GUIAS DE LABORATORIO GENERAL final

UNIVERSIDAD DE CÓRDOBA
FACULTAD DE CIENCIAS BÁSICAS E INGENIERÍAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
MANUAL DE PRÁCTICAS DE QUÍMICA GENERAL
Tomada de: http://kineip.blogspot.es/
ELABORADO POR LOS PROFESORES:
YUDI TORRES VALENCIA
LUIS F GUZMÁN FLOREZ
COLABORADORES:
DAIRO PÉREZ SOTELO
WILLIAM PÉREZ CABRALES
Montería – Córdoba
2010
UNIVERSIDAD DE CÓRDOBA
FACULTAD DE CIENCIAS BÁSICAS E INGENIERÍAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
PRACTICA # 1
PRACTICAS DE LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL
NORMAS BÁSICAS PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO DE QUÍMICA
1. OBJETIVO:
1.1 Aprender las normas de seguridad básicas para trabajar en el laboratorio de
química.
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
En un laboratorio de Química es absolutamente necesario establecer ciertas
formas de conducta. De cuyo cumplimiento dependen el orden de trabajo, la
seguridad de todos los participantes, el éxito en los resultados y el logro de los
objetivos propuestos.
Para realizar una buena práctica dentro del laboratorio debemos cumplir
estrictamente las siguientes normas de seguridad.
1. Tenga en cuenta siempre que el laboratorio es un lugar de trabajo que exige la
máxima prudencia, orden, cuidado, higiene, responsabilidad, disciplina, buen
comportamiento y atención del experimentador para su seguridad y la de todos los
presentes. Para realizar cualquier operación proceda lógica y razonablemente.
Utilice racionalmente el tiempo; no lo malgaste ni proceda con prisa. Mantenga
buena disposición y ánimo para el trabajo durante toda la sesión.
2. Hágase presente en el laboratorio puntualmente a la hora indicada (pasados
diez minutos no se permite la entrada), con el propósito de atender algunas
orientaciones que dará el profesor al iniciar cada sesión de prácticas.
3. Preséntese a la práctica portando vestida una blusa o bata blanca de
laboratorio, en buen estado, pulcramente limpia y que esté de acuerdo con las
normas técnicas sobre seguridad personal: con su guía de laboratorio, bolígrafo,
lápiz y su libreta de apuntes de laboratorio de química.
4. Use calzado adecuado para el trabajo en el laboratorio. Debe cubrir el pie y
usarse ajustado convenientemente. La suela debe ser antideslizante. No trabaje
en el laboratorio con calzado descubierto o suelto como chanclas y sandalias y
menos aún descalzo. Todas las prendas de vestir deben ser adecuadas. Se les
recomienda a las damas utilizar slack el día de la práctica.
5. Las personas que tengan el cabello largo, deben recogérselo y sujetarlo atrás
sostenerlo de alguna manera cómoda. Recogerse y asegurarse las mangas
largas, las cintas y los cordones.
6. No use dentro del laboratorio prendas como cadenas, pulseras, collares,
cachuchas, entre otros, que obstaculicen el trabajo y puedan ocasionar
accidentes.
7. El trabajo se desarrollará por grupos de 4 estudiantes como máximo. Además
de los implementos personales exigidos, cada grupo deberá traer: 2 lanillas,
panolas o toallas pequeñas, 1 caja de fósforos, jabón detergente en polvo y jabón
de manos; en algunas prácticas se requiere traer materiales específicos según se
indique previamente o esté consignado en la guía.
8. Antes de cada sesión de laboratorio, deberá leer la guía, consultar la teoría
relacionada, entender y comprender lo que va a hacer, cómo lo va a hacer , por
qué lo va a hacer, las normas de seguridad, qué posibles resultados espera
obtener y qué datos son necesarios para realizar con éxito cálculos a que
conduzcan los resultados de la práctica; con estos conocimientos, prepare su plan
de trabajo, el cual debe incluir: título, fecha, objetivos, fundamento teórico,
materiales y reactivos a utilizar, normas de seguridad y cuidados especiales,
metodología o procedimiento en forma de diagrama de flujo y tablas para escribir
los resultados. Al iniciar cada sesión de prácticas se realizará una evaluación
sobre los aspectos mencionados.
9. En general, las puertas y ventanas del laboratorio deben permanecer
completamente abiertas durante el tiempo en el cual se desarrolle alguna actividad
dentro de él.
10. Los materiales requeridos serán entregados a cada grupo de estudiantes por
parte del auxiliar de laboratorio al comenzar la sesión. Los estudiantes serán
responsables de los materiales que reciben y que utilicen durante la práctica. Al
finalizar la sesión deberán entregar los materiales asignados limpios y secos, en el
mismo o en mejor estado con respecto a cómo los recibieron. El material que se
rompa o se deteriore anormalmente durante el desarrollo de la práctica deberá ser
repuesto por parte del estudiante o grupo responsable a la menor brevedad
posible, para lo cual deberán entregar el material nuevo con su respectiva factura
o recibo de compra.
11. Cuando un material se rompa por manipulación incorrecta e irresponsable por
parte de un estudiante, solamente este estudiante responderá por su costo o
reposición. En caso de que la ruptura se presente como un hecho fortuito y sin
agravantes de responsabilidad, el costo lo asumirá el grupo respectivo. Retire
inmediatamente del lugar de trabajo los restos de materiales rotos y deposítelos
en el recipiente destinado para tal fin.
12. Todo estudiante debe mantener vigilancia permanente sobre el orden de
trabajo y disposiciones sobre higiene general, normas de seguridad en el trabajo y
cuidado con las instalaciones, los reactivos y los materiales e implementos de
trabajo.
13. El lugar de trabajo debe permanecer ordenado, limpio, seco y libre de objetos
ajenos a la práctica tales como los libros, ropa, carteras, bolsos, radios,
grabadoras y joyas, entre otros. Estos deben colocarse en el lugar asignado
exclusivamente para tal fin. Un sitio de trabajo limpio, ordenado y bien iluminado
es mucho más seguro que un sitio sucio, desordenado u oscuro.
14. Tenga confianza en su trabajo, pues para un científico íntegro y honrado lo
más importante es la observación, la experimentación y el análisis de sus propios
datos y resultados. Es mejor un resultado incorrecto obtenido a partir de un trabajo
honesto, que un resultado correcto obtenido deshonestamente. No copie los
resultados que obtengan los compañeros o grupos de trabajo; confróntelos y
discútalos.
15. Las observaciones, datos y demás resultados los debe anotar en su libreta de
apuntes de laboratorio. No lo haga en hojas sueltas, en hojas de papel de filtro, en
periódicos o en las mesas entre otros. Cuando las observaciones hechas deban
ser recogidas en tablas, elabórelas previamente para anotar en ellas los datos
obtenidos durante la experiencia; indique claramente las unidades respectivas y
los cálculos necesarios. Elabore con prontitud, orden, claridad y estética cada uno
de los informes de laboratorio. Tenga en cuenta las normas establecidas para la
presentación de los informes.
16. No raye ni escriba en las sillas, mesas y demás instalaciones, aparatos y
materiales del laboratorio; ayude a mantenerlos en perfecto estado.
17. Está absolutamente prohibido comer, tomar algún líquido, fumar, jugar, hablar
en voz alta e innecesariamente, gritar, producir ruidos, hacer bromas o distraer a
los compañeros de prácticas. No se permiten las visitas de personas ajenas al
laboratorio.
18. El laboratorio dispone de equipo básico de seguridad que se debe conocer y
usar haya riesgo de accidente por mínimo que sea.
19. Reporte al profesor o al auxiliar de laboratorio cualquier accidente e incidente
inmediatamente ocurra, por mínimo que parezca.
20. Solamente debe practicar los experimentos planteados en la guía o los que
autorice el profesor. Las sustancias químicas únicamente podrán ser usadas y
mezcladas en las cantidades mencionadas en la guía y según las orientaciones
dadas por el profesor. Bajo ninguna circunstancia utilice sustancias químicas
diferentes a las indicadas en la guía, sin la autorización del profesor.
21. No manipule aparatos, materiales ni reactivos que no conozca bien. No mezcla
los reactivos arbitrariamente. Informe al profesor o al auxiliar las técnicas y
procedimientos incorrectos y los actos irresponsables realizados por parte de sus
compañeros.
22. Si tiene dudas sobre algún procedimiento o sobre los cuidados que se deben
seguir al utilizar algún reactivo, material o aparato, consulte l profesor o la auxiliar
de laboratorio. No deje equipos ni montajes funcionando sin prestarles atención.
