ECUACIÓN DE NERNST, TRANSFORMACIÓN DE ENERGÍA QUÍMICA
EN ENERGIA ELECTRICA
OBJETIVOS
- Observar el comportamiento de la solución y los electrodos durante el proceso.
- Identificar los productos de la electrólisis e inferir la naturaleza de las transformaciones
que tienen lugar.
- Interpretar, por medio de ecuaciones parciales de oxidación y reducción los
procesos que han tenido lugar.
INTRODUCCIÓN TEÓRICA
Como se sabe si en una solución de un sistema redox se introduce un metal inatacable
p.ej.: platino, se establece una diferencia de potencial eléctrico entre la solución y el
metal, que se puede explicar como la tendencia de los electrones a pasar de la
solución al metal, se dice que se establece un potencial de electrodo. Si tomamos
dos sistemas redox y los unimos cerrando un circuito eléctrico, estamos construyendo un
generador de corriente eléctrica; la magnitud de esta corriente dependerá de la diferencia
de potencial existente entre los potenciales de electrodo de cada uno de los sistemas
redox.
Hemos construido una pila. La energía liberada por una reacción redox espontánea puede
usarse para realizar trabajo eléctrico. Esta tarea se cumple por medio de una celda
voltaica (pila), un dispositivo en el que la transferencia de electrones tiene lugar a lo largo
de un camino externo, y no directamente entre los reactivos.
Un ejemplo de celda voltaica es la pila de Daniell, dispositivo que consiste en un electrodo
de Zn sumergido en una solución de ZnSO4 y un electrodo de Cu sumergido en una
solución de CuSO4. Las soluciones están separadas por un tabique poroso o puente
salino que permite el paso de los iones a través de él. Cuando se conectan ambos
electrodos hay un flujo continuo de electrones que salen del electrodo de Zn hacia el
electrodo de Cu a través del alambre externo y un flujo de iones a través de la solución
como resultado de las reacciones de óxido-reducción espontáneas que tienen lugar en los
electrodos.
El electrodo de Zn es el ánodo y el de Cu es el cátodo. Debido a que los electrones
fluyen del ánodo al cátodo, el ánodo de una celda voltaica se rotula con un signo negativo, y el cátodo, con un signo positivo. La diferencia de potencial entre los dos
electrodos de una celda voltaica proporciona la fuerza motriz que mueve los
electrones a lo largo del circuito externo. Por consiguiente, a esta diferencia de potencial
se le llama fuerza electromotriz o fem y se mide en volts (V). La fem producida por una
celda voltaica se denomina potencial estándar de la celda Ecelda si las concentraciones
de todos los iones son 1M, las presiones parciales de los gases son 1 atm y la
temperatura de la celda es 25°C. Se calcula a partir del potencial de reducción estándar
de cada electrodo ε o que manifiesta la tendencia a adquirir electrones del mismo.
Entonces es posible considerar que la fem de la pila es la resultante de dos simples
potenciales de electrodo. Como sabemos estos potenciales de electrodos no se
determinan en forma absoluta, pero si se determinan respecto a un electrodo
normal de hidrógeno (electrodo de referencia) tomando su valor igual a 'cero'.
En toda reacción de celda que se lleva a cabo espontáneamente, como la de una celda
voltaica, el ∆Gº es negativo y el potencial de celda positivo.
La dependencia de la fem de celda respecto de la concentración se obtiene a
partir de la dependencia del cambio de energía libre respecto de la concentración. La
ecuación de Nernst nos permite hallar la fem que una celda produce en condiciones no
estándar.
Donde:
Ecelda = Potencial del sistema que se quiere calcular (Voltios)
E0celda= E0catodo - E0anodo =Potencial estándar del sistema
T = Temperatura absoluta en °K
R = Constante universal de los gases (0,082 lt-atm/°K-mol)
F = Número de Faraday (96.500 Coulomb)
n = Número de electrones que pasan de la forma reducida a la oxidada o viceversa.
[Ox] = Concentración molar de la forma oxidada del sistema.
[Red ] = Concentración molar de la forma reducida del sistema.
