programa prof ingeniería ind programa profesional de ingeniería

PROGRAMA PROFESIONAL DE
INGENIERÍA INDUSTRIAL
MANUAL DE PRÁCTICAS
QUÍMICA I
AREQUIPA – PERÚ
2013
INDICE
INTRODUCIÓN
Presentación para el estudiante
Instrucciones para el trabajo en el laboratorio
Operaciones peligrosas
Normas para el uso del laboratorio
Pág.
Práctica Nº 1: Reconocimiento del Material de laboratorio
07
Práctica Nº 2: Medición y tipos de errores
17
Práctica Nº 3: Operaciones Básicas en el laboratorio
21
Práctica Nº 4: Tabla Periódica: Propiedades de los elementos
32
Práctica Nº 5: Enlaces Químicos
36
Práctica Nº 6: Funciones Químicas Inorgánicas
41
Práctica Nº 7: Reacciones y ecuaciones químicas
47
Práctica Nº 8: Reacciones de Oxido – Reducción
53
Práctica Nº 9: Suspensiones, Coloides y disoluciones
59
Práctica Nº 10: Soluciones Químicas
62
Práctica Nº 11: Cinética Química
68
Práctica Nº 12: Equilibrio Químico
72
Práctica Nº 13: Ácidos y Bases
77
Controles
85
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
PRESENTACIÓN
El laboratorio de química representa el encuentro del estudiante con el “hacer y sentir
de la química”, y está diseñado para que entiendas y profundices en algunos
conceptos fundamentales de química, pero además para desarrollar habilidades que te
ayudaran a lo largo de tu vida profesional. Por tanto, el presente manual está
diseñado para guiarte en la realización de las prácticas de laboratorio y de los reportes
correspondientes.
Sin embargo, el éxito de tu trabajo en el laboratorio dependerá del orden y la
disciplina con que lo realices. Esté debe estar planeado de tal manera que pueda ser
desarrollado adecuadamente en las horas asignadas, para lograr esto siempre debes
investigar antes de llegar al laboratorio a realizar los experimentos, es fundamental
que leas con suficiente anticipación el Manual de Practicas de Química I y
comprendas los conceptos básicos impartidos en las clases teóricas.
Por otra parte, el éxito de un experimento se basa en la observación de los fenómenos
que ocurren, en la exactitud de la anotación de datos y mediciones, en el orden
correcto de los pasos de cada experimento, en la habilidad para la manipulación de los
aparatos, equipos, etc., en la adquisición de buenos hábitos; todos ellos son la base de
la formación tecnología, científica o profesional. Por tanto, es importante que registres,
en un cuaderno, las observaciones y los resultados de cada experimento.
Los experimentos no son una repetición simple de recetas, estas sólo tiene por objeto
dar las indicaciones importantes para cada experimento. Lo importante es que pienses
y razones, es decir, debes usar el raciocinio y la inteligencia para llegar al
conocimiento y comprobación de un principio químico, así como su aplicación en el
campo profesional y científico.
Docentes Responsables del Curso
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Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
PRESENTACIÓN PARA EL ESTUDIANTE
Las reglas y normas que a continuación se indican deberán de cumplirlas
irrestrictamente ya que de ello depende su formación integral y evaluación en el curso
de Química.
1. La asistencia a las prácticas es obligatoria, el contar con 30% de inasistencias se le
considera como ABANDONO
2. El alumno deberá respetar el horario y el grupo asignado. La puntualidad a la
práctica
es fundamental. El alumno no podrá ingresar al laboratorio pasada la
hora de inicio y esto es considerado inasistencia.
3. Al inicio del curso deberá de solicitar el silabus del curso, donde se encuentra el
programa del curso, fechas de evaluación y peso de las diferentes actividades que
se ejecutaran en su aprendizaje, así como, la forma de obtener el promedio final.
4. Las evaluaciones se efectuaran en el proceso y/o al final del curso tanto en la parte
teórica como experimental.
5. Está estrictamente prohibido:
•
Llevar objetos, alimentos o sustancias ajenas a la práctica a realizarse.
•
Comer, beber o fumar dentro del laboratorio.
•
Realizar actividades o experimentos no programados.
•
Etc.
6. Cuando Ud. ingrese al laboratorio debe previamente haber leído con suficiente
anticipación el MANUAL DE QUÍMICA I, así como el haber comprendido los
conceptos básicos y otros que los Docentes le han impartido
en sus clases
teóricas.
7. Tener siempre consigo su cuaderno
de notas de laboratorio, anotar los datos y
medidas directamente en el. Es un pésimo hábito anotar importantes datos en un
pedazo de papel.
8. Consultar con el Docente cuando no se entiende una operación o reacción química.
9. La ruptura o daño de los materiales y aparatos, es responsabilidad de los
estudiantes que se encuentren operando.
HACER USO DEL MANDIL, LENTES DE SEGURIDAD EN FORMA
OBLIGATORIA EN EL AMBIENTE DE TRABAJO.
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Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
INSTRUCCIONES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO DE QUIMICA I
1. Recuerde que el laboratorio es un lugar serio de trabajo. Debe conocer su ubicación
permanente en la mesa y mantenerla el orden.
2. Lea cuidadosamente el MANUAL DE PRACTICAS DE QUÍMICA I preparando un
bosquejo de informe. Al realizar las prácticas, solo efectúe las señaladas y a
medida que las realice, complete su informe correspondiente.
3. Deje sus mochilas, chaquetas y cualquier otro implemento, que no necesite en el
laboratorio, en los casilleros dispuestos para tal fin.
4. No juegue con las llaves de agua, gas, etc. que se encuentran en las mesas.
5. Si deja caer las sustancias químicas sobre la mesa, limpiar inmediatamente.
6. Si se vierte sobre sí un ácido o cualquier sustancia corrosiva, lávese inmediatamente
con abundante agua.
7. No toque directamente con las manos las sustancias químicas desconocidas.
8. Si desea conocer el olor de una sustancia, no acerque a la cara directamente,
abanique un poco de vapor a las fosas nasales, moviendo la mano sobre la sustancia
o el recipiente que contiene la sustancia
9. Compruebe cuidadosamente los rótulos de los frascos de reactivos antes de usar su
contenido.
10. No devolver los sobrantes de compuestos usados a los frascos originales, no
introducir objeto alguno dentro de ellos, no cambiarles de tapa por ningún motivo.
11. Los frascos goteros no se debe destapar para usarlos, consulte su uso con el
profesor.
12. Antes y después del experimento, asegúrese de la limpieza de las mesas y aparatos
usados, deje todo en su sitio.
13. Todo material roto o extraviado durante la práctica será de responsabilidad de todos
los integrantes del grupo.
14. Al momento de encender el mechero, verifique que las llaves y manguera
correspondan al respectivo mechero.
15. Antes y después del experimento, asegúrese de la limpieza de las mesas de trabajo
y aparatos usados, deje todo en su sitio.
FINALMENTE, LAVARSE BIEN LAS MANOS, CON AGUA Y JABÓN, DESPUÉS
DE HACER UN EXPERIMENTO Y ANTES DE SALIR DEL LABORATORIO.
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Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
OPERACIONES PELIGROSAS
Las prácticas de Laboratorio requieren de mucho más cuidado del que hasta ahora se
ha expuesto en estos puntos se exige al alumno EL USO DE LOS LENTES DE
SEGURIDAD. Hay pequeños detalles que se deben tener en cuenta para realizar
ciertas operaciones, evitando consecuencias desagradables:
1. Nunca calentar un tubo de prueba, dirigiendo éste hacia sí o hacia algún compañero,
las sustancias que se calientan, generalmente líquidas, pueden proyectarse
violentamente hacia afuera, provocando un accidente.
2. Nunca prenda un mechero, abriendo totalmente la llave de gas y manteniendo la cara
sobre el mismo; la presión del gas produce una llama bastante larga que podría
causarle quemaduras.
3. Tener mucho cuidado al introducir un tubo o un Termómetro a través de un tapón
de corcho o de jebe. La presión deberá ejercerse sobre el tubo en un punto próximo al
tapón; si se presiona desde el extremo opuesto, se tendrá mayor facilidad, pero puede
producirse una palanca que fácilmente lo rompa, es aconsejable cubrirse la mano
con un trapo y humedecer en agua, aceite o álcali el tubo o termómetro.
4. Emplear siempre la pinza para coger los tubos, especialmente cuanto está efectuando
calentamiento (recuerde que el tubo se pone rojo cuando está lo suficientemente
caliente, como para producir dolorosas quemaduras.
5. Mantener lejos de la cara, extendiendo bien los brazos toda clase de reactivos cuando
por primera vez se ha de verificar alguna reacción química. Muchas veces ésta
desprende gran cantidad de calor, que puede proyectar violentamente los reactantes
fuera del tubo.
¡¡¡¡TODO LO QUE NO SEA AGUA ES DAÑINO PARA EL
OJO!!!!
¡¡¡¡LOS LENTES DE SEGURIDAD SOLO AYUDAN, SI LOS
LLEVA PUESTOS!!!!
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Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
PRÁCTICA N°1
RECONOCIMIENTO DEL MATERIAL DE LABORATORIO
1.1. OBJETIVOS
Familiarizar al estudiante con los implementos usados en el Laboratorio de
Química.
Capacitar al estudiante para adquirir habilidad en el manejo de pipetas, buretas,
balones, vasos de precipitado y tubos de ensayo.
Instruir al estudiante en las reglas básicas de comportamiento y seguridad dentro
de un laboratorio de Química
1.2. FUNDAMENTO TEÓRICO
1.2.1. Materiales de Laboratorio.
Los materiales de laboratorio son aquellos objetos o materiales que se emplean para
realizar una operación química, hacer un experimento o realizar un análisis químico.
En un laboratorio químico se encuentran materiales y equipos muy diversos, para los
más variados usos, la mayoría de los cuales son de vidrio y de uso específico y es muy
necesario conocer el uso adecuado de cada material.
1.2.2. Clasificación del Material de Laboratorio.
Los materiales de laboratorio se pueden clasificar de dos maneras:
A. Por la Clase de Material Empleado en su Fabricación.
Materiales de Vidrio: La mayoría de los materiales de laboratorio son de vidrio Pírex (es
un vidrio especial a base de boro silicatos, que poseen muy pequeño coeficiente de
dilatación, elevado punto de reblandecimiento y gran resistencia a agentes químicos).
Estos materiales pueden ponerse en contacto directo con el calor. Por ejemplo: vasos,
tubos balones, etc. Mientras que ciertos materiales sobre todo volumétricos como:
buretas, pipetas, fiolas, etc. a pesar de que están hechas de vidrio Pírex, no deben
poner en contacto con el calor ya que pueden variar la precisión en la medida del
volumen, por eso que estos materiales tienen en su rótulo la temperatura de trabajo y
su precisión.
Materiales de porcelana: Materiales hechos en base a una mezcla de caolín, feldespato
y cuarzo calentado a elevada temperatura. Se puede poner en contacto con el calor sin
cambios bruscos de temperatura, por ejemplo: crisoles, cápsulas, embudos, etc.
Material Metálico: Son generalmente accesorios, muchos de ellos con revestimiento
(cromado), por ejemplo: soporte universal, trípode, pinzas, etc.
Materiales de Madera: Son soportes que no pueden estar en contacto con calor, ni con
agentes químicos corrosivos, por ejemplo gradilla, soporte para embudos, etc.
Materiales de Plástico: Materiales poco empleados en relación a los otros materiales,
debido a que son atacados fácilmente por sustancias corrosivas. Ejemplo: pizetas,
cuentagotas, etc.
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Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
B. Por su Uso Específico
Materiales
Volumétricos:
Son
materiales
de
vidrio,
generalmente
de
vidrio
borosilicatado, destinados para realizar medidas de volúmenes de líquidos, de gases, y
son muy útiles para los trabajos en laboratorios químicos.
• Probetas: Recipientes cilíndricos de vidrio grueso, pico y base amplia para poder
parar, algunos son de plástico o polietileno, graduada de la base al aforo superior. Se
emplean para medir volúmenes cuando no se necesita mucha exactitud. Existen
probetas desde 10 ml hasta 1000 ml.
• Pipetas: Material volumétrico en forma de varilla graduada de arriba hacia abajo.
Sirve para medir volúmenes pequeños con mucha exactitud y las hay desde 0,5 ml
(micro pipetas) hasta de 100 ml. Antes de usar una pipeta, esta se enjuaga con el
líquido a medir, después se carga por succión, hasta 2 ó 3 cm. por encima del enrase
y se tapa el extremo superior de la pipeta con la yema seca del dedo índice, la pipeta
debe mantenerse verticalmente y a una altura tal, que la marca se halle al mismo
nivel que el ojo. La gota que queda en el extremo se saca tocando una superficie de
vidrio, como puede ser un vaso de precipitado u otro material. Se pueden diferenciar
dos tipos de pipetas:
Pipetas Volumétricas: Cuando tiene una marca o aforo y tiene un bulbo intermedio de
seguridad. Este tipo de pipeta se utiliza en operaciones que requieren medir
volúmenes de líquidos con gran exactitud.
Pipetas Gravimétricas: Cuando toda la pipeta esta graduada, se emplea para emitir a
voluntad volúmenes diferentes y son útiles para medir Volúmenes aproximados de
líquidos, no se emplea para mediciones de precisión.
• Fiolas o matraces aforados: Son recipientes de vidrio de cuello muy largo y
angosto en el cual tiene una marca o aforo que señala un volumen exacto a una
determinada temperatura, que está grabada en el mismo recipiente y generalmente
a 20 ºC. Se emplea en operaciones de análisis químico cuantitativo, para preparar
soluciones de concentraciones definidas, por tanto, este material es de gran
exactitud. Existen fiolas desde 5 ml hasta 2000 ml, las más comunes son de 50,
100 y 250 ml.
• Buretas: Son tubos largos, cilíndricos y graduados, cuyo extremo inferior terminan
en una llave de vidrio, la llave sirve para controlar el flujo del líquido con el que se
le llene. Su empleo se da en operaciones en que se requiere medir volúmenes con
gran exactitud, como son los análisis volumétricos cuantitativos.
Antes de ser utilizadas, las buretas deben de ser enjuagadas con el líquido a
medirse. Existen buretas desde un ml (micro buretas) hasta 1000 ml, pero las más
comunes son de 10, 25, 50, y 100 ml.
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Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
Materiales de Reacción: Sirven para efectuar reacciones de prueba, en pequeñas
cantidades. Hay materiales para realizar diversos tipos de reacciones: de combinación,
de descomposición, de calentamiento, etc.
• Tubo de ensayo: Sirve para hacer reacciones en pruebas de pequeñas cantidades,
hay de diferentes tamaños y capacidades.
Se pueden encontrar tubos de varios tipos:
Tubos de Ensayo: También llamados tubos de prueba, son los tubos comunes de
diferentes diámetros y longitudes, como son: de 18×150 y 25×150 mm.
Tubos de Ignición: Son tubos pequeños, generalmente de 14×100 mm de paredes
gruesas, que se emplea para efectuar calentamiento a alta temperatura.
Tubos con Salida Lateral: Son tubos especiales que tienen un pequeño ramal lateral
cerca del borde, se emplean para producir gases, para absorber los gases, para
efectuar filtraciones al vació.
Tubos Graduados: Son tubos de vidrio graduados, utilizados para medir volúmenes de
gases y para casos especiales. Comúnmente las graduaciones están en 0.1 cc y hay
de diferentes capacidades.
Tubos en “U”: Son tubos de vidrio que tiene esta forma. Se emplean para hacer
reacciones electroquímicas, en donde en cada extremo se coloca un electrodo.
Tubos Thiele: Son tubos de vidrio especial que tiene la forma de una “b”. Se utilizan
para determinar el punto de fusión de una sustancia.
• Vaso de precipitados o beaker: Sirven para efectuar reacciones con mayor
cantidad de reactivos y en sistema abierto; tiene forma alta o baja, con o sin
graduación desde 25 ml hasta 2000 ml
• Matraces Erlenmeyer: Son recipientes de forma cónica, fabricados de vidrio,
generalmente pírex. Su uso más común es en titulaciones (análisis químico
cuantitativo), debido a la facilidad que ofrecen para agitar la solución, sin peligro de
que esté se derrame, durante la titulación. Sin embargo, también se emplean para
efectuar filtraciones, ataques, evaporaciones de soluciones y ocasionalmente efectuar
alguna reacción química. Existen matraces de diferentes capacidades, desde 25 hasta
2000 ml, los más usados son de 100 y 250 ml.
• Balones: Son de recipientes fabricados de vidrio pírex, que constan de un cuerpo
esférico y un cuello. Se le utiliza para realizar diversas reacciones químicas. Existen
balones con capacidades desde 100 ml hasta 2000 ml y se pueden encontrar balones
de varios modelos:
Balones con Fondo Plano: Denominados “matraces” compuestos por un cuello largo y
boca angosta, o de cuello angosto y corto, y el de cuello corto con boca ancha. Los que
tienen cuello largo se conocen como balones o matraces de Florencia.
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Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
Balones con Fondo Redondo: Los balones de cuello largo constituyen el modelo clásico,
empleados para efectuar reacciones donde intervienen el calor, también se disponen
modelos con cuello corto.
Balones de Destilación: Estos tienen fondo redondo con el cuello largo y
un tubo
lateral de salida, situado en el cuello y ligeramente inclinado hacia abajo, por donde
saldrán los vapores. El otro tipo de balón de destilación es el de Claissen, que posee
dos cuellos extra, usados para ciertas operaciones especiales de destilación
• Lunas de Reloj: Son discos de vidrio pírex de diferentes diámetros, generalmente
cóncavos. Se usan para tapar los vasos de precipitados, y así evitar salpicaduras; para
evaporar pequeñas cantidades de un líquido; para realizar ensayos previos o de corta
escala; para cristalizaciones, sublimaciones (poniendo como tapa otra luna de reloj), y
pruebas de acidez, de basicidad.
• Retortas: Son de recipientes de vidrio en forma de pipa cerrada, con o sin abertura
en la parte superior, si hay abertura llevaría tapón de vidrio, la cual puede ser
esmerilada o no. Tiene alta resistencia térmica y mecánica; son empleadas para
obtener productos volátiles y corrosivos.
Material de filtración y Separación: Sirve para separar bases distintas, y estos
pueden ser:
• Embudo: Cono terminado en vástago, sirve para filtrar por gravedad con ayuda de
un cartucho de papel filtro, algodón y algún medio filtrante.
• Kitasato: Matraz de vidrio muy resistente que presenta una pequeña tubuladura
lateral en el cuello y sirve para realizar filtraciones al vacío.
• Pera o embudo de separación: (o decantación) Embudo con llave en el vástago y
cerrado con tapa esmerilada, sirve para separar fases líquidas.
• Columna cromatografía: Tubo de diámetro regular con o sin llave de paso inferior,
que se llena con una sustancia absorbente para separar los componentes de una
mezcla por la diferencia de absorción.
• Tubo de centrífuga: Tubo de ensayo con o sin tapa, terminado en punta, con
graduación que sirve para separar fases por centrifugación.
• Papel Filtro: Es un papel de celulosa pura, sin carga y sometida a procesos
especiales, según el caso al que se destine, así por ejemplo, hay con cenizas taradas
para efectuar análisis cuantitativos, resistentes a los ácidos, a los álcalis, para filtrar
precipitados gelatinosos, grasos, finos, etc.
El papel filtro se emplea cortando un círculo cuyo diámetro debe escogerse de tal
modo que, una vez doblado y colocado en el embudo, el borde superior de este quede
más o menos 1 cm., por encima del papel. Si se trata de filtrar al vació, el diámetro
debe ser tal que encaje perfectamente dentro del embudo de Buchner, por ningún
motivo debe quedar doblado el papel filtro.
