1)
espectrofotométricamente.
La expresión de la ley de velocidad de la reacción (1) es:
v = k [HCrO 4 – ] a [CH 3 CH 2 OH] b [H + ] c (3)
donde a, b y c representan los órdenes de reacción con respecto al oxidante, al alcohol y
al ácido, respectivamente. Se trabajará en condiciones tales que las concentraciones del
alcohol y el ácido sean mucho mayores que la del oxidante. Bajo estas condiciones, la
variación en la concentración de los dos primeros debido al consumo producido será
lvi

Química General e Inorgánica I – Introducción –
muy pequeña y consideraremos que se mantendrán prácticamente constantes durante la
reacción. Por lo tanto, la ecuación (3) se transforma en:
donde k’ = k [CH 3 CH 2 OH] b [H + ] c
v = k' [HCrO 4 – ] a (4)
Además, la velocidad de reacción se relaciona con las concentraciones de los
reactivos y de los productos por medio de la siguiente expresión (ver ecuación 1):
v = –1/4 d[HCrO 4 – ]/dt = –1/3 d[CH 3 CH 2 OH]/dt = 1/4 d[Cr 3+ ]/dt (5)
La variación de la concentración de cromato en función del tiempo se seguirá a
partir de las medidas de la absorbancia de la solución, empleando la ley de Lambert-
Beer.
Se determinarán los órdenes de reacción respecto del ion HCrO 4 – (a) y etanol
(b), y las constantes de seudo orden k' para cada concentración de etanol por el método
integral. Usted puede hallar un resumen de ecuaciones pertinentes a este método en el
apéndice de esta guía.
Parte experimental
Materiales y reactivos
- Bureta de 10 mL (para el agregado del H 2 SO 4 4 M).
- Pipetas aforadas de 1 y 2 mL (para el agregado de las soluciones del oxidante y
el alcohol).
- Erlenmeyers de 125 mL.
- Cronómetro.
- Etanol 0,4 M y 0,8 M (soluciones acuosas).
- K 2 Cr 2 O 7 0,002 M en H 2 SO 4 4 M.
- H 2 SO 4 4 M.
Nota: Sea MUY cuidadoso al manipular la solución de H 2 SO 4 4 M.
Esquema de trabajo:
La siguiente tabla da los valores de volumen en mL a utilizar.
Experiencia K 2 Cr 2 O 7 0,002 H 2 SO 4 4 M Etanol 0,4 M Etanol 0,8 M
M
1 2 8 1 -----
2 1 9 1 -----
3 2 8 ----- 1
4 1 9 ----- 1
Medidas a realizar:
1. Encender el espectrofotómetro, seleccionar λ = 350 nm y dejarlo estabilizar durante
15 minutos.
lvii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
2. Ajustar el cero de absorbancia utilizando una cubeta con solvente puro (H 2 SO 4 4
M).
3. Colocar en un Erlenmeyer de 125 mL (limpio y seco) los volúmenes de cada
reactivo que se indican en el esquema de trabajo, agregando el alcohol en último
lugar. Inmediatamente después del agregado del alcohol disparar el cronómetro y
agitar el Erlenmeyer suavemente para homogeneizar la solución.
4. Llenar la cubeta con la mezcla de reacción y medir la absorbancia en función del
tiempo, registrando su valor cada 15 segundos. Para las experiencias 1 y 2 medir
durante aproximadamente 20 minutos y para las experiencias 3 y 4 medir durante
aproximadamente 10 minutos.
Tratamiento de resultados
1. Determinar el orden de reacción respecto del oxidante utilizando el método
integral (ver Apéndice). Para ello es necesario graficar los resultados obtenidos
considerando que dicho orden es 0, 1 o 2. Puede utilizarse cualquiera de las
experiencias realizadas. Es conveniente, sin embargo, emplear la experiencia 1.
2. Una vez determinado el orden respecto a HCrO 4 - calcular k’ para cada una de
las experiencias y con sus valores determine el orden con respecto al etanol.
3. Usando los resultados anteriores calcular los tiempos de vida media, t 1/2, para
todas las experiencias.
Cuestionario
1) ¿Qué ventajas ofrece el método experimental elegido para el estudio de la
cinética de esta reacción ¿Qué otros métodos podrían usarse
2) ¿Cómo puede emplear la medición del tiempo de vida media para la
determinación del orden de una reacción ¿Puede aplicarse este método en
cualquier circunstancia
3) ¿Qué ventajas y desventajas presenta el método diferencial comparado con el
integral para la determinación de órdenes de reacción y de constantes de
velocidad ¿Qué ventajas presenta la utilización de ambos métodos combinados
4) Sugiera alguna metodología para determinar el orden de reacción respecto del
ácido, para la reacción estudiada.
Apéndice
Las ecuaciones a aplicar para hallar el orden de reacción y la constante de
velocidad utilizando el método integral son:
a) Orden cero: v = – (1/α) d[R]/dt = k [R] = [R] 0 - α k t
[ R]
0
t1/
2
=
2α.
k
b) Orden uno: v = – (1/α) d[R]/dt = k [R] ln [R] = ln [R] 0 - α k t
ln 2
t1/
2
=
α.
k
c) Orden dos: v = – (1/α).d[R]/dt = k [R] 2 1 / [R] = 1 / [R] 0 + α k t 1
t1/
2
=
[ R]
α.
k
donde R es el reactivo, α su coeficiente estequiométrico, k la constante de velocidad y t
el tiempo.
0
lviii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
!#.#/ $0
Objetivo
Primera Parte: Observar e interpretar el efecto de distintos
factores en el estado de equilibrio. Segunda Parte: Determinar
la constante de equilibrio de la reacción de formación del ion
complejo monotiocianato férrico
PRIMERA PARTE
Introducción
En esta parte del trabajo práctico aprenderemos a reconocer algunas
reacciones de equilibrio químico particulares, tales como el equilibrio ácidobase,
el equilibrio de solubilidad o precipitación, el equilibrio de formación
de iones complejos y el equilibrio de óxido-reducción.
Parte experimental
Materiales y reactivos
- Gradilla
- Tubos de ensayo
- Pipeta
- Solución de K 2 CrO 4 0,1 M
- Solución de H 2 SO 4 1 M
- Solución de NaOH 1 M
- Solución de FeCl 3 0,01 M
- Solución de KSCN 0,01 M
- Solución de SnCl 2 0,01
- Solución de AgNO 3 0,1 M
- Solución de NaCl 0,1 M
- Solución de KI 0,1 M
- Solución de NH 3 (conc)
- Solución de CuSO 4 0,01 M
- Solución de Na 2 CO 3 0,1 M
- Solución de Na 2 SO 4 0,1 M
- Solución de BaCl 2 0,1 M
- Solución de HCl (conc.)
- Solución de ZnSO 4 0,1 M
lix

