Guía de Laboratorio II (2024) - Parte B - PDF

G U ÍA D E TRABAJOS G UPRÁCTICOS ÍA DE TRABAJOS PRÁCTICOS — Laboratorio II: Parte B Algunas palabras previas a la guía de actividades El material que se presenta en esta guía tiene como objetivo proporcionar al grupo de estudiantes una orientación en el cursado de la asign...

G U ÍA D E TRABAJOS G UPRÁCTICOS ÍA DE TRABAJOS PRÁCTICOS — Laboratorio II: Parte B Algunas palabras previas a la guía de actividades El material que se presenta en esta guía tiene como objetivo proporcionar al grupo de estudiantes una orientación en el cursado de la asignatura Laboratorio II. En este material podrán encontrar el programa de la asignatura, la bibliografía sugerida, el cronograma de actividades y las actividades a desarrollar. Al final de la guía se encuentra información complementaria correspondiente a constantes de acidez, potenciales redox, intervalo de viraje de indicadores, entre otras. Esta guía, sumada a los videos y otros materiales que se brindan en el aula virtual deben considerarse sólo como un punto de partida y de orientación en el estudio de esta asignatura, por lo que se sugiere recurrir a libros de texto para cubrir adecuadamente los temas que se desarrollan en el curso. Algunos detalles importantes para tener presente en el cursado ✔ Es muy importante que lea detenidamente la información brindada en la guía de actividades, ya que esto le permitirá conocer el programa, las actividades de la asignatura y otros detalles que hacen a la cursada. ✔ Revise las correlatividades para promocionar o rendir por examen final la asignatura. ✔ No se realizarán cambios de comisión que no estén debidamente justificados. El cambio de comisión es una excepcionalidad. ✔ En caso de enfermedad, sólo podrá recuperar la actividad obligatoria presentando oportunamente el certificado médico correspondiente, enviando un mail a la casilla de correo electrónico dispuesta para tal fin en el aula virtual. Los certificados médicos serán recibidos no más allá de las 48 h de la inasistencia que justifica. Debido a la seguridad que se debe mantener en todo laboratorio donde se desarrollan actividades experimentales, sólo podrá recuperar en aquellas comisiones donde haya disponibilidad de lugar. ✔ Es aconsejable que antes de asistir a los teóricos-prácticos haya visto los videos disponibles en el aula virtual, para aprovechar mejor la clase. ✔ Durante el desarrollo de los trabajos prácticos siga las instrucciones indicadas por su docente. No realice experimentos que no aparecen en la guía de actividades sin consultar previamente a su docente. ✔ Al finalizar la actividad experimental, cada estudiante deberá entregar al docente un informe, el cual deberá contener toda aquella información de resultados obtenidos y cualquier comentario o información relevante sobre la actividad realizada. Al final de cada actividad se incluye, a modo de ejemplo, una hoja con un bosquejo del informe correspondiente. ✔ Durante el desarrollo de los Trabajos Prácticos presenciales en el laboratorio, no podrá utilizar el celular, por lo que deberá llevar impresas las actividades correspondientes, el modelo de informe y todo lo que considere que deba utilizar. LABORATORIO II GUIA DE ACTIVIDADES – PARTE B AÑO 2024 Profesores responsables Dpto de Química Orgánica Dpto de Fisicoquímica FAMAF Facundo Mattea Mariano Teruel Guillermo Goldes Paula Uberman Fernando Garay Juan Pablo Colomer Ana Valeria Juarez Auxiliares Docentes Dpto de Química Orgánica Dpto de Fisicoquímica FAMAF Juan Cruz Bonafé Ana Beccaglia Daniel Brusa Rosalía Esquivel Figueredo Victoria Bracamonte Daniel Lescano Paola Gimenez Catalina Cabana Flavia Lovos Francesca Giudice Florencia García Manzano Luis Vega Natividad Herrera Cano Nelson Marcano Victor Galvan Sosa Tatiana Huertas Navarro Manuel Vivas Ramses S. Meleán Brito John Pinzón Silvia Soria Castro Alejandra Bustamante 3 Algunas palabras previas a la guía de actividades El material que se presenta en esta guía tiene como objetivo proporcionar al grupo de estudiantes una orientación en el cursado de la asignatura Laboratorio II. En este material podrán encontrar el programa de la asignatura, la bibliografía sugerida, el cronograma de actividades y las actividades a desarrollar. Al final de la guía se encuentra información complementaria correspondiente a constantes de acidez, potenciales rédox, intervalo de viraje de indicadores, entre otras. Esta guía, sumada a los videos y otros materiales que se brindan en el aula virtual, debe considerarse sólo como un punto de partida y de orientación en el estudio de esta asignatura, por lo que se sugiere recurrir a libros de texto para cubrir adecuadamente los temas que se desarrollan en el curso. Algunos detalles importantes para tener presente en el cursado  Es muy importante que lea detenidamente la información brindada en la guía de actividades, ya que esto le permitirá conocer el programa, las actividades de la asignatura y otros detalles que hacen a la cursada.  Revise las correlatividades para promocionar o rendir por examen final la asignatura.  No se realizarán cambios de comisión que no estén debidamente justificados. El cambio de comisión es una excepcionalidad.  En caso de enfermedad, sólo podrá recuperar la actividad obligatoria presentando oportunamente el certificado médico correspondiente, al grupo de profesores a cargo de la asignatura. Los certificados médicos serán recibidos no más allá de las 48 h de la inasistencia que justifica. Debido a la seguridad que se debe mantener en todo laboratorio donde se desarrollan actividades experimentales, sólo podrá recuperar en aquellas comisiones donde haya disponibilidad de lugar.  Es aconsejable que antes de asistir a los teóricos-prácticos haya visto los videos disponibles en el aula virtual correspondientes, para aprovechar mejor la clase.  Durante el desarrollo de los trabajos prácticos siga las instrucciones indicadas por  su docente. No realice experimentos que no aparecen en la guía de actividades sin consultar previamente a su docente.  Al finalizar la actividad experimental, cada estudiante deberá entregar al docente un informe, el cual deberá contener toda aquella información de resultados obtenidos y cualquier comentario o información relevante sobre la actividad realizada. Al final de cada actividad se incluye, a modo de ejemplo, una hoja con un bosquejo del informe correspondiente.  Durante el desarrollo de los Trabajos Prácticos presenciales en el laboratorio, no podrá utilizar el celular, por lo que deberá llevar impresas las actividades correspondientes, el modelo de informe y todo lo que considere que deba utilizar. 4  ÍNDICE ACTIVIDAD No 7: ÓPTICA FÍSICA. NATURALEZA ONDULATORIA DE LA LUZ …….…. 19 ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No 7: ÓPTICA FÍSICA ………………………………………….…… 27 o ACTIVIDAD N 8: EQUILIBRIO QUÍMICO. EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE …………………… 30 ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No 8: EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE. INDICADORES.……… 36 ACTIVIDAD No 9: SOLUCIONES REGULADORAS DE PH …………………………………….… 40 ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No 9: SOLUCIONES REGULADORAS DE PH ……………… 36 ACTIVIDAD Nº 10: EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE. TITULACIÓN ………………………………… 52 ACTIVIDAD EXPERIMENTAL Nº 10: EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE. TITULACIÓN ………. 55 ACTIVIDAD No 11: EQUILIBRIO RÉDOX ……………………………………………………….……… 68 ACTIVIDAD EXPERIMENTAL No 11: CIRCUITOS ELÉCTRICOS Y RÉDOX ………………… 73 ACTIVIDAD No 12: EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD …………………………………………….. 78 ANEXOS APÉNDICE I: MÉTODOS DE AISLAMIENTO E IDENTIFICACIÓN………………………………… 83 CONSTANTES ÁCIDO BASE……………………………………………………………………………….…………. 84 INDICADORES ÁCIDO BASE…………………………………………………………………………………………. 86 CONSTANTES DE PRODUCTO DE SOLUBILIDAD A 25 oC…………………………………………… 87 POTENCIALES ESTANDAR DE REDUCCIÓN A 25 oC…………………………………..………………. 88 CATEGORÍAS DE RESIDUOS PELIGROSOS SOMETIDAS A CONTROL…………………….… 89 PLAN DE ACCIONES Y HERRAMIENTAS PARA PREVENIR, ATENDER Y SANCIONAR LAS VIOLENCIAS DE GÉNERO EN EL ÁMBITO DE LA UNC………………….. 91 5  OBJETIVOS DEL CURSO La asignatura Laboratorio II tiene como objetivo introducir al grupo de estudiantes en el uso de las técnicas básicas de laboratorio como separación, identificación y cuantificación, basados en conceptos teóricos que integralmente, complementan la comprensión del proceso. Mediante las actividades propuestas se pretende: - reforzar los conocimientos adquiridos en Laboratorio I y profundizar la comprensión de los fundamentos de los métodos empleados en el laboratorio. - aumentar las habilidades en el empleo y selección adecuada del material con el fin de introducir las operaciones analíticas básicas en un laboratorio de química, y analizar los fundamentos fisicoquímicos de cada una de ellas. - aprender sobre las aplicaciones experimentales de diferentes reacciones que involucran el equilibrio químico de especies. - introducir los conceptos básicos de la instrumentación química mediante el análisis de los resultados de experimentos sencillos de física. - desarrollar criterios para la interpretación de resultados experimentales y el procesamiento de datos (mediante representaciones gráficas o tablas). - adquirir un conocimiento adecuado y estricto sobre la seguridad en el laboratorio del manejo, empleo, estabilidad, protección y descarte de los diferentes reactivos químicos utilizados. 