Para todos los sistemas a 25°C depende solo del número de electrones
transferidos
Una PILA se representa esquemáticamente así:
Zno / [Zn++] =…..Molar // [Cu++] =….Molar / Cuo
Hemipila o semipila Hemipila o semipila
La barra simple representa la unión o el contacto sólido-líquido, la doble barra representa
la unión líquido-líquido de la placa porosa. Por convención la concentración de una
sustancia sólida pura se considera siempre igual a la unidad. Luego entonces, por
convención se calcula el voltaje de una pila como el potencial de electrodo escrito a la
derecha menos el potencial de electrodo escrito a la izquierda en la expresión de la pila; si
estos potenciales son de reducción.
La reacción de la PILA DE DANIEL es: Zno + Cu++ ⇒ Cuo + Zn++ por lo que si
trabajamos a 25°C, la ecuación de Nernst en este caso quedaría:
MATERIALES REACTIVOS
- 2 vasos de precipitado de 100 mL - Solución saturada de NaCl o KCl
- Tubo en forma de U - CuSO4 1M
- Voltímetro - ZnSO4 1M
- Dos cables conductores con pinzas cocodrilo en los extremos
- Lámina de Cu y lámina de Zn de 1/2 cm de ancho y 6 cm de largo bien pulidas
- Algodón
PROCEDIMIENTO:
1. Colocar en un vaso de precipitado solución de CuSO4 1M y en otro solución de ZnSO4
1M hasta aproximadamente la mitad.
2. Introduzca en el vaso con solución de CuSO4 la lámina de Cu y en la que contiene la
solución de ZnSO4 la lámina de Zn
3. Conecte la lámina de Zn al polo negativo del voltímetro y la de cobre al positivo con los
cables conductores como muestra la figura y anote la lectura del voltímetro. Observará
que la aguja del voltímetro se mantiene en el cero de la escala indicando que no circula
corriente porque el circuito está abierto.
4. Llene el tubo en U con la solución de NaCl y tape cada extremo de él con algodón.
5. Invierta el tubo en U e introduzca un extremo en la solución de CuSO4 y el otro en la
ZnSO4, como muestra la figura cuidando que no quede aire en su interior.
6. Anote la lectura del voltímetro. La aguja del instrumento marcará una división distinta
de cero, indicando que circula corriente eléctrica, porque el circuito se cerró al colocar
el tubo en U, que constituye lo que se llama puente salino.
ESQUEMA
PREGUNTAS
1. En la electrólisis los cationes se reducen u oxidan, en cuál electrodo?
2. Que es lo que asegura la continuidad de la corriente en la electrólisis?
3. Escribir las reacciones de oxidación y reducción que se producen en la electrólisis de la
solución de KI.
4. Indicar cuáles de las siguiente hemirreacciones son de oxidación y cuáles de reducción:
2 Cl- → Cl2 + 2 e-
Cu2+ + 2 e- → Cu°
SO32- + 2OH- → SO42- + H2O + 2 e-
5. ¿Qué función cumple la fenolftaleína y el almidón?
PRACTICA 2 PRINCIPIO DE LE CHATELIER
OBJETIVOS
Aplicar e interpretar el principio de Le Chatelier
FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA
Todas las reacciones químicas no se pueden considerar totalmente irreversibles. Con
frecuencia, los reaccionantes forman productos y éstos, a su vez, se combinan
entre sí para generar algo de reaccionantes.
En realidad están ocurriendo dos reacciones simultáneas, cuyo resultado es una mezcla
de reactivos y de productos. Esta situación genera una reacción reversible, la cual
alcanzará el equilibrio cuando las velocidades de formación de productos y de
reconversión de reactivos sean iguales.