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Desarrollo de la práctica
1) En un tubo de ensayos colocar aproximadamente 2 cm 3 de solución
de K 2 CrO 4 0,1 M y agregar gotas de H 2 SO 4 1 M. Observar. Agregar luego
gotas de NaOH 1 M y observar.
2) En un tubo de ensayos conteniendo aprox. 5 cm 3 de agua agregar 5
gotas de solución de FeCl 3 0,01 M y 5 gotas de solución de KSCN 0,01 M.
Dividir la solución en 4 tubos, reservar el primero como testigo y agregar al
segundo gotas de FeCl 3 0,01 M, al tercero gotas de KSCN 0,01 M y al cuarto
gotas de solución de SnCl 2 0,01 M. Comparar.
3) Colocar en sendos tubos de ensayo 0,5 cm 3 de solución de NaCl 0,1
M y solución de KI 0,1 M. Agregar a ambos tubos gotas de solución de
AgNO 3 0,1 M y posteriormente, a ambos tubos, gotas de NH 3 (conc.).
Comparar.
4) Colocar en un tubo de ensayo 1 cm 3 de solución de FeCl 3 0,01 M y
en otro igual volumen de solución de CuSO 4 . 0,01 M. Agregar gota a gota a
ambos tubos solución de NH 3 (conc.). Comparar.
5) Colocar en un tubo de ensayos 1 cm 3 de solución de Na 2 CO 3 0,1 M y
en otro 1 cm 3 de solución de Na 2 SO 4 0,1 M. Agregar a ambos gotas de
solución de BaCl 2 0,1 M y posteriormente gotas de HCl (conc). Comparar.
SEGUNDA PARTE
Bibliografía Journal of Chemical Education 40, 71 (1963)
Introducción
La reacción de formación del ion complejo monotiocianato férrico,
Fe(SCN) 2+ , a partir de ion tiocianato, SCN-, y férrico, Fe 3+ , se describe
mediante la siguiente ecuación:
SCN- (ac) + Fe 3+ (ac) = Fe(SCN) 2+ (ac)
Para determinar la constante de equilibrio de la misma se debe conocer la
concentración de cada una de las especies presentes en el equilibrio. El ion
lx

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Fe(SCN) 2+ es la única especie coloreada que se forma en concentración
apreciable en las condiciones de reacción de este trabajo práctico, y por lo
tanto, es la única especie presente que presenta absorción en la región visible
del espectro electromagnético. Por ello, su concentración se puede medir
espectrofotométricamente. Las concentraciones de las otras especies pueden
calcularse a partir de ésta mediante relaciones estequiométricas.
Equipo a utilizar y procedimiento
Se utilizará un espectrofotómetro de absorción ultravioleta-visible
monohaz.
1) Seleccionar la longitud de onda a la cual se determinará la
transmitancia de la muestra (para este caso λ = 450 nm).
2) Ajustar el cero de absorbancia con el solvente a utilizar, "blanco".
3) Colocar la cubeta con la muestra y medir la absorbancia.
Técnica
En un matraz aforado de 100,0 mL colocar 10,00 mL de KSCN 0,001
M medidos con pipeta aforada y 25,00 mL de HClO 4 2M (también usando
pipeta aforada) y llevar a volumen. Los pasos que se enumeran a
continuación conviene realizarlos al lado del espectrofotómetro donde se
realizarán las mediciones correspondientes.
Tomar una porción de 10,00 mL de dicha solución, agregar 0,1 mL de
Fe(NO 3 ) 3 0,2 M en ácido perclórico 0,5 M, agitar con varilla para
homogeneizar e inmediatamente transferir a la cubeta para la medición
espectrofotométrica (usar pipeta graduada de 1 mL). Repetir agregando 0,2;
0,3; 0,4; 0,5; 0,6; 0,7; 0,8 mL de Fe(NO 3 ) 3 .
Nota: es importante medir estos volúmenes con mucha exactitud, ya que pequeños
errores conducen a serios problemas en los resultados del trabajo práctico.
Análisis de los datos
El ion tiocianato reacciona con el ion Fe 3+ en solución ácida formando
una serie de complejos:
Fe 3+ + SCN- = Fe(SCN) 2+
Fe(SCN) 2+ + SCN- = Fe(SCN) 2
+
etc.
Si la concentración de ion tiocianato se mantiene baja, la
concentración de los iones complejos Fe(SCN) (3-n)+
n con n ≥ 2 es muy
lxi

