Trabajo Práctico Nº 1 - U

Guía de Trabajos Prácticos Laboratorio de Química General, otoño 2013
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Esta guía de trabajos prácticos (T.P.) debe ser estudiada, entendida, asimilada e interpretada antes de enfrentar cada
sesión de T.P. A si mismo, se recomienda que las ecuaciones respectivas sean investigadas y dilucidadas antes de
ingresar a cada sesión, única manera de sacar el máximo de provecho a las experiencias prácticas ya que se supone
que el material teórico subyacente ya se ha asimilado tanto en Química General I como en Química General II.
Como esta es una GUIA de T.P. y no un Recetario, y solo con el fin de que los alumnos lean e interpreten esta
misma antes del respectivo práctico NO se permitirá el ingreso de esta guía al laboratorio, con la sola excepción del
T.P. de óxidos (por la gran cantidad de reacciones químicas que se deben realizar en él). Lo cual no impide que los
alumnos interpreten y escriban el proceder práctico y su fundamento teórico en algún cuaderno de apuntes.
Lo óptimo en cada T.P. es que el trabajo experimental sea individual pero, dada la cantidad de alumnos y del
material disponible, el trabajo experimental será realizado en parejas de libre elección. Para ello, los alumnos
deberán conformar grupos de libre elección de 2 personas y, anotarse con el Ayudante Técnico para recibir las
llaves de su cajonera (entrega durante el primer laboratorio). El cuidado y limpieza del material de esta cajonera es
de responsabilidad grupal. A pesar de que el trabajo se realizará en parejas, las responsabilidades tanto en el trabajo
experimental, como con la obtención de los datos experimentales y la completitud teórica y experimental de cada
T.P. es de responsabilidad personal.
Antes de retirarse de cada sesión de T.P. y, previo a devolver la llave de su cajonera, el alumno deberá asegurarse
de haber obtenido todos los datos experimentales y otros aspectos relevantes de cada T.P. Estos podrán ser en cada
caso: ecuaciones químicas, cálculos y/o respuestas a las preguntas de cada sesión, etc. Algunos otros aspectos más
elaborados de este trabajo podrán ser completados en sesiones posteriores a la realización misma de cada práctico.
Ejemplos de ello son: gráficos, cálculos termodinámicos o cinéticos, de constantes de inestabilidad de complejos y
de solubilidad, Kps, etc. La completitud y calidad de esta información ya no será revisada y evaluada como antes,
porque es de responsabilidad personal. El ayudante de cada T.P. ya no firmará al final de cada TP el cuaderno de
laboratorios dejando constancia de su revisión. (Ya no existe el cuaderno de laboratorios en su modalidad antigua).
Respecto del trabajo experimental: La primera mitad de las sesiones del Laboratorio de Química General son
principalmente cualitativos (Porque corresponden a Química General I). En cambio, en la segunda mitad de las
sesiones SI es cuantitativa (Porque corresponde a Química General II). Al ser cualitativo, en las experiencias a
realizar las cantidades de reactivos son aproximadas, a menos que se indique lo contrario. Por lo tanto, los sólidos
son dispensados generalmente en cantidades de “puntas de espátulas”, situación similar ocurre con los líquidos o
las soluciones, se dispensan en “mililitros aproximados”. Para que tenga una medida de la cuantía de esto, tome un
tubo de ensayo (T.E.) vacío y adicione mediante una pipeta adecuada exactamente 5 mL agua destilada. Recuerde
el volumen final de solución en el T.E. (Si desea marque con un plumón o papel engomado el volumen obtenido).
Esta será su medida de  5 mL.
La gran mayoría de las experiencias prácticas se deben realizar en su propio puesto de trabajo utilizando las
medidas de seguridad adecuadas. Por ejemplo, el empleo obligado de delantal, el uso de únicamente los reactivos
de su propio mesón de trabajo para prevenir contaminación (estos se encuentran marcados y en el casillero
correspondiente a Laboratorio de Química General), y del uso de gafas, a menos que se indique lo contrario. En
casos especiales, como por ejemplo, cuando se sospeche la emisión de sustancias gaseosas en grandes cantidades,
los experimentos deberán ser realizados en campanas de extracción con las medidas de seguridad adecuadas.
Trabajo Práctico Nº 1. Estereoquímica. Enlace Químico
La construcción de modelos moleculares tiene por objeto visualizar la distribución espacial de elementos que
constituyen una molécula o especie iónica, y a partir de ella deducir una serie de conclusiones, tales como: tipos de
enlace, ángulos entre los enlaces, etc. etc.
Para que se pueda construir el modelo molecular de una especie química se deben tener presente los siguientes
aspectos teóricos:
- Naturaleza del enlace (covalente ó iónico).
- Número de electrones de la capa de valencia del elemento central.
Guía de Trabajos Prácticos Laboratorio de Química General, otoño 2013
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- Número de electrones que aportan los átomos que rodean al elemento central.
- Repulsión inter electrónica.
Mediante el análisis y la aplicación de los datos anteriores se puede llegar finalmente a la construcción de un
modelo tridimensional que en forma relativa de cuenta de los datos experimentales (compararlos).
El material que se utilizará en la confección de los modelos consta de:
A.- Uniones metálicas que emulan centros metálicos y, B.- Tubos de material plástico de diferentes colores, los
que emulan a los enlaces metal-ligando y que arbitrariamente, han sido asignados para cada enlace
Se construirán los modelos tridimensionales de las siguientes especies químicas:
1 HgCl2 2 ClF3 3 AlCl3 4
5
6
H2O
NH3
7 PCl5
8 SF6 9 C2H6 10 CH2=CH2 11 CH3-COOH 12
CH4
C6H6
A medida que se vayan construyendo cada uno de estos modelos, se deben analizar los mismos, mediante el
siguiente esquema:
1.- Tipos de enlaces (SIGMA () y PI ()).
2.- Angulo entre los enlaces formados (comparar con datos experimentales).
3.- Hibridación asignada (tanto al elemento central y/o a los ligantes, según sea el caso).
4.- Geometría molecular y distribución de pares de electrones en torno al átomo central
5.- Ejemplo de otras moléculas o iones que tengan la misma estructura (por lo menos 2 ejemplos en cada caso).
6.- Analice en particular: confórmeros del etano, coplanaridad en eteno y el par: ciclohexano C6H12, benceno C6H6
Con estos datos construya el siguiente cuadro:
Especie
Distr. de
Geom.
Ángulos entre los enlaces
Hibridación del
Otro
Química
pares de
Molecular
Teórico
Experim.
elemento central Ejemplo
electrones
HgCl2
ClF3
AlCl3
H2O
NH3
CH4
PCl5
SF6
C2H6
CH2=CH2
CH3-COOH
C6H6
C6H12
Comparta con sus compañeros de T.P. los modelos moleculares para realizar, sus propios ejemplos de moléculas
más complejas
Trabajo Práctico Nº 2. Óxidos (único T.P. en el que puede ingresar con esta guía)
Informe (Solo parte A)
A.- Óxidos, Clasificación, Obtención y Caracterización:
I.- Caracterización de Óxidos Básicos y Ácidos.
Experiencia Nº 1: Tome con una pinza de crisol un trocito de cinta de magnesio (Mgº) y hágala arder en la llama
del mechero (llama azul), recoja el producto de la combustión sobre una hoja de papel colocada bajo el mechero.
Preguntas:¿De qué color es el producto formado? ¿A qué compuesto corresponde? Escriba su nombre y fórmula.
¿A qué tipo de óxido corresponde?
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Coloque sólo el producto obtenido (precipitado de color blanco) (y NO el metal que no ha reaccionado) en un tubo
de ensayo (T.E.) y agregue  4 mL de agua destilada y agite, Preg. ¿Se disuelve?. Posteriormente, caliente
suavemente el tubo, agítelo y observe la solubilidad del óxido Preg.: ¿Se disuelve esta vez?
Enfríe y divida la solución en 2 T.E. (evitando de arrastrar el residuo poco soluble) a uno agregue 3 gotas de
solución indicador Tornasol y al otro 3 gotas de solución alcohólica de Fenoftaleina. Preguntas: ¿Observa cambios
de coloración en los indicadores? ¿A qué especie química presente en la solución puede atribuir Ud. el
comportamiento de estos indicadores?
(Nota: Si no recuerda la coloración que adquiere un indicador dado en un medio ácido (o básico), simplemente
adicione  1 mL de un ácido (o de una base) en un T.E. con agua destilada y gotas del indicador en cuestión).
Preguntas: De lo realizado anteriormente podrá deducir, que el compuesto formado al disolver el producto de la
combustión en agua es un: óxido de tipo (ácido-básico) y cuya fórmula es:
Anote las ecuaciones correspondientes tanto a la combustión del magnesio en contacto con el oxígeno del aire,
como de la reacción del óxido de magnesio con el agua y el comportamiento ácido-base de los indicadores.
Experiencia Nº 2: Realice esta experiencia en campana de extracción y utilice gafas. Para ello lleve a ese lugar
de trabajo, un crisol de porcelana pequeño, gafas, fósforos o encendedor y un vaso de pp. de 250 mL. Limpio y
seco (vaso de un volumen tal que le permita cubrir y contener al crisol). Saque con una pinza de crisol un trocito
(punta de espátula) de fósforo blanco, que se encuentra sumergido en agua dentro de una cápsula de porcelana.
(Cuidado: El fósforo blanco produce quemaduras de difícil curación, no lo tome con sus manos). Coloque dicha
porción en el crisol limpio y seco que ha traído. (Trabaje rápidamente, pues el fósforo arde espontáneamente al
aire). Caliente hasta incandescencia un alambre dispuesto en la campana (el alambre se calienta un poco en la llama
azul del mechero). Encienda con este alambre caliente el trocito de fósforo y tape rápidamente el crisol con su vaso
de pp. Preguntas: ¿Qué observa? ¿Cuál es el producto de la combustión del fósforo? Escriba el nombre y fórmula de
este compuesto. ¿A qué tipo de óxido corresponde?
Deje que la reacción continúe en la campana (en este lapso de tiempo puede realizar otras experiencias). Cuando la
combustión del fósforo sea total y ya no se observe desprendimiento de "humos blancos" (aprox. 30 minutos),
retire el vaso y en su puesto de trabajo agregue por sus paredes interiores  6 mL. de agua destilada (con piseta),
agite para solubilizar la mayor parte del sólido blanco que ha sublimado en las paredes frías del vaso. Preguntas:
¿Qué compuesto se forma al reaccionar el anhídrido fosfórico con exceso de agua? Escriba su nombre y fórmula:
¿A qué tipo de ácido corresponde?
Reparta la solución obtenida en 2 T.E. A uno adicione 3 gotas de indicador Tornasol y al otro 3 gotas de indicador
Fenoftaleina ¿Qué cambios observa en el color de los indicadores?
Escriba las ecuaciones correspondientes tanto, a la combustión del fósforo blanco en presencia del oxígeno como a
la del producto formado (en la combustión) con exceso de agua y el comportamiento de los indicadores
II.- Caracterización de Óxidos Anfóteros.
Experiencia Nº 3: Coloque en 3 T.E. limpios, pequeñísimas porciones de óxido de zinc (se recomienda utilizar la
mitad de la “punta de espátula” utilizada anteriormente). Al primero de ellos agregue  5 mL de agua destilada,
agite y caliente con llama suave. Preg. ¿Qué observa al dejar el tubo en reposo?
Compare la solubilidad en agua del óxido de zinc con la del óxido de magnesio. Preg. ¿Qué deduce de ello?
Al segundo T.E. agréguele  3 mL de HCl diluido (20%) y agite. Preguntas: ¿Qué observa? ¿Qué compuesto se ha
formado? Escriba su nombre y fórmula. Escriba la ecuación correspondiente.