6  PROGRAMA DE LABORATORIO II - 2024 Tema 1: Punto de ebullición: definición. Puntos de ebullición de líquidos puros y soluciones. Soluciones ideales. Soluciones no ideales. Mezclas azeotrópicas. Diagramas de equilibrio líquido vapor para líquidos miscibles. Destilación: purificación y separación de mezclas. Destilación simple y fraccionada. Destilación a presión reducida. Destilación por arrastre con vapor. Tema 2: Cromatografía. Introducción a la cromatografía. Principios de la cromatografía: cromatografía de adsorción, de partición, de intercambio iónico, de filtración con geles. Cromatografía con fines preparativos y con fines analíticos. Aplicaciones: separación de mezclas, criterio de pureza, identificación. Cromatografía en columna, en capa delgada y en papel. Tema 3: Purificación de sólidos. Recristalización. Solubilidad. Variación de la solubilidad con la temperatura. Operaciones básicas en la recristalización. Recristalización como método de purificación. Tema 4: Punto de fusión. Variación de la temperatura de fusión en función de la composición. Utilización de medidas de punto de fusión: determinación de la pureza de un sólido. Identificación de compuestos mediante la determinación de punto de fusión mezcla. Tema 5: Revisión del análisis estadístico de datos experimentales. Medición reiterada de una magnitud. Valor medio. Desviación cuadrática media. Distribución normal. Cuadrados mínimos. Tema 6: Absorción de la luz. Aspectos cuantitativos: la ley de Lambert y Beer. Componentes básicos de un espectrofotómetro de absorción. Curvas espectrales. Curvas de calibración. Cuantificación por espectrofotometría UV-Visible. Tema 7: Óptica geométrica. Imágenes de lentes delgadas. Fundamentos de la formación de imágenes. El microscopio, el telescopio y el ojo humano como dispositivos ópticos. Purificación de líquidos. Tema 8: Óptica Física. Naturaleza ondulatoria de la luz. Longitud de onda. Interferencia: experiencia de Young. Colores. Difracción. Red de difracción. Polarización de la luz. Interacción de la materia con luz polarizada. Tema 9: Equilibrios ácido-base. Estimación del pH de soluciones utilizando indicadores ácido-base. Medición de pH. Aplicaciones a muestras incógnitas. Introducción a los métodos cuantitativos de análisis químico. Reacciones de neutralización. Titulación ácido-base. Punto equivalente. Punto final. Selección de indicadores para la titulación. Patrones primarios y secundarios. Tema 10: Soluciones reguladoras de pH. Preparación de soluciones reguladoras. Verificación de su capacidad de regular el pH. Comparación de su capacidad con la del agua. Efecto de la dilución. Tema 11: Equilibrio rédox. Potenciales rédox. Titulación de especies rédox. Pilas. Construcción de una pila. Tema 12: Circuitos eléctricos simples de Corriente Continua. Diferencia de potencial. Corriente. Aislantes y conductores. Potencia disipada. Circuitos en serie y paralelo. Ley de Ohm. Condensadores. Tema 13: Equilibrios de solubilidad. Aplicaciones. Separación de los componentes de una mezcla de dos componentes mediante precipitación. Disolución de una sal poco soluble. 7  BIBLIOGRAFÍA − Química Orgánica, Fundamentos Teórico Prácticos de Laboratorio. Lidia Galagovsky Kurman. Editorial EUDEBA (2002). − Principios de química: los caminos del descubrimiento. Peter William Atkins, Loretta Jones. Editorial Médica Panamericana, 5 edición (2012). − Química. Raymond Chang. Editorial McGraw-Hill, 10 edición (2010). − Química: la ciencia central. Theodore L Brown, H. Eugene LeMay, Bruce E Bursten, Julia R Burdge, Julia. Editorial Pearson Educación, 9 edición (2004). − Laboratory manual for principles of general chemistry. J. A. Beran. Editorial John Wiley, 8 edición (2009). − Física. Paul A. Tipler. Editorial Reverté, 3 edición (1994). − Física General, O. H. Blackwood; W. C. Kelly; R.M. Bell. Compañía Editorial Continental, S.A., México, 1978- 1992 (10 reimpresión). − Física, Resnick; Halliday; Krane; Vol. II. Compañía Editorial Continental, S.A., México, 4ta edición (1996). − Física universitaria, Sears; Zemansky; Young. Addison-Wesley Iberoamericana, 6ta edición, (1982). − Física, M. Alonso; E. Finn; Vol. II. Fondo Educativo Interamericano, S.A. (1976). − Física II para Ciencias Químicas, L. Iparraguirre (1992). PROGRAMA DE ACTIVIDADES PRÁCTICAS ACTIVIDAD PRÁCTICA N° 1 (Tema 1): Purificación de líquidos. Destilación. Destilación simple y fraccionada. Destilación por arrastre de vapor. Criterios de elección del tipo de destilación. Trabajo de laboratorio presencial ACTIVIDAD PRÁCTICA N° 2 (Tema 2): Cromatografía. Técnicas cromatográficas. Tipos de cromatografía. Separación de mezclas e identificación. Cromatografía en columna. Cromatografía en capa delgada con fines analíticos y preparativos. Cromatografía en papel. Trabajo de laboratorio presencial ACTIVIDAD PRÁCTICA N° 3 (Temas 3 y 4). Recristalización y punto de fusión. Purificación de sólidos. Recristalización. Solubilidad. Variación de la solubilidad con la temperatura. Operaciones básicas en la recristalización. Recristalización como método de purificación. Punto de fusión. Variación de la temperatura de fusión en función de la composición. Utilización de medidas de punto de fusión: determinación de la pureza de un sólido. Identificación de compuestos mediante la determinación de punto de fusión mezcla. Trabajo de laboratorio presencial ACTIVIDAD PRÁCTICA N° 4 (Tema 5). Revisión del análisis estadístico de datos experimentales. Revisión del análisis estadístico de datos experimentales. Medición reiterada de una magnitud. Valor medio. Desviación cuadrática media. Distribución normal. Cuadrados mínimos. Práctico demostrativo ACTIVIDAD PRÁCTICA N° 5 (Tema 6). Absorción de la luz. Aspectos cuantitativos: la ley de Lambert y Beer. Componentes básicos de un espectrofotómetro de absorción. Curvas espectrales. Curvas de calibración. Cuantificación por espectrofotometría UV-Visible. Práctico virtual ACTIVIDAD PRÁCTICA N° 6 (Tema 7). Óptica geométrica. Imágenes de lentes delgadas. Fundamentos de la formación de imágenes. El microscopio, el telescopio y el ojo humano como dispositivos ópticos. Práctico demostrativo 8 ACTIVIDAD PRÁCTICA N° 7 (Tema 8). Óptica Física. Naturaleza ondulatoria de la luz. Longitud de onda. Interferencia: experiencia de Young. Colores. Difracción. Red de difracción. Polarización de la luz. Interacción de la materia con luz polarizada. Práctico demostrativo ACTIVIDAD PRÁCTICA N° 8 (Tema 9). Equilibrio ácido-base. Estimación del pH de soluciones acuosas utilizando indicadores ácido-base. Medición de pH. Aplicaciones a muestras incógnitas. Práctico demostrativo ACTIVIDAD PRÁCTICA N° 9 (Temas 9 y 10): Soluciones reguladoras de pH. Preparación de soluciones reguladoras de pH. Verificación de su capacidad para regular el pH. Comparación de su capacidad con la del agua. Efecto de la dilución. Trabajo de laboratorio presencial ACTIVIDAD PRÁCTICA N° 10 (Temas 9 y 10): Titulaciones ácido-base. Introducción a los métodos cuantitativos de análisis químico. Selección de indicadores para la titulación. Trabajo de laboratorio presencial ACTIVIDAD PRÁCTICA N° 11 (Tema 11 y 12): Equilibrio rédox y circuitos eléctricos. Circuitos eléctricos simples: Medición de voltajes e intensidades de corriente, Determinación del punto de neutralización del NaOH con HCl mediante medidas de conductancia, construcción de pilas, medición de potenciales rédox. Trabajo de laboratorio presencial HORARIOS DE LAS COMISIONES Se cuenta con 36 comisiones para realizar las actividades Teórico-Prácticas y experimentales, numeradas del 1 al 18 en los bloques A y B, que se distribuirán semanalmente de acuerdo al siguiente esquema de cursado: LUNES MARTES MIÉRCOLES JUEVES VIERNES 8:30 - 10:00 h 8:30 - 10:00 h 8:00-12:30 h 2, 3, 17 8:00-12:30 h 8:00-12:30 h 1, 11, 15, 7 8:00-12:30 h 5A/15A/16A 11A/12A/14A 3B/10A/12B 4B/7B/15B 10:30 - 12:00 h 10:30 - 12:00 h 4, 6, 14 8, 13, 16,18 13:00-17:30 h 13:00-17:30 h 13:00-17:30 h 13:00-17:30 h 2A/3A/17A 1A/7A/8A 1B/6B/16B 8B/10B/18B 16:00-20:30 h 5B/13B/14B 17:30 - 19:00 h 17:30–22:00 h 17:30-22:00 h 17:30-22:00 h 5, 9, 10, 12 4A/6A/18A 9A/9B/13A 2B/11B/17B Referencias: Laboratorio II (Trabajo Práctico) Laboratorio II (Teórico-Práctico) 9 1. ACTIVIDADES DE LA ASIGNATURA - ACTIVIDADES TEÓRICO-PRÁCTICAS Las actividades TEÓRICO-PRÁCTICAS serán presenciales. En las clases de teóricos prácticos presenciales se explicarán los aspectos centrales de cada tema y se resolverán problemas representativos de examen. Se subirán al aula virtual un Powerpoint con audio y/o videograbaciones para que el o la estudiante pueda ir a la clase con una visión global de cada tema. Además, se subirá la Guía de ejercicios y problemas o Cuestionarios de orientación resueltas. Día y horario. Dichas clases se realizarán semanalmente los días martes y jueves, y los horarios estarán asignados a cada comisión como se muestra a continuación: Martes 08:30 - 10:00 h Comisiones: 02A, 02B, 03A, 03B, 17A, 17B 10:30 - 12:00 h Comisiones: 04A, 04B, 06A, 06B, 14A, 14B Jueves 08:30 - 10:00 h Comisiones: 01A, 01B, 7A, 7B, 11A, 11B, 15A, 15B 10:30 - 12:00 h Comisiones: 08A, 08B, 13A, 13B, 16A, 16B, 18A, 18B 17:30 - 19:00 h Comisiones: 05A, 05B, 09A, 09B, 10A, 10B, 12A, 12B - ACTIVIDADES PRÁCTICAS Número de actividades prácticas y modalidad: 11 actividades obligatorias (6 trabajos prácticos de laboratorio presenciales y 5 trabajos prácticos combinados entre actividades virtuales sincrónicos a través de la plataforma Moodle, Classroom y/o Meet) y clases áulicas demostrativas. Las 11 actividades obligatorias serán evaluadas. A continuación, se muestran los cronogramas de actividades para todas las comisiones 10 2. CRONOGRAMA DE ACTIVIDADES Teórico-prácticos Trabajos prácticos N° Semana (2 encuentros de 1:30 h) (4:30 h de duración) 1 05/08 al 09/08 Destilación Sin actividad 2 12/08 al 16/08 Cromatografía Destilación 3 19/08 al 23/08 Recristalización Cromatografía 4 26/08 al 30/08 Punto de fusión Sin actividad Tratamiento estadístico de 5 02/09 al 06/09 Punto de fusión / Recristalización datos Tratamiento estadístico de datos 6 09/09 al 13/09 Espectrofotometría (presencial demostrativa) Espectrofotometría 7 16/09 al 20/09 Óptica geométrica (virtual) 8y9 23/09 al 05/10 Semanas de parciales Óptica geométrica 10 07/10 al 11/10 Óptica física (Presencial demostrativa) 14/10 al 18/10 Óptica física 11 Equilibrio ácido-base (Presencial demostrativa) Soluciones reguladoras. Indicadores ácido-base 12 21/10 al 25/10 Titulaciones ácido-base (presencial demostrativa) 13 28/10 al 01/11 Equilibrio