GUÍA DE LABORATORIO

UNIVERSIDAD CENTRAL DE VENEZUELA
FACULTAD DE AGRONOMÍA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA Y TECNOLOGÍA
CÁTEDRA DE QUÍMICA I
GUÍA DE LABORATORIO
Maracay, Septiembre de 2004
TABLA DE CONTENIDO
PRÁCTICA Nº 1.
INTRODUCTORIA
PRÁCTICA Nº 2
SEPARACIÓN DE COMPONENTES DE UNA MEZCLA
PRÁCTICA Nº 3
PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
PRÁCTICA Nº 4
DETECCIÓN CUALITATIVA DE REACCIONES QUÍMICAS
PRÁCTICA Nº 5
VALORACIÓN DE SOLUCIONES
PRÁCTICA Nº 6
EQUILIBRIO QUÍMICO
ANEXOS
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PRÁCTICA Nº 1. INTRODUCTORIA
1. INTRODUCCIÓN
El trabajo en los laboratorios de química requiere usar un gran número de materiales con fines
específicos. El uso del material apropiado según el procedimiento facilita la realización de las tareas
del laboratorio y contribuye a la calidad de los resultados experimentales. Por otra parte, es necesario
que el estudiante conozca y cumpla las normas que se han establecido para la realización de las
actividades en el laboratorio, las cuales tienen por objeto facilitar el desarrollo de los ejercicios de
laboratorio y reducir los riesgos personales más comunes así como proteger materiales y equipos.
2. TEORÍA COMPLEMENTARIA
2.1. NORMAS DE SEGURIDAD
A- Normas generales
1. Sea puntual, los retardos en la llegada al laboratorio producen dificultades para el desarrollo de la
práctica y afectan a todo el grupo.
2. Antes de iniciar su trabajo revise el material de su equipo, si falta algo o hay algún material roto
particípelo al profesor. Recuerde que cada equipo es responsable de su material.
3. El uso de la bata es obligatorio para fines de protección.
4. La ropa usada en el laboratorio debe ser adecuada, no se permite el uso de pantalones cortos,
bermudas ni faldas.
5. El calzado debe ser cerrado, no se permite el uso de sandalias.
6. Si el cabello es largo debe estar recogido.
7. Permanezca en su área de trabajo durante la realización de la práctica.
8. Nunca coma, beba o fume dentro del laboratorio.
9. No haga experimentos sin autorización.
10. En caso de que ocurra algún accidente comuníquese rápidamente con el profesor o el personal
técnico del laboratorio.
11. Absténgase de manipular los controles de los aparatos de uso colectivo como estufas y hornos.
12. Antes de retirarse del laboratorio debe lavar el material usado y el que pertenezca a su equipo
dejarlo ordenado en la gaveta.
B- Normas relativas al uso de los reactivos
En el laboratorio de química el estudiante estará en contacto y usará sustancias con las cuales no está
familiarizado, algunas de ellas tóxicas, por lo tanto se requiere mucho cuidado para su manipulación.
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1. Se tomará de cada reactivo la cantidad necesaria prescrita en la guía o la indicada por el profesor.
2. No se devolverá al frasco original ningún reactivo sobrante para evitar la contaminación de la
sustancia en el frasco. Por esta misma razón, no deben introducirse en los frascos objetos tales
como: agitadores, pipetas, goteros, espátulas, etc.
3. Cuando se utilice un frasco se sostendrá el tapón en la mano. Si es necesario colocarlo sobre una
superficie debido a su gran tamaño, hágalo de tal manera que evite cualquier contaminación.
4. Deben cuidarse las etiquetas de los frascos evitando derrames sobre ellas, ya que ello dificulta la
posterior identificación del producto.
5. Los experimentos en los que se produzcan gases tóxicos deben realizarse bajo campana.
6. El calentamiento de líquidos en tubos de ensayo debe hacerlo suavemente, con movimientos
circulares que permitan un calentamiento de toda la masa del líquido para evitar la formación de
burbujas de vapor. Evite que la boca del tubo esté orientada hacia usted o hacia algún compañero.
7. Cuando tenga que percibir el olor de un fluido, no acerque la cara al recipiente, atraiga el olor hacia
sí con la palma de la mano.
8. Use la papelera para verter sustancias sólidas, nunca vierta sólidos en los desagües, éstos son
exclusivamente para desechar líquidos.
2.2. RECONOCIMIENTO DE LOS MATERIALES DE LABORATORIO
A. Materiales de uso general
En el laboratorio de química el estudiante trabajará con varios materiales con cuyo nombre y uso debe
familiarizarse. A continuación se presenta imágenes de algunos de los materiales que utilizará en los
ejercicios de laboratorio de esta asignatura y se señala su uso más frecuente.
Piceta o frasco lavador
Consiste en un frasco plástico compresible provisto de una tapa o tapón de goma monohoradado con
un tubo de vidrio o plástico doblado en ángulo de aproximadamente 45º. Se usa para agregar
pequeñas porciones de agua destilada en el lavado de precipitados, para lavar materiales y enrasar
soluciones.
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Vasos de precipitado o beakers.
Envases de forma cilíndrica, generalmente de vidrio, los hay en diferentes tamaños y generalmente se
les denomina según su capacidad ej: vaso de precipitado o beaker de 250 ml. De uso muy general, en
ellos se pueden preparar soluciones cuando no se requiere mucha exactitud, calentar líquidos y realizar
reacciones. Aunque algunos tienen impresa una escala no deben ser usados como instrumentos
de medida, pues se trata de valores aproximados.
Matraces Erlenmeyer o fiolas
Envases de vidrio de forma troncocónica, vienen en diferentes capacidades y se les denomina según su
capacidad: fiola de 250
ml o matraz de 100 ml. Su forma permite colocar en ellos soluciones o
suspensiones que deban ser agitadas, por ejemplo al titular una solución.
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Tubos de ensayo.
De uso general, en ellos se pueden realizar pruebas que requieran pequeños volúmenes de sólidos o
líquidos y son de diferentes capacidades.
Vidrios de reloj
Usados para pesar sólidos y proteger por cortos períodos a soluciones contenidas en vasos de
precipitado.
Embudos
Usados en la transferencia de líquidos y como soporte del papel de filtro. Es frecuente la denominación
de tallo corto o de tallo largo según la longitud del tubo unido al cono. Comúnmente son de vidrio,
plástico o porcelana.
Agitadores
Varilla de vidrio o metal usada para remover soluciones, por ejemplo al disolver sólidos en líquidos.
Policía
Capuchón de goma que se coloca en un extremo del agitador, se usa para reunir porciones dispersas
de un precipitado.
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Pinzas para tubos de ensayo (metálicas y de madera)
Se les usa para tomar tubos calientes o para sostenerlos mientras son calentados a la llama del
mechero.
Espátulas
De metal o porcelana, se les usa para tomar pequeñas porciones de sólido, por ejemplo, al pesar. Es
necesario usar espátulas de porcelana cuando el sólido que se va pesar reacciona con el metal.
Soportes universales
Usados para fijar pinzas o aros metálicos al construir aparatos de laboratorio, por ejemplo: aparatos de
destilación, generador de gases, etc.
Trípodes
Son usados como base para colocar recipientes mientras son calentados con mechero.
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Rejilla de asbesto
Se usa para mantener una temperatura uniforme en el fondo del recipiente que es calentado.
Perlas de vidrio
Pequeñas esferas de vidrio que se colocan dentro de un líquido para evitar su ebullición violenta.
Matraz o balón de destilación
Recipientes de vidrio de forma esférica con cuello largo, en su interior se coloca la mezcla que es
sometida al proceso de destilación. Estos balones tienen una salida que se conecta al refrigerante.
Refrigerante o condensador
Está constituidos por dos tubos de vidrio concéntricos . El tubo inferior, algunas veces en forma de
espiral, permite el desplazamiento de gases que al ser enfriados por el agua circulante en el tubo
externo, se condensan.
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B. Materiales volumétricos
Los principales materiales usados en el laboratorio para medir volúmenes de líquidos son: buretas,
cilindros, matraces aforados y pipetas.
Al medir en los instrumentos volumétricos debe tomarse en cuenta el menisco, la concavidad que se
observa en la superficie del líquido por efecto de su tensión superficial. Cuando el líquido medido es
transparente la lectura se toma según el nivel de la parte inferior del menisco; al medir líquidos
coloreados, debido a la dificultad de observar la parte inferior del menisco, se toma la lectura en su
parte superior. Cuando la fuerza de cohesión del líquido es mayor que la fuerza de adhesión de este a
la superficie del recipiente, el menisco tiene forma convexa como en el caso del mercurio.
Las buretas son tubos de vidrio o de plástico, graduados y provistos de una llave que permite dar
salida gradualmente a cantidades medidas de líquido. Se les usa principalmente en las titulaciones y
cuando se requiere agregar cantidades medidas de un reactivo a una serie de recipientes. Antes de
usar una bureta, se debe verificar el adecuado funcionamiento de su llave. Para que el agua destilada
que queda en las paredes de la bureta no diluya el reactivo que va a colocar en ésta, debe realizar un
curado de la misma, ello consiste en el enjuague con tres pequeñas porciones del reactivo que va a
emplear y que luego son desechadas.
