Quimica_Analitica - Udabol Virtual

FACULTAD DE CIENCIA Y TECNOLOGÍA
UNIDAD ACADÉMICA SANTA CRUZ
FACULTAD DE CIENCIA Y TECNOLOGÍA
Ingeniería Ambiental
TERCER SEMESTRE
SYLLABUS DE LA ASIGNATURA
QUÍMICA ANALÍTICA
Elaborado por: Ing. Flaby Castro Muriel
Gestión Académica I/2013
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FACULTAD DE CIENCIA Y TECNOLOGÍA
UDABOL
UNIVERSIDAD DE AQUINO BOLIVIA
Acreditada como PLENA mediante R. M. 288/01
VISIÓN DE LA UNIVERSIDAD
Ser la Universidad líder en calidad educativa.
MISIÓN DE LA UNIVERSIDAD
Desarrollar la Educación Superior Universitaria con calidad y competitividad al
servicio de la sociedad.
Estimado (a) Estimado (a) estudiante:
El syllabus que ponemos en tus manos es el fruto del trabajo intelectual de tus docentes,
quienes han puesto sus mejores empeños en la planificación de los procesos de enseñanza
para brindarte una educación de la más alta calidad. Este documento te servirá de guía para
que organices mejor tus procesos de aprendizaje y los hagas muchos más productivos.
Esperamos que sepas apreciarlo y cuidarlo.
Aprobado por: Ing. Gelen Perlina Tondelli Méndez
Fecha: Enero de 2013
SELLO Y FIRMA
JEFATURA DE CARRERA
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SYLLABUS
UNIDAD II: METODOS DE ANÁLISIS
Asignatura:
Química Analítica
Código:
QMC - 210
Requisito:
Horas Teóricas
QMC - 200
80 horas Teórico
Prácticas
40 horas
Horas Prácticas
Créditos:
40 horas
4
Carga Horaria:
TEMA 2. LA
MÉTODOS
2.1.
2.2.
2.3.
2.4.
2.5.
2.6.
I. OBJETIVOS GENERALES DE LA
ASIGNATURA.



2.7.
2.8.
2.9.
Reproducir el procedimiento analítico
general, incluyendo las siguientes
etapas de análisis: preparación de
muestras, eliminación de interferencias,
medidas analíticas cualitativas.
TIPOS
DE
IDENTIFICACIÓN Y SEPARACIÓN DE IONES
3.2.
3.3.
DE
3.1.
3.4.
3.5.
LA
LA QUÍMICA
ANALÍTICA.
3.7.
3.8.
TEMA 1. GENERALIDADES
3.9.
1.1.
3.10.
Análisis y síntesis. Objeto y propósitos de la
Química Analítica.
Relación de la Química Analítica con otras
ramas de la ciencia y su significado.
Breve bosquejo del desarrollo de la
Química Analítica.
Control químico de la producción.
Análisis cualitativo y cuantitativo
Clasificación de los métodos de análisis:
métodos físicos, químicos Físico – químicos
de análisis.
3.11.
3.12.
3.13.
3.14.
3.15.
3.16.
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SUS
REACCIONES,
Resolver problemas analíticos tanto
cualitativos
como
cuantitativos
utilizando los fundamentos teóricos de
las reacciones químicas.
UNIDAD I: INTRODUCCION A
1.4.
1.5.
1.6.
III:
TEMA 3. TIPOS DE REACCIONES
ANALÍTICO
Y
Análisis por vía húmeda. Macro, micro,
semimicro y ultramicromètodos.
Análisis a la gota.
Métodos de análisis sin virutas.
Método microcristaloscopio de análisis.
Análisis por vía seca.
Métodos de análisis basados en el
calentamiento, fusión, y calcinación de las
sustancias.
Método de coloración de la llama.
Método de formación de perlas coloreadas.
Método de trituración de los polvos.
UNIDAD
3.6.
1.3.
ANALÍTICA
Clasificar los diferentes métodos
analíticos desarrollados, para identificar
a los elementos y compuestos que
forman un material.
II. PROGRAMA
ASIGNATURA.
1.2.
QUÍMICA
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Reacciones analíticas como reacciones que
se verifican entre los iones
Reactivos.
Fenómenos que se observan en el
transcurso de las reacciones analíticas.
Requisitos que deben satisfacer las
reacciones cualitativas.
Reacciones
analíticas
generales
y
especiales.
Reacciones de identificación y separación
de los iones.
Identificación de los elementos individuales
Especificidad y sensibilidad de las
reacciones analíticas.
Métodos para aumentar la sensibilidad de
las reacciones.
Juicio acerca de los métodos fraccionado y
sistemático de análisis cualitativo.
La disolución como medio para la
verificación de las reacciones analíticas.
Clasificación de las disoluciones.
Influencia del disolvente en las propiedades
del soluto.
Diferentes métodos de expresar la
concentración de la disolución.
Electrolitos fuertes y débiles. Grado de
disociación electrolítica.
Reacciones reversibles e irreversibles.
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TEMA 4. EXPRESIONES Y CONSTANTES
4.1.
4.2.
4.3.
4.4.
4.5.
4.6.
6.4.
La ley de acción de masas en su aplicación
a las reacciones analíticas.
Constante de equilibrio. Equilibrio en el
sistema homogéneo.
Constante de disociación electrolítica.
Comparación de las constantes de
disociación de ácidos y bases.
Concepto de pKa y pKb .
Ley de dilución.
Efecto de los electrolitos fuertes en el grado
de disociación de los electrolitos débiles
que tienen con ellos iones comunes.
TEMA 5. EQUILIBRIOS QUÍMICOS
5.1.
5.2.
Disociación electrolítica del agua.
Concepto de la concentración de los iones
hidronio e hidroxilo en la disolución acuosa.
5.3. Producto iónico del agua. Índice de hidronio
y de hidroxilo.
5.4. Escala de pH .El pH como un factor muy
importante que determina la verificación de
las reacciones analíticas en la dirección
deseada.
5.5. Determinación del pH del medio en el curso
del análisis cualitativo.
5.6. Hidrólisis de las sales y sus tipos.
5.7. Mezclas amortiguadoras y su utilización en
la Química Analítica.
5.8. Regulación del pH con ayuda de mezclas
amortiguadoras.
5.9. Calculo de la constante de disociación
electrolítica a partir del grado de disociación
y la Concentración del electrolito.
5.10. Calculo de las concentraciones de equilibrio
de los iones y grado de disociación
electrolítica de un electrolito débil a partir del
valor de la constante de disociación
electrolítica.
5.11. Cálculo del índice de iones a partir de su
concentración. Calculo de la concentración
de iones hidronio.
6.5.
TEMA 7. TENDENCIA DE LAS REACCIONES
7.1.
7.2.
7.3.
7.4.
7.5.
7.6.
7.7.
Reacciones de oxidación-reducción.
Oxidantes y reductores
Métodos de ajuste de las ecuaciones redox
Potenciales redox.
Electrodo normal de hidrogeno (patrón).
Tabla de potenciales normales redox.
Dependencia de los potenciales redox de la
concentración de las disoluciones.
7.8. Variación de los potenciales redox con el
pH.
7.9. Dirección de las reacciones redox.
7.10. Calculo del índice de iones a partir de su
concentración.
7.11. Calculo de la concentración de hidronio.
TEMA 8. ANÁLISIS
CATIONES
8.1.
8.2.
8.3.
8.4.
8.5.
8.6.
8.7.
TEMA 6. REACCIONES
PRECIPITACIONES
6.1.
6.2.
6.3.
BASADAS
EN
Equilibrio en un sistema heterogéneo
Producto de solubilidad.
Relación entre la formación y la disolución
de los precipitados y el producto de
solubilidad.
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Solubilidad
de
los
precipitados
en
disoluciones con iones comunes que no
forman con el precipitado compuestos
complejos.
Limites de aplicación de la regla del
producto de solubilidad. Calculo de la
solubilidad y del producto de solubilidad de
los electrolitos poco solubles en agua y en
disoluciones acuosas que contienen los
iones comunes con el precipitado.
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DE
Características generales de los cationes
del primer grupo analítico.
Reacciones de los iones: Na +, K+, NH4 + ,y
Mg 2+
Identificación de los iones del primer grupo
analítico.
Características generales de los cationes
del segundo grupo analítico
Reacciones de los iones Ca 2+, Sr 2+, y Ba
2+ Identificación de los cationes del segundo
grupo analítico.
Características generales de los cationes
del tercer grupo analítico.
Reacciones de los iones Al 3+, Cr 3+ , Fe 3+ ,
Fe 2+ , Zn 2+ , Mn 2+, Ni 2+ , Co 2+ , y Ti 4+
TEMA 9. ANÁLISIS
ANIONES
9.1.
9.2.
CUALITATIVO
CUALITATIVO
DE
Clasificación analítica de aniones.
Características del primer y segundo grupo
analítico de aniones.
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9.3.
Reacciones características de losa aniones
del primer grupo analítico.
Reacciones de los aniones Cl ,Br ,I ,S2
,NO3 ,NO2 ,CH3COO-.
Reacciones características de los aniones
del segundo grupo
9.4.
9.5.
9.6.
Reacciones características de los aniones
SO32, , S2O32 , SO42 CO32 , PO43
CrO42 , AsO32 , AsO42 , BO2 , SiO32.
III.- ACTIVIDADES A REALIZAR POR LAS BRIGADAS UDABOL

Tipo de Asignatura: De acuerdo a las características de la carrera y de la asignatura la materia de
Química Analítica es una materia de tipo B.

Diagnostico para la detección del problema: Actualmente los mercados y restaurantes contaminan
las aguas pluviales que fluyen en los canales de drenaje de la ciudad de Santa Cruz y a su vez estos
contaminan las aguas de los ríos cercanos a la ciudad. La materia de Química Analítica será de
apoyo al proyecto que ejecutara la materia de Tratamientos de Aguas I.