Química General e Inorgánica I – Introducción –
pequeña, y se puede suponer que el único ion complejo presente en el
equilibrio es el monotiocianato férrico (n = 1).
El procedimiento consiste en agregar cantidades variables de una
solución conteniendo Fe 3+ a un volumen conocido de solución conteniendo
SCN-. Al aumentar la cantidad de Fe 3+ agregado, aumenta la concentración
de monotiocianato férrico, y la solución se torna cada vez más coloreada (es
decir, aumenta su absorbancia).
La determinación se realiza a una longitud de onda donde el ion
Fe(SCN) 2+ es la única especie que absorbe. Según la ley de Lambert-Beer:
A = ε.b.[Fe(SCN) 2+ ] eq (1)
Donde ε es el coeficiente de absorción molar del compuesto y b el paso óptico
de la cubeta. Las concentraciones de las otras especies en el equilibrio
pueden obtenerse a partir de los siguientes balances de masa:
[SCN - ] o = [SCN - ] eq + [Fe(SCN) 2+ ] eq (2)
[Fe 3+ ] o = [Fe 3+ ] eq + [Fe(SCN) 2+ ] eq (3)
donde el subíndice “0” indica concentración inicial y el subíndice “eq”, el
valor en equilibrio. La constante de equilibrio correspondiente a la
formación del ion Fe(SCN) 2+ se puede escribir como:
2+
[ FeSCN ]
+ −
[ Fe ][ SCN ]
K =
3
donde los corchetes representan la concentración molar de las respectivas
especies en el equilibrio.
Nota: Los equilibrios en los que participan especies iónicas son afectados por
la presencia de todos los iones en la solución. La fuerza iónica, una forma de
expresar la concentración iónica total, se define como:
I = 1 2
Ci
. z
2 i
donde C i
representa la concentración de cada especie y z i
su carga.
i
Estrictamente, la constante de equilibrio termodinámica es el cociente de las
actividades de cada especia en el equilibrio y no el de sus concentraciones.
Cuando la fuerza iónica es baja la actividad de cada especie es muy parecida
a su concentración y el cociente de concentraciones tiende al valor de la
verdadera constante termodinámica, que es el que se obtendría por
extrapolación a fuerza iónica nula. Notar que en el trabajo práctico las
mediciones se realizan a fuerza iónica constante y elevada. En estas
condiciones, las correcciones necesarias exigen conocimientos que van más
allá del alcance de la materia. La constante de equilibrio obtenida es válida,
estrictamente, sólo en estas condiciones de fuerza iónica.
(4)
lxii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Relacionando (2), (3) y (4) se obtiene:
2+
[ FeSCN ]
K =
(5)
3+
2+
−
2+
([
Fe ] −[
FeSCN ])([
SCN ] −[
FeSCN ])
0
La constante de equilibrio podría calcularse si se conociera la concentración
del complejo, pero para ello habría que conocer su coeficiente de absorción
molar, dado que lo que se mide es la absorbancia (ecuación 1). La
determinación de ε requiere obtener una solución de complejo de
concentración conocida. Una posible forma de lograrlo consiste en utilizar
un gran exceso de alguno de los reactivos para desplazar completamente el
equilibrio hacia la formación del complejo. Sin embargo, en este caso se
generarían los siguientes problemas: a) si se agrega un gran exceso de ion
SCN- se obtendrían complejos con n ≥ 2; b) en exceso de ion Fe 3+ , dado que
hay que agregar cantidades grandes de este ión, la fuerza iónica de la
solución sería diferente.
Veremos sin embargo que K y ε pueden determinarse
simultáneamente reordenando la ecuación (5) y realizando una
aproximación cuya validez puede ser verificada a posteriori. Debido a que en
las condiciones del trabajo práctico [SCN-] o es mucho menor que [Fe 3+ ] o , se
puede suponer que la concentración de Fe 3+ no varía apreciablemente por la
formación del ion complejo, es decir [Fe 3+ ] ≈ [Fe 3+ ] o . Matemáticamente esto
equivale a suponer [Fe(SCN) 2+ ]

Química General e Inorgánica I – Introducción –
concentración de todas las especies para cada punto de la recta y verificar la
suposición hecha para obtener la ecuación (6).
Cuestionario
1) Justifique mediante las reacciones químicas apropiadas por qué es
necesario trabajar en medio ácido fuerte.
2) ¿Se puede reemplazar el HClO 4 por HCl o por HNO 3
3) Prediga cómo se modificaría la posición del equilibrio si:
- se aumenta la temperatura.
- se agrega KSCN.
- se diluye la solución a la mitad con solución de HClO 4 .
4) ¿Qué error se cometería (por exceso o por defecto) si la sal con la que se
prepara la solución de tiocianato fuera higroscópica y esto no se tomara en
cuenta
5) La constante de equilibrio para la siguiente reacción:
Fe(SCN) 2+ + SCN- = Fe(SCN) 2
+
vale 13 cuando la concentración se expresa en unidades molares. Calcule la
concentración de Fe(SCN) 2 + en una solución obtenida al agregar 5 mL de
solución de Fe 3+ de acuerdo a lo indicado en la parte experimental. Discuta si
es válido no tomar en cuenta este equilibrio. ¿Qué error se cometería en la
determinación de K si la concentración de SCN- fuera muy alta y este
equilibrio no fuera tomado en cuenta
6) ¿Por qué las determinaciones se realizan a 450 nm ¿Cómo lo demostraría
experimentalmente
lxiv

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Objetivo
1
Aplicar los conceptos adquiridos en el trabajo práctico de
equilibrio químico al caso particular del equilibrio ácido-base.
Tomar contacto con el procedimiento de la titulación,
conociendo el uso de indicadores ácido-base y familiarizándose
con los conceptos de punto final, hidrólisis y curvas de titulación.
Manipular material volumétrico. Catalogar sustancias conocidas
como ácidas, básicas o neutras. Familiarizarse con el concepto de
soluciones reguladoras y su utilidad y con el de ácidos
polipróticos.
Introducción
1. Titulación
La titulación es una de las técnicas más comunes en la química analítica
para la determinación de la concentración de sustancias en solución. El
conocimiento de esta técnica es esencial en el laboratorio químico.
Dada una solución ácida, puede determinarse su concentración conociendo
el volumen requerido para neutralizarla con una solución básica de concentración
conocida (titulación ácido-base). Para reconocer el punto final de la titulación se
puede utilizar un indicador que cambie de color al pasar de una solución básica a
una ácida o a la inversa. Un ejemplo es la fenolftaleína, que pasa de color rosa en
medio básico a incolora en medio ácido. En el punto de viraje, llamado "punto
final", se considera que el número de moles de ácido monoprótico y de base
monohidroxílica que han reaccionado es el mismo. Midiendo los volúmenes de
ambas y conociendo la concentración de una de ellas, se puede conocer la
concentración de la otra.
2. Uso correcto de la bureta
Las buretas deben estar perfectamente limpias para que las mediciones de
volúmenes sean reproducibles en todas las titulaciones. Si es necesario engrasar la
llave, deberá usarse la menor cantidad posible de grasa o vaselina para lubricarla.
Si la llave es de teflón debe extraerse y limpiarse perfectamente, tanto la llave como
la superficie de vidrio, eliminando las partículas de polvo que podrían rayar la
superficie de teflón al girar la llave. Al insertar la llave debe obtenerse un ajuste
correcto, ya que si queda demasiado floja puede haber pérdidas.
La bureta debe estar limpia. Lavarla con pequeñas porciones de solución
tituladora antes de llenarla, descartando cada vez la solución en un vaso. Utilizar
un embudo apropiado y verificar antes de los lavados o el llenado que la llave esté
cerrada. Finalmente, llenar la bureta con solución tituladora hasta sobrepasar el
enrase.
lxv