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Ingeniería
Industrial
• Tamices Metálicos: Son mallas metálicas, cuya superficie perforada permite
efectuar la separación de partículas o granos por tamaños. La magnitud de las
perforaciones determina la clasificación de los tamices la cual se realiza
generalmente por escala numérica.
• Columnas de Absorción o Cromatográficas: Son columnas cilíndricas de vidrio,
con entrada y salida apropiada. Dentro de la columna se deposita una sustancia
absorbente específica para un determinado reactivo o sustancia en estado gaseoso o
líquido. Este material absorbente separa los componentes de una mezcla por la
diferencia de absorción.
• Extractores: El más conocido es el equipo de Soxhlet, que se utiliza para extraer los
componentes solubles de un sólido con un solvente adecuado, y así recuperan el
compuesto útil de una muestra.
• Equipo de Destilación: El equipo en si consta de un balón de destilación y un
refrigerante o condensador. El condensador fabricado de vidrio, condensa los
vapores que se desprenden del balón de destilación, ya que en contracorriente por
un tubo concéntrico circula agua fría o algún líquido refrigerante. Existen varios
tipos de condensadores, por ejemplo, de Liebig (con tubo condensador central recto),
de serpentín o Graham (con tubo condensador central en forma de serpentín o
espiral), de bolas (con tubo condensador central en forma de collar), de Friedrichs o
inverso (con tubo condensador externo, el agua circula por el tubo interno), etc.
También, en algunos casos, se utiliza una columna de fraccionamiento, la cual
consiste en un tubo de vidrio largo provisto de platillos o niveles de condensación
que se interpone entre el balón de destilación y el refrigerante, para realizar una
destilación fraccionada.
Materiales
de Calcinación y Desecación: Son materiales refractarios para
someterse a altas temperaturas, son generalmente de arcilla, porcelana o platino, etc.
• Crisol: Es un recipiente pequeño en forma de vaso, de arcilla, porcelana o metal;
sirve para calcinar muestras, pueden tener tapa.
• Cápsula: Fuente pequeña de porcelana, sirve para desecar o calcinar muestras a
bajas temperaturas; hay de varias dimensiones.
• Cristalizadores: Son cilindros de vidrio de baja altura, sirven para cristalizar
soluciones por evaporación, a temperatura ambiente, hay de diversos diámetros y
tamaños.
• Desecadores: Depósito grande, dividido en dos partes por una parrilla, la inferior
sirve para colocar materiales higroscópicos (como CaCl2, CuSO4. Anhidro, P2O5,
silicagel, etc.) y la parte superior para poner la sustancia a deshidratar
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Ingeniería
Industrial
Materiales para Soporte o Sostén: Son aquellos que sirven de soporte o apoyo
para mayor seguridad y mantenimiento en las diferentes instalaciones, así como para
mantenerlos fijos y en equilibrio.
• Soporte Universal: Es de estructura metálica, consiste en una varilla metálica de
longitud variable enroscada a una base de hierro, que puede ser triangular o
rectangular. Se utiliza para las diferentes instalaciones, para sostener en posición fija
los diversos materiales, especialmente cuando se arman aparatos complicados, como
un equipo de destilación.
• Pinzas: Son sujetadores, sirve para sujetar accesorios o materiales de laboratorio.
Existen varias clases de pinzas.
Pinzas para Crisoles: Son de material metálico, tienen forma de una tijera, sirven para
sujetar al crisol en una operación de calentamiento, además para manipular al crisol
en la mufla en una operación de calcinación
Pinzas para Vasos de Precipitados: Son pinzas destinadas a manipular vasos, cuando
estos se encuentran calientes, tienen la forma de una tijera y son de estructura
metálica.
Pinzas para Tubos de Ensayo: Son es estructura metálica, sirven para el manejo de
tubos de ensayo cuando son sometidos a la acción del calor.
Pinzas para Pesas: Son instrumentos a manera de tenacillas de estructura metálica.
Sirven para coger o sujetar las pesas pequeñas que se usan en una operación de
pesada y para ser colocados en el centro del platillo de la balanza.
Pinzas de Mohr o de Presión: Son de estructura metálica, sirven para controlar el flujo
de un fluido que circula a través de un tubo de goma.
Pinzas de Hoffman o de Tornillo: Son de metal, se utilizan en forma similar a la
anterior, con la diferencia de que es más precisa en el control de flujo por poseer un
anillo graduable.
Pinzas para Buretas: Son metálicas, con mordazas de jebe, se sujeta al soporte
universal. Se utilizan para soportar buretas (una o dos según el tipo) en forma vertical.
• Nueces o Tenazas: Son de estructura metálica, sirve para realizar diferentes
conexiones de instrumentos, como: aros, varillas metálicas, etc., al soporte universal.
Pueden ser fijas, y giratorias.
• Anillos Metálicos: Son de naturaleza metálica, formado por un anillo circular
soldado a una varilla delgada del mismo material. Estos se sujetan a los soportes
universales con una nuez. Sirven para sostener objetos que tienen alguna parte
esférica como un matraz redondo, embudos, etc.
• Gradillas para Tubos de Ensayo: Son de metal o de madera. Es una especie de
escalerilla portátil y sencilla. Sirve para portar tubos de ensayo durante el trabajo de
laboratorio.
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Ingeniería
Industrial
• Porta Embudos: Son de madera, tiene una base de madera y una varilla, en la cual
se sujeta una madera ahuecada para sostener embudos o peras de decantación.
• Trípode: Accesorio metálico, formado por un anillo circular apoyado en tres patas
equidistantes, que son varillas delgadas. Sirven para colocar sobre la rejilla metálica
o de asbesto en una operación de calentamiento.
• Rejillas: Son mallas metálicas hechas de alambre de fierro estañado, las de mayor
uso son de 15×15 cm.
Rejillas Metálicas: Construidas de delgados alambres entrelazados, sirve como soporte
del recipiente que puede ser utilizado como el caso de las rejillas de asbesto.
Rejillas de Asbesto: Son similares a las rejillas metálicas, pero posee en la parte
central una sustancia llamada asbesto. Se utiliza para difundir la llama producida por
un mechero en una operación de calentamiento, obteniendo un calentamiento suave y
uniforme, además, se consigue evitar los cambios bruscos de temperatura. Se coloca
sobre el trípode.
• Triangulo Refractario: Esta constituido de dos partes, una de metal y la otra de un
material refractario, como la porcelana, el cual cubre en forma de tubo concéntrico a
un triángulo de metal. Se usa para sostener a los crisoles en el trípode durante el
calentamiento o la calcinación.
Materiales para Usos Diversos:
• Varillas de Vidrio o Baguetas: Son varillas gruesas de vidrio de 3, 5, y 7 mm de
diámetro y de largo conveniente, con ambos extremos redondeados. Las baguetas
sirven para agitar y trasvasar líquidos. La varilla “policía” es la que tiene un trozo de 3
cm. de tubo de goma en uno de sus extremos, convenientemente fijado; es emplea
para desprender partículas de precipitados, que no es posible removerlo con chorros
de agua de la pizeta. Por precaución, la varilla de goma no debe ser empleada para
agitar, ni se la debe dejar en la solución.
• Piedras de Ebullición: Son perlas de vidrio, cuya finalidad es romper la tensión
superficial de un líquido, antes de que este hierva y así, evitar las proyecciones.
• Pizetas: Son frascos de plástico o polietileno, algunas veces de vidrio, con sifón; en
el que se llena agua destilada y permiten emplearla fácilmente para lavar precipitados
o para diluir precipitados.
• Frascos Goteros o Cuentagotas: Son frascos de vidrio o plástico diseñados
especialmente para dosificar pequeños volúmenes (gotas) de reactivos o sustancias
liquidas.
•Espátulas: Son instrumentos de forma plana, alargada, de metal y con bordes
afilados, provistos de un mango de madera. Sirven para coger, trasladar o transportar
muestras sólidas o reactivos químicos puros, durante la operación de pesada en una
balanza.
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Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
• Trampa de Vació o Trampa de Agua: Es un dispositivo metálico o de vidrio
utilizado para producir vació parcial dentro de un sistema, mediante el flujo continuo
de agua, la cual produce una diferencia de cargas, y por consiguiente un vació en el
cuerpo de la trampa y esta depende de la velocidad de flujo. Posee dos entradas, una
para el líquido y otra para realizar la succión de aire con una salida común.
• Tubos de Goma o Mangueras: Tienen una gran utilidad en las conexiones en
cualquier dirección, de algún fluido o fluidos apropiados, de acuerdo a la calidad del
material construido.
• Morteros: Son materiales semiesféricos de base plana, que son fabricados de
porcelana, de acero u otro tipo de material duro. Consta de dos partes: el mazo o
pistilo y el mortero propiamente dicho que es el recipiente donde se opera. Los
morteros se emplean reducir de tamaño, triturar, pulverizar pequeñas cantidades de
muestra sólida por percusión. Existen varios tipos de morteros y algunos son:
Morteros de Acero: Fabricados de una aleación de fierro y otros metales, se usan para
disgregar minerales y rocas en estado sólido.
Morteros de Porcelana: Aquellos que no tienen barniz interiormente, se aprovecha su
aspereza para un mejor desmenuzado.
Morteros de Vidrio: Utilizado en donde se requiere gran pureza y limpieza de
sustancias o cuerpos sólidos menos duros que el vidrio.
Morteros de Ágata: Son morteros de mucha dureza y mayor calidad, se les utiliza para
pulverizar las muestras de mayor valor.
1.2.3. Instrumentos de Laboratorio.
Son aquellos instrumentos mecánicos o eléctricos, simples o complejos que se utilizan
en el laboratorio. A continuación mencionaremos los más comunes.
• Balanzas: Son instrumentos diseñados para la determinación de masa de diversas
sustancias. Se dispone de diversos tipos o modelos de balanzas, entre las que
tenemos: balanza analítica, balanza técnica y balanza electrónica.
• Densímetros o Aerómetros: Son tubos de vidrio cerrados, de forma especial, con un
lastre en su parte inferior para mantenerlos verticales y una escala impresa en su
parte
interior. Estas escalas están graduadas para líquidos de mayor o menor
densidad que el agua. El densímetro se hace flotar en el líquido cuya densidad se
desea medir y el enrase del menisco observado de la superficie libre sobre la escala
graduada nos dará la densidad respectiva.
• Termómetros: Son instrumentos destinados a medir temperaturas con escalas en
grados centígrados o Fahrenheit (ºC o ºF). El tipo más usual es aquel que tiene
graduaciones desde -10 ºC hasta 200 ºC. Son utilizados generalmente en operaciones
de destilación, determinaciones de puntos de fusión y ebullición, temperaturas de
reacción, etc.
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• pH−metro: Es un aparato que mide la concentración de iones hidrógeno (H+), es
decir, el pH de una solución. Posee electrodos, los cuales debe estar en contacto con
los iones disueltos de la solución, para luego transmitir una fuerza electromotriz y
reportar datos que relacionan la concentración de la solución, expresada directamente
en pH.
• Conductivimetro: Es un aparato que mide la conductividad, es decir medida de la
capacidad de una disolución acuosa para transportar la corriente eléctrica.
• Mecheros: Son aparatos destinados a quemar combustible. Los de uso general en el
laboratorio son de vidrio y de metal. El primero se emplea para quemar alcohol
(mechero de alcohol) y el segundo para quemar gas (mechero de Bunsen).
• Mufla Eléctrica: Es una cámara cerrada, construida de material refractario. En la
puerta anterior tiene un agujero de observación. Funciona a electricidad para producir
calefacción. Le temperatura máxima es de 1200 ºC, en lo posibles debe poseer un
termómetro o termocupla.
• Planchas Eléctricas: Se utilizan para calentamiento y evaporación de soluciones.
Para protegerse de los humos, vapores y derrame de líquidos corrosivos, los
elementos calefactores y los conductores internos están cubiertos y aislados
convenientemente.
• Estufas Eléctricas: Sirven para secar precipitados o sustancias sólidas a
temperaturas relativamente bajas, por calefacción
eléctrica funcionan desde la
temperatura ambiente hasta 250 ó 300 ºC, tienen un termorregulador, que cumple la
función de regular la temperatura del aparato.
• Cocinilla Eléctrica: Cocina eléctrica con resistencias. Sirve para calentar líquidos
con ayuda de una rejilla de asbesto.
• Baño María: Aparato que consiste en un recipiente con resistencia eléctrica, en el
recipiente se coloca agua, la que se calienta, produciendo un baño caliente. Existen
baños María que permiten regular la temperatura del baño mismo.
• Baño de Arena: Aparato que consta de un recipiente que contiene arena, debajo del
cual hay una resistencia eléctrica que permite calentar.
1.2.4. Reactivos Químicos.
Los reactivos químicos son las sustancias empleadas en el laboratorio para hacer
reacciones de pruebas, analíticas u otras. Los reactivos químicos se pueden clasificar
de dos maneras.
A. Por su Naturaleza.
Reactivos Inorgánicos: Son de naturaleza inorgánica, con pocas excepciones. Se
puede clasificar como:
•
Ácidos:
Ácidos
inorgánicos,
que
se
almacenan
como
soluciones
acuosas
concentradas. Se incluyen algunos ácidos orgánicos.
14
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
• Sales e Hidróxidos: Sólidos que se clasifican de acuerdo al catión de las sales o de los
hidróxidos.
• Elementos Puros: Sustancias en estado elemental, generalmente inestables. Se debe
tener especial cuidado con su almacenaje, mantenerlos en queroseno.
Reactivos Orgánicos: Son de naturaleza orgánica, generalmente sólidos. Se puede
clasificar como:
•Ácidos Orgánicos: Sólidos como el ácido cítrico, acido oxálico, acido málico, Acido
benzoico, etc.
• Solventes. Líquidos como el benceno, éter, alcohol etílico, acetona, etc.
• Indicadores: Sustancias que se comportan diferente frente a ácidos y bases, por
ejemplo: fenolftaleína, anaranjado de metilo, rojo de metilo, etc.
Productos Químicos: Productos auxiliares, no clasificados, de diversa naturaleza.
Tales como arena, silicagel, carbón activado, piedra pómez, etc.
B. Por su Pureza.
Reactivos Pro−Análisis (P.A.): Son reactivos de alta pureza, usados para realizar
análisis y reacciones cuantitativas en trabajos de investigación.
Reactivos Químicamente Puro (Q.P.): Son reactivos de menor pureza que los anteriores,
se usa para reacciones semi − cuantitativas y experimentos afines.
Productos Técnicos: Son productos comerciales químicos de baja pureza, se usan para
reacciones comunes.
1.3.2. Procedimiento Experimental
Para el desarrollo de esta práctica, el alumno:
• Encontrará en su mesa de trabajo una serie de materiales de vidrio, porcelana,
metal, que son utilizados con mayor frecuencia en el laboratorio.
• Recibirá la orientación necesaria por parte del profesor
para el logro de los
objetivos.
• Dado un conjunto de materiales tendrá que identificar y reconocer por nombre,
características y uso de dicho material.
• Esquematizara cada uno de los materiales de laboratorio al final de la guía de
práctica.
• Desarrollará el cuestionario que se encuentra al final de la práctica de laboratorio,
1.4 REPORTE DE RESULTADOS
1. En orden alfabético esquematice, describa características e indique la función de
los materiales que con frecuencia se usan en el laboratorio.
2. ¿Cómo se clasifican los materiales de laboratorio?
3. ¿Qué elementos y sustancias intervienen en la confección de los materiales de
vidrio, materiales de porcelana, materiales de plástico?
4. Defina brevemente las siguientes palabras: aforado, esmerilado y graduado
5. De qué calidad deben de estar hechos:
15
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
a) Los materiales para ser expuestos al fuego directo. Mencione cinc o ejemplos
b) Los materiales para ser expuestos a ácidos y bases fuertes. Menciones cinco
ejemplos6. ¿Por qué la lectura de los líquidos debe hacerse a la altura de la vista?
7. ¿Cuáles son los tamaños más usados en tubos de ensayo y que significan esos
números?
1.5. ACTIVIDADES
1. Busque en la cocina de su casa algunos materiales que se usan para trasvasar.
Describa los hechos y los procedimientos realizados por usted y presente un
informe al respecto.
16
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
PRÁCTICA Nº 2
MEDICIÓN Y TIPOS DE ERRORES
2.1. OBJETIVOS
Los principales objetivos de esta práctica son:
Conocer
las técnicas usadas en la determinación de las diferentes clases de
magnitudes susceptibles de ser medidas, tales como la longitud, masa, tiempo,
temperatura y presión.
Efectuar las medidas con la mayor precisión y exactitud.
Aprender a medir volúmenes.
2.2. FUNDAMENTO TEÓRICO
2.2.1. Medición: En el Campo químico, las mediciones son las observaciones
cuantitativas. Toda medición consta de dos partes: un número y una unidad, ambos
son necesarios para que la medición tenga significado.
Los elementos observables fundamentales, de los que pueden derivarse todos los
demás, son la longitud, la masa y el tiempo. Una vez que se ha seleccionado lo
observable, deben asignarse las unidades de medición para los tres.
A la unidad de medida también se le denomina patrón de medidas y debe cumplir tres
condiciones:
a) Debe reproducirse fácilmente.
b) Debe ser universal.
c) Debe ser inalterable.
Debe tenerse en cuenta lo que viene a ser el error de medida, que está en función del
operador y del instrumento de medida.
2.2.2. Error: Es la diferencia entre el valor obtenido o medido durante la práctica y el
valor verdadero o real. Afectan a cualquier instrumento de medición y puede deberse a
diversas causas, pero que se pueden prever, calcular o anular mediante calibraciones
y la experiencia del experimentador.
Se conocen dos clases de errores: Absoluto y relativo
a) Error absoluto: Es la diferencia entre el valor medido (Vm) y el valor real (Vr) puede
ser por exceso (error positivo) o por defecto (error negativo).
b) Error relativo: Es el cociente obtenido de dividir el error absoluto por el valor
verdadero (Vr). Frecuentemente se expresa en forma de porcentaje, denominado
porcentaje de error, y es este error el que nos da la exactitud de la medida.
Error Absoluto = E.abs = Vm - Vr
Error Relativo = Error absoluto / Valor real
Porcentaje de error (% de error) = Error relativo x 100
17
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
El error relativo, a diferencia del absoluto, es una magnitud adimensional.
2.3. PARTE EXPERIMENTAL
2.3.1. Material y Reactivos.
Materiales
Reactivos
- Probetas
- Sal común
- Vasos de precipitados
- Hielo
- Balanza analítica
- Balanza digital
2.3.2. Procedimiento Experimental
Experimento Nº 1: Determinación de la masa para muestras sólidas
1. Determinar las masas de 03 objetos diferentes (ejemplo: tapón de jebe, tapa o una
moneda. etc.) Teniendo en cuenta las reglas para el uso de las balanzas proceda a
pesar.
2. Tabular los resultados considerando las masas en ambas balanzas, en la balanza
analítica (Valor verdadero) y en la otra balanza (el valor estimado), calcular el
porcentaje de error.
Objetos
Balanza analítica
Otra balanza
Diferencia
% error
3. Determine el % de error del instrumento más preciso con respecto al otro
% =
− 100
Valorverdadero
Experimento Nº 2: Determinación del cambio de la temperatura
1. Tome un vaso de precipitados limpio y seco.
2. En el vaso coloque una cantidad de hielo, mida la temperatura con el termómetro.
3. Coloque una medida (con la espátula) de sal, agite para disolver. Mida la
temperatura de la mezcla inmediatamente. ¿Observa algún cambio?