Nombre del proyecto: La materia de Química Analítica apoyara al proyecto de ”Diagnostico de las
aguas pluviales de los canales de drenaje de la ciudad de Santa Cruz”
TRABAJO A REALIZAR POR
LOS ESTUDIANTES
Tomar muestras de las aguas
pluviales en los diferentes
canales de drenaje.
Investigar
los
diferentes
análisis
químicos,
físicoquímico, analíticos a realizar
de las muestras tomadas.
Realizar los diferentes análisis
a
las
aguas
pluviales
juntamente con los estudiantes
de Tratamiento de Aguas I
Realizar un informe del
diagnostico de las aguas
pluviales de los canales de
drenaje.
LOCALIDAD, AULA O
LABORATORIO
Canal Isutu
Canal de los diferentes
mercados
Biblioteca
de
la
UDABOL
INCIDENCIA SOCIAL
Estudiantes de 3er
semestre de
Ingeniería Ambiental
Estudiantes de 3er
semestre de
Ingeniería Ambiental
Laboratorio de Química
Estudiantes de 3er y
6to semestre de
Ingeniería Ambiental
UDABOL
Todos los estudiantes
de la universidad
UDABOL
FECHA
PREVISTA
Antes del primer
parcial
Antes del segundo
parcial
Después del
segundo parcial
3 de Junio
V. EVALUACIÓN DE LA ASIGNATURA.
●
●
PROCESUAL O FORMATIVA.
A lo largo del semestre se realizarán diferentes
actividades. Las primeras serán de aula, que
consistirán en clases teóricas, exposiciones,
repasos cortos, trabajos grupales (resolución de
casos y Dif´s).
El proyecto se dividirá en 3 partes a ser
defendidas de manera gradual entes de cada
evaluación.
DE RESULTADOS DE LOS PROCESOS DE
APRENDIZAJE O SUMATIVA
Se realizarán 3 evaluaciones parciales con
contenido práctico sobre 50 puntos cada uno.
El examen final consistirá en un examen escrito
(con un valor del 70% de la nota del final) y la
presentación de informe del proyecto realizado en
la empresa durante el semestre tendrá el restante
30% de la nota.
La primera y segunda parte tendrán un valor de
25 puntos de los 50 correspondientes a la
evaluación procesual.
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V. BIBLIOGRAFÍA.
BIBLIOGRAFÍA COMPLEMENTARIA.
BIBLIOGRAFÍA BÁSICA.
 Semishin, V. Prácticas de química general
 Alexeiev, V. N.: Análisis Cuantitativo. Traducción de
inorgánica. Ed. MIR, URSS, 1985.
E. Liminik. Editorial Progreso. Moscú. 1988. (Signatura
Analítica. Cuarta edición, Ed. McGraw Hill, México,
Topografica: 545Al26).
 Atkins, Peter y Loretta Jones. Principios de Química.
Los caminos del descubrimiento. Tercera edición.
Editorial Médica Panamericana. Buenos Aires. 2006.
(540At52).
 Lembo, Antonio, y otros. Química. Livro I. General e
inorgánica. Anglo Vestibulares. Brasil. 1991. (540L54).
 Duglas A. Skoog Donald Fundamentos de
Cabrera
1984.
 VogeL, Arthur. Química Analítica Cualitativa. Quinta
Edición, España, 1989.
 http://books.google.com.bo/books?id=HYxVZlYkkMC&pg=PA80&hl=es&source=gbs_selected_pages&c
ad=3#v=onepage&q&f=false.
 http://www.google.com.bo/search?hl=es&tb
o=p&tbm=bks&q=inauthor:%22N%C3%A9sto
química analítica . 2005.
 Riaño
 Torija, Esperanza y Garcia, Puertas Pedro. Química
Nestor.Fundamentos
de
r+Ria%C3%B1o+Cabrera%22
química analítica básica. Análisis cuantitativo

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VI. PLAN CALENDARIO.
SEMANA
ACTIVIDADES
OBSERVACIONES
1
Tema I: del 1.1 hasta 1.3
2
Tema I: del 1.4 hasta 1.6
Laboratorio # 1
3
Tema II: del 2.1 hasta 2.4
Laboratorio # 2
4
Tema II: del 2.5 hasta 2.9
5
Tema III: del 3.1 hasta 3.5
6
Tema III: del 3.6 hasta 3.10
7
Tema III: del 3.11 hasta 3.16
EVAL PARC I
8
Tema IV: del 4.1 hasta 4.4
EVAL PARC I
9
Tema IV: del 4.5 hasta 4.6
Presentación de notas
10
Tema V: del 5.1 hasta 5.4
Laboratorio # 5
11
Tema V: del 5.5 hasta 5.8
Laboratorio # 6
12
Tema V: del 5.9 hasta 5.11
13
Tema VI: del 6.1 hasta 6.3
14
Tema VI: del 6.4 hasta 6.5
EVAL PARC II
Laboratorio # 7
15
Tema VII: del 7.1 hasta 7.5
EVAL PARC II
Laboratorio # 8
16
Tema VII: del 7.6 hasta 7.11
Presentación de notas
17
Tema VIII: del 8.1 hasta 8.7
Laboratorio # 9
18
Tema IX: del 9.1 hasta 9.6
Laboratorio # 10
19
EVALUACIÓN FINAL
20
EVALUACIÓN FINAL
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SEGUNDA INSTANCIA
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Laboratorio # 3
Laboratorio # 4
Presentación de Actas
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PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
WORK PAPER # 1
UNIDAD O TEMA: LA QUÍMICA ANALÍTICA Y SUS MÉTODOS
TITULO: Clasificación de los métodos analíticos
FECHA DE ENTREGA: Semana cuatro
PERIODO DE EVALUACION: Primer Parcial
o
CLASES DE MÉTODOS DE ANÁLISIS
Completo. De todos los componentes
TIPO DE ANALISIS
La Química Analítica se divide en dos áreas:
o
Química Analítica Cualitativa: que se dedica
a la identificación de los elementos o compuestos
que forman un material.
o
Química Analítica Cuantitativa: se dedica a
la cuantificación de los elementos o compuestos
que forman un material.
o
Inmediato:
Ejemplo:
compuestos volátiles
o
Análisis Último o Elemental.
elemento presente.
humedad,
De cada
ESCALA DE ANALISIS
La Clasificación de los métodos está en función
de lo siguiente:
o
o
Materiales analizados
TIPO DE ANALISIS
o
Extensión del análisis
o
Tipo de análisis a realizar
El tamaño de la muestra a analizar, dependerá no
solo de la escala del análisis sino también del
constituyente a determinar.
o
Proporción del componente buscado
o
Métodos usados para la cuantificación del
analito
MÉTODOS USADOS
Métodos Gravimètricos:
MATERIALES ANALIZADOS
La cantidad del analito se determina mediante el
peso de la sustancia pura o de algún compuesto
que lo contiene
La metodología para la cuantificación del analito
en interés dependerá de las características de
éste así como de la matriz de la cual forme parte.
La gran mayoría de los materiales puede
clasificarse
como inorgánicos y orgánico,
existiendo una clase intermedia clasificada como
materiales órgano – metálicos
Métodos Volumétricos:
Se realiza por la medición del volumen en una
fase relacionada cuantitativamente con el
constituyente buscado.
Métodos fisicoquímicos:
EXTENSIÓN DEL ANALISIS
En este motado se mide una propiedad del
sistema que este cuantitativamente relacionada
con la cantidad del constituyente que se
determina en la muestra de que deriva el sistema.
Que esta en función de los componentes del
material
o
Parcial. De uno o varios analitos.
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Puede ser: macro, semimicro por ejemplo.
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CUESTIONARIO WORK PAPER # 1
1.
18. ¿Cuantos tipos de reactivos conoce? Describa
de cada uno sus características.
¿Que diferencia existe entre química
19. Mencione al menos 5 fenómenos que se
cualitativa y química Cuantitativa?
2.
¿Si usted tiene que analizar etanol que tipo
20. ¿Qué diferencia existe entre exactitud y
de análisis recomendaría?
3.
precisión.
¿En que se diferencia el método
21. ¿Que requisitos debe cumplir un ensayo
gravimetrito del volumétrico?
4.
Desarrolle el fundamento de los métodos
Desarrolle el fundamento de los métodos
Desarrolle el fundamento de los métodos
a) Reacción ácido base
b) Reacción de formación de complejos
Volumétricos
7. ¿Porque es importante la química analítica en
c) Reacción de precipitación
d) Reacción Redox.
el control de producción?
24. ¿Qué influencia tiene el disolvente en el
8. Describa las características de la llama.
soluto?
9¿Qué es un analito?
10¿En que se diferencian los métodos: Físicos de
25. Existen electrolitos fuertes, débiles y no
electrolitos
los químicos y de los espectrométricos?
señale 3 ejemplos de cada uno de
ellos.
11. Esquematice las etapas más importantes de
26.- Indique las etapas y sub-etapas de la
un análisis
sistemática general de un análisis químico.
12. ¿Qué pasos previos al análisis conoce?
¿Cuáles son obligatorias y cuáles opcionales?
13. ¿Qué ventajas tiene hacer un análisis en
27.- ¿Qué es una muestra representativa?. Defina
escala semimicro?
lote, muestra bruta, muestra de laboratorio y
14. ¿Qué diferencia existe entre análisis por vía
porción de prueba.
húmeda y análisis por vía seca?
15.-
de reactivos especiales.
23. Dé un ejemplo de:
Gravimètricos.
6.
analítico? Mencione 4.
22. Dé tres ejemplos de reactivos generales y tres
fisicoquímicos.
5.
observan en un análisis químico
28.- ¿Cómo podría tomarse una muestra para
a) ¿Qué es la concentración límite?
b) ¿Qué diferencia existe entre proceso de
analizar y caracterizar completamente el agua
potable de un depósito municipal?
fusión y calcinación?
29.- ¿Cómo podría conservarse una muestra de
16. Si usted en el análisis a la llama obtuviera
harina para su análisis posterior?
como resultado un color rojo carmín, ¿ de que
30.- Cultura general: ¿Por qué debe ser de
elementos se trataría?
17. a) Describa en que consiste los ensayos a la
plástico la cubierta externa o camisa de un reactor
químico para disolución de muestras en horno de
perla.
microondas?
b) Escriba las reacciones que se dan en las
perlas de bórax al analizar por ejemplo Cu.
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31.- ¿Qué es una reacción analítica?. Indique
33.- Una aleación contiene 75,6% de Cu, 0,0032
ejemplos (si conoce alguno) e indique cuál es el
% de V, 2,31 % de Sn, 0,56 % de Ni, 0,12 % de
fenómeno que se observa en cada caso.
Co, 0,0075 % de Mn y 20,3 % de Zn. Indique
32.- Defina Límite de Detección, Selectividad y
cuáles
Seguridad de una reacción analítica y describa los
minoritarios y traza.
son
los
componentes
mayoritarios,
parámetros para su cuantificación.
PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
WORK PAPER # 2
UNIDAD O TEMA: EQUILIBRIOS QUÍMICOS
TITULO: Equilibrio Químico
FECHA DE ENTREGA: Semana once
PERIODO DE EVALUACIÓN: Segundo parcial
EQUILIBRIO QUÍMICO
El equilibrio químico se alcanza cuando las
velocidades de las reacciones directa e inversa se
igualan y las concentraciones netas de reactivos y
productos permanecen constantes.
Si tenemos la siguiente ecuación química general
a A
+ b B