Según el principio de Le Chatelier, “cuando un sistema está en equilibrio, y éste se
perturba o se modifica externamente, por cambios en la concentración de las especies
que participan del equilibrio, por cambios en la temperatura, presión o volumen, el propio
sistema se ajustará, en la dirección que minimice, amortigüe o contrarreste el efecto que
la perturbación externa causó en éste, estableciéndose un nuevo equilibrio”
DESCRIPCIÓN DE LA PRÁCTICA
Observar las diferentes consecuencias de variar parámetros en los sistemas sobre el
equilibrio químico del mismo
MATERIALES REACTIVOS
Tubos de ensayo - Cromato de potasio (K2CrO4) 0.10 M
Gradilla - Dicromato de potasio (K2Cr2O7) 0.10 M
Beaker de 100 y 250 mL - Hidróxido de sodio (NaOH) 6.0 M
Pipeta graduada - Ácido clorhídrico (HCl) 6.0 M
Placa de calentamiento - Nitrato de bario [Ba(NO3)2] 0.10 M
Estufa - Cloruro de cobalto hexahidratado (CoCl2 .6H2O) 0.40 M
Hielo
PROCEDIMIENTO:
1. Efecto del cambio en la concentración sobre un equilibrio homogéneo en
solución acuosa
Equilibrio cromato – dicromato a partir del ión cromato (CrO4)-2
Disponer cinco tubos de ensayos limpios y secos, rotularlos en su orden como 1, 2, 3, 4, 5
Agregar a cada uno las soluciones correspondientes descritas a continuación y realizar
las observaciones pertinentes:
Equilibrio cromato – dicromato a partir del ión dicromato (Cr2O7)-2
Repita el procedimiento anterior, pero esta vez utilizando la solución de dicromato de
potasio (K2Cr2O7) 0.10 M
2. Efecto de la temperatura sobre un equilibrio químico homogéneo en solución
acuosa
Se utilizará el sistema basado en la reacción endotérmica:
Poner 5.0 mL de solución de CoCl2. 6H2O 0.10 M, en un beaker de 100 mL,
adicionar gotas de solución de HCl 6.0 M, hasta que se verifique un cambio visible
de color, aproximadamente hasta violeta.
A temperatura ambiente los iones Co(H2O)6-2 y (CoCl)-2 se encuentran en
cantidades suficientes, para establecer un equilibrio observable físicamente a través
de la aparición del color violeta, el cual puede considerarse como la suma del color
rosado y el azul; ya que cuando prevalece la especie Co(H2O)6-2, es azul. Calentar
a baño de maría, hasta cuando se verifiquen cambios. Registrar observaciones.
Permitir que el sistema regrese a la temperatura ambiente. Observar. Someter el sistema
a un baño frio. Observar.
PRACTICA 3 INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA Y DE LA PRESENCIA DE UN
Estudiar, de forma cuantitativa, la influencia de la temperatura y la presencia de un
catalizador sobre la velocidad de la reacción redox que experimentan permanganato y
La Cinética Química estudia dos aspectos de una reacción química: la velocidad de la
reacción que mide la variación de la concentración de reactivos y productos con el tiempo,
y el mecanismo de la reacción para pasar de reactivos a productos.
La velocidad de una reacción se define como la disminución de la concentración de un
reactivo o el aumento de la concentración de un producto con el tiempo. Se expresa
en términos de la concentración de uno de los reactivos o productos que intervienen
en la reacción, siempre como una magnitud positiva y con unidades de concentración
dividido por tiempo (M/s).
Como ya se ha indicado en la práctica 10, la velocidad de reacción de una reacción
química depende, principalmente, de los siguientes factores:
- La naturaleza de las sustancias que reaccionan
- La concentración de dichas sustancias
- La acción de catalizadores
En cualquier estudio cinético se determina la concentración de alguna de las
especies que intervienen en la reacción en un determinado momento a una temperatura
fija. Se determina la cantidad de reactivo que queda o de producto que se forma
cuando ha transcurrido cierto tiempo. Conociendo las cantidades iniciales de
reactivos se calcula la variación de la concentración con el tiempo.
Existen dos tipos de métodos experimentales para determinar las concentraciones,
conocidos como método químico y método físico:
- En el método químico se retira una parte del sistema en reacción a intervalos fijos de
tiempo, para efectuar un análisis y determinar la cantidad de reactivo o de producto, con
lo cual se calcula la velocidad de reacción.