Ajuste convenientemente los montajes. Evite la distracción y la negligencia.
23. Conozca la ubicación y el manejo de los interruptores de la electricidad, las
válvulas de gas y los extinguidores de incendio. Cuando se produzca fuego, cierre
la llave de gas que hay frente a su sitio de trabajo, aleje del mismo la sustancias
que son inflamables, coloque la lanilla o toalla humedecida sobre el área afectada:
proceda con calma, no se deje dominar por el pánico, si suspende el oxígeno
puede apagar las llamas. Si las llamas persisten, se debe utilizar el extinguidor. No
arroje agua a equipos eléctricos o a líquidos inflamables incendiados. En caso de
incendio, se debe desalojar el recinto, en forma rápida pero ordenada. No arroje a
la basura cerillas ni papeles encendidos.
24. Las sustancias químicas deben estar cuidadosamente envasadas y marcadas
o rotuladas. Lea atentamente los rótulos o etiquetas para estar seguro de que
utiliza el reactivo requerido. Siga estrictamente las orientaciones y tenga en
cuenta las informaciones sobre seguridad estampadas en los rótulos o etiquetas.
Las soluciones de reactivos que se preparen se deben rotular dando información
clara de su contenido, concentración y fecha de preparación. Los rótulos deben
protegerse y cuidarse del deterioro, causado incluso en muchos casos por el
mismo reactivo.
25. Lave bien sus manos, brazos y cara inmediatamente después de cada
experimento en el que utilice sustancias químicas nocivas para la salud humana.
26. No pipetee líquidos tóxicos o corrosivos succionando con la boca. Debe usar
una perilla de seguridad o un accesorio equivalente.
27. Cuando haya contacto directo de zonas de la piel o los ojos con cualquier
reactivo, debe enjuagar la parte afectada con abundante agua y durante un tiempo
prolongado, como medida preventiva general. Debe verificar que la sustancia con
la cual haya contacto no reaccione violentamente con el agua.
28. No acerque un reactivo a la nariz para olerlo directamente. Cuando requiera
hacer esta prueba organoléptica, arrastre los vapores del reactivo hacia la nariz
con movimientos suaves de la mano sobre a boca del recipiente, manteniendo
éste a una distancia prudente de la cara (30cm) y en posición horizontal con
respecto a la cara.
29. Nunca intente probar al gusto las sustancias químicas y aún más cuando
desconoce su naturaleza, pues pude ser causa de intoxicación o generar graves
daños a su salud.
30. Durante el trabajo en el laboratorio no lleve a la boca, nariz, ojos y en general
a la cara o al cuerpo, los dedos, la mano completa ni objetos extraños como
lápices, borradores o materiales de laboratorio, especialmente si se encuentran
sucios o contaminados.
31. El manejo del gas exige cuidado. Debe ser usado solamente cuando se
requiera. Las llaves tanto del gas como del agua deben permanecer cerradas
cuando no se estén utilizando. Utilice racionalmente el gas, el agua y la
electricidad. Cuide en todo momento que la manguera de los mecheros
permanezca alejada de la llama y que no toque superficies calientes. Para prender
el mechero hágalo utilizando una cerilla; no utilice papeles.
33. Los sólidos y papeles que sean desechados se deben arrojar a un recipiente
destinado para tal propósito. No arroje al vertedero o sifón cerillas. Papel filtro o
desechos sólidos poco solubles e insolubles en agua, ni los que sean
contaminantes peligrosos. No arrojar por las cañería sustancias tóxicas,
corrosivas, ni explosivas. Cuando deseche por el vertedero alguna sustancia, haga
correr abundante agua.
34. Los reactivos sólidos deben sacarse utilizando una espátula y los líquidos con
pipeta. Se debe utilizar una espátula o una pipeta por cada reactivo para evitar
que se contaminen o en caso de que sean insuficientes se deben lavar y secar
antes de cambiarlas a otros reactivos.
35. No devuelva a los frascos de origen los sobrantes de compuestos utilizados.
Saque de los frascos solamente las cantidades requeridas. No malgaste los
reactivos.
36. No transporte desde el lugar donde están ubicados los reactivos hasta los
sitios de trabajo sustancias con las pipetas o con las espátulas; hágalo en
recipientes adecuados como vasos, tubos o erlenmeyers.
37. Procure no llenar más de ¾ partes los tubos de ensayo y cuando requiera
calentar su contenido, o bien, cuando de esté llevando a cabo alguna reacción en
ellos, manténgalos inclinados y orientados de tal forma que no se corra el riesgo
expulsión del contenido hacía sí mismo ni hacia los demás compañeros. No cliente
los tubos de ensayo directamente por su fondo.
38. Lo líquidos inflamables no se deben calentar directamente con la llama sino
mediante baño de agua, de glicerina o de aceite; éstos líquidos se deben manejar
alejados de la llama o de otras fuentes de calor. En caso de incendio con éstos
líquidos, utilizar el extintor tipo B.
39. Considere todos los reactivos y sus vapores como peligrosos, ya que pueden
ser: explosivos, comburentes, corrosivos, irritantes, tóxicos, volátiles o inflamables,
a menos que se especifique lo contrario. Cuando trabaje con sustancias
peligrosas, la limpieza de las manos, de los brazos, de la cara, del sitio de trabajo
y de los materiales debe ser rigurosa.
40. Utilice gafas protectoras cuando maneje compuestos químicos peligrosos o
cuando trabaje con vidrio. Toda reacción en la que se produzcan vapores
peligrosos, irritantes o desagradables debe realizarse dentro de una vitrina
extractora de gases.
41. Todo material o aparato se debe limpiar y secar bien inmediatamente después
de utilizado y colocarse en su sitio respectivo.
42. No caliente materiales de vidrio común. Los recipientes que se utilicen para
calentamiento deben ser de vidrio Pírex. Nunca caliente material de vidrio que esté
mojado en la parte exterior. Al comienzo, el calentamiento debe ser suave y
moderado. No caliente termómetros de vidrio directamente a la llama, ni por
encima de su temperatura límite en la escala.
43. Los ácidos y las bases, especialmente los concentrados y fuertes son
altamente corrosivos e irritantes y causan graves quemaduras en la piel e irritan la
mucosa de las vías respiratorias al inhalarlos. Se deben utilizar en forma de
soluciones diluidas en caso de que no se indique lo contrario. Para preparar
soluciones acuosas de ácidos, se debe agregar lentamente el ácido al agua
haciéndolo fluir a través de una varilla – agitador y utilizando un recipiente de boca
ancha. Nunca agregue agua a los ácidos concentrados, puesto que se produce
una reacción violenta y por lo tanto peligrosa.
44. Debe tenerse en cuenta que el aspecto del vidrio caliente es igual al del vidrio
frío. Deje pasar algún tiempo para tomar directamente con las manos los
materiales de vidrio que han sido calentados y hágalo protegiéndose con la toalla
o utilizando las pinzas adecuadas. No coloque materiales de vidrio calientes
directamente sobre los mesones. En general, no someta los materiales de vidrio
no los de porcelana a cambios bruscos de temperatura. No caliente los materiales
volumétricos. No utilice recipientes rotos o averiados.
45. Antes de insertar un tubo, una varilla o un termómetro de vidrio en un tapón de
caucho o en una manguera de caucho o de tygon, es necesario verificar que el
orificio es el adecuado según el diámetro del material a insertar. Se requiere
humedecer ambas partes para proporcionar lubricación. No debe forzarse la
inserción. Se debe usar guantes o por lo menos, la lanilla o toalla pequeña para
proteger las manos. Mantenga las manos lo más juntas posible y mientras gira el
tapón, empuje suavemente el tubo de vidrio o similar a través del orificio. Conviene
humedecer el tubo a medida que penetra en el tapón. El procedimiento es similar
cuando se necesita retirar un tubo de vidrio de un tapón de caucho. Si el
termómetro se ha pegado mucho al tapón de caucho no insista en el
procedimiento; ene se caso se debe cortar el tapón con un bisturí.
46. Si necesita salir del laboratorio, debe solicitar permiso al profesor. No
permanezca dentro del laboratorio en horario diferente al de las prácticas. No
ingrese sin ser autorizado al almacén.
47. Para pesar sustancias utilice pesa sustancias o vidrios de reloj o vasos de
precipitados. No lo haga sobre papeles de filtro, no colocando la sustancia
directamente sobre el platillo de la balanza.