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Colocar un recipiente bajo la bureta y abrir la llave por completo
permitiendo que el líquido fluya rápidamente. Con esto se logra que la porción
debajo de la llave se llene completamente, sin que queden burbujas de aire
atrapadas. Cuando esto se logra, cerrar rápidamente la llave y enrasar en cero mL
de la forma que se indica en el Trabajo Práctico No. 0.
Al terminar de usarla, la bureta debe lavarse y enjuagarse con agua
corriente y luego con agua destilada. En el caso de emplear soluciones alcalinas,
quite la llave para asegurar su limpieza.
3. Cómo actúan los indicadores
Los indicadores ácido-base son compuestos orgánicos que presentan la
particularidad de variar su color dependiendo de la concentración de protones o
pH de la solución. Para determinar el pH se observa el color que toman en la
solución distintos indicadores. Conociendo el rango en que vira cada indicador es
posible ubicar el pH de la solución entre dos valores próximos.
Con ayuda de bibliografía adecuada completar la siguiente tabla:
Indicador Rango de viraje Cambio de
color
Fenolftaleína
Naranja de metilo
(Heliantina)
Rojo de metilo
Azul de
bromotimol
Tornasol
Violeta de metilo
Alizarina R
4. Medición del pH mediante el empleo de un pH-metro
El método más adecuado para la medición del pH consiste en medir el
potencial que se desarrolla a través de una delgada membrana de vidrio que
separa dos soluciones con distinta concentración de protones (H + ).
Este fenómeno se ha estudiado ampliamente y se conoce la sensibilidad y
selectividad de las membranas de vidrio frente al pH. Además se han desarrollado
electrodos de membrana que permiten cuantificar la concentración de iones tales
como K + , Na + , Li + , Ca 2+ y F - .
En la Figura 1 se muestra una celda (electrodo combinado) para medir el
pH. Esta celda consiste en un bulbo delgado de vidrio (precaución, es muy frágil) en
contacto con la solución a medir y con un electrodo de referencia interno
sumergido en una solución de pH fijo. El circuito se cierra con otro electrodo de
lxvi