4. Anote sus resultados.
2.4. REPORTE DE RESULTADOS
1. Tabular los resultados considerando las masas en ambas balanzas, en la balanza
analítica (Valor verdadero) y en la otra balanza (el valor estimado), calcular el
porcentaje de error.
Objetos
Balanza analítica
Otra balanza
Diferencia
% error
18
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
2. Explique por qué se observa el aumento o la disminución de la temperatura sin
suministrar o retirar calor.
2.5 CUESTIONARIO
1. ¿Cuál es la diferencia entre el peso y masa?
2. Defina qué es la gravedad específica
3. Determine cuáles son los métodos para determinar la densidad
4. ¿Qué importancia tienen las mediciones en el campo de la química?
5. ¿Cómo podría reducir el error en la medida de volúmenes de líquido?
2. Defina Precisión y Exactitud.
3. ¿Porque es importante tener precisión en una medida?
4. ¿Porque es importante tener exactitud en una medida?
5. ¿Porque el porcentaje de error es adimensional?
6. Qué diferencia hay entre un matraz erlenmeyer y un vaso de precipitado en su
porcentaje de error.
7. Que es el error y porque es importante medirlo en un experimento.
19
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
PRÁCTICA Nº 3
OPERACIONES
BÁSICAS EN EL LABORATORIO
3.1. OBJETIVOS
Los principales objetivos de esta práctica son:
Efectuar un estudio y reconocimiento de algunas técnicas de operaciones básicas,
empleadas frecuentemente en los trabajos de laboratorio.
Efectuar la separación de los componentes mezclas (homogéneas o heterogéneas).
Adquirir destreza y habilidad en la manipulación de los materiales usados en las
distintas operaciones básicas.
3.2. FUNDAMENTO TEÓRICO
El trabajo continuo en un laboratorio de química se basa en ciertas técnicas a las que
suele llamarse operaciones básicas debido a que se repiten constantemente. Difieren
unas de otras por su simplicidad o complejidad.
Una operación se considera desde un encendido de un mechero, un filtrado o una
destilación o extracción.
Los estudiantes de Ingeniería Industrial estudiarán las Operaciones Básicas y verán
las numerosas aplicaciones de la filtración en las industrias de grasas y de aceites
para separar los agentes absorbentes empleados en la decoloración; en la industria
azucarera se filtran las pulpas del tratamiento de los jugos; en las industrias lácteas el
agua se separa de la cuajada del queso por filtración. La destilación con arrastre de
vapor se utiliza en elayotecnia; la rectificación en la separación de alcohol de mezclas
en las azucareras, de industrias cárnicas y de aceites vegetales para recuperar los
disolventes en los procesos de extracción de grasas y aceites y es una operación
fundamental en la industria de bebidas alcohólicas, vinos y licores.
La extracción es una operación básica en la industria de los aceites de semilla. La
adsorción se aplicará sobre todo en la eliminación de colores, olores y sabores no
deseados, por ejemplo en elayotecnia, grasas y aceites, vinos, etc.
A continuación detallamos algunas definiciones de las operaciones básicas en el
laboratorio de química.
Pulverización: Operación utilizada para reducir de tamaño los cuerpos sólidos
relativamente grandes por medio de pequeños molinos o morteros de acuerdo a las
características del material. Seguidamente de esta operación se hace uso de tamices
para la separación de acuerdo al tamaño de la partícula.
20
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
Precipitación (pp.): Es la formación de un sólido (sustancia insoluble) en una
disolución. Esto ocurre cundo dos soluciones diferentes se mezclan o cuando tiene
lugar una reacción química y el producto o uno de los productos es el sólido insoluble
en el solvente o agua en que se encuentra, el sólido generalmente aparece como una
suspensión o en casos especiales como un coloide.
Decantación: Operación que consiste en dejar en reposo una solución que contiene un
precipitado con el objeto de que el insoluble se deposite en el fondo del recipiente por
influencia de la fuerza de la gravedad y el líquido sobrenadante puede ser separado
por simple escurrimiento.
21
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
Filtración: Es la operación que consiste en separar los componentes de una mezcla
heterogénea (sólido – líquido) a través de un medio poroso papel filtro que retengan las
partículas sólidas, en esta operación se emplea como material embudo, bagueta, porta
embudo, papel filtro que se fija al embudo con ayuda del agua destilada para
trasvasar el contenido se ayuda con la bagueta. El sólido adherido al papel filtro se
denomina residuo y el líquido que pasa se llama filtrado.
Disolución: Cuando una sustancia sólida, líquida o gaseosa se solubiliza en un
solvente o disolvente quedando una solución homogénea.
22
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
Centrifugación: Método de separación de difícil filtración de una mezcla, tiene la
ventaja de no requerir papel filtro, es una operación muy rápida, las partículas sólidas
suspendidas en el líquido se depositan en el fondo del recipiente, mientras que las
ligeras sobrenadan, por acción de la fuerza centrífuga.
Evaporación: Consiste en hacer pasar una sustancia en estado líquido al estado de
vapor, operación que se realiza a temperatura ambiente o a mayor temperatura,
operación que se realiza a temperatura ambiente o a mayor temperatura. Se emplea
generalmente con la finalidad de concentrar una disolución.
Lavado: Consiste en la eliminación de sustancias solubles que impurifican el
precipitado. La naturaleza del líquido de lavado depende de la solubilidad y
propiedades químicas del precipitado, de la impureza que se han de eliminar y de la
influencia que debe tener la solución del lavado que queda con el precipitado en los
tratamientos posteriores del mismo antes de la pesada.
Desecación: Operaciones que consisten en eliminar en contenido de humedad de los
precipitados obtenidos al filtrar una mezcla o de materias que tienen agua incluida,
mediante la acción del calor producido en la estufa. Corrientemente se llama secado
cuando la temperatura empleada no excede de los 200 °C y se realiza en la estufa.
23
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
Calcinación: Operación muy similar a la desecación, con la diferencia que se emplea
para descomponer la materia orgánica, obteniendo un residuo blanco denominado
cenizas. Operación que emplea temperaturas superiores a 250 °C y se efectúa en la
mufla.
Destilación: Operación que se utiliza para separar de una sustancia líquida volátil de
una mezcla homogénea (líquidos miscibles), mediante el paso de uno de los
componentes del estado líquido al estado gaseoso (evaporación), producido por el
calentamiento; y posteriormente al estado líquido (condensación), producido por la
refrigeración. Esta operación se fundamenta en la diferencia del punto de ebullición de
las sustancias a separarse. Existen varios tipos: destilación simple, destilación
fraccionada, destilación al vacío, etc.
• Destilación Simple: Se utiliza para separar los componentes de una mezcla líquida o
de un sólido en solución, los componentes deben poseer puntos de
ebullición
inferiores a 150 ºC y estos deben de diferir ampliamente entre sí, más de 25 ºC.
24
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
• Destilación Fraccionada: Se utiliza para separar los componentes de una mezcla
líquida, cuando los puntos de ebullición de los componentes son muy cercanos entre
sí, menos de 25 ºC. En este tipo de destilación se utiliza una columna de
fraccionamiento.
• Destilación al Vació o a Presión Reducida: Se utiliza para separar líquidos con un
punto de ebullición superior a 150 ºC o que se descompone a alta temperatura. Como
un líquido hierve cuando su presión de vapor iguala a la presión externa, se puede
reducir el punto de ebullición disminuyendo la presión a la que se destila
Extracción: Esta operación consiste en la separación de un componente de una
mezcla, sólida o líquida, mediante el empleo de un solvente, es decir, la mezcla se
trata con un solvente que disuelva solamente uno de los componentes o algunos de
ellos. Por tanto, la extracción se basa en el reparto selectivo del soluto entre dos fases
no
miscibles,
que
pueden
ser
una
acuosa
y
una
orgánica.
Los
solventes
frecuentemente empleados son: acetona, benceno, éter, alcohol, etc. Existen dos tipos
de extracciones:
• Extracción Líquido − Líquido: Esta operación es empleada cuando el compuesto a
extraer está disuelto en una fase líquida. Por tanto, se basa en el grado en que un
soluto, tanto orgánico como inorgánico, se distribuye entre dos líquidos inmiscibles; y
consiste en la separación de un soluto disuelto en un disolvente, mediante otro
disolvente no miscible con el primero. Esta extracción se realiza mediante un embudo
de
decantación,
que
permite
mezclar
por
agitación
las
dos
fases
líquidas;
25
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
posteriormente se deja en reposo hasta que la separación de las dos capas sea nítida,
procediendo a la separación.
• Extracción Sólido − Líquido: Esta operación se utiliza cuando el compuesto a extraer
forma parte de un sólido, es decir, se emplea para separar sustancias que son
insolubles en agua y son ligeramente volátiles, que están mezclados con otros
productos no volátiles, por ejemplo, productos orgánicos de una mezcla o de sus
fuentes naturales como la extracción del aceite contenida en la oleaginosas (maní,
castaña, soya, maíz, etc.). El equipo utilizado para la realización de esta operación es
conocido como extractor de Soxhlet. En este extractor, el disolvente hierve en el
matraz, sus vapores ascienden por el tubo lateral y condensan en el refrigerante; el
condensado gotea sobre el sólido contenido en un cartucho de celulosa. Cuando el
disolvente llena la cámara de extracción la solución resultante es sifonada al matraz
de destilación, repitiéndose el proceso hasta la extracción total.
Cromatografía: Es una técnica sumamente eficaz de separación analítica, basada en la
distribución de los componentes de la mezcla entre dos fases inmiscibles: una fase
móvil, que transporta las sustancias que se separan y que progresa en relación con la
fase estacionaria. La fase móvil puede ser un liquida o un gas y la estacionaria puede
ser un sólido o un líquido. Existen varios tipos de
cromatografía: cromatografía en
papel, en capa delgada o fina, en columna, por intercambio iónico, de gases, etc.
• Cromatografía en Papel: Consiste en separar los componentes de una mezcla liquida
utilizando las diferencias de sus coeficientes de partición entre dos fases liquidas. En
esta cromatografía se utiliza un papel cromatográfico (papel de filtro especial) en
atmósfera saturada de humedad (agua) o seca; la fase móvil, igualmente saturada de
agua se desplaza por capilaridad de abajo − arriba a distintas velocidades, separando
los componentes de la mezcla.
26
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
• Cromatografía en Capa Delgada o Fina: Separación cromatográfica de adsorción por
medio de una capa de silica− gel. Esta cromatografía se realiza en un recipiente
cerrado y saturado del solvente adecuado, que fluye en forma ascendente,
arrastrando a los componentes de la mezcla y separándolos por orden de absorción
con la silica− gel.
• Cromatografía en Columna: Se efectúa haciendo pasar una mezcla líquida a través de
una columna empacada con material absorbente. Después de que los compuestos se
absorben en la columna, se agrega solvente adicional que pasa a través de la misma
columna. Algunos compuestos de
la mezcla son atraídos por el material absorbente
con mayor intensidad que otros. Estos bajan por la columna con mayor lentitud que
los que son retenidos con menor intensidad. Los componentes forman bandas en la
columna que se desplazan a diferente velocidad hasta salir por la parte inferior.
27
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
Cristalización: Método empleado para separar sustancias de sus disoluciones en forma
de cristales geométricos. Se funda en que la mayoría de los sólidos, son más solubles
en caliente que en frío o a la inversa. Operación que se utiliza para obtener sustancias
sólidas de alta pureza, formadas por partículas de tamaño uniforme.
Cristales de CuSO4x5H2O
Cristalización
Fraccionada:
Operación
que
consiste
en
la
separación
de
los
componentes puros de una mezcla, en base en sus diferentes solubilidades en un
solvente dado en función de la temperatura. En otras palabras, se basa en el hecho de
que la mayoría de los sólidos son más solubles en caliente que en frió (ver Figura 3.1).
Con esta operación se pueden obtener sustancias sólidas de alta pureza, formadas
por partículas de tamaño uniforme.
Figura 3.1. Gráfica de la solubilidad en agua en función de la temperatura.
28
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
Sublimación y Deposición: Operación que consiste en separar una sustancia de una
mezcla que se encuentra en estado sólido. La sublimación es el proceso por el cual las
moléculas pasan directamente de sólido a vapor, sin pasar por el estado líquido, y el
proceso inverso (de vapor directamente a sólido) se llama deposición. Los sólidos tiene
presiones de vapores al igual que los líquidos, pero su valor es muy inferior.
3.3. PARTE EXPERIMENTAL
3.3.1. Material y Reactivos.
Materiales
Reactivos
- Vasos de precipitados
- Alcohol comercial
- Baguetas
- Papel filtro lento
- Mechero
- Agua destilada
- Equipo de filtración
- Dicromato de potasio
- Lunas de reloj
- Nitrato de Plomo II
- Cinta adhesiva
3.3.2. Procedimiento Experimental
Experimento Nº 1: Cromatografía
1. Recorta una tira del papel poroso que tenga unos 4 cm de ancho y una altura un
poco mayor a la del vaso de precipitado.
2. Enrolla un extremo en el borde del vaso con cinta adhesiva de tal manera que el
otro extremo llegue al fondo del vaso.
3. Pinta una mancha con un rotulador negro en el extremo libre de la tira, a unos 2cm
del borde. Procura que sea intensa, pero que no ocupe mucho espacio.
4. En el fondo del vaso, vierte alcohol hasta una altura de 1cm, aproximadamente
5. Sitúa la tira dentro del vaso de tal manera que el extremo quede sumergido en el
alcohol, pero la mancha fuera de él.
6. Puedes tapar el vaso para evitar que el alcohol se evapore.
7. Observa lo que ocurre: a medida que el alcohol va ascendiendo a lo largo de la tira,
arrastra consigo los diversos pigmentos que contiene la mancha de tinta.
8. Como no todos son arrastrados con la misma velocidad, al cabo de un rato se ven
franjas de colores.
9. Repite la prueba empleando agua en lugar de alcohol.
10. Una vez más, pero ahora utiliza una tira de papel de cuaderno y alcohol.
Experimento Nº 2: Precipitación
1. Colocar en un tubo de ensayo 2 mL de solución de Dicromato de Potasio y agregarle
gota a gota la solución de Nitrato de Plomo hasta observar un cambio
2. Dejar en reposo y observar las características del precipitado formado
3. Proceda a filtrar vertiendo la solución sobre el papel filtro y hacía el vértice.
29
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
4. Luego proceda a lavar las paredes interiores del vaso de precipitados utilizando una
pizeta con agua de modo que arrastre hacia el filtro todas las partículas sólidas.
5. Retire el papel de filtro que contiene el precipitado; coloque en una luna de reloj y
observe.
3.4. REPORTE DE RESULTADOS
1. ¿Crees que el agua sea el solvente universal? Fundamenta tu respuesta.
2. Además del agua, menciona otros solventes que son utilizados en el laboratorio
químico.
3. Menciona utilidades o usos de la cromatografía.
4. ¿Qué colores estás seguro de que sean mezcla?
5. ¿Por qué crees que unos colores suben más que otros?
6. ¿Crees que la técnica de la cromatografía es importante? ¿Por qué?
7.
Reportar todas las observaciones del Experimento Nº 2
3.5. CUESTIONARIO
1. ¿Qué técnica se utiliza para separar una sustancia sólida que se encuentra en un
medio acuoso?
2. ¿Cómo se forma un precipitado?
3. ¿Qué papel cumplen las perlas de vidrio o pedazos de porcelana rota en la
destilación?
4. ¿Qué aplicaciones industriales tiene la destilación?
5. ¿En qué consiste la destilación fraccionada?
6.
indicar cuál sería el significado de operaciones unitarias; además la diferencia con
operaciones básicas en el laboratorio
7. Realice un esquema de diagramas de bloques para un proceso industrial en la
región de Arequipa.
8. ¿Cuándo debe usarse una campana de gases?
9. Dibuja los símbolos que representan una sustancia tóxica, una nociva y una
irritante. ¿Qué diferencia hay entre ellas?
3.6. ACTIVIDADES
1. Ponga a hervir ½ L de agua potable en una olla de su cocina y ½ L de agua potable
en la tetera, al mismo tiempo. Observe y haga un informe al respecto
30
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
PRÁCTICA Nº 4
TABLA PERIÓDICA: PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS
4.1. OBJETIVO:
Los principales objetivos de esta práctica son:
Estudiar y correlacionar las propiedades de elementos conocidos y vistos como un
grupo o familia.
Balancear las diferentes ecuaciones químicas iónicas y moleculares, correspondientes
a las diferentes reacciones químicas
4.2. FUNDAMENTO TEÓRICO
4.2.1. Tabla Periódica
En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleev, publicó una tabla de los elementos a la
que llamo Tabla Periódica, donde mostró que las propiedades de los elementos se
repiten periódicamente a intervalos regulares. Este hecho se conoce hoy en día como
la Ley Periódica. La ley periódica resume muchas observaciones sobre las propiedades
de los elementos. Se puede establecer como sigue: cuando los elementos se acomodan en
orden creciente de sus números atómicos, muestran propiedades similares periódicamente.
Todos los elementos están ordenados de acuerdo con el valor creciente de sus pesos
atómicos, formando hileras horizontales llamados periodos, con propiedades físicas y
químicas que cambian en forma progresiva a través de la tabla, y columnas verticales
llamadas grupos o familias, con propiedades similares. La elaborar la tabla periódica
actual, los elementos fueron acomodados uno tras otro, en grupos, debido a sus
propiedades químicas semejantes. Por ejemplo, todos los elementos del grupo IA, son
metales que, cuando reaccionan, forman iones con una carga de 1+. Si se examinan las
configuraciones electrónicas de estos elementos, se verá que el nivel electrónico exterior
para cada uno no tiene sino un electrón en un sub. Nivel s. En forma semejante, todos
los elementos del grupo IIA tienen una configuración electrónica en el nivel exterior que
se podría generalizar como ns2. De hecho, examinando cualquier grupo dentro de la tabla
periódica, se ve que todos los elementos en el grupo tienen la misma estructura
electrónica en el nivel exterior. Las estructuras electrónicas similares conducen a
propiedades físicas y químicas semejantes.
4.2.2. Propiedades Periódicas
Las variaciones de las propiedades dependen de las configuraciones electrónicas
(ordenamiento electrónico del átomo en su estado basal), en especial de la
configuración de la capa externa ocupada y de su distancia con respecto al núcleo.
Energía de Ionización: La primera energía de ionización o primer potencial de
ionización (EI1) es la cantidad mínima de energía que se requiere para remover al
electrón en lazado con menor fuerza en un átomo aislado para formar un ión con
31
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
carga +1. La segunda energía de ionización (EI2) es la cantidad de energía que se
requiere para desplazar al segundo electrón. Para un elemento dado, (EI2) siempre es
mayor que (EI1) porque siempre es más difícil desplazar a un electrón de un ión con
carga positiva que al átomo neutro correspondiente. La energía de ionización aumenta
de abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a derecha en un periodo. Los
elementos con energía de ionización baja forman compuestos iónicos al perder
electrones, dando lugar a iones con cargas positivas (cationes). Los elementos con
energía de ionización intermedia, por lo general, forman compuestos moleculares
(covalentes) compartiendo electrones con otros elementos. Los elementos con energía
de ionización muy alta a menudo ganan electrones para formar iones con cargas
negativas (aniones).
Afinidad Electrónica: La afinidad electrónica (AE) de un elemento es la cantidad de
energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para
formar un ión con carga −1. Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas
ganan electrones con facilidad para formar iones negativos (aniones). La afinidad
electrónica se hace más negativa de abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a
derecha en un periodo.
Electronegatividad: La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del
átomo a atraer electrones hacia si cuando se combina químicamente con otro átomo.