48. Si se siente desfallecer, avise inmediatamente. No intente trabajar en el
laboratorio en condiciones de salud que no sean las adecuadas.
49. El lugar de trabajo y los equipos utilizados deben dejarse bien limpios y secos
antes de salir del laboratorio. Los equipos se deben colocar ordenados en su lugar
correspondiente. Los reactivos se deben ordenar y tapar. Cerciórese de que las
llaves del gas y del agua queden perfectamente cerradas y los aparatos eléctricos
desconectados.
50. Al término del trabajo en el laboratorio, lávese muy bien las manos, los brazos
y en algunos casos la cara con agua y jabón.
Para complementar nuestro trabajo en el laboratorio debemos tener en cuenta
otros indicadores como son los pictogramas; entre estos tenemos
tenemos los siguientes:
Pictogramas
ictogramas indicadores de peligro
Nombre________
Nombre_______
Nombre________ Nombre________
Nombre________ Nombre________
Nombre________
Nombre________
Nombre________
Nombre________
Nombre________
Nombre________
Nombre________
Nombre________
Nombre________
CODIGO DE COLORES PARA ALMACENAJE.
La etiqueta SAT-T-DATAMR sugiere un singular método para establecer su área de
almacenaje químico. Los productos compatibles son etiquetados con el mismo
color.
Simplemente agrupando todos estos colores juntos y seguir las recomendaciones
para el almacenaje apropiado:
AZUL: Riesgo de salud. Almacenar en un área libre de tóxicos.
ROJO: Riesgo de inflamación. Almacenar en un área de líquidos inflamables.
AMARILLO: Riesgo de reactividad. Almacenar separadamente y a distancia de
materiales combustibles ó inflamables.
NARANJA: Sustancias con una clasificación no mayor de 2 en ninguna categoría
de riesgo. Almacenar en un área general de químicos.
BLANCO: Riesgo al contacto. Almacenar en un área a prueba de corrosivos.
3. PROCEDIMIENTO
1. Discuta y analice en grupos de trabajo las normas de seguridad e higiene en el
laboratorio mencionadas anteriormente, en el siguiente orden:
a) Principios generales de seguridad
b) Causas más comunes de accidentes, equipo de protección y manejo de
material de vidrio.
c) Normas generales en el manejo de reactivos químicos
d) Recomendaciones especificas en el manejo de algunos reactivos químicos.
4. CUESTIONARIO
4.1. En caso de no contar en el laboratorio con alguna de las instalaciones de
seguridad mencionadas. ¿Qué precauciones adicionales debes tener en cuenta?
4.2. Consulte las frases de riesgo y seguridad para el manejo de los reactivos.
Explique su importancia.
4.3. ¿Por qué es necesario realizar un registro de los datos manejados y obtenidos
de un experimento?
4.4. Asigne el nombre correcto a los pictogramas indicadores de peligro
4.5. ¿Dónde se puede encontrar información inmediata sobre la peligrosidad de un
reactivo?
4.6. ¿De qué tejido será preferiblemente la bata?
4.7. ¿Por qué motivos puede ser un reactivo peligroso?
4.8. ¿Qué hacer si se forman humos en el laboratorio?
4.9. ¿Cuándo debe usarse una campana de gases?
4.10. ¿Qué tienes que hacer si te salpica un reactivo al ojo?
4.11. ¿Cómo hay que transportar las botellas de reactivos?
4.12. Un toxico, ¿puede penetrar a través de la piel?
4.13. ¿Cómo puede apagarse un pequeño fuego en el laboratorio?
4.14. ¿Qué hay que hacer si se produce un fuego grande?
4.15. Si alguien ha ingerido un ácido corrosivo, ¿se le debe provocar el vómito?
NOTA: el estudiante debe traer fósforos, panola y detergente en todas las
prácticas a desarrollar.
El estudiante debe consultar para cada uno de los reactivos, las fórmulas químicas
y la respectiva toxicidad antes de venir a clase.
T.E.: Significa que el estudiante debe traer el elemento indicado
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PRACTICA # 2
RECONOCIMIENTO Y MANEJO DEL MATERIAL BASICO DE LABORATORIO
1. OBJETIVO
1.1 Reconocer algunos equipos y materiales de laboratorio de uso corriente.
1.2 Identificar el uso específico de cada uno de los materiales del laboratorio
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
Los equipos y materiales que se usan en el laboratorio de química, constituyen los
elementos con los cuales se hacen experimentos e investigaciones. Para trabajar
con eficiencia en el laboratorio es necesario conoces los nombres de los diferentes
utensilios, hacer un diagrama sencillo de cada uno y conocer sus usos.
3. MATERIALES Y REACTIVOS
Balanza
Bureta
Aro de Hierro
Tubo refrigerante
Soporte Universal
Agitador de Vidrio
Tela de Alambre
Termómetro
Mechero de Bunsen
Cuenta gotas
Gradilla para tubos de Ensayo
Probeta graduada
Tubos de Ensayo
Mortero de porcelana
Pinza para tubos de ensayo
Crisol de porcelana
Vaso de precipitado
Embudo de Separación
Matraz aforado
Triangulo de porcelana
Disco de petri
Pinza metálicas
Vidrio de reloj
Pinzas para crisoles
Erlenmeyer
Pinzas de tornillo
Matraz de fondo plano
Tapones de Caucho
Cápsula de evaporación
Papel de filtro
Pipeta graduada
Pipeta volumétrica
Picnómetro
Espátula
4. PROCEDIMIENTO.
El profesor les mostrará a los estudiantes los diferentes equipos y utensilios
disponibles en el laboratorio precisando sus nombres y usos específicos, y
también hará una demostración del uso de algunos materiales (tubos de ensayo,
probetas, pipetas, etc.). En la figura se muestran algunos de los materiales
básicos para el trabajo de laboratorio.
5. CUESTIONARIO
5.1 Asignar el nombre a cada uno de los materiales que aparecen en la guía y
describir su función.
5.2 Clasifique los implementos del laboratorio mostrados por el profesor de
acuerdo al material del cual están elaborados.
5.3 ¿Por qué la bureta mide más exactamente que la probeta?
5.4 ¿Qué es una micropipeta?
5.5 ¿Cuál de los recipientes indicados puede someterse al calor y cuáles no?
5.6 ¿Por qué los volúmenes pequeños no deben medirse con recipientes
grandes?
a
b
c
Nombre:
Nombre:
Nombre:
Uso:
Uso:
Uso:
f
e
d
Nombre:
Nombre:
Nombre:
Uso:
Uso:
Uso:
g
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Uso:
h
i
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Uso:
Uso:
j
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l
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Uso:
Uso:
Uso:
m
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o
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ñ
n
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P
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q
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s
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t
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U
v
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Uso:
y
x
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Nombre:
Uso:
Uso:
W
Nombre:
Uso:
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PRACTICA # 3
USO Y MANEJO DEL MECHERO DE BUNSEN Y LA BALANZA
1. OBJETIVOS
1.1 Identificar las diferentes partes de un mechero y familiarizarnos con su uso.
1.2 Analizar la llama del mechero.
1.3 Identificar las partes de una balanza y hacer mediciones de la masa de los
cuerpos.
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
2.1 MECHERO DE BUNSEN
El mechero es un aparto que sirve para mezclar gas (metano, butano o propano) y
aire (oxígeno, nitrógeno) a fin de que se produzca una reacción de combustión.
Está construido de tal forma que tanto la cantidad de aire como la de gas que
entran al quemador, puedan ser controladas. Esto es necesario puesto que se
requieren cantidades estequiométricamente de aire y gas, para que la eficiencia
de la combustión sea alta.
El mechero de Bunsen, constituye una fuente muy rápida de calor intenso en el
laboratorio, y su estudio revela aspectos interesantes del proceso de combustión.
Los orificio laterales del mechero, regulan según su apertura a la entrada el aire
(aire que tiene aproximadamente 20% de oxígeno que actúa como comburente).
Al encender con un fósforo puede ocurrir la siguiente reacción (en exceso de
aire).
C3H8 + 5O2
3CO2 + 4H2O +
Partes del mechero de bunsen
zonas de la llama del mechero
2.2 BALANZA GRANATARIA (Tres brazos)
Unos de los instrumentos más importantes en el laboratorio de química es la
balanza, con ella se pueden pesar materiales con gran exactitud y precisión. Hoy
en día se conocen diferentes tipos de balanza. Existen balanzas cuya precisión es
del orden de 0.0001g, llamadas balanzas de precisión o analíticas, empleadas en
química analítica. Otras balanzas pesan con una precisión de 0.1g.
