UNIVERSIDAD DE ANTOFAGASTA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
FACULTAD DE CIENCIAS BÁSICAS
LABORATORIO DE QUÍMICA PQ-471
INGENIERIA CIVIL INDUSTRIAL
PROFESORES: Dr. Jilbertto Ponce F y Dr. Ambrosio Restovic C
PARTE I.
MATERIALES DE LABORATORIO DE USO FRECUENTE Y SUS
APLICACIONES.
Un aspecto importante que debe considerarse en el estudio de las ciencias, es que el
estudiante conozca, se familiarice y utilice correctamente los distintos materiales e
instrumentos que se encuentran en el laboratorio, lo cual le permitirá utilizarlos
correctamente, realizar mediciones en forma rápida y con el menor margen de error
posible.
1.
DESECADORA: Aparato que consta de un recipiente cerrado que contiene una
sustancia deshidratante, quedando el aire interior totalmente seco. Sirve para dejar
enfriar en atmósfera seca, precipitados calcinados o simplemente calentados a
temperatura próxima a los 1000 oC, estos precipitados al enfriarse tienen tendencia a
absorber humedad, si la atmósfera que los envuelve es húmeda.
2.
VASO DE PRECIPITADOS: Recipiente de forma cilíndrica, alargado o achatado, con
o sin graduación. Los hay de diferentes capacidades. Se utiliza para contener y
calentar líquidos, en la obtención de precipitados y en la preparación de soluciones
3.
MATRAZ O BALÓN DE FONDO REDONDO: Recipiente de vidrio en forma esférica y
de fondo redondo, con cuello más o menos largo y ancho, destinado a contener y
hervir líquidos.
4.
MATRAZ DE AFORO: Recipiente de fondo plano con cuello y tapón, especialmente
diseñado para la preparación de soluciones. Los hay de distintas capacidades.
5.
MATRAZ DE ERLENMEYER: Recipiente de fondo plano y forma cónica. Se emplea
para hervir líquidos, ampliando la superficie de calefacción se logra hervir con mayor
rapidez los líquidos que en un balón.
6.
MATRAZ DE KITASATO: Matraz resistente, empleado en filtración al vacío como
recipiente receptor del filtrado. Posee en el cuello una tubuladura lateral que se
conecta a la trompa o bomba de vacío.
7.
TUBO DE ENSAYO: Recipiente de vidrio de pared delgada, de forma cilíndrica y
cerrado por un extremo. Se emplea generalmente para realizar ensayos químicos.
8.
PROBETA: Tubo de vidrio graduado que posee una base ancha. Sirve para medir
volúmenes de líquidos en forma aproximada. A veces dispone de tapón esmerilado
para poder hacer una mezcla que es conveniente agitar.
9.
PINZAS: Se conocen de distintos tipos y formas:
 Para tubo de ensayo, de madera o metálica.
 Para vaso de precipitados.
 Para bureta.
 Para balón.
 Para crisol.
 Para gomas (Mohr y Hoffman).
 Para refrigerante.
10. EMBUDO: Recipiente de vidrio, plástico o porcelana, de forma cónica, abierto por la
base y terminado en un vástago por donde escurre el líquido. El extremo del vástago
va cortado en bisel, lo que permite una mejor caída del líquido. En el embudo
corriente la superficie interna es lisa, pero también los hay de paredes internas
rizadas con las cuales se logra una filtración más rápida.
11. BURETA: Tubo de vidrio graduado y de calibre uniforme, que sirve para medir
volúmenes de líquidos con mayor precisión. Tiene la parte superior abierta, por donde
se llena con ayuda de un embudo simple; y el extremo inferior termina en una llave.
Se las clasifica en dos grupos:
 Bureta de llave esmerilada, especial para soluciones ácidas.
 Bureta con goma y pinza, especial para soluciones básicas.
12. VARILLA DE AGITACIÓN: Varilla de vidrio de largo apropiado y cuyos extremos se
redondean a la llama de un mechero. Sirven para agitar soluciones (disolver el
soluto), trasvasar líquidos o soluciones y filtrados al embudo.
13. TERMÓMETRO: Instrumento necesario en procesos químicos y térmicos. En
destilación se utiliza para reconocer los puntos de ebullición de los líquidos a destilar.
Empleado también para determinar puntos de fusión, etc.
14. PIPETAS: Tubos cilíndricos graduados, existen dos variedades y de varias medidas:
 Pipeta graduada o parcial: tiene el vástago graduado y se emplea para medir
distintos volúmenes de líquidos.
 Pipeta aforada o total: tiene una marca (aforo) y mide un volumen de líquido
definido. Posee un ensanchamiento central con el fin de que los líquidos no
alcancen la boca al succionar.
15. CÁPSULA DE PORCELANA: Recipiente de fondo redondo o plano, con borde
superior regular terminado en forma de pico y barnizadas interiormente. Sirven para
secar sustancias a elevadas temperaturas.
16. CRISOL: Recipiente en el cual se someten algunos cuerpos a elevadas
temperaturas, los más usados son los de porcelana, los cuales poseen una tapa con
asa. Existen, además, crisoles de Cu, Ni, Pt, Fe, etc. Crisol Gooch: Crisol de
porcelana o vidrio que posee el fondo perforado con o sin una placa también
perforada y se emplea tanto para calcinar como para filtrar al vacío a través de una
placa de asbesto como medio filtrante, colocada entre el fondo y la placa cribada.
17. EMBUDO BUCHNER: Recipiente de porcelana, de forma cónica, todo de una pieza,
con una placa central en forma de criba (perforada) sobre la cual se coloca el papel
filtro recortado y humedecido. Se utiliza en filtración al vacío apoyado sobre un matraz
de Kitasato.
18. MORTERO: Recipiente de poca altura destinado a pulverizar toda clase de sustancia.
Su interior está sin barnizar a fin de triturar los cuerpos que se someten a su acción,
mediante un mango o pistilo.
19. BALÓN DE DESTILACIÓN: Recipiente de vidrio en forma cónica, con cuello más o
menos largo. Tiene un tubo lateral, soldado al cuello de este y en dirección
descendente para instalar el refrigerante.
20. EMBUDO DE DECANTACIÓN: Recipiente de forma cónica, cuyo extremo superior
va cerrado con una tapa de vidrio esmerilado o de plástico. El extremo inferior termina
en un vástago que va cerrado con llave de vidrio esmerilada o llave de teflón. Se
utiliza para realizar separaciones de líquidos no miscibles.
21. REFRIGERANTES O CONDENSADORES: Sirven para poner en contacto los
vapores de un líquido con paredes enfriadas por una corriente de agua externa para
condensarlos. Por la forma de la tubuladura central se conocen los siguientes tipos de
refrigerantes:
 Liebig: Tubuladura recta.
 Graham: Tubuladura de serpentín.
 Allhin: Tubuladura de bolas.
De esta tubuladura depende la ampliación de la superficie de condensación.
22. VIDRIO RELOJ: Platillo cóncavo utilizado para impedir que se produzcan salpicaduras
cuando se calienta una solución en un vaso de precipitado. Sirven para evaporar en
ellos pequeñas cantidades de líquidos. Se utiliza además para realizar pesadas. Se
encuentran en colecciones de distinto tamaño.
23. PISETA O FRASCO LAVADOR: Recipiente plástico para contener líquidos de lavado,
tienen un tubo de salida del líquido que permite que salga un chorro fino.
24. TORNILLO DOBLE: Se utilizan como soporte para diferentes materiales.
25. GOTARIO O PIPETA GOTARIO: Tubo de vidrio que permite la salida del líquido que
contiene, gota a gota.
26. TRÍPODE: Anillo metálico sostenido en tres pies del mismo material. Sirve para
sostener la rejilla de asbesto.
27. ESPÁTULA: Lámina metálica con un mango de madera, se emplea para trasvasar
sólidos. Las hay de distintas formas y material (otro ejemplo es la cucharilla).
28. SOPORTE UNIVERSAL: Material utilizado en el laboratorio como sostén de diversos
sistemas sobre el mesón. Consta de un pie horizontal y un vástago fijo en él
verticalmente.
29. GRADILLA: Soporte para tubos de ensayos. Las hay de madera y metálica.
30. ARGOLLA METÁLICA O ARO: Sirven de soporte para diferentes materiales, tales
como: rejillas, triángulos, etc., cuando se realiza un tratamiento térmico.
31. REJILLA DE ASBESTO O DE AMIANTO: Rejilla metálica con disco de asbesto
central, se pone entre la llama del mechero y el recipiente que contiene la sustancia a
calentar, para que la acción del calor no sea muy directa.
32. HISOPOS: Escobillas de cerda utilizada para limpiar los tubos de ensayos, matraces,
etc.
33. MECHERO: El mechero Bunsen es el más simple: consta de un tubo de hierro inserto
en una base metálica. En la parte inferior existe una entrada regulable del aire y un
tubo lateral que conecta con la manguera proveniente de la fuente de gas.
34. CRISTALIZADORA: Recipiente cilíndrico de vidrio de poca altura y base ancha, con
pico o sin él. Sirven pare obtener sólidos cristalinos.
MATERIALES DE LABORATORIO
2
1
4
5
3
6
7
8
9b
9c
9e
9a
9d
9f
10
11
12
14
15
17
18
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31
33
34
PARTE II. TRANSFERENCIA DE SÓLIDOS Y LIQUIDOS.
Si los datos obtenidos en el laboratorio han de constituir una ayuda para resolver el
problema que se investiga, es manejar con cuidado los reactivos sólidos y líquidos. La
interpretación de los datos experimentales obtenidos al estudiar un sistema químico se
basa en la suposición de que los únicos componentes del sistema en su estado inicial
eran los reactivos utilizados. La utilidad de las observaciones y los datos obtenidos en una
experiencia dependen del conocimiento exacto de las cantidades de sustancias utilizadas.
Para evitar la presencia de materiales extraños y tener información exacta acerca de las
cantidades de los reactivos analizados debe evitarse la contaminación de los reactivos
sólidos y líquidos durante su manipulación. Además, toda transferencia de reactivos de un
recipiente a otro debe realizarse de forma que se transvase todo el reactivo medido.
CONTAMINACIÓN DE REACTIVOS
La contaminación de reactivos puede evitarse siguiendo normas establecidas para el
manejo de sólidos y líquidos. Generalmente los líquidos y sólidos que se usan en el
laboratorio están en frascos grandes que pueden considerarse como frascos almacén.

Un riesgo de contaminación del contenido del frasco puede evitarse impidiendo que la
parte interna del cierre del frasco (el tapón o la tapa) se ponga en contacto directo con
la mesa u otras fuentes de contaminación.

