TALLER QUÍMICA ANALÍTICA

TALLER 4to TRABAJO PRÁCTICO 3 Docentes: De Angelis-Ojeda

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Contenido TALLER QUÍMICA ANALÍTICA ............................................................................... 1

TALLER QUÍMICA ORGÁNICA ............................................................................... 5

TALLER QUÍMICA ANALÍTICA

TEORÍA ESTEQUIOMETRIA Y SOLUCIONES: PROBLEMAS COMBINADOS

Muchas de las sustancias que intervienen en una reacción química se utilizan disueltas

en agua. Generalmente cuando tenemos la sustancia en solución acuosa las partículas

están con mayor movilidad y se facilita el choque entre estas para reaccionar.

Cada vez que han usado, por ejemplo, HCl, ácido clorhídrico, en laboratorio, se han

encontrado con una botella con un líquido: la solución acuosa 37 % de HCl que se

compra en droguerías, y agregan un volumen de solución que contienen como soluto a

la sustancia necesaria: el HCl.

O sea que si utilizo 100 ml del líquido de la botella, estoy usando 37 g de HCl.

En esta guía se van a encontrar con problemas de estequiometría con datos de

soluciones. EN GENERAL ES EL SOLUTO DE LA SOLUCIÓN EL QUE

INTERVIENEN EN LA REACCIÓN.

Cuando el dato de reactivo es un volumen de solución y su concentración, para resolver

la estequiometría tengo que calcular la cantidad de soluto contenida en el volumen de

solución utilizada. Tener en cuenta que de la solución que se agrega para la reacción,

sólo intervienen el soluto.

EJEMPLO A

Por reacción de 2 l de Ca(OH)2 0,01 M con medio litro de H2SO4 4 M ¿Cuántos moles

de CaSO4 deberían formarse?

1) escribo e igualo la ecuación: Ca(OH)2 + H2SO4 2 H2O + CaSO4

2) Coloco los datos que me da el problema debajo de cada sustancia

Ca(OH)2 + H2SO4 2 H2O + CaSO4

----------------------- ------------------------

2 L 1 L mol?

0,01 M 4M

3) Coloco los datos de la estequiometría de la reacción


1 mol 1 mol 1 mol

----------------------- ------------------------

2 L 1 L mol?

0,01 M 4M


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4) como verán hay dato de los dos reactivos, el volumen de solución de cada uno que se

mezcla para reaccionar. Voy a calcular la cantidad de soluto en cada una, que sería la

cantidad de cada sustancia disponible para reaccionar.

1 L sc Ca(OH)2 -------------- 0,01 mol

2 L sc Ca(OH)2--------------x = 0,02 mol

En 1 L de la solución de H2SO4 4 M hay 4 moles de st.

Con esto, podemos escribir


1 mol 1 mol 1 mol

----------------------- ------------------------

2 L 1 L mol?

0,01 M 4M

0,02 mol 4 mol

Y ahora resuelvo el problema con el número de moles de cada sustancia.

5) Cálculo del reactivo limitante:

1 mol de Ca(OH)2 -----------1 mol de H2SO4

0,02 moles Ca(OH)2 --------x = 0,02 mol H2SO4, como cuento con 4 moles de H2SO4,

está en exceso. El reactivo Limitante es el Ca(OH)2.

6) Calculo los moles de CaSO4 formados.

1 mol Ca(OH)2 ---------- 1 mol CaSO4

0,02 mol Ca(OH)2 --------- x= 0,02 mol CaSO4

La diferencia con los problemas de la guía anterior es que en vez de darme la cantidad

del reactivo, me dan un volumen de solución cuyo soluto es el que reacciona.

Cuando para alguna sustancia de las que aparecen en la ecuación el dato es un volumen

de solución, lo primero que debo hacer es calcular el soluto. Esa cantidad de soluto

calculada, pasa a ser la cantidad de sustancia con la que cuento para la reacción.

EJEMPLO B

Se hacen reaccionar 3 dm3 de solución de HCl 5 M, con 120 g de Mg (pureza 80 %) y

exceso de Na3AsO3, según

Na3AsO3 + 9 HCl + 3Mg AsH3(g) + 3 MgCl2 + 3 NaCl + 3 H2O

La reacción se produce con un rendimiento del 70 %.