Al tercer T.E. agregue  5 mL de solución de NaOH concentrada (20%) agite y caliente hasta obtener la total
disolución del sólido Preguntas: ¿Qué compuesto se ha formado? Escriba su nombre y fórmula. Escriba las
ecuaciones correspondientes
III. - Caracterización de Óxidos de Valencia Mixta u Óxidos Mixtos u Óxidos Salinos:
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Experiencia previa: NO se realiza. Pero, SI se evalúa: Coloque una pequeña porción de PbO2 ( 1 cm.) en el
fondo de un T.E. SECO, luego desde una bureta común deje caer H2SO4 concentrado, en cantidad suficiente para
cubrir el polvo (máximo 2 mL de ácido). Sujete el tubo con una pinza para T.E. y caliente suavemente y agitando
continuamente el tubo, con mucho cuidado para evitar proyecciones (por tal razón NO dirija la boca del tubo hacia
alguno de sus compañeros) Preg. ¿Qué gas se desprende como uno de los productos de la reacción? Escriba su
nombre y fórmula: Respuesta: oxígeno (O2).
Rápidamente, identifique este gas introduciendo para ello hasta la mitad del tubo, una pajuela en ignición (encienda
previamente la pajuela y sóplela para que esta quede incandescente). Observe lo que lo ocurre a la pajuela al entrar
en contacto con el gas que se desprende: Respuesta: Se enciende. ¿A qué se debe esto? Respuesta: El gas actúa
como comburente. Terminada la experiencia, deje enfriar el T.E. en la gradilla y luego de una vez, vacíe su
contenido en una cápsula de porcelana común para todo el grupo. (Nunca al desagüe.Pues el H2SO4 concentrado lo
destruye). Escriba la ecuación que ilustra la acción del ácido sulfúrico sobre el dióxido de plomo.
2 PbO2 (s) + H2SO4 (ac) → 2 PbSO4 (s) + 2 H2O (l) + O2 (g)
El dióxido de plomo tiene un color café, compárelo con el pp. obtenido en la reacción siguiente (Experiencia 4).
Son dos las razones para de no realizar esta experiencia previa en forma práctica:
1.- Existe el peligro de que el calentamiento del T.E. con la mezcla (PbO2 y H2SO4) no se haga con cuidado, y esto
genere proyecciones del ácido que pueden quemar a algún compañero de laboratorio
2.- Existen alumnos que no leen las guías antes de cada T.P. Por lo tanto, no saben que en esta reacción se espera la
liberación de un gas (O2). Así, dejan pasar mucho tiempo antes de introducir la pajuela incandescente en el TE. Por
lo que no observan que la pajuela se enciende, esto porque la cantidad de oxígeno generado, ya se ha escapado
Experiencia Nº 4: Coloque en un T.E. limpio, una pequeña porción de ortoplumbato plumboso (Pb3O4) Preg. ¿De
qué color es esta sustancia? A este óxido agregue 2 mL de agua destilada y 1 mL de HNO3 concentrado, para
homogenizar agite según técnica indicada por el docente (o en su defecto utilice la varilla de vidrio, (recuerde que
una de las mayores fuentes de contaminación en un laboratorio se debe al hecho de introducir objetos extraños a los
reactivos) Preg. ¿Qué cambios observa al agregar el ácido?
Arme un equipo de filtración simple y utilizando filtro plegado separe el precipitado. Preg. ¿De qué color es el
precipitado retenido por el filtro? (recuerde experiencia no realizada). El filtrado recójalo en un vaso de pp. de 150
mL. Preg. ¿De qué color es la solución recolectada en el vaso?
Al líquido filtrado adicione gotas de solución de KI Preguntas: ¿Qué observa? ¿A qué compuesto corresponde?
Escriba su nombre y fórmula. ¿Qué ión presente en el líquido filtrado identificamos con esta reacción? De esto se
deduce que el ion plumboso se solubiliza en HNO3 para generar nitrato plumboso (sal presente en el líquido
filtrado al estado de iónes: Pb+2 y NO3-).
Como conclusión, se puede deducir que el óxido plumboso-plumboso-plúmbico al estar constituido aparentemente
por una mezcla de dos óxidos Preguntas: Escriba su fórmula. Cómo se le clasifica? ¿Cuáles son estos óxidos?
Escriba sus nombres y fórmulas respectivas
Nota: Sin embargo, los óxidos mixtos corresponden a compuestos bien definidos, no a simples mezclas como
parecieran indicar estas experiencias (en estas experiencias no estamos apreciando los cambios en sus formas
cristalinas). Preg. ¿Cuál es uno de los productos de esta reacción (el compuesto soluble)? Mientras que el otro (el
compuesto insoluble) es: PbO2. Por lo que la identificación de este último residuo sólido se podría realizar
mediante la experiencia 3 previa (No realizada).
IV.- Caracterización de peróxidos
Experiencia Nº 5: A.- En un T.E. agregue 1 mL de solución de KMnO4 (Observe su coloración inicial) y
acidifique con gotas de H2SO4 diluido (1:5) (Observe coloración) Preg. ¿Qué color presenta esta solución? (Por lo
tanto, hasta este momento no ocurre reacción entre ambos). Luego adicione gotas de H2O2 Preguntas: ¿Qué
observa? ¿Qué gas se desprende como uno de los productos de esta reacción? y ¿Cómo podría identificar el gas
desprendido? Escriba la ecuación correspondiente entre: KMnO4 y H2O2 en medio ácido
Guía de Trabajos Prácticos Laboratorio de Química General, otoño 2013
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B.- En un T.E. limpio coloque 4 mL de solución saturada de Ba(OH)2 y agregue 4 mL de H2O2. Coloque luego el
tubo en la gradilla de T.E. y deje reposar la solución unos minutos Preguntas: ¿Qué observa? ¿A qué compuesto
corresponde? Escriba su nombre y formula
Arme un equipo de filtración simple y filtre esta solución usando filtro liso, lave repetidamente el precipitado con
agua destilada (piseta), para eliminar el exceso de peróxido de hidrógeno. Luego rompa el fondo del filtro con una
varilla de vidrio y arrastre con agua destilada el precipitado a un T.E. limpio. Deje reposar hasta que observe que se
ha depositado el máximo de sólido en el fondo del T.E. y luego elimine el máximo de líquido sobrenadante
simplemente escurriendo. Preg. Intente determinar a que compuesto corresponde el sólido
A este precipitado agréguele con cuidado y lentamente 1 mL de H2SO4 diluido (1:5) (Precaución: la reacción es
exotérmica). Luego filtre el líquido sobrenadante utilizando filtro plegado y recibiendo el líquido filtrado en un
T.E. limpio. Este líquido filtrado vacíelo sobre 1 mL de una solución diluida de KMnO4 acidificada con gotas de
H2SO4 diluido (1:5). Preguntas: ¿Qué observa al vaciar el líquido filtrado sobre la solución de permanganato de
potasio? ¿A qué compuesto presente en el líquido filtrado le puede Ud. atribuir la decoloración de la solución
acidulada de permanganato? Represente mediante ecuaciones las experiencias realizadas en cada etapa.
De acuerdo a las experiencias que Ud. ha efectuado Preguntas: ¿Qué comportamiento químico presentan el
peróxido de hidrógeno y el permanganato de potasio cuando reaccionan entre sí, en medio ácido? Escriba las
ecuaciones respectivas
B.- Hidróxidos, Obtención y Caracterización:
Experiencia Nº 6. A.- Con una pinza coloque sobre un trozo de papel, una lentejuela de NaOH (Cuidado: no la
tome con la mano, porque es cáustica), luego trasládela a un T.E. que contiene  10 mL de agua destilada. Para
favorecer la solubilización agite según técnica descrita por los docentes (o en su defecto utilice una varilla limpia)
Preguntas: ¿Qué efecto térmico aprecia Ud. en las paredes del tubo? ¿Qué reacción ha ocurrido entre el hidróxido y
el agua que expliquen su observación? Represente la disolución del NaOH sólido en el agua mediante una
ecuación
Reparta la solución anterior en 2 T.E. y agregue a uno de ellos, 3 gotas de indicador Tornasol y al otro T.E. 3 gotas
de indicador Fenolftaleína. Preguntas: ¿Se observan cambios de coloración de los indicadores, en ambos casos? ¿A
qué se debe el comportamiento de estos indicadores?
B.- Adicione en un T.E.  2 mL de solución de CuSO4 Preg. ¿Qué color inicial presenta la solución? Luego,
adicione lentamente solución de NaOH hasta obtener un precipitado de color azul Preguntas: ¿Qué aspecto
presenta este precipitado? ¿A qué compuesto corresponde? Escriba su nombre y fórmula respectiva.
Caliente fuertemente a la llama del mechero la suspensión obtenida hasta que se produzca un cambio de coloración
y luego déjela en reposo durante algunos minutos. Preguntas: ¿Qué observa al cabo de cierto tiempo? ¿De qué color
es este compuesto? ¿A que compuesto corresponde este sólido? Escriba su nombre y fórmula. Escriba las
ecuaciones correspondientes a cada etapa. ¿Qué nombre recibe el procedimiento mediante el cual Ud. obtiene el
óxido correspondiente al calentar al hidróxido?
Trabajo Práctico Nº 3. Preparación y Propiedades de las sales
A.- Preparación de sales
Experiencia Nº 1: Preparación de sulfato doble de Potasio y Aluminio docecahidratado. KAl(SO4)2 12H2O. Para
esta preparación Ud. deberá traer 1 frasco de vidrio con tapa, de 50 - 125 mL (por ejemplo un frasco de
alimentos colados ó de mermelada)
En un vaso de pp. de 100 mL disuelva 1,7 gramos (en balanza granataria) de K2SO4 en 15 mL de agua destilada y
agite con varilla de vidrio hasta la completa disolución de la sal.
Por otro lado, en otro vaso de pp. de 100 mL disuelva en 25 mL de agua 3,6 gramos de Al2(SO4)3H2O (balanza
granataria). Caliente suavemente sobre rejilla de amianto agitando hasta lograr la disolución de la sal y luego, si es
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que aprecia algo de sal no disuelta, proceda a filtrar en caliente, usando filtro plegado (arme previamente el
equipo correspondiente).
Conseguido esto, caliente ambas soluciones a  40ºC (no permita que la temperatura supere los 40ºC), utilice para
ello los baños termoregulados dispuestos en el laboratorio y, luego vacíe el contenido del primer vaso sobre el
segundo vaso. Agregue a este vaso algunas piedras de ebullición (2 o 3 trozos de porcelana).
Concentre la solución resultante calentando a ebullición hasta reducir el volumen hasta aproximadamente 20 mL
(previamente Ud. a marcado en el vaso de pp. este volumen con plumón o lápiz graso. (Nota: cuide de las
“proyecciones” y “crepitaciones”).
Una vez reducido el volumen, vacíe la solución desde el vaso de pp. al frasco de boca ancha que Ud. ha traído
(incluya los trozos de porcelana, estos le servirán como núcleos de cristalización). Tape el frasco pero, permita el
flujo de aire. Guarde este frasco con la solución en su cajonera, rotulado con los nombres de los integrantes del
grupo de trabajo. En el próximo T.P. observará el producto obtenido. Preguntas: Anote la fórmula de la sal obtenida
y clasifíquela. Escriba la ecuación correspondiente a la obtención de la sal. Realice los cálculos necesarios para
indicar la estequiometría del proceso.
Experiencia Nº 2: Preparación de bisoxalato cuprato(II) de potasio dihidratado
Para esta preparación si Ud. desea puede traer adicionalmente otro frasco de vidrio con tapa, de 50 - 125 mL
Disuelva en un T. E. 1,5 gramos de CuSO45H2O en 3 mL de agua destilada. Para que la disolución sea completa,
caliente a 90ºC en baño maría, utilice para ello los baños termoregulados dispuestos en el laboratorio, agite
suavemente con el termómetro que esté usando para controlar la temperatura de la solución, la cual NO debe pasar
los 90ºC).