Un reactivo cristalino o en polvo se sacará de un frasco almacén por medio de un
instrumento limpio y seco como una espátula o cuchillo. Un líquido mediante una
pipeta. Esto reducirá la posibilidad de introducir cualquier impureza en el reactivo
almacén.

Después de sacar una muestra del frasco almacén, no debe volverse a éste ninguna
porción de la misma. El reactivo sobrante puede contaminarse después de sacarlo del
frasco. Si luego lo volvemos al frasco introduce impurezas

Antes de sacar un reactivo del frasco leer la etiqueta cuidadosamente, para
asegurarse de que es el reactivo necesario para la experiencia.
TRANSFERENCIA DE SÓLIDOS
Para transferir una pequeña cantidad de un reactivo sólido, granulado o en polvo, desde
un frasco a otro recipiente, se utiliza generalmente una espátula seca y limpia de la forma
que muestra la Figura Nº 1.
Figura Nº 1. Transferencia de pequeñas cantidades
de reactivo sólido
Para sacar una gran cantidad de un reactivo sólido del frasco almacén, se gira lentamente
el frasco de un lado a otro como indica la Figura Nº 2.
Figura Nº 2. Transferencia de una gran cantidad de reactivo sólido girando el recipiente
inclinado
Este procedimiento permite controlar la velocidad a que el sólido sale de la botella. Así, el
reactivo puede sacarse del frasco tan rápida o lentamente como se desee.
Con frecuencia, un trozo de papel ayuda a echar un reactivo sólido en un recipiente que
tiene una abertura relativamente pequeña. Los distintos métodos utilizados dependen de
las cantidades de sólidos que se transfieren.
1. Para transferir cantidades pequeñas de un reactivo sólido, se vierte el sólido en una
tira estrecha de papel previamente plegada. El papel se inserta en la pequeña
abertura del recipiente y el reactivo se transfiere fácilmente (Figura Nº 3).
2. Para transferir grandes cantidades, se utiliza un trozo de papel limpio enrollado en
forma de cono, la parte final más estrecha se inserta en la abertura del recipiente y se
echa el reactivo sólido sobre la parte ancha del cono (Figura Nº 4). Así puede
transferirse rápidamente una cantidad considerable de reactivo sólido con un mínimo
de pérdida y sin contaminación.
Figura Nº 3. Uso de una tira de papel para transferir pequeñas cantidades de sólido.
Figura Nº 4. Uso de un cono de papel para transferir grandes cantidades de sólidos
TRANSFERENCIA DE LÍQUIDOS
En general, un líquido se vierte directamente de un recipiente a otro. Para evitar
salpicaduras, se apoya una varilla de vidrio sobre el pico del recipiente de forma que el
líquido fluya por la varilla y se recoja en el otro recipiente, como muestra la Figura 5. Para
un recipiente que tiene una abertura pequeña, debe utilizarse un embudo de vidrio limpio
y seco. Después de terminar de verter el reactivo de la botella, se debe limpiar el líquido
que pueda haberse caído por el exterior, lavándola y secándola con un paño. Esto tiene
especial importancia cuando se utilizan reactivos corrosivos o venenosos que pueden
causar serias quemaduras o heridas.
Figura Nº 5. Uso de una varilla de vidrio para evitar salpicaduras cuando se vierte un
líquido de un recipiente a otro
PARTE III. MEDICION DE VOLÚMENES DE LÍQUIDOS.
Los cuatro instrumentos más frecuentemente usados para medir
volúmenes de líquidos corresponden a las pipetas parciales y
totales probetas y buretas totales (Figura Nº 6). Las buretas y
pipetas totales se utilizan para medir volúmenes que requieren de
una mayor exactitud que la obtenida por las pipetas parciales y
probetas.
Para realizar una medición, la superficie interna del instrumento
de vidrio debe estar limpia y seca, la presencia de grasas o
suciedad tiende a provocar la aparición desigual de líquido en el
recipiente.
Las buretas, pipetas parciales y probetas, tienen grabadas
marcas (de graduación) en su superficie que corresponden a
volúmenes específicos de líquidos. En las buretas indican el
volumen contenido a una temperatura determinada. En buretas
Figura Nº 6
y pipetas, indican el volumen de líquido que se transferirá (desalojará).
LECTURA DE VOLUMEN
Lectura mínima (L.M): el material graduado tiene una lectura mínima que indica el menor
volumen que se puede leer en él. Esta lectura viene previamente grabada en el material
de vidrio, en caso contrario debe determinarse de la siguiente manera:
Cuando un líquido está contenido en alguno de estos recipientes, se observa que la
superficie exhibe una curvatura denominada menísco (Figura Nº 7). En general, para
medir volúmenes de líquidos, el nivel de éste se compara con las marcas de graduación
señaladas sobre la pared del recipiente utilizando la parte inferior del menisco. Este se
observa con mayor facilidad y exactitud si se mantiene detrás de la graduación una tarjeta
opaca o un trozo de papel blanco.
Para la medición de volúmenes, el ojo debe estar a nivel del líquido; de otro modo,
resultará un error debido al paralaje. Si el ojo se localiza por sobre el nivel del líquido
parecerá que se ha tomado un volumen más pequeño del que existe en realidad. Se
puede esperar un error similar si el punto de observación se localiza por debajo del
líquido. Parecerá que se ha medido un volumen mayor al que existe en realidad en el
recipiente, tal como lo muestra la Figura Nº 8.
Figura Nº 7
Figura Nº 8
USO DE MATERIAL VOLUMÉTRICO
a) Probeta: En las probetas se añade líquido hasta que el menisco coincida con un
determinado nivel. Debido a que no son muy precisas sólo se emplean en mediciones
aproximadas. El error en la medición se puede aumentar si se miden volúmenes
pequeños en una probeta grande, o volúmenes grandes utilizando varias veces una
probeta pequeña, debido a que en estos casos los errores de apreciación son
elevados.
Para vaciar una probeta debe inclinarse esta ligeramente hasta que haya escurrido todo el
líquido, manteniendo esta posición algunos segundos.
b) Pipeta: Son instrumentos diseñados para entregar
un volumen de líquido
transfiriéndolo de un recipiente a otro. Los líquidos se introducen en la pipeta por
capilaridad. Si es necesario hacer que el líquido alcance un nivel superior, debe
utilizarse una propipeta, evitando succionar con la boca para evitar una ingestión
accidental de un líquido peligroso, además de una contaminación de la muestra con
saliva.
Hay dos tipos de pipetas; las que entregan un volumen fijo o volumétrico (pipetas totales)
y las que están calibradas en unidades y subunidades para que puedan dejar salir
cualquier volumen hasta su capacidad máxima, estas son las graduadas (pipetas
parciales). Las primeras tienen un anillo grabado en la parte superior (línea de aforo). Si
se llena hasta esta marca, se tendrá el volumen especificado.
Consideraciones para el uso de pipetas.
 La pipeta debe ambientarse con una pequeña cantidad del
líquido o solución a medir, por succión de un pequeño
volumen. Luego se hace que este líquido o solución
establezca contacto con la superficie interna, hasta la
marca del aforo y se descarta (cebado). Este procedimiento
debe repetirse dos veces.
 Luego se llena cuidadosamente la pipeta, un poco sobre la
graduación (línea de aforo), colocando el dedo índice sobre
el extremo superior de la pipeta, para evitar la salida del
líquido (Figura Nº 9). Con él manejo cuidadoso del dedo
índice o propipeta se ajusta el nivel de líquido de forma que
la parte inferior del menisco quede tangente a la línea de
aforo. Finalmente se separa el dedo índice o se aprieta el
Figura Nº 9
 botón de eliminación o expulsión, E, de la propipeta, permitiendo que la solución
escurra completamente, con lo que se transfiere el volumen deseado.
 La pipeta parcial o graduada se usa de la misma forma que la pipeta total, salvo que
en lugar de dejar escurrir libremente, hasta que termine el drenaje, se debe utilizar el
dedo índice o propipeta para detener el flujo en la marca deseada. Generalmente se
utilizan solamente para transferir, volúmenes aproximados.
 Para asegurar la transferencia desde la pipeta de la cantidad señalada de solución, la
punta de la pipeta se debe mantener durante unos segundos contra la pared interna
del recipiente al que se transfiere la solución. De esta forma se transfiere la última
gota adherida al extremo de la pipeta, quedando siempre una pequeña cantidad de
líquido. Este líquido no debe evacuarse soplando o sacudiendo la pipeta.
Las siguientes sugerencias le permitirán un mejor manejo de una pipeta.
1. Es peligroso llenar una pipeta por succión con la boca cuando la solución contiene
reactivos corrosivos o venenosos. En estos casos la succión debe realizarse con
una propipeta.
2. Al llenar una pipeta hay que tener cuidado de que el extremo inferior esté siempre
bajo la superficie de la solución; si no es así, la solución pasará a la propipeta o a
la boca.
c) Matraz de aforo: Son recipientes usados cuando se desea preparar un volumen
conocido de solución. Se encuentran en diversas capacidades, las que abarcan desde
10 mL hasta 2000 mL generalmente Tienen una marca circular en torno al cuello
(línea de aforo), que indica el volumen para el cual se han fabricado. La mayoría
posee tapa de vidrio esmerilada, de goma o teflón.
Cuando se desea preparar una solución, se transfiere al matraz la muestra que se ha
de diluir con la ayuda de una varilla de agitación; se enjuaga el material que contenía
la muestra con agua destilada dos o tres veces, añadiéndola en cada caso al matraz.
Luego se agrega suficiente agua como para llenar la mayor parte del volumen, de
manera que el nivel del líquido quede 1 cm por debajo de la línea de aforo. El volumen
se completa con la ayuda de un cuentagotas o de una pipeta. El menisco inferior debe
quedar tangente a la línea de aforo. Una vez realizado el aforo, el matraz se tapa, se
invierte y se agita una 5-6 veces para garantizar la homogeneidad de la solución.
d) Bureta: Poseen una precisión mucho mayor que las pipetas y están graduadas para
medir cantidades variables de líquido. En consecuencia, tienen las marcas principales
señaladas con números que generalmente indican mililitros y otra serie de
subdivisiones no numeradas que por lo general indican 0,1 mL. Consisten de un tubo
calibrado provisto de una válvula o llave por la que se controla el flujo del líquido. La
llave puede ser de teflón o de vidrio esmerilado (Figura Nº 10).
Figura Nº 10
La bureta se utiliza en forma vertical, sostenida por un soporte universal mediante una
pinza para bureta (Figura Nº 11).
Figura Nº 11. Buretas en su soporte
Figura Nº 12. Manipulación correcta de una
bureta
Para un adecuado uso de la bureta se debe tener en cuenta:
1. Debe estar limpia, la llave bien lubricada y sin escapes. (Si necesita lubricarla,
recuerde hacerlo sólo en las zonas indicadas en la Figura 10)
2. Debe ambientarse con la solución a utilizar, girándola cuidadosamente en forma
horizontal para humedecer sus paredes
3. Dejar escurrir el líquido a través de la llave y repetir el procedimiento anterior.
4. Colocarla en un soporte universal sujeta con una pinza para bureta en su tercio
superior (Figura 11)
5. Llenar la bureta por sobre la marca (aforo) con ayuda de un embudo de vástago corto.
Use un vaso de precipitados si es necesario.
6. Verificar que no haya burbujas de aire en su extremo inferior
7. Retirar el embudo y ajustar el nivel del líquido al punto cero de la graduación
8. Ubicar bajo la bureta el recipiente para el líquido que medirá
9. Ubicar su mano izquierda en la llave como muestra la Figura 12 y manipúlela usando
los dedos índice y pulgar.
10. Dejar escurrir el líquido paulatinamente.
PARTE IV.- INCERTEZA EN LAS MEDIDAS Y CIFRAS SIGNIFICATIVAS
Cada medida que se hace tiene un grado de incertidumbre o error. La magnitud de este
error depende del aparato que se utilice y de la maestría con la que lo usemos. Un criterio