- En el método físico se mide alguna propiedad física de alguna especie de la
reacción que es proporcional a su concentración, como por ejemplo la emisión o
absorción de luz, la presión de los gases, la conductividad de las disoluciones...
Los métodos físicos son preferibles a los químicos porque éstos necesitan modificar o
parar el sistema de reacción. Sin embargo en esta práctica vamos a utilizar un método
químico por su sencillez, para estudiar cinéticamente la reacción
En general puede decirse que la velocidad de una reacción aumenta al elevar la
temperatura (como valor medio podemos decir que un aumento de 10 grados en
la temperatura duplica la velocidad de la reacción). Esto es debido a que el
aumento de temperatura incrementa la energía media y la velocidad de las
moléculas reaccionantes, aumentando el número de choques entre ellas y el
número de moléculas que alcanza o supera la energía de activación, necesario para
que el choque entre ellas sea eficaz. En 1889, Svanthe Arrhenius estableció
empíricamente que las constantes de velocidad de muchas reacciones varían con la
temperatura según la expresión
K= Ae-Ea/RT
Donde k es la constante de velocidad de la reacción, Ea es la energía de activación, y A
es la constante de Arrhenius. Tomando logaritmos naturales en ambos miembros de la
ecuación, esta queda como
Así, si se representa gráficamente ln k frente a 1/T aparece una línea recta, lo que permite
determinar el valor de la energía de activación. Alternativamente, esa ecuación
puede escribirse para dos conjuntos de valores de k y de temperatura, lo que
permite eliminar la constante lnA. La ecuación resultante, denominada ecuación de
Arrhenius, es:
Donde T1 y T2 son dos temperaturas en grados Kelvin, k1 y k2 son las
constantes de velocidad a esas temperaturas, Ea es la energía de activación (J mol-1) y
R es la constante de los gases (8,3145 J mol-1 K-1).
Otra forma de acelerar una reacción es utilizando un catalizador, que es una
sustancia que proporciona una secuencia alternativa de la reacción con una menor
energía de activación, lo que permite que un mayor número de moléculas sean capaces
de superar dicha energía y, por tanto, reaccionar. El catalizador participa en la reacción
química sin experimentar un cambio permanente, por lo que su fórmula no aparece
en la reacción química global, si bien se suele situar generalmente sobre la flecha de la
reacción.
Existen dos tipos básicos de catálisis, conocidos como catálisis homogénea y
catálisis heterogénea. En el primer caso, todos los reactivos y los productos de la reacción
están presentes en la disolución o en la mezcla homogénea en que se desarrolla
la reacción. Este es el caso de las reacciones en medio acuoso catalizadas por un ácido o
por un catión de un metal de transición. En la catálisis heterogénea, la reacción transcurre
sobre una superficie sólida adecuada, de modo que los intermedios de reacción cruciales
se sitúan sobre la superficie, y el catalizador está en una fase distinta de la de los
reactivos y productos de la reacción. Este es el caso de multitud de reacciones
catalizadas por elementos de transición y sus compuestos, que permanecen en
estado sólido durante la reacción. En la catálisis heterogénea no todos los átomos
superficiales son igualmente efectivos, denominándose posiciones activas a los
átomos efectivos.
En general, la catálisis heterogénea implica cuatro etapas:
- adsorción de reactivos en la superficie activa
- difusión de los reactivos sobre la superficie
Materiales Reactivos
- Gradilla con tubos de ensayo - Ácido sulfúrico 0,25 M y 1 M
- 3 pipetas de 5 mL - Ácido oxálico 1,5·10-3 M
- 3 vasos de precipitados de 50 mL - Sulfato de manganeso(II) 0,01 M
- Agitatubos - Permanganato potásico 5·10-4 M
- Cronómetro
- Baños de agua a 55, 45, 35 y 25 °C
PARTE EXPERIMENTAL
1.- Estudio del efecto de la temperatura sobre la velocidad de la reacción (Ensayos
1 a 4)
En un tubo de ensayo (tubo A) se ponen 2 mL de disolución de permanganato
potásico 5·10-4 M y 3 mL de disolución de ácido sulfúrico 0,25 M. En otro tubo de ensayo
(tubo B) se ponen 5 mL de disolución de ácido oxálico 1,5·10-3 M. Se introducen los
dos tubos en el baño de agua a 55 oC y se espera unos cinco minutos hasta que las
disoluciones alcancen la temperatura del baño. A continuación, verter el contenido
del tubo de ácido oxálico sobre el que contiene el permanganato y a la vez poner en
marcha el cronómetro; agitar la mezcla con el agitatubos (no coger el tubo con toda
la mano). Medir el tiempo desde que se realiza la mezcla hasta que desaparece el
color rosa del permanganato.