Las electronegatividades de los elementos se expresan en la escala de Pauling. La
electronegatividad del Flúor es la más alta de todas, esto indica que cuando el ión
flúor esta enlazado químicamente con otros elementos, muestra mayor tendencia de
atraer
la
densidad
electrónica
hacia
sí
que
cualquier
otro
elemento.
La
electronegatividad aumenta de abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a
derecha en un periodo.
Carácter Metálico: El carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo en un grupo y
de derecha a izquierda en un periodo. Los elementos a la izquierda de los que tocan a
la línea zig− zag son metales (con excepción del hidrógeno), mientras que los que se
encuentran a la derecha son no metales. Los elementos adyacentes a esta línea suelen
llamarse metaloides porque muestran propiedades características tanto de metales
como de no metales.
Comportamiento Anfótero: Es la capacidad de una sustancia para comportarse como
ácido o como base. Por ejemplo, varios hidróxidos metálicos insolubles son anfóteros,
reaccionan con ácidos para formar sales y agua, pero también se disuelven en, y
reaccionan, con exceso de bases fuertes solubles.
4.3. PARTE EXPERIMENTAL
4.3.1. Material y Reactivos.
Materiales
- Vaso de precipitados
Reactivos
- Na (metálico)
32
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- Probeta
- Mg (metálico)
- Pizeta
- Fenolftaleína
- Tubos de ensayo
- Solución de NaOH (0,1 M)
- Gradilla para tubos
- Solución de KOH (0,1 M)
Industrial
- Pipetas
- Cocinilla
4.3.2. Procedimiento experimental
Experimento Nº 1: Familia de los Metales Alcalinos: Reactividad en Agua.
1. En un vaso de precipitados agregar 40 ml de agua destilada y dejar caer 0.5 g de
sodio metálico. Observar el desprendimiento de gas.
2. Al término de la reacción, agregar 2 gotas de fenolftaleína (indicador ácido − base),
la coloración rojo grosella, indicaría la formación del hidróxido correspondiente.
3.
Reportar
todas
las
observaciones
y
la
ecuación
química
balanceada
correspondiente.
Experimento Nº 2: Familia de los Metales Alcalinotérreos: Reactividad en Agua.
1. En un vaso de precipitados agregar 40 ml de agua destilada y dejar caer 0.5 g de
magnesio metálico. Observar.
2. Agregar 2 gotas de Fenolftaleína. Observar la aparición de una coloración rojo
grosella, la cual indicaría la formación del hidróxido correspondiente. En caso de
que la reacción no ocurra a la temperatura del agua, someter a calentamiento
suave.
3.
Reportar
todas
las
observaciones
y
la
ecuación
química
balanceada
correspondiente.
Experiencia Nº 3: Variación del carácter básico
1. En dos tubos de ensayo colocar sendamente 1 mL de las soluciones de Na(OH) y
K(OH) respectivamente. Enseguida adicionar a cada tubo, exactamente una gota del
indicador fenolftaleína. Agitar y ordenarlos por la intensidad del color, de mayor a
menor.
2. Interpretar los resultados.
4.4. REPORTE DE RESULTADOS
1. Escriba las observaciones del experimento Nº 1 y la ecuación química balanceada
de la reacción producida.
2. Escriba las observaciones del experimento Nº 2 y la ecuación química balanceada
de la reacción producida.
3. Escriba las observaciones del experimento Nº 3 y proceda a interpretar los
resultados obtenidos
33
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
4. Indique cuál de los dos metales en más reactivo. Justifique su respuesta en base a
los experimentos realizados.
4.5. CUESTIONARIO
1. ¿Por qué la energía de la segunda ionización del Litio es mucho más grande que la
del Berilio?
2. Discutir las siguientes propiedades y sus tendencias con relación a la tabla
periódica.
a. Energía de ionización
b. Radio atómico
c. Electronegatividad
3. ¿Cuáles son las características físicas y químicas del bromo?
4. ¿Por qué se les llama alcalinos a los elementos del grupo I? Explique.
5. ¿Cuándo se dice que un compuesto es anfótero? Explique y de ejemplos
6. ¿Por qué las energías de ionización siempre son cantidades positivas?
7. Haga la configuración electrónica de los siguientes átomos y determinar los
números cuánticos del último electrón e indique sus propiedades magnéticas: Mg,
Cu, Cr, Cl y Zn
8. ¿Por qué los elementos de transición tienen variados estados de oxidación?
4.6. ACTIVIDAD
1. De las sustancias que utiliza para el aseo personal podría decir ¿Cuáles son ácidos
y cuáles son alcalinos? Realice el informe respectivo
34
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
PRÁCTICANº 5
ENLACE QUÍMICO
5.1. OBJETIVO:
Determinar el tipo de enlaces de las diferentes sustancias.
Predecir la polaridad de los compuestos covalentes.
Aprender a diferenciar entre los electrólitos fuertes y débiles por su capacidad de
conducir la corriente.
5.2. FUNDAMENTO TEÓRICO
5.2.1. Enlace Químico
Puede definirse como las fuerzas que mantiene unidos a los átomos de elementos y
compuestos se llaman enlaces químicos. Para que se forme un enlace químico, entre dos
átomos, debe haber una disminución neta de energía potencial del sistema, es decir, los
iones o moléculas producidas por las distribuciones electrónicas deben estar en un
estado energético más bajo que el de los átomos aislados.
5.2.2. Tipos de Enlace:
Los átomos de los elementos químicos tienen diferentes estructuras electrónicas, por
tanto, presentan una variedad de uniones químicas.
Enlace iónico; Se forma cuando uno o más electrones del nivel de valencia de un átomo,
se transfieren al nivel de valencia de otro, transformándose ambos en iones positivo y
negativo, respectivamente, y atrayéndose entre sí electrostáticamente. El átomo que ha
perdido uno o más electrones de valencia posee carga positiva (ion positivo o catión); del
mismo modo, el átomo que ha ganado uno o más electrones posee carga negativa (ion
negativo o anión); a estos iones se les conoce por electrolitos, porque estos conducen la
corriente eléctrica. Los compuestos que contienen enlace
conocen como compuestos iónicos.
predominante iónico se
Esta atracción electrostática entre los iones de
carga contraria es el enlace llamado iónico. Los compuestos iónicos en estado fundido o
en soluciones acuosas contienen iones (átomos con carga eléctrica), los cuales originan
una diferencia del potencial, que permite el paso de la corriente eléctrica. Por lo general,
estos compuestos son sólidos con puntos de fusión altos (>400 ºC), muchos de ellos
son solubles en agua, la mayoría es insoluble en solventes no polares, los compuestos
fundidos, así como, sus soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque
contienen partículas móviles con carga. Por ejemplo: NaCl, MgCl2, Li2O, CaO, Al2O3,
Mg3N2, etc.
Enlace Covalente: Se debe a que se comparten uno o más pares de electrones entre
dos átomos, debido a que diferencia de electronegatividades no es suficientemente
grande como para que se efectuara una transferencia de electrones; por lo tanto, no
pierden ni ganan electrones, sino que los comparten. Por consiguiente, este tipo de
enlace se encuentra en todas las moléculas constituidas por elementos no metálicos,
combinaciones binarias que estos elementos forman entre sí, tales como hidruros
35
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
gaseosos y en los compuestos de carbono. En la mayoría de los enlaces covalentes
participan dos, cuatro o seis electrones, es decir, uno, dos o tres pares de electrones;
formado enlaces covalentes simples, dobles o triples, por aportes equitativos de cada
átomo. Los compuestos que contienen enlace predominantemente covalente se llaman
compuestos covalentes. Por lo general, estos compuestos son gases, líquidos o sólidos
con puntos de fusión bajos (<300 ºC), muchos de ellos son insolubles en agua, la
mayoría es soluble en solventes no polares, los compuestos líquidos o fundidos no
conducen la electricidad, las soluciones acuosas de la mayoría de los compuestos
covalentes suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen
partículas con carga.
Existen varios tipos de enlace covalente, entre ellos tenemos:
•
Enlace
Covalente
electronegatividades,
Polar:
Se
generando
produce
una
entre
distribución
dos
átomos
asimétrica
con
de
la
diferentes
densidad
electrónica, la densidad electrónica se distorsiona en dirección del átomo más
electronegativo; es decir, el par de electrones se comparte en forma desigual,
generando dipolos, cargas parciales de signo contrario. Todas las moléculas
diatómicas heteronucleares, como HF, HCl, HBr, HI, etc. poseen este tipo de enlace.
•
Enlace
Covalente
No
Polar:
Se
produce
entre
dos
átomos
idénticos
(electronegatividades iguales), generando una distribución simétrica de la densidad
electrónica alrededor de los núcleos de los dos átomos; es decir, el par de electrones se
comparte de manera igual. Todas las moléculas diatómicas homo nucleares, como H2,
O2, N2, F2, Cl2, etc. poseen este tipo de enlace.
• Enlace Covalente Coordinado: Se produce cuando dos átomos comparten un par de
electrones, pero dicho par procede solamente de uno de los átomos combinados; es
decir, uno de los átomos aporta el par de electrones (donante) y el otro aporta un
orbital vació (aceptor). Los compuestos de coordinación presentan este tipo de enlace;
estos compuestos presentan iones metálicos de transición, los cuales poseen orbitales
d vacíos que pueden aceptar compartir pares electrónicos. Por ejemplo: [Co(NH3)6]3+,
[Ni(CN)4]2+, [Fe(CO)5], etc.
Enlace Metálico: Enlace en el interior de los metales, que se debe a las atracciones
eléctricas entre iones metálicos con carga positiva y electrones móviles deslocalizados
que perteneces al cristal como un todo.
5.2.3. Electrólitos y Grado de Ionización.
Los electrólitos son sustancias cuyas soluciones acuosas conducen la corriente
eléctrica. La electricidad es transportada, a través de la solución acuosa, debido el
movimiento de los iones. Los electrólitos pueden ser clasificados por su fuerza en
electrólitos fuertes, débiles y no electrólitos. La fuerza del electrolito depende, tanto de
su tendencia a ionizarse o disociarse en iones, como de las cargas de los mismos.
36
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Ingeniería
Industrial
Electrólitos Fuertes: Son compuestos que se ionizan en su totalidad o casi totalmente
en solución acuosa diluida, por lo tanto, conducen bien la electricidad. Ejemplo: HCl,
HNO3, H2SO4, Li(OH), Na(OH), K(OH), NaCl, CuSO4, etc.
Electrólitos Débiles: Son compuestos que se ionizan levemente (menos del 5 %) en
solución acuosa diluida, por lo tanto, conducen débilmente la electricidad. Ejemplo:
HF, HCN, H2CO3, H3PO4, CH3COOH, (COOH)2, NH4OH, etc.
No Electrólitos: Son compuestos que no se ionizan (existen en forma de molécula) en
solución acuosa, por lo tanto, no conducen la electricidad. Por ejemplo: los
compuestos orgánicos como sacarosa, glucosa, etanol, acetona, hexano, etc.
5.3. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
5.3.1. Material y Reactivos
Materiales
Reactivos
- Lunas de reloj
- Yoduro de potasio
- Pipetas
- Cloruro de sodio
- Tubos de ensayo
- Cloruro de calcio
- Bagueta
- Ácido cítrico
- Conductímetro
- Sacarosa
- Gradilla para tubos
- Agua destilada
- Etanol
- Heptano
5.3.2. Procedimiento Experimental
Experimento Nº 1: Solubilidad en Agua
1. Obtener cinco tubos de ensayo y añadir 5 mL de agua destilada en cada tubo.
2. Añadir en cada tubo muestras de 0,5 g
anteriormente.
de los compuestos utilizados
3. Agitar las muestras con una bagueta o varilla de agitación, observar y anotar los
compuestos solubles en agua.
4. En la tabla N° 1 proporcionada, registrar si los compuestos son solubles en agua.
5. Reportar los resultados obtenidos.
Experimento Nº 2: Solubilidad en Etanol
1. Obtener cinco tubos de ensayo y añadir 5 mL de Etanol en cada tubo.
2. Añadir en cada tubo muestras de 0,5 g
de los compuestos utilizados
anteriormente.
3. Agitar las muestras con una bagueta o varilla de agitación, observar y anotar los
compuestos solubles en Etanol.
4. En la tabla N° 1 proporcionada, registrar si los compuestos son solubles en agua.
37
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
5. Reportar los resultados obtenidos
Experimento Nº 3: Conductividad
1. Prueba la conductividad de una muestra en estado sólido, para esto coloca una
porción pequeña en una luna de reloj y toca el sólido con el electrodo del
conductímetro (pide al docente indicaciones de cómo utilizar el equipo de
conductividad ya que son fuentes de toques eléctricos).
2. Prueba la conductividad de los disolventes que vas a utilizar (agua destilada y
heptano) en un vaso de precipitados de 50 mL.
3. Enjuaga y seca los electrodos del equipo de conductividad con el disolvente antes y
después de cada prueba. Anota tus resultados en la tabla N° 2.
5.4. REPORTE DE RESULTADOS
1. Complete la siguiente tabla N° 1
Compuesto
Solubilidad
Agua
Etanol
Yoduro de potasio
Cloruro de sodio
Acido cítrico
Sacarosa
2. Complete la siguiente tabla N° 2
Compuesto
Conductividad
Solido
Agua
Heptano
3. ¿Qué tipo de enlace predomina en cada uno de los compuestos con los que
trabajaste? ¿En qué
propiedades te basaste para asignar el tipo de enlace?
Responde en la tabla N° 3
Sólido
Yoduro de potasio
Cloruro de sodio
Acido cítrico
Sacarosa
Tipo de enlace
Propiedades
38
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5.5. CUESTIONARIO
1. Describa las principales diferencias entre los compuestos iónicos y compuestos
covalente.
2. ¿Por qué es líquida el agua a temperatura ambiente?
3. ¿Por qué las disoluciones conducen la corriente eléctrica?
4. Al medir con un conductímetro la conductividad del agua destilada (su unidad es el
Siemens), aunque es mucho menor que la del agua del caño (que lleva sales
disueltas) no es cero. ¿Por qué?
5. ¿Cómo influyen los enlaces de hidrógeno en la estabilidad térmica del ADN?
6. ¿Qué ocurre cuando sudas?
7. ¿La conductividad eléctrica de las sustancias es una prueba indicativa del tipo de
enlace químico que forman las sustancias?
39
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PRÁCTICA Nº 6
FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS
6.1. OBJETIVOS
Estudiar la formación, características y nomenclatura de las diferentes funciones
químicas inorgánicas
Establecer la similitud de propiedades de acuerdo al grupo funcional.
6.2. FUNDAMENTO TEÓRICO
6.2.1. Función Química
Se designa como función química a la presencia de un elemento(s) común a un
conjunto de compuestos, que determinan características comunes al conjunto de
compuestos, ello no descarta
que los compuestos que se clasifican dentro de una
función química puedan tener propiedades físicas y químicas diferentes.
6.2.2. Clasificación de los Compuestos Inorgánicos
Anteriormente, se indicó que los compuestos inorgánicos pueden ser clasificados como
iónicos o covalentes, de acuerdo al tipo de enlace que predomine en ellos. Sin
embargo, para una mejor clasificación de los compuestos inorgánicos, se han aplicado
dos criterios (ver Tabla 6.1.), de acuerdo al número de elementos en el compuesto y de
acuerdo al grupo funcional
Nº de Elementos
Grupo Funcional
Óxidos Metálicos
Óxidos No metálicos
Binarios
Hidruros metálicos
Hidruros No metálicos
Sales Haloideas
Hidróxidos
Ternarios
Ácidos Oxácidos
Sales Oxisales
Cuaternarios
Complejos
Tabla 6.1. Clasificación de los compuestos inorgánicos.
40
Manual de Prácticas de Química I
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6.2.3. Compuestos Binarios.
Son compuestos que constan de dos elementos; pueden ser iónicos o covalentes. Entre
estos tenemos:
Óxidos: Son compuestos binarios que contienen oxígeno. El oxígeno se combina con
casi todos los elementos, con excepción de los gases nobles y metales no reactivos (Au,
Pd, Pt), para formar óxidos. Aunque este tipo de reacciones suelen ser muy
exotérmicas, pueden producirse con bastante lentitud y requiere de calentamiento
para proporcionar la energía necesaria para romper los fuertes enlaces de la molécula
de oxigeno (O2). Una vez iniciada la reacción, la mayoría libera energía más que
suficiente para mantenerse por si solas y en ocasiones provocan incandescencia.
Existen dos tipos de óxidos: óxidos metálicos u óxidos básicos, y óxidos no metálicos u
óxidos ácidos.
• Óxidos Metálicos u Óxidos Básicos: Por lo general, son sólidos iónicos, resultan de la
combinación del oxígeno con metales.
Metal + Oxigeno → Oxido Metálico
2 Ca(s) + O2(g) → 2 CaO(s)
• Óxidos No Metálicos u Óxidos Ácidos: Resultan de la combinación del oxígeno con un
no metal, generalmente presentan enlace covalente.
No Metal + Oxigeno → Oxido No Metálico
C(s) + O2 (g) →CO2 (g)
Sales Haloideas: Son compuestos binarios que resultan de la neutralización de un
ácido hidrácido con un hidróxido.
Acido Hidrácido + Hidróxido →Sal Haloidea + Agua
HCl(ac) + NaOH(ac) →NaCl(ac) + H2O(l)
6.2.4. Compuestos Ternarios.
Son compuestos que constan de tres elementos; pueden ser iónicos o covalentes.
Entre estos tenemos:
Hidróxidos: Son compuestos ternarios que resultan de la combinación de un oxido
metálico, soluble en el agua, sin cambio en el estado de oxidación del metal; o de la
combinación de un hidruro metálico con agua, en la cual los iones hidruro reducen al
agua para formar iones hidróxido e hidrógeno.
Oxido Metálico + agua →Hidróxido
BaO(s) + H2O(l) →Ba(OH)2(ac)
Hidruro Metálico + Agua →Hidróxido + Hidrogeno
LiH(s) + H2O(l) →Li(OH)(s) + H2(g)
Los hidróxidos, también, se pueden obtener al reaccionar un metal alcalino o alcalino
térreo (los más pesados) con agua, con desprendimiento de hidrógeno.
Metal Alcalino o Alcalinotérreo + Agua → Hidróxido + Hidrógeno
2 K(s) + 2H2O(l) →K(OH)(ac) + H2(g)
41
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
Oxácidos: Son compuestos ternarios que resultan de la combinación de un oxido no
metálico, soluble con agua, sin cambio en el estado de oxidación del no metal.
Oxido No Metálico + Agua → Oxácido
SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(ac)
Oxisales: Son compuestos ternarios que resultan de la neutralización de un oxácido
con un hidróxido, sin cambio en los estados de oxidación.
Oxácido + Hidróxido → Oxisal + Agua
H2SO4(ac) + NaOH(ac) → Na2SO4(ac) + H2O(l)
Las sales oxisales, también, se pueden obtener al reaccionar un oxido metálico con un
oxido no metálico, sin cambio en los estados de oxidación.
Oxido Metálico + Oxido No Metálico → Oxisal
MgO(s) + CO2(g) → MgCO3(s)
Existen varios tipos de sales, de acuerdo a las proporciones estequiométricas del ácido
o base, entre las cuales tenemos:
• Sales Neutras: Son las descritas anteriormente, en las que reaccionan cantidades
estequiométricas de ácido y base.
HNO3(ac) + KOH(ac) → KNO3(ac) + H2O(l)
• Sales Acidas: Cuando reaccionan cantidades menores a las proporciones
estequiométricas de bases con ácidos polipróticos (más de un H+), las sales
resultantes se les conoce como sales acidas porque aún son capaces de neutralizar
bases. Por ejemplo, el ácido fosfórico (H3PO4) puede producir tres sales distintas,
dependiendo de las cantidades relativas de ácido y base que se empleen.