rédox Soluciones reguladoras 14 04/11 al 08/11 Circuitos eléctricos Titulaciones ácido-base 15 11/11 al 15/11 Equilibrio de solubilidad Circuitos eléctricos y rédox 16 y 17 16/11 al 29/11 Semanas de parciales 11 3. REQUISITOS PARA OBTENER LA CONDICIÓN DE “ALUMNO REGULAR” La asignatura cuenta con las siguientes actividades obligatorias: 6 clases prácticas de laboratorio obligatorias de 4,5 h cada una. 4 clases prácticas de laboratorio demostrativo / virtual sincrónico obligatorias de 4 h cada una. 1 clase práctica de laboratorio demostrativo / virtual sincrónico obligatorias de 4,5 h. 13 clases teóricas obligatorias de 1,5 h cada una. Para obtener la condición de “Alumno Regular” se deberá aprobar el 80% de las evaluaciones de los laboratorios presenciales (cinco de los seis posibles) y el 80% de las evaluaciones de las actividades sincrónicas obligatorias/demostrativas áulicas (cuatro de las cinco posibles). En las mismas, se evaluarán los contenidos trabajados en la asignatura, haciendo particular hincapié en la actividad experimental. La calificación de cada evaluación para alcanzar la regularidad será Aprobada o Desaprobada. En caso de enfermedad, sólo podrá recuperar la actividad obligatoria presentando oportunamente el certificado médico correspondiente, enviando un mail a la casilla de correo electrónico dispuesta para tal fin en el aula virtual. Sólo podrá recuperar en aquellas comisiones donde haya lugar disponible. CALIFICACIÓN Se calificará con una escala de 1 (uno) a 10 (diez), siendo necesaria una calificación no inferior a 4 (cuatro) para aprobar el examen final. La promoción de la asignatura se realiza con dos exámenes parciales escritos, con calificación promedio no inferior a 6 (seis). Uno de los exámenes parciales podrá ser recuperado. La calificación final de promoción resultará de promediar las notas de los dos exámenes parciales. A continuación, se presenta el régimen de correlatividades para cursar y para rendir la asignatura (tanto por promoción como a través de examen final). 12 NORMAS GENERALES DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO En el laboratorio USE SIEMPRE guardapolvo, gafas de seguridad, zapatos cerrados y el cabello recogido. Resguarde su mochila y abrigos en un lugar apartado de las mesadas, no los deje en el piso del laboratorio. 1 - Siga atentamente las instrucciones de su docente, en especial en lo referente a la manipulación de productos químicos y a la forma en que deben ser desechados, al manejo de llaves de agua y gas, mecheros, conexiones eléctricas, campana de extracción, entre otras. 2 - Evite el contacto directo con cualquier reactivo (no oler, no acercar a la boca ni a los ojos, etc.). 3 - Lea el rótulo de la botella cuando vaya a usar un producto químico. Usar el reactivo equivocado puede ocasionar un accidente o producir resultados "inexplicables" en un experimento. Tenga siempre presente que la mayoría de los reactivos son tóxicos y/o pueden producir lesiones severas (quemaduras, irritación, etc.). 4 - Mantenga limpia y ordenada la mesada en la que trabaja. Limpie el material de vidrio, evite salpicaduras. 5 - No fume, coma o beba, ni utilice su teléfono en el laboratorio. Reactivos tóxicos pueden llegar a su boca o pulmones a través de la contaminación accidental de sus manos. 6 - Si ocurre un accidente o incidente en el laboratorio, por pequeño que parezca, comuníquelo al docente a cargo de la comisión. 7 - Si se derrama un reactivo alerte al resto de las personas en el laboratorio y particularmente al docente, y siga las instrucciones de su docente. 8 - Si tiene contacto directo con un reactivo: - lave las manos y la cara inmediatamente con abundante agua. - si parte de su cuerpo tuvo contacto directo con un reactivo es importante actuar inmediatamente. Quítese la ropa contaminada y lave la zona afectada con abundante agua, por lo menos durante 15 minutos. 9 - Lávese las manos antes de abandonar el laboratorio. 10 - Antes de trabajar con un producto químico, conozca sus propiedades físicas y químicas y su toxicidad. 11 - Conozca las señales de peligro (pictogramas) con las que usualmente se indican compuestos inflamables, explosivos, corrosivos, etc. y los procedimientos básicos en caso de accidentes. 12 -Conozca la técnica y sus fundamentos. Le recomendamos que al hacer un experimento busque entender lo que ocurre durante su realización. Está prohibido realizar variaciones de la técnica (excepto aquellas indicadas por su docente) y/o experimentos no programados. 13 PROCEDIMIENTOS BÁSICOS EN CASO DE ACCIDENTES En caso de accidente, avise al docente, en el caso de no poder avisarle, asegúrese de que alguien lo haga. Fuego El foco de fuego deberá ser aislado: cortar el gas, alejar reactivos y solventes. No entre en pánico y si la orden que recibe es de evacuar el laboratorio, no pregunte: váyase. Incendio de reactivos Los solventes orgánicos son los reactivos más proclives a tomar fuego. Si el incendio está aislado (en un tubo de ensayos, en un vaso de precipitados, etc.), se lo puede ahogar con un vidrio de reloj. Si el fuego se expandió en la mesada se puede apagar cubriéndolo con arena o con una tela de amianto. Nunca eche agua pues los solventes inflamables suelen ser menos densos que el agua y lo único que logrará será expandir la zona de fuego. Si el incendio fuera mayor deberán utilizarse extinguidores. El fuego se ataca desde las zonas periféricas al centro; una acción inadecuada puede expandir el fuego en lugar de concentrarlo. Incendio de ropas Si el fuego alcanza sus ropas nunca corra, pida ayuda y arrójese al piso rodando sobre sí mismo para apagar las llamas. No corra hasta la ducha de seguridad a menos que esté realmente cerca. Al correr, el aire avivará el fuego. Nunca utilice extinguidores sobre una persona. Una vez apagado el fuego, la persona accidentada deberá permanecer quieta, recostada y protegida del frío, hasta que llegue ayuda especializada. Quemaduras en la piel Si son de pequeño tamaño sólo requieren dejar la zona bajo agua corriente fría durante 10 a 15 minutos. Si la quemadura fue producida por un reactivo debe limpiarse muy bien la zona afectada. Quemaduras en los ojos La rapidez con que se elimine el reactivo de los ojos es vital para la recuperación y/o para minimizar el daño posible. Tenga a mano fuentes para el lavado de ojos o simplemente vierta agua en sus ojos, lave bien debajo de los párpados. Acuda siempre a un especialista luego de un accidente de ojos, sin importar lo leve que parezca. Cortes Si se produjera una herida cortante de consideración, además de lavar para eliminar reactivos y/o trozos de vidrio, mantenga elevada la zona afectada. Puede vendar y aplicar presión directamente sobre la herida, pero nunca aplicar un torniquete. Mantenga a la persona accidentada protegida del frío hasta que llegue asistencia especializada. Envenenamiento No se pueden generalizar recomendaciones. Llame con urgencia al especialista. 14 ACTIVIDAD Nº 7. ÓPTICA FÍSICA. NATURALEZA ONDULATORIA DE LA LUZ. Temario Naturaleza ondulatoria de la luz. Frecuencia, colores y longitud de onda. Interferencia: experiencia de Young. Difracción. Redes de difracción. Polarización de la luz. Interacción de la materia con luz polarizada. Naturaleza ondulatoria de la luz En la actividad práctica de óptica geométrica considerábamos a la luz simplemente como un haz de rayos que se propagaban en línea recta y sólo variaban su dirección cuando en su propagación encontraban una interfase que separa dos medios diferentes. Esa interfase puede ser la superficie del agua, un espejo, a cada una de las caras de una lente. Sin embargo, existen ciertos fenómenos ópticos que no pueden explicarse pensando la luz simplemente como rayos que se propagan de manera rectilínea. Esos fenómenos son: la dispersión, la interferencia y difracción, la polarización. Requieren pensar la luz como un fenómeno ondulatorio, es decir, una onda. En realidad, la luz puede pensarse de forma más certera como una onda electromagnética que se propaga por el espacio. Esta onda electromagnética está constituida por un campo eléctrico y otro magnético perpendiculares entre sí. Estos campos eléctricos y magnéticos oscilan en función del tiempo con una única frecuencia definida, cuando se tiene luz que denominamos monocromática. La luz blanca está compuesta por una superposición de ondas que oscilan en un muy amplio rango de frecuencias. La oscilación de una onda electromagnética siempre puede describirse tomando como variable independiente el tiempo, en un punto fijo del espacio. En ese caso, la distancia entre máximos sucesivos, o entre mínimos sucesivos, es el período: T. La recíproca del período es la frecuencia temporal. f = 1/T. Pero también puede analizarse la onda tomando como variable independiente la distancia o espacio recorrido, en un momento dado; esto último equivale a pensar en una foto de la onda en un momento determinado. En este caso, la separación entre máximos es la longitud de onda: λ. El producto de la frecuencia por la longitud de onda es la velocidad de propagación de la luz en el medio de que se trate: c = f.