c C
+
d D
(1)
Donde: Vd = velocidad de formación de los
productos = kd [A]a . [B]b
Vi = velocidad de formación de los
reactivos = ki [C]c . [D]d
kd y ki son las constantes específicas de
velocidad.
En el equilibrio:
Vd = Vi
kd [A]a . [B]b = ki [C]c . [D]d
[C]c . [D]d
kd
Kc =
=
ki
(2)
[A]a . [B]b
La ecuación (2) se conoce como la Ley de
Acción de Masas.
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Kc es la constante molar de equilibrio o constante
de equilibrio en función de las concentraciones
molares. Para ello las concentraciones vienen
expresadas como concentraciones Molares (es
decir: moles/litro).
PRINCIPIO DE LE CHATELIER.
Toda reacción o sistema reversible tiende a
alcanzar un equilibrio y permanece en el equilibrio
hasta que éste sea perturbado.
El principio de Le Chatelier dice que: “Cuando
se efectúa un cambio en un sistema en equilibrio,
el sistema responde de manera que tiende a
reducir dicho cambio, y a alcanzar un nuevo
estado de equilibrio.”
a)
Efecto de cambios en la concentración
b)
efecto del cambio de presión
c)
efecto del cambio de volumen
d)
efecto del cambio de temperatura
e)
efecto de los catalizadores
El principio de Le Chatelier permite predecir el
sentido en que se desplazará un equilibrio
químico o físico, como consecuencia de los
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cambios de concentración, presión y temperatura
que condicionan el equilibrio.
CUESTIONARIO WORK PAPER # 2
En
un
experimento
se
encontró
que
las
concentraciones en equilibrio de las especies
reaccionantes son [ NO ] = 0.0542 M, [ O ] =
0.127 M, [NO2 ] = 15.5 M. Calcule la constante
1. Defina el equilibrio, cite dos ejemplos y
explíquelos brevemente.
de equilibrio ( Kc ) de la reacción a esta
temperatura.
2. Explique la diferencia entre equilibrio físico y
8. Una mezcla de 0.8 moles de H2 y 0.8 Moles
equilibrio químico. De dos ejemplos de cada
de I2 se coloca en un recipiente de 3 litros de
uno.
acero
3. Defina el equilibrio homogéneo y el equilibrio
heterogéneo. Cite dos ejemplos de cada uno.
inoxidable a 430
oC.
Calcular la
constante de equilibrio Kc para la reacción:
H2 (g) + I 2 (g)
2HI (g)
11.
2NO.
4. Enuncie la Ley de Acción de Masas.
5. Formule las ecuaciones de las constantes de
equilibrio Ke, para los siguientes procesos:
C (s) + CO2 (g)
2Hg (l) + O2 (g)
2ZnS (s) + 3O2 (g)
+ O2
∆H<0
Establezca el efecto sobre la reacción de
equilibrio:
2CO (g)
2HgO (s)
N2
2ZnO (s) + 2SO2 (g)
a) Un incremento de temperatura.
b) Una disminución de la presión.
c) Un aumento de la concentración de oxígeno.
d) La presencia de un catalizador.
9. Dada una reacción química A + B ! C + D
PCl3 (g) + Cl2 (g)
2CO2 (g)
PCl5 (g)
¿qué queremos indicar cuándo decimos que
está desplazada hacia la derecha?. ¿y hacia
2CO (g) + O2 (g)
2N2O5 (g)
la izquierda?. Formule el Principio de Le
Chatelier. Un equilibrio químico ¿es estático o
4NO2 (g) + O2 (g)
dinámico?
10. ¿Qué significado tiene la energía libre de
Gibbs?. ¿Cómo evoluciona espontáneamente
6. Enuncie el principio de Le Chatelier. Mencione
un sistema?. ¿Qué implica el que G (G2 - G1)
4 factores que puedan desplazar la posición
de una reacción química aA + bB ! cC + dD
de un equilibrio. Solo uno de esos factores
puede hacer variar el valor de la constante de
sea positivo?
11. ¿Qué tienen en común la formulación clásica
equilibrio. ¿cual es ese factor?
de la Ley de Acción de Masas y la visión
7. Se ha estudiado el siguiente proceso en
termodinámica a la hora de predecir hacia
equilibrio a 230 oC
donde se desplazará una reacción química en
2NO (g) + O2(g)
condiciones que no son de equilibrio?
2NO2(g)
12. ¿En qué condiciones es constante k
¿Por
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qué
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se
denomina
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aparente
eq ?.
a
la
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constante de equilibrio formulada en función
14. Nombre todos los tipos de constantes de
de concentraciones?. ¿Por qué se prefiere
equilibrio que conozca indicando de qué
trabajar con constantes aparentes cuando se
dependen
estudian equilibrios en disolución acuosa en
realmente constantes.
y
en
qué
condiciones
son
Química Analítica?
13. ¿Cuál es el principal efecto que hace que, en
disolución
acuosa,
no
coincidan
concentraciones y actividades?
PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
WORK PAPER # 3
UNIDAD O TEMA: EQUILIBRIOS QUÍMICOS
TITULO: Equilibrio ácido - base
FECHA DE ENTREGA: Semana doce
PERIODO DE EVALUACIÓN: Segundo Parcial.
EQUILIBRIO
ÁCIDO-BASE
EN
MEDIO
ACUOSO. FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES
Los ácidos, las bases y las sales son
indispensables en un gran número de campos de
la actividad industrial, y en el desarrollo de la
técnica y ciencias: fabricación de fertilizantes,
producción del acero, tratamientos del agua,
producción de detergentes, papel, textiles,
manufactura del vidrio, fabricación de explosivos,
de plásticos, etc.
Así tenemos:
Ácidos: el ácido sulfúrico (H2SO4) , el ácido
fosfórico (H3PO4) , el ácido nítrico (HNO3),
Bases: amoniaco (NH3) , potasa (KOH)
Sales: nitrato amónico (NH4 NO3), sulfato
amónico ((NH4)2 SO4) , carbonato potásico
(K2CO3) y carbonato cálcico (CaCO3).
AH + H2O  A- + H3O+
La constante de equilibrio recibe el nombre de
constante de acidez, Ka
[A-] . [H3O+]
Ka = -----------------[AH]
El valor de Ka nos informa de la fuerza del ácido.
Los ácidos fuertes son los que están
completamente disociados.
En disolución acuosa se comportan como ácidos
fuertes por ejemplo: el ácido clorhídrico ( HCl ), el
ácido nítrico ( HNO3).
Equilibrio ácido base en disolución acuosa:
Para el equilibrio químico que se produce en la
disociación de un ácido en disolución acuosa se
puede escribir la siguiente ecuación química
general:
U N
I V E
R S
I D A D
D E
12
Cuando la disociación es parcial, el proceso de
disociación es reversible, y se alcanza un
equilibrio en el que se puede calcular la constante
de acidez a partir de los datos de concentración
A Q
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FACULTAD DE CIENCIA Y TECNOLOGÍA
de las especies química que participan en el
equilibrio.
El valor numérico de Ka nos informa de la fuerza
del ácido.
Un ejemplo típico de ácido débil es:
- el ácido acético CH3 COOH Ka = 1,8 . 10-5
Para el equilibrio químico que se produce en la
disociación una base, que contiene grupos
hidroxilos, en disolución acuosa se puede escribir
la siguiente ecuación química general:
BOH