para determinar la incertidumbre en una medición consiste en dividir el valor de la lectura
mínima por dos.
Excepto cuando todos los números de una operación son enteros, es imposible obtener el
valor exacto de una cantidad buscada. Por tal razón, es importante indicar el margen de
error en las mediciones señalando claramente el número de cifras significativas, que son
los dígitos significativos en una cantidad medida o calculada. Cuando se utilizan cifras
significativas se sobreentiende que el último dígito es incierto.
Por ejemplo:
 Supongamos que se mide el volumen de una cantidad dada de un líquido usando una
probeta graduada, con una escala que da una incertidumbre de 1 mL en la medición.
Si se encuentra que el volumen es de 6 mL, el volumen real estará en el intervalo de 5
a 7 mL. El volumen del líquido se representa como 6 ± 1 mL. En este caso, sólo hay
una cifra significativa (el dígito 6) que tiene una incertidumbre de más o menos 1 mL.
 Para medir con más exactitud se podría utilizar una probeta con divisiones más
pequeñas, de tal manera que la incertidumbre fuera sólo de 0,1 mL. Si ahora se
encuentra que el volumen del líquido es de 6,0 mL, la cantidad se puede expresar
como 6,0 ± 0,1 mL, y el valor real estará comprendido entre 5,9 y 6,1 mL.
 Se puede mejorar el instrumento para la medición y obtener más cifras significativas,
pero en todo caso el último dígito es siempre incierto; el valor de esta incertidumbre
dependerá del instrumento utilizado en la medición.
 Las balanzas analíticas se encuentran en muchos laboratorios de química general,
pudiéndose medir en ellas fácilmente la masa de un objeto hasta con cuatro cifras
decimales. Esto significa que la masa medida tendrá cuatro cifras significativas (por
ejemplo 0,8642) o más, (por ejemplo 3,9745). Tener presente el número de cifras
significativas en una medición, como la de masa, asegura que los cálculos realizados
con los datos reflejen la precisión de esta medición.
CIFRAS SIGNIFICATIVAS
En el trabajo de laboratorio y para cualquier proceso de medición, siempre debe tenerse
cuidado de anotar el número de cifras significativas adecuadas. Para determinarlas se
siguen las siguientes reglas:
1.
Cualquier dígito diferente de cero es cifra significativa.
Ejemplos: 845 cm, tiene tres cifras significativas.
1,234 kg, presenta cuatro cifras significativas.
2.
Los ceros ubicados entre dígitos distintos de cero son cifras significativas.
Ejemplos: 40,406 kg presenta cinco cifras significativas.
805 m contiene tres cifras significativas.
3.
Los ceros a la izquierda de cualquier dígito distinto de cero, no son cifras
significativas, sólo sirven para indicar la coma decimal.
Ejemplos: 0,08 L, presenta 1 cifra significativa (el dígito 8)
0,00003345 g, contiene 4 cifras significativas (los dígitos 3345)
4.
Si el número es mayor que uno, todas los ceros escritos a la derecha de la coma
decimal cuentan como cifras significativas.
Ejemplos: 3,0 mg, presenta dos cifras significativas.
40,045 mL, contiene cinco cifras significativas.
5.
Si el número es menor que uno, solo son significativos los ceros que se encuentran al
final del número o entre dígitos distintos de cero.
Ejemplos: 0,090 kg, presenta dos cifras significativas
0,4006 L, contiene cuatro cifras significativas
0,00420 min, tiene tres cifras significativas
6.
Para números sin coma decimal, los ceros ubicados después del último dígito distinto
de cero pueden ser o no cifras significativas.
Ejemplo:
la cantidad 400 cm puede tener 1 cifra significativa (el dígito 4), dos cifras
(40) o tres cifras significativas (400).
En el ejemplo anterior no es posible saber cual es la cantidad correcta si no se tiene
más información. Sin embargo, utilizando la notación científica puede evitarse tal
ambigüedad.
En el ejemplo anterior podemos expresar el número 400 como 4 x 102 para una cifra
significativa 4,0 x 102 para dos cifras significativas y 4,00 x102 para tres cifras
significativas.
MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS EN CÁLCULOS
1.
En la adición y sustracción, el número de cifras significativas a la derecha de la coma
decimal en la operación final está determinado por el número más pequeño de cifras
significativas a la derecha del punto decimal, en cualquiera de los números originales.
Ejemplo:
89,332
+1,1_
← una cifra significativa después de la coma
90,432
← se redondea a 90,4
Ejemplo:
2,097
- 0,12
1,977
2.
← dos cifras significativas después de la coma
← se redondea a 1,98
En la multiplicación y en la división, el número de cifras significativas del producto o
cociente resultante está determinado por el número original que tiene el número más
pequeño de cifras significativas.
Ejemplos:
2,8 x 4,5039 = 12,61092
← se redondea a 13
6,85/112,04 = 0,0611388789 ← se redondea a 0,0611
El procedimiento para redondear un número hasta un cierto punto, obtenido después
de una de las operaciones anteriores, es el siguiente: Se eliminan los dígitos que
siguen al primero que se conserva y que sean menores que 5. Si el primer dígito que
sigue al punto de redondeo es igual o mayor que 5, se añade 1 al dígito que le
precede.
3.
Se debe tener presente que los números exactos obtenidos por definición o al contar
varios objetos pueden considerarse formados por un número infinito de cifras
significativas.
Ejemplo: si un objeto tiene una masa de 0,2786 g, entonces la masa de ocho de
dichos objetos es:
0,2786 g x 8 = 2,229 g
este producto no se redondea a una cifra significativa porque el número 8 es por
definición 8,00000.
PARTE V. MEDICION DE MASAS.
MANEJO DE BALANZAS
Una de las operaciones más importantes en la determinación cuantitativa de los
resultados de un proceso químico es la pesada. La fidelidad en la determinación
cuantitativa de los datos de un experimento químico depende en sumo grado de la
precisión de la pesada; operación que se lleva a cabo en una balanza. Se llaman
balanzas los aparatos destinados a determinar el peso relativo de los cuerpos y la
operación que con ellas se ejecuta se denomina pesada.
En el laboratorio de química se utilizan diversos tipos de balanzas, las que se clasifican en
balanzas granataria y balanzas de precisión: balanza granataria, con precisión de pesada
hasta 0,01 g; y balanza analítica, con precisión de pesada hasta 0,0001 g. Cabe hacer
notar que las balanzas, cuanto más precisas, menor es su capacidad máxima.
Figura Nº 13 Balanza granataria
Figura Nº 14 Balanza analítica
En toda balanza debe reconocerse la sensibilidad. El término sensibilidad se emplea,
además, para diferenciar una balanza granataria de una analítica. Así, la sensibilidad de
una balanza analítica corriente es de 0,1 mg, es decir, se puede pesar hasta con una
aproximación de 0,1 mg, y es la cantidad de masa más pequeña que se puede detectar
en ellas, aunque hay algunas balanzas analíticas que tienen una sensibilidad de 0,05 mg,
pero son de menor capacidad.
Consideraciones generales para el uso de una balanza.
 Los reactivos sólidos nunca deben colocarse directamente sobre el platillo de la
balanza, ya que éste puede corroerse y contaminar al reactivo, además de estropear
la balanza.
 Debe protegerse contra el polvo antes y después de ser utilizada.
 Nunca pese nada que no se encuentre a temperatura ambiente. Los objetos calientes
o fríos quedan sujetos a corrientes térmicas que dan lugar a errores en la pesada.
 La balanza debe ubicarse en un lugar donde las vibraciones, cambios rápidos de
temperatura y corrientes de aire sean mínimas, debido a que todas las balanzas no
son iguales.
Infórmese acerca de la capacidad y sensibilidad de distintos tipos de balanzas.
CÓMO PESAR SÓLIDOS
Cada vez que vaya a pesar sólidos, debe hacerlo en un recipiente limpio y seco, como por
ejemplo un vaso de precipitado, un vidrio reloj, un pesafiltro (recipiente de vidrio con tapa)
o un papel filtro (este último no sirve sí el reactivo es higroscópico, es decir que adsorbe
humedad del medio ambiente).
Una precaución importante que se debe tener en cuenta es que al manipular un recipiente
conteniendo una muestra, hágalo sin tomarlo directamente con las manos, pues estará
depositando partículas de grasa o agua que alterarán el valor real de la pasada. Para
coger el recipiente pueda utilizar una cinta de papel de unos 2 x 20 cm.
TIPOS DE PESADAS
Pesada Directa Tarando la Balanza. Para este procedimiento, se pesa el recipiente que
contendrá la muestra y, sin anotar su peso, se tara la balanza, es decir, el peso del
recipiente quedará incorporado al “cero” de la balanza. Luego, con una espátula o
cucharilla se agrega el sólido a pesar y la nueva lectura dará el peso de la muestra.
Pesada Por Diferencia, Tarando la Balanza. Procedimiento muy útil cuando se desea
pesar pequeñas cantidades de muestra (para ello se utiliza generalmente un pesafitro).
Antes de encender la balanza se coloca sobre el platillo el pesafiltro sin tapa, conteniendo
le muestra. Luego, se enciende la balanza y aparecerá en el visor de ésta el valor cero
(tara). Se retira el pesafiltro y la lectura marcará un valor negativo (el peso del pesafiltro
más la muestra). Se procede a sacar una cantidad de muestra del pesafiltro,
transfiriéndola al recipiente que la contendrá y se vuelve a colocar el pesafiltro sobre el
platillo de la balanza, ésta dará la lectura final que corresponderá a la masa de muestra
ocupada.
PARTE VI. DETERMINACIÓN DE DENSIDADES DE SÓLIDOS Y LÍQUIDOS
La densidad es una propiedad característica de una sustancia que viene determinada por
su naturaleza y no por la cantidad de sustancia ha examinar. Por lo general, es una
propiedad característica que tiene un valor numérico determinado para cada sustancia. Se
define la densidad () de una sustancia como la masa (m) de esta contenida en una
unidad de volumen (V). En el Sistema Internacional de Unidades sus unidades son Kg/m3,
aunque también se utiliza g/cm3 o g/dm3.
Para determinar la densidad de un sólido, la manera más simple es la de determinar su
masa por pesada directa y posteriormente su volumen. Si el sólido es regular (con una
determinada forma geométrica), el volumen puede obtenerse a partir de sus dimensiones.
Para el caso de los líquidos, el volumen se obtiene midiendo el volumen directamente
desde un material volumétrico tal como una probeta, una pipeta o una bureta.
A. Medición de la densidad de un sólido regular.
La densidad de un sólido regular, tal como una esfera, cilindro, o un paralelepípedo;
se puede determinar siguiendo los siguientes pasos:
 Pesar exactamente, en una balanza analítica, el sólido entregado.
 Determinar el volumen del cuerpo entregado, determinando sus dimensiones
correspondientes. Por ejemplo, si se trata de un cilindro mida la altura y el
diámetro de su base. Si se trata de un paralelepípedo, mida el largo, el ancho y el
alto y calcule el volumen.
 Determine la densidad.
B. Medición de la densidad de un sólido Irregular.
Para un sólido de este tipo, la medida del volumen debe de hacerse en forma
indirecta. Una de las técnicas se basa en un principio elemental de la física: “dos
porciones de materia no pueden ocupar el mismo lugar en el espacio”. Por ello, el
cambio aparente del volumen en un líquido, cuando se sumerge un cuerpo sólido en
él, es igual al volumen de éste sólido.
La operación para determinar la densidad de un sólido irregular consiste en los
siguientes pasos:
 Medir la masa exacta del sólido en una balanza analítica.
 Medir, en una probeta, un volumen determinado de agua.
 Introducir en la probeta el sólido irregular, de manera que quede totalmente
cubierto con el agua y sin burbujas adheridas a él y medir el volumen. La
diferencia entre los volúmenes corresponde al volumen del sólido.