λ La luz, en el vacío, viaja a aproximadamente 300.000 km/s; es una constante universal. En medios densos, viaja a una velocidad menor. Dispersión Como acabamos de decir, la velocidad de las ondas electromagnéticas y en particular de la luz depende del medio de propagación. Para un medio dado, esa velocidad además depende de la frecuencia. Esta propiedad de las ondas electromagnéticas se puede expresar de modo muy simple a través de la Ley de Snell que está representada en la Figura 1. Rayo incidente Rayo reflejado θ1 θ1 n1 n2 θ12 Rayo refractado Figura 1 15  Un haz de luz que incide con un cierto ángulo respecto de la normal, sobre la superficie de separación de dos medios, se divide en general en un haz reflejado y en un haz refractado. El haz reflejado lo hace con el mismo ángulo que el de incidencia. Sin embargo, el ángulo formado por el haz refractado con la normal depende de los dos medios de propagación. El cociente de los senos de los ángulos incidente y refractado es igual al cociente de las velocidades de propagación en ambos medios. Se denomina índice de refracción del segundo medio con respecto al primero, a la inversa de dicho cociente. Matemáticamente esto se expresa de la siguiente manera: sen (θ1). n1 = sen (θ2). n2 donde n1 y n2 se conocen con el nombre de índices de refracción de los dos medios. Se verifica que la velocidad de propagación v es igual a la velocidad de la luz en el vacío c dividida por el índice de refracción del medio n. Es decir: v = c/n. A mayor índice de refracción, menor velocidad de propagación. El índice de refracción del vacío es igual a uno, y el del aire aproximadamente uno. El del agua, 1,33. El del vidrio, aproximadamente 1,5. Como es un cociente de velocidades, el índice de refracción es un número adimensional. Como se mencionó antes n = n(f), entonces, para cada frecuencia (color), el ángulo de desviación es diferente. Esta propiedad produce que un haz de luz blanca se descomponga en colores al atravesar algunos medios. El ejemplo más conocido de este fenómeno es el producido por prismas, o por gotas de agua en el arco-iris. El fenómeno se denomina dispersión de la luz, y físicamente se explica como una refracción diferencial respecto de la frecuencia. Prismas Isaac Newton encontró en 1666, que al hacer incidir un haz de luz blanca sobre un prisma, podía producir un espectro de colores sobre una pantalla. Al pasar a través de un prisma, los diferentes colores (frecuencias) que componen la luz blanca son desviados de la dirección del haz original en ángulos también distintos. El color más desviado es el violeta (el de mayo frecuencia o menor longitud de onda) y el menos desviado es el rojo (el de menor frecuencia y mayor longitud de onda). La separación de la luz en sus diferentes colores o frecuencias se llama dispersión, como ya dijimos. Interferencia Debido a que la luz es una onda electromagnética, la intensidad de luz que observamos en cualquier punto es el resultado de la superposición de todas las ondas que llegan a ese punto, provenientes de todas las fuentes de iluminación. En las Figuras 2 y 3 vemos que dos ondas que se superponen en un punto pueden, dependiendo de la diferencia de fase que tengan en ese punto, sumarse de manera constructiva. En ese caso se obtiene la máxima intensidad posible (Figura 2). Pero también pueden o anularse si su diferencia de fase en el punto es igual a π. En ese caso se obtiene una intensidad nula (Figura 3). 16  A B A+B Figura 2: Superposición de dos ondas en fase (diferencia de fase igual a 0) A B A+B Figura 3: Superposición de dos ondas que difieren en media longitud de onda (diferencia de fase igual a π). Se dice que la interferencia allí es destructiva. Sobre una pantalla, cuando se produce interferencia lo que suele observarse es un sistema de franjas de interferencia. Las franjas claras corresponden a los lugares en los cuales la diferencia de fase es cero o múltiplo de 2π, es decir los lugares de interferencia constructiva. Las franjas oscuras corresponden a los sitios de interferencia destructiva, en los cuales la diferencia de fase es de π o múltiplo impar de π. 17  Es muy importante recalcar que la interferencia sólo puede observarse si ambas ondas, o ambas fuentes de luz son coherentes. Eso quiere decir que, en cada punto, mantienen la diferencia de fase constante, como para que la luz interactúe siempre de la misma forma, es decir, con la misma diferencia de fase. En la práctica, dos fuentes coherentes se pueden obtener dividiendo un frente de ondas de una misma fuente en dos, mediante diafragmas o ranuras. También dividiendo la amplitud de una única onda en dos mediante semi-espejos. Podemos simplificar el problema y analizar qué ocurre cuando a un punto llegan ondas provenientes de dos fuentes de luz coherentes. En la práctica, dos agujeros o ranuras sobre una pantalla, iluminados por una misma fuente monocromática. Consideremos entonces la situación mostrada en la figura 4 donde dos fuentes de luz coherentes y monocromáticas, S1 y S2, de longitud de onda λ, separadas una distancia d, iluminan la pantalla A colocada a una distancia L de las ranuras-fuente. Figura 4: Diagrama de una pantalla iluminada por dos fuentes puntuales. Al llegar al punto P de la pantalla las ondas provenientes de S1 y S2 tendrán una diferencia de recorrido ∆R = R1 – R2. Si L >> d, entonces ∆R = d sen(θ) y si θ es un ángulo pequeño (o sea L >> x), sen(θ) = tan(θ), por lo tanto tenemos que: ∆R = d.sen (θ) = d.x/L Por lo tanto, si la diferencia de recorrido es un número entero de longitudes de onda (∆R = nλ) tendremos una superposición (o interferencia) constructiva y observaremos un máximo de intensidad. Pero si la diferencia de recorrido es un múltiplo semi-entero de longitudes de onda (∆R = (m+½) λ), entonces tendremos interferencia destructiva y observaremos un mínimo de intensidad. Por lo tanto, tenemos que: Máximo de intensidad mλ = d.x/L Mínimo de intensidad (m+½) λ = d.x/L Difracción Si en vez de tener sólo dos fuentes luminosas tenemos un número grande e indefinido de fuentes, también podremos visualizar el fenómeno de superposición entre todas estas fuentes, que en ese caso se llama difracción. Una lámina de vidrio en la que se han marcado líneas paralelas muy próximas, constituye una red de difracción. Se comporta como un conjunto de ranuras estrechas. Iluminando en forma normal con luz monocromática se obtiene una serie de franjas luminosas, separadas por otras oscuras. Se explica este fenómeno como efecto de la difracción de los rayos emitidos por las ranuras, convertidas en centros de emisión secundaria según el principio de Huygens. Las franjas luminosas en la pantalla son simétricas respecto a una central y, a igualdad de las demás condiciones, sus distancias a ella crecen con la longitud de onda. Si tenemos una red de difracción de Z trazos por mm, sobre la cual incide luz de longitud de onda λ, tendremos interferencia constructiva en las direcciones ±λ tales que cumplan con la relación: d. sen θm = m. λ(m = 0, 1, 2, …) 18 donde la separación entre trazos de la red es: d = 0,001/Z (expresado ya en metros) y m es el orden del espectro de difracción. Si en vez de iluminar con luz monocromática lo hacemos con luz blanca, se observará una serie de espectros simétricos con respecto a una franja central, en los que el color más desviado es el rojo (máxima longitud de onda), contrariamente a lo que sucede en los prismas. La distancia entre los trazos de una red no debe ser mayor que 50 veces la longitud de onda de la luz empleada, para que se produzca un efecto de difracción apreciable. Se pueden construir redes con miles de trazos por mm, que generan dispersiones muy grandes y permiten profundizar el estudio de los espectros. Las redes de difracción son utilizadas en espectroscopía, en laboratorios y observatorios astronómicos. Polarización Como dijimos, la luz se puede pensar como un fenómeno de naturaleza ondulatoria: en las ondas electromagnéticas (por lo tanto en la luz), el vector campo eléctrico E puede vibrar en todas las direcciones contenidas en un plano perpendicular a la dirección de la propagación: Luz no polarizada E (luz común) E Vista desde x x = dirección de propagación Si el campo eléctrico de la onda vibra en una sola de esas direcciones, se dice que la onda está polarizada en un plano, o también, linealmente polarizada. Luz linealmente polarizada Figura 5: Esquemas de las orientaciones de campos eléctricos para luz polarizada y no polarizada. Ciertos cristales, como la calcita, tienen la propiedad de dividir el haz de luz que incide sobre ellos, en dos haces polarizados linealmente en diferentes planos, que se propagan en direcciones distintas por el cristal. Es un fenómeno que se llama birrefringencia. En el caso de cristales dicroicos en cambio, uno de estos haces es absorbido por el cristal más fuertemente que el otro haz, emergiendo sólo uno de los haces fuera del cristal. Podemos lograr polarizadores de gran tamaño, distribuyendo cristales dicroicos sobre una lámina plástica, orientándolos de forma que queden todos paralelos entre sí. Un haz de luz que ha pasado por un polarizador como el descrito anteriormente, resulta polarizado en un plano. 19  E filtro polarizador Vertical: sólo permite el paso de ondas con E vertical. E = Ey x Figura 6: Esquema del efecto de un filtro polarizador. Si hacemos pasar el haz de luz polarizada por una segunda hoja de material polarizador, que en ese caso se denominado analizador, se puede modificar a voluntad la intensidad de la luz transmitida, dependiendo del ángulo de giro entre ambos polarizadores. Se verifica experimentalmente que colocando ambos polarizadores con los cristales orientados de idéntica forma, la luz polarizada linealmente que emerge del primer filtro polaroid resultará totalmente transmitida por el segundo. x Polarizador vertical Polarizador vertical Figura 7: Esquema del efecto de filtros polarizadores con la misma orientación. Rotando uno de los polarizadores 90 ° alrededor del eje x, se producirá la extinción total de la luz. 20  Polarizador vertical Polarizador horizontal Figura 8: Esquema del efecto de filtros polarizadores rotados a 90º. En situaciones intermedias, al rotar un ángulo θ, se transmitirá una intensidad que se describe mediante la Ley de Malus: I = Io.cos2(θ) Polarímetro Existen sustancias que alteran el estado de polarización de un haz de luz; por ejemplo, la sacarosa o azúcar común hace girar el plano de vibración de la luz polarizada linealmente, alrededor de la dirección de la propagación. Las sustancias que presentan estas propiedades se denominan ópticamente activas. Si se coloca un tubo que contiene una solución de sacarosa entre dos polarizadores cruzados a 90º, no se obtendrá extinción completa del haz de luz porque la sacarosa habrá generado una rotación del plano de polarización: Luz no polarizada α Analizador montado en un cuadrante giratorio Luz El plano de vertical polarizada polarización ha rotado Figura 9: Esquema del funcionamiento de un polarizador. El paso de la luz por la solución hace rotar el plano de polarización. Para lograr nuevamente la absorción completa del haz, debe girarse el analizador un ángulo α, igual al ángulo que ha rotado el plano de polarización. Este ángulo α es proporcional a la longitud L de la muestra, y a la concentración del soluto, por lo cual: α/(L.c) es una constante Es el poder rotatorio específico de la sustancia. La medición de esta constante es un método de análisis que permite distinguir una sustancia de otras. Para líquidos puede encontrarse en tablas el valor del poder 21 rotador específico: [α] = 100.