B+
Kw
a 25ºC
=1. 10-14
Como las concentraciones son en general muy
pequeñas, potencia de 10 con signo negativo, se
ha establecido su notación en la escala de pH.
En disoluciones diluidas se define el pH, potencial
de hidrogeno, como el logaritmo con signo
negativo de la concentración de iones hidronio.
pH = - log [H3O+ ]
pOH = - log [OH-]
de forma similar se obtiene el
HO-
+
La constante de equilibrio recibe el nombre de
constante de basicidad, Kb
Disoluciones ácidas, pH < 7
Disoluciones básicas, pH > 7
CUESTIONARIO WORK PAPER # 3
1.
+
-
[B ] . [HO ]
Kb = -----------------[BOH]
Defina los ácidos y las bases de Brönsted -
Lowry. ¿Como difieren estas definiciones de
Brönsted – Lowry de las de Arrhernius?
2.
Identifique los pares conjugados ácidos –
bases, según Brönsted - Lowry, en cada una de
las siguientes reacciones:
El valor de Kb nos informa de la fuerza de la base.
Cuando la disociación del grupo OH- es parcial, o
la reacción con el agua es parcial, el proceso es
reversible, y se alcanza un equilibrio en el que se
puede calcular la constante de basicidad a partir
de los datos de concentración de las especies
químicas que participan en el equilibrio.
Es base débil:
- el amoniaco NH3
Kb = 1,8. 10-5
Anteriormente se ha señalado que el agua puede
actuar como ácido o como base (carácter
anfótero).
H3O+
HPO4= + NH4+
C6H5NH3+ + OH-
C6H5NH2 + H2O
HCN + H 2 O
CN- + H 3O+
NH4+ + H2O
NH3 + H3O+
3.
Escriba la expresión para el producto iónico
del agua, Kw.
Ionización del agua y concepto de pH.
H2O + H2O 
H2PO4- + NH3
4.
Complete la siguiente tabla para una
disolución:
Carácter de
la solución
+ OH-
Rangos de
valores para
pH
Esta reacción de autoionización del agua tiene
una constante de equilibrio llamada Kw , que tiene
la siguiente expresión:
pOH
[H+] > [OH-]
[H+] < [OH-]
[H+] = [OH-]
Kw = [H3O+]. [OH-]
5. Indique cuales de las siguientes soluciones
Kw recibe el nombre de producto iónico del agua.
A 25ºC tiene un valor constante de:
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R S
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13
son ácidas, básicas o neutras.
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a) Un litro de agua destilada tiene un pH igual a
7 ¿Qué carácter tendrá?
10.
¿Cuál es el pH de una disolución 0.122 M
de un ácido HA cuyo Ka es 5.7 10
-4
?
b) El pH de la sangre ácida entre 7,35 y 7,45 por
11.
lo tanto es una disolución
c) Un suelo que tiene un pH superior a 7,50 pero
6.
Defina disolución amortiguadora del pH.
Cite dos ejemplos donde se ponga en
evidencia la importancia de las disoluciones
Calcule el pH en la titulación de 25 mL de
ácido acético 0.10 M con hidróxido de sodio
¿Cuáles son las principales limitaciones de la
teoría de Arrhenius?
¿Por qué la teoría de Brønsted-Lowry es la
más adecuada en medio acuoso y en disolventes
similares al agua?. ¿En qué consiste una reacción
Acido-Base según esta teoría?
después de agregar a la disolución ácida
14.
a) 10 mL de NaOH 0.10 M,
¿Por qué no debe aparecer ningún término
para el H2O en la expresión del Producto Iónico
b) 25 mL de hidróxido de sodio 0.10 M,
kw?
c) 35 mL de NaOH 0.10 M.
9.
utilizadas a lo largo de la Historia haciendo
13.
amortiguadoras.
8.
Resuma brevemente las teorías ácido-base
hincapié en los hechos comunes a todas ellas.
¿Cuales son sus componentes?
7.
H2S. K1 del H2S es 1.0* 10 -7
12.
inferior a 9,00 será de carácter
Calcule la [H+] de una solución 0,050 M de
Calcular el pH en el punto de equivalencia
cuando se titulan 25 mL de NH3 0.10 M con una
disolución de HCl 0.10 M.
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WORK PAPER # 4
UNIDAD O TEMA: REACCIONES BASADAS EN PRECIPITACIONES
TITULO: Reacciones basadas en precipitaciones
FECHA DE ENTREGA: Semana catorce
PERIODO DE EVALUACIÓN: Segundo parcial
EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD.
hacia el sólido no disuelto y disminuye la
concentración de B por tanto disminuye la
solubilidad.
La aparición de precipitados en una disolución,
introduce peculiaridades propias en el tratamiento
matemático del equilibrio. Al producirse la
precipitación, los balances de masas de las
especies implicadas en la misma, dejan de
cumplirse pues parte de la masa que antes había
en la disolución a pasado al precipitado. Por tanto,
la disolución permanece saturada en las especies
que forman el precipitado, de forma que se
cumple el producto de solubilidad:
aA+bB
(1)
K ps =
[A]a
CUESTIONARIO WORK PAPER 4
1.
Escriba las expresiones de producto de
solubilidad de los siguientes compuestos:
a.
b.
c.
Aa Bb
2.
El Iodato de Bismuto tiene una solubilidad
de 7.76 mg/ L. ¿Cuál es su Kps?
[B]b
3.
Esta expresión también se cumple, justo al inicio
de la precipitación, cuando todavía no hay
precipitado, pero la disolución ya se encuentra
saturada de A y B.
Ag2CrO4 =1.1x10-12 )
4.
5.
I D A D
D E
¿Cuál será
Dos compuestos AB y AC2 tienen producto
soluble? Justifique.
Determinar la solubilidad del sulfato de bario
en agua destilada y en una disolución 0,1 M de
Na2SO4
7.
Calcule la solubilidad molar del CaF2 en:
a.
A Q
15
-13.
de solubilidad igual a 4x10-18. ¿Cuál es más
s = concentración de Aa Bb disuelta = [A] / a = [B] /
b
La solubilidad puede disminuirse añadiendo a la
disolución, alguno de los componentes del
precipitado. Por ejemplo, si se añade una
concentración C de A el equilibrio se desplaza
R S
Si el Kps del AgBr es 7.7 10
su solubilidad?
6.
I V E
¿ Cuál es la concentración de Ag+1 y CrO4 -2
en una disolución saturada de Ag2CrO4 ? (Kps
Un problema común en equilibrios de precipitación
es la determinación de la solubilidad, s, de un
precipitado
en
diversas
condiciones
experimentales. La solubilidad se define como la
concentración del precipitado que se halla en
disolución. En el caso anterior, si el precipitado Aa
Bb se añade en agua destilada, la solubilidad será:
U N
AgSCN
Zn2Fe(CN)6
Bi2S3
U I N O
Agua.
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b.
c.
0.0100 M CaCl2
0.0100 M NaF
Kps del CaF2 = 3,2. 10-11
12- Los productos de solubilidad del cloruro de
plata y del fosfato de plata son receptivamente:
1,6.10-11 y 1,8.10-18. Indíquese razonadamente: a)
8. Si se añaden 2 ml de NaOH 0.20 M a 1 litro de
CaCl2 0.10 M. ¿ Se formará un precipitado?. Kps
del Ca(OH)2 es 8.0 10 - 6
¿Qué sal será más soluble en agua? b) ¿Cómo se
modificará la solubilidad, si se las disuelve en una
disolución de nitrato de plata?.
9. Calcule si se formará un precipitado cuando se
agreguen 2.0 mL de NH3 0.60M a 1.0L de FeSO4
13.- Una disolución contiene iones calcio en
concentración 0,010 M. Calcule:
1.0x10-3 M.
10. Calcule la solubilidad en g/l del AgBr en NaBr
0.0010M . Kps AgBr = 7.7 10
-13
11. Determinar la solubilidad del sulfato de bario
en agua destilada y en una disolución 0,1 M de
Na2SO4.
12 ¿Qué valor de [SO4
=
] se debe exceder para
a) La concentración de fluoruro mínima que hay
que añadir para que comience la precipitación del
fluoruro cálcico.
b) La concentración de fluoruro que hay que
añadir para que la precipitación sea total.
DATOS: Ks = 3.9.10-11 .
producir un precipitado de RaSO4. en 500 ml de
una disolución que contiene 0,0010 moles de
Ra 2+ ? Kps del RaSO4 es 4. 10 -11.
11.- Una solución saturada de cloruro de plomo
(II) contiene, a 25 °C, una concentración de iones
plomo (II) de 1,6 l0-2 mol /l. a) Calcule la
la solubilidad del precipitado, al añadirle otra de
carbonato sódico? Razónese la respuesta.
14.- A una cierta temperatura el Kps para el AgCl
es 2,8 x 10-10 . Se desea saber la solubilidad del
AgCl en una disolución 0,010 molar de HCl a esa
temperatura.
concentración de iones cloruro de esta disolución.
b) Calcule la constante del producto de solubilidad
del cloruro de plomo a esta temperatura.
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WORK PAPER # 5
UNIDAD O TEMA: TENDENCIA DE LAS REACCIONES
TITULO: Tendencia de las reacciones
FECHA DE ENTREGA: Semana diecisiete
PERIODO DE EVALUACIÓN: Final
REACCIONES DE OXIDACIÓN - REDUCCIÓN
Las reacciones redox
pueden ser:
descomposición, de desplazamiento y
dismutación.
La tendencia de cada par rédox a proceder hacia
la reducción se cuantifica mediante el potencial de
reducción. En el caso anterior:
de
de
(1) EFe 3+ / Fe 2+ =
Las reacciones de descomposición son lo opuesto
de las reacciones de combinación, es la ruptura
de un compuesto en dos o más componentes.
(2)
-
Las reacciones de desplazamiento ocurren
cuando un ión (o átomo) de un compuesto se
remplaza por un ión (o átomo) de otro elemento.
El tratamiento de los equilibrios de oxidaciónreducción se realiza mediante la utilización de los
potenciales de semireacción de cada par redox
implicado. Por ejemplo:
⇄
(3)
2 Fe3+ + Tl+
⇄
U N
I V E
⇄
R S
Tl+
I D A D
2 ( EoTl 3+ / Tl+ - EoFe 3+ / Fe 2+ )
log K = ----------------------------------------0,059
Los procesos electroquímicos son reacciones
redox en las cuales la energía liberada por una
reacción espontánea se convierte en electricidad
o la energía eléctrica se aprovecha para provocar
una reacción química no espontánea. En la
siguiente figura se tiene una celda electroquímica.
Fe2+
y
Tl 3+ + 2 e-
0,059
[Tl3+]
+ -------- log --------2
[Tl+]
Por comodidad es más común utilizar los
potenciales en lugar de las constantes. Estos
potenciales se encuentran en los libros de
Química y en los de Electroquímica
en esta reacción intervienen dos pares rédox:
Fe3+ + e-
ETl 3+ /Tl + =
EoTl 3+ / Tl+
[Fe3+]
+ 0,059 log ---------[Fe2+]
En el equilibrio ambos potenciales se igualan y
por lo tanto, el potencial de la disolución podrá
determinarse aplicando cualquiera de las
ecuaciones anteriores.
Los potenciales estándar están relacionados con
la constante de equilibrio de la reacción. En el
caso anterior:
Las reacciones de combinación son aquellas en la
que dos o más sustancias se combinan para
formar un solo producto.
En una reacción de dismutación, un mismo
elemento en un estado de oxidación se oxida y se
reduce al mismo tiempo.
2 Fe2+ + Tl 3+
EoFe 3+ /Fe 2+
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2.
A una disolución de CuSO4 0,01 M se le
añade polvo de hierro en exceso. Calcular el
potencial de la disolución cuando se alcance el
equilibrio.
3.
Si se suspenden 0,001 moles de AgIO3 en
un litro de disolución de yoduro 0,3 M a pH 2, ¨Se
disolverá
el
precipitado?
Cuál
será
la
concentración de yodo y de plata libre en el
equilibrio?
4.
¿Cuál es la función del puente salino?.
¿Qué tipo de electrolito deberá utilizarse en él?
5.
Prediga
si
las
siguientes
reacciones
ocurrirán espontáneamente en disolución acuosa
a 25 oC. Suponga que la concentración inicial de
todas las especies disueltas es 1.0M
a) Ca(s)
+ Cd 2+(ac)
-
b) 2 Br (ac) + Sn
2+
Ca2+(ac)
(ac)
Br2 (l)
+ Cd (s)
+ Sn(s)
7. Cual es la constante de equilibrio de la
siguiente reacción a 25 oC?
1.
CUESTIONARIO WORK PAPER # 5
Mg(s) + Zn 2+(ac)
Se necesita un volumen de 16.42 mL de
8. Calcule ∆G y la Kc de la siguiente reacción a 25
oC
una disolución 0.1327 M de KMnO4 para oxidar
20.0 mL de una disolución de FeSO4 en medio
ácido. Cuál es la concentración de la disolución de
FeSO4? La ecuación iónica neta es:
5Fe2+ + MnO4- + 8H+ ―> Mn 2+ + 5 Fe 3+ + 4H2O
Mg(s) + Pb 2+(ac)
Mg+2 (ac) + Zn(s)
Mg+2 (ac) + Pb(s)
9. Escriba la ecuación de Nerst y explique todos
los términos.
10. Cual especie de cada par es mejor agente
oxidante en condiciones de estado estándar? a)
Br2 o Au 3+ b) H2 o Ag+
BUSQUE LOS DATOS NECESARIOS EN UNA TABLA DE POTENCIALES REDOX.
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WORK PAPER # 6
UNIDAD O TEMA: ANÁLISIS CUALITATIVO DE CATIONES
TITULO: Análisis cualitativo de cationes
FECHA DE ENTREGA: Semana dieciocho.
PERIODO DE EVALUACION: final
INTRODUCCIÓN
Cationes del grupos 3.
En esta etapa se agrega hidróxido de sodio a la
disolución para hacerla alcalina. Esto hace que el
equilibrio anterior se desplace hacia la derecha.
Por lo tanto ahora precipitaran los sulfuros más
solubles (CoS, FeS, MnS, NiS, ZnS). Observe que
los iones Al 3+ y Cr 3+ en realidad precipitan como
hidróxidos de Al (OH)3 y Cr (OH)3
y no como
sulfuros, ya que los hidróxidos son menos
solubles. En seguida se filtra la disolución para
separar los sulfuros y los hidróxidos insolubles.
Los cationes son iones con una carga global
positiva, se describirá de manera breve el análisis
de cationes presentes en una disolución. Se
aplica el principio del producto de solubilidad.
Son 20 los cationes comunes que se pueden
analizar rápidamente en disolución acuosa.
Se los divide en cinco grupos. El análisis debe ser
sistemático del grupo uno al grupo cinco.
Cationes del grupo 1.
Cuando se agrega HCl diluido a la disolución
problema, solo precipitan los iones Ag+, Hg2+ y
Pb2+ como cloruros insolubles. Todos los demás
iones forman cloruros solubles y permanecen
disueltos.
Cationes del grupo 4.
Después de que los cationes de los grupos 1,2 y 3
se hayan eliminado de la disolución, se agrega
carbonato de sodio a la disolución alcalina para
precipitar los iones Ba2+, Ca2+ y Sr2+ como BaCO3,
CaCO3 y SrCO3. Estos precipitados también se
separan de la disolución por filtración.
Cationes del grupo 2.
Después de que los precipitados de cloruro se
han separado por filtración, se hace reaccionar
sulfuro de Hidrogeno con la muestra problema
acidifica.
En esta condición la concentración de los iones
S2- que quedan disueltos es despreciable. Por lo
tanto la precipitación de los sulfuros metálicos se
presenta mejor como:
M2+ ( ac) + H2S ( ac)
Cationes del grupo 5.
En esta etapa, los únicos cationes que
posiblemente queden en la disolución son Na+, K+
y NH4+. La presencia del NH4+.se puede verificar
añadiendo hidróxido de sodio:
NaOH(ac) + NH 4+
El gas amoniaco se puede detectar por su olor
característico o por el cambio de color rojo a azul
del papel tornasol húmedo.