Determinar la densidad del sólido irregular.
C. Determinación de la densidad de un líquido o solución por método indirecto.
En un matraz de aforo de 25 mL, limpio y seco, cebado y previamente tarado a la
décima de mg, agregue el líquido o solución problema, aforándolo correctamente.
Mida la masa del matraz con su contenido y anote el valor. Con los datos obtenidos
se determina la densidad del líquido.
LABORATORIO Nº 2
OBJETIVOS:
 Conocer el concepto de electrolito y no electrolito.
 Aplicar las reglas de solubilidad para escribir la ecuación global, iónica y neta de una
reacción química.
FUNDAMENTO TEÓRICO
Cuando se mezclan cristales de cloruro de sodio, NaCl, con cristales de nitrato de
plata, AgNO3, no observamos prácticamente ningún cambio, sin embargo si disolvemos cada
una de estas sales en agua y luego las mezclamos, observaremos inmediatamente la
formación de un precipitado de color blanco de cloruro de plata, AgCl, esto se debe a que al
disolver dichas sustancias en agua estas se disgregaron a nivel molecular o iónico y por lo
tanto la posibilidad de que los iones generados por la disolución interactúen es enorme,
produciéndose rápidamente el cambio químico. Por esta razón los químicos usan normalmente
soluciones para llevar a cabo las reacciones químicas.
El agua es una de las sustancias más abundantes en la naturaleza y sirve como
un buen solvente de sustancias tanto iónicas como moleculares, además el agua es
ampliamente reconocida como un medio en el cual reacciones bioquímicas se producen.
Hemos dicho que el agua es un buen solvente de compuestos iónicos. En el
estado sólido estos compuestos están constituidos por iones positivos y negativos, que se
mantienen juntos en una estructura rígida. Cuando ellos se disuelven en agua esta estructura
se rompe y los iones quedan en libertad, se ha producido la disociación del compuesto, la
presencia de estos iones hace que el agua conduzca la corriente eléctrica. Las sustancia que al
disolverse generan soluciones conductoras de la corriente eléctrica se denominan electrolitos.
Las sustancias que al disolverse no generan soluciones conductoras de la corriente eléctrica se
denominan no electrólitos.
De acuerdo a su naturaleza los electrolitos pueden ser verdaderos o potenciales.
Un electrolito verdadero es aquel que ya está constituido por iones, ejemplo, NaCl, KNO3,
K2SO4, etc. La disociación de este tipo de electrolito se puede representar mediante las
siguientes ecuaciones:
NaCl(s) + H2O(l)  Na+(ac) + Cl-(ac)
KNO3(s) + H2O(l)  K+(ac) + NO3-(ac)
K2SO4(s) + H2O(l)  2K+(ac) + SO4=(ac)
Un electrolito potencial es aquel que no está constituido por iones, pero al
reaccionar con el solvente genera iones. Ejemplo:
HCl(g) + H2O(l)  H3O+(ac) + Cl-(ac)
Cloruro de hidrógeno
ión hidrónio
De acuerdo a su conductividad los electrolitos se clasifican electrolitos fuertes y débiles.
Los electrolitos fuertes son aquellos que prácticamente se disocian en un 100 % generando
soluciones muy buenas conductoras de la corriente eléctrica, los electrolitos débiles son
aquellos que se disocian parcialmente generando soluciones malas conductoras de la corriente
eléctrica. Ejemplo:
HNO3(ac) + H2O(ac)  H3O+(ac) + Cl-(ac) se disocia en un 100 %
HF(g) + H2O(l)  H3O+(ac) + F-(ac) se disocia parcialmente
Muchas de las reacciones químicas que se producen en solución acuosa son
reacciones entre iones. Así por ejemplo la ecuación que representa la reacción entre el NaCl y
AgNO3 es la siguiente:
NaCl(ac) + AgNO3(ac)  NaNO3(ac) + AgCl(s) Ecuación molecular
Este tipo de reacción en que los cationes han intercambiado sus aniones se
denominan reacciones de metátesis o de doble reemplazo. La ecuación que hemos escrito para
representar el cambio se denomina reacción global o molecular. Sin embargo NaCl, AgNO 3 y
NaNO3 son electrolitos fuertes y por lo tanto en solución ellos se encuentran disociados de la
siguiente forma:
Na+(ac) + Cl-(ac) + Ag+(ac) + NO3-(ac)  Na+(ac) + NO3-(ac) + AgCl(s)
Esta ecuación se denomina ecuación iónica, en ella podemos ver que los iones Na+(ac) y
se encuentran en ambos lados de la ecuación y pueden ser eliminados quedando la
ecuación neta:
NO3-(ac)
Ag+(ac) + Cl-(ac)  AgCl(s) Ecuación neta
Los iones Na+ y NO3- que no participan de la reacción se denominan iones espectadores.
PARTE EXPERIMENTAL.
1.- En vasos de precipitados de 50 mL coloque unos 25 mL de cada una de las
soluciones que se indican a continuación y mida la conductividad de cada una de ellas
usando un conductivímetro, similar al de la figura, proporcionado por el profesor.
Clasifique cada sustancia como electrolito fuerte, débil o no electrolito.
FIG. Nº1 CONDUCTIVÍMETRO
Acido clorhídrico (HCl) 0,1M, etanol(C2H5OH) 0,1 M, cloruro de sodio (NaCl) 0,1 M, agua
potable, agua destilada, amoníaco (NH3) 0,1 M, glucosa (C6H12O6) 0,1 M y ácido
acético ( CH3COOH) 0,1 M.
¡CUIDADO! Al manipular el conductivímetro, desenchúfelo entre una medida y otra.
Complete el siguiente cuadro:
Solución 0,1 M
HCl
Observación experimental
Clasificación
C2H5OH
NaCl
H2O( potable)
H2O (destilada)
NH3
C6H12O6
CH3COOH
2.- En tubos de ensayos realice las siguientes mezclas. Para cada una de las reacciones
escriba la ecuación molecular, la ecuación iónica y la ecuación neta.
1mL de NaCl 0,1 M + 1 mL de AgNO3 0,1 M
1mL de K2CrO4 0,1 M + 1 mL de AgNO3 0,1 M
1mL de KI 0,1 M + 1mL de Pb(NO3)2 0,1 M
1mL de Ba (NO3)2 0,1M + 1 mL de H2SO4 0,1 M
Cu metálico + HNO3 concentrado (Realice esta reacción bajo campana)
REGLAS DE SOLUBILIDAD
1.- Todas las sales de los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs), son solubles y las sales
del ión amonio, NH4+, son solubles.
2.- Todas las sales que contienen los aniones, NO3-,ClO3-, ClO4- y CH3COO- son solubles,
excepto CH3COOAg y KClO4 que son levemente solubles.
3.- Todos los cloruros, bromuros y yoduros son solubles, excepto los de Ag+, Pb+2 y
Hg2+2. El PbCl2 es levemente soluble en agua caliente.
4.- Todos los sulfatos son solubles excepto los de Pb+2, Sr+2 y Ba+2. Los sulfatos de Ca+2 y
Ag+ son levemente solubles.
5.- Todos los óxidos metálicos son insolubles excepto los de Ca+2, Sr+2 y Ba+2. Estos
últimos cuando se disuelven reaccionan con el solvente para formar hidróxidos solubles.
Ejemplo:
BaO(s) + H2O(l)  Ba+2(ac) + 2OH-(ac)
6.- Todos los hidróxidos son insolubles excepto los de los metales alcalinos y los de Ba+2
y Sr+2. El Ca(OH)2 es ligeramente soluble.
7.- Todos los carbonatos, fosfatos, sulfuros y sulfitos son insolubles, excepto los de NH4+ y
los de los metales alcalinos.
Nomenclatura
Nombre de algunos cationes y aniones más comunes
Catión
Li+
Na+
K+
Rb+
Cs+
Ag+
Be+2
Mg+2
Ca+2
Sr+2
Al+3
B+3
Cu+
Cu+2
Nombre
Ión litio
Ión sodio
Ión potasio
Ión rubidio
Ión cesio
Ión plata
Ión berilio
Ión magnesio
Ión calcio
Ión estroncio
Ión aluminio
Ión boro
Ión cobre(I)
Ión cobre(II)
Anión
HFClBrO-2
S-2
NO2NO3SO3-2
HSO3SO4-2
HSO4CO3-2
HCO3-
Nombre
Hidruro
Fluoruro
Cloruro
Bromuro
Óxido
Sulfuro
Nitrito
Nitrato
Sulfito
Bisulfito
Sulfato
Bisulfato
Carbonato
Bicarbonato
Fe+2
Fe+3
Co+2
Co+3
Ni+2
Ni+3
Ti+3
Ti+4
Cr+2
Cr+3
V+2
V+3
Ión hierro(II)
Ión hierro(III)
Ión cobalto(II)
Ión cobalto(III)
Ión niquel(II)
Ión niquel(III)
Ión titanio (III)
Ión titanio (iV)
Ión cromo(II)
Ión cromo(III)
Ión vanadio(II)
Ión vanadio (III)
CrO4-2
Cr2O7-2
BO3-3
PO3-3
PO4-3
ClOClO2ClO3ClO4BrOBrO2BrO3-
Cromato
Dicromato
Borato
Fosfito
Fosfato
Hipoclorito
Clorito
Clorato
Perclorato
Hipobromito
Bromito
Bromato
Ejercicios.
1.- Escriba la ecuación iónica y neta, si es que la hay, para las siguientes reacciones:
a) CuCl2 (ac) + Pb(NO3)2 (ac)  Cu(NO3)2(ac) + PbCl2(s)
b) FeSO4(ac) + 2NaOH(ac)  Fe(OH)2(s) + Na2SO4(ac)
c) 2AgNO3(ac) + K2SO4(ac)  Ag2SO4(s) + 2KNO3(ac)
d) NaBr(ac) + AgNO3(ac) AgBr(s) + NaNO3 (ac)
e)Cr2(CO3)3(s) + 6HNO3(ac)  2Cr(NO3)3(ac) + 3H2O(l) + 3CO2(g)
f ) H2SO4(ac) + 2NaCl (ac)  Na2SO4(ac) + 2HCl(ac)
2.-Indique el nombre y escriba la ecuación de disociación de los siguientes electrolitos
fuertes en agua:
a) Na3PO4
b) Ca(OH)2
c) Fe2(SO4)3 d) BaCl2
e) Na2C2O4
f) (NH4)2CO3
g) AlBr3
h)Cu(NO3)2
3.- Calcular las concentraciones de Ca
2+
-
y NO3 en una solución 0,015 M en Ca(NO3)2.
4.- Usando las reglas de solubilidad, escriba la ecuación global, iónica y neta de las
siguientes mezclas en soluciones acuosas:
a) FeCl2(ac) + KOH(ac)
b) HNO3(ac) + CuSO4(ac)
c) Hg(NO3)2 (ac) + Na3PO4(ac)
d) (NH4)2SO4(ac) + NiCl2(ac)
5.- Se disuelven 36,78 g de Fe2(SO4)3, en suficiente agua como para obtener 500,0 mL
de solución. Calcule la concentración molar de iones Fe+3 y SO4-2 presentes en la
solución.
LABORATORIO Nº 3
PREPARACION DE SOLUCIONES
OBJETIVOS:




Manejar técnicas y conocer el material empleado en el trabajo con líquidos.
Preparar soluciones de concentración conocida a partir de un sólido y de un líquido.
Obtener soluciones diluidas a partir de una más concentrada.
Realizar cálculos para la determinación de concentraciones exactas.
FUNDAMENTO TEÓRICO:
En términos generales, una solución o disolución puede definirse como una
mezcla homogénea de dos o más sustancias. Las soluciones pueden ser gaseosas,
sólidas o líquidas. Pero comúnmente cuando se habla de una solución se hace referencia
a mezclas homogéneas de sólidos en líquidos y líquidos en líquidos.
Se denomina DISOLVETE o SOLVENTE a la sustancia que disuelve y SOLUTO a
la sustancia disuelta. Siendo el caso más frecuente cuando se disuelve un sólido en un
líquido. Pero en el caso de soluciones entre líquidos o gases, esta distinción es arbitraria
y solamente puede utilizarse para designar solvente al componente que se halla en mayor
proporción.
A excepción de las soluciones gaseosas, la solubilidad de las sustancias es
limitada. Llega siempre un momento en que el solvente no es capaz de disolver mayores
cantidades de soluto. Este punto corresponde al límite de solubilidad de la solución y ésta
se denomina SATURADA.
Sobre la base de esto, el concepto de solución puede definirse diciendo que es una
mezcla homogénea cuya composición puede ser variada libremente hasta un límite
definido: la saturación.
La solubilidad se define como la máxima cantidad de soluto disuelto en una solución
saturada a una determinada temperatura. Suele expresarse generalmente en gramos de
soluto por cada 100 g de solvente, gramos de soluto por litro de solución o moles de
soluto por litro de solución.
En ciertas condiciones se puede llegar a una cantidad de soluto disuelto superior al
límite de saturación y la solución se denomina SOBRESATURADA. Ordinariamente una
solución en estas condiciones es muy inestable y basta una causa física cualquiera, como
por ejemplo un simple movimiento del recipiente que contiene la solución, para que se
separe el exceso respecto a la solubilidad límite de la sustancia disuelta.
La solubilidad de un líquido en otro puede ser limitada pero también ilimitada.
Ejemplo del primero: éter en agua y del segundo, alcohol en agua.
Además de los aspectos cualitativos de una solución, es necesario alguna
especificación sobre la cantidad en que se encuentran combinados los componentes de
cada solución, para ello se emplean las unidades de concentración. De estas las más
comunes se definen a continuación:
a) Porcentaje masa/masa: corresponde a la masa de soluto disuelto en 100 unidades de
masa de solución, generalmente se expresa en gramos de soluto por cada 100 gramos de
solución.
b) Porcentaje masa/volumen: corresponde a la masa de soluto disuelta en 100 unidades
de volumen de solución, generalmente se expresa gramos de soluto por cada 100 ml de
solución.
Estas dos formas porcentuales de expresar la concentración de las soluciones están
relacionadas entre sí por medio de la densidad de la solución expresada en g/mL, de la
siguiente forma:
donde = densidad de la solución.
c) Molaridad (M): corresponde a la cantidad de sustancia de soluto(n), por unidad de
volumen de solución, se puede expresar en mol de soluto por cada litro de solución o
milimol de soluto por mL de solución.
La molaridad de una solución también puede calcularse si se conoce el % m/m de la
solución y su densidad, mediante la siguiente expresión:
d) Molalidad (m): corresponde a la cantidad de sustancia de soluto (n) disuelta por
unidad de masa de solvente, se expresa generalmente en mol de soluto disueltos en un
kilogramo de solvente ( 1000 g)
e) Partes por millón (ppm): Esta unidad de concentración se emplea en el caso de
soluciones muy diluidas y corresponde a la masa de soluto expresada en miligramos por
cada litro de solución.
PARTE EXPERIMENTAL
Formas de preparar soluciones % m/m
1.- Para preparar una solución 5 m/m a partir de un sólido, se calcula la masa del soluto
que se requiere para preparar la solución. En la balanza adecuada se tara un vaso o
matraz de tamaño conveniente. Se pesa el sólido necesario y el conjunto se retira de la
balanza sin apagarla. Se agrega un pequeño volumen del solvente y con una varilla se
agita hasta disolver el sólido. Usando un pequeño volumen del solvente se lava la varilla y
se retira de la solución. Luego se añade agua hasta que el marcador digital de la balanza
marque la masa de la solución deseada. Las últimas porciones del solvente se pueden
agregar con piseta, pipeta o gotario.
2.- Para prepara una solución a %m/m a partir de una solución más concentrada, se
calcula la masa de solución concentrada que contiene la masa del soluto que se necesita.
En una balanza electrónica se tara un vaso o matraz de tamaño conveniente y con una
pipeta se agrega la solución concentrada hasta que el marcador digital de la balanza
marque la masa de la solución deseada. Sin apagar la balanza se agrega con una pipeta
el solvente, hasta que la balanza registre la masa de solución diluida que se desea
preparar.
Formas de preparar soluciones % m/v
1.- Para preparar una solución %m/v a partir de un sólido se procede a pesar el soluto en
un vaso de precipitado de tamaño adecuado y se agregan pequeñas porciones de
solvente. Luego se agita con una varilla para disolver totalmente el sólido y se transfiere a
un matraz aforado del volumen deseado. Con nuevas porciones del solvente se lava el
vaso y finalmente, se “enrasa” el matraz de aforo. Para ello, se agrega solvente hasta que
el nivel del líquido esté unos 2 a 3 mm por debajo del aforo. En seguida, con un gotario o
pipeta pasteur se completa el volumen hasta que el nivel del líquido quede tangente a la
línea del aforo. Luego la solución se homogeniza y se transfiere a un recipiente rotulado y
previamente cebado.
2.- Para preparar una solución %m/v a partir de una solución más concentrada, se calcula
el volumen de la solución que contiene la masa del soluto que se necesita. En un vaso de
precipitado que contenga un pequeño volumen de solvente se agrega exactamente,
utilizando una pipeta, el volumen requerido de soluto y luego se transfiere con la ayuda de
una varilla de agitación al matraz de aforo de tamaño adecuado. Con nuevas porciones
del solvente se lava el vaso y finalmente, se “enrasa” el matraz de aforo. Para ello, se
agrega solvente hasta que el nivel del líquido esté unos 2 a 3 mm por debajo del aforo. En
seguida, con un gotario o pipeta pasteur se completa el volumen hasta que el nivel del
líquido quede tangente a la línea del aforo. Luego la solución se homogeniza y se
transfiere a un recipiente rotulado y previamente cebado.
En esta sesión de laboratorio usted preparará las siguientes soluciones acuosas:
a)
b)
c)
d)
e)
50 gramos de cloruro de sodio al 1,5 %m/m
50 mL de cloruro de sodio al 1,5 % m/V
50 gramos de cloruro de sodio al 0,50 % m/m a partir de la solución 1,5 % m/m
50 mL de una solución de NaOH 0,10 M a partir de NaOH sólido
50 mL de HCl 0,10 M a partir de un ácido concentrado de laboratorio
LABORATORIO
Nº 4
ESTEQUIOMETRÍA
OBJETIVOS
Aprender a montar un sistema simple para estudiar un cambio químico.
Obtener hidrógeno mediante la reacción de un metal con un ácido.
Recolectar gases sobre agua.
Aplicar la Ley General de los Gases y la Ecuación de Estado.
Establecer relaciones estequiométricas entre cantidades se sustancias que se
combinan y las que se producen en una reacción química.
Determinar el número de moles de moléculas y la masa del hidrógeno recogido.
Determinar el peso equivalente del Mg y el % de rendimiento de la reacción
FUNDAMENTO TEÓRICO
Los gases son muy livianos, en especial el hidrógeno que es el elemento
más simple, su átomo consta de un protón y un electrón, su Peso Atómico es 1,008 g/mol
bajo condiciones ambientales, existe como molécula diatómica gaseosa, es muy poco
soluble en agua lo cual es muy favorable para ser recogido en dicho compuesto. El
Hidrógeno es el gas más liviano que existe, de modo que su peso resulta verdaderamente
insignificante comparándolo con el peso del recipiente que lo contiene. El método directo
de pesada del volumen dado de gas es susceptible a errores considerables aunque se
tomen las máximas precauciones.
En el laboratorio es muy fácil de obtener hidrógeno gaseoso a partir de la
reacción de un metal con Ácido Clorhídrico (HCI), pero su obtención con respecto a la
velocidad de formación va a depender del tipo de metal, de la fuerza y concentración del
ácido.
Llevado a la práctica el volumen del gas se mide observando el volumen