α/(L.c) donde α es el ángulo total girado en grados; c es la concentración en gramos por cada 100 mililitros de solución y L es la longitud de la probeta en decímetros. [α] depende sólo de las sustancias del soluto y del solvente, es decir, es independiente de la concentración c y del tamaño de la probeta, L. Pero el poder rotador específico [α] sí depende de la temperatura y de la longitud de onda de la luz. Por lo cual los valores indicados en tablas corresponden a determinadas condiciones de temperatura y longitud de onda de la luz incidente. Cuestionario de orientación HOJA DE PRÁCTICA PREVIA. SE DEBERÁ COMPLETAR Y ENVIAR ANTES DE LA ACTIVIDAD VIRTUAL SINCRÓNICA CORRESPONDIENTE, MEDIANTE EL CUESTIONARIO DE AUTO-CORRECCIÓN ALOJADO EN EL AULA VIRTUAL. ACTIVIDAD INDIVIDUAL CON OPCIONES MÚLTIPLES. Nombre:…………………………………………………………………………………………………………………………………………… Comisión:……………………………………… Fecha:………………………………………………………………………………… 1) Describa cualitativamente el patrón de interferencia debido a dos fuentes monocromáticas y coherentes puntuales. Escoja la opción correcta. 2) Grafique cualitativamente las intensidades del patrón de interferencia anterior que observaría en una pantalla. Escoja la opción correcta. 3) Para luz incidente de 650 nm, calcule a qué distancia del centro de simetría estará el máximo de orden 5 de interferencia, sobre una pantalla ubicada a dos metros de distancia de una ranura doble cuya separación es de 0,02 mm. Escoja la opción correcta. 4) Exprese la longitud de onda en el aire para luz visible de frecuencia f = 6x1014 1/s. Escoja la opción correcta. ACTIVIDAD PRÁCTICA PRESENCIAL Nº 7: ÓPTICA FÍSICA. Durante la actividad práctica, los docentes explicarán y discutirán este conjunto de contenidos y acciones: a) Dispersión. Prisma Se observa una fuente luminosa, mejor si es lejana, a través de un prisma de 60°. Se realiza un dibujo que muestra la ubicación de los elementos: fuente, prisma, observador, de tal manera de permitir observar el espectro de la luz emitida por la fuente. Es decir, la descomposición de la luz en frecuencias o colores debida a la dispersión o refracción diferencial. Se debe mostrar dónde se ven los distintos colores: posición y orden relativo de los colores, a fin de verificar si la desviación de la luz es mayor para las frecuencias más altas (luz violeta). Se debe analizar el espectro observado y decir si puede discernirse si se trata de un espectro continuo o discreto, es decir formado por líneas de emisión. Recuerde que los sólidos 22 incandescentes, líquidos incandescentes o gases incandescentes a alta presión producen espectros continuos, mientras que los gases incandescentes a baja presión producen espectros de líneas de emisión. b) Interferencia. Experimento de Young con doble ranura Con la luz de un láser, que es una fuente monocromática y que mantiene la coherencia, es decir que no presenta saltos abruptos de fase, se iluminan dos ranuras paralelas entre sí y se observa el patrón de interferencia producido. A partir del patrón, se pueden medir los parámetros necesarios para determinar la longitud de onda de la luz del láser con su respectivo intervalo de error. Con el mismo láser, se ilumina una red de difracción y a partir del patrón observado se realiza una nueva determinación de la longitud de onda del láser con su respectivo intervalo de error. Se comparan ambos resultados obtenidos. c) Polarización Se observa a través de un filtro polaroid la luz emitida por una fuente luminosa. Se rota el polaroid y se presta atención para determinar si se perciben variaciones en la intensidad luminosa que pasa a través del polaroid. Se realiza esa observación con diferentes fuentes de luz y objetos: muy especialmente pantallas de cristal líquido, objetos metálicos y dieléctricos que reflejan la luz. Debe notarse que en el caso de reflexiones metálicas no se perciben cambios importantes al rotar el polarizador, pero en el caso de reflejos en superficies dieléctricas sí. Asimismo, es notable el efecto en luz emitida por pantallas de cristal líquido de televisores y celulares, que son fuentes de luz polarizada linealmente. ¿Cómo se explican esos fenómenos? Ahora se toman dos láminas de polaroid; una funcionará como polarizador lineal, y la segunda como analizador. Se repite la experiencia del párrafo anterior, dejando fija una de las láminas y rotando la otra. Deben compararse los resultados con lo observado antes, con un único polaroid. El efecto debe ser mucho más notable, al punto en que cuando los dos polarizadores se encuentran cruzados (con sus direcciones de transmisión a 90°), no se transmite luz alguna. Considerar que este mecanismo es eficaz para filtrar la cantidad de luz que se desea transmitir. Por último, se trabaja con un polarímetro. Se coloca una probeta con agua pura en su interior. El agua pura no es ópticamente activa, no modifica el plano de polarización de la luz. En esas condiciones se puede medir el ángulo del cero del instrumental. Luego, se coloca agua con una determinada concentración de sacarosa en el interior del polarímetro y se determina el ángulo de rotación del plano de polarización de la luz, con su correspondiente intervalo de error. Se repite el punto anterior con otras concentraciones diferentes de sacarosa. Finalmente, con esos datos se puede realizar un gráfico que represente el ángulo de rotación vs la concentración. Con ayuda de ese gráfico, cuya pendiente tiene que ver con el poder rotatorio específico de la solución de azúcar en agua, se podría determinar la concentración de sacarosa de cualquier muestra de solución de sacarosa en agua, de concentración incógnita. 23 EXPERIMENTO A REALIZAR EN LA ACTIVIDAD PRÁCTICA Nº 7. En esta actividad estará basada la evaluación correspondiente a la actividad práctica. Dicha evaluación deberá ser completada en el aula virtual o similar antes de la siguiente actividad práctica de física de la comisión. Nombre:…………………………………………………………………………………………………………………………… Comisión: ……………………………… Fecha:………………………………………………………… Utilice el simulador de óptica física: https://phet.colorado.edu/sims/html/wave-interference/2.0.5/wave-interference_es.html. En la clase práctica sincrónica se explicará su funcionamiento. Haga variar la cantidad de ranuras, el ancho de las mismas, la frecuencia de la luz e informe: qué cambios se producen en el patrón de interferencia al variar cada uno de esos parámetros. Comience trabajando sin barrera/ranura. Luego utilice la barrera con una sola ranura, luego con dos (experiencia de Young). Observe que el simulador le permite visualizar el patrón de iluminación en la pantalla, pero también la amplitud de las ondas en su avance y asimismo graficar la distribución de iluminación sobre la pantalla para apreciar claramente las franjas. También dispone de un tablero de herramientas que le permite medir el campo eléctrico en cualquier punto, medir distancias entre máximos, medir tiempos mediante un cronómetro. Una vez realizada esta actividad práctica, deberá responder el cuestionario correspondiente. Mida la distancia entre máximos consecutivos de interferencia para el patrón de dos ranuras para luz violeta, verde y roja, compárelos e infórmelos en la evaluación. Con el mismo simulador, en el modo de difracción, compare e informe en la evaluación los patrones de difracción producidos por una abertura circular y por una cuadrada. Discuta la influencia del tamaño de la abertura. Polarización Trabaje ahora con esta simulación: http://ftp.educaplus.org/game/polarizacion. En el práctico sincrónico virtual se le explicarán sus detalles y comandos. Juegue en esa simulación variando independientemente la componente X e Y del campo eléctrico. Varíe ahora la diferencia de fase entre ambas componentes. Compruebe en qué casos obtendrá polarización lineal y en qué plano estará contenida la misma. Verifique en qué casos obtendrá polarización circular. Analice ahora la siguiente simulación: https://ophysics.com/l3.html. En la clase práctica sincrónica se le explicará la misma. Seleccione la visualización de un solo analizador polaroid. Ubique el analizador a 0°, 30°, 45°, 60° y 90° del primer polarizador. Calcule para esos casos la fracción de energía o iluminación transmitida, utilizando la ley de Malus. 24 ACTIVIDAD Nº8.EQUILIBRIO QUÍMICO y EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE Temario Equilibrio químico. Principio de Le Chatelier. Equilibrios ácido-base en soluciones acuosas. Ácidos y bases fuertes y débiles. Indicadores ácido-base. Medición del pH. Importante: Para la realización de esta actividad es imprescindible el conocimiento de temas que fueron desarrollados en asignaturas anteriores: "Equilibrio químico" y “Equilibrios ácido-base” de Química General II y "Soluciones" de Laboratorio I. Equilibrio químico Cuando una reacción química ha alcanzado el equilibrio, la velocidad de formación de productos a partir de reactivos (reacción directa) iguala a la velocidad de formación de reactivos a partir de productos (reacción inversa), y la composición de la mezcla de reacción se hace constante. Sin embargo, debido a que los equilibrios químicos son dinámicos, responden a los cambios en las condiciones en las que tiene lugar la reacción. El Principio de Le Chatelier relaciona los sistemas en equilibrio y establece que, cuando se cambian las condiciones de un sistema en equilibrio, el sistema responde contrarrestando tales cambios. Cuando se desestabiliza un equilibrio por el agregado o la extracción de un reactivo, el valor de la constante de equilibrio (Keq) no se ve afectado, no obstante, las concentraciones de las demás especies se modifican para establecer una nueva posición de equilibrio. Por ejemplo, si se sustraen productos a medida que se forman, en la búsqueda continua del equilibrio, la reacción genera más producto. Consideremos el siguiente sistema en equilibrio: [Co(H2O)6]+2(ac) + 4 Cl–(ac) [CoCl4]2–(ac) + 6 H2O(l) Si se retiran iones cloruro de la solución, por ejemplo precipitándolos mediante el agregado de nitrato de plata, el equilibrio se desplazará hacia la formación de Co(H2O)6+2. Los cationes Ag+ agregados reaccionarán con los aniones Cl– produciendo la precipitación de cloruro de plata: Ag+(ac) + Cl–(ac) AgCl(s) y por consiguiente el equilibrio entre los iones [Co(H2O)6]+2 y [CoCl4]2- se desplaza hacia la formación del complejo [Co(H2O)6]+2(ac). 