Para confirmar la presencia de los iones Na+ y K+,
por lo general se emplea la prueba de la llama.
MS( s) + 2H+ ( ac)
Al añadir ácido a la disolución, este equilibrio se
desplaza hacia la izquierda, de manera que solo
precipitaran los sulfuros metálicos
menos
solubles, es decir los que tengan los valores de
Kps más bajos. Estos son el BiS3, CdS, CuS y
SnS.
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Na+ (ac) + H2O (l) + NH3 (g)
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CUESTIONARIO DEL WORK PAPER 6
1.
5.
Tanto el K Cl como el NH4Cl son sólidos
blancos.
Describa el procedimiento general del
Sugiera
un
reactivo
análisis cualitativo.
diferenciar estos dos compuestos.
2.
6.
De dos ejemplos de los iones metálicos de
que
Describa una prueba simple que permita
cada uno de los grupos del 1 al 5, del esquema
distinguir entre AgNO3(s) y Cu(NO3)2 (s)
del análisis cualitativo.
7.
3.
Al
En un análisis del grupo 1, una estudiante
permita
Si usted tuviera en una disolución iones de
3+,
Ag+ y Na+ cual es la metodología de análisis
obtiene un precipitado que contiene AgCl y PbCl2,
¿qué tendría que realizar para identificarlos?
sugiera un reactivo que le permita separar AgCl
8. ¿Qué reactivos utilizaría para separar
(s) de PbCl2 (s).
siguientes pares de iones en disolución?:
4.
a) Na+ y Ba2+
En un análisis del grupo 1, un estudiante
los
agrega HCl a una disolución problema para hacer
b) Zn2+ y Hg2+
[Cl-] = 0.15 M y logra que se precipite una parte de
9. ¿ Por qué es importante el Kps en el análisis
PbCl2.
Calcule
la
concentración
del
Pb2+
cualitativo de cationes?
remanente en disolución.
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WORK PAPER # 7
UNIDAD O TEMA: ANÁLISIS CUALITATIVO DE ANIONES
TITULO: Análisis cualitativo de aniones
FECHA DE ENTREGA: Semana diecinueve
PERIODO DE EVALUACIÓN: Final
ANÁLISIS SISTEMÁTICO
Reactivos
Disoluciones 0,1 M de Mg2+, Ca2+, Sr2+ y Ba2+ esto
es, de los metales alcalinotérreos. Si es posible,
nitratos y si no, cloruros.
Los
análisis
deben
ser
realizados
sistemáticamente, así todo análisis debe dividirse
en tres partes
o
Examen preliminar
o
Investigación de cationes
o
Investigación de aniones.
Al comenzar, se debe examinar minuciosamente
la muestra y anotar los resultados. Y se
comenzara con el análisis preliminar. Los aniones
tiene diferentes reactivos
Disoluciones 0,1 M de CO3-2, SO4-2, C2O4-2 y CrO4
–2, si es posible, sales sódicas y si no, potásicas.
Se hace la preparación de la solución de la
nuestra, y hay que tratar con nitrato de plata y
cloruro bárico para averiguar
a que grupos
pertenecen los ácidos (en análisis de ácidos) por
ejemplo.
Luego se hacen pruebas para identificar los
ácidos del grupo I.
La identificación de cationes y aniones por
métodos clásicos se realiza mediante reacciones
específicas de cada ión en las que se pueda ver
un cambio a simple vista: un cambio de color o la
aparición de un precipitado al formarse un sólido
insoluble.
Se añaden unas gotas de sulfuro amoniaco
amarillo, se evapora con cuidado a sequedad, se
acidifica el residuo con HCl y se añade una gota
de solución de FeCl3. El color rojo de sangre
demuestra que hay HCN, y entonces se trata una
porción mayor de la solución neutra con sulfato de
níquel en exceso y se filtra
¿Qué es un sólido insoluble? Ningún sólido es
totalmente insoluble pero, como criterio general,
se considera que un sólido es insoluble si no
puede tener en disolución una concentración
superior a 10-2mol/l
Para disponer de un conjunto de reacciones que
nos permitan identificar algunos cationes y
aniones vamos a preparar algunas de esas
reacciones específicas de cada ión para luego
utilizarlas en la identificación de una disolución
desconocida.
El precipitado será Ni (CN)2, que se deshecha, la
solución se trata con un poco de disolución de
sosa cáustica, se hierve, se separa por filtración
Ni (OH)2, se divide el filtrado en dos partes. En
una se investiga HBr y HI, en la otra el HCl,
Material
Para HBr y HI, se adiciona H2SO4, se añade agua
de cloro gota a gota y se agita la solución con CS2
o CHCl3. Si el segundo se colorea de violeta, hay
HI. Se añade mas agua de cloro, que decolora
completamente el CS2 o el CHCL3 si no hay HBr,
Gradilla con tubos de ensayo
Cuentagotas
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pero si hay, el disolvente toma un color pardo
amarillento.
CUESTIONARIO WORK PAPER # 7
1.
¿Cuáles serían los pasos para determinar
carbonatos
y
bicarbonatos
en
agua?
Se
recomienda Hacer un esquema sistemático.
2.
Se añadió indicador de fenolftaleìna a la
muestra, y esta no cambió de color, luego se
añadió indicador azul de bromofenol y la muestra
tomo un color azul. ¿Qué nos indican estos
hechos?
3.
¿Cuáles son las principales interferencias
que
tiene
el
método
de
determinación
de
Carbonatos y Bicarbonatos?
4. ¿Cómo interpreto los siguientes datos al titular
una muestra?:
Gasto 10 ml de ácido clorhídrico en el viraje de la
fenolftaleìna; y en el viraje con el azul de
bromofenol gasto también 10 ml
5. Describa ¿còmo realizaría el análisis de
aniones si tuviera en solución: Br -, Cl-, I-?
6. ¿Cómo identificaría el ion NO3-?
7. ¿Cómo se identifica los aniones del Grupo II?
8. ¿En qué se diferencian el AgCl y el AgI con
PbCl2 y el PbI2?
9. ¿Cómo determinaría el arsénico en agua?
10. ¿Qué reactivos generales se utilizan en el
análisis de aniones?
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PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
DIF’s # 1
UNIDAD O TEMA: EQUILIBRIO QUIMICO
TITULO: Equilibrio Químico
FECHA DE ENTREGA: Semana doce
PERIODO DE EVALUACIÓN: segundo parcial
Antes de abordar cualquier estudio cualitativo sobre los equilibrios químicos, es imprescindible
reconocer lo que es un equilibrio químico:
1.- Analice un equilibrio químico cualitativamente.
2.-Discuta las características del equilibrio químico.
3.-Debata sobre los factores que afectan al equilibrio químico.
CONCLUSIONES
(Deberán sintetizar la opinión del grupo):
COMENTARIOS (deberán sintetizar la opinión del grupo):
GRUPO (máximo cinco integrantes):
AP. PATERNO AP. MATERNO
U N
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NOMBRES
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FIRMA
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FACULTAD DE CIENCIA Y TECNOLOGÍA
PROGRAMA DE CONTROL DE CALIDAD
DIF’s # 2
UNIDAD O TEMA: TENDENCIA DE LAS REACCIONES
TITULO: Tendencia de las reacciones
FECHA DE ENTREGA: Semana diecisiete
PERIODO DE EVALUACIÓN: Final
1.-Diferencie las partes de una pila o celda voltaica.
2.-Analice por que se genera energía eléctrica en una pila.
3.-Debata acerca de los factores que hay que tener en cuenta para diseñar una pila.
4.-Discuta el diseño de una pila que pueda generar un voltio.
CONCLUSIONES
(Deberán sintetizar la opinión del grupo):
COMENTARIOS (deberán sintetizar la opinión del grupo):
GRUPO (máximo cinco integrantes):
AP. PATERNO AP. MATERNO
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NOMBRES
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FIRMA
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Práctica de Laboratorio:
N° 1
Técnicas básicas de separación.
Lugar de Ejecución: Laboratorio de química
Nombre y Apellidos: ________________________________________
________________________________________
1. Objetivos.
1. Aplicar distintos métodos en la separación de sustancias.
2. Aplicar conceptos físico-químicos en la explicación de los métodos.
2. FUNDAMENTO TEÓRICO.
En los análisis químicos y en muchos procesos industriales juega un papel importante el conocimiento
de los distintos métodos de separación de sustancias, los cuales se aplican de acuerdo a la mezcla
que se necesita separar. Dentro de las separaciones están:
a) La filtración por gravedad o filtración simple.
b) La filtración al vacío.
c) La centrifugación.
Cuando se realizan trabajos con grades cantidades de precipitados, estos se separan de las
disoluciones utilizando papel de filtro ajustándolo al embudo de vidrio .El borde del filtro debe ser
situado a 5 mm por debajo del embudo. A veces para la filtración se emplean embudos especiales
con placas porosas de vidrio.
Al trabajar con cantidades pequeñas de sustancias es preferible separar los precipitados con ayuda
de una centrifuga. La disolución sobre el precipitado se elimina por medio de pipetas capilares La
separación de los precipitados por centrifugación se basa en la acción de la fuerza centrifuga que
surge al hacer girar los tubos de ensayos colocados en el instrumento. Las partículas del precipitado
se adhieren al fondo del tubo.
Muchas veces se quiere que las filtraciones sean lo mas rápido posible y se emplea una maquina de
vacío o una trompa de agua para crear un vacío en un kitasato que tiene insertado un tapón
monohoradado y un embudo Büchnner.
3. Reactivos. Materiales y equipo
Reactivo
Cantidad Unidad
Disolución de cloruro de Bario al 10 %
10
ml
Disolución de Sulfato de sodio o potasio al 10 %
10
ml
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Material
Cantidad Unidad
Gradilla
1
pza
Tubos de ensayos de 10ml
3
pzas
Embudo Ø 10 cm
1
pza
Papel de filtro Ø 10 cm
3
pza
Vaso de precipitado de 100ml
1
pza
Soporte universal
1
pza
Kitasato de 100ml
1
pza
Embudo Bückner Ø 5 cm
1
pza
Tubo de Centrifuga de 5ml
3
pza
Tapón monohoradado
1
pza
Manguera de goma
1
mt
Trampa de agua para vacío
1
pza
Centrifuga
1
pza
Anilla
1
pza
4. Desarrollo del experimento
Experimento de Filtración
1.- En un tubo de ensayo prepare un precipitado empleando 1 ml de disolución de cloruro de bario al
10 % que mezclara con 1 ml de disolución de sulfato de sodio o potasio al 10 %. Agite y realice una
filtración empleando el embudo y papel de filtro. Para ello doble el papel de filtro en cuatro partes y
una de las partes ábrala y póngala dentro del embudo. Filtre.
2.- En otro tubo se ensayos prepare el mismo precipitado y déjelo en reposo. Después de pasado
unos 10 minutos, observe y decante el líquido sobrenadante.
3.- Prepare de nuevo el precipitado anterior y monte el equipo de filtración al vacío. Agregue el
precipitado formado y filtre al vacío.
4.- Prepare de nuevo el precipitado anterior y separe por centrifugación. Anote lo observado.
5. Conclusiones.
Aplique en cada caso donde es más útil cada una de las técnicas.
Establezca los distintos métodos analizados en la práctica.
Métodos de
separación
Filtración simple
Decantación
Filtración al vacío
Centrifugación
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Fundamentos
físicos
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Ventajas
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Desventajas
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6. Cuestionario.
1.- ¿Qué método de separación se emplean en las lagunas de oxidación de Saguapac?
2.- ¿Cómo es el tiempo de sedimentación en una centrifugación?
3.- ¿Qué características deben tener los filtros para poder aplicar el método por filtración?
7. Bibliografía.
Arthur I. Vogel.Química Analítica Cualitativa.
A. Kreshkov y otros .Curso de Química Analítica.. Editorial MIR. Moscú 1985
Practicas de Análisis. Folleto. UGRAM. Facultad de Bioquímica farmacia.1999.
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Práctica de Laboratorio:
N°2
Título:
EXTRACCIÓN DE COLORANTES Y SU APLICACIÓN COMO INDICADOR.
Lugar de Ejecución:
Laboratorio de química
Nombre y Apellidos: ________________________________________
________________________________________
1. Objetivos.
- Obtener una sustancia que sirva como indicador por medio de una extracción, como método de
separación de sustancias.
2. Fundamento Teórico.
El método de extracción es quizás la técnica más versátil de todas las que se conocen. Esto se debe
al campo tan amplio de aplicación que posee y al hecho de que se relaciona con la mayor parte de los
principios fisicoquímicos que utiliza la química analítica.
La extracción con solventes o extracción liquido-líquido, se basa en el principio de que un soluto
puede distribuirse en determinada relación entre dos disolventes inmiscibles, uno de los cuales
generalmente es agua y el otro, cualquier disolvente orgánico. Dicho soluto puede ser transferido
cuantitativamente a la fase orgánica. Así si a este aspecto se le añaden la simplicidad, rapidez,
aplicabilidad y elegancia del método, se comprende que este pueda ser utilizado con los propósitos de
preparación, purificación, concentración, separación y análisis en todas las escalas de trabajo desde
el microanálisis hasta los procesos de producción.
El aspecto fundamental que debe tenerse en cuenta para lograr la aplicación exitosa del método de
extracción es la solubilidad de la sustancia que se desea separarse en el disolvente orgánico. Por
esto, es de menor importancia el hecho de que la sustancia extraída sea soluble en agua o no.
El método de extracción ofrece la posibilidad de separar “pequeñas” cantidades de sustancia a partir
de “grandes” cantidades del producto analizado.
La extracción con disolventes orgánicos se usa ampliamente con el objetivo no sólo se separar sino
también de concentrar elementos. A menudo, la concentración mediante extracción consiste en
separar el elemento fundamental de las impurezas que permanecen en la fase acuosa.
La combinación del método de extracción con distintos métodos de determinación entre ellos los
fotométricos permite gran selectividad y sensibilidad en el análisis. En estos métodos, el proceso de
obtención de una disolución coloreada se produce simultáneamente con el proceso de separación de
la sustancia determinada y el proceso de determinación, en su totalidad, se vuelve menos complejo.
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3. Reactivos. Materiales y equipo
Materiales