En esta práctica el profesor dará instrucciones específicas sobre cómo usar el tipo
de balanza disponible en el laboratorio, para el cual debe tenerse las siguientes
precauciones:
a) Las sustancias químicas no se colocan directamente sobre el platillo de
pesada. Colóquelas sobre un recipiente o un papel de pesada.
b) Limpie cualquier material que quede en la balanza después de pesar
c) Antes de colocar o quitar objetos de la balanza, asegúrese de que la
balanza este en posición de equilibrio
d) Nunca trate de ajustar la balanza analítica sin autorización del profesor
e) Debe tener cuidado al momento de manejar la balanza, ya que esta es muy
sensible y se puede descalibrar o dañar fácilmente.
3. MATERIALES Y REACTIVOS
1 Mechero de Bunsen
Fósforos
1 Malla de Asbesto
Lámina de Cobre
1 Cápsula de Porcelana
Lámina de Cartón (T.E)
1 Pinza para Crisol
1 Balanza
Alambre de Cobre (3 pedazos)
Varilla de Vidrio
1 Beaker de 500mL
Alcohol
1 Vela de Cera (T.E)
4. PROCEDIMIENTO
4.1 MECHERO DE BUNSEN
4.1.1 Examine cuidadosamente un mechero de Bunsen, manejando cada válvula
(llave del mechero y llave del suministro de gas) antes de conectar el mechero a la
toma de gas. Conecte el mechero por medio de una manguera de caucho a la
llave del gas. Cierre la entrada de aire del mechero, encienda el fósforo y
aproxímelo al extremo superior del tubo de combustión, abra la llave del mechero
que regula la entrada del gas y seguidamente la llave del gas del laboratorio. Si la
llama del mechero se queda dentro del tubo de combustión, apáguelo cerrando la
llave del gas del laboratorio y proceda a encenderlo nuevamente. Abra
gradualmente la válvula de gas del mechero, hasta obtener una llama de 10cm de
alto aproximadamente. Observe la llama del mechero con las ventanas abiertas y
cerradas. Anote las observaciones.
4.1.2 Con la ayuda de una pinza para crisol, sostenga sobre la llama por unos
segundos una cápsula de porcelana (sin abrir las ventanas del mechero), examine
el depósito negro que se forma en la cápsula. Luego repita el procedimiento con
las ventanas abiertas (sin retirar el depósito formado en la capsula). Anote las
observaciones.
4.1.3 Coloque un pedazo de cartón de 10 cm x 10 cm en forma vertical que corte
la llama en dos partes iguales, no demore mucho tiempo el cartón en esa posición,
porque se puede quemar (para este caso la entrada de aire debe estar abierta).
Repita el procedimiento con una lámina de cobre. Anote las observaciones.
4.1.4 Coloque tres fósforos, uno en la parte inferior, uno en la parte media y otro
en la parte superior de la llama. Observe cual fósforo se enciende primero. Repita
el procedimiento con un alambre de cobre. Anote las observaciones
4.1.5 Coloque una varilla de vidrio en la llama del mechero, tal como lo indique el
profesor o auxiliar. Mantenga la varilla en la zona de mayor temperatura con
movimientos de giro en forma uniforme. En la medida en que la varilla se calienta,
se va ablandando y se presiona suavemente en los extremos hasta doblarla.
Retírelo de la llama.
No se recomienda doblar el tubo en la zona más caliente de la llama, sino que una
vez se siente blando, se baja a la zona de menor temperatura y se dobla.
4.1.6 Examine y encienda una lámpara de alcohol. Observe las características
generales de la llama.
4.1.7 Observe cuidadosamente una vela de cera. Enciéndala y observe su llama y
todo lo que ocurre mientras la vela se quema. Anote todas las observaciones que
crea son de interés y que merezcan una explicación.
4.1.8 Invierta un vaso de precipitado de 400mL, cubra totalmente la llama
encendida (para el mechero de alcohol y para la vela) y espere hasta que la llama
se extinga. Anote las observaciones.
4.2 USO Y MANEJO DE LA BALANZA
4.2.1 Identifique cada una de las partes de una balanza. Limpie la balanza con un
limpión o panola. Proceda a calibrar la balanza, manteniendo las tres pesas en
cero de su respectiva escala. Gire el tornillo calibrador hasta que el fiel coincida en
el cero o moviéndose uniformemente a los lados de la escala.
4.2.2 Realice varias pesadas a un material indicado por el profesor (maicena,
piedras, arena, etc.). Determine el promedio aritmético y la desviación estándar de
los datos obtenidos.
Nota: cuando se pesen reactivos químicos es recomendable no hacerlo
directamente en el platillo de la balanza. ¿Por qué?
5. CUESTIONARIO
5.1. ¿Por qué es luminosa la llama del mechero cuando las entradas de aire están
cerradas? Explique.
5.2. ¿Qué sucedió en el exterior de la cápsula de porcelana? Explique.
5.3. ¿En qué zona de la llama se quemó primero el palillo de fósforo? Explique.
5.4. ¿Por qué la llama tiene forma cónica?
5.5. ¿Cómo funciona la lámpara de alcohol y como es la llama? Explique.
5.6. ¿Por qué no se quema la mecha del mechero de alcohol o lo hace muy
lentamente?
5.7. De las explicaciones para los diferentes fenómenos observados.
5.8. ¿Qué gas se uso en el laboratorio? ¿Por que huele?
5.9. ¿Qué reacción ocurre cuando la llama es luminosa y cuando es de color
azuloso?
5.10. ¿Cuál es la composición química del material de la vela? ¿Por qué arde?
5.11. Establezca la diferencia entre una combustión lenta y una viva.
5.12. De acuerdo al experimento, explique cómo se forman los capilares.
5.13. Explique cómo es el manejo de la balanza e indique los resultados de las
pesadas.
5.14. Como interpretaría la desviación estándar del peso obtenido para los
materiales
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PRACTICA # 4
DETERMINACIÓN DE LA DENSIDAD DE SÓLIDOS Y LÍQUIDOS
1. OBJETIVOS.
1.1 Aprender a determinar la densidad de líquidos y sólidos.
1.2 Adquirir destreza en el manejo de los materiales para medir masa y volumen
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
2.1 Propiedades de las sustancias
Existen una serie de características que sirven para distinguir una sustancia de las
demás. Al conjunto de ellas se les llama propiedades de las sustancias. Sus
valores suelen ser específicos. Así, por ejemplo la densidad es una propiedad
general de todas las sustancias, sin embargo, su valor es característico para cada
sustancia a una temperatura y presión dada.
Las propiedades pueden ser EXTENSIVAS o INTENSIVAS y ambas pueden ser
FÍSICAS o QUÍMICAS.
Las propiedades extensivas son aquellas cuyo valor numérico depende de la
cantidad de sustancia, por ejemplo: la masa, el volumen, el peso, calor de liberado
en una combustión, etc.
Las propiedades intensivas son aquellas cuyo valor numérico es independiente de
la cantidad de sustancia, por ejemplo: densidad, temperatura de ebullición,
viscosidad, índice de refracción.
Es interesante anotar que la relación entre dos propiedades extensivas origina una
propiedad intensiva. Ej.: D= masa / volumen, donde D es densidad.
2.1.1 Propiedades físicas
Son todas aquellas propiedades, especificas de una sustancias cuya medición u
observación no implica cambios en la naturaleza de ella.
Los valores numéricos de las propiedades físicas dependen de la temperatura y
presión. Aquellas propiedades físicas como sabor, color y olor que son detectadas
por los sentidos se denominan propiedades Organolépticas. Algunas propiedades
físicas importantes son: densidad, temperatura de ebullición.
Densidad y Gravedad especifica.
La densidad se define como la masa por unidad de volumen: D= m/V.
La masa puede expresarse en libras, onzas, kilogramos, miligramos; el volumen
puede expresarse en cuartos, galones, pies cúbicos, litros, mililitros, metros
cúbicos; por tanto la densidad tendrá unidades las cuales dependen de las
unidades utilizadas para expresar la masa y el volumen.
La gravedad especifica de una sustancia se define como la relación entre el peso
de un volumen dado de sustancia con respecto al peso de un volumen igual de
agua; La gravedad especifica no tiene unidades.
Se observa que para calcular la densidad de una sustancia, es necesario
determinar la masa y el volumen de una cantidad de sustancia. La determinación
del peso rara vez es un problema, mientras que la determinación del volumen
puede presentar algunas dificultades.