Tome en cuenta que al medir con la bureta usted mide el volumen de líquido agregado, por ello debe
fijarse en lo siguiente:
a) Que la parte inferior del instrumento, la que está por debajo de la llave, esté completamente llena.
b) Que no existan burbujas de aire ni en la punta de la bureta ni alrededor de la llave. Para eliminar
las burbujas debe abrir y cerrar la llave rápidamente, de no lograrlo de esta manera proceda a
vaciar la bureta para llenarla nuevamente.
c) Que la bureta esté bien enrasada, tomando en cuenta el menisco del líquido. Tome nota del
volumen inicial si este es diferente de cero.
Los cilindros graduados o probetas permiten la transferencia mediante decantación de volúmenes
medidos de líquidos. Los cilindros están calibrados para transferir la cantidad de líquido indicada en la
escala, por lo que el excedente que queda adherido a las paredes del material no incide sobre la
medida. Las medidas realizadas con cilindros son menos precisas que las que se hacen con buretas y
pipetas, sin embargo estos son materiales muy usados cuando la precisión de la medida no es muy
necesaria y cuando se desea medir volúmenes de sustancias tóxicas o caústicas.
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Cilindro o probeta
Los matraces aforados o balones aforados se usan para la preparación de soluciones. Para que el
volumen de solución corresponda al indicado en el matraz se debe llenar éste hasta la línea de aforo,
tomando en cuenta la parte del menisco que corresponda, según se trate de un líquido coloreado o
incoloro. La cantidad final de líquido necesaria para completar el volumen debe agregarse en forma de
gotas usando la piceta o un gotero.
Las pipetas permiten tomar porciones de un líquido mediante succión. Cuando se trate de líquidos que
no representen riesgos para la salud se puede hacer la succión con la boca, pero al trabajar con
líquidos, soluciones o suspensiones de productos tóxicos o cáusticos (que pueden producir
quemaduras) debe usarse una propipeta. Usted usará dos tipos de pipetas: las graduadas que por
poseer impresa una escala le permiten hacer diferentes medidas y las volumétricas que tienen una
línea de aforo y con las cuales sólo se pueden hacer medidas de un solo valor, se les denomina según
ese valor, por ejemplo pipeta de 10 ml o de 5 ml.
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Para manipular en forma correcta una pipeta, se debe colocar el dedo índice en el orificio superior con
el fin de evitar la salida de la columna de líquido. Al trabajar con pipetas debe aplicar el procedimiento
de curado que se explicó para las buretas y tomar precauciones con respecto a la presencia de
burbujas de aire en la punta del instrumento.
Pipeta graduada
Pipeta volumétrica
C. Capacidad y apreciación
Dos términos aplicables a cualquier instrumento de medida física y que con frecuencia son usados en
relación a los materiales volumétricos son: capacidad y apreciación.
La capacidad de un instrumento es la máxima medida que con seguridad se puede hacer con él.
La apreciación es la mínima diferencia que es posible apreciar entre dos medidas. Para calcular la
apreciación se toman dos valores de los indicados en la escala del instrumento, se resta el menor del
mayor y se divide entre el número de divisiones entre las dos medidas. Mientras menor es la
apreciación de un instrumento más precisa es la medida. Si desea una medida muy precisa debe usar
un instrumento de baja apreciación.
A continuación se explica simbólicamente el procedimiento para calcular la apreciación de un
instrumento.
Ap= (LM – Lm) / no de divisiones
LM : Lectura mayor
Lm: Lectura menor
existentes entre
LM y Lm
2.3. LAVADO DEL MATERIAL DE VIDRIO
El grado de limpieza del material con que se trabaja es determinante en la obtención de resultados
correctos en el análisis químico. El objeto del lavado es evitar la presencia de sustancias que puedan
interferir en el experimento que va a realizarse. Después de lavar el material de vidrio con agua
jabonosa, se debe eliminar el jabón con agua corriente. Pero como en esta última se encuentran sales
disueltas es necesario enjuagar el material con agua destilada, es recomendable hacerlo con tres
pequeñas porciones tratando de cubrir todas las paredes del material. Son más efectivos varios lavados
con pequeños volúmenes que pocos lavados con grandes volúmenes. Si la forma del material lo
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permite, como en el caso vasos de precipitados, use la piceta o frasco lavador para dirigir el agua
destilada hacia las paredes del material.
En algunos casos, cuando se trata de eliminar restos de reactivos que se adhieren a la superficie del
vidrio, puede resultar necesario hacer un lavado con una solución fuertemente ácida y oxidante que se
prepara con ácido sulfúrico (H2SO4) y dicromato de potasio (K2Cr2O7), y que se denomina mezcla
sulfocrómica.
2.4. MANEJO DEL MECHERO
El instrumento clásico para suministrar calor en los experimentos de laboratorio es el mechero Bunsen.
En la figura se muestra como está construido. El gas entra por la base del mechero donde se
encuentra una llave que permite regular su cantidad, el suministro también puede ser regulado desde
afuera por una llave en la tubería del gas. Al ascender la corriente gaseosa forma un chorro dentro de
la base del mechero que arrastra aire desde el exterior. El aire penetra por los orificios de ventilación
situados encima de la base. La cantidad de aire puede regularse haciendo girar un anillo que se ajusta
por fuera del tubo del mechero, en la zona de los orificios de entrada de aire. Cuando los agujeros
coinciden con los del tubo, la entrada de aire es máxima.
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Para encender el mechero se debe proceder de la forma siguiente:
a) Cerrar la entrada de aire y abrir la de gas.
b) Acercar un fósforo encendido al borde del mechero. La llama será grande y amarilla.
c) Abrir gradualmente la entrada de aire hasta que la llama tome una coloración azul.
Para obtenerse las máximas temperaturas debe abrirse la entrada de aire hasta observar dos zonas en
la llama, de las cuales la interna es azul y en forma de cono. El punto de mayor temperatura está
justamente encima de esta zona interior cónica como se muestra en el dibujo.
En ciertos casos cuando se aumenta el suministro de aire al mechero, la llama se agranda o se separa
del extremo de éste. Esto significa que es excesivo el flujo de gas por lo que éste debe reducirse.
Cuando la entrada de aire es reducida la combustión resulta incompleta por lo que ocurre la formación
de hollín, que está constituido por partículas de carbono.
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2.5. USO DEL TERMÓMETRO
En algunos de los ejercicios de laboratorio usted deberá medir la temperatura de algunos líquidos, para
ello usará termómetros que aunque están basados en el mismo principio de los termómetros clínicos
comunes, la dilatación de una columna de mercurio, tienen una escala mayor.
.
Al determinar la temperatura de un líquido es necesario que el mismo esté en contacto con el bulbo del
termómetro durante aproximadamente tres minutos. Si posteriormente va a hacer la medición de la
temperatura de otro líquido, para bajar la temperatura del termómetro es suficiente que lo introduzca
en agua a temperatura ambiente por unos minutos, nunca sacuda el termómetro como se acostumbra
hacer con los termómetros clínicos. Tampoco use el termómetro como agitador pues puede fracturarlo.
2.6. USO DE LA BALANZA
Para determinar la masa de un material se usan las balanzas. Hay diferentes clases según el uso a que
se destine. Las balanzas ordinarias pueden apreciar masas de un decigramo o centigramo. Las
balanzas analíticas o de precisión pueden apreciar masas de un miligramo o décima de miligramo. Es
lógico que cada balanza tiene también su carga máxima, por lo que no se puede pesar materiales cuyo
peso aproximado sea superior a dicha carga.
El laboratorio está provisto de un tipo de balanzas ordinarias provistas de un solo plato denominadas
balanzas granatarias. La técnica para pesar en ellas es sencilla, no obstante, antes de determinar la
masa de un material, debemos atender los siguientes aspectos:
Que el platillo de la balanza esté limpio
Que la balanza esté nivelada y equilibrada
El equilibrio se aprecia a simple vista, se observan las oscilaciones a derecha e izquierda del punto
cero. Si las oscilaciones son aproximadamente de la misma amplitud, se puede proceder a efectuar la
pesada, para ello proceda de la manera siguiente:
1. Coloque en el platillo el objeto a pesar.
2. Desplace las pesas en las escalas hasta tener equilibrada la balanza nuevamente. Proceda
desde la escala mayor hasta la menor.
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3. Para obtener la masa del objeto, sume los valores de las pesas de acuerdo a sus posiciones en
las escalas.
3. OBJETIVOS
Conocer las normas de seguridad que se deben seguir en un laboratorio de química
Reconocer los materiales de vidrio y
equipos de
uso más frecuente en un laboratorio de
química.
Determinar la capacidad y apreciación de los materiales y equipos de uso más común en el
laboratorio.
Aprender las técnicas de lavado de material de vidrio
Aprender las técnicas de manejo del mechero y el uso de la balanza.
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4. PROCEDIMIENTO
RECONOCIMIENTO DEL MATERIAL DE VIDRIO
Dibuje en su cuaderno de laboratorio un vaso de precipitado, una bureta, una pipeta, una fiola y un
balón aforado. Describa el uso de cada uno de estos materiales.
CAPACIDAD Y APRECIACIÓN
Determine la capacidad y la apreciación de los siguientes materiales de vidrio y equipos de laboratorio:
Instrumento/Equipo
Capacidad
Apreciación
Cilindro graduado
Pipeta graduada
Pipeta volumétrica
Bureta
Balanza granataria
LAVADO DEL MATERIAL DE VIDRIO
Lave con agua jabonosa un tubo de ensayo y un vaso de precipitado. Enjuague con agua corriente y
luego con agua destilada.