Repetir el ensayo y verificar que no existe una gran diferencia entre las dos
medidas de tiempo obtenidas.
Realizar ensayos similares a 45 °C, 35 °C y 25 °C. Realizar todos los ensayos por
duplicado. En caso de discrepancia en alguno de los valores de los ensayos 1 a
4, se realizará una tercera medida.
2. Estudio del efecto de un catalizador sobre la velocidad de reacción (ensayo 5)
En el ensayo 5, que también se realizará por duplicado, se medirá el tiempo que
tarda en desaparecer el permanganato desde que se produce la mezcla del contenido de
dos tubos (A y B) a 45 °C.
En el tubo A se colocan 2 mL de permanganato potásico 5·10-4 M, 3 mL de ácido sulfúrico
0,25 M y una gota de sulfato de manganeso(II) 0,01M, y en el tubo B, 5 mL de disolución
de ácido oxálico 1,5·10-3 M. Una vez añadidos los reactivos a la pareja de tubos, los dos
tubos se introducen en el baño de agua a 45 oC y se espera unos cinco minutos hasta
que las disoluciones alcancen la temperatura del baño. A continuación, se vierte el
contenido del tubo de ácido oxálico sobre el que contiene el permanganato y a la vez se
pone en marcha el cronómetro; agitar la mezcla con el agitatubos (no coger el tubo con
toda la mano). Medir el tiempo desde que se realiza la mezcla hasta que desaparece el
Precauciones de seguridad
Los residuos de todos los tubos de la práctica se eliminarán como disoluciones
ácidas de metales en el recipiente correspondiente.
RESULTADOS Y CUESTIONES
1. Describir brevemente el procedimiento experimental utilizado en la práctica.
2. Escribir la reacción iónica que tiene lugar y ajustarla por el método del ión-electrón.
3. Completar la siguiente tabla con los resultados obtenidos: (la denominación x'
corresponde al ensayo que se repite).
4. Representar una gráfica de la velocidad de reacción frente a la temperatura utilizando
los datos de los cuatro primeros ensayos. Comentar esta gráfica.
5. Utilizando los datos de los ensayos 1 a 4, determinar la energía de activación mediante
la representación de ln 1/t frente a 1/T.
6. ¿Cómo afecta la adición de sulfato de manganeso a la velocidad de la reacción? ¿Es
un catalizador positivo o un inhibidor de esta reacción? ¿Qué tipo de catálisis se produce?
7. Si junto con el ensayo 5 se realizaran otros (6, 7, 8...) a distintas
temperaturas, ¿se modificaría la velocidad de reacción? Razonar la respuesta.
PRACTICA 4 INFLUENCIA DE LA CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS EN LA
VELOCIDAD DE LA REACCIÓN
El iodo elemental que se libera origina un color intenso en la solución en
presencia de almidón. La aparición del color azul tiene lugar cuando se ha formado cierta
cantidad de iodo y, en consecuencia, el tiempo invertido desde la mezcla de las
disoluciones de los reactivos hasta la aparición del color azul, es una medida de
la velocidad de la reacción. Es evidente que el tiempo invertido y la velocidad de
la reacción son magnitudes inversas.