H3PO4(ac) + NaOH(ac) →NaH2PO4(ac) + H2O(l)
H3PO4(ac) + 2NaOH(ac) → Na2HPO4(ac) + 2H2O(l)
H3PO4(ac) + 3NaOH(ac) →Na3PO4(ac) + 3H2O(l)
• Sales Básicas: Las bases polihidroxiladas (más de un OH) reaccionan con
cantidades de ácidos menores a las proporciones estequiométricas para formar
sales básicas, es decir, sales que contienen grupos OH−sin reaccionar. Por ejemplo,
la reacción del hidróxido de aluminio Al(OH)3con ácido clorhídrico (HCl) puede
producir tres sales diferentes.
Al(OH)3(s) + HCl(ac) → Al(OH)2Cl(s) + H2O(l)
Al(OH)3(s) + 2HCl(ac) → Al(OH)Cl2(s) + 2 H2O(l)
Al(OH)3(s) + 3HCl(ac) → AlCl3(ac) + 3 H2O(l)
• Sales Dobles: Estas sales resultan de sustituir los hidrógenos de un ácido por dos
metales distintos.
H2SO4(ac) + NaOH(ac) + KOH(ac) → NaKSO4(ac) + 2 H2O(l)
6.2.5. Solubilidad para Compuestos en Solución Acuosa.
La solubilidad se define como la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en
una cantidad de disolvente a una temperatura especifica. Este fenómeno es complejo y
42
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
no es posible formular reglas simples para explicar todos los casos, sin embargo, las
siguientes reglas para solutos en soluciones acuosas son de gran utilidad para casi
todos los ácidos, bases y sales que se encuentran en química general.
1. Los ácidos inorgánicos comunes y los ácidos orgánicos de bajo peso molecular son
solubles en agua.
2. Los compuestos comunes de los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) y el ion amonio
(NH4+) son solubles en agua.
3. Los nitratos (NO3-), acetatos (CH3COO−), cloratos (ClO3-), y percloratos (ClO4-)
comunes son solubles en agua.
4. Los sulfatos (SO4-2) comunes son solubles en agua. El sulfato de calcio (CaSO4) y el
sulfato de plata (Ag2SO4) son ligeramente solubles. El sulfato de bario (BaSO4), el
sulfato de mercurio II (HgSO4) y el sulfato de plomo II (PbSO4) son insolubles.
5. Los carbonatos (CO3-2), fosfatos (PO4-3), y arsenatos (AsO4-3) comunes son insolubles
en agua, excepto los de los metales alcalinos y del ion amonio. El carbonato de
magnesio (MgCO3) es bastante soluble.
6. Los cloruros (Cl−) comunes son solubles en agua, con excepción del cloruro de plata
(AgCl), cloruro de mercurio I (Hg2Cl2), y cloruro de plomo II (PbCl2).
7. Los bromuros (Br−) y yoduros (I−) comunes muestran aproximadamente el mismo
comportamiento de solubilidad que los cloruros, pero existen algunas excepciones.
Al incrementarse el tamaño de los iones haluro (Cl−, Br−, I−) las solubilidades de sus
compuestos ligeramente solubles disminuye. Por ejemplo, el cloruro de mercurio II
(HgCl2) es muy soluble en agua, el bromuro de mercurio II (HgBr2) es tan sólo
levemente soluble y yoduro de mercurio II (HgI2) es aún menos soluble.
8. Las solubilidades de los pseudo haluros, cianuros (CN−) y tiocianatos (SCN−), son
bastante similares a los de los yoduros correspondientes.
9. Los sulfuros (S2−) comunes son insolubles en agua, excepto los de los metales
alcalinos y del ion amonio.
10. La mayoría de los hidróxidos (OH−) son insolubles en agua. Las excepciones son
los hidróxidos de metales alcalinos, del ion amonio, y los miembros más pesados de
los metales alcalinotérreos, comenzando con el hidróxido de calcio (Ca(OH)2que es
ligeramente soluble.
6.3. PARTE EXPERIMENTAL
6.3.1. Material y Reactivos.
Materiales
Reactivos
- Espátula
- Mg (metálico en cinta o viruta)
- Mechero
- Fenolftaleína
- Vaso de precipitados
- Anaranjado de metilo
- Probeta
- CuO(s)
- Pizeta
- Solución de H2SO4 (0,1 M)
43
Manual de Prácticas de Química I
- Tubos de ensayo
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- Agua destilada
- Gradilla para tubos
6.3.2. Procedimiento Experimental
Experimento Nº 1: Obtención de un Oxido Metálico.
1. Colocar cinta de magnesio sobre el extremo de una espátula y llevarla a la llama de
un mechero hasta combustión, observar.
2. Retirar la espátula con el producto obtenido del mechero, observar las
características del producto y compararlas con las del reactivo (Mg). Determinar el
producto formado.
3. Reportar sus observaciones y la ecuación química de la reacción
Experimento Nº 2: Obtención de un Hidróxido.
1. En un tubo de ensayo colocar 5 ml de agua destilada, añadir el producto obtenido
en el experimento Nº 1 y agitar.
2. La solución resultante dividirla en dos tubos de ensayo, en cantidades iguales. Al
primer tubo adicionar dos gotas de fenolftaleína y al segundo tubo dos gotas de
anaranjado de metilo, observar la coloración formada en cada caso.
3. Reportar sus observaciones y la ecuación química de la reacción.
Experimento Nº 3: Obtención de una Oxisal.
1. En un tubo de ensayo colocar, aproximadamente, 0,1 g de CuO adicionar 2 ml de
solución H2SO4 y agitar por 5 min. aproximadamente.
2. Observar la formación de una coloración celeste, lo cual indica la presencia de la sal
oxisal correspondiente.
3. Reportar sus observaciones y la ecuación química de la reacción.
6.4. REPORTE DE RESULTADOS
1. En el experimento Nº 1, escriba las observaciones cuando el Mg se sometió a la
llama del mechero. ¿Qué sustancia se formó y de qué color es dicha sustancia?
Escriba la ecuación química balanceada correspondiente a esta reacción.
2. En el experimento Nº 2, ¿Qué sustancia se formó cuando el producto obtenido, en
el experimento Nº 1, reaccionó con el agua? Escriba la ecuación química
balanceada correspondiente a esta reacción.
Al agregar los indicadores a la solución ¿Qué ocurre? ¿Por qué se produjo el
cambio?
3. En el experimento Nº 3, indique que sustancia se formó y de qué color es dicha
sustancia. Escriba la ecuación química balanceada correspondiente a esta reacción
44
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6.5. CUESTIONARIO
1. ¿Conoces los nombres de los compuestos causantes de la lluvia ácida?
investígalos, escribe su fórmula y su nombre. Explica cómo actúan y los efectos
que tiene sobre la tierra.
2. Cuáles son los principales óxidos ácidos responsables de la contaminación del
aire. Explica de donde vienen, como alteran el ambiente y si causan algún efecto
en el hombre.
3. En la fabricación del cemento se utiliza cal viva, a la cual le adicionan agua en un
proceso llamado apagado, dando lugar a la cal apagada. Investiga la fórmula de
las sustancias mencionadas y que otro nombre reciben; así como la aplicación
que tienen.
45
Manual de Prácticas de Química I
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PRÁCTICA Nº 7
REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS
7.1. OBJETIVOS
Los principales objetivos de esta práctica son:
Formular, balancear e interpretar las ecuaciones químicas de las reacciones
químicas
Diferenciar cualitativamente los diferentes tipos de reacciones químicas
7.2. FUNDAMENTO TEÓRICO
7.2.1. Reacción Química
Las reacciones químicas modifican la composición y las propiedades de las sustancias
que forman parte de ellas. El estudio de las mismas es de vital importancia no solo
como ciencia sino por su amplia aplicación en la industria y en muchas disciplinas
relacionadas con la química, biología, diferentes ramas de la Ingeniería, Medicina, etc.
son muy importantes.
En la naturaleza y en laboratorio ocurren diferentes reacciones químicas, y estas son
representadas a través de las ecuaciones químicas, que nos proporciona los medios
para:
1. Resumir la reacción
2. Mostrar las sustancias que reaccionan, y los productos formados.
3. Indica las cantidades totales las sustancias que intervienen en la reacción.
Las ecuaciones químicas no solo permiten la interpretación del cambio químico que
está ocurriendo, sino que indican cómo reaccionan ciertos materiales químicos
cuando se mezclan así como los productos que puede obtenerse. Las reacciones
químicas siempre implican un cambio, donde los átomos, moléculas e iones se
reacomodan para formar nuevas sustancias. Las sustancias que participan en la
reacción se llaman reactivos y las sustancia formadas son los productos.
Durante las reacciones químicas se rompen enlaces y se forman otros productos, y los
reactivos y productos suelen estar como sólidos, líquidos y gaseosos. Además en una
reacción química debe cumplir la Ley de conservación de la masa Los átomo no se
crean ni se destruyen, todos los átomos que existen en los productos deben estar
presentes en los reactivos.
7.2.2. Ecuación Química.
Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química, la cual
indica las sustancias que reaccionan (reactivos), las sustancias que se forman
(productos) y las cantidades relativas de las sustancias que participan en la reacción.
En las ecuaciones químicas los reactivos, por convención, se escriben a la izquierda y
los productos a la derecha de la flecha.
Reactivos → Productos
46
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Ingeniería
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El estado físico de los reactivos y productos se debe indicar mediante las abreviaturas
g, l y s entre paréntesis para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido; además,
para indicar que una sustancia se encuentra en solución (ambiente acuoso) se emplea
la abreviatura ac. Esta información es muy útil para llevar a cabo los experimentos.
Por otra parte, una ecuación química debe estar balanceada, es decir, debe tener el
mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha, con la
finalidad de cumplir con la Ley de la Conservación de la Masa, descrita anteriormente.
Por ejemplo, cuando reaccionan el bromuro de potasio (KBr) y el nitrato de plata
(AgNO3) en un ambiente acuoso, se forma un sólido, el bromuro de plata (AgBr); esta
reacción se puede representar mediante la siguiente ecuación balanceada:
KBr(ac) + AgNO3(ac) → KNO3(ac) + AgBr(s)
7.2.3. Clasificación de las Reacciones Químicas.
Las reacciones químicas se pueden clasificar de acuerdo a varios criterios, entre los
que destacan:
Por el Mecanismo de la Reacción:
• Reacciones de Combinación, Adición o Síntesis: Son reacciones donde dos o más
sustancias se combinan para formar un compuesto. Incluye la combinación de dos
elementos, de un elemento y un compuesto, o de dos compuestos para formar un
nuevo compuesto.
2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)
P4(s) + 6Cl2(g) → 4PCl3(l)
PCl3(l) + Cl2(g)→ PCl5(s)
CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s)
• Reacciones de Descomposición: Son aquellas donde un compuesto se descompone
para producir: dos elementos, uno o más elementos y uno o más compuestos, o dos o
más compuestos.
2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)
2KClO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g)
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g)
• Reacciones de Sustitución o Desplazamiento Simple: Son aquellas donde un elemento
desplaza a otro en un compuesto, quedando el elemento desplazado en forma libre.
Cu(s) + 2AgNO3(ac) → Cu(NO3)2(ac) + 2Ag(s)
Zn(s) + H2SO4(ac) → ZnSO4(ac) + H2(g)
Cl2(g) + 2NaBr(ac) → 2NaCl(ac) + Br2(l)
Una forma sencilla de predecir si ocurriría una reacción de sustitución, tanto en el
caso de sustitución de hidrógeno como de metal, es referirse a una serie de actividad
metálica. De acuerdo con esta serie cualquier metal ubicado arriba del hidrógeno lo
sustituiría del agua o de un ácido. De hecho, cualquier especia de la lista reaccionara
con cualquier otra especie que se encuentre debajo de ella y no al contrario.
47
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
• Reacciones de Metátesis o Desplazamiento Doble: Son aquellas en las cuales dos
compuestos reaccionan para formar otros dos nuevos compuestos, sin que se
produzca un cambio en el número de oxidación de los átomos. Los ejemplos más
comunes de esta clase de reacción son las reacciones de precipitación y las reacciones
de neutralización.
Pb(NO3)2(ac) + K2CrO4(ac) → PbCrO4(s) + 2KNO3(ac)
HCl(ac) + NaOH(ac)
→ NaCl(ac) + H2O(ac)
Por Intercambio de Energía:
• Reacciones Exotérmicas: Son aquellas en donde existen una liberación de energía a
su entorno.
CH4(g) + 2 O2(g) →CO2(g) + 2 H2O(l) + energía
2 H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) + energía
• Reacciones Endotérmicas: Son aquellas en donde existen una absorción de energía
de su entorno.
2HgO(s) + energía → 2 Hg(l) + O2(g)
2H2O(l) + energía → 2 H2(g) + O2(g)
Por el Sentido de la Reacción:
• Reacciones Reversibles: Son reacciones que no terminan y se producen tanto en
sentido hacia la derecha como en sentido contrario. Se les representa por una doble
flecha (
) que significa reversibilidad.
N2(g) + 3H2(g)
CaCO3(s)
2NH3(g)
CaO(s) + CO2(g)
• Reacciones Irreversibles: Son reacciones que terminan y se producen en un solo
sentido hacia la derecha.
2Al(s) + 6HCl(ac)
2AlCl3(ac) + 3H2(g)
Por Transferencia de Electrones:
•Reacciones Sin Transferencia de Electrones: Son reacciones donde no se produce
cambios en el número de oxidación de los átomos.
AgNO3(ac) + NaCl(ac) →AgCl(s) + NaNO3(ac)
• Reacciones de Oxido − Reducción (redox): Son aquellas en las cuales algunos átomos
experimentan cambios en su número de oxidación.
4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s)
2KMnO4(ac) + 18H2SO4(ac) + 5C2H4(l) → 12MnSO4(ac) + 10CO2(g) + 6K2SO4(ac) + 28H2O(l)
El estudio de las reacciones químicas es de vital importancia, no solo como ciencia
sino, por su amplia aplicación en la industria y en muchas disciplinas relacionadas
con la química, biología, diferentes ramas de la ingeniería, medicina, etc. En la
naturaleza y en el laboratorio ocurren diferentes reacciones químicas, hoy en día
existen muchos métodos instrumentales confiables y sensibles que permiten detectar
48
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
fenómenos o cambios químicos que indiquen posibles reacciones químicas, sin
embargo, es frecuente que muchas de las reacciones que ocurren en medio acuoso
produzcan evidencias que puedan ser detectadas a simple vista por el observador,
como son:
Formación de precipitados
Cambios de coloración de las soluciones
Desprendimiento de gases
Cambios de temperatura, etc.
Ecuaciones Iónicas: Son ecuaciones que describen la disolución (formación de iones)
de sustancias solubles en agua
KCl(ac) + AgNO3(ac) → KNO3(ac) + AgCl(s)
En estas ecuaciones se indican los iones y moléculas en solución, así como también
las sustancias sólidas, líquidas o gaseosas que no se disuelven.
K+ (ac) + Cl- (ac) + Ag+ (ac) + NO3- (ac)
→ K+ (ac) + NO3- (ac) + AgCl(s)
Los iones que estén tanto del lado de los reactivos como del lado de los productos, se
llaman iones espectadores.
K+ (ac) + Cl- (ac) + Ag+ (ac) + NO3- (ac) → K+ (ac) + NO3- (ac) + AgCl(s)
Una ecuación iónica en la que se eliminan los iones espectadores se llama ecuación
iónica neta.
Cl- (ac) + Ag+(ac) → AgCl(s)
Molecular
2AgNO3 (ac) + K2SO4 (ac) → Ag2SO4 (s) + 2KNO3 (ac)
Iónica
2Ag+ + 2NO3- + 2K+ + SO42-→ Ag2SO4 (s) + 2K+ + 2NO3Iónica neta
2Ag+ + 2NO3- + 2K+ + SO42 → Ag2SO4 (s) + 2K+ + 2NO32Ag+ + SO42- → Ag2SO4 (s)
7.3. PARTE EXPERIMENTAL
7.3.1. Material y Reactivos.
Materiales
Reactivos
- Tubos de ensayo
- Zn metálico
- Gradilla para tubos
- Solución de HCl (3 M)
- Pipetas
- Na2CO3 sólido
- Pizeta
- Solución de Pb(NO3)2 (0.1 M)
- Solución de KI (0.1 M)
- Solución de MgCl2 (0,1 M)
- Solución de CaCl2 (0,1 M)
- Solución de NaCl (0,1 M)
- Solución de H2SO4 (0,1 M)
49
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
7.3.2. Procedimiento Experimental.
Experimento Nº 1.
1. En un tubo de ensayo, colocar una granalla de Zinc metálico (Zn), agregar 1 ml de
solución de HCl y agitar.
2. Observar la formación de gas, producto de la reacción.
3. Reportar sus observaciones y la ecuación química balanceada de la reacción.
Experimento Nº 2.
1. En un tubo de ensayo, colocar 1ml de solución de Pb(NO3)2, agregar gota a gota
solución de KI, hasta que se forme un precipitado.
2. Observar las características del precipitado.
3. Reportar sus observaciones y la ecuación química balanceada de la reacción.
Experimento Nº 3.
1. En un tubo de ensayo, colocar 2 ml de solución de HCl, agregar lentamente 0,05 g
carbonato de sodio.
2. Reportar sus observaciones y la ecuación química balanceada de la reacción.
7.4. REPORTE DE RESULTADOS
Para cada uno de los experimentos realice lo siguiente:
1. Escriba todas las observaciones de los experimentos.
2. Escriba la ecuación química balanceada correspondiente a la reacción. Incluya en
la ecuación el estado físico de reactivos y productos.
3. De acuerdo a la clasificación de las reacciones por su mecanismo, indique que tipo
de reacción química se produjo.
4. ¿Hubo transferencia de electrones en la reacción? Si la respuesta es afirmativa,
¿Cuántos electrones estuvieron en juego?
5. ¿Qué productos se formaron, indique fórmula y nombre, y cuál era el estado físico
de esos productos?
7.5. CUESTIONARIO
1. De las reacciones de descomposición ¿Cuál de los mencionados son de este tipo y
por qué?
a. El agua se descompone fácilmente por proceso pirolitico.
b. La descomposición térmica de los carbonatos y bicarbonatos produce oxígeno.
c. Algunas sustancias orgánicas se descomponen por acción de un catalizador.
2. ¿Qué características no constituyen una prueba experimental de una reacción
química?
3. Escriba ecuaciones químicas balanceadas para representar
las reacciones
descritas en cada uno de los siguientes casos:
a) Cuando reaccionan el yoduro de potasio y el nitrato de plomo (II) se produce un
precipitado de color amarillo.
50
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
b) Cuando la madera se quema quedan cenizas, las cuales están compuestas
principalmente de óxidos metálicos. Uno de estos es el óxido de potasio que al
reaccionar con el agua produce potasa.
4. Describa con palabras el significado de las siguientes ecuaciones
químicas.
Indique que clase de reacciones son.
a) 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g)
b) 2LiBrO3(s) → 2LiBr(s) + 3O2(g)
c) CuS(s) + 2HCl(ac) → CuCl2(ac) + H2S(g)
d) 2Al(s) + HCl(ac) → 2AlCl3(ac) + 3H2(g)
5. Prediga los resultados de las reacciones representadas por las siguientes
ecuaciones, y balancee las ecuaciones.
a) Cu(s) + HCl (ac)
→
b) I2(s) + NaBr (ac) →
c) Mg(s) + CuSO4 (ac) →
d) Cl2(g) + KBr(ac) →
7.6. ACTIVIDAD
1. Enumere y explique dos reacciones químicas de neutralización que se producen en
la vida diaria. Presente el informe
51
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
PRACTICA Nº 8
REACCIONES DE OXIDO - REDUCCIÓN
8.1. OBJETIVOS
Los principales objetivos de esta práctica son:
Reconocer los estados de oxidación de los diferentes elementos que participan en
una reacción redox.