Separadamente, en un vaso de pp. de 100 mL coloque 12,5 mL de solución de oxalato de potasio, K2C2O4 1 M
(medidos con pipeta graduada) y, caliéntelos suavemente hasta que el termómetro registre también una temperatura
de 90ºC. Evite sobrepasar esta temperatura. Cuando ambas alcancen los 90ºC vierta rápidamente la solución de
sulfato de cobre sobre la solución de oxalato y agite Preg. ¿Qué observa?
La solución resultante enfríela a 10 ºC en un baño de agua con hielo y, el precipitado obtenido fíltrelo al vacío.
Utilice para ello un embudo Büchner utilizando papel filtro (es obligatorio el uso de pinzas para afirmar el
matraz kitasato, la trampa de humedad no es necesaria). Este precipitado debe lavarse rápidamente con 25 mL de
agua destilada fría.
La preparación normalmente implica secar en estufa a 50ºC, obvie este paso, deje secar simplemente al aire y luego
vacíe el contenido en el frasco que Ud. trajo. Preguntas: ¿Qué color presenta el producto obtenido? Anote la
formula de la sal. Clasifíquela. Interprete la obtención de esta sal mediante una ecuación. Realice los cálculos
necesarios para estudiar la estequiometría del proceso.
B.- Propiedades de las sales
Experiencia Nº 3. En un T.E. coloque una pequeña cantidad de NH4Cl sólido y agregue 2 mL de solución
saturada de Ba(OH)2. Coloque en la boca del tubo un papel de tornasol rojo humedecido con agua destilada.
(Solicítelo al ayudante técnico) Caliente suavemente el tubo que contiene la mezcla. Preguntas: ¿Podría identificar
el gas desprendido por el olor? ¿Qué observa en el papel tornasol? ¿Que cambio químico es el responsable de ello
y por qué? Represente las reacciones involucradas en esta experiencia, mediante las respectivas ecuaciones.
(Nota: Si no recuerda la coloración que adquiere un indicador dado en un medio ácido (o básico), simplemente
adicione 1 mL de un ácido (o de una base) en un T.E. con agua destilada y gotas del indicador en cuestión).
Experiencia Nº 4. En 5 T. E. etiquetados (papel engomado en mesón) coloque respectivamente, pequeñísimas
porciones (puntas de espátula) de las siguientes sustancias sólidas: NaCl, NH4Cl, K2CO3, ZnCl2 y FeCl3. A cada
uno de estos tubos agregue 5 mL de agua destilada y agite hasta total disolución de las sales.
En seguida, reparta cada una de las soluciones en 2 T.E. y,
A.- Al primer conjunto de tubos agregue 3 gotas de solución indicador Tornasol y,
B.- Al segundo conjunto de tubos, 3 gotas de solución indicadora de Fenoftaleina. ¿Qué observa?
Anote sus observaciones en forma tabulada.
Solución
Frente a
Frente a
Ind. Tornasol Ind. Fenoftaleína
Tipo de reacción frente a los indicadores
(ácida, básica, neutra)
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NaCl
NH4Cl
K2CO3
FeCl3
Nota: Recuerde que cada indicador tiene un rango de viraje propio.
Preguntas: ¿A qué puede atribuir Ud. el comportamiento de los indicadores en cada uno de estos casos? Interprete
los fenómenos observados a través de las ecuaciones correspondientes.
Nuevamente disponga una pequeñísima porción de FeCl3 sólido (menos de una punta de espátula) en un T.E. y
disuélvalo en 5 mL de agua destilada. Caliente suavemente ( 4 minutos) y luego deje reposar. Preguntas: Después
de aproximadamente 5 minutos ¿Qué observa? ¿A qué compuesto corresponde? Escriba su nombre y fórmula.
Represente el fenómeno observado mediante una ecuación
Experiencia Nº 5. Mezcle en un T.E. 2 mL de solución de Na2SO4 con 2 mL de solución de BaCl2 Preguntas: ¿Qué
observa? Escriba la ecuación correspondiente
Experiencia Nº 6. (Demostrativa)
Con la ayuda de un aparato para medir la conductividad se comparará cualitativamente la conductividad de las
siguientes soluciones acuosas (en igualdad de concentraciones)
Soluciones 0,1 M
Observaciones
FeSO4
NaOH
HCl
AcOH
AcOH glacial
glucosa
Los iones del soluto, libres en el seno de la reacción, son los responsables de la conducción de corriente eléctrica.
Preguntas: ¿Qué entiende Ud. ahora por electrólitos? y por NO electrólitos. Anote sus observaciones y conclusiones
Trabajo Práctico N° 4. Síntesis de sulfato de cobre pentahidratado (CuSO45H2O)
Cuº + 2 H2SO4  CuSO4 + 2 H2O + SO2
Para esta preparación Ud. deberá traer 1 frasco de vidrio con tapa, de 50 - 125 mL.
En Campana de extracción. En un balón de fondo plano de 125 mL (el más pequeño de que disponga) adicione
2 gramos de Cuº en virutas (o láminas o alambres) y vierta sobre este (desde una bureta común a todo el grupo)
6,3 mL de H2SO4 concentrado (98%, d = 1,84 [g/mL]) y 2 ó 3 gotas de HNO3 (con pipeta Pasteur).
Luego, agite, caliente suavemente y luego fuertemente durante 20 minutos (cuide que la solución no se seque
por un calentamiento muy enérgico, retire el mechero si ello ocurriera).
Nota: Mientras transcurre la reacción entre Cuº y H2SO4 (aproximadamente 15-20 min.) realice las experiencias
que se citan en el cuestionario. Obviamente, debe esporádicamente acercarse a la campana de extracción para
vigilar la reacción.
Posteriormente, una vez que la reacción haya terminado (20 minutos), deje enfriar y, agregue mediante una
probeta 30 mL de agua destilada, calentando suavemente para lograr la completa disolución del CuSO4 (10
minutos).
En su mesón de trabajo: Filtre al vacío sobre un embudo Büchner (es obligatorio el uso de pinzas para afirmar
el matraz kitasato, la trampa de humedad no es necesaria); el líquido resultante deberá tener color azul y ser
completamente transparente.
Vierta sobre una cápsula de porcelana o un vaso de pp. grande si el volumen de solución lo hace necesario y
caliente suavemente. Retire el mechero y neutralice el exceso de H2SO4 agregando pequeñas porciones de
CaCO3; (no deje elevar demasiado la temperatura durante la neutralización, y no agregue exceso de CaCO3, se
ha comprobado que en este caso, menos es mejor).
Guía de Trabajos Prácticos Laboratorio de Química General, otoño 2013
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Deje enfriar y filtre al vacío. Lave la cápsula 2 veces con pequeñas porciones de agua destilada procurando
verter sólo la parte líquida. Concentre esta solución neutralizada evaporando en un vaso de precipitado de 150
mL (o el más grande que posea) hasta la mitad o un tercio del volumen inicial, calentando con un mechero
(marque el volumen inicial, cuide de no secar la solución, “crepitará”). Para minimizar la posibilidad de
crepitación puede agregar previamente piedras de ebullición a la solución.
Cerca del final de esta concentración la solución puede crepitar, esté atento para evitar esto, cuando observe que
el volumen de la solución se reduce demasiado apague el mechero y también, retire la solución de la placa
calefactora. Deje cristalizar (para ello disponga el vaso en una olla con hielo) y luego filtre nuevamente al vacío
y posteriormente lave los cristales con pequeñas porciones (5 mL) de alcohol etílico. Recolecte los cristales
formados en el frasco de boca ancha que Ud. ha traído, etiquételo con su nombre y guárdelo en su cajonera. El
CuSO4 se presenta en forma de cristales triclínicos de color azul con 5 moléculas de agua de cristalización
(CuSO4 5H2O)
Cuestionario: Características del ión cobre
1.- Coloque en un crisol pequeño una pequeña cantidad de CuSO45H2O ya preparado, sollame y caliente muy
suavemente. Observe el cambio de color azul a blanco Preguntas: ¿Cómo explica Ud. este fenómeno? Escriba la
ecuación respectiva.
2.- Coloque en un T.E. 2 mL de una solución 4,5 % p/v de CuSO4 y agregue NH3 diluido muy lentamente hasta
aparición de un precipitado de color azul celeste. Agregue mas NH3 diluido y observe la intensificación de color
azul por la formación del ión complejo tetramín Cu(II). Preg. Escriba la ecuación respectiva.
3.- Coloque en un T.E. 2,5 mL de solución de CuSO4 (4,5% p/v), 2,5 mL de solución alcalina de tartrato de
potasio (KOOC-CHOH-CHOH-COOK) y 3 mL de solución de Glucosa al 4%. Caliente el tubo en un baño
maría mantenido a 60ºC. Utilice el baño termo regulado común al grupo (o confeccione un baño maría propio)
retire de la llama una vez que ha alcanzado la temperatura deseada. Nota: Se formará primeramente un
precipitado amarillo el que lentamente cambiará a color rojo. Pueden presentarse colores intermedios verdes.
Una vez frío, se recolecta y se centrífuga, deseche el liquido sobrenadante. Posteriormente, lave el precipitado
rojo con agua destilada. Repita este procedimiento hasta que solo observe pp. rojo y agua limpia sin coloración.
En el mismo tubo de centrífuga, agregue lentamente NH3 diluido hasta solubilización. Observe que la solución
debería ser incolora. Posteriormente agite el tubo. En este momento, la solución debería tornarse de color azul.
Preguntas: Escriba la ecuación respectiva. Busque información sobre la reacción de Fehling
Conteste también las siguientes preguntas y realice los siguientes cálculos:
1.- ¿Cuántos gramos de CuSO45H2O se deberían obtener de esta síntesis? si: a.- el Cuº está puro y b.- si tiene
un 4% de impurezas
2.- ¿Qué función desempeñan las gotas de HNO3 concentrado al comienzo de la síntesis?
3.- Explique la formación del precipitado de color amarillo y luego de color rojo por reducción con Glucosa del
complejo bis tartrato Cu(II).
4.- El complejo de cobre aminado en la experiencia N° 2 es azul y en la N° 3 es incoloro. ¿Por qué?
5.- Interprete mediante reacciones los fenómenos químicos ocurridos en la experiencia N° 2
6.- Escriba la ecuación balanceada entre Cu y H2SO4 (con gotas de HNO3) y también, entre Cu y solo HNO3.
Trabajo Práctico Nº 5. Oxidación / Reducción. Redox
La facilidad con que se efectúa la transferencia de electrones de una sustancia a otra varía ampliamente con la
naturaleza de las especies químicas que intervienen en el proceso de oxido reducción. Conviene por lo tanto ordenar
las substancias de acuerdo a su tendencia relativa a experimentar oxidaciones y/o reducciones (Tabla de potenciales
de reducción estándares). El trabajo que sigue tiene por objeto estudiar comparativamente el poder oxidante o
reductor de algunas especies químicas que intervienen en reacciones de desplazamiento. Se procederá por lo tanto, a
ordenar las especies químicas que reaccionan como oxidantes y como reductores, según un procedimiento o
convención que se discutió previamente con el profesor de cátedra en Química General y que se repetirá ahora antes
de empezar el T.P.
Guía de Trabajos Prácticos Laboratorio de Química General, otoño 2013
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Experiencia Nº 1: Desplazamiento de iones haluros
1ª parte: Identificación de los halógenos y haluros por su coloración.
Estas experiencias preliminares tienen por objeto conocer las coloraciones de los halógenos y de los haluros
disueltos en dos solventes distintos e inmiscibles: a) agua y b) un solvente orgánico (tetracloruro de carbono,
benceno, éter de petróleo). Nota: En ninguno de estos casos hay reacción química entre los halógenos y el solvente
orgánico (o el haluro y el agua), pues este último es solo un buen disolvente de los halógenos. Preg. ¿Por qué?
Utilice en todos los casos, T.E. etiquetados. En un T.E. limpio agite 1 mL de solvente orgánico con 3 ó 5 mL de una
solución acuosa saturada de Cl2 y deje reposar. Preg. ¿A que capa corresponde la fase orgánica, superior o inferior?
Anote las coloraciones que adquieren tanto la capa acuosa como principalmente la orgánica.