Si la sustancia es un sólido de forma regular, se pueden medir las dimensiones
para calcular el volumen con base a fórmulas que están publicadas. Para
materiales de formas irregulares, el método más conveniente para medir el
volumen consiste en añadir la sustancia a un líquido (en el cual no se disuelva) en
una probeta. Al medir el volumen del líquido antes y después de añadir el sólido, la
diferencia corresponde al volumen del líquido desplazado por un sólido (principio
de Arquímedes).
Si la sustancia es un líquido, su volumen se mide en un recipiente graduado. La
más utilizada para este propósito es la probeta graduada. Sin embargo, la
medición más exacta de líquidos se logra con el uso de un recipiente especial
llamado PICNÓMETRO, que está diseñado siempre para contener el mismo
volumen.
3. MATERIALES Y REACTIVOS.
Balanza
Agua
Probeta de 25 mL
Etanol
Picnómetro de 10 mL
Pedazos de Aluminio
Tapones de caucho
Pedazos de Cobre
Soluciones de NaCl
Pedazos de Hierro
Pedazos de Zinc
Pipeta de 5 mL
4. PROCEDIMIENTO
4.1 Determinación de la densidad de un líquido puro.
Pesar una probeta limpia y seca. Adicionar 5.0 mL de agua; pesar nuevamente el
conjunto. Registrar los datos obtenidos.
4.2 Determinación de la densidad de una solución de concentración desconocida.
Repetir el procedimiento anterior, teniendo en cuenta que el líquido problema es
una solución de NaCl.
4.3 Determinar la densidad de un sólido.
El sólido (Cobre, Hierro, Zinc, Aluminio), se pesa y posteriormente se sumerge en
una probeta graduada que contenga agua suficiente para cubrir el sólido. Con el
objetivo de hallar el volumen usando el principio de Arquímedes.
5. DATOS
-Densidad del líquido puro. (Etanol, agua, etc.)
Peso del picnómetro vacío:
Peso del picnómetro con líquido:
Volumen del picnómetro:
---------------------- g
-----------------------g
---------------------mL
Peso de la probeta vacía:
Peso de la probeta con líquido:
Volumen del líquido adicionado:
-----------------------g
-----------------------g
---------------------mL
-Densidad de la solución de concentración desconocida. (Probeta)
Volumen de la solución:
Peso de la probeta vacía:
Peso de la probeta con solución:
----------------------mL
------------------------g
------------------------g
-Densidad del sólido.
Peso del sólido:
Volumen inicial del agua en la probeta:
Volumen final en la probeta (sólido dentro del líquido):
---------------------------g
-------------------------mL
-------------------------mL
6. CUESTIONARIO
6.1. Enumerar las posibles causas de error en la determinación de la densidad
de las distintas sustancias analizadas. Sugerir recomendaciones para disminuir
el error.
6.2. Investigar qué instrumentos se utilizan en la industria para determinar la
densidad de: leche, alcohol, ácidos, soluciones salinas.
6.3. Calcule y analice el porcentaje de error en cada uno de los experimentos
6.4. Como determinaría la densidad de una sustancia gaseosa. En que unidades
se expresa
6.5. Establezca la diferencia entre gravedad específica y peso específico
6.6. ¿Cómo afectaría el cambio de temperatura en el cálculo de la densidad?
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PRACTICA # 5
CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS
1. OBJETIVOS:
1.1 Establecer la diferencia entre procesos químicos y físicos, de acuerdo a los
cambios que ocurran en la materia.
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
Se ha observado que la materia puede experimentar distintas clases de cambios,
los cuales pueden clasificarse en dos grupos:
2.1 Cambios físicos: Cuando este tipo de cambio ocurre, no se altera la
estructura de la sustancia; pero sí se modifican algunas de sus propiedades, como
su forma, sus estados, etc., por ejemplo: en los cambios de estado no se
presentan modificaciones en los enlaces que componen las moléculas,
simplemente éstas presentan una distribución diferente, acorde a su mayor o
menor energía cinética. Cuando el hielo se funde para formar agua líquida y ésta
se evapora para formar vapor, la sustancia conserva sus características propias y
sólo se presenta un cambio de estado.
Si el valor de la propiedad depende de la cantidad de sustancia que se tome, ésta
se denomina propiedad física extensiva, por ejemplo, volumen, masa, peso. Si el
valor de la medición no depende de la cantidad de sustancia ésta será una
propiedad física intensiva, por ejemplo, densidad, punto de fusión; la relación entre
dos propiedades físicas extensivas produce una intensiva.
2.2 Cambios químicos: Es aquel en el cual los átomos se reordenan al romperse
algunos enlaces en los reactivos y formarse algunos enlaces en los productos,
éstos tienen propiedades físicas y químicas diferentes a los reactivos: Por
ejemplo, cuando se quema un trozo de madera, durante la combustión el cuerpo
entra en contacto con el oxígeno del aire y por cambio químico se obtienen
diferentes productos; el trozo de madera inicial es irrecuperable, en éste caso el
cambio es irreversible.
Las claves que nos indican cuando ha ocurrido un cambio químico son entre otras:
• Aparición de una sustancia nueva con propiedades diferentes.
• Cambios de color
•
•
Formación de gases
Formación de precipitados
3. MATERIALES Y REACTIVOS.
CuSO4 0.1 F
HCl 0.1 F
HCl 4.0 F
Ba(NO3)2 0.1 F
K2CrO4 0.1F
NaOH 0.1 F
Cobre
Magnesio
Zinc
Fenolftaleína
Cloruro de sodio (sal común).
6 Tubos de ensayo
1 Agitador de vidrio
Mechero de bunsen
Gradilla
Pinza para crisol
Pinza para tubo de ensayo
1 Pipeta de 10 ml
4. PROCEDIMIENTO
4.1 Prepare 3 tubos de ensayo con 2 ml de solución de CuSO4 0.1 F, luego
adicione una pequeña cantidad de Zn al primero, Mg al segundo y Cu al
tercero; deje por media hora y anote sus observaciones cada 10 minutos.
4.2 Coloque una pequeña cantidad de cloruro de sodio (sal común) en un tubo de
ensayo, adicione 5 ml de agua, agite y anote sus observaciones.
4.3 Vierta 1 ml de HCl 0.1 F en un tubo de ensayo, agregue una gota de
fenolftaleína; adicione 2 ml de NaOH 0.1 F. Anote las observaciones.
4.4 Prepare un tubo de ensayo con 1 ml de Ba(NO3)2 0.1 F; en un tubo diferente
vierta 1 ml de K2CrO4 0.1 F, observe cada solución; luego mezcle los dos
contenidos y anote sus observaciones.
4.5 Sostenga con una pinza un trozo de Zn y colóquelo sobre la llama, haga lo
mismo con un trozo de Mg (no mire directamente la llama) anote sus
observaciones.
4.6 Vierta 2 ml de HCl 4.0 F en un tubo de ensayo, adiciónele una granalla de Zn,
observe.
5. CUESTIONARIO:
5.1
5.2
5.3
5.4
•
•
•
•
•
•
•
•
•
5.5
Escriba las ecuaciones de las reacciones para cada uno de los
procedimientos realizados.
Consulte qué son los indicadores; dé algunos ejemplos.
Qué son reacciones endotérmicas y exotérmicas, en qué parte de la práctica
se presentaron tales fenómenos.
Clasifique los siguientes cambios como físico o químicos:
Fermentación de uvas
Se oxida una cadena de plata
Se descompone el agua por electrólisis
El etanol se somete a ebullición
Se funde un pedazo de hierro
Quemar un trozo de papel
Se disuelve sacarosa en agua
Se funde un pedazo de hielo
Romper una roca en trozos.
En la siguiente reacción explique por qué se presenta un cambio químico.
Glucosa +
kilocalorías
oxígeno
dióxido de carbono
+ Agua
+ 686
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PRACTICA # 6
SEPARACIÓN DE MEZCLAS.
1. OBJETIVOS.
1.1 Aplicar las técnicas de separación de los componentes de una mezcla.
1.2 Adquirir los criterios para seleccionar una técnica específica de separación
con base en las propiedades físicas que exhiben cada uno de los
componentes de la mezcla.
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
En química general se necesita separar los componentes de una mezcla bien sea
para determinar su composición o para purificar las sustancias y usarlas en
reacciones posteriores.
Las técnicas a utilizar dependen del estado general de la mezcla (sólida, líquida o
gaseosa) y de las propiedades físicas de los componentes.
Para mezclas sólidas se puede utilizar: disolución, lixiviación, extracción; éstas
técnicas requieren la utilización de un solvente selectivo para separar uno o
alguno de los componentes.