IO3- + HSO3- → I2 + SO42- + H+ + H2O
Materiales Reactivos
- Vasos de precipitados - Bisulfato sódico
- Vidrio de reloj - Agua destilada
- Varilla agitadora - Almidón soluble
- Matraces aforados - Iodato potásico
- Tubos de ensayo
- Tapones
- Gradilla
- Balanza
- Placa calefactora
PROCEDIMIENTO
- Primeramente se procederá a la preparación de la disolución de bisulfito sódico. Se
calientan 150 mL de agua destilada y cuando hierva, se agrega una papilla ligera formada
por 1 g de almidón soluble en 10 mL de agua destilada. Se mantiene la ebullición unos
4-5 min y se deja enfriar. Se agregan los gramos de bisulfito correspondientes
para obtener una disolución 0,01M y se añade agua destilada hasta obtener 250 mL.
A continuación se preparan 250 mL de una disolución 0,02 M de yodato potásico.
Se colocan en una gradilla 5 tubos de ensayo numerados. En el primero se
depositan 5 mL de disolución de yodato potásico, en el segundo 4 mL, en el tercero 3 mL,
en el cuarto 2 mL y en el quinto 1 mL. A cada uno de los tubos de ensayo se le agrega
agua destilada hasta que todos los tubos tengan 5 mL, agitando para que la disolución
sea homogénea. El volumen en cada tubo es el mismo pero no la concentración.
El esquema de la práctica a realizar es el siguiente:
Se agregan 5 mL de disolución bisulfito sódico-almidón sobre el tubo rotulado 1. Se tapa
y agita fuertemente, dejándolo a continuación en la gradilla y anotándose el tiempo
transcurrido desde que ambas disoluciones se ponen en contacto hasta que aparece el
color azul, lo cual deberá ocurrir simultáneamente en toda la disolución. Si el color no es
uniforme se debe a que no se ha agitado correctamente.
La operación anterior se repite con cada uno de los tubos, anotando en cada caso el
tiempo transcurrido y completando la tabla de resultados que aparece a
continuación. Posteriormente, se representarán los resultados obtenidos gráficamente
para determinar el orden de la reacción
Si la reacción se corresponde a una cinética de primer orden, la ecuación que debe
cumplir es:
Y la representación de Ln [KIO3] frente al tiempo debe ser una línea recta, como se
observa en la figura.
Si la reacción se corresponde a una cinética de segundo orden, la ecuación que
debe cumplir es:
Y la representación de 1/[KIO3 ] frente al tiempo debe ser una línea recta, como se
observa en la figura:
CUESTIONARIO
1. Ajustar la reacción que tiene lugar mediante el método de ión-electrón
2. Explicar la ecuación de velocidad de la reacción.
3. Calcular la constante de velocidad. ¿Tendría el mismo valor la constante de
velocidad a 50ºC? ¿Cómo se podría calcular a esa temperatura?
PRACTICA 5 ADSORCIÓN EN LA INTERFACE SÓLIDO - LÍQUIDO
Cuantificar el soluto adsorbido por un sólido.
Relacionar la cantidad adsorbida de soluto con la
Cantidad de sólido presente en el equilibrio.
Interpretar los datos de acuerdo con las isitermas de Langmuir y Freundlich.
En la superficie de un líquido las fuerzas intermoleculares se hallan en un estado de
desbalance o insaturación . Un fenómeno similar se observa en la superficie de los sólidos
donde las moléculas o iones de la superficie no tienen implicadas todas sus fuerzas de
unión con otras partículas.
Como resultado de esta insaturación, las superficies de los sólidos y de los
líquidos tienden a satisfacer sus fuerzas residuales atrayendo y reteniendo sobre ellas
gases y/o sustancias disueltas con las cuales están en contacto. Este fenómeno de
concentración de una sustancia sobre la superficie de un sólido o de un líquido se llama
adsorción. De esta manera la sustancia que es retenida sobre la superficie se llama fase
adsorbida o adsorbato en tanto que la sustancia ejerce la acción de retención es
Los estudios de adsorción muestran que el tipo de interacción entre la molécula adsorbida
y la superficie del sólido es de naturaleza variable, presentándose interacciones
débiles del tipo fuerzas de Van der Waals hasta interacciones fuertes que definen
verdaderas uniones químicas. De acuerdo con lo anterior se distinguen dos tipos de
Adsorción física o de Van der Waals
Adsorción química o quimisorción
La adsorción física se caracteriza por calores de adsorción pequeños, del orden de -10
kcal/mol adsorbato y además se observa que el equilibrio de adsorción es reversible y se
alcanza rápidamente. La adsorción física no es muy específica y puede ocurrir en muchos
sistemas a temperaturas moderadas y bajas.