Determinar el elemento que se oxida y se reduce, así como, el agente oxidante y
reductor.
Formular y balancear las ecuaciones químicas de las reacciones redox en medio
ácido y neutro.
8.2. FUNDAMENTO TEÓRICO
8.2.1. Reacciones de Oxido − Reducción o Redox.
Son reacciones que implican cambios en los estados de oxidación de los elementos,
debido a procesos de transferencia de electrones. Las reacciones, vistas anteriormente,
de sustitución así como las de combinación y descomposición, en las que participan
elementos libres, como reactivos o productos, siempre son reacciones redox; mientras
que, las reacciones de metátesis nunca son redox.
En toda reacción de óxido− reducción o redox ocurren, simultáneamente, un proceso
de oxidación (aumento del número de oxidación) y un proceso de reducción
(disminución del número de oxidación). Un elemento se oxida, si aumenta su número
de oxidación (dona electrones); y un elemento se reduce, si su número de oxidación
disminuye (acepta electrones). A las sustancias cuyos átomos donan electrones y
reducen a otras sustancias se les denominan agentes reductores, ellas siempre se
oxidan; mientras que, los agentes oxidantes son sustancias cuyos átomos aceptan
electrones y oxidan a otras sustancias, ellas siempre se reducen. Sin embargo, en los
compuestos orgánicos esta transferencia de electrones no suele ser completa y el
proceso redox se produce como consecuencia de un cambio en los enlaces covalentes
entre átomos de distinta electronegatividad. Por tanto, la oxidación se manifiesta
mediante la ganancia de oxigeno o perdida de hidrógeno, y la reducción mediante la
ganancia de hidrógeno o perdida de oxígeno.
Por lo general, las sustancias que se oxidan y reducen son diferentes, sin embargo
existe un tipo especial de reacciones redox que se llaman reacciones de desproporción
o dismutación, en las cuales un mismo elemento, de una sustancia, en un estado de
oxidación se oxida y se reduce simultáneamente. Entre los elementos más idóneos
para llevar a cabo una dismutación están: N, P, O, S, Cl, Br, I, Mn, Cu, Au y Hg. Un
ejemplo de este tipo de reacción es la dismutación del cloro en medio alcalino.
Cl2(g) + 2NaOH(ac) → NaClO(ac) + NaCl(ac) + H2O(l)
52
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
8.2.2. Número de Oxidación o Estado de Oxidación.
Se refiere al número de cargas que tendría un átomo en una molécula o en un
compuesto
iónico,
si
los
electrones
fueran
transferidos
completamente.
A
continuación, se dan algunas reglas, las cuales ayudaran en la asignación de los
números de oxidación de los elementos en un compuesto.
1. En los elementos libres (en estado no combinado), cada átomo tiene número de
oxidación de cero. Así, cada átomo en H2, Br2, Na, Be, K, O2, P4, S8, etc. tiene el
mismo número de oxidación, cero.
2. Para los iones, compuestos de un solo átomo, el número de oxidación es igual a la
carga del ion. Todos los metales alcalinos tienen un número de oxidación de +1 y
todos los metales alcalinotérreos tienen un número de oxidación de +2 en sus
compuestos. El aluminio siempre tiene un número de oxidación de +3 en todos sus
compuestos.
3. El número de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos es −2, pero en
el peróxido de hidrógeno (H2O2) y en el ion peróxido (O2−2) su número de oxidación
es −1.
4. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando está enlazado con
metales en compuestos binarios (hidruros metálicos), en estos compuestos su
número de oxidación es −1.
5. El Flúor tiene un número de oxidación de −1 en todos sus compuestos. Los otros
halógenos (Cl, Br y I) tienen números de oxidación negativos cuando se presentan
como iones haluro en los compuestos. Cuando se combinan con el oxígeno
(oxácidos y oxoaniones), tiene números de oxidación positivos.
6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos
debe ser cero. En un ion poli atómico, la suma de los números de oxidación de
todos sus elementos debe igualar la carga neta del ion.
7. Para asignar el número de oxidación al carbono, en las moléculas orgánicas, se
sigue las siguientes reglas:
El número de oxidación del C varía en −1 por cada enlace que presenta con el
átomo de H.
El número de oxidación del C varía en +1 por cada enlace que presenta con un
átomo más electronegativo que él.
Los dobles y triples enlaces con un heteroátomo, se cuentan como +2 y +3,
respectivamente.
Los enlaces existentes entre átomos de C, no se tienen en cuenta al determinar
el número de oxidación.
El número de oxidación total de la molécula, es la suma de los números de
oxidación de los C.
53
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
8.2.3. Balanceo de Ecuaciones Redox.
Método del cambio del Número de Oxidación:
El método del cambio del número de oxidación se basa en el incremento total y
disminución total igual de números de oxidación, es decir, en el cambio del número de
oxidación de las especies que reaccionan. Las siguientes reglas ayudaran a aplicar
este método, en el balanceo de las ecuaciones redox.
1. Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos que intervienen
en la reacción redox.
2. Identificar los elementos que cambian su estado de oxidación. Escribir las semi
reacciones correspondientes al proceso de oxidación y reducción, no importa el
orden de escritura de las semi reacciones.
3. Balancear los átomos de cada una de las semi reacciones por separado, debe haber
el mismo número de especies químicas en ambos lados de la flecha de semi
reacción.
4. Balancear la carga de cada una de las semi reacciones por separado, debe haber
igual número de cargas en ambos lados de las flechas de la semi reacción. Lo único
que puede utilizarse para el balance de carga son los electrones (e−) que se pierden
o se ganan en el proceso redox. El balance de carga siempre debe hacerse después
del balance de átomos, nunca antes.
5. Multiplicar, en forma cruzada, los electrones perdidos y ganados en las semi
reacciones redox balanceadas, de tal forma que, el número de electrones que se
intercambian en las semi reacciones redox sea el mismo.
6. Sumar las dos semi reacciones que resultan de las multiplicaciones. Simplificar los
términos comunes en ambos lados de la ecuación iónica resultante.
7. Introducir los coeficientes obtenidos, en el paso anterior, en la ecuación molecular.
Este paso corresponden únicamente a las especies químicas que intervinieron en el
proceso redox y se colocan como coeficientes de los compuestos correspondientes
en la reacción completa.
8. Finalmente, balancear los demás átomos por inspección, respetando los coeficientes
ya obtenidos. Comprobar la ecuación final, el número de átomos de cada elemento
en ambos lados de la ecuación debe ser igual.
Método del Ion − Electrón:
El método del ion − electrón se basa en el concepto de que la oxidación consiste en la
pérdida de uno o más electrones, en cambio, la reducción es la ganancia de uno o más
electrones. Por tanto, la reacción global se divide en dos semi reacciones, una para la
oxidación y la otra para la reducción. Las ecuaciones de las dos semi reacciones se
balancean por separado (elementos y carga). A continuación, se iguala el número de
electrones que se gana y se pierde en ambas. Por último, se suman las semi
54
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
reacciones resultantes para obtener la ecuación total balanceada. Las siguientes
reglas ayudaran a aplicar este método, en el balanceo de las ecuaciones redox.
1. Establecer una ecuación iónica que incluya aquellos reactivos y productos que
contengan los elementos, que sufren una variación del número de oxidación.
2. Escribir una ecuación para la semi reacción de reducción, con el elemento que sufre
una disminución en su número de oxidación; y una para la semi reacción de
oxidación, con el elemento que sufre un aumento en su número de oxidación. Las
especies deben ser escritas en forma iónica o molecular. Los compuestos iónicos se
separan en sus iones componentes, señalando con toda claridad sus cargas
correspondientes. Los óxidos y los compuestos covalentes no se separan en iones.
3. Balancear los átomos de cada una de las semi reacción por separado, teniendo en
cuenta el medio de la reacción.
Para reacciones en medio acido o neutro agregar H2O para balancear los átomos
de O, y H+ para balancear los átomos de H. Por cada átomo de oxígeno en exceso
en un lado de la ecuación, agregar una molécula de H2O al otro lado; y por cada
átomo de hidrógeno en exceso en un lado, agregar H+ al otro lado.
Para reacciones en medio básico agregar H2O y OH−para balancear los átomos de H
y O. Por cada átomo de oxígeno en exceso en un lado de la ecuación, agregar una
molécula de H2O al mismo lado y dos OH− al otro lado; y por cada átomo de
hidrógeno en exceso en un lado, agregar un OH− al mismo lado y una molécula de
H2O al otro lado.
4. Balancear las cargas de cada una de las semi reacciones por separado, añadir
electrones (e−) en forma de reactivos (semi reacción de reducción) o productos (semi
reacción de oxidación) de tal manera que la ecuación tenga carga cero. El balance
de carga siempre debe hacerse después del balance de átomos, nunca antes.
5. Multiplicar cada semi reacción por un número apropiado, de modo que el número
total de electrones perdidos seria el agente reductor sea igual al número de
electrones ganados por el agente oxidante.
6. Sumar las dos semi reacciones que resultan de estas multiplicaciones. En la
ecuación iónica resultante anular todos los términos comunes en ambos lados.
Todos los electrones se anulan automáticamente.
7. Transformar la ecuación iónica obtenida en una ecuación molecular, esto se realiza
añadiendo a cada lado de la ecuación, números iguales de iones que no sufren
transferencia de electrones. Balancear estas especies, respetando los coeficientes ya
obtenidos.
8. Finalmente, comprobar la ecuación final, contando el número de átomos de cada
elemento en ambos lados de la ecuación y calculando la carga neta en cada uno de
ellos.
55
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
8.3. PARTE EXPERIMENTAL
8.3.1. Material y Reactivos.
Materiales
Reactivos
- Tubos de ensayo
- Solución de K MnO4 (0,1 M)
- gradilla para tubos
- Solución de H2SO4
- Vaso de precipitados
- Etanol
- Na2SO3 (sólido)
- Solución de CuSO4 (0,1 M)
- Zn
(granalla o viruta)
8.3.2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.
Experimento Nº 1.
1. En un tubo de ensayo, colocar 1 ml de solución de K2Cr2O7, acidificar con unas
gotas de solución de H2SO4 observar.
2. Añadir 0,1 g de Na2SO3, agitar hasta cambio en la coloración de la solución.
3. Reportar sus observaciones y la ecuación química balanceada correspondiente.
Experimento Nº 2.
1. En un tubo de ensayo, colocar 1 ml de solución de KMnO4, acidificar con cinco
gotas de H2SO4. Observar.
2. Añadir
gota a gota etanol hasta que se observe un cambio en la coloración del
permanganato.
3. Reportar sus observaciones y la ecuación química balanceada correspondiente.
Experimento Nº 3.
1. En un tubo de ensayo, colocar 1 ml de solución de CuSO4,
2. Añadir una granalla de Zinc agitar hasta cambio en la coloración de la solución.
3. Reportar sus observaciones y la ecuación química balanceada correspondiente.
8.4. REPORTE DE RESULTADOS
Para cada uno de los experimentos realice lo siguiente:
1. Escriba todas las observaciones del experimento.
2. Balancee la ecuación molecular correspondiente a la reacción redox.
Experimento Nº 1:
K2Cr2O7 + H2SO4 + Na2SO3 →
Experimento Nº 2:
KMnO4 + H2SO4 + CH3CH2OH →
Experimento Nº 3:
CuSO4 + Zn →
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Ingeniería
Industrial
3. Indique cual es el medio de la reacción.
4. Indique cual y de qué color es el agente oxidante.
5. Indique cual y de qué color es el agente reductor.
6. Indique a que número de oxidación pasa la sustancia reducida.
7. Indique a que número de oxidación pasa la sustancia oxidada.
8. Escriba la semi reacción balanceada correspondiente a la oxidación.
9. Escriba la semi reacción balanceada correspondiente a la reducción
8.5. CUESTIONARIO
1. Identifique el elemento que se oxida y el que se reduce, asignándole el número de
oxidación a cada átomo, en cada una de las siguientes reacciones.
a) 2B + 3H2 → B2H6
b) N2 + 3H2 → 2NH3
c) 2Na + O2 → Na2O2
d) Fe + H2SO4 → FeSO4+ H2
2. Balancee las siguientes ecuaciones moleculares redox. En cada caso, indique el
medio de la reacción, el agente oxidante y el agente reductor.
a. C6H6 + O2 → CO2 + H2O
b. Bi(OH)3+ Na2SnO2 → Bi + Na2SnO3+ H2O
c. K2Cr2O7+ H2SO4+ CH3OH → Cr2(SO4)3+ HCHO + K2SO4+ H2O
d. KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
e. CaC2O4 + KMnO4 + H2SO4 → CaSO4 + MnSO4 + K2SO4 + CO2 + H2O
f. K2Cr2O7 + CH3CH2OH + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + CH3COOH + K2SO4 + H2O
8.6. ACTIVIDAD
1. Enumere y explique dos reacciones químicas redox que se producen en la vida
diaria. Presente el informe
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Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
PRÁCTICA Nº 9
SUSPENSIONES, COLOIDES Y DISOLUCIONES
9.1. OBJETIVOS
Los principales objetivos de esta práctica son:
Distinguir algunas de las propiedades de los diferentes tipos de Dispersiones.
Clasificar algunas mezclas como suspensiones, coloides o disoluciones Apreciar el
efecto Tyndall.
Distinguir entre disoluciones y coloides, aprovechando el efecto Tyndall
9.2. FUNDAMENTO TEÓRICO
Las mezclas o dispersiones se pueden clasificar, según el tamaño de las partículas de
la fase dispersa, en: disoluciones, coloides y suspensiones.
En una disolución verdadera hay partículas de líquido, sólido o gas (fase dispersa)
disueltas en otro líquido, sólido o gas (fase dispersante), pero las partículas no se
alcanzan a distinguir a simple vista porque son muy pequeñas.
En una suspensión las partículas se logran apreciar a simple vista o con un
microscopio, y las partículas son tan grandes que, si se dejan reposar, sedimentan.
Las partículas de un coloide se encuentran entre los tamaños de estas dos primeras.
No se logran distinguir a simple vista, pero tienen propiedades que nos permiten
diferenciarlas de las soluciones.
Los coloides tienen una propiedad óptica exclusiva, que se conoce como el efecto
Tyndall: debido al tamaño de las partículas, éstas funcionan como espejitos que
reflejan la luz, lo que nos permite ver la trayectoria de un rayo de luz que pasa a
través del recipiente en el que se encuentra el coloide, en tanto que las soluciones son
completamente transparentes (no se observa el rayo de luz en el recipiente), y las
suspensiones, debido al gran tamaño de las partículas, suelen ser opacas.
El efecto Tyndall se puede apreciar cuando entra un rayo de sol por la ventana en un
cuarto que está oscuro, pues se pueden ver partículas de polvo suspendidas en el aire,
que forman un sistema coloidal.
58
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
9.3. PARTE EXPERIMENTAL
9.3.1. Material y Reactivos.
Materiales
Reactivos
- Caja pequeña
- Agua destilada
- Linterna
- Etanol
- Pipetas
- Azúcar de mesa
- Pizeta
- Leche
- Tubos de ensayo
- Detergente
- Arena fina
- Gelatina
- Colapez
9.3.2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.
Experimento Nº 1:
1.
etiqueta los tubos de ensayo en la parte superior, del 1 al 6, y llénalos de la
siguiente forma:
TUBO
CONTENIDO
1
6 mL de agua
2
6 mL de agua + 0,3 g de sal
3
6 mL de agua + 5 gotas de leche
4
6 mL de agua + 0,3 g arena
5
6 mL de agua + 0,3 g detergente
6
6 mL de agua + 5 gotas de alcohol
7
6 mL de agua caliente + 0,3 g de gelatina
8
6 mL de agua + 0,3 g de colapez
2. Agita suavemente cada uno de los tubos durante un minuto y después déjalos
reposar unos minutos. Clasifica los tubos que sedimentan como suspensiones.
3. Los que no sedimentan, somételos a la siguiente prueba.
a.
Recorta en la caja de cartón los siguientes orificios (Figura 1).
b.
Introduce por los orificios de la parte superior de la caja: el tubo 1, que
contiene agua, y el tubo 2, que contiene una disolución. Ilumina los tubos con
la linterna de mano, a través del orificio indicado para ello. Por la ventana del
costado, mirando en forma perpendicular al rayo de luz, observa la diferencia
entre ambos.
c.
Compara el tubo 3, que contiene un coloide, con el 2 y con el 1. Observa la
diferencia entre ellos y describe en qué consiste el efecto Tyndall.
d.
Introduce de uno en uno todos los demás tubos para que puedas clasificar a
las dispersiones como coloides o como disoluciones verdaderas.
59
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
9.4. REPORTE DE RESULTADOS
1. ¿Qué pruebas necesitarías hacer para clasificar una mezcla como coloide,
suspensión, o solución?
2. En las pruebas que realizaste, ¿cuáles mezclas resultaron ser soluciones, cuales
coloides y cuáles suspensiones? ¿Cómo realizaste tu clasificación?
3. Escribe un ejemplo de cada tipo de dispersión e indica qué características de ésta
te permite clasificarla como tal.
9.5 CUESTIONARIO
1. Defina:
a) fase dispersa
b) fase dispersante
c) disolución
d) disolvente
e) soluto
f) emulsión
g) suspensión
2. ¿Cuál es la diferencia de un coloide y una suspensión?
3. ¿Cómo se clasifican los coloides? Mencione algunos ejemplos.
4. Explique en qué consiste el Efecto de Tyndall
5. ¿Cómo se define la solubilidad?
6. ¿Qué es una disolución isotónica?
7. ¿Cuáles son las propiedades de un sistema coloidal
60
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Ingeniería
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PRÁCTICA Nº 10
SOLUCIONES QUÍMICAS
10.1. OBJETIVOS
Los principales objetivos de esta práctica son:
Reconocer y diferenciar la naturaleza y composición de las soluciones y establecer
las diferencias con una mezcla heterogénea.
Familiarizar al estudiante en las técnicas para preparar soluciones en sus diversas
concentraciones y en diferentes unidades de concentración.
10.2. FUNDAMENTO TEÓRICO
10.2.1. Soluciones.
Una solución es una mezcla homogénea (uniforme) de dos o más sustancias puras, en
la cual no hay precipitación. Las soluciones verdaderas constan de un disolvente y
uno o más solutos, cuyas proporciones varían de una a otra solución. La sustancia
que se disuelve y se encuentra en menor proporción recibe el nombre de soluto,
mientras que el solvente o disolvente es el medio en el cual los solutos se disuelven y
se encuentra en mayor proporción.
10.2.2. Clasificación de Soluciones.
Las soluciones pueden clasificarse de acuerdo a dos criterios:
Por el Estado Físico de la Solución:
• Soluciones Líquidas: Cuando el disolvente es un líquido y según sea el tipo de soluto
pueden ser:
Sólido en Líquido: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: azúcar en agua.
Líquido en Líquido: Cuando el soluto es un líquido, por ejemplo: etanol en agua.
Gas en Líquido: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: cloro en agua.
• Soluciones Sólidas: Cuando el disolvente es un sólido y pueden ser:
Sólido en Sólido: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: el latón, el cual contiene
cobre y zinc (aleación).
Líquido en Sólido: Cuando el soluto es un líquido, por ejemplo: empaste dental.