Si la masa de MgCl2 obtenida es separada y disuelta en 1400 cm3 de agua, ¿cuál será la

molalidad de la solución de MgCl2 resultante?

1) Escribo la ecuación con los datos del problema


70 %

----------------------------- ------------------------------------------

Exc 3 dm3 120 g en 1400 cm3 agua


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5 M 80 % mol? m

2) coloco los datos de la ecuación. Para Mg voy a usar la masa y para HCl los moles, ya

que es el soluto de la solución y como dato aparece la molaridad. Para MgCl2 voy a usar

los moles, ya que tengo que calcular la molalidad de una solución donde es el soluto.


9 mol 72 g 70 % 3 mol

---------------------------------- ------------------------------------------


5 M 80 % mol? m

3) calculo cúanto tengo exactamente de cada reactivo disponible para reaccionar.

1 dm3 sc HCl ------------ 5 mol HCl 100 % Mg ------------ 120 g

3 dm3 sc HCl ------------ x= 15 mol 80 % Mg ------------- x= 96 g

Con lo que me queda


9 mol 72 g 70 % 3 mol

---------------------------------- ------------------------------------------


5 M 80 % mol? m

15 mol 96 g

4) Determino el reactivo limitante

9 mol HCl ------------ 72 g Mg

15 mol HCl ------------ x= 120 g Mg, y cuento solo con 96 g. Mg es el Limitante

5) Calculo los moles de MgCl2 formados, obviamente con el RL

72 g Mg ---------------3 mol MgCl2

96 g Mg --------------- x= 4 moles MgCl2

6) Aplico el rendimiento de la reación para la cantidad de producto obtenido:

100 % …………… 4 mol MgCl2

70 % ……………. X= 2,8 mol MgCl2

7) esos moles de MgCl2 son los que se disuelven en 1400 cm3 de agua.

Teniendo en cuenta que:

Como la densidad del agua es 1 g/cm3,

1400 cm3 agua = 1400 g = 1,4 kg agua (solvente)

La definición de molalidad: n st/ kg sv

Calculamos la molalidad de la solución obtenida

1,4 kg sv ------------------- 2,8 mol de st (MgCl2)

1 kg sv -------------------- x= 2 mol RTA: 2 m

ENTONCES,


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¿POR QUÉ SE RELACIONA SOLUCIONES CON ESTEQUIOMETRÍA?

En estequiometría se hacen cálculos sobre cantidades de sustancias involucradas en una

reacción.

Muchas veces las reacciones se hacen mezclando soluciones de las sustancias, entonces

debemos calcular el soluto de esas soluciones para tener la cantidad de sustancia que

interviene en la reacción.

Cuando la cantidad de producto que se obtienen en una reacción que da disuelta en

agua, se obtiene una solución donde la cantidad de sustancia obtenida como producto de

la reacción pasa a ser el soluto.

ESPERO LES SIRVA. NO DUDEN EN PREGUNTAR. CUIDENSE MUCHO,

ESPERO VERLOS PRONTO.


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TALLER QUÍMICA ORGÁNICA

TEORÍA Recristalización

La recristalización y el punto de fusión constituyen una metodología corriente empleada para

purificación y determinación de la pureza de compuestos orgánicos

Salvo algunas excepciones y tal como lo indica la experiencia diaria, un sólido resulta ser más

soluble en un determinado solvente si se eleva la temperatura de este último. Dicho en otras

palabras, la mayoría de las sustancias sólidas se solubilizan más en caliente que en frío. Como

consecuencia de esto, si disolvemos una sustancia en la menor cantidad posible de un solvente

caliente, al enfriar el sistema obtendremos parte del producto en estado sólido (por disminución

de la solubilidad en el solvente frío).