25  [Co(H2O)6]+2(ac) + 4 Cl–(ac) [CoCl4]2–(ac) + 6 H2O(l) Una forma alternativa para visualizar cómo el agregado de nitrato de plata afecta el equilibrio entre los iones [Co(H2O)6]+2 y [CoCl4]2- en el sistema, es sumando los equilibrios presentes de modo que los iones cloruros se cancelen, es decir: [CoCl4]2–(ac) + 6 H2O(l) [Co(H2O)6]+2(ac) + 4 Cl–(ac) 4 ( Ag+(ac) + Cl–(ac) AgCl(s) ) [CoCl4]2–(ac) + 4 Ag+(ac) + 6 H2O(l) [Co(H2O)6]+2(ac) + 4 AgCl(s) Si se suman ambos equilibrios se obtiene la reacción global, la cual permite establecer claramente que el agregado de nitrato de plata consume a los cloruros disueltos y desplaza el equilibrio hacia la formación de los productos: [Co(H2O)6]+2(ac) y AgCl(s). Temperatura y equilibrio La temperatura es la única variable que modifica el valor de la constante de equilibrio. Para una reacción exotérmica, la formación de productos se favorece mediante la disminución de la temperatura. Por el contrario, para una reacción endotérmica, la formación de productos se favorece mediante un aumento de la temperatura. ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio al aumentar la temperatura para la siguiente reacción química? N2O4(g) 2 NO2(g) ∆H = 56,84 kJ mol–1 Indicadores ácido-base Un indicador ácido-base es, por lo general, un ácido orgánico débil o una base orgánica débil que tiene colores diferentes en sus formas disociada y no disociada. Claramente, esta reacción depende de la [H+] del medio. El equilibrio entre un ácido débil HIn y la especie disociada In– en una solución acuosa se puede representar mediante la ecuación: HIn (ac) In–(ac) + H+(ac) La constante de equilibrio Kin para esta reacción será: [H+ ][In− ] K in = [HIn] Suponga que la constante de disociación (Kin) es 1,0×10-5, entonces el valor de pKin = 5, considere también que la especie HIn es de color amarillo y la especie In- es de color azul. Contando con esta información, ¿cómo se puede determinar qué color presentará la solución del indicador a distintos pH? Para responder esta pregunta es necesario evaluar el pKin y el pH de trabajo. -2 Por ejemplo, a pH = 2,0, esto es a pH < pKin, la importante concentración de H+ será 1×10 y, según el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará hacia reactivos, y la forma predominante será HIn. Por lo tanto, la solución presentará color amarillo. 26 ¿Qué ocurrirá a pH 9,0? En este caso pH > pKin, por lo que el equilibrio se desplazará hacia productos. La forma predominante será In- y la solución tendrá color azul. Según la expresión de la constante de equilibrio: [In− ] Kin [HIn] = [H+ ] Se puede ver que la relación [In-] / [HIn] será la responsable del color que presente la solución. Siempre que [In-] >> [HIn] la solución presentará el color de In- y siempre que [HIn]>> [In-] la solución presentará el color de HIn. De este modo se puede ver que el análisis se puede efectuar a partir de la constante de disociación (Kin) y la concentración de protones ([H+]), ó a partir de pKin y pH. Ambos análisis son equivalente a comparar la relación entre concentraciones de las formas disociada y no disociada del indicador. El interrogante planteado ahora es ¿a partir de qué valor de relación de concentraciones se puede observar el predominio de un color sobre otro? ¿Cuál es el límite? Dado que el ojo humano puede detectar una relación de concentraciones de 10, si [In-] / [HIn] es por lo menos 10, ó lo que es lo mismo, Kin/[H+] = 10, en este ejemplo, predominará el color azul. Mientras que si [In-] / [HIn] es por lo menos 0,1 predominará el color amarillo. ¿Qué ocurre cuando la relación de concentraciones [In-] / [HIn] es igual a 1? Dado que no hay predominio de ninguna de las dos especies, el color que se observará será el resultante de la mezcla de los colores de cada una de las especies. En este caso particular será verde por la mezcla del azul de la forma disociada y el amarillo de la no-disociada. En general el intervalo de viraje del indicador está comprendido entre: pH = pKin + 1 y pH = pKin – 1 En la práctica, ese intervalo se establece empíricamente como el correspondiente a la zona en que se observa nítidamente el cambio de color. El uso de indicadores ácido-base permite estimar un intervalo de pH (ya que indica si el pH se encuentra por encima o por debajo del intervalo de viraje del mismo). Es posible utilizar una combinación de indicadores con distinto rango de viraje a fin de acotar el intervalo de pH de la solución. Por otra parte, si durante una reacción el pH de la solución va cambiando (como en una neutralización), un indicador seleccionado adecuadamente permitirá observar los cambios de pH que ocurran en las proximidades del punto equivalente. Cuestionario de orientación SE DEBERÁ COMPLETAR ANTES DE LA ACTIVIDAD PRÁCTICA DEMOSTRATIVA Nº8. En esta actividad utilizaremos un simulador para observar cómo evoluciona un sistema hacia el equilibrio y cómo se modifica la posición de equilibrio como consecuencia de una perturbación producida por el agregado de reactivo o de producto. Para acceder al simulador debe ingresar en: https://phet.colorado.edu/sims/cheerpj/ideal-gas/latest/ideal-gas.html?simulation=reversible- reactions&locale=es El simulador permite observar cómo alcanza el equilibrio la reacción química A(g)  B(g). Este simulador permite agregar una dada cantidad de partículas A y B. Como se muestra en la figura, para este ejemplo se ha puesto 75 partículas de cada especie. La regla vertical esquematiza la barrera de “energía” que las partículas deben sobrepasar para transformase de una especie en otra. Cuanto más alta es esta barrera más lenta se vuelve la reacción. Las bases de color gris sobre los que están las partículas esquematizan su “energía 27 potencial”. Las partículas se pasan “energía cinética” por choques entre unas a otras. Aquellas partículas que alcancen suficiente “energía cinética” y logren sobrepasar la barrera energética se transformarán en la otra especie de la reacción y quedará con mayor o menor “energía cinética” respecto a la que tenía inicialmente, dependiendo del sentido en que haya reaccionado. Como este simulador está muy relacionado a cambios de “energía” los valores numéricos se van a acompañar con (J). La velocidad para producir B será v1 = k1 × [A]. Es decir que cuanto mayor sean k1 y [A], más rápido se va a producir la especie B. Por otra parte, la velocidad para producir A será v–1 = k-1 × [B]. En el equilibrio tendremos que las velocidades de conversión en un sentido y en otro son iguales por lo que: v1 = v-1. Además tendremos que: k1 × [A] = k-1 × [B]. A partir de estas igualdades podemos definir a la constante de equilibrio como: Keq = k1 /k–1 = [B]/[A] k1 A B k-1 [B] K eq = [A] Figura 1: Simulador de equilibrio químico. Ejercicio a: Ingrese al link de Phet-Colorado que se indica más arriba. 1) Inicialice la simulación para un sistema como el que se muestra en la figura 1. Considere 75 partículas para cada especie, una diferencia de energía igual a 15 (J), una barrera de 40 (J) y enfríe el sistema para que tenga a una temperatura inicial cercana a los 50 K. 2) Añada energía para que la temperatura suba “cerca” de 250 K y espere unos 5 minutos hasta que el sistema alcance el “equilibrio”. 3) Registre en una tabla 10 valores de temperatura (T) y de la cantidad de partículas A y B que va mostrando el sistema, calcule el promedio y estime el valor de Keq. 4) ¿Qué pasa con la temperatura del sistema? ¿La reacción es endotérmica o exotérmica? 5) Disminuya el valor de la barrera de energía de 40 (J) a 30 (J). ¿Cómo cambia Keq? 6) Repita los pasos 1) a 5) pero poniendo 148 partículas A y 2 partículas B. Compare los valores estimados para Keq y para la temperatura final del sistema. 7) Repita los pasos 1) a 5) pero poniendo 2 partículas A y 148 partículas B. Compare los valores estimados para Keq y para la temperatura final del sistema. 8) Repita los pasos 1) a 5) pero suba la energía de base de las partículas A a 25 (J) y disminuya la base de las partículas B a 0 (J). ¿Considere también que hay 150 partículas totales y compare el valor estimado para Keq con los de ejercicios anteriores. Ejercicio b: En uno de los videos presentados en el aula virtual podrán observar los efectos que tienen ciertas perturbaciones sobre el siguiente equilibrio químico: [Co(H2O)6]+2(ac) + 4 Cl–(ac) [CoCl4]2–(ac) + 6 H2O(l) ∆H > 0 rosa incoloro azul incolora Observe el video e indique qué efectos tendrán sobre el equilibrio las siguientes perturbaciones: 1) Agregado de solución acuosa de cloruro de sodio. 2) Calentamiento de la solución. 3) Agregado de solución acuosa de nitrato de plata. 