Cuando la mezcla sólida contiene partículas de diferente tamaño se utiliza la
técnica del tamizado. En el caso en que uno de los componentes de la mezcla
sólida sublime, puede aprovecharse esta propiedad para separar dicho
componente de la mezcla.
Cuando se trata de mezclas líquidas de una sola fase puede usarse la destilación,
si la diferencia en los puntos de ebullición es apreciable (10 0C aproximadamente),
también se puede hacer separación por el método de extracción, si los
componentes de la mezcla exhiben distinta solubilidad en un determinado
solvente. Por otra parte la cristalización aprovecha la diferencia en los puntos de
solidificación de los componentes.
Para separar mezclas heterogéneas, se pueden utilizar técnicas como filtración,
centrifugación o decantación.
Si se trata de una mezcla de líquidos inmiscibles, puede usarse un embudo de
decantación, teniendo en cuenta la densidad de los componentes, en el cual el
líquido más denso se deposita en la parte inferior del embudo, de donde se puede
extraer abriendo la llave.
Otra técnica muy utilizada para separar mezclas líquidas y gaseosas es la
cromatografía. Existen varios tipos: Cromatografía de papel, de capa fina, de
columna, de gases y líquida. En la cromatografía de papel la fase fija es el papel
de filtro y la fase móvil es un líquido que se desplaza o recorre el papel impulsado
por el fenómeno de capilaridad.
3. MATERIALES Y REACTIVOS.
1 Beaker de 100 mL
Trípode
1 Erlenmeyer de 250 mL
1 Agitador
Embudo sencillo
Vidrio de reloj
Mechero
Piedras de ebullición
1 Condensador
Papel de filtro
2 Soporte universal
1 aro metálico
Balón con desprendimiento lateral
Pinzas
Termómetro
Probeta
Malla de asbesto
Tapón perforado
Balanza
Crisol con tapa
1 Pipetas de 5 mL
Cloruro de potasio
Carbonato de calcio
Etanol
Carbonato de potasio
Mezcla de etanol-agua 50%
4. PROCEDIMIENTO.
4.1 Separación de los componentes de una mezcla sólida por adición de un
solvente (agua) y posterior evaporación.
A un beaker limpio y seco, adicione 1 g de cloruro de potasio y 1 g de carbonato
de calcio. Luego agregue a la mezcla sólida 20 mL de agua, agite bien.
Haga el montaje de la figura 1. Decante y filtre la mezcla hasta que el filtrado salga
completamente transparente. Al final, enjuague el beaker con 10 mL del filtrado.
Pese el crisol con tapa, adicione una alícuota de 5mL del filtrado y evapore hasta
la sequedad. Deje enfriar y pese el crisol con el residuo.
Figura 1: Montaje para la filtración
4.2 Separación de los componentes de una mezcla líquida-líquida utilizando
el efecto salino
En un tubo de ensayo vierta 3 mL de alcohol etílico y 3 mL de agua, adicione 1 g
de carbonato de potasio y agite. Observe
4.3 Destilación de la mezcla etanol-agua.
Haga el montaje para la destilación simple como aparece en la figura 2. A un balón
de destilación que contiene las piedras para ebullición, adicione 30 ml de mezcla
etanol-agua.
Inicie la destilación con llama moderada. Registre la temperatura a la cual
empiezan a salir las primeras gotas de destilado. Observe su color y olor.
Figura 2: Montaje para la destilación
5. TABLA DE DATOS
Volumen del filtrado, evaporado
Peso de cápsula + vidrio de reloj.
Peso de cápsula + vidrio de reloj +
residuo.
Peso del residuo
Temperatura de ebullición del etanol
Volumen del destilado
6. CUESTIONARIO
6.1 Calcule gramos de KCl en el filtrado total
6.2 Calcule el porcentaje de recuperación de cloruro de potasio y carbonato de
calcio.
6.3 Calcule el porcentaje de separación del etanol
6.4 Calcule el porcentaje de error en la separación de la mezcla etanol-agua, al
destilar.
6.5 ¿Cuales métodos podrá usted utilizar para separar mezclas homogéneas y
mezclas heterogéneas? Explique.
6.6 Compare el punto de ebullición teórico del etanol con el experimental. Explique
la variación del punto de ebullición teórico con respecto al experimental.
6.7 ¿Qué es el punto de ebullición?
6.8 Consulte los diferentes tipos de destilación y su aplicación industrial.
6.9 Defina: disolución, Tamizado, Lixiviación, Las diversas cromatografías,
Extracción.
6.10 Cuales métodos utilizaría usted para separar la siguiente mezcla: Sílice,
NaCl, Etanol y agua.
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PRACTICA # 7
CONDUCTIVIDAD ELECTRICA DE COMPUESTOS IÓNICOS Y COVALENTES.
1. OBJETIVO.
1.1 Identificar algunos compuestos según sea su enlace iónico o covalente,
teniendo en cuenta la conductividad.
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
Los compuestos iónicos están formados por un metal y un no metal, éstos
compuestos fundidos o en solución acuosa conducen bien la corriente eléctrica,
debido a que se presenta transferencia de electrones del átomo menos
electronegativo al más electronegativo, ejemplo NaCl.
Los compuestos covalentes están formados por elementos no metálicos, y la
mayoría no conducen la corriente eléctrica. Estos compuestos pueden ser polares
y no polares.
La conductividad es una medida de la propiedad que poseen las soluciones
acuosas para conducir la corriente eléctrica. Esta propiedad depende de la
presencia de iones, su concentración, movilidad, valencia y de la temperatura de
la medición. Las soluciones de la mayor parte de los compuestos inorgánicos son
buenas conductoras. Las moléculas orgánicas al no disociarse en el agua,
conducen la corriente en muy baja escala.
La conductividad eléctrica de las soluciones depende necesariamente de los iones
(disociación) en solución. El porcentaje de disociación de un soluto en una
solución influye en la conductividad de esa solución, por ejemplo el ácido
clorhídrico disocia fuertemente, por lo tanto conduce fuertemente la corriente
eléctrica. Por el contrario el ácido acético disocia débilmente (<100%), por lo tanto
la conductividad es muy débil. Dependiendo de la disociación de los iones, las
sustancias se pueden clasificar en: soluciones conductoras (electrolitos) y no
conductoras (no electrolitos).
Electrolito fuerte: Sustancia que existe completamente en
iones en una solución acuosa. Conduce bien la electricidad.
Ej. NaCl(s)
Na+(ac) + Cl-(ac)
Electrolito Débil: Sustancia que se ioniza parcialmente en
una solución acuosa. Conduce electricidad.
Ej. CH3COOH(l)
H+(ac) + CH3COO-(ac)
No Electrolito: Sustancia que no se ioniza en una solución
acuosa. No conduce electricidad.
Ej. CH3OH(l)
CH3OH(ac)
3. MATERIALES Y REACTIVOS
Yoduro de potasio
Hidróxido de sodio
Cloruro de potasio
Agua
Sulfato de magnesio
Nitrato de cobre
Sacarosa
Ácido clorhídrico 0.1 F
Ácido clorhídrico 2.0 F
Etanol
4. PROCEDIMIENTO
4.1 El auxiliar de laboratorio proveerá las soluciones preparadas, para realizar los
respectivos procedimientos.
4.2 Conectar el enchufe en el tomacorriente de 110 voltios, y sumergir los dos
extremos de los alambres libres en cada una de las soluciones anteriormente
preparadas. Anote las observaciones.
Montaje para observar la conductividad
5. TABLA DE RESULTADOS
SUSTANCIA
CONDUCE LA
CORRIENTE
CLASE DE SUSTANCIA
6. CUESTIONARIO
6.1. ¿Qué es la conductividad eléctrica? Cuáles son las unidades de conductividad
6.2. ¿Cuáles son los factores que afectan la conductividad de las soluciones?
6.3. ¿Qué ocurre con la conductividad de las soluciones a concentraciones altas?
6.4. Clasifique los siguientes compuestos como iónicos o covalentes: HCl, BaCl2,
CH3CH2COOH, NaI, HF, NH3, CS2, K2O, CH3COCH3.
6.5. ¿Qué es electronegatividad? ¿Cómo varía en la tabla periódica?
6.6. Compare las siguientes propiedades físicas de los compuestos iónicos y
covalentes: Punto de fusión, punto de ebullición, conductividad eléctrica y
solubilidad.
6.7. De acuerdo a lo observado. ¿Explique por qué unas sustancias son buenas
conductoras de la electricidad?