Fundamento teórico:

Cuando tenemos un sólido, que llamaremos A, impurificado con otro sólido, que

llamaremos B (siendo B impurezas por encontrarse en baja proporción, sino sería una mezcla), al

disolverlos en un solvente reemplazamos las interacciones entre las moléculas del soluto por

interacciones entre las moléculas de soluto y el solvente, lo que los mantiene en solución. Al bajar

gradualmente la temperatura del sistema, las interacciones con el solvente disminuyen y las

moléculas de A comienzan a agregarse formándose los primeros micro cristales. Al llegar a la

temperatura ambiente, las moléculas de A se han reordenado dando lugar a un sólido cristalino

puro, mientras que B permanece en solución. Esto ocurre debido a las diferencias de solubilidad

que existen a bajas temperaturas, entre el sólido A y el sólido B.

Tal como puede observarse en el dibujo, no solamente B queda en solución, sino que también hay

algunas moléculas de A solubles: esto se debe a que tanto A como B tienen una cierta solubilidad

en frío en un determinado solvente, y por lo tanto permanecerán en solución. Si bien este hecho

representa una pérdida de masa del compuesto A, dada la baja proporción de B, es probable que


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todo B quede en solución al enfriar el sistema, obteniéndose de esta manera un sólido A más puro

que aquel del cual partimos. En este simple principio se basa la purificación por recristalización.

Para optimizar la eficiencia de este procedimiento, es conveniente que el solvente cumpla con

ciertos requisitos:

a.-Que la solubilidad del sólido a recristalizar sea mínima en frío y máxima en caliente

(aumenta el porcentaje de recuperación del sólido)

b.-Que las impurezas tengan una alta solubilidad en frío (disminuye la posibilidad de

coprecipitación de impurezas al enfriar el sistema).

c.-Que no reaccione con el sólido a recristalizar (la sustancia debe recuperarse inalterada

y más pura)

d.-Que en lo posible no tenga un punto de ebullición demasiado bajo (se evaporaría

durante el proceso) ni demasiado alto (costaría mucho secar el precipitado obtenido)

e.-Que no sea inflamable, tóxico o perjudicial para el medio ambiente.

Cuanto más lenta sea la precipitación, más puros serán los cristales obtenidos. En el caso

de insertarse una molécula de impureza B en la red cristalina de A, ésta se vería deformada e

imperfecta. Una precipitación lenta permitiría una redisolución de la zona defectuosa del cristal

y una corrección de la red por reemplazo de la molécula de B por una molécula de A.

Sin embargo, pueden existir casos en que la cantidad de solvente sea excesiva y se

dificulte la precipitación, en tales casos es conveniente enfriar el sistema con un baño de agua y

hielo.

En el caso de que la relación de solubilidades en frío y en caliente permita una coprecipitación de

B, la purificación será parcial y el proceso deberá repetirse tantas veces como sea necesario hasta

obtener el sólido A puro. Si no se cuenta con otros métodos de análisis, se determinará el punto

de fusión del sólido A luego de cada recristalización. Se considerará que A está puro cuando

coincida el punto de fusión de dos recristalizaciones sucesivas.

Cuando las impurezas que presenta el sólido a purificar son insolubles en el solvente de

recristalización, la mismas se eliminan por filtración de la solución caliente.

Detalles experimentales:

❖ Durante la disolución de la muestra puede suceder que la cantidad de solvente sea

insuficiente, es decir que aún con el sistema en ebullición no se observe la disolución total del


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sólido. En ese caso se agrega más solvente de a poco con ayuda de una pipeta o de una piseta.

El agregado debe ser moderado ya que si el solvente adicionado es excesivo habrá problemas para

que el sólido vuelva a precipitar y se obtendrá un rendimiento bajo.

❖ Cuando se observe que el solvente hierve y no haya residuos sólidos, se deja reposar el

Erlenmeyer hasta que alcance la temperatura ambiente y luego en un baño de agua con hielo.

❖ Luego de algunos minutos se observará la precipitación de un sólido, el cual será filtrado

con succión. Se utiliza filtrado con succión en lugar del filtrado por gravedad ya que es mucho

más rápido y ayuda a escurrir mejor el precipitado obtenido.