MANEJO DE LÍQUIDOS. MEDICIÓN DE VOLUMEN
1.- Empleando la bureta, mida 23,7 ml del reactivo indicado por el profesor dejándolo caer en un
matraz erlenmeyer (fiola).Determine:
- Lectura inicial de volumen (Li) __________________
- Volumen a extraer (V e) ________________________
- Lectura final de volumen (Lf) ____________________
- Capacidad de la bureta (cap.) ____________________
- Volumen final del líquido, en la bureta (Vf) __________
2.- Tome una porción del líquido indicado por el profesor y trasváselo a un vaso de precipitado
(beaker) a través de una varilla de vidrio.
3.- Mida 5 ml de agua corriente con una pipeta, succionando con la boca.
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4.- Mida 5 ml de agua corriente con una pipeta usando una propipeta para succionar y páselos a un
tubo de ensayo.
5.- Mida 32 ml de agua en un cilindro graduado y transfiéralos a un vaso de precipitado.
E. MANEJO DEL MECHERO
1- Encienda el mechero según la técnica explicada por el profesor.
2- Agregue 5 ml de agua a un tubo de ensayo, acérquelo al mechero caliente sin hervir.
F. MANEJO DE SÓLIDOS. USO DE LA BALANZA
1-Tome con una espátula una porción de un sólido de los frascos y colóquela en
un tubo de ensayo
usando una canal de papel.
2- Pese 2 g de la sustancia sólida (señalada por el profeso) usando como recipiente una cápsula de
porcelana o un vidrio de reloj. Disuelva la sustancia con la ayuda de un agitador de vidrio en 50 ml
de agua contenidos en un vaso de precipitado de 250 ml.
Actualización: T. Herrera
2004
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PRÁCTICA N° 2. SEPARACIÓN DE COMPONENTES DE UNA MEZCLA
1.- INTRODUCCIÓN
Una mezcla puede definirse como “una agregación de sustancias sin interacción química entre ellas.”
Existen mezclas homogéneas y heterogéneas. Los componentes individuales en una mezcla
heterogénea, están físicamente separados y pueden observarse como tales en dos o más fases. Estos
componentes se pueden recuperar por procedimientos mecánicos y físicos. En una mezcla homogénea
o disolución el aspecto y la composición son uniformes en todas las partes de la misma. En la mayoría
de los casos el componente que está en mayor proporción se denomina disolvente, y el que está en
menor proporción soluto. Son excepcionales los casos donde el agua funciona como soluto de la
solución, cuando generalmente se considerará como disolvente aún cuando sea la fracción que está en
menor proporción, por ejemplo en soluciones concentradas de ácidos comerciales. Las disoluciones
pueden ser sólidas,
gaseosas o líquidas, siendo estas últimas las más frecuentes. El estado de
agregación de una solución será el mismo que el del solvente.
En el laboratorio se utilizan procedimientos físicos y mecánicos para separar los constituyentes de
mezclas. En los procedimientos físicos, se recurre a un cambio de estado físico de algunos de los
componentes para el logro de la separación, mientras que en los procedimientos mecánicos no se
recurre a ningún cambio de estado para el logro de la separación. Cuando la mezcla es homogenea sus
componentes pueden ser separados solo a través de procedimientos físicos, mientras que cuando ésta
es heterogenea la separación puede realizarse tanto por métodos físicos como mecánicos, según
convenga.
2.- TEORÍA COMPLEMENTARIA
II.1. Procedimientos Físicos
Entre los procedimientos físicos de separación más importantes están: Evaporación, Destilación y
Cristalización.
Evaporación: se define como aquel cambio físico en donde se observa la conversión gradual de un
líquido en gas sin que haya necesariamente una ebullición. Las moléculas de cualquier líquido se
encuentran en constante movimiento. La velocidad media de las moléculas sólo depende de la
temperatura, pero puede haber moléculas individuales que se muevan a una velocidad mucho mayor o
menor que la media. A temperaturas por debajo del punto de ebullición, es posible que moléculas
individuales que se aproximen a la superficie con una velocidad superior a la media tengan suficiente
energía para escapar de la superficie y pasar al espacio situado por encima del líquido como moléculas
de gas. Como sólo se escapan las moléculas más rápidas, la velocidad media de las demás moléculas
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disminuye. Dado que la temperatura, a su vez, sólo depende de la velocidad media de las moléculas, la
temperatura del líquido que queda también disminuye. Es decir, la evaporación es un proceso que
enfría, si usted, se pone unas gotas de alcohol etílico sobre la piel, siente frío localizado cuando éstas
se evaporan. Si un líquido se evapora en un recipiente cerrado, el espacio situado sobre el líquido se
llena rápidamente de vapor, y la evaporación se ve pronto recompensada por el proceso opuesto, la
condensación. Para que la evaporación continúe produciéndose con rapidez hay que eliminar el vapor
tan rápido como se forma.
Destilación: se define como la técnica para separar los componentes de mezclas líquidas, considerando
la diferencia entre sus puntos de ebullición. Esta técnica consta de tres etapas: primero, la evaporación
del líquido; segundo,
la condensación del mismo y tercero la recolección de las fracciones de los
compuestos con distintos puntos de ebullición. Es uno de los métodos más usados en la separación y
purificación de líquidos.
Para obtener resultados satisfactorios en el uso de la técnica debe considerarse lo siguiente:
a) La diferencia de las presiones de vapor de los componentes presentes, lo cual se manifiesta en
las diferencias entre los puntos de ebullición.
b) Puesto que el proceso de destilación se basa en el hecho de que el vapor procedente de una
mezcla líquida es más rico en el componente más volátil, una destilación simple no conducirá
nunca a la separación completa de dos sustancias volátiles (aquellas que tienen la propiedad de
desaparecer o evaporarse rápidamente) o de dos sustancias que tengan puntos de ebullición
muy cercanos entre sí. Se recomienda hacer la determinación de la temperatura de ebullición a
una muestra pequeña antes de realizar la destilación, principalmente para saber si los
componentes de la mezcla son estables a esa temperatura.
Cristalización: consiste en la formación de cristales a partir de una solución sobresaturada. Se basa en
la solubilidad de los compuestos sólidos en un solvente líquido y se utiliza para separar y purificar dos
sólidos mezclados entre sí.
Durante el proceso de formación de un cristal las moléculas del compuesto tienden a fijarse sobre un
cristal ya existente, que contenga el mismo tipo de moléculas, ya que encajan mejor en el enrejado
cristalino de la misma estructura que en aquellos formados por otro tipo de moléculas, por ello la
cristalización se facilita agregando pequeñas cantidades de la sustancia cristalina que se desea obtener.
Esta tendencia de las moléculas a depositarse en las superficies compuestas por moléculas semejantes
producirá un gran aumento en la pureza del material cristalizado obtenido.
Para efectuar la separación de dos sólidos por el proceso de cristalización deben encontrarse las
condiciones en las que los sólidos a separar exhiban distintas solubilidades en un determinado
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solvente. Para ello se prueban diferentes solventes y temperaturas. Cabe mencionar que los solutos
tienen solubilidades características en determinados solventes a temperaturas dadas, por lo tanto es
común separar dos sustancias en la misma solución por el proceso llamado cristalización fraccionada.
2.2. Procesos Mecánicos
Entre los procedimientos mecánicos más importantes se pueden mencionar: Decantación, Filtración,
Tamización y Centrifugación.
Filtración: proceso de separar un sólido suspendido en un líquido haciéndolo pasar a través de un
medio poroso que el líquido puede penetrar fácilmente. La filtración es un proceso básico en la
industria química que también se emplea para fines tan diversos como la preparación de café, la
clarificación del azúcar o el tratamiento de aguas residuales. El líquido a filtrar se denomina
suspensión, el líquido que se filtra, filtrado y el material sólido que se deposita en el filtro se conoce
como residuo.
En los procesos de filtración se emplean varios tipos de materiales filtrantes: filtros granulares como
arena o carbón triturado, láminas filtrantes de papel o filtros trenzados de tejidos y redes de alambre,
filtros rígidos como los formados al quemar ladrillos o arcilla a baja temperatura, y filtros compuestos
de membranas semipermeables o penetrables como las animales. Este último tipo de filtros se usan
para la separación de sólidos dispersos mediante diálisis.
En general se puede decir que el proceso de filtración consta de tres pasos, a saber:
1. Decantación: el mismo consiste en verter suavemente la fase líquida, una vez sedimentada la
fase sólida que estaba en suspensión, dejando el precipitado en el fondo del recipiente, a fin de
prevenir la saturación del material filtrante y por consiguiente que se retarde el proceso de
filtración.
2. Transferencia del precipitado al papel de filtro: la transferencia se hace en las aguas madres del
lavado, y la separación de las últimas trazas del precipitado se logra arrastrando el mismo con
un agitador provisto de una goma (policía).
3. Lavado: es imprescindible esta operación, puesto que, junto con el precipitado generalmente se
encuentran algunas
impurezas, las cuales deben ser eliminadas con el líquido lavador. El
lavado se lleva a cabo repetidas veces con pequeñas porciones de líquido.
Decantación: es una técnica que se usa para separar un líquido de un sólido, por ejemplo agua y
arena, o líquidos que no sean solubles entre sí como aceite y agua. La separación se fundamenta en la
insolubilidad de las sustancias, es decir, que dos sustancias que tienen el mismo tipo de fuerzas
intermoleculares serán probablemente solubles entre sí.