Tubos de ensayos
Varilla de vidrio
Gradilla.
Gotero.
Reactivos




Flores
Alcohol etílico
Disolución de hidróxido de sodio al 6 %
Acido Clorhídrico.
4. Desarrollo del experimento
Procedimiento.
1.- Colocar los pétalos de flores y cubrirlos con alcohol.
2.-Triturar los pétalos con la ayuda de la varilla de vidrio hasta que el alcohol se coloree.
3.-Decantar a otro tubo de ensayos y desechar los pétalos.
4.-Distribuir el extracto obtenido en tres tubos de ensayos, y numerarlos del 1 al 3.
5.-Al tubo # 1 agregue unas gotas de ácido clorhídrico.
6.- Al tubo #2 agregue unas gotas de disolución de hidróxido de sodio.
7.-El tubo #3 se conserva como testigo para comparar si el colorante contenidos en los tubos 1 y 2
cambia de color.
Nota:
Se podrá realizar el mismo experimento utilizando hojas de repollo y remolacha.
5. Conclusiones.
Se observa en el tubo 1 y 2 que toman diferentes coloraciones de acuerdo al medio en que actúan ya
sea ácido o básico
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6. Cuestionario.
1.- ¿En qué consiste el método de extracción?
2.- ¿Por qué es necesario utilizar dos disolventes que sean insolubles entre sí?
3.- ¿Qué condiciones debe cumplir el disolvente orgánico para ser empleado
extracción?
en una
4.- ¿Por qué es mucho mejor que la especie química que se pretende separar forme una
coloración estable?
7. Bibliografía.
1. Manual de prácticas de laboratorio para la enseñanza de la Química .Editorial nacional de Cuba.1990.
2. Análisis cualitativo A. Kereshkov Pág. 76 y 77 Editorial MIR. Moscú. 1985.
3. Química Analítica Cualitativa. Arthur Vogel.
4.-Métodos de separación y concentración. C.D. Nora Espí y M.C. Mayra Granda Departamento de Química
Analítica. U.H. 1981.
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Práctica de Laboratorio:
Título:
Lugar de Ejecución:
N° 3
Métodos Químicos de Análisis.
Laboratorio de química
Nombre y Apellidos: ________________________________________
________________________________________
1. Objetivos.
1. Identificar la composición de una sustancia a analizar basado en reacciones químicas
cualitativas.
2. Fundamento teórico.
En el análisis cualitativo para determinar de que esta compuesta una sustancia se le añade otras
que causen transformaciones químicas y formen nuevas sustancias poseedoras de propiedades
especificas (precipitado, gases con olores característicos o disoluciones coloreadas).Estas
reacciones se denominan cualitativas. Las reacciones analíticas se verifican con reactivos que
forman productos característicos que pueden ser fácilmente determinados sin recurrir a métodos
especiales de investigación. Con mayor frecuencia se emplean reactivos que forman productos de
reacción insolubles o precipitados.
Este procedimiento tiene ventajas sobre otros métodos por el aspecto formado, porque le
precipitado puede ser separado por filtración o por centrifugación y por la coloración característica.
En algunos casos se utilizan reactivos que provoque en la sustancia a investigar desprendimiento de
gases.
Estas reacciones analíticas deben satisfacer los siguientes requisitos:
a) Transcurrir rápidamente o instantáneamente.
b) Ser prácticamente irreversibles.
c) Ser lo mas especifica posible y muy sensible.
3. Reactivos. Materiales y equipo
Reactivos
Cantidad Unidad
Cloruro de amonio
1
g
Disolución de Hidróxido de sodio al 10 %
10
ml
Disolución de Cloruro de hierro (III) al 10 %
10
ml
Disolución de Ácido Clorhídrico al 10%
10
ml
Disolución de Hexacianoferrato (II) de potasio al 10 %
10
ml
Disolución de cloruro de Bario al 10 %
10
ml
Disolución de Sulfato de sodio al 10 %
10
ml
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Materiales y Equipos
Cantidad Unidad
Gradilla
1
pza
Tubos de ensayos de 10 ml
3
pza
Gotero
1
pza
Mechero de alcohol
1
pza
Pinza para tubo de ensayos
1
pza
Placa de porcelana con concavidades
1
pza
4. Desarrollo del experimento
1 .Reacción de reconocimiento del Ion amonio.
En un tubo de ensayos adiciona un gramo de cloruro de amonio sólido y agréguele unas gotas de disolución de
hidróxido de sodio al 10 %. Caliente el tubo de ensayos ligeramente en la llama del mechero de alcohol.
Reconozca por su olor el desprendimiento del amoniaco.
Represente a través de la ecuación de la reacción realizada.
2. Identificación de los compuestos de hierro III.
En una placa de porcelana ponga 1 o 2 gotas de disolución de sal de hierro III al 10 %. Acidule con 1 o 2 gotas
de disolución de ácido clorhídrico al 10 % y añada disolución de Hexacianoferrato (III) de potasio al 10 %.
Observe el precipitado azul intenso que se forma (azul de Prusia)
Represente a través de la ecuación de la reacción el fenómeno observado.
3. Reconocimiento de iones sulfatos.
Añada dos o tres gotas de disolución de cloruro de bario al 10 % a 1 mL de disolución de sulfato de sodio al 10
% que esta en un tubo de ensayo. Observe el precipitado formado. Adicione unas gotas de ácido clorhídrico al
10 %. ¿Que sucedió?.
Formule la ecuación de reacción entre el cloruro de bario y el sulfato de sodio.
5. Conclusiones.
Los métodos que se usan para determinar la composición de las sustancias basadas en reacciones químicas para
identificar elementos o iones son los métodos químicos de análisis.
Resuma como se realizo cada identificación.
6. Cuestionario.
1. ¿Cuales son los indicios de ocurrencia de una reacción cualitativa?
2. ¿Cómo se investigara la presencia de los iones cloruros en las aguas del grifo?
3. ¿Por que se calienta en el experimento 1?
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Práctica de Laboratorio:
N°4
Título:
ANÁLISIS DEL AGUA POTABLE (Identificación de minerales) Y DUREZA
DEL AGUA.
Lugar de Ejecución:
Laboratorio de química
Nombre y Apellidos: ________________________________________
________________________________________
1. Objetivos.
- Aplicar métodos cualitativos para detectar la presencia de diferentes tipos de iones en el agua
Potable.
- Distinguir el agua dura del agua blanda.
2. Fundamento Teórico.
El agua dura es aquella que presenta tal cantidad de sales que no es apta para el consumo doméstico
e industrial. Ésta con el jabón difícilmente produce espuma.
El agua potable contiene sales en cantidades pequeñas que es apta para el consumo doméstico e
industrial siendo además fresca y agradable.
Muchos iones pueden ser reconocidos aplicando métodos cualitativos y decidir si esa agua es apta
para el uso que quiere darse a la misma, como la existencia de los iones cloruros que son corrosivos.
Los sulfatos de calcio dan al agua dureza permanente mientras que los carbonatos dan dureza
temporal.
3. Reactivos. Materiales y equipo
Materiales







Tubos de ensayos
Balón de 250 mL
Gradilla.
Gotero.
Varilla de vidrio.
Vaso de precipitado.
Mechero o quemador bunsen.
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Reactivos