28 Ejercicio c: Complete las columnas de la siguiente tabla con los colores que esperaría observar cuando a las soluciones acuosas listadas en la primera columna se les agrega los indicadores ácido-base HIn1 y HIn2. COLOR OBSERVADO Solución HIn1 HIn2 CH3COOH 0,0139 M NH4Cl 0,189 M NaOH 0,020 M Datos: Indicador pKa Color HIn In- HIn1 3,8 amarillo azul HIn2 6,2 incoloro rojo Ejercicio d: Determine qué valores de pH podrían tener las soluciones acuosas A, B y C a partir de los colores obtenidos cuando se les agrega a cada una los indicadores ácido-base (azul de bromotimol, amarillo de alizarina, heliantina y fenolftaleína) presentados en la tabla. Ejercicio e: Una muestra de agua de lluvia se dividió en dos tubos. Al primero se le agregó el indicador rojo de metilo y al segundo azul de timol. La solución se tornó amarilla en ambos casos. Indique el intervalo de pH en el que se encuentra comprendido el pH del agua de lluvia de la muestra. Ejercicio f: Indique qué color esperaría observar cuando se añade azul de bromotimol (intervalo de viraje 6 – 7,6; amarillo – azul) a la solución resultante de mezclar: 1) 100,0 mL de solución de HCl 0,10 M y 50,0 mL de solución de NaOH 0,10 M. 2) 100,0 mL de solución de HCl 0,10 M, 50,0 mL de solución de NaOH 0,10 M y completar con agua hasta un volumen de 500 mL. 3) 100,0 mL de solución de NH3 0,20 M y 100,0 mL de solución de HCl 0,20 M. 4) 100,0 mL de solución de ácido fórmico 0,10 M + 100,0 mL de solución de NaOH 0,1 29 ACTIVIDAD PRÁCTICA DEMOSTRATIVAL Nº8: EQUILIBRIO ACIDO-BASE En esta actividad práctica virtual sincrónica se utilizarán dos simuladores para estimar el pH. a) Estimación del pH de una muestra utilizando indicadores ácido-base Este simulador le permitirá estimar el pH de una muestra problema a partir del agregado de distintos indicadores ácido-base. El mismo fue elaborado por Paula Rostagno, Ayudante-alumna de la Facultad de Ciencias Químicas (UNC). Ingrese al siguiente link: https://indicadoresdeph.netlify.app/ En el ícono podrá encontrar información acerca de cómo utilizar dicho simulador. A modo de ejemplo se muestra a continuación los resultados paso a paso de una simulación. 1) Haga click con el puntero del mouse en “Agregar muestra” para cargar la muestra en el tubo de ensayo. 2) Luego haga click en el primer tubo de Khan para cargar el primer indicador “Violeta de metilo”. Utilizando los corchetes puede limitar el intervalo de pH que puede tener la muestra. Sin embargo, se sugiere seleccionar de 0 a 14 como se indica en la figura. 3) Luego de ver el color de los distintos indicadores Usted podría estimar el pH de la muestra. 4) Finalmente puede verificar si su resultado es correcto haciendo click en mostrar pH. b) Estimación del pH de una muestra utilizando indicadores ácido-base En esta actividad utilizará el simulador Chemcollective disponible en: https://chemcollective.org/vlab/98 30  Este simulador le permitirá observar qué colores toma la fenolftaleína, el naranja de metilo, rojo de metilo y verde de bromocresol en soluciones de distintos pH. En la clase práctica sincrónica se explicará su funcionamiento. Datos Fenolftaleína (8,2 incoloro – 10 fucsia) Naranja de metilo (3,1 rojo – 4,4 naranja-amarillo) Rojo de metilo (4,2 rojo – 6,3 amarillo) Verde de bromocresol (3,8 amarillo – 5,4 azul-verdoso) Procedimiento Coloque en un matraz de 250 mL, 5 mL de solución de NaOH 1 M y enrase el matraz utilizando agua destilada (agregue con el simulador el volumen restante de agua destilada para alcanzar los 250 mL). A esta solución llamaremos “Solución A” Trasvase 30 mL de la solución resultante a cuatro vasos de precipitados de 250 mL. Añada 1 mL de un indicador ácido base (fenolftaleína, el naranja de metilo, rojo de metilo y verde de bromocresol) a cada vaso de precipitados (si bien en la práctica de laboratorio se añaden solamente cuatro o cinco gotas, es decir aproximadamente 0,25 mL, en este simulador agregamos mucho más para poder visualizar más claramente el color de la solución resultante). Registre el color observado y compárelo con el valor de pH teórico esperado en cada solución. Repita el procedimiento descrito anteriormente utilizando: 1) Solución B: 5 mL de solución de amoníaco 1 M. 2) Solución C: 5 mL de solución de ácido acético 1 M. 3) Solución D: 5 mL de solución de ácido clorhídrico 3 M. 4) Solución E: 5 mL de solución de cloruro de amonio 1 M. 5) Solución F: 5 mL de solución de acetato de sodio 1 M. 6) Solución F: 5 mL de solución de ácido acético 1 M + 5 mL de solución de NaOH 1 M. 7) Solución H: 15 mL de solución de amoníaco 1 M + 5 mL de solución de HCl 3 M. 31 INFORME DE LA ACTIVIDAD DEMOSTRATIVA Nº 8: Nombre:............................................................................................................................ Comisión:............................. Fecha:............................. Estimación del pH de una muestra utilizando indicadores ácido-base Determine el intervalo de pH de cinco muestras problemas utilizando el simulador y a partir de los resultados complete la siguiente tabla. Color observado para las diferentes soluciones. Indicador (intervalo de viraje) A B C D E Colores Violeta de metilo (…………………………………… ……………………………………) Azul de timol (…………………………………… ……………………………………) Naranja de metilo (…………………………………) Azul de bromofenol (…………………………………… ……………………………………) Verde bromocresol (…………………………………… ……………………………………) Rojo de metilo (…………………………………… ……………………………………) Azul de bromotimol (…………………………………… ……………………………………) Fenolftaleína (…………………………………… ……………………………………) Amarillo de alizarina (…………………………………… ……………………………………) pH teórico Intervalo de pH estimado 32 Estimación del pH de una muestra utilizando indicadores ácido-base Color observado para las diferentes soluciones. Indicador (intervalo de viraje) A B C D E F G H Colores Naranja de metilo (…………………………………… ……………………………………) Verde bromocresol (…………………………………… ……………………………………) Rojo de metilo (…………………………………… ……………………………………) Fenolftaleína (…………………………………… ……………………………………) pH teórico Intervalo de pH estimado A partir de los resultados de ambas actividades escriba en no más de cinco renglones una conclusión en referencia al uso de indicadores ácido-base. 33 ACTIVIDAD Nº 9.SOLUCIONES REGULADORAS DE pH Temario Equilibrios ácido-base en soluciones acuosas. Soluciones reguladoras de pH. Capacidad amortiguadora. Cuando haya completado esta actividad, Ud. debería ser capaz de: - proponer diversos procedimientos para la preparación de soluciones buffer, - preparar soluciones reguladoras de pH a partir de diferentes reactivos de partida. - medir el pH de una solución. Soluciones reguladoras de pH Una solución reguladora de pH (o amortiguadora o "buffer") es una solución que tiene la capacidad de regular o resistir los cambios de pH frente el agregado de “pequeñas cantidades” tanto de ácidos como de bases. Esto quiere decir que este tipo de soluciones cambian muy poco su pH (prácticamente nada), con el agregado de ácidos o bases. Los buffers están formados por dos especies mayoritarias: un ácido (o base) débil y su base (o ácido) conjugado. Una solución reguladora debe contener una especie ácida para que reaccione con los iones OH– que pudieran agregarse y una especie básica para que reaccione con los H+ que pudieran añadirse. Para que esta solución regule efectivamente el pH, el número de moles totales del par ácido-base en la solución debe ser “APRECIABLE”, y las cantidades de ácido y base conjugados deben ser “COMPARABLES”. De este modo, para una solución reguladora formada por el par ácido débil HA y su base conjugada A− se tiene: [𝐴𝐴− ] [𝐻𝐻 + ] HA(ac) A–(ac) + H+(ac) 𝐾𝐾𝑎𝑎 = [𝐻𝐻𝐻𝐻] 𝐾𝐾𝑎𝑎 [𝐻𝐻𝐻𝐻] [𝐻𝐻+ ] = [𝐴𝐴− ] Como ya sabemos, [HA] y [A–] son las concentraciones “en equilibrio” de un ácido y de su base conjugada. Cuando las cantidades de ácido y base conjugados son “COMPARABLES”, los valores de[HA] y [A–] son muy similares a las concentraciones de ácido (Ca) y base (Cb) agregadas para formar el buffer. De este modo, efectuando las aproximaciones correspondientes (revisar los conceptos vistos en Química General II): 𝐾𝐾𝑎𝑎 𝐶𝐶𝑎𝑎 [𝐻𝐻+ ] = 𝐶𝐶𝑏𝑏 De esta ecuación, se deduce: pH = pKa + log (Cb / Ca) Cuando la relación entre las concentraciones de Ca y Cb es igual a 1, pH = pKa. Si la concentración de base débil es mayor que la concentración de su ácido conjugado entonces pH > pKa. Por el contrario, si la concentración de base débil es menor que la concentración de su ácido conjugado entonces pH < pKa. Si se elige adecuadamente el par ácido/base conjugado, es posible preparar soluciones reguladoras en toda la escala de pH. Para ello basta con conocer el pKa correspondiente para cada par. ¿Cómo podría preparar una solución buffer de pH = 5,0? Una solución amortiguadora de pH = 5,0 se puede preparar, por ejemplo, mezclando cantidades molares semejantes de ácido acético (CH3COOH) -ÁCIDO DÉBIL- y de acetato de sodio (CH3COONa) -BASE CONJUGADA-. Para que el pH sea igual a 5,0 se debe tener presente además que las cantidades de ácido acético y acetato de sodio deben ser tales que se cumpla la expresión: 34 OPCIÓN 1: TRABAJAR CON [H+] OPCIÓN 2: TRABAJAR CON pH [H+] = Ka (Ca / Cb) pH = pKa + log (Cb / Ca) 1×10–5 = 1.74×10–5 (Ca / Cb) 5,0 = 4,76 + log (Cb / Ca) (Cb / Ca)= 1.74 0,24 = log (Cb / Ca) Calculando antilogaritmo: (Cb / Ca)= 1.74 Usted puede usar la opción que le resulte más simple. Tal como se observa, el resultado es el mismo. Lo importante es que una disolución que contenga estas dos sustancias tiene la capacidad de amortiguar cambios en el pH de la solución a un valor de pH cercano a la Ka del ácido con que se trabaja. La capacidad amortiguadora es una medida de cuan eficiente es el buffer para regular el pH, y esto depende de la concentraciones de ácido y de base conjugada en la solución. Cuanto mayor sean estas concentraciones, mayor será la capacidad amortiguadora. Otra forma muy común de preparar una solución buffer de pH = 5,0 es a partir de ácido acético e NaOH (u otra base fuerte). Para esto es importante tener en cuenta que las reacciones entre ácidos fuertes y bases débiles, o entre bases fuertes y ácidos débiles, generalmente se realizan hasta COMPLETARSE. Por lo tanto, si a una solución de ácido acético le agregamos NaOH, ambos reaccionarán rápidamente entre sí formando acetato de sodio y agua. Teniendo presente esto, si a una solución de CH3COOH se le agrega solución NaOH de forma tal que este último se consuma completamente, pero que quede un exceso de ácido acético sin reaccionar, obtendremos una