Repita el ensayo agitando 1 mL de solvente orgánico con 1 mL de las siguientes soluciones acuosas, en forma
separada: solución saturada de Br2, solución saturada de I2, solución 0,1 M de NaCl, solución 0,1 M de NaBr y
solución 0,1 M de NaI. Anote el color inicial para ambas capas de solventes en cada ensayo, deje reposar y anote el
color de cada capa, completando el siguiente cuadro:
Color inicial de las capas
Color de las capas (luego de reposar)
Halógeno halógeno en solución acuosa capa superior (H2O) capa inferior (CCl4)
Cl2
Br2
I2
Mantenga solo los T.E. con las soluciones de halógenos en su gradilla, las usará para comparar colores
Color inicial de las capas
Color de las capas (luego de reposar)
Haluro haluro en solución acuosa capa superior (H2O) capa inferior (CCl4)
ClBrComo estas soluciones d e halógenos son todas incoloras, puede desecharlas posteriormente a verificar su color
2ª parte: Reacciones de desplazamiento
Utilice en todos los casos, T.E. etiquetados. En un T.E. limpio, coloque 1 mL de solución 0,1 M de NaBr y agregue
1 mL de solución saturada de Cl2. Agite la mezcla y luego adicione 1 mL del solvente orgánico; enseguida agite
nuevamente la mezcla y espere que se separen las capas correspondientes y anote los colores por Ud. observados en
la Tabla que a continuación se indica. Repita esta experiencia mezclando:
1 mL de Na 0,1 M con 1 mL de sol. sat. de Cl2 1 mL de NaBr 0,1 M con 1 mL de sol. sat. de I2
1 mL de NaCl 0,1 M con 1 mL de sol. sat. de Br2 1 mL de Na 0,1 M con 1 mL de sol. sat. de Br2
1 mL de NaCl 0,1 M con 1 mL de sol. sat. de I2
Agite ambos reactivos, en cada uno de los casos agregue el solvente orgánico y, luego vuelva a agitar la mezcla
Sustancias mezcladas
X2
X-
Cl2
Br-
Cl2
-
Br2
Cl-
Br2
-
2
Cl-
2
Br-
Color de la capa orgánica
después de mezclar,
agitar y reposar
Color de la capa
acuosa después de
mezclar, agitar y
reposar
Reacción
(positiva o negativa)
Nota: En las experiencias Cl2 / - y Br2 / -, como los reactivos no están en cantidades estequiométricas, en la fase
acuosa se debería observa una tenue coloración café, debido a la formación del ión triyoduro, 3- (Un compuesto
iónico, por lo tanto debería estar mayormente en la fase acuosa).
Guía de Trabajos Prácticos Laboratorio de Química General, otoño 2013
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Preguntas: Escriba las reacciones (semireacciones de oxidación y de reducción correspondiente y, finalmente la
reacción total) según procedimiento indicado por el docente. Tanto en los casos, de tener evidencia de reacción
positiva y/o negativa. Luego, basándose en sus observaciones ordene los halógenos X2 de menor a mayor poder
oxidante y frente a ellos ordene los iones haluros (X-) de mayor a menor poder reductor.
En base a su observaciones concluya lo siguiente: ¿Cuál es el oxidante más fuerte? ¿Cuál es el oxidante más débil?
¿Cuál es el reductor más fuerte? ¿Cuál es el reductor más débil? Si el par: F2 / F- fuera incluido en esta secuencia
¿Dónde estaría ubicado?
Experiencia N° 2: Desplazamiento de iones metálicos.
Utilice en todos los casos, T.E. etiquetados. En un T.E. haga interactuar trozos de metal con 1 mL de una solución
acuosa de sal, de acuerdo al listado adjunto. Agite y transcurrido 5 a 10 minutos, observe el color de la solución,
examine la superficie del metal (comparada con su aspecto y color inicial) y la posible aparición de gases (burbujeo).
Zn en solución de AgNO3 0,5 M Zn en solución de CuSO4 0,5 M
Zn en solución de HCl 0,5 M Cu en solución de ZnSO4 0,5 M
Cu en solución de HCl 0,5 M Cu en solución de AgNO3 0,5 M
Tabule sus resultados: Evidencia de reacción
Metal
Catión
(Color capa
acuosa final)
Superficie Metálica
inicial
final
Emisión
de gases
Reacción
positiva o negativa
+
Znº
Ag
Znº
Cu2+
Znº
H+
Cuº
Zn2+
Cuº
H+
Cuº
Ag+
Nota: Puede que en la 2ª experiencia la decoloración de la solución de CuSO4 sea muy lenta, por lo tanto, realice una
comparación entre la coloración de la solución original de CuSO4 con aquella que presenta la mezcla (Znº +
CuSO4). Además, con fines de aumentar la cinética del proceso prefiera siempre las granallas de Znº opacas, es
decir, aquellas que no tienen brillo metálico.
Preguntas: En caso de tener evidencia de reacción, ya sea positiva o negativa, escriba las correspondientes
semireacciones de oxidación y de reducción y, la ecuación final, que resulta de la suma de las dos semireacciones, de
acuerdo a procedimiento dado por el docente. Basándose en sus observaciones ordene los iones metálicos (M+n) de
acuerdo a su poder oxidante creciente y frente a ellos los metales (M°) en el orden decreciente a su poder reductor.
Incluya en esta secuencia el par: H+ (ac) / H2 (g)
En base a su observaciones concluya lo siguiente: ¿Cuál es el oxidante más fuerte? ¿Cuál es el oxidante más débil?
¿Cuál es el reductor más fuerte? ¿Cuál es el reductor más débil?
Experiencia N° 3: Determine si el Ion Férrico es un oxidante más fuerte o más débil que el Br2 y/o el I2.
Para ello agregue a 1 mL de solución de NaBr 0,1 M; 1 mL de solución de FeCl3 0,1 M y,  1 mL de solvente
orgánico. Agite y observe la coloración producida en la capa de este solvente. Repita la experiencia utilizando
solución 0,1 M de NaI. Preguntas: En caso de evidencia de reacción, escriba la ecuación que la represente, a partir de
las semireacciones de oxidación y reducción correspondientes. ¿Cuál es el agente oxidante? ¿Cuál es el agente
reductor? Ubique el par: Fe3+ / Fe2+, en la reacción establecida para los Halógenos.
Informe: Consiga en tablas los valores de potencial de reducción estándar (red) para corroborar y confirmar sus
predicciones para todos los compuestos considerados. Luego, intente incluir a todas las especies analizadas en un
único ordenamiento de poder oxidante/reductor. Preg. En caso de existir algún ión en que NO se corresponda el
ordenamiento teórico con el práctico Indique ¿Cuál es el motivo?
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Trabajo Práctico Nº 6. Preparación y Valoración de Soluciones
Informe con nota. Debe ser entregado antes de retirarse del laboratorio
Soluciones Normales son aquellas que poseen un determinado número de equivalentes-gramo de soluto, disueltos
en volumen dado de solución (litros) o, aquellas que contienen un determinado número de mili equivalentes-gramo
de soluto, disueltos en unos determinados mL de solución. De esta definición se desprende que una solución será
1,0 N (1 Normal) cuando posea un equivalente-gramo de soluto disuelto en un litro de solución o también, cuando
disponga de a equivalente-gramos de soluto disuelto en a litros de solución (a/a = 1)
PARTE I.- Preparación de Soluciones Normales (Patrón secundario)
En este trabajo práctico Ud. preparará (pesando el soluto) 250 mL de una solución  0,1 N de NaOH, (Nota: será 
0,1 N porque el NaOH NO es un patrón primario. Preg. ¿Porque?). Luego a esta solución se le determinará
exactamente su título o concentración, mediante una titulación o valoración con una sustancia que si es patrón
primario (en este caso, H2C2O4)).
Pasos: A.- Solicite al ayudante un frasco plástico limpio de 250 mL. En la mayoría de los casos este
frasco contendrá ya una marca de volumen (250 mL) realizada por el ayudante. De no ser así, mida 250
mL de agua (basta agua de la llave) en una probeta o matraz aforado. Vacíela en su frasco plástico y
haga una marca que le indique el volumen de 250 mL. Posteriormente, enjuague el frasco plástico con
pequeñas porciones de agua, esta vez utilice agua destilada, por lo menos tres (3) veces.
B.- Pese la cantidad de NaOH, previamente calculada por Ud., (balanza granataria) y disuélvala en un vaso de pp.
con un poco de agua destilada (recuerde que esta disolución es exotérmica). Una vez disuelta la base adiciónela al
frasco plástico previamente preparado y complete el volumen hasta la marca que había determinado antes. No se
preocupe demasiado del volumen final, esta solución será titulada o valorada posteriormente.
C.- Hecho esto tape el frasco y recuerde agitar la solución para homogenizarla.
D.- Etiquete la solución, no anote el título aún, este será determinado seguidamente.
PARTE II.- Valoración de soluciones de ácidos y/o de bases
Para determinar la concentración de una sustancia en solución, se recurre a su valoración o titulación. Este método
se basa en que una sustancia reacciona exactamente equivalente-gramo a equivalente-gramo con otra sustancia. Por
lo tanto, basta conocer los eq-g. de una de las que ha reaccionado para determinar los eq-g. de la otra sustancia. En
el caso de un ácido (o base), cuya concentración se desea determinar, se le hace reaccionar con una base (o ácido)
de concentración conocida. A esto se le llama “Reacción de Titulación o de Neutralización”. El punto de
Equivalencia (Punto Final) de la Valoración, se determina utilizando un indicador Ácido-Base adecuado.
Específicamente, en este caso, Ud. valorará su solución de NaOH recién preparada para determinar su
Normalidad exacta, con una solución de H2C2O4 de Normalidad conocida (0,1000 N). Este ácido representa una
sustancia estándar (patrón) en valoración ácido-base, puesto que se pueden preparar a partir de él, soluciones de
normalidad muy exacta, mediante pesada directa y exacta (balanza analítica) de esta sustancia. Anote la
Normalidad exacta de esta solución de ácido oxálico (__, _______ Normal) proporcionada por el laboratorio. Cuide
de no contaminar esta solución patrón porque será primordial para todos los integrantes de su mesón de trabajo
II.- Valoración de la solución de NaOH (patrón secundario)
Lave su bureta con pequeñas porciones de agua destilada y, luego ambiéntela con su solución de NaOH (recién
preparada). Luego llénela con la solución de NaOH (inclusive el vástago) cuya normalidad desea determinar y
enrase a cero (u otro número) Anote este valor
En un vaso de pp. de aprox. 100 mL limpio y seco (o ambientado), coloque ± 40 mL de solución de ácido oxálico
(evite la contaminación de esta solución, es una buena práctica el tapar el vaso con su vidrio de reloj). Luego,
utilizando una pipeta aforada, mida exactamente 10 mL de ácido oxálico 0,1000 Normal (u otro volumen, de
acuerdo a la pipeta que disponga) y transfiéralos a un matraz Erlenmeyer de 100 mL (no sople ni sacuda la
pipeta), luego agregue 20 mL de agua destilada y unas 2-3 gotas de solución indicadora de Fenoftaleina (No
adicione indicador en exceso, recuerde que el indicador también gasta solución valorante).
Proceda posteriormente a valorar, para ello, deje caer gota a gota la solución de NaOH desde la bureta sobre el
ácido que se encuentra en el Erlenmeyer, este se debe agitar continuamente en forma circular con la mano, hasta
que la primera gota de exceso de NaOH haga virar el indicador a un color rosa pálido permanente (Recuerde que el
Guía de Trabajos Prácticos Laboratorio de Química General, otoño 2013
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punto final de la valoración se obtiene en la aparición del color). Lea en la bureta el volumen de NaOH gastado y
Anote este valor.
Repita esta operación por lo menos 3 veces, los volúmenes de NaOH gastados entre una y otra valoración no deben
tener una variación mayor que  0,1 mL. Si obtuviera un resultado que no esté de acuerdo a lo indicado,
simplemente descártelo.