Agua destilada
Agua del grifo o potable.
Agua dura.
Disolución de cloruro de bario al 4 %
Ácido Nítrico
Acido Clorhídrico.
Disolución de Nitrato de plata al 2 %
Disolución jabonosa.
4. Desarrollo del experimento
Procedimiento a).
Identificación de minerales.
1.-A 25 mL de Agua, añada unas gotas de ácido clorhídrico. Luego unas gotas de disolución de
cloruro de bario, se obtendrá una opacidad o muchas veces un precipitado blanco de sulfato de
bario verificando de esta manera la existencia de sulfatos.
Repita la operación anterior empleando agua destilada. Compare.
2.- A otra porción de agua natural se añaden unas gotas de ácido nítrico y a continuación unas
gotas de disolución de nitrato de plata. Si el agua contiene cloruros se observará una opacidad
debido a la formación del cloruro de plata.
Repita la operación anterior empleando agua destilada. Compare.
3.-Para la presencia de carbonatos sólo necesitamos hervir unos 250 mL de agua natural o cruda.
En casos de existir carbonatos, éstos forman un precipitado blanco insoluble en agua hervida.
Nota: La adición previa de ácido en los pasos 1 y 2 evita la precipitación de carbonatos la cual
evitará errores o interferencias.
Procedimiento b).
1) En un tubo de ensayos coloque 2 mL de agua potable y en otro igual
cantidad de agua dura.
En ambos agregarles el mismo número de gotas de disolución
jabonosa y tapándolas con el dedo agitar vigorosamente.
2) Repita el experimento empleando agua destilada. No olvide usar
el mismo volumen de agua y agregar el mismo número de gotas
de disolución de jabón.
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5. Conclusiones.
El experimento demuestra que el agua cuando no contiene sales ( agua destilada) o las posee en
pequeñas cantidades ( agua potable) frente al jabón produce abundante espuma, contrariamente
ocurre cuando hay gran cantidad de sales ( agua dura) no produce espuma.
Esas sales pueden ser identificadas con reactivos específicos donde se manifiesta una alteración en
la muestra analizada y de ahí decidimos qué tipo de especie química está presente en la misma.
6. Cuestionario.
1.- ¿Cuándo decimos que el agua es dura y cuando es blanda?
2.- ¿La existencia de cloruros implica dureza del agua?
3.- ¿Qué especies químicas son las que le dan dureza al agua?
4.- ¿Cuándo existe dureza temporal y cuándo permanente?
7. Bibliografía.
1. Manual de prácticas de laboratorio para la enseñanza de la Química .Editorial nacional de Cuba.1990.
2. Análisis cualitativo A. Kereshkov Pág. 76 y 77 Editorial MIR. Moscú. 1985.
3. Química Analítica Cualitativa. Arthur Vogel.
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Práctica de Laboratorio:
N° 5
Título:
Reacciones de Coloración a la llama
Lugar de Ejecución: Laboratorio de química
Nombre y Apellidos: ________________________________________
________________________________________
1. Objetivos.
Identificar diferentes iones a través de la emisión de radiaciones.
2. FUNDAMENTO TEÓRICO.
Los compuestos de algunos elementos pueden ser detectados por la coloración que estos comunican a la llama
incolora del quemador de gas de una forma característica para el elemento que se investiga. Este es uno de los
métodos de análisis por vía seca. Así los compuestos del sodio colorean de amarillo a la llama, los de potasio de
color violeta, los de calcio a rojo ladrillo. los de bario a verde limón etc. Usando un alambre de platino caliente en
la llama de un quemador de gas e introduciéndolo en la muestra hace que esta se adhiera a el y luego al llevarla a
la llama del quemador le proporciona a la llama una coloración característica para el elemento que se investiga.
3. Reactivos. Materiales y equipo
Reactivo
Cantidad Unidad
Ácido clorhídrico concentrado
10
ml
Disolución de NaCl al 10 %
5
ml
Disolución de KCl al 10 %
5
ml
Disolución de LiCl al 10 %
5
ml
Disolución de CaCl2 al 10 %
5
ml
Disolución de SrCl2 al 10%
5
ml
Disolución de BaCl2 al 10%
5
ml
Disolución de CuCl2 al 10 %
5
ml
Material y equipo
Alambre de platino 15 cm
Quemador de gas
Tubo de ensayos de 10 ml
Gradilla
Vidrio de cobalto
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Cantidad
1
1
3
1
1
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Unidad
pza
pza
pza
pza
pza
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4. Desarrollo del experimento.
1. Introduzca la varilla de platino en la llama del quemador. Si el alambre esta limpio no se produce coloración
alguna. Si la llama se colorea hay que limpiar el alambre sumergiéndolo en ácido clorhídrico concentrado y de
nuevo a la llama del quemador. Esto se repite hasta que la llama deje de colorearse.
2. El alambre limpio y caliente se sumerge en la disolución de cloruro de sodio y después se introduce en la llama
del quemador. Observe y anote la coloración de la llama.
3. Repita los pasos 1 y 2 pero sustituya la disolución de cloruro de sodio por cloruro de potasio. Observe y anote la
coloración de la llama (emplee un vidrio de cobalto para observar la coloración).y el vidrio absorbe las radiaciones
amarillas de la llama.
4. Repita los pasos 1 y 2 pero sustituya la disolución de cloruro de sodio por cloruro de litio. Observe y anote la
coloración de la llama.
5. Repita los pasos 1 y 2 pero sustituya la disolución de cloruro de sodio por cloruro de calcio. Observe y anote la
coloración de la llama
6. Repita los pasos 1 y 2 pero sustituya la disolución de cloruro de sodio por cloruro de estroncio. Observe y anote
la coloración de la llama
7. Repita los pasos 1 y 2 pero sustituya la disolución de cloruro de sodio por cloruro de bario. Observe y anote la
coloración de la llama
8. Repita los pasos 1 y 2 pero sustituya la disolución de cloruro de sodio por cloruro de cobre II. Observe y anote
la coloración de la llama
5. Conclusiones.
Considere que los compuestos de algunos elementos pueden ser detectados por la coloración que
estos comunican a la llama incolora del quemador.
Anote los resultados observados en cada uno de los experimentos especificando el color adquirido
por la llama con cada disolución
6. Cuestionario.
1. ¿Es el método de coloración a la llama un método físico o químico de análisis?¿Por que?.
Justifique el por que estas reacciones de identificación son muy sensibles.
2. ¿Por qué la coloración causada por el potasio debe ser observada a través de un vidrio de cobalto
.
7. Bibliografía.
Kereshkov A. Análisis cualitativo Pag 90 y 94 Ed. MIR. Moscú. 1985
Vogel. A. Química Analítica Cualitativa.
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Práctica de Laboratorio:
Título:
Lugar de Ejecución:
N°6
Estudio de la solubilidad de las sustancias sólidas a diferentes temperaturas
Laboratorio de química
Nombre y Apellidos: ________________________________________
________________________________________
1. Objetivos.
-Comprobar experimentalmente como cambia la solubilidad de las sustancias sólidas en agua con la
variación de la temperatura.
-Obtener una curva de solubilidad.
2. Fundamento Teórico.
La mayoría de las reacciones utilizadas en Análisis cualitativo se producen en disoluciones acuosas. Si la
sustancia se disuelve, se forma una disolución homogénea. Las proporciones de la sustancia disuelta y el
disolvente para cada sustancia en determinadas condiciones se denominan solubilidad. La sustancia puede ser
disuelta por procedimientos diferentes. La selección de uno u otro método depende de la naturaleza y las
propiedades de la sustancia de partida.
La solubilidad de las sustancias altamente solubles se expresa por lo común por el número de partes de la
sustancia en masa contenidas en 100 partes (en masa) de disolución saturada a una temperatura determinada.
La dependencia de la solubilidad de las sustancias y la temperatura se expresa por lo general gráficamente. Sobre
el eje de las abcisas se anotan los valores de temperaturas y sobre el eje de las ordenadas el contenido de la
sustancia en la disolución expresada en gramos, obteniéndose la curva que expresa la solubilidad de la sustancia
en función de la temperatura.
3. Reactivos. Materiales y equipo
Materiales y equipos
Cantidad Unidad
Vaso de precipitado 250 mL
1
ud
o
Termómetro de 0 a 150 C
1
ud
Agitador
1
ud
Balanza
1
ud
Quemador de gas
1
ud
Trípode
1
ud
Rejilla de amianto
1
ud
Cápsula de porcelana de 10 ml
1
ud
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Reactivos
Cantidad Unidad
Agua destilada
100
ml
Nitrato de potasio
100
g
4. Desarrollo del experimento
I.-Disolución total.
1. Tomamos un vaso de precipitados de 100 ml,
2. Llenamos de agua hasta esa cantidad a temperatura ambiente.
3. Le vamos adicionando soluto hasta que ya no es capaz de disolver mas, en cuyo caso tendremos
una disolución saturada anotando la cantidad (de 1 en 1 gramo) y la temperatura.
4. A continuación calentamos el vaso a 40 oC con un mechero y vemos que se disuelve todo, y es
capaz de admitir mayor cantidad de soluto,
5. Adicione soluto hasta saturación; anote temperatura y cantidad.
6. Pese 20 g de nitrato de potasio o de sodio, añádalos al agua y agítelos hasta la Continué
añadiendo porciones de 1 g y agitando hasta conseguir una disolución saturada.
7. Caliente ahora la disolución hasta 60 grados y repita los pasos 5 y 6.
8. Repita el proceso para temperaturas de 80, y 100 grados.
9. Recupere la sustancia usada reuniendo las disoluciones en una cápsula de porcelana y
calentándola hasta evaporar toda el agua.
10. Haga un grafico con los resultados obtenidos en papel cuadriculado o milimetrado.
5. Conclusiones.




La solubilidad de las sustancias se expresa en gramos de sustancia disuelta hasta la
saturación en 100 g de disolvente.
La solubilidad cambia a diferentes temperaturas. La mayoría de las sustancias
incrementan la solubilidad con el aumento de temperatura.
Analice como ha variado la solubilidad a diferentes temperaturas.
Construya un grafico donde en el eje de las ordenadas aparezcan las variaciones de
temperatura y en el eje de las abcisas las variaciones de la solubilidad para cada dato
experimental. Interprete la misma.
6. Cuestionario.
1 ¿A que se llama coeficiente de solubilidad?
2. Explica la diferencia entre el coeficiente de solubilidad y la concentración al tanto por ciento.
3 ¿Que es una curva de solubilidad?
4 ¿Como podrías reconocer experimentalmente si una disolución esta saturada, no saturada o
sobresaturada?
7. Bibliografía.
1. Manual de prácticas de laboratorio para la enseñanza de la Química .Editorial nacional de Cuba.1990.
2. Análisis cualitativo A. Kereshkov Pág. 76 y 77 Editorial MIR. Moscú. 1985.
3. Química Analítica Cualitativa. Arthur Vogel.
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Práctica de Laboratorio:
Título:
Nº 7
Análisis de compuestos de uso común en el hogar
Lugar de Ejecución:
Laboratorio de Química
Nombre y Apellidos: ________________________________________
________________________________________
1. Objetivos.