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La mayor parte de las sustancias no polares son muy poco solubles en agua. Por ejemplo, la baja
solubilidad del pentano en agua, se puede explicar ya que para disolver cantidades apreciables sería
necesario romper los puentes de hidrógeno que mantienen unidas las moléculas de agua y no hay
fuerzas atractivas entre el pentano (C5H2) y el agua (H2O) que aporten la energía suficiente para
romper la estructura del agua. Algo semejante ocurre con el aceite como sustancia no polar.
Muchos compuestos iónicos como el NaCl son en general solubles en agua, ya que sus iones son
atraídos por uno de los polos de la molécula de agua o bien porque forman enlaces de hidrógeno como
es el caso de la solubilización de los solutos covalentes polares como azúcares o alcoholes en solventes
polares como el agua.
Centrifugación: técnica que permite la separación de compuestos basada en la diferencia de
densidades, aún cuando se requiere que los mismos sean insolubles. Constituye el procedimiento más
rápido y cómodo para separar un precipitado. Se emplean centrífugas que giran a altas velocidades,
desarrollando una fuerza centrífuga, que hace que las partículas sólidas contenidas en un líquido se
depositen en el fondo de un tubo. Una vez realizado el proceso de centrifugación, el líquido se separa
del tubo por decantación si hay suficiente cohesión entre las partículas del sólido. También puede
usarse una pipeta o un gotero para separar el sobrenadante del taco formado. Por otro lado, es un
método efectivo para separar componentes en función de sus pesos moleculares.
3.- OBJETIVO
Desarrollar destrezas y habilidades por parte del estudiante, en el uso de
técnicas básicas de
separación de los constituyentes de algunas mezclas de uso frecuente en el laboratorio de química.
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4.- MATERIALES Y REACTIVOS
Materiales
Agitador de vidrio
Balones de destilación
Cápsula de porcelana
Fiolas de 250 ml
Plancha de calentamiento
Mangueras
Mechero
Termómetros
Soportes metálicos y de madera
Tapones de goma
Matraz cónico
Papel de filtro
Pinzas metálicas y de madera
Embudo de decantación
Vasos de precipitados (100 y 400 ml) Embudos de vidrio
Agua destilada
Tubos de ensayo
Rejillas metálicas con asbesto
Pipetas
Aros metálicos
Centrífuga
Vidrio de reloj
Hielo
Balanza granatoria
Aceite vegetal
Reactivos
Alcohol etílico
Nitrato de potasio
Nitrato cúprico
Hidróxido de calcio
Cloruro de calcio
5.- PROCEDIMIENTOS
5.1. FISICOS
5.1.1 Evaporación
En un vaso de precipitado coloque 10 ml de agua destilada y añada 2 g de NaCl. Utilizando un agitador de
vidrio homogenice el sistema hasta formar una solución donde no se observen residuos sólidos.
Transfiera 5 ml de esta solución a una cápsula de porcelana y caliente en una plancha de
calentamiento hasta sequedad. Observe y tome nota.
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5.1.2 Destilación
En un vaso de precipitado prepare una mezcla utilizando 100 ml de agua destilada y 100 ml de alcohol
etílico. Coloque la mezcla en el balón de destilación del equipo. Con la llama del mechero proceda al
calentamiento de la mezcla y simultáneamente ponga en circulación el agua en el refrigerante
(condensador). Observe el proceso y tome nota de la secuencia en que se condensan y recogen los
líquidos en el matraz cónico, así como las respectivas temperaturas (PUNTOS DE EBULLICIÓN)
correspondientes a cada componente de la mezcla.
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5.1.3 Cristalización
Coloque 7,5 g de nitrato de potasio KNO3 y 2,5 g de nitrato cúprico Cu(NO3)2 en un vaso de precipitado de
100 ml . Agregue 10 ml de agua destilada, agite esta mezcla durante 1 minuto. Caliente la mezcla 3
minutos y continúe agitando hasta disolución completa. Enfríe la solución colocando el vaso sobre un
baño de hielo-agua y cuando se hayan formado cristales en la solución, fíltrelos en un embudo. Lávelos
con dos porciones de 2 ml de agua destilada fría. Lave suficientemente el sólido formado si no quedó
completamente incoloro.
Por observación del color inicial de los compuestos y de la solución del filtrado usted podrá concluir qué
compuesto fue el que recristalizó.
Deje secar el sólido recristalizado en el papel de filtro. Anote sus observaciones.
5.2. MECÁNICOS
5.2.1 Decantación
En un vaso de precipitado de 100 ml mezcle 50 ml de agua corriente y 20 ml de aceite vegetal. Coloque
esta mezcla en el embudo de decantación, agite, deje reposar durante 3 minutos y proceda a separar
los componentes de la mezcla. Observe y tome nota.
5.2. 2 Filtración
Doble el papel de filtro según se le indicó en la explicación del prelaboratorio, colóquelo en un embudo de
vidrio, agregue una pequeña porción de agua destilada con la piceta a objeto de lograr que el papel se
adhiera a la paredes del embudo. Coloque el embudo en un soporte de filtración.
23
En un vaso de precipitado coloque 50 ml de agua destilada y agréguele 1 g de hidróxido de calcio Ca(OH)2.
Agite con agitador de vidrio. Deje en reposo y filtre de acuerdo con la técnica descrita en la teoría
(pasos de decantación, transferencia y lavado). Tome nota de sus observaciones.
5.2.3 Centrifugación
En un vidrio de reloj pese aproximadamente 1 g de hidróxido calcio Ca(OH)2, transfiéralo a un tubo de
ensayo. Agréguele 10 ml de agua destilada. Homogenice el sistema con un agitador de vidrio y
disponga el tubo en la centrífuga. Coloque un tubo contentivo de agua con igual volumen ubicándolo
del lado opuesto en la centrífuga. Proceda a centrifugar durante 1 min. Separe el líquido del sólido
insoluble por decantación o con una pipeta. Observe y tome nota.
Actualización: N. Frágenas
2004
24
PRÁCTICA No 3. PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
1. INTRODUCCIÓN
En la mayoría de las experiencias que se realizan en los laboratorios de química se usan soluciones
líquidas, por lo que su preparación es una actividad frecuente y con gran efecto sobre la calidad de
los resultados experimentales. Al preparar soluciones se debe seguir un procedimiento que asegure la
identidad entre la concentración calculada teóricamente y la real, por ello debe procederse con mucho
cuidado evitando las pérdidas de soluto una vez que éste ha sido pesado (en el caso de que se trate
de un sólido). En los casos de solutos líquidos y en la preparación de soluciones por dilución, después
que se ha hecho la medición inicial con algún instrumento volumétrico (pipeta o bureta) debe ponerse
especial atención en trasladar exactamente el volumen de líquido al balón aforado donde se
preparará la solución.
Durante la preparación de soluciones se debe tomar especial cuidado al medir porciones de
sustancias líquidas, tomando en cuenta al hacerlo la parte del menisco que corresponda, según se
trate de un líquido incoloro o coloreado.
Este ejercicio de laboratorio presenta los tres casos más comunes de preparación de soluciones:
a. A partir de un sólido
b. A partir de una solución madre
c. A partir de una solución concentrada de densidad y pureza conocidas.
2. TEORÍA COMPLEMENTARIA
Las soluciones son mezclas homogéneas cuyos componentes no se observan a simple vista y no
pueden ser separados por métodos mecánicos aunque sí por métodos físicos. En toda solución está
presente una fase dispersante, generalmente la de mayor proporción, que se denomina solvente o
disolvente y una o varias sustancias que constituyen la fase dispersa o soluto. De acuerdo a su
estado físico, que es también el del solvente, las soluciones pueden clasificarse en sólidas, líquidas y
gaseosas. Las más usadas en los laboratorios de química son las soluciones líquidas, principalmente
las que tienen al agua como solvente.
El término solubilidad tiene dos acepciones, la primera de ellas es la que nos indica la posibilidad de
preparar una solución con un soluto y un solvente determinado, como cuando decimos el cloruro de
sodio es soluble en agua pero que el aceite no lo es. La segunda acepción es de naturaleza
cuantitativa y nos señala la cantidad de soluto que es posible disolver en 100 gramos de solvente, es
25
la acepción que se usa al decir, por ejemplo, que la solubilidad del azúcar es de 204 g/ 100 g de
agua.
Los factores que determinan la solubilidad de sólidos y líquidos, son la naturaleza de las sustancias y la
temperatura. En general, las sustancias polares se disuelven entre sí e igual lo harán las sustancias
no polares. Esto ha dado origen a la regla conocida desde la antigüedad de que “semejante
disuelve a semejante”.
Una solución saturada es la que tiene la máxima cantidad de soluto que el solvente puede aceptar
en determinadas condiciones, como por ejemplo a determinada temperatura. Una solución
insaturada es aquella en la que puede disolverse más soluto, debido a que la cantidad de soluto que
tiene disuelto es inferior a la máxima que podría aceptar el solvente a esa temperatura. Las
soluciones sobresaturadas son sistemas inestables en las que la cantidad de soluto presente es
superior a la de una solución saturada a la misma temperatura.