Saque el promedio de los volúmenes gastados en las otras valoraciones y utilizando este valor con 2 cifras
significativas proceda a calcular la Normalidad de su solución de NaOH (5 cifras significativas). No olvide de
anotar este resultado en su cuaderno y en la etiqueta de su solución de NaOH. Preg. Escriba la ecuación que
represente la reacción entre el H2C2O4 (soluc. patrón primario) y el NaOH (soluc. patrón secundario).
PARTE III: Determinación del Peso Equivalente de un Ácido Desconocido
Para encontrar el Peso Equivalente de un determinado ácido se necesita determinar sus equivalente-gramos ó mili
equivalentes-gramos. Para esto, se recurre a la valoración de una solución que pose un peso determinado de dicho
ácido mediante una base de Normalidad conocida, por usted recién determinada.
Procedimiento:
1.- Ud. recibirá en un frasco una muestra de un ácido sólido soluble al cual deberá determinar el Peso Equivalente.
Anote el número de su muestra.
2.- Pese exactamente en balanza analítica entre 0,4 - 0,5 [g] de su muestra y, anote la cantidad pesada.
3.-Traslade cuantitativamente la muestra de ácido desde el pesa substancias a un vaso de pp. limpio de 100 mL,
con una pequeña cantidad de agua destilada, utilizando para ello su piseta. Disuélvala en un volumen de  30 mL
de agua destilada, agitando continuamente (Sólo si fuera necesario, acelere la disolución calentando suavemente
sobre rejilla de asbesto y deje enfriar la solución).
4.- Vacié cuantitativamente desde el vaso de pp. a un matraz aforado de 100 mL (Utilice para tal objeto el
embudo de vidrio y la varilla de vidrio (previamente lavada con agua destilada) de modo que esta caiga en el
interior del vaso de pp. Enjuague el vaso de pp. y el embudo con 3 a 4 porciones mínimas de agua destilada.
Complete enseguida con agua destilada hasta un poco antes del aforo y, luego usando una pipeta, piseta o pipeta
Pasteur, afore exactamente. Tape el matraz y agite para homogenizar la solución.
5.- Utilizando una pipeta aforada mida exactamente 10 mL de la solución del ácido (u otro volumen, según las
pipetas de que disponga) y transfiéralos cuantitativamente a un matraz Erlenmeyer de  100 mL. (No sacuda ni
agite la pipeta). Agregue  20 mL de agua destilada y 2-3 gotas de solución indicador Fenoftaleina y titule con su
solución de NaOH (patrón secundario) de Normalidad conocida.
Repita esta titulación tantas veces como sea necesario hasta que en valoraciones sucesivas las diferencias de
volúmenes de solución de NaOH gastados no sean superiores a  0,1 mL. Cada vez, anote los volúmenes de NaOH
gastados en las valoraciones. Descarte algún valor muy alejado de los anteriores. Finalmente saque el promedio de
los volúmenes gastados y proceda a calcular e informar el Peso Equivalente del ácido desconocido (3 cifras
después de la coma)
Antes de abandonar el T.P. deberá entregar un informe que se encuentra en el talón de la última página de esta
guía, indicando en él solamente lo solicitado. En su cuaderno deberá consignar toda otra información pertinente.
Para establecer la nota de este T.P. sólo se considera la exactitud en el Peso Equivalente del ácido desconocido
informado por Ud. Es decir, se cuantifica la cercanía al Peso Equivalente Real del ácido desconocido.
Por ello, la nota se obtiene determinando el porcentaje de error, X (en valor absoluto).
X 
Vi  Vo
x100
Vo
donde: Vo = valor real del P.E.
Vi = valor informado del P.E.
Por ende, cálculos errados conducen a un error muy grande.
Sin embargo, con el fin de ayudarlo a encontrar sus posibles errores de cálculo (la fuente de error más grande en
este práctico no es la valoración misma, sino los cálculos). En su cuaderno u hoja, deberá consignar además de lo
anterior, los gramos de muestra que exactamente pesó (balanza analítica), el aforo, el tamaño de la alícuota, la
Normalidad de su solución de NaOH (4 cifras significativas), los volúmenes de solución de NaOH gastados, el
promedio de los volúmenes anteriores (2 cifras significativas) y el Peso Equivalente (con 2 cifras después de la
coma decimal). Reproduzca en su cuaderno, los cálculos necesarios para informar el Peso Equivalente de su
muestra. Este PEq se puede re-informar (vía página U-cursos, aspirando a una nota máxima = 5)
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Trabajo Práctico N° 7. Estudio de curvas de Neutralización e Indicadores
Informe con nota
Se estudiarán la forma de las curvas de neutralización de algunas de los siguientes tipos de reacciones:
a. Ácido Fuerte (ej. HCl) con una Base Fuerte (ej. NaOH). Obligatoria y,
b. Ácido Débil (ej. CH3COOH) con una Base Fuerte (ej. NaOH). c. Base Débil (ej. NH3) con un Ácido Fuerte (ej.
HCl). d. Ácido Poliprótico (ej. H3PO4) con una Base Fuerte (ej. NaOH). e.- Sal (ej. Na2CO3) con un Ácido fuerte
(ej. HCl). Cada alumno deberá estudiar el comportamiento correspondiente a la neutralización a y además, cualquier
otra, pudiendo elegir entre los casos: b, c, d y e.
Normalmente en una titulación o valoración interesa solamente el volumen gastado en el punto final con el fin de
determinar la concentración de una solución determinada, es decir, la consabida relación V * M = V * M ó V * N =
V * N. Tal como se realizó en el T.P. de soluciones (anterior). Sin embargo, en este trabajo práctico interesa
determinar todos y cada uno de los puntos intermedios con el fin de conocer la forma total de la curva pH versus
volumen de valorante.
Para ello, utilizará uno de los sistemas (pH-metro, agitador magnético, bureta) indicados en la figura siguiente.
Solicite bureta, barrita magnética y escala de colores de pH a su ayudante técnico. Los pH-metros se encuentran en cada lugar de trabajo
Cuidado del electrodo y del pH-metro.
El pH-metro ha sido previamente calibrado, por lo que Ud. NO necesita mover ninguna perilla. Sólo deberá levantar
cuidadosamente el electrodo, destaparlo, lavarlo con agua destilada, secarlo y sumergirlo en la solución respectiva.
Posteriormente, cuando finalice una valoración dada deberá: sacarlo de la solución, enjuagarlo nuevamente con agua
destilada, secarlo y sumergirlo en la solución de referencia (pH = 4,00) si es que está disponible. Es primordial
secarlo previamente con el fin de no contaminar la solución de referencia. Si no tiene con que secarlo, es mejor que
no lo sumerja en la solución de referencia. En caso de presentar problemas de calibración, llame al profesor o
ayudante.
Guía de Trabajos Prácticos Laboratorio de Química General, otoño 2013
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Consideraciones respecto del volumen de muestra: El electrodo de trabajo debe estar siempre sumergido en la
solución respectiva para que pueda medir adecuadamente el pH durante una valoración. Esto significa que el
orificio de drenaje lateral que posee cada electrodo debe estar sumergido en la solución problema. Existen aún
algunos electrodos que tienen un orificio de drenaje muy alto por lo que necesitan mayor cantidad de muestra
líquida para estar correctamente sumergidos, verifique el electrodo elegido. De ser así, deberá trabajar con 40 mL
de muestra como mínimo. Si no es su caso, bastaran 10 mL de muestra. Este electrodo es de elevado costo. Por lo
tanto, cuide en todo momento de no someter el mismo, al contacto con la barra magnética producto de una
agitación muy enérgica. Disponga un vaso de pp. no un erlenmeyer para realizar la titulación. Trate de alejar lo
más posible la barra magnética del electrodo, agite suavemente
Recomendaciones previas:
a. Lave el material y enjuáguelo con la mínima cantidad de agua destilada.
b. No olvide ambientar previamente, tanto las pipetas con las correspondientes soluciones problemas (CH3COOH,
HCl, NH3, Na2CO3 o H3PO4) y la bureta con la solución valorante de NaOH y/o HCl, según el caso. Evite la
presencia de burbujas en la columna líquida y en el vástago, pues su presencia falsea la valoración.
c. Realice previamente el cálculo teórico, para saber el volumen de base y/o de ácido, que deberá gastar en la
neutralización de los 10-40 mL (u otro volumen, de acuerdo a sus pipetas disponibles) de la solución problema
correspondiente. Para ello, utilice las concentraciones Molares de los reactivos, las cuales se encuentra anotadas en
cada uno de los frascos respectivos. Anótelas.
Procedimiento:
Para realizar las experiencias, proceda de la manera siguiente: Muestra (ácida o básica) fuerte. curva a.
1.- Mida exactamente 10-40 mL de la solución de muestra (cuya concentración está anotada en el frasco) con pipeta
aforada y transfiéralos a un vaso de pp. (debe ser un vaso de boca ancha y no un erlenmeyer como en una titulación
normal ya que en este caso, se debe disponer dentro de la solución problema tanto el electrodo del pH-metro como la
bureta y la barra magnética). Sumerja la barra agitadora y comience a agitar suavemente con el agitador magnético.
Introduzca el electrodo de pH (previamente, destapado, lavado con agua destilada y secado) de manera que quede
sumergido en la solución lo más lejos posible de la barra magnética. Si la cantidad de líquido es insuficiente como
para que el electrodo quede correctamente sumergido agregue otros 10 mL de muestra problema (Considere esto en
sus cálculos). Mida el pH inicial (Es normal alguna variación en la lectura del pH-metro)
Añada 3 - 5 gotas de Indicador Universal. Observe la coloración inicial que adquiere el Indicador y compárela
con el color de la correspondiente ESCALA DE COLORACIONES vs. pH que se le ha proporcionado. Esta
escala le permitirá seguir visualmente el curso de la reacción, puesto que relaciona el pH de la solución problema
con el volumen gastado de la solución de NaOH.
Desde la bureta, agregue mL a mL (Ud. define los rangos de volúmenes adicionados) de una solución de valorante
de concentración conocida (anotada en el frasco) observe atentamente y anote tanto el pH experimental como la
coloración que adquiere el Indicador universal, después de cada adición de valorante. Cada color que aparece en la
solución correspondiente a un determinado valor de pH.
Nota1: Usted ya tiene los conocimientos suficientes como para decidir previamente la cantidad de puntos
experimentales que deberá tomar en cada región de las curvas, también para determinar cuales son las regiones en
las que necesita obtener más puntos experimentales. Todo con el fin de obtener un estudio acabado del
comportamiento experimental. Recuerde que el parámetro principal en este T.P. es el indicado por el pH-metro, la
escala de colores es simplemente referencial.
Nota2: Es posible que, al comienzo de la valoración no se observe ningún cambio de coloración, aun cuando se haya
adicionado un gran volumen de la solución de la base fuerte. Tenga en cuenta que el Indicador de color comienza a
virar a un pH inicial de 4. Tenga presente que el Indicador Universal funciona entre los rangos de:
pH = 4,0 (rojo) a pH = 10 (violeta)
Por lo tanto, la solución permanecerá de color rojo antes de pH 4 y de color violeta después de un pH 10
Continúe agregando solución de valorante, tal como se señaló anteriormente, hasta llegar a un volumen de ± 2 mL
antes del volumen calculado por usted como el Punto de Equivalencia. En este punto haga mediciones más finas,
porque el cambio de pH es muy brusco. Para ello, forme una gota o bien media gota en la punta del vástago de la
bureta y arrástrela a la solución con una varilla de vidrio mojada con la misma solución problema (agite la varilla en
la solución problema, (cuide la contaminación, lávela con aguas destilada posteriormente y séquela); esto le
Guía de Trabajos Prácticos Laboratorio de Química General, otoño 2013
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permitirá observar la máxima gama de coloraciones del Indicador y, en consecuencia, los correspondientes valores
de pH, en la valoración.