Por el contrario, la quimisorción es altamente específica en su naturaleza y
depende de las propiedades químicas del adsorbato y de la superficie adsorbente.
Los calores de adsorción aquí involucrados son mucho mayores, -100 kcal/mol de
adsorbato hasta -100 kcal/mol de adsorbato; la unión que se establece entre
adsorbato y adsorbente es mucho más fuerte que en el caso de la adsorción física y
en algunos casos se establecen verdaderas uniones químicas de tipo iónico o
Es posible relacionar la cantidad de adsorbato con la concentración de equilibrio c,
empleando la ecuación empírica de Freundlich:
En donde x es la masa de adsorbato, m la masa de adsorbente y k y n
- Baño termostatado - Acido acético.
- Balanza Analítica - Agua destilada
- Erlenmeyer - Carbón activado
- Pipetas graduadas de 5, 10 y 25 mL - Biftalato de potasio
- Vasos de precipitado de 250 y 100 mL - Soda caústica
- Soporte universal, pinzas y nueces
- Peras de succión o pipeteadores
- Guantes desechables de látex
En esta práctica se va a estudiar el fenómeno de adsorción de una solución de ácido
acético sobre carbón activado, y verificar si cumple con la ecuación de Freunlich,
encontrando las constantes k y n.
Limpiar y secar ruidosamente nueve (9) frascos con tapa esmerilada.
Preparar 500 ml de solución de NaOH 0,2N. Valorar la solución empleando biftalato de
Preparar 500 ml de solución de CH3COOH 0.2N. Titular la solución con NaOH
0,2 N empleando fenolftaleína como indicador.
Pesar nueve muestras de carbón activado de aproximadamente 1 gramo, y
colocarlas en los frascos respectivos. Numerar los frascos de uno a nueve.
A partir de la solución de CH3COOH 0,2 N, preparar 100 ml de cada una de las
siguientes soluciones: 0,15 M; 0,12M; 0,10 M; 0,08 M; 0,03 M y 0,01M.
Adicionar los 100 ml de cada una de estas soluciones, (incluida la solución 0,2 N),
uno por frasco, sobre las muestras de carbón. Añadir 100 ml de H2O destilada al
Tapar los frascos, agitarlos durante ½ hora aproximadamente. Dejar luego los frascos
en reposo dentro de un termostato a 25°C o a temperatura ambiente durante 1
Proceder ahora a la valoración del ácido no adsorbido en cada frasco luego de que se
ha alcanzado el equilibrio de adsorción. Para ello se filtran las soluciones, se
descartan los primeros 10 a 15 ml de filtrado; se toma en cada caso una alícuota de
10 ml del filtrado y se valora al CH3COOH disuelto con solución de NaOH
(emplear fenolftaleína como indicador). Efectuar cada titulación por duplicado.
Los filtrados de los frascos No. 1 a No. 4 en los cuales se colocaron las
soluciones 0,2 M; 0,15M; 0,12 M y 0,10 M, se pueden valorar con NaOH 0,2 N. Los
filtrados de los frascos restantes, No. 5 a No. 9, en los que se colocaron las soluciones
0,08 M; 0,05M; 0,03 M; 0,01 M de CH3COOH y en H2O destilada, se valoran con
una solución de NaOH más diluida, por ejemplo 0,02 N, que puede obtenerse por dilución
a partir de la solución 0,2 N.
Registre los datos en la siguiente tabla:
Donde:
N = número de moles de CH3COOH adsorbidos por gramo de carbón.
C = concentración (moles/litro) CH3COOH en la solución luego que se establece el
equilibrio de adsorción.
k y n = constantes empíricas
Realizar una gráfica de log N vs log C. Si el proceso de adsorción cumple la isoterma de
Freundlich se obtendrá una línea recta.
Ejemplo de cálculos requeridos