Con frecuencia se habla de soluciones concentradas o diluidas, ésta es una forma muy imprecisa
de expresar la concentración de las soluciones. Una solución concentrada sería una que tiene una
elevada proporción de soluto con respecto a la cantidad de solvente o en comparación con otra
solución. Por el contrario, a una solución se le denomina diluida cuando la proporción de soluto es
relativamente baja. El término concentrado sólo tiene una connotación precisa cuando se refiere a
soluciones comerciales de ácidos, así el ácido clorhídrico concentrado es una solución que tiene el
máximo valor de concentración de ese ácido en las condiciones normales de laboratorio.
Para el trabajo en los laboratorios de química es más útil conocer las proporciones exactas entre
soluto y solvente, o entre soluto y solución, las cuales se expresan mediante la concentración de la
solución. Para ello se utilizan unidades físicas como: porcentaje peso-peso o masa-masa (% p/p ó %
m/m), porcentaje peso-volumen (% p/v), porcentaje volumen-volumen (% v/v), partes por millón
(ppm) y partes por billón (ppb). También pueden usarse unidades químicas como: Molaridad (M),
Normalidad (N), molalidad (m) y fracción molar (X).
3. OBJETIVOS
Preparar soluciones insaturadas a partir del peso de un soluto y por dilución de soluciones de
concentraciones conocidas.
26
4. MATERIALES
Balanza granataria
Vidrio de reloj
Cápsula de porcelana
Vasos de precipitado de 100 ml
Balones aforados de 100 ml
Cilindro graduado de 100 ml
Pipeta volumétrica de acuerdo al volumen a medir
Embudo de tallo largo
Agitador
Piceta
5. PROCEDIMIENTO
A- Preparación de una solución a partir de un sólido
Ud. debe haber calculado la cantidad de sólido que se requiere pesar para preparar una solución de la
concentración indicada en la planilla de prelaboratorio que se le suministró a su equipo de trabajo.
Muestre sus cálculos al profesor y una vez que éste lo autorice proceda a pesar la cantidad de
soluto necesaria.
Pesada del sólido. Si la cantidad que va a pesar es menor de 1 g, para colocarla en la balanza use un
vidrio de reloj. Para cantidades entre 1 y 3 g resulta más conveniente usar una cápsula de porcelana.
Si la cantidad es mayor de 3 g use un vaso de precipitado pequeño.
Transferencia del sólido. Con mucho cuidado para no perder ninguna porción del sólido, vierta éste en
un vaso de precipitado y agregue aproximadamente 20 ml de agua. Valiéndose de la piceta, enjuague
con dos pequeñas porciones de agua destilada el envase usado para la pesada y adicione los
enjuagues al vaso de precipitado.
Disolución del sólido. Ayudándose con una varilla de vidrio, disuelva el sólido en el volumen de agua
contenido en el vaso de precipitado. Si no logra disolverlo completamente agregue 10 ml más de
agua.
Transferencia de la solución. Una vez que todo el sólido se ha disuelto debe transferir la solución a un
matraz aforado, verifique que el volumen de éste corresponda al volumen de solución indicado en la
planilla de prelaboratorio. Transfiera la solución preparada al matraz aforado. Use un embudo y un
agitador para evitar pérdidas de solución. Enjuague el vaso de precipitado tres veces con agua
destilada y agregue los enjuagues al matraz aforado para asegurarse que todo el sólido pesado, ya
disuelto, sea transferido. En el enjuague deben usarse pequeños volúmenes para no
excederse de la línea de aforo del matraz aforado.
27
Enrasado. Ahora debe completar el volumen de solución agregando agua destilada con la piceta hasta
la línea de aforo del matraz. Las cantidades finales requeridas para el enrase deben agregarse en
forma de gotas para no sobrepasar la línea de aforo del matraz, para lo que se sugiere usar un
gotero. Recuerde que debe tomar en cuenta el menisco que se forma en la superficie del líquido. Si
se trata de una solución incolora el enrase debe hacerse con la parte inferior del menisco y si es una
solución coloreada con la parte superior.
Homogenización de la solución. Tape el matraz aforado que contiene la solución y agite por tres
veces invirtiendo el matraz. Esto se hace para asegurar que en todas sus partes la concentración de
la solución sea igual. Al agitar sujete la tapa del balón con cierta presión para evitar pérdidas de
solución.
Identificación de la solución. Para identificar la solución use una etiqueta engomada. En ésta debe
colocar la fórmula del compuesto usado como soluto, la concentración de la solución, la fecha de su
preparación y las iniciales de las personas responsables de la preparación. Escriba la etiqueta antes
de adherirla al matraz aforado. Use letra de imprenta y ponga especial atención al escribir la fórmula.
A continuación se muestra un ejemplo de etiqueta.
E. M.
06-04- 02
J. S.
Li2CO3
0,25 M
Guarde la solución para mostrársela al profesor al final de la práctica.
B- Preparación de una solución a partir de una solución madre.
Generalmente, en los laboratorios de química se dispone de soluciones madre a partir de las cuales
es posible preparar otras soluciones por dilución. Este procedimiento evita tener que empezar la
preparación de todas las soluciones desde la pesada de un sólido o bien trabajar con soluciones muy
concentradas cuya continua manipulación puede ser riesgosa o llevar a inexactitudes.
Previamente usted debe haber calculado la alícuota o porción de solución madre que se
requiere para preparar la solución asignada a su equipo. Proceda a iniciar la preparación
de la solución una vez que sus cálculos hayan sido revisados por el profesor.
Curado del vaso de precipitado y la pipeta. Cure, es decir enjuague, un vaso de precipitado limpio y
seco con tres pequeñas porciones de la solución madre que usará. Seleccione la pipeta que usará de
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acuerdo al volumen de la alícuota. Agregue al beaker aproximadamente 25 ml de la solución, cure la
pipeta tres pequeñas porciones de solución.
Toma de la alícuota. Agregue al vaso de precipitado una porción de solución un poco mayor que la
que va a usar como alícuota. Tome con la pipeta adecuada el volumen de solución calculado como
alícuota y transfiéralo al matraz aforado que corresponda de acuerdo al volumen de solución que
vaya a preparar. Si es posible trabaje con una pipeta volumétrica porque éstas son más exactas que
las graduadas.
Enrase, homogenice e identifique la solución como en la experiencia anterior.
Recuerde que la concentración que debe indicar en la etiqueta es la de la solución que
está contenida en el matraz, no la de la solución madre.
Guarde la solución para mostrársela al profesor al final de la práctica.
C -Preparación de una solución a partir de una solución concentrada de densidad y pureza conocidas.
La concentración de algunas soluciones es expresada en términos de porcentaje de pureza y densidad,
sobre todo cuando se trata de productos comerciales. Cuando se desea preparar una solución a
partir de estas soluciones concentradas es conveniente comenzar por transformar los datos de
concentración, generalmente en % p/p, a unidades químicas (molaridad o normalidad) para
después proceder a calcular el volumen de solución concentrada que es necesario para preparar la
solución diluida. Una vez que el profesor ha revisado sus cálculos puede iniciar la preparación de la
solución. Tome en cuenta que trabajará con la solución concentrada de un ácido fuerte y debe
proceder con cuidado para evitar quemaduras. La medición de la alícuota del reactivo concentrado
se hará mediante buretas que estarán bajo las campanas de extracción.
Toma de la alícuota. Añada agua destilada hasta una cuarta parte del matraz aforado que va a usar
para preparar la solución. Agregue lentamente, desde la bureta, el volumen de solución concentrada
previamente calculado, dejándolo caer por las paredes del matraz. Mueva el matraz en forma circular
para que el líquido agregado se vaya mezclando con el contenido en el matraz.
Enrase del matraz aforado. Es posible que se produzca un aumento en la temperatura del balón, de
haber ocurrido así, espere a que la temperatura de éste se iguale con la del ambiente y luego
proceda a enrasar. No enrase mientras el líquido esté caliente porque en esas condiciones está
dilatado y el volumen real del matraz no se corresponde al indicado. Una vez que el matraz se
encuentre a temperatura ambiente proceda a enrasar. Tape, agite e identifique la solución.
Guarde la solución para mostrársela al profesor al final de la práctica.
Actualización: T. Herrera
2004
29
PRÁCTICA No 4. DETECCIÓN CUALITATIVA DE REACCIONES QUÍMICAS
1. INTRODUCCIÓN
Con frecuencia observamos, cómo todas las sustancias que nos rodean sufren cambios; los mismos se
clasifican en dos tipos: físicos y químicos.
Un fenómeno físico es aquel en el que no se altera la composición de la(s) sustancia(s) que
interviene(n) en él; por ejemplo: la evaporación del agua, es decir, el paso del agua del estado líquido
al estado gaseoso, donde la sustancia en cuestión sigue siendo agua (H2O), y lo que ha experimentado
es solo un cambio en su estado de agregación, debido a un distanciamiento entre las moléculas, como
consecuencia de un incremento de la energía cinética de cada una de ellas.
Por otro lado, un cambio químico, conocido comúnmente como reacción química, es aquel en el que
ocurre la transformación de una o más sustancias en otra(s) diferente(s). Las reacciones químicas se
pueden evidenciar a través de ciertas manifestaciones físicas, las cuales se detallan más adelante.
2. TEORÍA COMPLEMENTARIA
En una reacción química las sustancias presentes inicialmente llamadas reactivos , reactantes o
reaccionantes tienden a ir desapareciendo, y van apareciendo sustancias nuevas llamadas productos,
las cuales tienen generalmente propiedades diferentes a las de los reactivos.