Se procede a titular en la forma indicada hasta obtener una coloración constante del Indicador y luego se adiciona de
mL en mL de la base hasta ± 20 mL más allá del Punto de Equivalencia. Nota: 1 gota  0,05 mL
Anote en forma tabulada: los mL de valorante gastados, el pH obtenido mediante el pH-metro, y los cambios de
color según la escala de color que se le proporcionó.
En cada caso anote, Identidad y M de muestra problema, mL de muestra, Identidad y M del valorante
Tabule los resultados de la siguiente forma
mL. de valorante
pH experimental
pH observado
agregados
(según pH-metro)
(según escala de color)
0
….
Etc.
Una vez terminada cada valoración, extraiga de la solución el electrodo, lávelo y séquelo
2.- Muestras (ácidas o básicas) débiles. Curvas b, c, d o e.
Realice una experiencia similar a la anterior reemplazando la solución problema (10-40 mL) por cualquiera otra
elegida por Ud. Anote tanto la concentración de la muestra problema como la del ácido o base valorante (anotadas
en cada frasco). Las soluciones valorantes siempre debe ser: ya sea la base fuerte, NaOH o el ácido fuerte, HCl. Si
fuera necesario reemplace la solución valorante debido a la naturaleza de la muestra problema elegida. Como Ud.
sabe en estos casos, deberá trabajar con mayor cuidado ya que es necesario obtener más puntos experimentales.
Estos le permitirán visualizar tanto la(s) region(s) del tampón como la hidrólisis respectiva.
Indicaciones para realizar el informe:
Deberá realizar un informe sobre el trabajo efectuado, ciñéndose a las normas siguientes:
1.- Para cada una de las dos experiencias (experiencia a = obligatoria y, cualquiera de b, c, d ó e) deberá
confeccionar un gráfico (en papel milimetrado o mediante alguna planilla electrónica), el cual deberá incluir la curva
teórica (dibujada con puntos o con una línea entera); los puntos experimentales (dibujados como círculos), y los
colores observados según la ESCALA DE COLORACIONES vs. pH. (Recuerde que estos últimos serán franjas
coloreadas). Las 3 tipos de marcas deberán incluirse en el mismo gráfico. Con tal objeto, disponga en el eje de las
ordenadas (eje Y) los valores de pH y en el eje de las abscisas (eje X) los valores correspondientes a los volúmenes
de base y/o ácido fuerte agregados.
2.- En la construcción de las curvas teóricas se deberán realizar los cálculos pertinentes a cada una de las reacciones
de neutralización citadas anteriormente, tomando en cuenta las concentraciones Molares de cada uno de los reactivos
usados (anotadas en los frascos correspondientes). Tales cálculos deberán efectuarse tomando en consideración:
a.- pH inicial, o sea el pH de la solución problema sin adicionar valorante.
b.- pH cuando se han adicionado: 1,2,3 ....etc. mL, de la solución titulante (NaOH y/o HCl) a la solución problema
c.- pH en el punto de equivalencia
d.- pH más allá del punto de equivalencia: es decir, cuando se han adicionado, 1, 2, 3… hasta 20 mL. en exceso de la
solución titulante (NaOH y/o HCl).
Datos: CH3COOH Ka = 1,8 10-5
H3PO4 Ka1 = 7,5 10-3 Ka2 = 6,2 10-8 Ka3 = 3,6 10-13
NH3 Kb = 1,8 10-5
H2CO3 Ka1 = 4,2 10-7 Ka2 = 4,8 10-11
Trabajo Práctico Nº 8. Termoquímica. Calor de reacción.
Este trabajo práctico tiene por objeto la determinación, en forma aproximada, de los calores de reacción
correspondientes a 4 procesos en solución acuosa, con el fin de ilustrar algunos aspectos del primer principio de la
termodinámica. Para medir el calor liberado o absorbido en las reacciones estudiadas, se emplea un matraz
erlenmeyer (o un vaso de polipropileno, aislapol o plumavit) como recipiente de reacción y como calorímetro
simplificado. Además, se supone que la densidad del agua y las capacidades caloríficas del agua y del vidrio no
varían apreciablemente dentro del rango de temperatura en que se desarrollan los experimentos.
Datos experimentales:
Guía de Trabajos Prácticos Laboratorio de Química General, otoño 2013
16
Densidad del agua = 1 [g / L.]; Calor específico del agua = 1 [cal/gramo ºC]; Calor específico del vidrio = 0,2 [cal/gramo ºC]
Experiencia Nº 1: Disolución de hidróxido de sodio sólido en agua.
Pese un matraz erlenmeyer de 125 mL limpio y seco, con una precisión de 0,1 g y anótelo
Coloque en dicho matraz 100 mL de agua destilada, agite cuidadosamente con un termómetro hasta que se alcance
una temperatura constante (aproximadamente la temperatura ambiente). Registre esta temperatura inicial con una
precisión de ± 0,2 ºC.
Pese alrededor de 0,8 gramos de NaOH (4 lentejas), con una precisión de ± 0,01 g. Esta operación debe realizarse
lo más rápidamente posible, pues se trata de un compuesto delicuescente. Anote el valor
Agregue el NaOH recién pesado al agua contenida en el matraz. Nota: Ud. esta tratando de determinar el aumento
de temperatura en la disolución del NaOH. Por lo tanto, sumerja el termómetro en la solución y trate de registrar el
pico de temperatura. Continúe agitando la solución con el termómetro para que el NaOH se disuelva completamente
(cuide la integridad del mismo) y así al mismo tiempo pueda registrar la temperatura máxima alcanzada, con una
precisión de ± 0,2 ºC. Anote es valor
Empleando los datos experimentales anteriores, calcule el calor de reacción (H1), expresando el resultado en forma
intensiva [Kcal/mol]. El reactivo limitante corresponde al NaOH masado. Represente mediante una ecuación el
proceso observado
Experiencia Nº 2: Reacción de NaOH sólido con HCl en solución acuosa.
Repita el mismo procedimiento anterior, pero empleando en la etapa B, 100 mL de HCl 0,25 M en lugar de 100 mL
de agua. Cuide de NO pesar más de 0,8 gramos Preg. ¿Por qué? No es necesario pesar nuevamente el matraz. Anote
la temperatura inicial y final y masa del NaOH
Empleando los datos experimentales anteriores, nuevamente calcule el calor de reacción (H2) en forma intensiva, es
decir, expresando el resultado en [Kcal/mol]. El reactivo limitante corresponde al NaOH pesado. Represente
mediante una ecuación el proceso observado
Experiencia Nº 3: Reacción de NaOH con HCl, ambos en solución acuosa.
Mida 50 mL de solución acuosa de HCl 0,5 M y transfiérala al matraz de 125 mL. Por otra parte, mida 50 mL de
solución acuosa de NaOH 0,5 M y vacíela en un vaso de precipitado de 100 mL. Mida la temperatura de ambas
soluciones, promediando los valores en caso de que resulten diferentes. No olvide lavar y secar el termómetro antes
de transferirlo de una solución a otra. Anote la temperatura inicial
Agregue la solución de NaOH a la solución de HCl. Mezcle rápidamente y registre la máxima temperatura
alcanzada. Anote este valor de temperatura final. Calcule nuevamente la entalpía del proceso (H3) en forma
intensiva Preg. ¿Cuál es el reactivo limitante?
Experiencia 4: Reacción de NaOH con HNO3, ambos en solución acuosa.
Repita las etapas anteriores pero empleando HNO3 0,5 M, en lugar de HCl. Anote el valor de temperatura final.
Calcule nuevamente la entalpía del proceso (H4) en forma intensiva Preg. ¿Cuál es el reactivo limitante?
Confeccione un informe propio que consigne: - Datos considerados (calores específicos, pesos de matraces y
reactivos utilizados, etc.). Para cada experiencia: Registro de las temperaturas iniciales y finales. Cálculos.
Resultados experimentales de cada experiencia, es decir, los H i respectivos (en forma intensiva [x/mol]). Valores
teóricos de disolución de NaOH y de neutralización ácido-base (Consígalos en un Handbook)
Dados estos valores entálpicos, demuestre la validez o no de la Ley de Hess (con un margen de error adecuado)
1.- Compare H3 con (H2 - H1). Discuta las similitudes o diferencias observadas.
2.- Compare H3 con H4. Explique lo observado.
3.- Calcule a qué valor ascendería la temperatura en la reacción 2 si se empleasen 1,5 gramos de NaOH en vez de los
0,8 gramos (suponiendo que los valores de H determinados son correctos). Indique también que procesos están
ocurriendo en solución en cada caso. Datos:
H = qp
qp =  (masa solución) sp T + matraz sp T  / (g / MM )
sp = Calor específico
qp =  (masa solución) sp + matraz sp  T / (g / MM )
Guía de Trabajos Prácticos Laboratorio de Química General, otoño 2013
17
Trabajo Práctico N° 9. Cinética. Velocidad de Reacción
Informe con nota, solo parte A
Experimentalmente se observa que hay reacciones químicas que proceden en forma rapidísima, mientras otras lo
hacen lentamente y que la velocidad de una reacción aumenta con el aumento de la temperatura a la que se efectúa.
La Cinética Química es la parte de la Química que trata sobre la velocidad de las reacciones y su objeto incluye tanto
el estudio experimental como el desarrollo de teorías que expliquen los resultados experimentales.
En general en una investigación de una reacción química se pretende contestar las siguientes preguntas:
¿En qué grado procede una reacción antes de alcanzar el equilibrio? ¿Qué efecto calórico acompaña una reacción
química? ¿Cómo es influenciada la posición de equilibrio por cambios de temperatura? ¿Con qué rapidez procede la
reacción y cómo es afectada la velocidad por cambios de concentración? ¿Ocurre la reacción en una etapa o a través
de una secuencia de etapas? ¿Cómo es influenciada la velocidad de reacción por cambios de temperatura?
Las primeras 3 preguntas están relacionadas con la termodinámica de la reacción química, mientras que las
preguntas siguientes se relacionan con la cinética y los mecanismos de reacción.
Estudio Cinético de una Reacción
En la siguiente experiencia se pretende hacer el cálculo del orden de una reacción variando las concentraciones de
los reaccionantes. Conocido el orden se podrá calcular el valor de la constante específica de la reacción (k).
Reacción a estudiar: oxidación de yoduro por persulfato, que se realiza, en este caso en presencia de almidón.
S2O82- + 2 -  2 + 2 SO42 (1)
Para determinar la velocidad se mide el tiempo que demora en aparecer I2, el cual proporciona color azul al almidón.
A.- Efecto de la Concentración. Método de las Velocidades Iniciales
De acuerdo a la tabla siguiente mezcle en un vaso de pp. seco (Vaso A) los volúmenes que se indican de: KI, KNO3,
Na2S2O3 y almidón, exactamente medidos y agite.
Coloque en otro vaso (Vaso B), los volúmenes exactos de K2SO4 y de K2S2O8 y agite.
Vierta el contenido de uno sobre otro (Nota: No agite al mezclar ambos vasos), tomando de inmediato el tiempo
mediante un cronómetro o su reloj, desde el vaciado hasta la aparición de la coloración azul. Conviene disponer los
vasos sobre un papel de color blanco. En cada experiencia mantenga el mismo orden al mezclar los reactivos.
Tabla N°1
Vaso A
Vaso B
#
KI
Na2S2O3
KNO3
almidón
K2SO4
K2S2O8
Conc.
0,1 M
0,001 M
0,1 M
0,1 %
0,1 M
0,1 M
Exp. 1
10 mL
5 mL
---
5 mL
---
10 mL
Exp. 2
10 mL
5 mL
---
5 mL
5 mL
5 mL
Exp. 3
5 mL
5 mL
5 mL
5 mL
---
10 mL
Nota1: Las soluciones respectivas se encuentran en frascos con pipetas y tapas, para cada mesón con el fin de prevenir
contaminación. No deje pipetas en el mesón, prevenga el orden y la contaminación en las tapas
Nota2: Se agrega KNO3 y K2SO4 para mantener constante la fuerza iónica. El volumen final es siempre 30 mL.