solución buffer formada por ácido acético (queda en exceso) y acetato de sodio (formado por la reacción entre el ácido acético y el NaOH). El pH resultante será consecuencia de cuanto acetato de sodio se forme, es decir, en definitiva dependerá de cuanto NaOH se agregue. A partir de esto es posible plantear las siguientes reacciones químicas: A modo de ejemplo, supongamos que tenemos 4×10–3 moles de ácido acético en un matraz de 100 mL al que agregamos 2,4×10–3 moles de NaOH y luego enrazamos con agua destilada. Para simplificar, planteamos primero la reacción de disociación de la base fuerte: NaOH(ac) OH–(ac) + Na+(ac) La reacción de ácido acético con los iones hidróxido es completa, debido a que la constante de equilibrio es muy grande. CH3COOH(ac) CH3COO–(ac) + H+(ac) Ka = 1,74 × 10–5 + – OH (ac) + H+(ac) H2O(l) 1/Kw = 1 × 1014 CH3COOH(ac) + OH– (ac) CH3COO–(ac) + H2O(l) K = 1,74 × 109 Si consideremos que esta reacción es completa, entonces podemos evaluar la reacción entre el ácido – acético (en exceso) y los OH (limitante): CH3COOH(ac) + OH– (ac) CH3COO–(ac) + H2O(l) Inicio 4×10–3 moles 2,3×10–3 moles –– exceso Reacciona 2,3×10–3 moles –2,3×10–3 moles 2,3×10–3 moles exceso Final 1,7×10–3 moles + –– 2,3×10–3 moles exceso 35  Las líneas (––) indican que la concentración de esa especie es tan pequeña que puede despreciarse. Finalmente calculamos el pH a partir de la cantidad de moles de ácido acético y de acetato presentes en la solución. Debido a que las especies se encuentran en el mismo recipiente, en este caso podemos trabajar tanto con moles como con molaridades. Entonces el cálculo es: (Cb / Ca) = 2,3×10–3 moles / 1,7×10–3 moles = 1,35 [H+] = Ka (Ca / Cb) = 1,74×10–5 M × 1,35 = 2,35×10–5 M A partir de este resultado, podemos calcular que el buffer formado tiene un pH = 4,63. Ahora le sugerimos que analice cómo podría preparar soluciones de pH entre 9 y 9,5 utilizando por ejemplo soluciones de amoníaco y ácido clorhídrido. En el laboratorio se prepararán soluciones reguladoras de pH. Se determinará el pH de cada una y se comparará el resultado de agregar solución de NaOH a cada una de ellas respecto del resultado obtenido cuando se agrega solución de NaOH a agua destilada. La medición de pH El pH de una solución se puede medir con rapidez y exactitud con un medidor de pH (pH-metro). Para comprender cómo trabajan estos dispositivos se requieren conocimientos de electroquímica, tema que será tratado más adelante en otra asignatura. Brevemente, un pH-metro consta de un par de electrodos conectados a un medidor de pequeños voltajes (en el orden de milivoltios). Al sumergir los electrodos en una solución se genera un voltaje debido a la diferencia en la concentración de protones en el electrodo y en la solución que se está analizando. Por lo tanto, el voltaje medido varía con el pH. A través de un dispositivo empleado para transformar el voltaje en unidades de pH, se puede leer directamente el valor de pH de la solución. A fin de calibrar un medidor de pH se utilizan soluciones reguladoras de pH conocido. En los pH-metros modernos, la lectura es digital y es posible corregir desviaciones en la escala de pH debidas a cambios de temperatura y en la construcción de los electrodos. Los electrodos que se emplean en los medidores de pH pueden ser de muchas formas y tamaños, dependiendo del uso que se pretenda. Se han desarrollado electrodos tan pequeños que se pueden insertar dentro de células vivas a fin de medir el pH en su interior. También hay pH-metros de tamaño de bolsillo para estudios ambientales, para detectar emisiones industriales y para trabajos en agricultura. El electrodo más utilizado en determinaciones de laboratorio es el denominado electrodo de vidrio combinado, que presenta los dos electrodos en un solo cuerpo cilíndrico que usualmente tiene cerca de 10 cm de largo y 1 cm de diámetro. Cuestionario de orientación SE DEBERÁ COMPLETAR ANTES DE LA ACTIVIDAD Nº 9. 1- Un estudiante que se encuentra desarrollando una actividad de Laboratorio II, debe preparar 1 L de una solución reguladora de pH = 4,76. Para ello, sólo dispone en el laboratorio de 0,5 L de cada una de las siguientes soluciones: CH3COOH 2,0 M HCl 1,0 M NH3 2,0 M KOH 1,0 M Agua destilada a. Indique qué soluciones elegiría, y detalle el procedimiento experimental para la preparación del 36  buffer. ¿Cómo determinaría experimentalmente el pH de la solución resultante? Indique el equipo o el/los reactivos necesarios. b. ¿Qué espera que ocurra si agrega 1 mmol de solución de KOH a la solución buffer? ¿Y al agregar 100 mmol? Justifique su respuesta. 2- Calcule los cambios de pH que ocurren cuando a 100 mL de una solución buffer formada por HAc 1 M y NaAc 1 M, se le agregan 10 mL de HCl 1 M. ¿Qué pasa si se le agregan 10 mL de NaOH 1 M? Justifique su respuesta. 3- ¿Cómo podría preparar un litro de soluciones buffer de pH = 4,76; 5,0; 9,3 y 9,0 a partir de los siguientes materiales? Proponga por lo menos tres formas diferentes para la preparación de cada una, describiendo el procedimiento experimental en cada caso. Solución de CH3COOH 2,0 M Solución de HCl 1,0 M Solución de NH3 2,0 M Solución de NaOH 1,0 M Agua destilada Tres matraces de 1 litro Piseta con agua destilada Acetato de sodio sólido Cloruro de amonio sólido Varilla de vidrio Vaso de precipitados Pipetas de vidrio de diferentes volúmenes y tipos Balanza 37 ACTIVIDAD EXPERIMENTAL N° 9: SOLUCIONES REGULADORAS DE pH DEBERÁ TRAER GUARDAPOLVO, GAFAS DE SEGURIDAD Y UN TRAPO PARA LIMPIAR SUS MANOS. IMPORTANTE : Recuerde que: - los solventes orgánicos son tóxicos y algunos son inflamables. Respete las normas de seguridad del laboratorio. - nunca se debe introducir un elemento (pipeta, espátula, etc) dentro de una botella o droga sin asegurarse que esté limpio. En esta actividad se prepararán soluciones reguladoras de diferente naturaleza y concentración. Se determinará el pH de cada solución. Se evaluará la capacidad reguladora de las diferentes soluciones reguladoras por el agregado de ácidos y bases. Material por equipo: ♦ 1 Soporte universal de Bunsen ♦ 1 Agarradera doble ♦ 1 Bureta de 25 mL ♦ 1 Pinza con nuez (para sostener electrodo) ♦ 1 Embudo plástico ♦ 1 Piseta ♦ 1 Plancha para agitación ♦ 1 Barrita magnética ♦ 2 Erlenmeyers de 250 mL ♦ 1 Probeta de 100 mL. ♦ 1 Probeta de 50 mL. ♦ 2 Vasos de precipitados de 100 mL. ♦ pH-metro con electrodo 1. Material por laboratorio ♦ 1 Botella con solución CH3COOH 0,100 M con una probeta de 100 mL. ♦ 1 Botella con solución NaOOCCH3 (NaAc) 0,100 M con una probeta de 100 mL. ♦ 1 Botella con solución NaOH 0,100 M con una probeta de 100 mL. ♦ 1 Botella con solución NH3 0,100 M con una probeta de 100 mL. ♦ 1 Botella con solución NH4Cl 0,100 M con una probeta de 100 mL. ♦ 1 Botella con solución ClH 0,100 M con una probeta de 100 mL. ACLARACIÓN: LOS CÁLCULOS NECESARIOS PARA PREPARAR LAS SOLUCIONES DEBEN SER REALIZADOS ANTES DEL TRABAJO PRÁCTICO Y SERÁN EVALUADOS 1- Preparación de soluciones reguladoras. Cada equipo de trabajo elegirá dos soluciones reguladoras para preparar: A y B ó A’ y B’. Las soluciones se prepararán en erlenmeyers de 250 mL. Solución A: 50,0 mL de la solución CH3COOH 0,100 M + 50,0 mL de la solución NaOOCCH3 (NaAc) 0,10 M + 50,0 mL de agua. 38 Solución A’: 100,0 mL de la solución CH3COOH 0,100 M + 50,0 mL de la solución NaOH 0,100 M. Solución B: 50,0 mL de la solución NH3 0,10 M + 50,0 mL de la solución NH4Cl 0,10 M + 50,0 mL de agua. Solución B’: 100,0 mL de la solución NH3 0,10 M + 50,0 mL de la solución HCl 0,100 M. 2- Medición del pH de las soluciones reguladoras preparadas en el ítem 1 Medir el pH de las soluciones A, A’, B y B’ y registrarlo. Recuerde calibrar el pH-metro. Comparar los valores obtenidos con los valores de pH teóricos. 3- Efecto amortiguador de pH. En todas las experiencias detalladas a continuación, registrar los valores de pH obtenidos y volúmenes eluídos con la bureta en la tabla adjunta para tal fin. a) Tomar 60 mL de la solución A ó A’ y colocar en un vaso de precipitados de 100 mL, agregue volúmenes de 0,20 mL de la solución de HCl 0,100 M con una bureta, determine el valor de pH con un pH-metro y un electrodo de vidrio y registre dicho valor de pH ante cada agregado. Repita este procedimiento pero agregando la solución de HCl 0,100 M a un vaso de precipitado de 100 mL que contenga 60,0 mL de agua destilada. b) Tome 15 mL de la solución A ó A’, viértalos en un vaso de precipitados de 100 mL y agregue 45 mL de agua destilada. Mida el pH con pH-metro de esta nueva solución reguladora (Adil. ó A’dil). Agregue volúmenes de 0,20 mL de la solución de HCl 0,100 M con una bureta, determine el valor de pH con un pH-metro y un electrodo de vidrio y registre dicho valor de pH ante cada agregado. Utilice como referencia los resultados obtenidos para el agua destilada en a. c) Repita el procedimiento utilizado en (a) y (b) agregando volúmenes de 0,20 mL de la solución de NaOH 0,100 M. d) Repita el procedimiento utilizado en a, b y c sobre la solución B ó B’. d) Discuta los resultados. RECUERDE QUE DEBE CALIBRAR EL pH-metro 39 ACTIVIDAD PRÁCTICA N° 9: INFORME Nombre: Comisión: Fecha: I) Agregado de solución de HCl 0,100 M a la solución A/A’ Soluc. Vol. HCl 0,00 0,20 5,0 A/A’ mL pH * Agua Vol. HCl 0,00 0,2 0,4 pH * II) Agregado de solución de HCl 0,100 M a la solución Adil/A’dil Soluc. Vol. HCl 0,00 0,20 5,0 Adil/A’dil mL pH * III) Agregado de solución de HCl 0,100 M a la solución B/B’ Soluc Vol. HCl 0,00 0,20 10,0 B/B’ mL pH * IV) Agregado de solución de HCl 0,100 M a la solución Bdil/B’dil Soluc Vol. HCl 0,00 0,20 10,0 Bdil/B’dil mL pH * V) Agregado de solución de NaOH 0,100 M a la solución A/A’ Soluc. Vol. NaOH 0,00 0,20 5,0 A/A’ mL pH * Agua Vol. HCl 0,00 0,2 0,4 pH * VI) Agregado de solución de NaOH 0,100 M a la solución Adil/A’dil Soluc. Vol. NaOH 0,00 0,2 5,0 Adil/A’dil mL pH * VII) Agregado de solución de NaOH 0,100 M a la solución B/B’ Soluc. Vol. NaOH 0,00 0,20 10,0 B/B’ mL pH * IV) Agregado de solución de NaOH 0,100 M a la solución Bdil/B’dil Soluc. Vol. NaOH 0,00 0,20