6.8. ¿Por qué el agua pura no conduce la corriente eléctrica? Explique.
6.9. ¿Cómo esperaría que fuera la conductividad del tetracloruro de carbono?
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PRACTICA # 8
TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS
1. OBJETIVO
1.1 Reconocer experimentalmente diferentes tipos de reacciones químicas
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
De acuerdo a la manera como se combinan las sustancias (reactivos) para dar
origen a otras nuevas, estas se pueden clasificar en:
Reacciones molecular: si todas las moléculas participantes tienen carácter neutro.
Éstas pueden ser:
Reacciones de combinación: en estas reacciones dos o más sustancias se
combinan para dar una nueva.
A + B → AB
Reacciones de descomposición: una sustancia se descompone para producir dos
o más sustancias nuevas.
AB
→
A + B
Reacciones de desplazamiento: en estas reacciones un elemento o más de los
reactivos es reemplazado por otro u otros.
A + BC → AC + B
Reacción de doble desplazamiento: en estas reacciones ocurre un intercambio
entre los átomos de los reactivos, a este grupo pertenecen las reacciones de
precipitación y neutralización.
AB + CD → AD + CB
Precipitación: es la reacción que ocurre entre dos compuestos solubles que
producen una sustancia soluble y una insoluble.
K2CrO4(ac) +
Ba(NO3)2(ac)
KNO3(ac)
+
BaCrO4(s)
Neutralización: es una reacción entre un ácido y una base y producen una sal y
agua
H2S(ac)
+
NaOH(ac)
Na2S(s)
+
H2O(l)
Reacciones iónicas: en estas reacciones algunas de las sustancias por todas se
encuentran en estado iónico (iones positivos y iones negativos). Con frecuencia
las reacciones de doble desplazamiento se escriben de esta forma.
HCl(ac) + NaOH(ac)
H+(ac) + Cl- + Na+(ac) + OH-(ac)
Puesto que los anteriores procesos no son directamente observables, es
necesario tener en cuenta los criterios establecidos en la práctica referente a
cambios químicos para determinar cuándo ha ocurrido una reacción química.
Es necesario aclarar que existen otras formas de clasificación de las reacciones
químicas, teniendo en cuenta diversos criterios, como por ejemplo: reacciones
endotérmicas y reacciones exotérmicas; reacciones con transferencia de
electrones (reacciones de oxido- reducción) y reacciones sin transferencia de
electrones; reacciones de neutralización; reacciones de precipitación, entre otras.
3. MATERIALES Y REACTIVOS.
Mechero de Bunsen
Malla metálica con asbesto
12 tubos de ensayo
Gradilla para tubos de ensayo
Pinza metálica para tubos de ensayo
1 pipeta graduada de 10ml
1 espátula metálica
Clorato de potasio (s)
Magnesio metálico en cinta
Zinc metálico en granallas
Ácido clorhídrico diluido (0.1 N)
4.
Solución de yoduro de potasio 0.5M
Solución de nitrato de plomo 0.5M
Solución de carbonato de sodio 0.1M
Ácido clorhídrico 4.0N
Solución de hidróxido de sodio al
0.1N
Solución de cloruro de bario 0.1M
Ácido sulfúrico 1.0M
Fenolftaleína en solución
Acetato de plomo
Sulfato de cobre (II) diluido
PROCEDIMIENTO.
4.1 Reacciones de combinación (síntesis). Tomar 1cm de cinta de magnesio y
con una pinza para crisol sujetarla por un extremo y colocarla directamente a la
llama del mechero. Cuando comience a producirse una luz blanca intensa
(deslumbrante), retire la cinta del mechero y manténgala lejos de la cara mientras
ocurra la reacción. Dejar enfriar y luego recoger en un vidrio de reloj el producto de
la reacción y examinar su aspecto. Añadir de 3 a 5 gotas de agua y una gota de
solución de fenolftaleína.
Otro ejemplo de reacciones de combinación es cuando se combinan aluminio en
polvo y azufre en polvo; Calentándola suavemente hasta que se inicie la reacción.
(Consultar la ecuación química de la reacción)
4.2 Reacciones de descomposición. Colocar 1g de clorato de potasio en un
tubo de ensayo limpio y seco; sujetar con las pinzas el tubo de ensayo y calentarlo
directamente en la llama del mechero (no dirigir la boca del tubo hacia su cara ni
hacia la de los compañeros); cuando el clorato de potasio se funda y desprenda
burbujas, acercar a la boca del tubo un palillo con un punto de ignición. Observe
cuidadosamente el residuo y las paredes del tubo.
Otro ejemplo de reacciones de descomposición es utilizando óxido de mercurio
(II). (Consultar la ecuación química de la reacción)
4.3 Reacciones de desplazamiento. Verter 3ml de solución de ácido clorhídrico
4.0 N en un tubo de ensayo y agregar una granalla de zinc. Recoger el gas que se
produce en otro tubo de ensayo. Este se coloca invertido sobre el tubo en el cual
se realiza la reacción; una vez que el tubo este lleno de gas, en esa misma
posición se lleva a la llama del mechero. Anote las observaciones.
4.4 Reacción de doble desplazamiento. Colocar en un tubo de ensayo 1 ml de
solución de yoduro de potasio 0.5M y en otro tubo 1ml de solución de nitrato de
plomo 0.5M. Mezclar el contenido de ambos tubos.
En un tubo de ensayo limpio y seco vierta 3ml de agua y agregue unos cristalitos
de acetato de plomo, agite hasta que los cristales se disuelvan completamente.
Adicionar 1 ml de solución de yoduro de potasio 0.5M y agite.
Otro ejemplo de este tipo de reacción es la combinación de nitrato de plata y
cloruro de sodio. (Consultar la ecuación química de la reacción)
4.5 Estudio de otras reacciones. Cada uno de los siguientes experimentos
consiste en mezclar volúmenes iguales (1ml) de dos soluciones en un tubo de
ensayo.
Carbonato de sodio 0.1M y ácido clorhídrico 0.1N
Hidróxido de sodio al 0.1N y ácido clorhídrico 0.1N
Cloruro de bario 0,1M y ácido sulfúrico 1.0 M.
Hidróxido de sodio al 0.1N y sulfato de cobre (II) diluido.
|
5. CUESTIONARIO.
5.1. Escriba las ecuaciones químicas (completas y balanceadas) representativas
de cada una de las reacciones efectuada en el procedimiento.
5.2. Escriba mínimo otros dos ejemplos con su respectiva ecuación de cada uno
de los tipos de reacciones estudiadas.
5.3. Clasifique cada una de las reacciones del experimento 5.
5.4. Las reacciones de desplazamiento se explican mediante la serie de actividad
de los metales. Escriba en su orden la serie y de explicaciones referentes a este
caso.
5.5. Al agregar el magnesio se forma efervescencia. ¿A qué se debe?
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PRACTICA # 9
ESTEQUIOMETRIA. “MÉTODO DE JOB”
1. OBJETIVOS
1.1 Determinar la relación estequiométrica en el cual se combinan los reactivos de
una reacción, empleando el método de Job.
1.2 Identificar en forma experimental el reactivo limite de una reacción.
1.3 Determinar el rendimiento de una reacción.
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
Una reacción es un proceso mediante el cual una o varias sustancias se combinan
para dar lugar a otras sustancias nuevas. La reacción se representa mediante una
ecuación química, la cual simboliza el tipo de sustancias que toman parte en el
proceso y sus proporciones estequiométricas.
En la reacción de combustión del gas propano con el oxígeno, se forman dióxido
de carbono y agua como productos. Este proceso se representa mediante la
ecuación química:
C3H8 + O2
CO2 + H2O
Sin embargo, la ecuación debe estar balanceada para que represente
correctamente las cantidades químicas de cada sustancia que participan en la
reacción:
C3H8 + 5 O2
3 CO2 + 4 H2O
Los coeficientes estequiométricos denotan la proporción, como cantidades
químicas, en la que se combinan los reactivos y aparecen los productos. Por lo
tanto, por 1 mol de C3H8 que reacciona, se requieren 5 mol de O2 y se forman 3
mol de CO2 y 4 mol de H2O.
Las proporciones también se pueden expresar en masa:
C3H8 +
5O2
1x44g
5x32g
44 g
3CO2
=
160 g
4H2O
3x44g
=
204 g
+
4 x 18 g
132 g
=
72 g
204 g
Se observa que se cumple la ley de la conservación de la masa.