❖ El volcado de la suspensión de los cristales debe hacerse ayudándose con una varilla de

vidrio que dirija el vertido del líquido, apoyando la boca del Erlenmeyer sobre la varilla y el

extremo de la varilla en la pared interna del embudo.

❖ Es recomendable continuar con la succión algunos instantes después de que el líquido

haya pasado a través del embudo para escurrir mejor los cristales y poder secarlos con mayor

facilidad. Una vez escurridos los cristales se desconecta el sistema de la trompa de vacío y se

trasladan los cristales a la cara porosa de un azulejo con la ayuda de una espátula. Los cristales

se presionan sobre la superficie absorbente con ayuda de la espátula, lo que permite secarlos más

rápidamente.

❖ Los sólidos orgánicos no suelen secarse en estufas debido a sus bajos puntos de fusión en

algunos casos, o tendencia a la descomposición cuando son sometidos a calentamiento directo.

❖ En la determinación del punto de fusión es conveniente que el calentamiento se efectúe

en forma gradual y continua hasta alrededor de 15°C por debajo del punto de fusión esperado. A

partir de ese punto se calienta el baño por unos segundos y se retira el mechero hasta que la

columna de mercurio deje de ascender, momento en el cual se reanuda el calentamiento por otro

período. Este procedimiento se repite tantas veces como sea necesario hasta que se alcance la

temperatura de fusión del sólido.

❖ Si el sólido está puro y seco se observará que el punto de fusión es neto, es decir que la

temperatura en que se observa la aparición de líquido y la temperatura en la cual desaparece el

sólido están separadas, a lo sumo, por un rango de 2ºC (ejemplo: empieza la fusión a los 100°C y

termina a los 102°C, se informa como 100-102°C). En algunos casos en que el sólido se encuentra

muy puro y la determinación del punto de fusión es lo suficientemente exacta, el mismo puede

leerse con un rango de fusión de 0,5ºC, o incluso a una temperatura constante.


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❖ Si el sólido no está suficientemente puro, o bien está húmedo, el rango de fusión aumenta,

a la par que desciende la temperatura máxima de dicho rango (ejemplo: empieza la fusión a 85°C

y termina a 92°C).

Procedimiento general:

1) Determinar el punto de fusión de la muestra impura.

2) A continuación, recristalizar la muestra empleando como solvente agua: pesar

exactamente alrededor de 2 gramos de muestra impura, trasvasar a un Erlenmeyer de 100 ml y

añadir 20 ml de agua destilada.

3) Calentar suavemente hasta ebullición y total disolución, añadiendo pequeñas porciones

de agua si esto no se lograse, sin interrumpir el calentamiento.

4) Si la solución contiene partículas insolubles, filtrar en caliente para eliminarlas.

5) Si la solución está coloreada, agregar una punta de espátula de carbón decolorante, se

vuelve a calentar a ebullición y se filtra en caliente.

6) Si la solución original es límpida y no es coloreada no hace falta filtrar en caliente.

7) Dejar enfriar la solución hasta que llegue a temperatura ambiente, luego colocar en un

baño de agua/hielo para favorecer la cristalización.

8) Si no se produce la cristalización espontánea, raspar suavemente las paredes internas del

Erlenmeyer con una varilla de vidrio para ayudar a la formación de cristales.

9) Una vez completada la cristalización, filtrar al vacío en frío lavando los cristales con un

poco del solvente helado y dejar escurrir bien, apisonándolos sobre el filtro.

10) Para filtrar, recortar un disco de papel de filtro tal que tenga aproximadamente el diámetro

del embudo, cubriendo todos los orificios, pero sin tocar las paredes del mismo. Mojar el papel

con algunas gotas de solvente para que quede adherido al embudo.

11) Secar una pequeña porción del sólido filtrado sobre plato poroso y tomar el punto de

fusión del producto recristalizado.

12) El resto se vuelve a recristalizar empleando la misma técnica, hasta observar constancia

en el punto de fusión.

13) Una vez que el punto de fusión sea constante, se seca la totalidad del sólido obtenido

sobre plato poroso y se trasvasa a un vidrio de reloj tarado. Se deja secar al aire y se pesa.


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Resumen de clase:


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