Identificar sustancias desconocidas de uso común en el hogar, a través de sus propiedades
físicas y de sus propiedades químicas.
Comprender la importancia de seguir el procedimiento de laboratorio de forma ordenada, y
con criterio siguiendo un esquema para la identificación correcta de las sustancias.
Identificar los tipos de compuestos químicos (base, ácido, sal, etc) usando las reacciones
químicas que son capaces de tener dichos compuestos.
Aplicar los conocimientos adquiridos en Química I de nomenclatura de compuestos químicos y
estequiometría , escribiendo las ecuaciones balanceadas de cada uno de los experimentos a
realizar en la práctica.
2. Fundamentos.
El análisis cualitativo se basa en la identificación de sustancias presentes en una muestra, por medio
del estudio de sus propiedades físicas y de sus propiedades químicas mediante reacción con
determinadas sustancias.
Todas las sustancias utilizadas como muestras son sólidas blancos y forman parte de la composición
de productos que se usan comúnmente en el hogar. Las propiedades químicas se evaluarán por
reacción con sustancias comunes como vinagre, tintura de yodo y fenolftaleína. Se usarán reactivos
químicos de uso común en el laboratorio como NaOH y AgNO3.
Los reactivos de Fehling y Benedict son utilizados para probar la presencia de azúcares reductores .
Usted debe investigar la composición química de los mismos y su reacción con los azúcares
reductores. (Ver bibliografía al final de la práctica)
3. Materiales y reactivos











Gradilla
5unds
Tubos de ensayo
25 unds
Vidrio de reloj
5 unds
Varilla de vidrio
5 unds
Espátula
5 unds
Probeta de 10 ml
5 unds
Vaso de precipitados de 100 ml 5 unds
Goteros
5 unds
Alambre de Ni-Cr provisto de mango 2 unds
Mechero
Solución acuosa de HCl (1:1) (V/V)
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5 unds
20 ml
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Solución acuosa de NaOH aprox. 3 % (m/V)
Solución acuosa de AgNO3 diluída
Solución de Fehling:
A.B.Vinagre blanco*
Alcohol Isopropílico 70% (Alcohol antiséptico)
Fenolftaleína*
Tintura de yodo*
Maizena
Polvo de hornear
Cremor tartaro
Tiza blanca o tabletas antiacido
Azucar de fruta
Azucar de mesa
Yeso
Sal de Epsom
Agua destilada
20 ml
20 ml
8 ml
8 ml
25 ml
25 ml
5 ml
10ml
10 g
10 g
5g
5u
10 ml
10 g
10 g
10 g
1000 ml
4. Desarrollo.
Se le suministrarán varias muestras desconocidas, las cuales estarán identificadas por un número
cada una. Cuando entregue su reporte, hágalo con estos números.
Trabaje con cada muestra por separado, evitando contaminar unas con las otras.
Las muestras desconocidas son tóxicas (excepto sacarosa, fructosa y NaCl, por lo que NO INTENTE
IDENTIFICAR POR EL SABOR). Elabore en su cuaderno una tabla de datos experimentales donde
usted anotará los resultados de las pruebas, con cada una de las muestras.
Para el trabajo experimental debe seguirlas instrucciones del profesor,, trabajando con una muestra
cada vez. Cuando la identifique, proceda a trabajar con la segunda muestra y así hasta identificarlas
todas.
Si luego de seguir el esquema de análisis tiene dudas acerca de la muestra, puede repetir el análisis.
5. Cuestionario.
1. Que técnicas se utilizo para realizar la identificación?
2. Qué características tiene una sustancia soluble.
3. Elabore una tabla de resultados.
Bibliografía
1. Solomon, S.; Fulep-Poszmik, A. y Lee, A. (1991) Journal of Chemical Education. Vol. 68, No.
4. p. 328
2. Brown, LeMay, Burstein (1998) Química “La Ciencia Central”, (7ª. Ed.), México, Edit. Prentice
Hall
3. Vogel, A (1970) A Text Book of Practical Organic Chemistry Third Edition. Edit. Longman.
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Práctica de Laboratorio:
Título:
Lugar de Ejecución:
N° 8
Estandarización del NaOH
Laboratorio de química
Nombre y Apellidos: ________________________________________
________________________________________
1. Objetivos.


Valorar una disolución de hidróxido de sodio con una solución primaria de biftalato de potasio,
para su posterior uso como patrón secundario.
Preparar una disolución de biftalato de potasio.
2. Fundamento Teórico.
Patrones primarios
Dos de los posibles patrones primarios a utilizar son el H2C2O4·2H2O y el ftalato ácido de potasio
(KHC8H4O4).
Soluciones de patrón primario
Una solución patrón primario tiene una concentración exactamente conocida de un reactivo patrón
primario. Se prepara pesando una masa exactamente conocida (en balanza analítica) de la sustancia
patrón primario y disolviéndola en un volumen exactamente conocido.
La concentración de una solución patrón primario se puede calcular en forma directa (sin necesidad
de medirla) de acuerdo con la cantidad de masa de patrón primario que contenga y el volumen del
matraz aforado.
Características de los patrones primarios y secundarios
El KHC8H4O4 tiene las ventajas de alto peso fórmula, alta pureza, estabilidad al secarlo y
disponibilidad. En cambio, tiene el inconveniente de ser un ácido débil de modo que, en general, sólo
es adecuado para estandarización de soluciones básicas exentas de carbonato.
3. Reactivos. Materiales y equipo
Materiales, reactivos y equipos
Vaso de precipitado 250 mL
Matraz aforado
Varilla de vidrio
Balanza
Pipeta aforada de 10 ml
Pipeta graduada de 5 o 10 ml
Embudo de vidrio
Matraz erlenmeyer
Soporte universal
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Cantidad Unidad
1
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1
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1
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1
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1
ud
1
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1
ud
1
ud
1
ud
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Pinzas p / bureta –soporte universal
Biftalatto de potasio p.a.
Solución NaOH de concentración aproximada 0.1 M
Agua destilada
Fenoftalenina solución
2
3
ud
g
0.5
2
L
gotas
4. Desarrollo del experimento
1.- "Preparación de un patrón primario, por disolución"
1.1. Se prepararán 100 o 250 mL (según el matraz de aforo disponible), de disolución
aproximadamente 0,1 M de biftalato de sodio o de potasio.
1.2. Se calcula la masa de biftalato de sodio o potasio necesaria para preparar la disolución 0,1
M.
1.3. Se pesa, alrededor de la cantidad necesaria de biftalato, en la balanza analítica.
1.4. Se agrega agua destilada al matraz, lavando muy bien el embudo. Se sigue agregando
agua, agitando circularmente el matraz, hasta disolverpor completo la sal. Se afora o enrasa,
agregando agua, gota a gota, con un gotero o una pipeta.
1.5. Se tapa el matraz y se homogeniza la disolución.
2.- "Preparación y normalización de un patrón secundario"
2.1 Se tapa el matraz y se homogeniza la disolución.
2.2 Se tapa el matraz y se homogeniza la disolución.
2.3 Se prepararán 250 mL de disolución de NaOH aproximadamente 0,1 M.
2.4 Se calcula la masa de NaOH necesaria parapreparar la disolución 0,1 M.
2.5 Se pesa una cantidad de NaOH cercana a la calculada, en balanza granataria y se disuelve.
Para conocer la concentración de la disolución de NaOH se utiliza la disolución patrón primario
preparada en la etapa anterior, para titular la disolución de hidróxido de sodio:
2.6 En un matraz Erlenmeyer de 250 mL, se pone una alícuota de 10 o 25 mL de disolución de
biftalato.
2.7 Se añade un poco de agua destilada y 1- 2 gotas de fenolftaleína.
2.8 Se llena una bureta (previamente ambientada) con la disolución de hidróxido de sodio y se
realiza la titulación.
2.9 Se repite la operación con una nueva alícuota, añadiendo rápidamente un volumen unos 2 - 3
mL inferior al consumido en la titulación exploratoria,
y luego, gota a gota, hasta encontrar el volumen necesario para determinar
el Punto Final (viraje del indicador).
2.10
Se repite la operación anterior hasta obtener dos volúmenes de titulante consumido
que no difieran entre sí en más de +/- 0,2 mL.(De esta manera, se puede calcular la
concentración de la disolución de NaOH, que constituir un patrón secundario, con el cual se
puede determinar la concentración de ácido en cualquier otro tipo de muestras).
5. Conclusiones.
6. Cuestionario.
1. Que diferencia existe entre un patrón primario y uno secundario?
2. Porque es importante en este caso la estandarización del hidróxido de sodio?
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Práctica de Laboratorio:
Título:
Nº 9
Toma de muestras de suelo
Lugar de Ejecución:
Laboratorio de Química
Nombre y Apellidos: ________________________________________
________________________________________
1. Objetivos.


Tomar muestras de suelo.
Describir diferentes formas de toma de muestras
2. Fundamentos.
El muestreo es el primer paso de un análisis químico de suelo, y el más crítico, ya que se constituye
en la fuente de error más común (Petersen and Calvin, 1986)
Cline en 1944 , ya en los albores de esta práctica expresó que el límite de exactitud está dada por el
muestreo y no por el análisis.
Existen diferentes maneras de recorrer un lote con el objeto de obtener una muestra representativa..
La más sencilla consiste en recorrer un lote al azar, recolectando submuestras que luego son
mezcladas para formar una muestra compuesta que es enviada al laboratorio.
3. Materiales y reactivos

Pala y barreno: utilizados para excavar el suelo a muestrear

Recipientes de envasado: utilizándose bolsas de polietilieno

Etiquetas: para cada una de las muestras.

Balanza analítica

Mortero
4. Desarrollo.
1) Se deben tomar muestras de una profundidad de 0 a 30 cm
2) Colocar en bolas de polietileno (haciendo un total de 2 kg por muestra)
3) Precintar y etiquetar.
4) en el laboratorio, desagregar en un mortero y luego disponer en bandeja plásticas por un
lapso de aproximadamente 48 horas.
5) Tamizar la muestra.
6) Almacenar la muestra a 4oC.
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5. Cuestionario.
4. Investigar diferentes métodos de toma de muestras de suelo.
5. Porque es importante realizar un análisis de nutrientes en los suelos?
Bibliografía
1. Alvarez C. y R. 2000. Correlacion entre las concentraciones de nitrato en suelo a distintas
profundidades. En actas de XVII Congreso Argentino de la Ciencia del suelo, Mar del Plata ,
Buenos Aires.
2. Doménech, X.(1995). Química del suelo. Miraguano, Madrid.
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Práctica de Laboratorio:
Título:
Nº 10
Determinación de pH y Humedad del suelo
Lugar de Ejecución:
Laboratorio de Química
Nombre y Apellidos: ________________________________________
________________________________________
1. Objetivos.


Determinar la humedad del suelo
Determinar el PH del suelo
2. Fundamentos.
El suelo es una sistema muy complejo que sirve como soporte de las plantas, además de servir de
despensa de agua y de otros elementos necesarios para el desarrollo de los vegetales. El suelo es
conocido como un ente vivo en el que habitan gran cantidad de seres vivos como pequeños animales,
insectos microorganismos (hongos y bacterias) que influyen en la vida y desarrollo de las plantas de
una forma u otra. El volumen de huecos que dejan los componentes inorgánicos y orgánicos está
ocupado principalmente por agua que puede llevar iones y sustancias en solución o suspensión, por
aire y por las raíces y organismos que viven en el suelo.
Por lo tanto, analizar un suelo es necesario si queremos gestionarlo adecuadamente, a fin de
preservar su fertilidad, obtener mejores resultados y respetar el medio ambiente.
Se realizara la determinación de la humedad a y del PH . El PH se puede realizar en pasta de suelo
saturada en agua para proceder luego a la determinación potenciométrica.
3. Materiales y reactivos

Crisol de porcelana de 10 ml
5 unds

Balanza analítica
2 unds

Vidrio de reloj
5 unds

Vaso de precipitados de 250 ml
5 unds

Estufa de secado
1 und

Varilla de vidrio
5 unds

PH- metro
1 und

Tamiz, 2mm.
5 unds
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4. Desarrollo.
1) Determinación de humedad
-
Pesar 4 gr de cada muestra y colocar en un crisol de porcelana.
-
Posteriormente llevar a cada muestra a la estufa a 110ºC hasta obtener peso constante.
-
Pesar el suelo seco, y por diferencia obtener el porcentaje de humedad para cada una de las
muestras calculándolo de la siguiente manera:
%H = pssa-psse/pssa x 100
Donde: pssa: peso del suelo seco al aire
psse: peso del suelo seco a estufa
2) Determinación de PH
-
Preparar una mezcla de suelo agua en una proporción de 1:2,5
Medir el Ph con el potenciómetro.
5. Cuestionario.
6.
7.
8.
9.
Porque factores está influenciado el pH del suelo?
Qué características tiene un suelo ácido?
Qué características tiene un suelo básico?
Que características tiene un suelo básico.
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