Química General e Inorgánica I – Introducción –
referencia, en contacto con la solución a medir a través de una junta porosa,
formando la celda cuya diferencia de potencial está relacionada con el pH de la
solución.
electrodo de
referencia en contacto
junta
electrodo de referencia
interno en solución de
bulbo (membrana de
FIGURA 1
Esta celda puede describirse mediante la siguiente notación:
Ag / AgCl(s) / KCl,H + / M / S / J / KCl / AgCl(s) / Ag
A la izquierda se encuentra el electrodo de referencia interno sumergido en a
solución de pH fijo. Esta solución está en contacto con la cara interna de la
membrana de vidrio M. Su cara externa está en contacto con la solución S, cuyo
pH se quiere medir. La junta porosa J, que puede reemplazarse por un puente
salino, separa esta solución del segundo electrodo de referencia ubicado a la
derecha.
Se ha encontrado que el potencial de esta celda depende de las actividades
(o en primera aproximación de las concentraciones) de H + a cada lado de la
membrana:
E = Q + 0.0591 log(a 1 /a 2 )
donde Q es una constante, 1 se refiere a la solución cuyo pH se quiere determinar y
2 a la solución interna. Como la solución interna tiene actividad de H + constante, se
tiene que:
E = L - 0.0591 pH
donde L es otra constante. Es importante destacar que a 2 es un valor fijo, con lo
cual la diferencia de potencial medida refleja el pH de la solución incógnita.
El pH-metro posee, además del sistema detector ya descrito, un dispositivo
de lectura con dos escalas: una en unidades de voltaje y otra en unidades de pH. La
medida del pH se realiza en forma relativa, comparando la lectura para la solución
incógnita contra patrones, que son soluciones de pH conocido. Esto permite
conocer la constante L, que relaciona ambas escalas.
lxvii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Procedimiento (antes de comenzar, pida instrucciones al docente respecto del manejo
del equipo):
1. Encienda el equipo y déjelo estabilizar (el tiempo requerido para esto depende
de cada equipo).
2. Lave el electrodo combinado con cuidado para evitar roturas y déjelo sumergido
en agua destilada
3. Seque suavemente el electrodo con papel absorbente.
4. Sumérjalo en el patrón de pH 7 y ajuste el equipo hasta leer el pH
correspondiente en la escala. Espere unos segundos para ver si la lectura se
mantiene constante.
5. Lave y seque el electrodo nuevamente.
6. Repita el paso 4 con el otro patrón (por ejemplo, pH 4).
7. Repita el paso 5.
8. Sumerja el electrodo combinado en la solución incógnita y lea en la escala el pH
de la misma.
9. Al finalizar lave cuidadosamente el electrodo y déjelo sumergido en una solución
de KCl. No dejar el electrodo seco durante períodos prolongados.
Es recomendable verificar que la lectura para los patrones no se ha
modificado. De ser así, ajuste nuevamente y repita la medición; esto puede ocurrir
por falta de estabilización del equipo.
Parte Experimental
A. Titulaciones
1. Medición del pH de soluciones mediante el empleo de una
escala de referencia
Los alumnos deberán traer al laboratorio muestras cuyo pH les interese
conocer. Puede tratarse de líquidos o sólidos a partir de los cuales se prepararán
soluciones
Muestras líquidas (agua, alcohol, gaseosas, jugo de frutas, detergente,
lavandina, jabón, té, café, etc.): Colocar en sendos tubos de ensayo 2 o 3 mL de
cada muestra.
Muestras sólidas (azúcar, sal, jabón, aspirina, etc.): Preparar soluciones
acuosas y colocar en tubos como en el caso anterior.
Agregar a cada líquido o solución 5 gotas de indicador universal y comparar los
colores con los de la escala de referencia registrando sus observaciones.
Es importante que las soluciones que analice no tengan una coloración que
pueda dificultar la observación del color que adquiere el indicador.
Clasificar las sustancias estudiadas en ácidas, básicas o neutras y presentar
un cuadro.
lxviii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
2. Determinación del porcentaje en peso/volumen (% p/v) de ácido
acético en vinagre
El vinagre es esencialmente una solución diluida de ácido acético en agua.
El ácido acético (CH 3 COOH, escriba la fórmula desarrollada, ¿cuál es el
hidrógeno ácido) es un ácido monoprótico cuya masa molar es 60 g.mol -1 .
Mida 2 mL de vinagre de alcohol con una pipeta aforada y colóquelo en un
matraz Erlenmeyer de 125 mL. Agregue 50 mL de agua y 5 gotas de solución de
fenolftaleína. Titule con una solución valorada de hidróxido de sodio (NaOH) 0,1
M hasta viraje del indicador.
3. Curva de titulación potenciométrica
Con el objeto de analizar los cambios de pH durante una titulación se
titulará un ácido débil (ácido acético) con una base fuerte (hidróxido de sodio,
NaOH). El pH de la mezcla de reacción se medirá con un pH-metro durante toda
la experiencia.
Mida 10 mL de ácido acético 0,5 M con una pipeta aforada y colóquelo en
un matraz de 50 mL. Lleve a volumen con agua destilada. Trasvase esta solución a
un vaso de 100 mL. Agregue tres gotas de solución de fenolftaleína. Comience a
agregar desde una bureta solución de hidróxido de sodio 0,5 M en pequeñas
cantidades (entre 0,5 mL y 1,0 mL al comienzo y luego la menor cantidad que
pueda). Anote el volumen agregado y el pH medido. (Usted ya aprendió cómo es
una curva de titulación y sabe que en la zona cercana al punto equivalente un
pequeño agregado de solución tituladora produce una gran variación en el pH).
Téngalo en cuenta para saber cuánto volumen de NaOH dispensar a la solución de
CH 3 COOH.
Construya una tabla en la que figuren el pH medido y el pH teórico en
función del volumen dispensado. Grafique ambos resultados.
B. Ácidos polipróticos y soluciones reguladoras (o buffer)
1. Comprobación de la capacidad reguladora de soluciones
Se trabajará con una solución provista por el laboratorio que ha sido
preparada disolviendo 0,4 moles de fosfato diácido de sodio (NaH 2 P0 4 ) y 0,4 moles
de fosfato monoácido de sodio (Na 2 HPO 4 ) y agregando agua hasta completar el
volumen de 1 L.
Preparar una nueva solución tomando 5 mL de la solución anterior con una
pipeta aforada, vertiéndolos en un matraz aforado de 50 mL y agregando agua
hasta enrasar.
Preparar una tercera solución tomando 1 mL de la solución original con
una pipeta aforada, vertiéndolos en un matraz aforado de 100 mL y agregando
agua hasta enrasar.
De esta manera dispondrá de tres soluciones reguladoras de distinta
concentración.
lxix

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Empleando una pipeta aforada, colocar 25 mL de la primera solución
reguladora en un vaso de precipitados pequeño. Medir el pH con el pH-metro y
tomar nota del mismo. Agregar 1 mL de solución de ácido clorhídrico (HCl) 0,5 M
con pipeta aforada, agitar y medir el pH nuevamente. Proceder de la misma forma
con las otras dos soluciones.
Repetir la experiencia para las tres soluciones, pero empleando esta vez
solución de hidróxido de sodio (NaOH) 0,5 M en lugar de ácido clorhídrico.
Construir una tabla con los valores obtenidos. ¿Qué relación encuentra entre la
concentración de la solución y la capacidad reguladora
Repetir la experiencia usando 15 mL de solución de cloruro de sodio (NaCl)
1 M en lugar de la solución de NaH 2 P0 4 y Na 2 HPO 4 . ¿Qué conclusión puede sacar
acerca de la capacidad reguladora del NaCl
2. Preparar soluciones reguladoras de un dado pH
A partir de una solución de KH 2 PO 4 1/15 mol/L y otra de K 2 HPO 4 1/15
mol/L deberán preparar 50 mL de soluciones reguladoras de pH 6, 7 y 8.
Para poder realizar esto en el laboratorio deberán traerse los cálculos del volumen
necesario para preparar cada una de las soluciones, utilizando para ello la ecuación de
Henderson-Hasselbach
Con un pH-metro, verifique el pH de las soluciones reguladoras
preparadas. Discuta los resultados. Los valores de las constantes de acidez (Ka) del
ácido fosfórico son:
Ka 1 = 7,5×10 -3 Ka 2 = 6,2×10 -8 Ka 3 = 4,8×10 -13
Cuestionario
1) Un estudiante encuentra un frasco de NaOH (s) que alguien dejó destapado. El
hidróxido de sodio, que es higroscópico, ha absorbido humedad del aire. El
estudiante desea determinar cuánto NaOH existe realmente en la muestra
humedecida. Para ello determina que, después de disolver 10 g del sólido en 25 mL
de agua, se requieren 74,0 mL de HCl 3,0 M para titularlo. ¿Cuál es la pureza del
NaOH expresada como porcentaje
Rta: 88,8%
2) Un químico mide 25,0 mL de un ácido monoprótico y le agrega un indicador
adecuado. Por medio de una bureta, le añade lentamente NaOH 0,2 M. Al obtener
un cambio permanente de color, se han consumido 35,2 mL NaOH. ¿Cuál es la
concentración del ácido
Rta: 0,282 M
3) ¿Qué error se introduciría en una titulación si una burbuja de aire quedara
atrapada en el pico de la bureta y desapareciera durante la titulación
4) Para el siguiente equilibrio, en el que HIn es la forma ácida de un indicador:
HIn = In - + H + K HIn =10 -5
lxx