del agua desplazada cuando se recoge el gas. Como el volumen de una cantidad
determinada de gas varía con la Presión y la Temperatura, estos factores se deben tener
en cuenta a la hora de medir el volumen del gas.
Las condiciones más favorables para medir el gas son la temperatura y
presión existentes en el laboratorio. No obstante, cuando se recoge un gas sobre agua, el
espacio sobre el agua no contiene tan solo el gas sino también vapor de agua, que ejerce
una presión parcial (véase la presión de vapor de agua a diferentes temperaturas en una
tabla). También se debe considerar la presión que ejerce la columna de agua, en el caso
que no pueda igualar los niveles de agua en el eudiómetro y el vaso exterior.
El volumen se expresa corrientemente como si fuera determinado en
condiciones normales (273,16 K y 1 atm) de ahí que deban hacerse los cálculos
necesarios para convertir el volumen obtenido a las condiciones normales, es decir, PV =
nRT
PARTE EXPERIMENTAL
1.- Pese un trozo de cinta de magnesio entre 3 y 4 cm, en una balanza analítica. Enrolle la
cinta en forma de espiral y fíjela por medio del gancho de cobre al tapón del eudiómetro,
como se le indicará.
2.- A un eudiometro de 50 mL agréguele 5 mL de HCI concentrado y luego añada,
cuidadosamente, agua destilada hasta llenarlo completamente, evite agitar el tubo. Luego
ponga el tapón que lleva la cinta de magnesio y tape el tubo.
3.- A continuación tape el agujero del tapón con el dedo índice e inviértalo
cuidadosamente para luego sumergirlo en el interior del vaso de precipitado de 600 mL
que contiene agua potable hasta la mitad, ayúdese con una pinza para evitar que se
mueva el sistema.
4.- Deje reaccionar hasta que el metal se disuelva completamente. Una vez terminada la
reacción mida el volumen de hidrógeno, tratando de igualar los niveles de líquido. En caso
de no ser posible, mida la altura de la columna de agua del eudiómetro, con una regla,
este valor corresponderá al volumen del gas y se puede apreciar fácilmente por el
desplazamiento del agua ocurrido luego de que la reacción ha finalizado.
5.- Lea la temperatura del agua potable y averigüe la presión atmosférica del momento,
de no contar con un barómetro asuma que la presión atmosférica es 1,0 atm o 760 mm de
Hg..
MEDIDAS Y CÁLCULOS:
1. Mida el volumen del hidrógeno recogido en el eudiometro.
2. Mida la temperatura del gas, suponiendo que esta es igual a la del agua potable,
contenida en el vaso de precipitado. Transforme esta temperatura a Kelvin.
3. Determine, mediante la ley de las presiones parciales de Dalton, la presión del gas
hidrógeno seco:
patmosférica = phidrógeno seco + pvapor de agua + pcolumna de agua
La presión de una columna líquida se determina de acuerdo a la siguiente ecuación:
Phidrostática = h x d x g
Donde: d = densidad
h = altura de la columna
g = aceleración de gravedad
Como la columna de agua se mide en cm o mm de agua es necesario transformar estos
cm o mm de agua, en cm o mm de Hg. A fin de hacer esta transformación tenemos que:
pHg = hHg x dHg x g
como
pcolumna de agua = hagua x dagua x g
pHg = pagua entonces
hHg x dHg x g = hagua x dagua x g
eliminando g nos queda que
hHg x dHg = hagua x dagua
Sabiendo que la densidad del Mercurio es 13,6 g/cm3 y la del agua 1,00 g/cm3
transformamos la altura de la columna de agua en una altura equivalente de mercurio.
4. Calcule con los datos obtenidos y empleando la ecuación de estado para un gas ideal
pV =nRT los moles de moléculas H2 recogidos.
5. Calcule la mas de hidrógeno recogido sabiendo que la masa molar del hidrógeno es
de 2,016 g/mol.
A partir de la ecuación Mg(s) + HCl(ac)
MgCl2(ac) + H2(g)
Calcule la masa de hidrógeno que debería obtener teóricamente con la masa de
magnesio utilizada y el porcentaje de rendimiento de la reacción.
6. Finalmente determine el peso equivalente del Mg sabiendo que el peso equivalente de
un elemento es la masa de dicho elemento que libera 1,008 g de hidrógeno o bien que
libera 11,2 litros de hidrógeno en condiciones normales.
EJERCICIOS.
1. Calcule la masa de 1 L de CO2 en:
a) C.N. P.T., y
b) a 170C y 740 mm Hg
2. Se recogen 500 mL de gas nitrógeno sobre agua de tal manera que el gas queda
saturado de vapor de agua. Si la temperatura es de 200C y la presión total es de 747
mm Hg. Calcular:
a) el volumen ocupado por la misma cantidad de gas seco en condiciones
normales
b) los moles de gas recogido, sabiendo que masa molar del nitrógeno es
28,7 g/mol
c) la masa de gas recogido
3. Una masa de gas ocupa, a 500°C y a la presión de 785 mm Hg, un volumen de 175
mL. Calcule el volumen molar del gas en esas condiciones.
4. Se recogió un volumen de 84 mL de hidrógeno en condiciones normales ¿A qué
presión el gas tendrá un volumen de 100 mL si la temperatura permanece constante?
Tabla de presión de vapor del agua a diferentes temperaturas
Tempe
ratura
°C
Hielo
19
16,48
62
163,77
-10
1,95
20
17,53
64
179,31
-9
2,13
21
18,65
66
196,09
-8
2,33
22
19,83
68
214,17
-7
2,54
23
21,07
70
233,70
-6
2,76
24
22,38
72
254,60
-5
3,01
25
23,76
74
277,20
-4
Presión
mm de
Hg
Tempe
ratura°C
Presión
mm de
Hg
Tempe
ratura
°C
Presión
mm de
Hg
3,28
26
25,21
76
301,40
-3
3,57
27
26,74
78
327,30
-2
3,88
28
28,35
80
355,10
-1
4,22
29
30,04
82
384,90
0
4,58
30
31,82
84
416,80
Agua
líquida
31
33,69
86
450,90
-10
2,15
32
35,66
88
487,10
-9
2,33
33
37,73
90
525,80
-8
2,51
34
39,90
91
546,00
-7
2,71
35
42,17
92
567,00
-6
2,93
36
44,56
93
588,60
-5
3,16
37
47,07
94
610,90
-4
3,41
38
49,69
95
633,90
-3
3,67
39
52,44
96
657,60
-2
3,96
40
55,32
97
682,10
-1
4,26
41
58,34
98
707,30
0
4,58
42
61,50
99
733,20
1
4,93
43
64,80
100
760,00
2
5,29
44
68,26
101
787,50
3
5,68
45
71,88
102
815,90
4
6,10
46
75,65
103
845,10
5
6,54
47
79,60
104
875,10
6
7,01
48
83,71
105
906,10
7
7,51
49
88,02
106
937,90
8
8,04
50
92,51
107
970,60
9
8,61
51
97,20
108
1004,40
10
9,21
52
102,09
109
1038,90
11
9,84
53
107,20
110
1074,60
12
10,52
54
112,51
120
1489,10
13
11,23
55
118,04
130
2026,20
14
11,99
56
123,80
140
2710,90
15
12,79
57
129,82
150
3570,50
16
13,63
58
136,08
200
11659,0
17
14,53
59
142,60
250
29818,0
18
15,48
60
149,38
300
64433,0
LABORATORIO Nº 5
SOLUCIONES TAMPON, BUFFERS O REGULADORAS DE pH
FUNDAMENTO TEÓRICO.Las soluciones buffer, tampones, amortiguadoras o reguladoras de pH son soluciones
que impiden las variaciones bruscas de pH, incluso cuando a ellas se agregan pequeñas
cantidades de ácidos o bases fuertes.
Una solución tampón requiere de dos componentes uno que sea capaz de neutralizar a
los ácidos y otro que sea capaz de neutralizar las bases, pero que no reaccionen entre si,
esto descarta las mezclas de un ácido fuerte con una base fuerte.
Una solución tampón consiste en una mezcla de un ácido débil y su base conjugada o
una base débil con su ácido conjugado, en cantidades más o menos equivalentes.
Ejemplos: CH3COOH/CH3COONa, HNO2/KNO2, NH3/NH4Cl, H2PO4-/HPO4-2
¿Cómo funciona una solución tampón?
Como la solución tampón está constituida por un ácido débil y su base conjugada,
cuando se agrega un ácido, se incrementa la concentración de iones H+, los cuales serán
consumidos por la base del sistema y cuando se agrega una base se incrementa la
concentración de iones OH-, los cuales serán consumidos por el ácido del sistema y por
lo tanto el pH no cambiará mayormente.
Las soluciones tampones juegan un rol fundamental en muchos sistemas biológicos, así
por ejemplo el pH de la sangre de un ser humano debe mantenerse en un valor de 7,40 ±
0,05 unidades de pH. Cualquier desviación con respecto a este valor produce efectos muy
negativos en la estabilidad de las membranas celulares, la estructura de las proteínas y la
actividad de las enzimas. El principal sistema tampón que regula el pH en la sangre
corresponde a HCO3-/H2CO3.
Alcalosis: elevación del pH de la sangre sobre lo normal, como ocurre por una
hiperventilación o exposición a las alturas.
Acidosis: disminución del pH de la sangre bajo lo normal, se produce por
enfermedades como la diabetes o una dieta baja en proteínas. Las soluciones tampones
tienen numerosas aplicaciones en medicina y en el laboratorio.
Capacidad buffer o amortiguadora.
Corresponde a la cantidad de ácido o base que es capaz de neutralizar el amortiguador
antes que el pH comience a cambiar apreciablemente
Tampón HF(1 M)/ F-(1 M)
Alta capacidad buffer
Tampón HF(0,1M)/F- (0,1M)
Baja capacidad buffer
Rango de pH de un tampón
El rango de pH de un tampón corresponde al rango de valores de pH dentro de los
cuales el tampón funciona efectivamente, experimentalmente se ha podido establecer que
este rango no debe exceder las dos unidades de pH con respecto al pKa.
X   pK
 log
10M   pK  1
a
HX 
1M 