Gas en Sólido: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: H2 gaseoso en paladio.
• Soluciones Gaseosas: Cuando el disolvente es un gas y pueden ser:
Sólido en Gas: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: polvo atmosférico.
Líquido en Gas: Cuando el soluto es un líquido, por ejemplo: la niebla.
Gas en Gas: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: el aire.
Por la Cantidad de Soluto en la Solución:
• Soluciones Diluidas: Son soluciones que contienen poca cantidad de soluto.
Generalmente su concentración es menor que 5 Molar, por ejemplo: Na(OH) 0.5M.
• Soluciones Concentradas: Son soluciones que contienen razonable cantidad de
soluto. Su concentración es mayor que 5 Molar, por ejemplo: Na(OH) 8M.
61
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
• Soluciones Saturadas: Son soluciones que contienen la máxima cantidad de soluto
que pueda disolverse, a una temperatura dada. En este tipo de soluciones existe un
equilibrio entre el soluto disuelto y el soluto sin disolverse.
• Soluciones Sobresaturadas: Son soluciones que contienen más cantidad de soluto
disuelto del que normalmente pueda disolverse, a una temperatura dada. Este tipo
de soluciones se preparan con ayuda del aumento de temperatura para favorecer la
disolución.
10.2.3. Concentración de Soluciones.
La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una cantidad
dada de solución. La forma de expresar la concentración de una solución, pueden
ser en unidades físicas o unidades químicas
Unidades Físicas:
• Porcentaje Peso − Peso o Porcentaje en Peso: Expresa la masa del soluto por cien
unidades de masa de solución.
Peso Soluto
Peso Soluto
 w
%  =
*100 =
* 100
Peso ( Soluto + Solvente)
 w  Peso Solucion
• Porcentaje Peso − Volumen: Expresa la masa del soluto por cien unidades de volumen
de solución.
Peso Soluto en gramos
 w
%  =
*100
 V  Volumen solución en mililitros
• Porcentaje Volumen − Volumen o Porcentaje en Volumen: Expresa el volumen del
soluto por cien unidades de volumen de solución.
Volumen Soluto
V 
%  =
*100
 V  Volumen Solución
Unidades Químicas:
• Molaridad (M): Es el número de moles de soluto disueltos en 1 litro (l) de solución.
M=
Número de moles de soluto Peso soluto / Masa molecular
=
litro de solución
litro de solución
• Normalidad (N): Es el número de equivalentes (eq.) de soluto disuelto en 1 litro (L) de
solución
N=
Número de equivalentes de soluto
masa
= nº de.eq =
Litrodesolución
P.eq
62
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
El peso equivalente (P. eq.) depende del tipo de sustancia química. Así tenemos:
Peso Equivalente de un Acido:
P.eq =
P.M
N º protones
. ! =
P. M.
#%
Peso Equivalente de una Base:
Peso Equivalente de una Sal:
. ! =
P. M:
Valenciadelmetalxsubindice
Peso Equivalente de un Agente Oxidante:
. ! =
P. M.
#deelectronesganados
Peso Equivalente de un Agente Reductor:
. ! =
P. M.
#deelectronespérdidos
Calculo de la Molaridad y Normalidad a partir del % en peso y de la densidad de la
solución:
4
% densidad10
3=
4
P. M.
4
% densidad10
N=
4
P. eq
10.2.4. Dilución de Soluciones.
Es el proceso que consiste en preparar una solución menos concentrada a partir de
una solución concentrada. Cuando se diluye una solución al agregar más disolvente,
la cantidad de soluto no experimenta cambio alguno, pero el volumen y la
concentración si
varían. La siguiente expresión, conocida como la ecuación de
dilución, puede ser utilizada para preparar soluciones diluidas. Las concentraciones
deberán ser molares o normales.
V1× C1 = V2× C2
63
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
Precaución: La dilución de una solución concentrada, especialmente ácidos o bases
fuertes, por lo general liberan gran cantidad de calor. Este puede vaporizar gotas de
agua cuando caen en la solución concentrada y provocar salpicaduras peligrosas.
Como medida de seguridad, las soluciones concentradas siempre se deben verterse
lentamente en el agua, permitiendo que el calor sea absorbido por la mayor cantidad
de agua.
10.3. PARTE EXPERIMENTAL
10.3.1. Material y Reactivos.
Materiales
Reactivos
- Balanza analítica
- NaCl (s)
- Luna de reloj
- Agua destilada
- Espátula
- Vaso de precipitado
- Bagueta
- Fiolas
- Pipetas
- Pizeta
- Tubos de ensayo
10.3.2. Procedimiento Experimental
Experimento Nº 1: Preparación de soluciones diluidas, concentradas, saturadas y
sobresaturadas
1. En un tubo de ensayo limpio y seco vierta, aproximadamente 20 % de su capacidad
con agua destilada.
2. Adicione una mínima cantidad de cloruro de sodio, luego agite suavemente.
3. Observe, anote e intérprete: ¿Qué tipo de solución ha preparado?
4. Agregue una porción más de cloruro de sodio
5. Agite la solución para que se disuelva el soluto.
6. Adicione una porción más de soluto y agite nuevamente la solución. Anote sus
observaciones e interpretaciones después de cada adición.
7. Agregue más porciones de cloruro de sodio, agitando constantemente, hasta que ya
no se disuelva el soluto. ¿Qué clase de solución ha preparado?
8. Adicione una porción más de soluto. ¿Que observa?
9. Caliente la solución ¿Qué observa?
10. ¿Qué tipo de solución ha preparado?
11. Adicione más cloruro de sodio. Caliente y agite. Se tiene una solución
sobresaturada. Deje en reposo la solución y anote sus observaciones.
12. Si no observa nada después de tres o cuatro minutos, agite ligeramente la
solución. Observe y anote
64
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
13. Si no observa nada, adiciones a la solución unos cristales de cloruro de sodio.
Observe y anote e intérprete.
Experimento Nº 2: Preparación de una Solución de NaCl 0,5M.
1. Realizar los cálculos para preparar 50 ml de una solución al 0,5 M
2. Pesar, en una luna de reloj, la masa de NaCl calculada.
3. En un vaso de precipitados colocar aproximadamente 20 ml de agua destilada y
disolver el soluto pesado con una Bagueta.
4. Trasvasar la solución a una fiola de 50 ml de capacidad, previamente lavada y
enjuagada con agua destilada.
5. Completar con agua destilada hasta el aforo de la fiola (enrasar correctamente el
menisco con la línea de aforo), tapar y homogenizar.
6. Finalmente, guardar la solución obtenida en un frasco de vidrio rotulado y
destinado para ese fin.
7. Reportar los cálculos correspondientes.
Experimento Nº 3: Prepare una solución de NaCl al 0,5 % en un volumen de 50 mL
1. Reportar los cálculos correspondientes para realizar la preparación de la solución.
2. Proceda a preparar la solución
10.4. REPORTE DE RESULTADOS
1. Realice los cálculos correspondientes para cada uno de los experimentos.
2. Explique cómo se hace para enrasar correctamente el menisco con la línea de aforo.
3. La concentración de una solución varía si esta no es aforada correctamente. ¿Una
solución será más concentrada o más diluida, si en el momento de aforar se pasa
de la línea de aforo? Justifique su respuesta.
4. Porqué se tiene que estandarizar una solución recién preparada. Explique
5. Se puede preparar una solución de mayor concentración a partir de una de menor
concentración
10.5. CUESTIONARIO
1. Si a una disolución de sal en agua cuya concentración es de 25% en peso, le
añadimos más agua, ¿aumenta o disminuye la concentración? ¿Y si le añadimos
más sal? ¿Y si le evaporamos agua? Explique su respuesta
2. ¿Qué diferencias hay entre la concentración de una disolución expresada en g/L y
la densidad de la disolución expresada, también, en g/L?
3. ¿Cómo calcularías la concentración de una disolución en % en peso a partir del
dato de la concentración en g/L? ¿Qué información necesitarías?
4. Investiga sobre los siguientes términos:
a) disolución concentrada;
b) disolución diluida
65
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
c) disolución saturada.
5. ¿Cuáles son los factores que influyen en la solubilidad de una sustancia?
6. ¿Por qué la disolución de una sustancia es un fenómeno físico y no
químico?
Explique su respuesta
7. ¿Cómo diferenciaría una solución concentrada de una saturada? Explique su
respuesta.
8. Defina lo que es solubilidad.
9. Determine el peso molecular (PM) y el peso equivalente (P. eq.) de las siguientes
sustancias:
a) H2SO4
b) HCl
c) HNO3
d) Na(OH)
e) Al2(SO4)3
f) (NH4)2CO3
g) Co(NO3)2 x 6H2O
10.6. ACTIVIDAD
1. Prepare una taza de café, una taza de té, un vaso de jugo de papaya. ¿Son mezclas
homogéneas o heterogéneas? Explique su respuesta y haga su informe
66
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
PRÁCTICA Nº 11
CINÉTICA QUÍMICA
11.1. OBJETIVOS
Los principales objetivos de esta práctica son:
Observar de manera cualitativa la rapidez con que se produce una reacción
química.
Conocer los factores que influyen en la modificación de la velocidad de una
reacción.
Graficar el proceso referente a la velocidad de una reacción.
11.2. FUNDAMENTO TEÓRICO
11.2.1. Cinética Química.
La cinética química estudia las velocidades de las reacciones químicas y los
mecanismos por los cuales se producen. La velocidad de reacción es el cambio en la
concentración de los reactivos o productos con respecto al tiempo, y el mecanismo de
reacción es la ruta o serie de pasos por la cual se efectúa dicha reacción. La velocidad
de reacción puede escribirse bastándose en la velocidad de cambio de concentración
de cada especie, y se expresa en M/s.
11.2.2. Ley de Velocidad.
La ley de velocidad es una expresión que relaciona la velocidad de una reacción con la
constante de velocidad (k) y las concentraciones de los reactivos elevadas a las
potencias apropiadas. K para una reacción dada cambia sólo con la temperatura.
La utilidad de la ley de velocidad radica en que si se conoce los valores de k, x y Y(los
cuales sólo se pueden determinar experimentalmente, no guardan ninguna relación
necesariamente con los coeficientes de la ecuación química balanceada de la reacción),
se podrá calcular la velocidad de una reacción, dadas las concentraciones de los
reactivos. Por otra parte, la suma de los exponentes a los que se elevan todas las
67
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
concentraciones de los reactivos que aparecen en la ley de velocidad se conoce como
orden de reacción
La ley de velocidad es: velocidad = k [A]0= k. Por tanto, la velocidad de una reacción de
orden cero es una constante, independiente de la concentración de los reactivos.
11.2.3. Factores que Afectan el Velocidad de Reacción.
La velocidad de una reacción se ve afectada por cuatro factores: naturaleza de los
reactivos, concentración de los reactivos, temperatura y catalizadores.
Efecto de la Naturaleza de los Reactivos: Los estados físicos de las sustancias que
reaccionan son importantes para determinar sus reactividades, también el estado de
subdivisión (área de superficie de contacto) de los sólidos y líquidos es crucial para
determinar la velocidad de reacción.
Efecto de la Concentración de los Reactivos: En la teoría cinética molecular de la
materia, es lógico aceptar que para que reaccionen dos moléculas, estas deben estar
en contacto. Por tanto, las reacciones químicas dependen de los choque entre las
partículas de los reactivos (átomos, moléculas o iones). Este modelo sobre las
velocidades de reacción se denomina teoría de las colisiones y proporciona una base
para comprender el efecto de la concentración
Efecto de la Temperatura: La temperatura está directamente relacionada con la energía
cinética promedio y con las velocidades de las moléculas. A cualquier temperatura (T1)
dada, una fracción definida de moléculas de reactivo tiene suficiente energía de
activación (E a) para reaccionar y formar moléculas de producto al colisionar. A una
temperatura mayor (T2), una fracción mayor de moléculas posee la energía de
activación necesaria y la reacción se efectúa a mayor velocidad. La energía de
activación es la mínima cantidad de energía que se requiere para iniciar una reacción.
En resumen, la velocidad de reacción es directamente proporcional a la temperatura.
Efecto de los Catalizadores: Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad
de una reacción química sin ser consumida en ella; el catalizador puede reaccionar
para formar un intermediario, pero se regenera en un paso subsecuente de la
reacción. Los catalizadores permiten que las reacciones se efectúen por rutas alternas,
es decir, cambian el mecanismo de la reacción, y por consiguiente, afectan las
velocidades de reacción al cambiar las energías de activación. La energía de activación
desciende en la mayoría de las reacciones catalizadas (ver Figura 11.1). Sin embargo,
en el caso de catalizadores de inhibición (sustancias que disminuye la velocidad de
una reacción), la energía de activación se eleva porque la reacción se ve obligada a
efectuarse por una ruta menos favorable.
68
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
Figura 11.1. Diagrama de energía en el que se observa el efecto de un catalizador
11.3. PARTE EXPERIMENTAL
11.3.1. Material y Reactivos.
Materiales
Reactivos
- Tubos de ensayo
- Solución de Na2S2O3 0,1 M
- Gradilla para tubos
- Solución de H2SO4 0,1 M
- Pipetas
- Pastillas de alcazeltzer
- Pizeta
- Cocinilla
11.3.2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.
Experimento Nº 1: Efecto de la concentración y temperatura en la velocidad de
reacción
1. Para esta reacción se utiliza el tiosulfato de sodio haciéndolo reaccionar con
ácido
sulfúrico produciendo azufre insoluble el cual se le identifica por la formación de
un sólido de color blanquecino según la siguiente reacción:
S2O3-2 + 2H+ → H2SO3 + So
2. Tomar 5 tubos y enumerarlos y colocar en cada uno de la solución de tiosulfato
como se indica en el cuadro:
No
mL de Na2S2O3
mL de
Gotas de
Temperatura
0.1M
agua
H2SO4
ºC
1
0.5
2.5
1
Ambiente
2
1.0
2.0
1
¨
3
1.5
1.5
1
¨
4
1.0
2.0
1
30
5
1.0
2.0
1
50
Tiempo
69
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
3. Añada a cada tubo la cantidad de agua destilada y ácido sulfúrico según cuadro,
teniendo en cuenta que cuando se agrega el ácido a cada tubo se tome el tiempo
desde el momento que se agrega las gotas de ácido hasta que aparezca un
precipitado blanquecino.
4. Anotar los resultados para cada uno y llenar el cuadro.
5. Los 3 primeros trabajar a temperatura ambiente y los dos últimos con
temperaturas como se indica en el cuadro. Para este caso usar baño maría y
cuando se llegue a la temperatura indicada sacar el vaso de la cocinilla y agregar
las gotas de ácido en el tubo, tomar el tiempo hasta que aparezca el precipitado
blanco y anotar.
6. Hacer los cálculos respectivos, graficar y reportar los resultados
Experimento Nº 2: Efecto del tamaño de partícula
1. Para esta experiencia se necesita dos sobres de alcazeltzer proceda a triturar una
de las pastillas dentro del sobre.
2. Tome dos vasos de 250 mL y coloque 150 mL de agua en cada uno.
3. En el primer vaso coloque la pastilla de alcazeltzer completa y mida el tiempo de
disolución
4. En el segundo vaso coloque la pastilla de alcazeltzer previamente triturada y mida
el tiempo de disolución.
11.4. REPORTE DE RESULTADOS
1. Hacer los cálculos y complete el cuadro respectivo y hacer la gráfica para la
experiencia Nº 1.
2. ¿Qué efecto tiene la temperatura en la reacción?
3. ¿Qué efecto tiene la concentración del tiosulfato y el ácido sulfúrico en la reacción?
4. En el experimento Nº 2 explique lo observado.
11.5. CUESTIONARIO
1. Defina los siguientes términos:
a) Energía de activación
b) Catalizador
c) Complejo activado
d) Velocidad de reacción
e) Barrera de energía
2. ¿Existirá relación experimental entre la velocidad, las concentraciones y la
temperatura?
3. ¿Cómo funciona el convertidor catalítico de los automóviles?
4. ¿Cómo se produce la catálisis enzimática?
70
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
PRÁCTICA Nº 12
EQUILIBRIO QUÍMICO
12.1. OBJETIVOS
Los principales objetivos de esta práctica son:
Estudiar y conocer cualitativamente el equilibrio químico
Evaluar cualitativamente el efecto de la naturaleza de los reactivos y de la
temperatura en la velocidad de reacción.
Establecer cualitativamente el efecto de la concentración en el equilibrio de una
reacción reversible, homogénea.
12.2. FUNDAMENTO TEÓRICO
12.2.1. Equilibrio Químico.
El equilibrio químico es un estado dinámico, en una reacción reversible, en la cual la
velocidad de reacción hacia la derecha y hacia la izquierda son iguales. Mientras un
sistema se encuentra en equilibrio, no se produce cambio neto en las concentraciones
de los reactivos o productos
12.2.2. Ley de Equilibrio Químico.
La expresión de la constante de equilibrio constituye la ley de equilibrio químico. La
constante de equilibrio (K. eq.), a una temperatura dada, se define como el producto
de las concentraciones en equilibrio (moles/litro) de los productos, elevada cada una a
la potencia que corresponde a su coeficiente en la ecuación química balanceada,
dividido entre el producto de las concentraciones en equilibrio de los reactivos, elevada
cada una a la potencia que corresponde a su coeficiente en la ecuación balanceada.
En la determinación del valor de K. eq. de una reacción dada, cuando los reactivos y/o
productos se encuentran en sólidos y/o líquido puro, la concentración de estos se
puede considerar como constante y omitirla en la ecuación de la constante de
equilibrio. Por tanto, solo se considera las concentraciones de los reactivos y/o
productos, cuando estos se encuentran en estado gaseoso o acuoso. En general, las
concentraciones de reactivos y productos deben estar expresadas en moles/litro. Sin
embargo, las concentraciones de reactivos y productos en las reacciones en fase
gaseosa se pueden expresar también en términos de sus presiones parciales. Por otra
parte, K. eq. no tiene unidades. Por otra parte, el valor de la constante de equilibrio
depende de la naturaleza de la reacción y de la temperatura. A una temperatura
constante, se encuentra que la magnitud de K. eq. varía mucho de una reacción a
71
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
otra. Es de gran importancia práctica el conocimiento del valor de K. eq. la magnitud
de esta constante mide hasta qué grado se produce la reacción (predicción de la
dirección de la reacción), cuando K. eq >1 indica que en el equilibrio la mayoría de los
reactivos se convierte en productos, mientras que, cuando K. eq. < 1 indica que el
equilibrio se establece cuando la mayoría de los reactivos permanece sin reaccionar y
se forma tan solo pequeñas cantidades de productos
12.2.3. Tipos de Equilibrio Químico
Equilibrio Químico Homogéneo: Este término se aplica a reacciones reversibles en
donde todas las especies (reactivos y productos) están en la misma fase.
Un ejemplo de equilibrio homogéneo en fase gaseosa es la disociación del N2O4.
Otro ejemplo de equilibrio homogéneo, pero, en fase acuosa es la ionización del
CH3COOH en agua.
Equilibrio Químico Heterogéneo: Este término se aplica a reacciones reversibles en la
que intervienen reactivos y productos en fases diferentes.
Un ejemplo de equilibrio heterogéneo es la descomposición de CaCO3, este se calienta
en un recipiente cerrado.
Otro ejemplo de equilibrio heterogéneo es solubilidad del AgCl en una solución
saturada del mismo, es decir, una solución saturada de AgCl que se encuentra en
contactos con AgCl sólido.