Química General e Inorgánica I – Introducción –
a) si el pH es 6, ¿cuánto vale la relación de concentraciones [HIn]/[In]
b) ídem para pH 8.
c) ¿qué pH se requiere para que la relación de concentraciones: [HIn]/[In] i) sea
mayor que 10 y ii) sea menor que 0,1
5) Indicar cuándo puede usar fenolftaleína como indicador.
6) Para la titulación de cada una de las siguientes soluciones:
a) HCl 0,1 M con NaOH 0,1 M
b) NH 3 (amoníaco) 0,1 M con HCl 0,1 M (pKb = 4,75)
c) HAc (ácido acético) 0,1 M con NaOH 0,1 M (pKa = 4,75)
¿qué indicador de los siguientes elegiría para cometer menos error Justificar.
Indicador A: pK In = 4.9 Indicador B: pK In = 8.6
Indicador C: pK In = 6.8 Indicador D: pK In = 3.2
7) Se titulan 20 mL de NaOH 0,1 M con HCl 0,2 M utilizando fenolftaleína como
indicador:
a) ¿cuál es el pH en el punto de equivalencia
b) completar el siguiente cuadro:
Volumen de HCl
agregado
0
5
10
20
pH
color de la
solución
Repetir el problema para la titulación de 20 mL de HAc (Ka = 1,8×10 -5 ) con NaOH
0,1 M.
8) ¿A qué pH se debe ajustar una solución saturada de ácido sulfhídrico (H 2 S) 0,1
M para lograr que [S 2- ] = 1,0 × 10 -9 M
9) ¿Cuál es el pH de una solución 0,10 M en ácido perclórico (HClO 4 ) y 0,10 M en
perclorato de potasio (KClO 4 ) ¿Se trata de una solución reguladora El HClO 4 es
un ácido fuerte.
10) De acuerdo a los ensayos realizados en el laboratorio, ¿en qué condiciones diría
que es válida la ecuación de Henderson-Hasselbach
11) Calcular el volumen y las concentraciones de acetato de sodio y HCl necesarios
para hacer 100 mL de un buffer de pH 4,9 tal que el agregado de 1 mL de NaOH
1,0 M cambie el pH en una unidad (considerar que el volumen no cambia por el
agregado de NaOH).
Consejo: ver el cambio en la relación [HAcO]/[AcO - ] antes y después del agregado
de NaOH. Para el cálculo puede considerar que toma volúmenes iguales de acetato
de sodio y HCl o la relación entre ellos que más le guste.
lxxi

Química General e Inorgánica I – Introducción –
2
Objetivo Analizar la influencia de la temperatura sobre la solubilidad de un
soluto y calcular la constante producto de solubilidad de una sal
Introducción
Se calculará Kps del iodato de calcio, Ca(IO 3 ) 2 , determinando la
concentración del ión IO 3 - en una solución saturada de esta sal en agua. Para el
cálculo se tendrá en cuenta que el equilibrio de solubilidad está representado por
la reacción:
Ca(IO 4 ) 2 (s) = Ca 2+ (ac) + 2 IO 4 3- (ac)
y que, en ausencia de otros iones se verifican los siguientes balances de masa:
[IO 3 - ]= 2s o y [Ca 2+ ] = s o
donde s o es la solubilidad de la sal en mol / L, que se calcula en base a la
concentración de IO 3 - . Finalmente, Kps se calcula según.
K PS = [IO 3 - ] 2 [Ca 2+ ] = [2s o ] 2 .s o = 4s o
3
Esta relación es válida únicamente para soluciones saturadas diluidas. El
valor de Kps depende de la temperatura. El cálculo es válido para soluciones
saturadas de electrolitos poco solubles (del orden de 10 -2 mol / L). Para
solubilidades mayores debe tenerse en cuenta la interacción entre los iones,
multiplicando cada concentración por un factor propio del ión y del medio en que
se encuentra (factor de actividad, cuyo valor tiende a uno para soluciones
diluidas).
1. Influencia de la temperatura sobre la solubilidad
Colocar en un tubo de ensayos 1 mL de una solución 10 -3 M de nitrato de
plomo, Pb(NO 3 ) 2 , y agregar gota a gota una solución 0,1 M de KI hasta la
aparición de precipitado. Agitar con varilla para homogeneizar. Calentar
suavemente hasta disolución total. Dejar enfriar en gradilla y verificar la
recristalización. Comentar todo lo observado.
2. Determinación de la masa de clorato de potasio en una muestra
Colocar en un tubo de ensayo limpio y seco la muestra de clorato de potasio.
Medir lo más exactamente posible, mediante una pipeta, 5,0 mL de agua destilada
(densidad 1,000 g.cm -3 ) y colocarla en el tubo. Introducir el termómetro y calentar
lxxii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
en baño de agua hasta que la sal se haya disuelto totalmente. Agitar suavemente
para facilitar la disolución de la sal y homogeneizar la temperatura (solución 1).
Sacar el tubo del baño de agua y exponer al aire para que se enfríe lentamente
mientras se agita continuamente. Observar cuidadosamente y anotar la
temperatura a la cual aparecen los primeros cristales, T 1 , la temperatura de
saturación de la solución.
Calentar apenas hasta redisolver el sólido y repetir cuidadosamente la
lectura de precipitación de los primeros cristales. En el mismo tubo de ensayo
añadir otros 5,0 mL de agua destilada (solución 2) y repetir el procedimiento de
calentamiento, enfriamiento al aire y lectura a la cual aparecen los cristales, T 2 .
Llevar el volumen de agua a 15,0 mL (solución 3) y repetir las operaciones
de calentamiento, enfriamiento y lectura de la temperatura, T 3 .
A partir de los valores de la siguiente tabla:
Temperatura
( o C)
Solubilidad (g st/100 g
agua)
0 3,3
10 5,0
20 7.4
30 10,5
40 14,0
50 19,3
60 24,5
70 31,5
80 38.5
90 48.0
100 57.0
representar gráficamente la curva de solubilidad del KClO 3 y buscar las
composiciones de las soluciones 1, 2 y 3 correspondientes a las temperaturas
leídas.
Calcular la masa de KClO 3 utilizada relacionándola con las composiciones
halladas y las masas de agua agregadas.
3. Determinación de la concentración de IO 3
-
Medir cuidadosamente, usando una pipeta aforada, 10,00 mL de una
solución saturada de Ca(IO 3 ) 2 y trasvasar a un Erlenmeyer limpio de 250 mL.
Agregar 20 mL de agua y 0,3 g de KI. Una vez disuelto el KI, adicionar 2 mL de
H 2 SO 4 2 M y titular con solución 0,100 M de tiosulfato de sodio (Na 2 S 2 O 3 ). Antes
que desaparezca el color amarillento del yodo formado, agregar 2 mL de almidón
soluble al 2 % y seguir titulando hasta desaparición del color azul.
Nota: Realizar la experiencia por duplicado y repetirla hasta obtener concordancia
entre los resultados de dos determinaciones sucesivas.
lxxiii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Cuestionario:
1) Analizar en detalle las partes de la curva de solubilidad interpretando cada zona
del gráfico.
2) ¿Qué es una solución sobresaturada ¿Por qué se habla de un estado
metaestable
3) ¿A qué tipo de sustancias pueden pertenecer las siguientes curvas de
solubilidad
S
S
T
¿Qué forma tendrá la curva de solubilidad de un soluto gaseoso
T
4) Indicar qué tipo de error se comete (por exceso o por defecto) en la
determinación de la masa incógnita, si:
a) parte del agua se evapora.
b) no se hubiera observado la aparición de cristales inmediatamente y, en su
lugar, se hubiese esperado hasta la aparición de gran porción de soluto.
c) el termómetro proporciona lecturas más elevadas que las reales.
d) el soluto es volátil.
5) En la determinación de la masa de KClO 3 , ¿influye el cambio de la densidad del
agua con la temperatura
6) Decidir si dos sales A 2 B y A 3 B que tienen el mismo Kps deben tener la misma
solubilidad en las mismas condiciones.
7) El mercurio univalente, Hg + , se halla en solución acuosa como Hg 2 2+ . Escribir la
expresión del producto de solubilidad para el sulfato de Hg(I) y para el yoduro de
Hg(I).
8) Ordenar las soluciones saturadas de las siguientes sales en orden decreciente de
la concentración de Ag + :
AgCl Kps = 10 -10 Ag 2 S Kps = 6 × 10 -50
AgI Kps = 8 × 10 -17 Ag 2 CrO 4 Kps = 10 -12
lxxiv