1M   pK  1
X 
pH  pKa  log
 pKa  log
a


HX 
10M 
Rango de pH
pH  pKa

a  log
pH  pKa  1
Así por ejemplo para una solución amortiguadora acético/acetato el rango de pH para
que el amortiguador sea efectivo debe ser aproximadamente 4,74 ± 1, es decir, entre
3,74-5,74 unidades de pH.
Tabla: Rango de pH de diferentes soluciones amortiguadoras
Acido
cloroacetico
Fórmula
Ka
pKa
Rango de pH
ClCH2COOH 1,36x10-3
2,87
1,87-3,87
nitroso
HNO2
5,10x10-4
3,29
2,29-4,29
hipocloroso
HClO
2,95x10-8
7,53
6,53-8,53
acético
CH3COOH
1,80x10-5
4,74
3,74-5,74
carbónico
fosfórico
H2CO3
4,2x10-7
6,4
5,4-7,4
HCO3-
4,8x10-11
10,3
9,3-11,3
H3PO4
7,5x10-3
2,1
1,1-3,1
H2PO4-
6,2x10-8
7,2
6,2-8,2
HPO4-2
4,8x10-13
12,3
11,3-13,3
Hay varias formas de preparar una solución amortiguadora, la más simple es encontrar
un ácido débil soluble en agua cuyo pKa sea el mismo que el pH que se desea obtener de
la solución amortiguadora y preparar una solución con la misma molaridad para el ácido y
la sal, sin embargo esta solución no es la más práctica.
La otra alternativa es buscar un ácido débil común y barato y determinar la razón
[Base]/[Ácido] que nos permita obtener el pH deseado. Así por ejemplo si quisiéramos
preparar un solución tampón de pH = 7, podríamos seleccionar de la Tabla Nº 2, el ácido
hipocloroso (pKa = 7,53), el ácido carbónico ( pKa = 6,4) o el fosfato diácido (pKa = 7,2)
Preparación de una solución amortiguadora de pH.
Al preparar una solución amortiguadora es importante saber que se entiende por
concentración total de una solución amortiguadora, ésta corresponde a la suma de las
concentraciones del ácido(o la base) y su sal.
[Sal] +[ Ácido] = [ Solución tampón]
[Sal] +[ Base] = [ Solución tampón]
Ejercicio:
Calcular las concentraciones de ácido acético ( CH3COOH) y acetato de sodio (
CH3COONa), necesarias para preparar una solución tampón de pH=5,0 y cuya
concentración total sea de 0,20 molar.
Dato: pKaCH3COOH = 4,74
Resolución:
Paso Nº 1. Calculamos la relación sal/ácido que se requiere
5,0  4,74  log
log
Sal
Sal
Ácido
Ácido  5,0  4,74  0,26
Aplicando antilogaritmo obtenemos:
Sal
Ácido  1,82
Paso Nº2. Sabemos que existen infinitas posibilidades que cumplen con esta relación.
Pero se nos dice que la concentración total del tampón debe ser 0,20 M, es decir:
CH3COONa CH3COOH  0,20M
Ecuación 1.
Pero la relación [sal]/[ácido] debe tener el siguiente valor:
CH 3COONa  1,82
CH 3COOH 
Ecuación 2
Reordenando la ecuación 2 tenemos que:
CH 3COONa  1,82CH 3COOH
Reemplazando esta ultima expresión en la ecuación 1, obtenemos la concentración del
ácido.
1,82CH3COOH   CH3COOH   0,20M
CH3COOH  0,0709M
Paso Nº3. Reemplazamos el valor de la concentración del ácido en la ecuación 1 y
obtenemos que:
CH3COONa 0,0709M  0,20M
CH3COONa  0,20M  0,071 0,129M
Por lo tanto una mezcla de ácido acético y acetato de sodio cuyas concentraciones sean
0,0709 M y 0,129 M respectivamente, nos permite obtener una solución tampón de pH 5 y
concentración total 0,20 M.
PARTE EXPERIMENTAL.
1.- Realice los cálculos para preparar 100 mL de una solución tampón acético/acetato, a
partir de un ácido acético concentrado (99,7 % p/p, d = 1,06 g/mL, Masa molar = 60,0
g/mol ) y acetato de sodio ( Masa molar = 82,0 g/mol), cuyo pH sea 5 y su concentración
total 0,50 M
2.- En un vaso de precipitado de 50 mL coloque 25 mL de agua destilada y mida su pH.
Anote este valor
3.- En 2 vasos de precipitado de 50 mL coloque 25 mL de agua destilada y agregue a uno
5 mL de solución de HCl 0,10M y al otro 5 mL de solución de NaOH 0,10 M, agite y mida
el pH a ambos soluciones.¿Cuál es la variación de pH que se produce si se compara con
el pH del agua destilada?.
Determine el pH en forma teórica de ambas soluciones suponiendo que los volúmenes
son aditivos.
4.- En un vaso de precipitados de 50 mL coloque 25 mL de la solución tampón por Ud.
preparada y mida su pH, a continuación agregue 5 mL de solución de HCl 0.10 M, agite y
mida el pH .¿Cuál es la variación de pH que se produce si se compara con el pH de la
solución tampón?.
Determine el pH en forma teórica de la última solución.
5.- En un vaso de precipitados de 50 mL coloque 25 mL de la solución tampón por Ud.
preparada y mida su pH, a continuación agregue 5 mL de solución de NaOH 0.10 M, agite
y mida el pH .¿Cuál es la variación de pH que se produce si se compara con el pH de la
solución tampón?.
Determine el pH en forma teórica de la última solución.
LABORATORIO Nº 6
EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE II
Valoración ácido-base
INTRODUCCION. En este laboratorio se aprenderán técnicas y métodos
analíticos conocidos con el nombre de análisis volumétrico, que consiste en
determinar la concentración de una solución , mediante el uso de un patrón
primario, o bien determinar la concentración de una solución a partir de otra
solución de concentración conocida .
Estandarización o valoración : El proceso por el cual se determina
exactamente la concentración de una solución , se denomina estandarización o
simplemente valoración. La estandarización de una solución ácida se puede
realizar usando una solucIón básica previamente valorada , o mucho mejor,
usando un patrón primario .
Los patrones primarios son reactivos sólidos para análisis (p.a), de pureza
cercana al 100%, no higroscópicos, muy soluble en agua , estables al contacto
con el aire y no se descomponen con la temperatura (150-200ºC).
Tabla de patrones primarios más comunes en valoraciones ácido-base
Patrón primario
Fórmula química
Carbonato de sodio*
TRIS*(Tris(hidroximetil)aminometano
Bórax*
Äcido succínico**
Na2CO3
H2N-C-(CH2OH)3
Masa molar
(g/mol)
106,00
121,0
Na B O x10 H O
  