AgCl(s) → Ag+(ac) + Cl−(ac)
K. eq. = [Ag+] [Cl−]
72
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
12.2.4. Factores que Afectan el Equilibrio Químico.
El equilibrio químico representa un balance entre las reacciones directa e inversa. En
la mayor parte de los casos, este balance es bastante delicado. Los cambios en las
condiciones experimentales pueden perturbar el balance y desplazar la posición del
equilibrio de modo que se forme más o menos del producto deseado. Las variables
disponibles que se pueden controlar experimentalmente son: concentración, volumen,
presión y temperatura. Por otra parte, el principio de Le Chatelier ayuda a predecir
cambios en condiciones de equilibrio; este principio establece que “si un sistema
químico en equilibrio se somete a una tensión (cambios en la concentración, volumen,
presión o temperatura), el equilibrio se desplaza (reaccionando químicamente) en
sentido de que se contrarreste la tensión producida”.
Efecto de la Concentración: Si se añade más cantidad de cualquier reactivo o producto
al sistema, la tensión se aliviara desplazando el equilibrio en la dirección en que se
consuma parte de la sustancia adicional.
Efecto del Volumen y la Presión: Los cambios de presión afectan muy poco a las
concentraciones de sólidos o líquidos porque son ligeramente compresibles. Sin
embargo, las concentraciones de los gases varían mucho con los cambios en la
presión. En general, un aumento de presión (disminución de volumen) hace que el
sistema se desplace en la dirección que produzca menor número de moles de gases, y
una disminución de presión (aumento de volumen) hace que se desplace en la
dirección que produzca mayor número de moles de gases.
Efecto de la Temperatura: Un aumento de temperatura favorece las reacciones
endotérmicas y una disminución de temperatura favorece las reacciones exotérmicas.
Por otro lado, un cambio en la concentración, presión o volumen puede alterar la
posición del equilibrio, pero no cambia el valor de la constante de equilibrio. Sólo un
cambio de temperatura altera el equilibrio y hace variar el valor de la constante.
Efecto de un Catalizador: Un catalizador aumenta la velocidad de reacción porque
disminuye su energía de activación, sin embargo, la energía de activación de la
reacción directa disminuye en igual magnitud que la de la reacción inversa. Esto
significa que se afectan las velocidades directa e inversa en la misma medida. Por lo
tanto, la presencia de un catalizador no afecta la constante de equilibrio ni desplaza la
posición de un sistema en equilibrio.
12.3. PARTE EXPERIMENTAL
12.3.1. Material y Reactivos.
Materiales
- Tubos de ensayo
Reactivos
- Solución de K2Cr2O7 (0,1 M)
- Gradilla para tubos
- Solución de K2CrO4 (0,1 M)
- Pipetas
- Solución de HCl (1 M)
- Pizeta
- Solución de Na(OH) (1 M)
73
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
- Cocinillas
- Solución de CoCl2 (0,2 M)
- Vasos de precipitados
- Hielo
Industrial
12.3.2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.
Experimento Nº 1: Evaluación Cualitativa de una Reacción Química Reversible.
1. En dos tubos de ensayo, colorar 1 mL de solución de K2CrO4 y en otros dos tubos
adicionar 1 mL de solución de K2Cr2O7, respectivamente. Rotular y anotar el color
de cada solución. Observar
2. Seguidamente colocar 1 mL solución de HCl a la solución de Cromato (K2CrO4) y
Dicromato (K2Cr2O7) simultáneamente, hasta observar cambio de coloración en
una de las soluciones.
3. Posteriormente colocar 1 ml solución de Na(OH) a la solución de Cromato (K2CrO4)
y Dicromato (K2Cr2O7) simultáneamente, hasta observar cambio de coloración en
una de las soluciones.
4. Reportar sus observaciones y la ecuación iónica balanceada correspondiente.
Experimento Nº 2: Condiciones que afectan al CoCl2 en disolución.
Detectar si cambios en la temperatura del sistema modifican el equilibrio y en función
de ello deducir en qué dirección se desarrolla la reacción hasta alcanzar un nuevo
estado de equilibrio.
1. Enumerar dos tubos de ensayo.
2. Colocar 3 mL de la solución acuosa de cloruro de cobalto en cada uno de los tubos
de ensayo.
3. Dejar el tubo Nº 1 a temperatura ambiente como testigo del color.
4. Calentar a baño maría el tubo Nº 2 hasta observar un cambio de color.
5. Dejar el tubo a temperatura ambiente y luego colocarlo en un baño de agua con
hielo. Observar el color.
12.4. REPORTE DE RESULTADOS
1. En el experimento Nº1 reporte sus observaciones y balancee la ecuación iónica
correspondiente a la reversibilidad del sistema.
2. Para el mismo experimento, escriba la expresión de la constante de equilibrio, K.
eq. para la reacción directa e inversa. Indique qué relación existe entre ambas
expresiones.
74
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
3. En el experimento Nº 2 indique lo siguiente:
¿De qué color es la disolución cuando el CoCl2 x 6H2O se disuelve en agua?
¿De qué color es la disolución a la cual se añade la mayor cantidad de agua?
¿Qué cambios se observan al calentar y enfriar las disoluciones?
A bajas temperaturas ¿De qué especies químicas hay mayor concentración?
A altas temperaturas,
¿Cuál es la especie química presente en
mayor
concentración?
¿Qué reacción (directa o inversa) se ve favorecida por el aumento en la
temperatura?
4. Luego de haber efectuado las experiencias Nº 1 y Nº 2 y teniendo en cuenta la
información energética dada para cada reacción, indicar:
¿Qué reacción (endotérmica o exotérmica) se ve favorecida por aumentos de
temperatura?
¿Qué reacción (endotérmica o exotérmica) se ve favorecida por disminución de
temperatura?
12.5. CUESTIONARIO
1. Defina:
a) Equilibrio químico
b) Principio de Le Chatelier
c) Reacción directa y reacción inversa
d) Reversibilidad
2. Defina la constante de equilibrio empleando términos de reactivos y productos.
3. Escriba las constantes de equilibrio:
a) PCl3(g) + Cl2(g)
b) 2HgO(s)
PCl5(g)
2Hg(l) + O2(g)
3. La constante de equilibrio, K. eq. de la reacción, HCl(g)
7.17 × 10−34. ¿Cuál es el valor de K. la reacción,
H2 (g) + Cl2(g), a 25 ºC, es
H2(g) + Cl2(g)
HCl(g), a la
misma temperatura? Justifique su respuesta.
4. Se coloca yoduro de hidrógeno gaseoso, en un recipiente cerrado a 425 ºC, donde se
descompone parcialmente en hidrógeno y yodo se determina que las concentraciones
en el equilibrio son: [HI] = 3.53 atm,
[H2] = 4.79 atm y [I2] = 4.79 atm. ¿Cuál es el
valor de la constante de equilibrio, K. eq. a esa temperatura, para dicha reacción?
75
Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
Industrial
PRÁCTICA Nº 13
ACIDOS Y BASES
13.1. OBJETIVOS
Los principales objetivos de esta práctica son:
Estudiar el comportamiento acido o básico de una sustancia en solución acuosa,
mediante sus propiedades características.
Diferenciar un ácido de una base, mediante indicadores acido − base. Conocer los
cambios de color de los distintos indicadores acido − base
según el rango de pH.
Determinar concentraciones de soluciones ácidas o básicas a partir de su pH.
13.2. FUNDAMENTO TEÓRICO
13.2.1. Definiciones de Ácidos y Bases.
En 1884, Svante Arrhenius formuló una teoría de ácidos y bases que define un ácido
como una sustancia que se ioniza en agua para producir iones H+, y una base como
una sustancia que se ioniza en agua para producir iones OH−. Sin embargo, una
definición general de ácidos y bases, propuesta por Johannes Brønsted en 1923,
describe a un ácido como un donador de protones y una base como un aceptor de
protones. Por otra parte, el concepto de par conjugado acido − base es una extensión
de la definición de ácidos y bases de Brønsted; dicho par se puede definir como un
ácido y su base conjugada o como una base y su ácido conjugado. La base conjugada
de un ácido Brønsted es la especie que queda cuando el ácido pierde un protón, y a la
inversa, un ácido conjugado resulta de la adición de un protón a una base Brønsted.
Otra definición, más general de ácidos y bases, fue formulada por Gilbert Lewis en
1923, de acuerdo con esta definición, una base es una sustancia que puede donar un
par de electrones y un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones.
Estos conceptos nos ayudan a entender algunos procesos, como las reacciones acido −
base, las cuales se ubican entre las más importantes y comunes en los sistemas
químicos y biológicos.
13.2.2. Propiedades Características de Soluciones Acuosas de Ácidos y Bases.
Propiedades de Soluciones Acuosas de Ácidos: Las soluciones acuosas de la mayoría
de los ácidos protónicos tienen ciertas propiedades que se debe a los iones hidrógeno
hidratados.
• Poseen un sabor agrio; por ejemplo, el vinagre debe su sabor al ácido acético, y los
limones y otros frutos cítricos contiene ácido cítrico.
• Producen cambios en los pigmentos vegetales; por ejemplo, cambian el color del
tornasol de azul a rojo.
• Reaccionan con ciertos metales, como el zinc, magnesio y hierro, para producir
hidrógeno gaseoso.
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Industrial
• Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos (por ejemplo, Na2CO3, CaCO3, NaHCO3),
para producir dióxido de carbono gaseoso.
• Reaccionan con óxidos metálicos e hidróxidos, para formar sales y agua.
• Conducen la corriente eléctrica porque están ionizados total o parcialmente. Cabe
resaltar que el ácido sulfúrico anhidro y el ácido acético glacial (100 %) son no
electrólitos, sin embargo, sus soluciones conducen la electricidad.
Propiedades de Soluciones Acuosas de Bases: Las soluciones acuosas de bases tienen
ciertas propiedades que se debe a los iones hidróxido hidratados.
• Poseen un sabor amargo.
• Poseen una sensación resbalosa; por ejemplo, las soluciones de jabones comunes,
lejía, etc., presentan esta propiedad.
• Producen cambios en los pigmentos vegetales; por ejemplo, cambian el color del
tornasol de rojo a azul.
• Reaccionan con ácidos, para formar sales y agua.
• Conducen la corriente eléctrica porque están ionizadas total o parcialmente.
12.2.3. Auto ionización del Agua y Escala de pH.
Experimentos de conductividad eléctrica han demostrado que el agua pura sufre
ionización en pequeño grado. Por tanto, la ecuación química para la auto ionización
del agua es:
La constante de equilibrio para esta reacción se conoce como constante del producto
iónico, ya que es el producto de las concentraciones molares de los iones H+ y OH−a
una temperatura específica, y se representa por Kw
Kw= [H+] [OH−]
En el agua pura, a 25 ºC, se encuentra que [H+] = [OH−] = 1.0 × 10−7M. Por tanto, a esa
temperatura, K.w. = 1.0 × 10−14.
Esta ecuación, también, es válida para soluciones acuosas diluidas a 25 ºC. Por
consiguiente, siempre que [H+)= [OH−], se dice que a solución es neutra; si [H+] >[OH−],
la solución acida; y si [H+] <[OH−], la solución es básica.
Dado que las concentraciones de los iones H+ y OH− son a menudo números muy
pequeños e inconvenientes para trabajar con ellos; Soren Sorense propuso, en 1909,
una medida más práctica llamada pH. El pH de una solución se define como el
logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno (en mol/litro).
pH = −log [H+]
[H+] = antilog (−pH)
Una escala análoga a la del pH puede obtenerse usando el logaritmo negativo de la
concentración del ion hidróxido. Entonces, se define el pOH como:
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pOH = −log [OH−]
[OH−] = antilog (−pOH)
Finalmente, de las definiciones de pH y pOH se obtiene: pH + pOH = 14
Por consiguiente, las soluciones ácidas y básicas pueden identificarse por sus valores
de pH ó pOH (ver Tabla 13.1.), debido a que estos valores son simplemente una forma
de expresar la concentración de los iones H+ y OH−, respectivamente.
Tabla 13.1. Identificación de soluciones ácidas, neutras y básicas, mediante [H+],
[OH−], pH y pOH.
Esta escala de pH o pOH se encuentra en el rango de 1 a 14, para soluciones diluidas
que se trabajan comúnmente en el laboratorio. Sin embargo, en el caso de soluciones
concentradas, el pH o pOH puede tomar valores negativos, cero o mayores a 14. Es
necesario resaltar, que para el cálculo del pH o pOH se debe tener en cuenta la
ionización del ácido o de la base. Si la ionización es completa (ácido o base fuerte), la
concentración del ácido o base es igual a la concentración de H+ o OH−,
respectivamente. Pero, si la ionización es parcial (ácido o base débil), la concentración
del ácido o base no es igual a la concentración de H+ o OH−y se debe considerar la
constante de ionización del ácido, K.a, o de la base, Kb. Por otro parte, en el
laboratorio, el pH de una solución se mide con un pH−metro (ver Figura 13.2.) o
mediante indicadores acido − base (ver Figura 13.3.).
Figura 13.1. pH − metro
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Industrial
13.2.4. Indicadores Acido− Base.
Un indicadores ácido − base, por lo general, es un ácido orgánico o base orgánico débil
que tiene colores claramente diferentes en sus formas no ionizada e ionizada. Estas
dos formas están relacionadas con el pH de la solución, en el que el indicador se
encuentra disuelto. No todos los indicadores cambian de color a los mismos valores de
pH (ver Figura 13.2.).
Figura 13.2. Indicadores ácido -base.
Considérese un ácido débil monoprótico (HIn), que actúa como indicador, en solución:
Si el indicador está en un medio suficientemente acido, el equilibrio anterior, de
acuerdo con el principio de Le Chatelier, se desplaza hacia la izquierda y el color
predominante del indicador es el de la forma no ionizada (HIn). Por otra parte, en un
medio básico, el equilibrio se desplaza hacia la derecha y predomina el color de la base
conjugada (In−).
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Ingeniería
Industrial
13.3.
.3. PARTE EXPERIMENTAL
13.3.1.
.3.1. Material y Reactivos.
Materiales
Reactivos
- tubos de ensayo
- Solución de HCl (0,1 N)
- Gradilla
- Solución de Na(OH) (0,1 N)
- Pipetas
- Indicadores ácido − base
Anaranjado de Metilo
Rojo de Metilo
Rojo Congo
Fenolftaleína
13.3.2.
.3.2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.
Experimento Nº 1: Identificación de un Ácido o Base mediante Indicadores ÁcidoÁcido
Base
1.
En dos tubos de ensayo colocar 1 ml de solución de HCl y 1 ml de solución de
Na(OH),, respectivamente. Etiquetar los tubos, como “A” (ácido) y “B” (base).
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2.
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Añadir 2 gotas del indicador ácido-base a cada uno de los tubos. Observar y
anotar las distintas coloraciones. Diferenciar el carácter ácido o básico de las
soluciones.
3.
Repetir el mismo procedimiento con los demás indicadores ácido - base,
disponibles.
4.
Reportar los resultados obtenidos.
Experiencia Nº2: Neutralización
1. En un vaso de precipitados mida exactamente 5 mL de Na(OH) 0.1M añada dos
gotas de fenolftaleína.
2. Cebar una bureta con una pequeña porción de solución de HCl 0.1 M y luego
elimine.
3. Llene la bureta y enrase a cero con la solución de HCl 0,1 M.
4. Deje caer el ácido clorhídrico gota a gota a la vez que se agita el contenido del
vaso con una bagueta, hasta que la coloración del vaso cambie de rojo grosella a
incoloro, en ese momento cerrar la llave y mida el volumen de ácido clorhídrico
gastado.
13.4. REPORTE DE RESULTADOS
1. Tabule los resultados obtenidos en el experimento Nº 1.
2. Anote los resultados proceda a realizarlos respectivos cálculos
13.5. CUESTIONARIO
1. ¿Qué es una reacción de neutralización?
2. Investiga acerca de las características e importancia del ácido láctico y del ácido
fólico.
3. ¿Con qué sustancia se podría destapar un tubo de drenaje bloqueado con cabello
humano?
4. ¿Qué relación existe entre la gastritis y el consumo excesivo de comida muy picante
y condimentada?
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Ingeniería
Industrial
5. ¿Es correcto decir que los ácidos “queman”?
6. Investiga al menos tres remedios caseros para aliviar la acidez estomacal.
7. ¿Cuál es la utilidad de los ácidos y bases en la vida cotidiana?
8. ¿Cómo identificas los ácidos y las bases?
9. De los alimentos que consumes diariamente, ¿Cuáles consideras que son básicos y
cuales ácidos?
10. Una dieta abundante de alimentos identificados como ácidos, ¿podría causar
trastornos en la salud? ¿De qué tipo? ¿Cómo puede prevenirse? ¿Cómo puede
curarse?
11. Investiga los daños o efectos colaterales que pueden ser perjudiciales para la
salud por estar tomando antiácidos de manera rutinaria.
12. Calcule el pH y el pOH para cada una de las siguientes soluciones:
a) Solución de HCl
0.5 M
b) Solución de KOH
0.17 M
c) Solución de Ba(OH)2 0.45 M
13. Calcule la concentración de iones H+ y OH− para cada una de las siguientes
soluciones:
a) Una solución cuyo pH es 4.5
b) Una solución cuyo pOH es 11.5
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Ingeniería
Industrial
BIBLIOGRAFIA
1. CHANG RAYMOND, Química Editorial. Mac Graw Hill. México 2000
2. MORTIMER, CH. Química. Editorial Iberoamericana, México 1998
3. BROW, LE MAY BURSTEN Química. Prentice – Hall, México 1997
4. WHITTEN KENNETH Química General. Mc Graw Hill, Madrid España 1998
5. HARRIS DANIEL Análisis Químico Cuantitativo. Grupo Editorial Iberoamericana,
México 1992
6. HAMILTON SIMPSON. Cálculos de Química Analítica. Editorial Mac Crow 1992
7. SALCEDO CUETO. Prácticas de Laboratorio de Química 1991
8. SIENKO Química Experimental. Editorial Mir 1992
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Laboraties,
USA, National Academy Press, 1983
10. MALONE, LEO J. Introducción a la Química 2º ED. México ,Editorial Pearson
Educación 2000
11. ZUMDAHL, S. Fundamentos de química México, Mc Graw Hill 1992
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Manual de Prácticas de Química I
Ingeniería
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CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I
PRACTICA Nº 1
Reconocimiento del material de laboratorio
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NOTA
Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado
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CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I
PRACTICA Nº 2
Medición y tipos de errores
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NOTA
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CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I
PRACTICA Nº 3
Operaciones Básicas en el Laboratorio
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NOTA
Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado
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CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I
PRACTICA Nº 4
Tabla Periódica
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NOTA
Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado
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CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I
PRACTICA Nº 5
Enlace Químico
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GRUPO:_________FECHA : _____________CASILLERO:_________________________
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NOTA
Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado
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CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I
PRACTICA Nº 6
Funciones Químicas
APELLIDOS Y NOMBRES ___________________________________________________
GRUPO:__________FECHA : ____________CASILLERO:________________________
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NOTA
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CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I
PRACTICA Nº 7
Reacciones Químicas
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NOTA
Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado
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CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I
PRACTICA Nº 8
Reacciones Redox
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NOTA
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CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I
PRACTICA Nº 9
Suspensiones, Coloides y Disoluciones
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NOTA
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CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I
PRACTICA Nº 10
Soluciones
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NOTA
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CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I
PRACTICA Nº 11
Cinética Química
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NOTA
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CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I
PRACTICA Nº 12
Equilibrio Químico
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GRUPO:___________FECHA: ______________CASILLERO:______________________
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NOTA
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CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I
PRACTICA Nº 13
Ácidos y bases
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GRUPO:___________FECHA: ______________CASILLERO:______________________
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NOTA
Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado
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