Cálculos: Para calcular el orden, es necesario calcular la velocidad de la reacción indicada por:
Velocidad =  x /  t = k [S2O82 -] n * [ - ] m
en que "x" representa el número de moles por litro de S2O82- consumidos al aparecer el yodo, lo cual queda indicado
por la mitad de los moles de tío sulfato presentes inicialmente de acuerdo a la ecuación (1) y (2).
2 + 2 S2O32-  2 - + S4O62- (2)
Haciendo el cociente de las velocidades determinadas para las experiencias 1 y 2 se podrá calcular el orden con
respecto al S2O82-, mientras que con las determinadas por las experiencias 1 y 3, el orden con respecto al -.
Preguntas: ¿Cuál es el orden de la reacción respecto de cada componente? y ¿Cuál es el orden total?
Guía de Trabajos Prácticos Laboratorio de Química General, otoño 2013
18
Con todos los datos anteriores y las concentraciones del ión yoduro y persulfato que determinan la velocidad, se
calcula la constante de velocidad “k”. Para ello, realice los cálculos para completar la tabla Nº 2.
Tabla 2 [S2O82-] [-] [S2O32-] tiempo veloc. reacción k
exp. 1
exp. 2
exp. 3
B.- Efecto de la Temperatura
De las 3 experiencias realizadas en A, elija la más lenta para realizar estas experiencias dependientes de la
temperatura. Esta vez, realizará 2 determinaciones adicionales a 2 temperaturas más altas que la temperatura
ambiente, tal como se indica en la Tabla N° 3. Coloque para ello los vasos de pp. en un baño termorregulado común
a todo el grupo (uno a 40 ºC y otro a 60 ºC) y una vez alcanzada la temperatura deseada (10 min.) continué con
la experiencia en forma rápida (mida el tiempo sin alejarse de los baños termorregulados), con el objeto de mantener
la temperatura en forma mas o menos constante.
Tabla N° 3. tiempo Velocidad de reacción k (constante cinét)
T ambiente
T + 40ºC
T + 60ºC
Confeccione un gráfico colocando en las ordenadas los valores de ln k (logaritmo natural) y en el eje de las abcisas
los valores inversos de las temperaturas expresadas en grados Kelvin (1/T). Deduzca de él, la energía de activación,
Ea del proceso.
C.- Efecto del Catalizador.
Nuevamente empleando la experiencia más lenta en A. Realice dos experiencias adicionales, agregando al vaso que
contiene persulfato (Vaso B), gotas de solución de Cu(NO3)2 0,2 M de acuerdo a la siguiente tabla. Tabla N° 4
Gotas catalizador tiempo Velocidad de reacción k (constante cinét)
0
1
2
Realice los cálculos y tablas para confeccionar el informe
Trabajo Práctico Nº 10. Constante del Producto de Solubilidad (Kps.)
Informe
Esta experiencia corresponde a un estudio del equilibrio en soluciones saturadas. Tal equilibrio se establece cada vez
que se forma un precipitado de una sal poco soluble. Su conocimiento permite predecir las condiciones necesarias
para provocar ó prevenir la formación de un precipitado.
Determinación del Kps del PbCl2
En 2 vasos de pp. limpios y secos (o ambientados) y etiquetados disponga 20 mL de solución de Pb(NO3)2 0,20 M
en uno y 25 mL de NH4Cl 0,40 M en el otro. Anote las concentraciones exactas rotuladas en los frascos, de ambas
soluciones
Utilizando las soluciones antes indicadas y en 2 vasos de pp. de aprox. 100 mL limpios, secos y numerados.
Prepare las siguientes mezclas midiendo cuidadosamente los volúmenes con pipetas volumétricas (En el caso de la
experiencia Nº 2 utilice pipetas graduadas):
Guía de Trabajos Prácticos Laboratorio de Química General, otoño 2013
Experiencias
Vaso con solución de Pb(NO3)2
Vaso con solución de NH4Cl
1
5 mL
10 mL
2
6,25 mL
8,75 mL
19
Mezcle ambos juegos de vasos y, una vez que se haya formado algo de precipitado de PbCl2 agregue a cada vaso
exactamente 5 mL de agua destilada (Volumen final = 20 mL), con el fin de evitar que se formen soluciones
sobresaturadas estables. Luego, agite cuidadosamente a intervalos durante 30 minutos, hasta que la precipitación sea
completa (Infórmese sobre la importancia de este tiempo de reacción mínimo).
Transcurridos 30 minutos como mínimo, en vasos precipitados de 100 mL, limpios, secos y numerados, filtre las
mezclas obtenidas, descartado el pp formado, utilizando también embudos limpios y secos. ¡No humedezca el papel
filtro plegado ni lave el precipitado! Preguntas: ¿Por qué se tiene tanto cuidado con el agua?
Procederá ahora a valorar los iones cloruros en solución. Para ello mida cuidadosamente 2 alícuotas de 5 mL de los
filtrados, y disponga cada una de ellas en matraces erlenmeyer (o en vasos de pp.) para ser titulados. Agregue el
indicador K2CrO4 1 M con pipeta graduada de acuerdo a: A los filtrados provenientes del vaso N° 1 agregue 0,3 mL
K2CrO4 1M y a los filtrados provenientes del vaso N° 2 agregue 0,8 mL K2CrO4 1M. Nota: Estos volúmenes de
indicador K2CrO4 son suficientes para precipitar todo el ión Pb2+ como PbCrO4, que es un precipitado cristalino de
color amarillo claro y dejar además, un exceso de ión CrO4-2 en solución Preg. ¿Cuál es la función de este exceso?
El punto final de la valoración se reconoce porque el precipitado adquiere consistencia grumosa (similar a leche
cortada) y, toma un color ocre. Deje decantar el precipitado y observe la coloración del líquido sobrenadante, el cual
debe adquirir un tinte rojizo debido a la formación de Ag2CrO4. Titule por lo menos 2 alícuotas de cada filtrado.
La titulación con solución de AgNO3 tiene por objeto determinar la concentración de iones cloruro (Cl-) en la
solución saturada de PbCl2, basándose en la formación de AgCl (precipitado de color blanco de aspecto a leche
cortada) este es más insoluble que el precipitado de Ag2CrO4 (color rojo ladrillo), la precipitación de este último y,
por lo tanto la aparición de la coloración roja, ocurre después que han precipitado prácticamente todos los iones
Cloruros presentes. Nota: Este Trabajo Práctico es de elevado costo, por lo tanto NO desperdicie los reactivos.
Trabaje con sumo cuidado
Informe de T.P. Nº 10. Producto de solubilidad (Kps.). Con los datos experimentales confeccione un informe
indicando el Kps experimental promedio obtenido. Realice los cálculos necesarios para completar el siguiente
cuadro de concentraciones.
[Pb+2]o
[Cl-]o
Volumen AgNO3
[Pb2+]eq
[Cl-]eq
Exp 1
Exp 2
En donde: [ ]o : concentración inicial.
[ ]eq : concentración en equilibrio con el precipitado.
Volumen AgNO3: el volumen promedio de AgNO3 gastado para titular las alícuotas de un mismo filtrado.
Con estos datos calcule para cada caso, el valor del Kps:
Kps = [Pb2+] (eq) * [Cl-]2 (eq)
Informe el valor promedio de ambas cálculos.
Revise en bibliografía los valores teóricos de todos los precipitados presentes e indique como afectan sus valores
relativos, a la correcta determinación del Kps,
Trabajo Práctico Nº 11
Determinación de la Fórmula y de la Constante de Inestabilidad (K inest) del complejo [Ag(NH3)n]+
Informe
Guía de Trabajos Prácticos Laboratorio de Química General, otoño 2013
20
Esta experiencia se basa en la determinación indirecta de la concentración de ion plata que se encuentra en equilibrio
con el complejo formado mediante el establecimiento de un segundo tipo de equilibrio. Estos quedan representados
por las siguientes ecuaciones:
[Ag(NH3)n]+ (aq)  Ag+ (aq) + n NH3 (aq)
(1)
Ag+ (aq) + Br- (aq)  AgBr (s)
(2)
K inestabiliad 
[ NH 3 ]n [ Ag  ]
[ Ag( NH 3 ) n ]
Kps  [ Ag  ][Br  ]
Tanto en la reacción (1) como en la (2), la concentración de ion Ag+ libre es la misma. Para lograr el segundo
equilibrio se hace intervenir Br- hasta la aparición de AgBr sólido y de este modo se encuentra el límite en el cual la
concentración de ión Ag+ y de ión Br- satisface el producto de solubilidad, Kps del AgBr
Parte 1: En cuatro matraces erlenmeyer de 125 mL (o en vasos de pp.) etiquetados se colocan los reactivos
indicados de acuerdo a la siguiente tabla (Utilice pipetas volumétricas o milimétricas según corresponda): Anote las
concentraciones Molares exactas de: AgNO3 , NH3 y del valorante KBr
Tabla 1 mL AgNO3 mL NH3 mL H2O V total Volum 1ª valoración
Exp 1
5
2,50
17,50
25
Exp 2
5
3,75
16,25
25
Exp 3
5
5,00
15,00
25
Exp 4
5
7,50
12,50
25
Donde: Vol. total = suma de mL de NH3, AgNO3 y H2O. Vol. valoración. = mL de Br- gastados en la valoración.
Primera valoración: Desde una bureta se agrega gota a gota a cada matraz solución de KBr de Molaridad conocida
agitando cada vez, hasta obtener una opalescencia permanente (aparición de precipitado). Anote los volúmenes
gastados. No confunda esta opalescencia con la primera opalescencia que se podría formar cuando adiciona juntos
inicialmente AgNO3 y NH3 en los matraces erlenmeyer
Parte 2.- Segunda valoración: Se repiten las mismas experiencias empleando iguales volúmenes de las soluciones
de AgNO3 y NH3 que en la primera parte de la experiencia. Pero, ahora los volúmenes de agua que se agregan en
cada caso, no serán 25 mL. Sino que serán iguales a las diferencias entre los volúmenes de agua agregados en la
primera parte (25) y los volúmenes de solución de KBr gastados en la primera titulación. Esto con el fin de que el
volumen final sea nuevamente 25 mL. Y el cálculo de la constante de inestabilidad sea más rápido
Se titula nuevamente cada matraz con solución de KBr (Una vez lavado el matraz erlenmeyer conviene dejarlo boca
abajo para escurrir el agua). Estos volúmenes de solución de KBr gastados en esta segunda vez serán los utilizados
para el cálculo respectivo.
Tabla 2 Vol KBr gastados Log vol KBr Log vol NH3
Exp 1
Exp 2
Exp 3
Nota:
Cálculos:
Exp 4
Log. vol KBr = Logaritmo decimal del volumen de KBr gastado.
Log. vol NH3 = Logaritmo decimal del volumen de NH3 gastado.
Guía de Trabajos Prácticos Laboratorio de Química General, otoño 2013
21
A.- Determinación del Número de Coordinación ( n ). Confeccione una gráfica disponiendo los valores de Log.
vol NH3 en la abscisa (eje X) y los valores de Log. vol KBr en la ordenada (eje Y). Realice un análisis de regresión
simple. La pendiente de la recta representará el número de coordinación ( n ). Demuéstrelo usando las ecuaciones
(1) y (2). Tome en cuenta que al ajustar el volumen a casi 25 mL le permite colocar en el gráfico los valores de Log.
de los volúmenes de reactivo, sin necesidad de calcular sus respectivas concentraciones.
B.- Determinación de la Constante de Inestabilidad. Dado el valor de Kps para el bromuro de plata, se puede
determinar el valor de la constante de inestabilidad (K inestabilidad), ya sea a partir de su misma expresión ó a partir
del gráfico (previa regresión simple). En este caso, el valor de la constante queda incluida dentro del valor de la
intersección del recta con el eje de las Y. Demuéstrelo.
Tabla 3 [NH3] M [Ag+] M [Complejo] M K inestabilidad
1
2
3
4
Nota: Todas las concentraciones deben ser Molares (moles / L).