Química General e Inorgánica I – Introducción –
3
*
Objetivo
Estudiar la espontaneidad de reacciones rédox. Determinar la
fuerza relativa de agentes oxidantes y reductores. Medir la
fuerza electromotriz (f.e.m.) de una serie de pilas formadas por
electrodos metálicos en soluciones de sus propios iones.
Construir una escala relativa de potenciales de electrodo y
utilizarla para interpretar la tendencia de los metales a
disolverse en solución ácida. Realizar experiencias de electrólisis
y verificar las leyes de Faraday.
Introducción
Se estudiarán distintos aspectos de las reacciones rédox. En primer lugar se
determinará la tendencia relativa de algunos metales a oxidarse o reducirse,
analizando la espontaneidad de una serie de reacciones. Luego se profundizará
este estudio obteniendo los valores cuantitativos de los potenciales de reducción a
partir de uno conocido. Se analizará la posibilidad de obtener energía a partir
estas reacciones y de utilizar la energía eléctrica para producir reacciones
químicas, de forma tal de determinar la relación cuantitativa entre la carga que
circula por un sistema y la cantidad de producto que se obtendrá de la reacción.
Finalmente se clasificarán sustancias en conductoras y no conductoras de la
corriente eléctrica.
1. Reacciones rédox
a) En 6 tubos de ensayo limpios mezclar los reactivos según el esquema
siguiente:
Tubo 1 3 ml de Zn(NO 3 ) 2 0,1 M + una chapita de cobre pulido y
brillante
Tubo 2 3 ml de CuSO 4 0,1 M + una chapita de cinc
Tubo 3 3 ml de Zn(NO 3 ) 2 0,1 M + una granallita de plomo
Tubo 4 3 ml de Pb(NO 3 ) 2 0,1 M + una chapita de cinc
Tubo 5 3 ml de Cu(NO 3 ) 2 0.1 M + una granallita de plomo
Tubo 6 3 ml de Pb(NO 3 ) 2 0,1 M + una chapita de cobre
Esperar unos minutos en cada caso y observar las piezas de metal.
b) En un tubo de ensayos, colocar 5 mL de una solución acuosa de FeCl 3
0,07 M y observar su color. Agregar, gota a gota, una solución 0,1 M de SnCl 2
agitando hasta desaparición del color.
Disolver uno o dos cristales pequeños de KMnO 4 en unos 10 ml de agua.
En otro tubo de ensayo disolver 2 ó 3 cristalitos de FeSO 4 en 5 ml de agua y
acidificar la solución agregando 2 o 3 gotas de H 2 SO 4 concentrado. Agregar la
lxxv