Las condiciones que favorecen la ocurrencia
una reacción química pueden ser muy variadas. En
algunos casos basta con mezclar dos sustancias químicas para que espontáneamente se produzca una
transformación. En otros casos, como en el de la combustión, no basta con mezclar los reactivos, sino
que es necesario aportar inicialmente cierta cantidad de energía (una llama o una chispa eléctrica, por
ejemplo), para iniciar la reacción. En otras ocasiones puede ser necesario calentar la mezcla de los
reactivos durante todo el proceso, etc. Por otra parte, una reacción puede producirse casi
instantáneamente, o bien muy lentamente.
Las reacciones químicas se pueden representar gráficamente a través de las ecuaciones químicas;
en ellas se requiere escribir:
a)
Fórmula química de los reaccionantes y de los productos.
b)
Estado físico de las sustancias que participan: gaseoso (g), líquido (l), sólido (s) y en solución
acuosa (ac).
30
c)
Los coeficientes estequiométricos; los mismos son números enteros o fraccionarios colocados
antes de las fórmulas químicas de los reactivos y productos, e indican el número de moles,
moléculas o átomos que participan en la reacción.
d)
Otros símbolos:
Flecha hacia la derecha (
) indica la ocurrencia de un cambio químico. Las fórmulas
colocadas antes de la flecha corresponden a las de los reactivos y las fórmulas situadas
después de la flecha corresponden a los productos.
Doble flecha (
) indica que la reacción es reversible (equilibrio químico).
Un triángulo sobre la flecha (
): indica que la reacción ocurre bajo calentamiento.
Sustancia sobre o debajo de la flecha ( Ejemplo:
Pt
) indica que dicha sustancia actúa
como un catalizador de la reacción.
Flecha dirigida hacia arriba
: indica desprendimiento de un gas.
Flecha dirigida hacia abajo
: indica formación de un precipitado durante la reacción.
Por ejemplo: para la reacción de combustión del butano, tendríamos:
C4H10 (g) + O2(g)
CO2(g) + H2O(l)
∆
REACTIVOS
PRODUCTOS
Sin embargo, esta reacción debe ajustarse (o balancearse), ya que no es lógico que de dos átomos de
oxígeno obtengamos 3, o que de 10 átomos de hidrógeno solo obtengamos 2 y desaparezcan los 8
restantes; de allí que haciendo una simple pero lógica inspección resulta la siguiente ecuación, que es
la ecuación balanceada:
2 C4H10 (g) + 13 O2(g)
∆
8 CO2(g) +10 H2O(l)
Las reacciones químicas pueden ser evidenciadas mediante cambios físicos como:
Cambio de color.
Formación o disolución de un precipitado.
Desprendimiento de un gas.
31
Olor característico.
Desprendimiento o absorción de calor.

Cambio de color.- En algunas ocasiones, el color de una disolución acuosa orienta sobre las
posibles sales disueltas, aún cuando no es suficiente para la identificación del soluto. Por
ejemplo, el vapor de bromo es rojizo, una solución de sulfato de cobre es azul, mientras que
una de permanganato de potasio es violeta. El color es debido a la absorción de la luz visible.
La luz solar es una mezcla de radiaciones de distintas longitudes de onda; en el caso de la luz
visible, dichas longitudes de onda están comprendidas entre 400 y 700 nm. Cada longitud de
onda está asociada a un determinado color; por ejemplo: la luz en un intervalo de 400-450 nm
es violeta, mientras que la luz en el intervalo de 650-700 nm es roja. Esta información nos
puede facilitar la comprensión de la siguiente expresión: “El color de un objeto es el de la luz
que no absorbe”. Así, por ejemplo, una solución de permanganato de potasio en agua absorbe
luz en la región del verde, situada entre 490-550 nm. La sustracción del componente verde de
la luz solar da lugar a que la luz reflejada por esta solución sea rica en azul y rojo, por lo que
aparece como violeta, una mezcla de azul y rojo.

Formación o disolución de un precipitado.- Un precipitado es un sólido insoluble que se
forma, temporal o permanentemente, en el seno de una solución.
Cuando un sólido iónico se disuelve en agua, hay una fuerte interacción entre las moléculas
polares de H2O y los iones cargados que forman el sólido. La magnitud de la solubilidad
depende de un balance entre dos fuerzas, ambas de naturaleza eléctrica:
a) La fuerza de atracción entre las moléculas de agua y los iones del sólido, que tienden a
incorporar al sólido en la solución. Si predomina este factor, el compuesto será muy soluble
en agua, como es el caso del NaCl, el NaOH y muchos otros sólidos iónicos.
b) La fuerza de atracción entre iones de carga opuesta, que tiende a mantenerlos en estado
sólido. Si es este factor el que predomina, el compuesto tendrá una solubilidad baja. El
hecho de que el CaCO3 y el BaSO4 sean casi insolubles en agua implica que en estados
sólidos predominan las fuerzas interiónicas.
32
La siguiente tabla muestra los datos de solubilidad en forma de reglas de solubilidad:
Reglas de solubilidad
NO3-
Todos los nitratos son solubles.
Cl-
Todos los cloruros son solubles, excepto AgCl, HgCl2 y PbCl2.
SO4
-2
Todos los sulfatos son solubles, excepto SrSO4, BaSO4 y PbSO4.
-2
Todos los carbonatos son insolubles, excepto los formados con elementos
CO3
del grupo 1 y NH4+.
OH-
Todos los hidróxidos son insolubles, excepto los que involucran elementos
del grupo 1 además de Sr(OH)2 y Ba(OH)2. El Ca(OH)2 es poco soluble.
S-2
Todos los sulfuros son insolubles, excepto los formados con elementos del
grupo 1 y 2 y el NH4+.

Desprendimiento de un gas.- El desprendimiento rápido de un gas en el seno de una
solución durante una reacción química, origina una efervescencia a veces violenta. En otras
ocasiones la cantidad de burbujas es pequeña y la detección solo se realiza si se observa
detenidamente la solución en el momento de realizar la mezcla.

Olor característico.- En algunas oportunidades, por analogía en los olores detectados, es
posible identificar el compuesto volátil e interpretar una reacción química.
Los aromas de muchos frutos y flores se deben a ésteres sencillos, alifáticos o aromáticos. La
esencia de banana es acetato de amilo, la esencia de trementina y las esencias de frutos cítricos
están formadas principalmente por hidrocarburos cíclicos. Otras esencias contienen aldehídos,
cetonas o fenoles, con cantidades menores de otros compuestos, a veces nitrogenados o
sulfurados. Esta información es muy útil cuando se quiere reproducir sintéticamente perfumes
naturales, lo cual incluye varios pasos: se separa el producto natural en sus componentes, se
deduce la fórmula o esquema estructural de las moléculas de las sustancias aisladas; luego las
moléculas se sintetizan partiendo de productos accesibles, y las sustancias sintéticas obtenidas
se mezclan para reproducir el aroma natural.
En otros casos los olores detectados no son agradables, y constituyen una prueba de que se
están llevando a cabo ciertas reacciones químicas. Por ejemplo, el deterioro de la carne produce
olores pútridos, debidos a formación de compuestos tales como el indol, metilamina, amoníaco,
etc.
33

Desprendimiento o absorción de calor.- Las reacciones químicas son acompañadas
generalmente de un intercambio energético, en algunos casos mas evidente que en otros. En
toda reacción se pueden considerar dos pasos generales: en primer lugar, los enlaces químicos
de los reactivos se rompen, y luego se reordenan constituyendo nuevos enlaces. Normalmente,
la ruptura de enlaces requiere un aporte de energía, mientras que la formación de enlaces
nuevos implica un desprendimiento de energía. Si la energía desprendida es menor que la
requerida para la ruptura, entonces se necesita un aporte energético, generalmente en forma
de calor, para obtener los productos y estamos en presencia de una reacción endotérmica.
Algunas reacciones endotérmicas necesitan mas energía de la que puede obtenerse por
absorción de calor de los alrededores a temperatura ambiente; por ejemplo, para transformar
carbonato de calcio en óxido de calcio y dióxido de carbono es necesario calentar. Por otra
parte, si la energía desprendida en la formación de enlaces es mayor que la requerida para la
ruptura de enlaces de los reactivos, estaremos en presencia de una reacción exotérmica.
Se puede utilizar el sentido del tacto para la percepción del resultado neto del intercambio
energético que acompaña a una reacción química. Si se percibe un aumento de la temperatura
del recipiente donde se está llevando a cabo la reacción, significa que de forma neta en dicha
reacción ocurre un desprendimiento de energía en forma de calor (reacción exotérmica);
mientras que una disminución de la temperatura indica que para que ocurra la reacción se
requiere mas energía que la que se desprende, y esta energía es tomada de los alrededores del
sistema para que la reacción se lleve a cabo, absorbiéndose de forma neta energía en forma de
calor (reacción endotérmica).
3. OBJETIVO
Detectar cualitativamente las reacciones químicas a través de la observación del cambio físico que se
produce cuando se combinan dos o mas sustancias en una solución acuosa.
4. MATERIALES Y REACTIVOS
Materiales:
Reactivos:
-Tubo de ensayo.
- FeCl3 0,3 M.
- Gotero.
- NH4SCN 1 M
- Mechero.
- Fe(NO3)3 0,5 M
- Pinzas de metal.
- NH4OH 6 M
34
- Cilindro graduado de 10 ml.
- CaCO3 sólido.
- Gradilla para tubos de ensayo.
- HCl 6 N.