COOH-CH2-CH2-COOH
381,44
118,09
Acido oxálico**
COOH-COOH x 2H2O
Ftalato
ácido
de
COOH-C6H4-COOK
potasio**
* Patrones primarios para valorar soluciones ácidas.
**Patrones primarios para valorar soluciones básicas.
126,07
204,22
Tanto el carbonato de sodio como el bórax son bases dipróticas de igual
manera los ácidos succínico y oxálico son ácidos dipróticos, mientras que el
ftalato ácido de potasio es monoprótico.
En toda valoración está implícita una reacción química, si es una valoración
ácido-base , estará reaccionando un ácido con una base, cuando el número de
equivalentes de la base es igual al número de equivalentes del ácido, se dice que
se ha alcanzado el punto de equivalencia.
Si se conoce la naturaleza del ácido y la base se puede determinar el pH del
punto de equivalencia, si reacciona un ácido fuerte con una base fuerte el pH del
punto de equivalencia será 7, dado que la neutralización es total y el pH
corresponderá al pH del agua. Para detectar el punto de equivalencia se recurre
a indicadores ácido-base, estos son compuestos orgánicos ácidos o bases
débiles que tienen la propiedad que en pequeñas cantidades cambian de color al
estar en un ambiente ácido o básico; cuando el indicador cambia de color en la
valoración , se dice que se ha alcanzado el punto final de valoración. El
indicador más adecuado será aquel que logre coincidir el punto de equivalencia
con el punto final de valoración.
A continuación encontrará una tabla de indicadores ácido-base con el rango
de viraje del indicador y los colores respectivos.
Indicador
Azul de timol
Rojo cresol
Amarillo de metilo
Azul de bromofenol
Anaranjado de metilo
Verde de bromocresol
Rojo de metilo
Púrpura de bromocresol
Tornasol
Azul de bromotimol
Rojo fenol
Rojo cresol
Azul de timol
Fenolftalína
PARTE EXPERIMENTAL.
Ensayo a la gota
rango de viraje
color pH inferior
1,2 (rojo)
2,0 ( anaranjado)
2,8 (rojo)
3,0 (amarillo)
3,1 (rojo)
3,8 (amarillo)
4,4 (rojo)
5,2 ( amarillo)
4,5 (rojo)
6,0 ( amarillo)
6,4 ( amarillo)
7,2 ( ámbar)
8,0 ( amarillo)
8,3 (incolora)
color de pH superior
2,8 (amarillo)
3,2 (ámbar)
4,0 (amarillo)
4,6 (azul)
4,4 ( anaranjado)
5,4 (azul)
6,2 ( amarillo)
6,8 ( púrpura)
8,3 (azul)
7,6 ( azul)
8,0 ( rojo)
8,8 ( rojo)
9,6 ( azul)
10,0 ( rojo)
Antes de realizar cualquier valoración (técnica utilizada para determinar la
concentración de una solución), y con el objeto de no gastar una gran cantidad de
solución valorante, es recomendable realizar el ensayo a la gota para determinar “si es
que lo está” cuanto más concentrado está la solución problema.
Se trabajará con una solución de ácido clorhídrico 0,1M y una solución de hidróxido de
sodio (solución problema) cuya concentración se desconoce.
En un matraz erlenmeyer coloque unos 30 mL de agua destilada y con la ayuda de un
gotario adiciona una gota de la solución problema (solución de NaOH).Agregue una gota
de indicador fenolftaleína y desde la bureta adicione gota a gota (contando el número de
gotas) de la solución ácida hasta que note un cambio de coloración (cambio de color del
indicador fenolftaleína es de incoloro pH= 8,3 a rosado pH= 10,0)
Con el número de gotas de solución de HCl gastado
volumen de solución de ácido se necesitan para neutralizar
(NaOH). Si es necesario usted debe realizar una dilución,
hidróxido de sodio con su concentración aproximada a
disponible.
calcule aproximadamente el
la gota de solución problema
preparando una solución de
la concentración del ácido
Ejemplo de cálculo:
Nº gotas solución problema(NaOH)
Nº
gotas
de
ácido. Factor de dilución
Concentración conocida
1
5
5
1
10
10
1
20
20
Tome alícuotas de la nueva solución y adicione en matraces Erlenmeyer, agregue
gotas del indicador y adicione desde la bureta la solución valorante. Repita esta técnica
tantas veces como sea necesario. (Recuerde que la precisión de los datos obtenidos es
un criterio para el número de repeticiones que usted debe realizar).
En este laboratorio usted valorará la solución de hidróxido de sodio 0,1 N
preparada anteriormente usando como patrón primario ftalato ácido de potasio.
La solución así valorada, se utilizará para valorar la solución de ácido clorhídrico
también preparada anteriormente por Ud.
Parte I. Valoración de la solución de NaOH con ftalato ácido de potasio.
Consideraciones generales.
Llenado de la bureta. enjuague una bureta de 50 cm3 varias veces con agua
destilada, cierre la llave y agregue una pequeña porción de la solución de NaOH
por Ud. preparada, cebe con esa porción y luego llene la bureta cuidando que la
parte inferior quede sin burbujas de aire y el nivel del líquido esté muy bien
enrasado en cero
Lectura de la bureta. Para leer exactamente el volumen del líquido en la
bureta la posición del menisco (concavidad del líquido) debe estar a la altura de
los ojos.( ver guía Nº1)
a) Pese por diferencia con una aproximación de 0,1 mg una muestra de
ftalato ácido de potasio entre 100 y 300 mg.
b) Disuelva el ftalato en 20 cm3 de agua destilada en un matraz Erlenmeyer
de 250 cm3.
c) Añada 2 gotas de indicador fenolftaleína a la solución anterior y valore con
solución de NaOH agregada desde la bureta, hasta que observe un cambio
de color en el indicador (color rosado pálido). Anote el volumen de NaOH
consumido.
d) Calcule la concentración analítica de la solución de NaOH.
e) Realice una segunda y tercera medición y saque el promedio de las
concentraciones de NaOH. Rotúle la solución.
Nota: La parte a y b la puede realizar también a partir de una solución de
ftalato ácido de potasio de concentración conocida, en ese caso se mide una
alícuota de la solución con una pipeta total de 10 cm3, luego se agrega
aproximadamente 20 cm3 de de agua destilada y se continúa con la parte c.
Parte II. Valoración de HCl con NaOH previamente valorado (patrón secundario).
Mida una alícuota de 10 mL de HCl, con pipeta total, agregue 2-3 gotas de fenolftaleína, y
valore con la solución de NaOH previamente valorada, agite enérgicamente la solución
del Erlenmeyer después de cada adición de valorante, hasta cambio de viraje del
indicador, de incoloro a rosado palido. Anote los volúmenes gastados y determine la
concentración de HCl. La valoración debe hacerse por lo menos dos veces, si los
volúmenes dan distintos debe hacer un triplicado.
CUESTIONARIO
1.- Se valora 10,0 cm3 de HNO30,10 molar con KOH 0,50 molar.
a) ¿Cuál es el volumen gastado de KOH en el punto de equivalencia.
b) ¿Cuántos moles de HNO3 hay en la solución, una gota antes de alcanzar
el punto de equivalencia?. ¿Cuál es el pH de la solución?.
c) ¿Cuántos moles de KOH hay en la solución después de agregar el
volumen del punto de equivalencia más una gota de KOH?. ¿Cuál es el pH de la
solución?.
d) ¿Cuál es el pH en el punto de equivalencia?.
e) Nombre los indicadores que podría utilizar de la tabla dada.
2.- De una solución de HCl se tomó una alícuota de 3,20 cm3. Para neutralizar
esta alícuota se necesitaron 4,80 cm3 de una solución 0,200 N de NaOH.
Encuentre la normalidad del HCl.
3.- A 25 cm3 de NaOH 0,200 M se le añadieron gradualmente 50 cm3 de HCl
0,200 M . Calcule el pH de la solución inicial y después de cada edición sucesiva
de 5 cm3 del ácido. Considere que los volumenes son aditivos y trace una curva
en papel milimetrado.
4.- Una disolución de NaOH se valoró con ácido nítrico . Para llegar al punto de
equivalencia se necesitaron 25,00 cm3 de ácido nítrico 0,075 N . Calcule cuantos
moles de NaOH hay en la muestra valorada.¿Cuál es la masa de NaOH en la
muestra?.
5.- Una alícuota de 40,0 cm3 de un ácido equivale a 50,0 cm3 de una base, de
cuya solución 25,0 cm3 equivalen a 20,0 cm3 de HCl 0,10 N. Encuentre la
normalidad del primer ácido.
LABORATORIO Nº 7
OXIDO REDUCCIÓN
Introducción.- Las reacciones químicas en las cuales se produce una transferencia de
electrones, de una especie a otra, se denominan reacciones de óxido-reducción o
simplemente reacciones redox. En estas reacciones se produce un cambio en el número
o estado de oxidación de las especies involucradas.
Convencionalmente se acostumbra a representar una reacción redox en dos semireacciones. Una semi-reacción es una ecuación química debidamente balanceada y en la
cual se muestra la transferencia de electrones entre dos estados de oxidación diferentes
de un mismo elemento.
El término oxidación se aplica a toda transformación química en la que ocurre
pérdida de electrones y por consiguiente hay un aumento en el número de oxidación. Así,
por ejemplo, cuando el cinc (Zn) reacciona con el ácido clorhídrico para formar cloruro de
cinc, su número de oxidación cambia de cero a +2, se dice por lo tanto que el cinc se ha
oxidado.
Oxidación)
Zn(s)  Zn+2(ac) + 2e
El término reducción se aplica en cambio, a toda disminución en el número de oxidación
lo que es provocada por una ganancia de electrones. En la misma reacción anterior
cuando se forma cloruro de cinc, se desprende hidrogeno gaseoso(H2), proveniente de la
reducción de H+(ac) del ácido clorhídrico. En este caso el número de oxidación pasa de
+1 a 0 es decir, el hidrógeno se redujo.
Reducción)
2H+(ac) + 2e  H2(g)
Las ecuaciones de las dos semi-reacciones una vez balanceadas se suman
algebraicamente a fin de eliminar los electrones y obtener la reacción final.
Ec. final:
Zn(s) + 2H+(ac)  Zn+2(ac) + H2(g)
La oxidación y la reducción son procesos simultáneos; para que una especie se
oxide es necesario que haya otra que se reduzca y viciversa. La especie que se oxida
pierde electrones y al hacerlo reduce a la otra, de alli que se denomina agente reductor y
la que se reduce capta electrones, oxidando a la otra, por ello se denomina agente
oxidante.
Oxidación ( perdida de electrones) 
Número de oxidación ------------------------------------------------5 -4 -3 -2 -1
0 +1 +2 +3 +4 +5
 Reducción (ganancia de electrones)
PARTE EXPERIMENTAL.
Ordene las sustancias reaccionantes en orden relativo de sus fuerzas como agente
oxidante o como agente reductor.
1.- En tubos de ensayos por separado, coloque un pequeño trozo del metal
con unos 2 ml de las soluciones que se indican. Anote sus observaciones.
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
Zn con solución de AgNO3
Zn con solución de CuSO4
Cu con solución de AgNO3
Cu con solución de ZnSO4
Pb con solución de ZnSO4
Pb con solución de CuSO4
Fe (clavo) con solución de CuSO4
Fe con solución de ZnSO4
2.- Coloque en un tubo de ensayos un trozo pequeño de cobre a continuación , y bajo
campana, agregue 1 ml de ácido sulfúrico y caliente suavemente. Reconozca el gas
desprendido colocando en la boca del tubo un papel filtro humedecido con una solución
ácida de dicromato de potasio. Anote sus observaciones.
3.- Coloque en un tubo de ensayos 1 ml de solución de cloruro férrico y 3 gotas de
solución de ácido clorhídrico. A continuación agregue gota a gota 1 ml de solución de
yoduro de potasio. Anote sus observaciones.
4.- Coloque en un tubo de ensayos 1 ml de solución de sulfato ferroso (FeSO4) y gotas de
solución de HNO3 diluido. Agregue a continuación unas 10 gotas de KSCN. Anote sus
observaciones.
5.- Trate unos 2 ml de solución de K2CrO4 con gotas de ácido sulfúrico diluido, luego
agregue cristales de FeSO4.
6.- Coloque unos 5 ml de solución de KMnO4 en un tubo de ensayos, luego agregue 1 ml
de solución diluida de NaOH y gotas de agua oxigenada (30 volumenes). Anote sus
observaciones.
7.- En un tubo de ensayos coloque unos 5 ml de solución de sulfato de manganeso (II),
MnSO4, agregue gotas de solución diluida de NaOH y gotas de agua oxigenada. Observe
y describa el MnO2 que se obtiene.
CUESTIONARIO
1.- Ordene las sustancias reaccionantes, en la actividad Nº 1, en orden relativo de sus
fuerzas como agente oxidante..
2.- Para cada una de las reacciones realizadas en las actividades de 1 a 7 escriba las
semi-reacciones de oxidación y de reducción y balancéelas mediante el método ionelectrón. Indique además el agente oxidante y el agente reductor.
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Manual Laboratorio - Universidad de Antofagasta

Química General E Inorgánica

Química General E Inorgánica

FarmaciaMonóxido de CarbonoObtención del Cloro MolecularComportamiento Ácido-Base y Redox de los Oxoácidos de los HalógenosEstados Alotrópicos del CarbonoCombinaciones Hidrogenadas

NaOH

NaOH

Fórmula molecularManejo y precaucionesQuímicaPropiedadesHidróxido de sodio

EXAMEN DE QUÍMICA. 1º de Biología 11−Septiembre−2004 0,0100 M

EXAMEN DE QUÍMICA. 1º de Biología 11−Septiembre−2004 0,0100 M

Magnitudes termodinámicasMolaridad y molalidadEquilibrioDiagramas de EnergíaSolubilidad del cloruro de plata

Química. Tipos de reacciones

Química. Tipos de reacciones

Concentración de una soluciónSolucionesAcidimetríaÁcidos y basesNormalidad

Fórmulas Temperatura

Fórmulas Temperatura

Calor específicoTermodinámicaEquilibrio térmicoFísicaEnergía térmicaQuímica

Química. Acidimetría

Química. Acidimetría

Concentración de una soluciónSolucionesÁcidoReacción