Química General e Inorgánica I – Introducción –
solución de KMnO 4 a la solución de FeSO 4 lentamente, agitando y hacia el final
gota a gota hasta que el color permanezca.
2. Potencial de electrodos
Se determinará la f.e.m. de pilas obtenidas combinando un electrodo de
Cu 2+ /Cu con diversos electrodos. Esto permitirá ordenar los potenciales de los
electrodos estudiados respecto al potencial del primero. La concentración de los
iones metálicos será conocida, de modo que se podrá calcular el potencial del
electrodo usando la ecuación de Nernst. Conociendo el potencial del electrodo
Cu 2+ /Cu respecto del electrodo normal de hidrógeno (ENH), es posible obtener los
potenciales de los restantes electrodos utilizados en la práctica.
Medir las f.e.m de las pilas Ag/Ag + //Pb 2+ /Pb y Ag/Ag + //Zn 2+ /Zn para
comprobar que el potencial de electrodo es independiente del electrodo de
referencia usado para su medida.
La f.e.m. de la pila se mide con un multímetro digital, conectando el
electrodo de cobre al borne NEGATIVO del multímetro. De esta manera, el signo
del potencial medido dará el potencial del electrodo metálico respecto del electrodo
de Cu.
Nota: Las pilas estarán armadas para su uso directo. Los electrodos deben
limpiarse con agua destilada, pulirse con papel de esmeril y volver a limpiarlos con
la piseta. Al finalizar la práctica consultar al docente cómo deben limpiarse las
pilas usadas.
Algunos instrumentos que emplearán en la práctica de electroquímica son delicados y
caros. Extreme las precauciones para su conservación.
Nota: No conectar definitivamente un circuito sin hacer revisar el mismo por un
docente.
lxxvi

Química General e Inorgánica I – Introducción –
3. Conductores eléctricos y conductores iónicos
Utilizar un circuito como el de la Figura 1 para determinar si algunos
materiales conducen o no la corriente eléctrica, La determinación se realiza usando
un multímetro (tester) en modo “ohmetro” (R x 1 o R x 10) en cuyas terminales se
colocarán chapas de cobre. Para que las medidas de conductividad, especialmente
si se trata de soluciones, sean comparables usar siempre las mismas terminales y a
una distancia aproximadamente constante.
Las puntas de prueba se conectan a los materiales a analizar, incluyendo
metales, líquidos y soluciones de electrolitos. Si el material conectado es conductor de
la corriente eléctrica, se cierra el circuito y el tester indicará la resistencia. A mayor
resistencia, mayor es la oposición al paso de la corriente eléctrica.
Medir la conductividad de:
a) agua destilada; agregarle NaCl sólido y repetir la medida. Realizar la
misma experiencia, pero ahora usar H 2 SO 4 (conc.) en lugar de NaCl.
b) Agua corriente de red
c) Aceite,
d) Detergente,
e) Madera,
f) Clavos de hierro, clavos de hierro oxidados,
g) Aluminio de latas de gaseosas.
h) Cualquier otra sustancia que se le ocurra
FIGURA 1
4. Electrólisis del agua acidulada - Leyes de Faraday.
En un vaso de precipitados colocar 100 cm 3 de agua acidulada con H 2 SO 4 y
colocar dos buretas para recoger gases con electrodos inatacables en su parte
inferior, como lo indica la Figura 2.
Mediante un tubo de látex ubicado en el extremo superior de cada bureta
enrasar ambas hasta la marca A. Conectar ambos electrodos a la fuente, ajustando
la corriente a aproximadamente 0,2 A con la resistencia variable (tome nota
exactamente de cuánto vale la corriente). Con un cronómetro medir el tiempo
mientras circula la corriente.
lxxvii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
Se deja circular la corriente durante el tiempo necesario para que el gas de
una de las buretas alcance un volumen suficientemente grande como para medirlo
con poco error.
FIGURA 2
Nota: No mueva los electrodos durante la experiencia para evitar variaciones
bruscas de corriente.
Cuestionario
1) Dé el nombre de todos los compuestos que aparecen en esta guía e indique el
estado de oxidación de cada uno de sus elementos.
2) ¿Cómo se llaman los electrodos donde ocurre la reducción y la oxidación
¿Cuáles son los signos de los electrodos en una pila y cuáles en una celda
electrolítica
2) ¿Qué tipos de electrodos pueden utilizarse para construir una pila
3) ¿Qué es el potencial normal de un electrodo y cómo se determina
experimentalmente
4) ¿En qué condiciones puede aplicar la ecuación de Nernst para calcular el
potencial de una pila
5) Se tiene una pila consistente en un electrodo de Co sumergido en una solución 1
M de Co +2 y otro electrodo de Pt sumergido en una solución 1 M de Cl - , sobre el
cual se burbujea Cl 2 a 1 atm. La f.e.m. de esta pila es 1.63 V, siendo el electrodo de
Co el negativo. El potencial estándar para la hemirreacción ½ Cl 2 (g) + e - → Cl -
(ac) es 1.36 V.
lxxviii

Química General e Inorgánica I – Introducción –
a) Escribir las hemirreacciones que ocurren en cada electrodo y la reacción
global espontánea de la pila.
b) Hacer un diagrama de la pila indicando la polaridad de los electrodos y el
sentido de circulación de las cargas.
c) ¿Cuál es el potencial estándar de la hemirreacción que ocurre en el electrodo
de Co
d) ¿Cómo variaría el potencial de la pila si se disminuye la presión de Cl 2 (g)
e) ¿Cuál sería el potencial de la pila si la concentración de Co +2 se redujera a
0,01 M
6) Enuncie la ley de Ohm. ¿Cómo está relacionada la resistencia de un conductor
metálico con su longitud y su sección
7) Defina los siguientes términos e indique sus unidades:
a) Fuerza electromotriz (f.e.m.).
b) Resistencia eléctrica.
c) Cantidad de electricidad.
d) Diferencia de potencial.
e) Intensidad de corriente.
8) Uno de los métodos que se emplean para calcular el número de Avogadro hace
uso de la constante de Faraday. Comente brevemente el cálculo.
9) Escriba las ecuaciones correspondientes a los procesos que tienen lugar en el
ánodo y el cátodo de una celda electrolítica, cuando circula corriente, suponiendo
que tiene
a) H 2 SO 4 (aq) y electrodos inatacables.
b) NaOH (aq) y electrodos inatacables.
c) CuSO 4 (aq) y electrodos inatacables.
d) AgNO 3 (aq) y electrodos inatacables.
e) Na 2 SO 4 (aq) y electrodos inatacables.
10) Se electrolizan 150 g de una solución de sulfato de potasio 10% p/p durante 6 h
haciendo circular una corriente constante de 8 A.
a) Escribir las reacciones que ocurren en cada electrodo.
b) Calcular el número de moles de cada producto obtenido.
c) Calcular la concentración de la solución al terminar la electrólisis.
lxxix