- Cucharilla o espátula.
- NH4Cl 2 M.
- NaOH 2 M.
- NaOH 6 M.
5. PROCEDIMIENTO
Experiencia preliminar.- Con la orientación del profesor observe lo que ocurre cuando se
quiere obtener agua destilada a partir del agua del grifo y con la ayuda de un destilador. Anote
sus observaciones. ¿ Ocurrirán aquí cambios físicos o químicos ?
5.1.
Cambio de color.
Procedimiento:
Tome dos tubos de ensayo limpios y agregue a cada uno con un cilindro graduado 4 ml de agua
destilada; luego añada a cada tubo 3 gotas de FeCl3 0,3 M. Posteriormente, a uno de estos
tubos agregue 3 gotas de NH4SCN 1M. Agite. Compare con el tubo de control. Anote sus
observaciones. La ecuación química completa y balanceada correspondiente a esta reacción, es
la siguiente:
FeCl3 (ac)+ 3NH4SCN(ac)
CLORURO
FÉRRICO
Amarillo
5.2.
Fe(SCN)3 (ac) + 3NH4Cl(ac)
SULFOCIANURO
DE AMONIO
O
TIOCIANATO
DE AMONIO
SULFOCIANURO
FÉRRICO
O
TIOCIANATO
FÉRRICO
CLORURO DE
AMONIO
Incoloro
Rojo
Incoloro
Formación de un precipitado.
Procedimiento:
Coloque 3 ml de una solución de Fe(NO3)3 0,5 M en un tubo de ensayo; luego añada 2 gotas de
NH4OH concentrado. Deje reposar la mezcla. Observe y tome nota. La ecuación química
completa y balanceada correspondiente a esta reacción, es la siguiente:
Fe(NO3 )3 (ac) + 3NH4OH (ac)
NITRATO
FÉRRICO
5.3.
HIDRÓXIDO
DE AMONIO
Fe(OH)3 (s) + 3NH4NO3 (ac)
HIDRÓXIDO
FÉRRICO
NITRATO
DE AMONIO
Desprendimiento de un gas.
Procedimiento:
a) Coloque en un tubo de ensayo 5 ml de HCl 6.
35
b) Añada, con la espátula, una pizca de CaCO3 sólido.
Anote sus observaciones. Las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones que
ocurren son las siguientes:
CaCO3 (s) + 2HCl (ac)
H2CO3 (ac) + CaCl2 (ac)
CARBONATO
ÁCIDO
DE CALCIO
CLORHÍDRICO
ÁCIDO
CARBÓNICO
H2CO3 (ac)
CO2 (g) + H2O (l)
ÁCIDO
CARBÓNICO
5.4.
CLORURO
DE CALCIO
ANHÍDRIDO
CARBÓNICO
AGUA
Detección de un olor característico.
Procedimiento:
a) Tome un tubo de ensayo y añada 1 ml de solución de NH4Cl 2 M y 5 gotas de NaOH 2
M.
b) Agite fuertemente y caliente suavemente el tubo. Aparte el tubo de la llama y trate de
detectar el olor (Ver Fig. 1).
Anote sus observaciones. Las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones que
ocurren son las siguientes:
NH4Cl(ac) + NaOH(ac)
CLORURO DE
AMONIO
HIDRÓXIDO
DE SODIO
NH4OH(ac)
HIDRÓXIDO
DE AMONIO
NaCl(ac) + NH4OH(ac)
CLORURO
DE SODIO
∆
HIDRÓXIDO
DE AMONIO
NH3(g) + H2O(l)
AMONÍACO
AGUA
36
5.5.
Desprendimiento de calor.
Procedimiento:
Coloque 2 ml de HCl 6 M en un tubo de ensayo. Añada 13 gotas de una solución de NaOH 6 M.
Anote sus observaciones. La ecuación química completa y balanceada correspondiente a esta
reacción, es la siguiente:
HCl(ac) + NaOH(ac)
NaCl(ac) + H2O(l) + ENERGÍA
Actualización: M. Cori
2004
37
PRÁCTICA Nº 5. VALORACIÓN DE SOLUCIONES
1. INTRODUCCIÓN
La transformación química de reactivos a productos se hace de manera estequiométrica en las
proporciones en las cuales se produce la reacción. En la mayoría de los casos las reacciones se llevan a
cabo en solución, sirviendo el solvente de medio de transporte para que las especies reaccionantes se
combinen para dar origen a los productos finales.
El proceso de valoración o titulación consiste en tomar un volumen determinado de una solución de
concentración conocida (titulante, solución estándar o patrón) y añadir desde una bureta lentamente
una solución de concentración desconocida
(sustancia a titular o solución problema), hasta
que
el
soluto
cuantitativamente
sea
en
transformado
su
correspondiente. Desde luego, en tal
producto
caso es
preciso que el final de la reacción sea visible por
si misma, o por lo menos con la ayuda de
sustancias conocidas como “indicadores”, las
cuales tienen la propiedad de cambiar de color
debido a su naturaleza según el pH del medio
donde se encuentren, por lo que un indicador se
define como un electrolito débil; es decir, ácidos
o bases muy débiles, que en presencia de una
base o de un ácido mas fuerte ceden o aceptan
un protón. El cambio de color o viraje del indicador se debe a que cambia su estructura química al
perder o aceptar el protón. Cada indicador vira o cambia de color a una concentración de
hidrogeniones H+, característica para él, es decir a un pH característico.
Punto de Equivalencia: se dice del punto en una titulación en el cual se ha agregado el volumen de
titulante necesario para que reaccionen cantidades estequiométricas equivalentes de la solución patrón
y la problema , es decir, al alcanzar este punto la cantidad de sustancia añadida es químicamente
equivalente a la cantidad de sustancia que se titula.
Punto Final: forma práctica de determinar el punto de equivalencia; es decir, es el punto en el que se
ha añadido el volumen del titulante necesario para que el indicador produzca una señal visible del
38
punto de equivalencia (cambio de color) y se finalice la titulación. Este punto debería estar muy
próximo al punto de equivalencia. La diferencia entre el punto de equivalencia y el punto final se
conoce como Error de Titulación.
2. TEORÍA COMPLEMENTARIA:
En el análisis volumétrico la cantidad de sustancia que se busca se determina de forma indirecta
midiendo el volumen de una solución de concentración conocida que se necesita para que reaccione
con el constituyente que se analiza, o con otra sustancia químicamente equivalente.
Titulación ácido-base: la reacción de neutralización entre el NaOH y el HCl es uno de los tipos más
sencillos de reacciones ácido-base que se conocen. Durante la valoración se agrega una solución de
base contenida en una bureta hasta que se alcanza el punto final, lo que significa que el ácido presente
en la fiola ha sido totalmente neutralizado. El punto final se detecta por un cambio de color de un
indicador que se ha añadido a la solución del ácido.
Indicadores: los indicadores son sustancias que generan colores muy distintos en medio ácido y
básico. El azul de bromotimol
es un indicador que confiere en solución ácida un color amarillo,
mientras que en un medio básico la misma se torna de color azul. En el punto final todo el HCl
presente ha sido neutralizado por el NaOH, coexistiendo las dos formas del indicador (amarilla-azul)
por lo que la solución se ve de color verde. Sin embargo, cuando se añade una gota más de la solución
de NaOH , la solución de inmediato adquiere un tono azul porque ahora es básica.
Titulación Redox: en las reacciones de oxido-reducción ocurre la transferencia de electrones (e-)
entre un agente oxidante y un agente reductor, mientras que en las reacciones ácido-base ocurre una
transferencia de protones. Para estas titulaciones también se requiere de un indicador que presente
diferentes colores en sus formas oxidada y reducida. En el punto final o cerca del mismo debe haber
un cambio nítido del color del indicador, a fin de que el punto final pueda ser identificado con facilidad;
este punto se alcanza cuando el agente reductor es completamente oxidado por el agente oxidante, es
decir, el número de equivalentes del agente oxidante se iguala al número de equivalentes del agente
reductor.
El permanganato de potasio en solución ácida es un oxidante muy conveniente en el análisis
cuantitativo, pues cuando se alcanza el punto final de la valoración, el exceso de titulante dá al líquido
un color rosado claro, lo que indica que la titulación debe finalizarse porque en ese momento todo el
permanganato es reducido por el volumen de titulante añadido, comportándose el permanganato de
potasio como un autoindicador.
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3. OBJETIVOS:
Valoración de una solución acuosa de NaOH con otra solución acuosa de HCl de concentración
conocida.
Valoración de una solución acuosa de KMnO4 en medio ácido, mediante el uso de una solución
acuosa de Fe(NH4)2(SO4)2 de concentración conocida.
4. MATERIALES Y REACTIVOS
2 Buretas de 50 ml
Solución de Fe(NH4)2(SO4)2 (sal de Mohr) 0,008 M
4 Fiolas de 250 ml
Solución problema de KMnO4
2 Beaker de 250 ml
H2SO4 3 M
1 Soporte universal
HCl
1 Pinza para bureta
Solución problema de NaOH
0,025 M
Azul de bromotimol
Fenolftaleína
5. PROCEDIMIENTO
HCL(AC) + NaOH(ac)  NaCl(ac) + H2O(l)
5.1. VALORACIÓN DE NEUTRALIZACIÓN ÁCIDO - BASE:
• Tome una bureta y lávela dos veces con pequeñas porciones de agua destilada y dos veces con
pequeñas porciones de la solución problema de NaOH que le fue entregada, enrase la bureta con
esta solución.