Datos: Kps AgBr = 4,9 * 10-13
Realice los cálculos y la gráfica necesaria para obtener el valor de la K de inestabilidad
Trabajo Práctico Nº 12. Preparación de HCl y Caracterización de éste y otros ácidos
A.- Preparación y Reacciones del HCl:
Preparación de HCl:
H2SO4 (1:2)
O
tubo de desprendimiento
matraz A
NaCl
matraz B
hielo
Arme el equipo correspondiente según el esquema
indicado.
En el matraz generador (matraz A) disponga
mediante un embudo de papel, 14 gramos de NaCl
comercial, que la sal quede adherida a las paredes
internas del matraz.
Adapte a este matraz un tapón de goma provisto de
un embudo de decantación y de un tubo de
desprendimiento.
Mida en probeta 18 mL de H2SO4 diluido (1:2) y
vacíelos al embudo. Con la llave de este cerrada.
Por otro lado, mida en probeta 40 mL de agua
destilada y vacíelos a un matraz erlenmeyer de  125
mL (matraz B) y el cual Ud. deberá mantener en un
baño con hielo. Sumerja enseguida el extremo del
tubo de desprendimiento en los 40 mL. de agua
destilada contenido en el matraz B.
Una vez que el equipo esté listo para funcionar,
solicite a uno de los docentes o personal técnico que
revise su sistema Antes de adicionar el ácido al
matraz A
Hecho esto, abra lentamente la llave del embudo de
decantación y comience a adicionar poco a poco el
ácido al matraz que contiene el NaCl.
Una vez que haya adicionado todo el ácido, cierre la
llave del embudo y empiece a calentar suavemente al
Guía de Trabajos Prácticos Laboratorio de Química General, otoño 2013
principio (~10 min) y más enérgicamente después (~5
min) manteniendo un burbujeo constante del gas en el
22
agua contenida en el matraz receptor.
Nota1: Si durante la preparación observa que una columna líquida comienza a subir por el tubo de desprendimiento
desde el matraz receptor B hacia el matraz generador A. Avise al docente o al personal técnico y a la vez, Abra de
inmediato la llave del embudo y al mismo tiempo retire el mechero. (Así evitará que se produzca una reabsorción
en el sistema).
Una vez terminada la preparación (demora en total ~15 min.) retire el mechero dejando que el sistema alcance la
temperatura ambiente, si observa una columna de líquido subiendo por el tubo de desprendimiento, simplemente
abra la llave del embudo de decantación.
Nota2: Luego de la preparación y una vez terminada la generación del gas y con el sólo fin de ayudar en la
disolución del sólido remanente en el matraz A, verifique que el sistema tenga una temperatura tolerable al contacto
de su mano y, adicione agua de la llave en el matraz (Es esperable una reabsorción en el sistema). Preguntas: ¿Cuál
es el estado físico del HCl, en condiciones normales de presión y temperatura? ¿Qué produce al disolverse en al
agua? ¿Con qué objeto el matraz receptor se mantiene en un baño de agua?
B.- Caracterización de la solución de Ácido Clorhídrico. Reacciones:
Para las siguientes experiencias utilice el ácido clorhídrico recién preparado por Usted
Experiencia Nº 1: Coloque en un T.E. ~2 mL de solución del ácido y adicione 3 gotas de solución de indicador
Tornasol. Preguntas: ¿Qué observa? ¿A qué se debe el comportamiento del indicador? Escriba la ecuación que
represente la obtención de ácido clorhídrico, a partir de cloruro de sodio y ácido sulfúrico
Experiencia Nº 2: En un T.E. coloque 2-3 trozos de mármol (CaCO3) y agregue 3 mL de solución de HCl. Adapte
de inmediato a este tubo un tapón de goma provisto de un tubo de desprendimiento. Sujete este con una pinza para
tubos de ensayo (Nota: En caso de que no observe desprendimiento del gas, caliente suavemente sólo para iniciar
la reacción, luego retire el mechero). Haga burbujear el gas desprendido en otro T.E. que contenga ± 5 mL de agua
destilada y 3 gotas de solución indicador Tornasol. Preguntas: ¿Cuál es el gas que se desprende en esta reacción?
Escriba su nombre y fórmula ¿Qué cambio de coloración observa Ud. que experimenta el indicador al burbujear el
gas en el agua? ¿Qué le indica a Ud. esto? Escriba las ecuaciones correspondientes a cada etapa.
Experiencia Nº 3: Coloque una granalla de Zinc en un T.E. y adicione ~2 mL del ácido. Caliente suavemente el
tubo para iniciar sólo la reacción y luego retire el mechero. Preguntas: ¿Qué observa? ¿Qué gas se desprende en
esta reacción? Escriba la ecuación respectiva
Experiencia Nº 4: En un T.E. limpio coloque con pipeta graduada 3 mL de solución de NaOH 0,1 Molar y 3 gotas
de indicador Fenoftaleína Preg. ¿Qué coloración presenta el indicador en contacto con la base?
Luego, a la solución de NaOH adicione gota a gota con ayuda de una pipeta Pasteur el ácido por Ud preparado
hasta que desaparezca el color inicial que presentaba el indicador. Cuando esto ocurra, es decir, cuando el
indicador se torne incoloro, puede decirse que todos los iones OH- presentes en la solución de la base han
reaccionado con una cantidad equivalente de iones H+ provenientes del ácido por Ud. adicionado Preguntas: ¿Qué
nombre recibe esta reacción? Escriba la ecuación correspondiente
B.- Características de distintos ácidos.
Experiencia Nº 5: Numere con lápiz graso o plumón 4 T.E. limpios y llénelos hasta la mitad con agua destilada.
Mida con el termómetro la temperatura del agua en uno de ellos y anótela. Utilizando una bureta (común para todo
el grupo) que contiene H2SO4 concentrado, agregue 2,2 mL de este ácido en un T.E: limpio y seco.
Una vez en su puesto, agregue el ácido al primer tubo etiquetado con cuidado agitando continuamente y
suavemente con el termómetro. Observe y registre la temperatura más alta alcanzada por la solución.
Repita esta misma experiencia con los ácidos concentrados: nítrico, clorhídrico y acético, dispuestos en las buretas
respectivas. Terminada la experiencia, guarde estas soluciones etiquetadas para realizar la experiencia N º4.
Preguntas: ¿Se han producido cambios químicos entre los ácidos y el agua? ¿Cuál es la evidencia?
Las reacciones anteriores pueden representarse por medio de las siguientes ecuaciones:
H2SO4 + H2O  H3O+ + HSO4HNO3 + H2O  H3O+ + NO3-
Guía de Trabajos Prácticos Laboratorio de Química General, otoño 2013
23
HCl + H2O  H3O+ +ClCH3COOH + H2O  H3O+ + CH3COOEstas ecuaciones ilustran el comportamiento de los ácidos cuando se encuentran disueltos en agua. Preguntas: ¿Cuál
es el ión presente en todas las soluciones acuosas citadas? Escriba su nombre y fórmula. ¿Esperaría Ud. un
comportamiento análogo de los hidróxidos en solución acuosa? ¿Cuál sería el ión presente en todas las soluciones
acuosas de éstos últimos? Nombre y fórmula
Experiencia Nº6: No se realiza. Pero si se evalúa
Numere con lápiz graso 2 T.E. limpios. Llene cada uno con 15 mL de agua destilada (medidos con probeta).
Luego, a un T.E. agregue 8 gotas de HCl 3 Molar y al otro T.E. 8 gotas de CH3COOH 3 Molar, utilizando para ello
pipeta Pasteur. Proceda a homogenizar cada una de las soluciones. ¿Ha agregado el mismo número de moléculas de
cada ácido? Respuesta: SI.
De cada una de las soluciones, tome una gota con una varilla de vidrio y degústelas ¿Cuál es más picante?
Respuesta: solución de HCl. Si este “gusto” se debe a una alta ó baja cantidad de iones hidronio presentes en el
seno de estas soluciones ¿Cuál de las dos soluciones tiene mayor cantidad de iones hidronio? Respuesta: Solución
de HCl. Preguntas: ¿Cuál de las soluciones es más ácida? ¿A qué puede atribuir Ud. la característica que exhiben
ambas soluciones? Respuesta: El HCl es un ácido fuerte, se disocia completamente, mientras que el CH3COOH es
un ácido débil, se disocia parcialmente. A una misma concentración inicial de ambos ácidos, el HCl genera en
solución más iones hidronio que la solución de ácido acético.
Por lo tanto, podemos decir que la fuerza relativa de un ácido queda definida por el grado de ionización que el
ácido experimenta en solución acuosa. De esto podemos deducir que en solución acuosa, el HCl se comporta como
un: ácido fuerte. En cambio, el CH3COOH en solución acuosa se comporta como un: ácido débil
Nota: Esta experiencia no se realiza en forma experimental ya que no es adecuado que los alumnos tomen como un
hábito el “degustar” soluciones. Esto se puede realizar solo en casos muy calificados como este.
Cuando haya terminado, vacíe las soluciones de HCl y CH3COOH en dos vasos de pp. dispuestos en el laboratorio
para que sean utilizados para la experiencia demostrativa.
Experiencia Nº7: (Demostrativa)
La conductividad eléctrica de una solución se debe a los iones que se mueven libremente en ella. Su Profesor de
trabajos prácticos con la ayuda de un aparato de conductividad, comparará la conductividad de las soluciones de
HCl y CH3COOH preparadas por Ud. en la experiencia Nº2. Preguntas: ¿Qué observa Ud. cuando se introducen los
electrodos en la solución acuosa de HCl y luego, en la solución acuosa de CH3COOH? De acuerdo a lo observado,
¿Se puede relacionar la conductividad eléctrica de una solución con el grado de ionización del soluto?
Experiencia Nº8:
A.- Solicite trozos de papel indicador: azul y rojo, y divida cada uno en 4 trocitos mas pequeños. De cada una de
las soluciones que Ud. guardó de la experiencia Nº1, tome una gota con la varilla de vidrio y toque con ella cada
uno de los trocitos de papel indicador y observe su comportamiento: frente al papel indicador rojo y, frente al papel
indicador azul. En cada caso anote los resultados obtenidos:
Solución acuosa Indicador Tornasol Rojo Indicador Tornasol Azul
H2SO4
HNO3
HCl
CH3COOH
Luego divida cada una de estas soluciones en 2 T.E. y adicione a una 3 gotas de solución indicador Tornasol y a la
otra 3 gotas de solución indicador Anaranjado de Metilo (Metil Orange). Anote en cada caso sus observaciones
Solución acuosa Solución Tornasol Solución Metil Orange
H2SO4
HNO3
Guía de Trabajos Prácticos Laboratorio de Química General, otoño 2013
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HCl
CH3COOH
¿A qué se debe el comportamiento de estos indicadores cuando se encuentran en contacto con soluciones de estos
ácidos?
Informe Trabajo Práctico Nº6. Preparación y Valoración de Soluciones. Muestra ácida sólida
Para el cálculo de la nota final se considera solamente un aspecto: La exactitud, se refiere a la cercanía del valor de Peso
Equivalente informado por Ud. y el valor real del Peso Equivalente de la muestra. Por ello, la nota se determina utilizando
el porcentaje de error, en valores absolutos.
X 
Vi  Vo
Vo
x 100
Vo = valor real del P.E.
Vi = valor informado del P.E
Por ende, cálculos errados (principalmente factores de 10) conducen a un error muy grande
Nota: Se puede reinformar el Peso Equivalente por cálculos errados pero, aspirando solo a una nota máxima = 5,0
Desprenda este talón e informe en él
Informe se debe entregar como máximo a las _________ horas.
Nombre: ___________________________________________________________ NOTA : _______________
Día: Lunes – Martes – Viernes
Fecha de TP: _______________________
Sección: (Este o Oeste)
Número de muestra ácida sólida
Peso Equivalente muestra ácida
[g / eq-g]
2 cifras después coma
SZC. Otoño 2013