• Tome dos fiolas de 250 ml y vierta en cada una de ellas 10 ml de HCl 0,025 M (solución patrón)
que se encuentra en buretas ubicadas en los mesones laterales. Añada a cada fiola tres gotas de
azul de bromotimol (indicador) y valore la muestra de cada una de las fiolas con la solución de
NaOH (solución problema) que usted tiene en la bureta.
•
Durante la valoración debe agitar constantemente la fiola, hasta la aparición de un color azul,
momento en el cual debe cerrar la llave de la bureta, retirar la fiola y agitar por un minuto. Si
obtiene una coloración verde ha alcanzado el punto final. Tome nota del volumen de NaOH
consumido en cada titulación en la planilla de captura de datos.
De no lograr el cambio de color de azul a verde en una o en ambas valoraciones debe repetir el
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procedimiento.
5.2. VALORACIÓN DEL PERMANGANATO DE POTASIO EN MEDIO ÁCIDO
KMnO4 + Fe(NH4)2(SO4)2 + H2SO4  K2SO4 + Fe2(SO4)3 + MnSO4 + (NH4)2SO4 + H2O
• Tome una bureta y lávela dos veces con pequeñas porciones de agua destilada y dos veces con
pequeñas porciones de la solución problema de KMnO4 que le fue entregada, enrase la bureta con
esta solución.
Tome dos fiolas de 250 ml y vierta en cada una de ellas 25 ml de Fe(NH4)2(SO4)2 (sal de Mohr)
0,008 M (solución patrón) que se encuentra en las buretas ubicadas en los mesones laterales.
Añada en cada fiola 5 ml de H2SO4 3 M y valore las muestras con la solución de KMnO4 (solución
problema) que usted tiene en la bureta.
Durante la valoración debe agitar constantemente la fiola, hasta la aparición de un color rosado
(punto final). Tome nota del volumen consumido de KMnO4 en cada titulación en la planilla de
captura de datos.
En el punto final el color debe ser rosado claro, de no ser así debe repetir el procedimiento.
Actualización: B. Navas
2004
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PRACTICA Nº 6. EQUILIBRIO QUÍMICO
1. INTRODUCCIÓN
Muchos procesos naturales ocurren mediante reacciones reversibles, es decir, reacciones que no sólo
proceden de reaccionantes a productos sino también en forma inversa de los productos hacia los
reaccionantes. El predominio de la reacción directa o de la inversa dependerá de características propias
de la reacción y también de otros factores que pueden ser modificados experimentalmente como: la
concentración de reaccionantes y productos, la temperatura y la presión.
En este ejercicio de laboratorio usted observará el efecto que tienen los cambios de concentración y de
temperatura sobre algunas reacciones en equilibrio; además podrá explicar y predecir esos cambios
mediante el Principio de Le Chatelier.
2. TEORÍA COMPLEMENTARIA
Un sistema químico en equilibrio puede ser descrito como dos reacciones opuestas y simultáneas, en
las cuales las especies químicas que en un momento dado se combinan para formar productos, pasan
a ser ellas mismas los productos de la reacción opuesta. Lo anterior se puede ilustrar mediante las
siguientes ecuaciones que representan procesos elementales:
aA+bB
cC+dD
a
b
v1 = k 1 [A] [B]
cC+dD
aA+bB
v 2 = k 2 [C]c [D]d
Se puede determinar experimentalmente que cuando el sistema alcanza la condición de equilibrio las
velocidades de ambas reacciones se igualan, es decir que v1 = v 2 y por lo tanto:
k1
k2
La relación
k1
k2
C
c
D
d
A
a
B
b
es conocida como la Constante de Equilibrio (K)
Así, los coeficientes de las sustancias en la ecuación química balanceada se convierten en los
exponentes de las concentraciones en la expresión de la constante de equilibrio.
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En los casos en los cuales la ecuación incluya a un sólido o a un líquido puro, éstos no deben estar
representados en la expresión de la constante de equilibrio porque las concentraciones de ambos, que
no cambiarán en el transcurso de la reacción, se consideran incluidas en el valor de la constante K.
Las sustancias en solución, en forma iónica o molecular, sí se incluyen en la expresión de la constante
de equilibrio.
A continuación se presentan algunos ejemplos de ecuaciones con la correspondiente expresión de la
constante de equilibrio.
N2
(g)
+ 3 H2
(g)
CaCO3 (s)
CH3COOH
CaO
(ac)
2 NH3
(g)
+
O2
(s)
CH3COO-
K
2
N2 H2
3
K = O2
(g)
(ac)
NH 3
+ H+
(ac)
K
CH 3COO H
CH 3COOH
Los sistemas que se consideran en equilibrio son dinámicos, ya que existe evidencia experimental que
demuestra que como resultado de producirse un cambio en las variables de estado, es decir, volumen,
presión, temperatura y concentración, se produce una variación en la velocidad de la reacción directa o
inversa, con el propósito de redimensionar las variables de estado hasta alcanzar una nueva condición
de equilibrio.
El Principio de Le Chatelier establece que: “Cuando un sistema en equilibrio experimenta un cambio en
sus condiciones, el equilibrio se desplazará en el sentido de contrarrestar dicha modificación”. Los
cambios pueden ocurrir en las concentraciones de las sustancias que intervienen en el equilibrio, en la
presión, el volumen o en la temperatura del sistema.
Cuando aumenta la concentración de una de las sustancias que se encuentra en un sistema en
equilibrio, el Principio de Le Chatelier predice que el equilibrio se desplazará en aquel sentido que le
permita al sistema consumir parcialmente la sustancia que se adicionó. La disminución de la
concentración de una de las sustancias de un sistema que está en equilibrio ocasionará que el
equilibrio se desplace para reponer parcialmente la sustancia que disminuyó. En todos los casos la
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constante de equilibrio permanecerá constante, aunque la concentración de los reaccionantes y
productos varíe.
Si cambia la temperatura de un sistema que está en equilibrio, éste se desplazará en la dirección que
tiende a restaurar la temperatura original. Si se produce un incremento de temperatura se favorecerá
la reacción endotérmica y si se produce una disminución de temperatura se favorecerá la reacción
exotérmica. La temperatura es el único factor que al variar hace cambiar el valor de la constante de
equilibrio.
3. OBJETIVO
Explicar el efecto de la concentración molar de los reaccionantes, los productos y la temperatura sobre
sistemas químicos en equilibrio.
4. MATERIALES Y REACTIVOS
Materiales.
Reativos
Matraz de 50 ml
Tiocianato de amonio 1 M
Gradilla con tubos de ensayo
Dicromato de potasio 2%
Frascos goteros
Hidróxido de sodio 0,5 M
Cloruro férrico 0,3 M
Cloruro de amonio sólido
Sulfato cúprico 1 M
Ácido clorhídrico 2 M
Hidróxido de amonio 2,5 M
5.- PROCEDIMIENTO
5.1- EXPERIMENTO Nº 1
En un matraz de 250 ml coloque 3 gotas de tiocianato de amonio 1 M, tres gotas de cloruro
férrico 0,3 M y 40 ml de agua destilada.
Numere cuatro tubos de ensayo del 1 al 4 y coloque en cada uno de ellos 5 ml de la solución
preparada en el punto anterior.
El tubo nº 1 servirá de testigo para la comparación de colores.
Al tubo nº 2 agregue dos gotas de cloruro férrico 0,3 M. Observe y tome nota.
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Al tubo nº 3 agregue cinco gotas de tiocianato de amonio 1 M. Observe y tome nota.
Al tubo nº 4 agregue unos cristales de cloruro de amonio. Observe, tome nota y concluya
acerca de lo ocurrido.
La ecuación que describe el sistema en equilibrio es:
3 NH4SCN
(ac)
+ FeCl3 (ac)
Incoloro
3 NH4Cl
Amarillo
+
(ac)
Fe(SCN)3 (ac)
Incoloro
Rojo
5.2 - EXPERIMENTO Nº 2
Tome dos tubos de ensayo y numérelos como 1 y 2.
Coloque en cada uno de ellos cinco gotas de la solución de dicromato de potasio al 2 %.
Al tubo nº 1 agregue tres gotas de NaOH 0,5 M, observe y tome nota. Al mismo tubo agregue
ahora tres gotas de HCl 2 M. Observe, tome nota y concluya acerca de lo ocurrido.
La reacción se representa por la ecuación:
H2O
(l)
+ Cr2O7-2
(ac)
anaranjado
2 CrO4-2
(ac)
+ 2 H+ (ac)
amarillo
5.3 - EXPERIMENTO Nº 3
Tome un tubo de ensayo y agregue 5 ml de solución de acetato de sodio, NaCH3COO 0,5 M.
Añada 5 o 6 gotas de fenolftaleína. Observe y tome nota de la coloración.
Introduzca el tubo en un baño con agua fría (si es posible use hielo). Observe y tome nota.
Introduzca el tubo en un baño a 50ºC hasta observar un cambio de coloración. Tome nota y
concluya acerca de lo ocurrido.
El sistema en equilibrio puede representarse mediante la reacción siguiente:
Calor + CH3COO- + H2O
blanco
CH3COOH + OHrosado
Nota. La fenolftaleína es incolora en medio ácido o neutro y presenta coloración rosada en medio
básico.
Actualización: M. Mauri
T. Herrera
2004
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