Reactivo límite
Cuando ocurre una reacción, uno o varios de los reactivos se pueden encontrar en
exceso. Esto significa que existe un reactivo que determina la proporción
estequiométrica exacta en la que ocurrirá el cambio químico. Dicho reactivo,
denominado reactivo límite, se consume completamente si el proceso es
irreversible. Todos los cálculos estequiométricos deben realizarse tomando como
referencia el reactivo límite.
Ejemplo: La hidrazina, N2H4, se ha usado como combustible para cohetes
combinada con el peróxido de hidrógeno, H2O2. La ecuación química que
representa el proceso es:
N2H4
+
7 H2O2
2 HNO3
+
8 H2O
Si se combinan 1.60 g de hidrazina con 20.0 g de peróxido, ¿qué masa de ácido
se nítrico se obtiene?
N2H4
+
7H2O2
32.0 g
2HNO3
7 x34.0 g
+
8 H2O
2 x63.0 g
Uno de los métodos para determinar cuál es el reactivo límite, consiste en
seleccionar uno de ellos como referencia y calcular cuánto se requiere del otro:
1.60
7 34.0 11.9 32.0 Por lo tanto, se requieren 11.9 g de H2O2 para reaccionar con la hidrazina. Esto
significa que el peróxido se encuentra en exceso, ya que de él se tienen 20.0 g. El
reactivo límite es el N2H4 y de peróxido sobran 20.0 g - 11.9 g = 2.1 g.
Rendimiento o eficiencia de una reacción
Muchas reacciones químicas no conducen a la formación de la cantidad esperada
de productos. En algunos casos, un conjunto particular de reactivos sufren dos o
más reacciones simultáneas y aparecen productos laterales no deseados. En
estos casos, se habla de eficiencia o de rendimiento, el cual se calcula mediante la
expresión:
% ! " #!$% &. 100
! !ó% Ejemplo: Una muestra de 15.6 g de benceno, C6H6, reacciona con un exceso de
ácido nítrico, HNO3, y se forman 18.0 g de nitrobenceno, C6H5NO2. ¿Cuál fue el
rendimiento del proceso?
C6H6 +
HNO3
C6H5NO2
15.6 g
+
H2O
18.0 g
() * 15.6
% () ) 18.0
24.6
123 () * 24.6
78.0 () )
100 73.2 %
Pureza de reactivos y productos: Es común, asumir en los distintos problemas
de Química general que las sustancias que participan son químicamente puras,
sin embargo, en la mayoría de las reacciones efectuadas a escala industrial y a
aún en el laboratorio no lo son.
Se llaman impurezas a sustancias que acompañan a los reactivos pero que no
participan en la reacción, o que acompañan a un producto obtenido disminuyendo
su calidad.
Las impurezas tienen un peso determinado que aumentan las dificultades del
proceso y los costos de operación, aislarla y determinar su cuantía, es de gran
utilidad en la elaboración de materias primas.
La medida de la cantidad de sustancia pura (Sp) contenida en un material impuro
(Si), es la pureza (P) y se expresa en términos de porcentaje en peso a partir de la
siguiente relación:
%- !$ % .
100
!$ % % .%
En las reacciones intervienen sustancias puras (reactivos), y se obtienen
sustancias puras (productos); si los reactivos se dan impuros primero debe
calcularse la cantidad de material puro que contiene el material empleado
Método de la variación continua de Job.
Este método se ideó para determinar experimentalmente la relación
estequiométrica en la que se combinan los reactivos de una reacción. Se basa en
la realización de una serie reacciones empleando cantidades diferentes de cada
reactivo pero manteniendo constante la cantidad total de ambos. Puede entonces
medirse una variable del sistema, relacionada con la masa, y representarse
gráficamente contra las cantidades de reactivos utilizadas. La variable puede ser
el peso del precipitado o su altura.
Ejemplo.
Con ayuda de los datos de la tabla, determinar la relación estequiométrica en la
que reaccionan el Pb(NO3)2 y el KI:
aPb(NO3)2(ac)
+
bKI(ac)
cPbI2(s)
+
dKNO3(ac)
Graficando el peso del precipitado contra el volumen de Pb(NO3)2 0.25 M y KI 0.5
M, resulta un gráfico en el que las dos rectas se interceptan en un punto
denominado punto de equivalencia, en este punto ambos reactivos reaccionan en
cantidades estequiométricas exactas.
Tabla de datos.
Tubo #
1
2
3
4
5
6
7
8
9
Pb(NO3)2 (mL)
9
8
7
6
5
4
3
2
1
KI(mL)
1
2
3
4
5
6
7
8
9
Peso de precipitado teórico(g)
0.11
0.23
0.34
0.46
0.57
0.46
0.34
0.23
0.11
Punto de equivalencia
0,6
0,5
g PbI2
0,4
0,3
0,2
0,1
0
0
1
2
3
4
5
6
10
9
8
7
6
5
4
7
3
8
2
9
1
10 ml Pb(NO3)2
0 ml KI
Del gráfico se puede concluir que los reactivos están exactamente en proporción
estequiométrica cuando:
Esta relación, expresada en cantidades químicas, se transforma en:
Y la máxima cantidad de PbI2 obtenida es de 0.57 g (observar en el gráfico).
Estequiométricamente se pueden comprobar los resultados obtenidos a partir del
gráfico. En efecto, la ecuación química balanceada muestra que a /b = 1 /2:
Pb(NO3)2 + 2 KI
331 g
PbI2(s) + 2 KNO3
2 x 166 g
461 g
En la región del gráfico antes del máximo, el reactivo límite siempre es el
Pb(NO3)2; y en la región de la derecha, el reactivo límite siempre es el KI.
Determinación del reactivo límite en el tubo 6:
Se tiene 4 mL de Pb(NO3)2 0.25 M y 6 mL de KI 0.5 M en el tubo de ensayo, el
valor de M indica el número de moles de la sustancia que hay por cada 1000 mL
de solución:
0.25 / 6" 12 5 6
0.5 " 12
3.0 1034 " 12
1000"
12 3.0 1034 " 12 4" -# 4 5 6
0.25 " 0.25"
10 "$
1000"
1 5 6 12
3.0 1034 5 6
1" 12
12
0.25" -# 4 1.0 1034 " -# 4 1000" -# 4 -# 4 1.0 1034 " -# 4 7 893: ;<=>? @
7 ABC ;<=>? @
2.0 1034 5 6
-# 4 El reactivo límite es el Pb(NO3)2 en el tubo # 6.
Gramos de PbI2 que se producen teóricamente = 0.461 g.
3. MATERIALES Y REACTIVOS.
9 Tubos de ensayo, (dimensiones
iguales)
Gradilla
2 Pipeta de 10 mL.
Regla graduada (T.E)
Papel filtro
Balanza analítica
Gotero
Embudo
BaCl2 0.3F
K2CrO4 0.3F
4. PROCEDIMIENTO.
Disponer de 9 tubos de ensayo limpios, secos y numerados. Agregue a cada tubo
de ensayo 1,2,3,4,5,6,7,8 y 9 de BaCl2 y luego adicionar en el mismo orden
9,8,7,6,5,4,3,2 y 1 de K2CrO4 a cada tubo de ensayo, de tal forma que cada uno
tenga un volumen total de 10 mL. Dejar el precipitado por 30 minutos. Al cabo de
los cuales se mide la altura del precipitado en mm. Elaborar la tabla.
Figura 1. Método de Job
Pesar 9 papeles de filtro (o según indicación del profesor). En cada uno filtrar el
contenido de los tubos de ensayo y lavar las paredes de éste con el filtrado.
Después de transferido el precipitado secar el papel de filtro con su contenido en
una estufa a 110 °C. Dejar enfriar y pesar.
Para determinar el reactivo en exceso cualitativamente, se toma el contenido del
filtrado del tubo indicado por el profesor y se separa en dos tubos de ensayo
rotulados como A y B. Al tubo A adicionar dos gotas de BaCl2 y al tubo B dos
gotas de K2CrO4, anote sus observaciones. Elaborar la tabla completa.
5. DATOS DEL PREIFORME.
Tubo BaCl2 K2CrO4
#
(mL)
(mL)
Altura precipitado
Peso papel filtro
peso papel Filtro +
precipitado
Peso
precipitado
1
2
3
4
5
6
7
8
9
6. PREGUNTAS.
6.1. ¿Cuál es el reactivo límite en los tubos asignados por el profesor? Compare
con el resultado obtenido experimentalmente.
6.2. Si la reacción no produjera precipitado, ¿qué otra propiedad del sistema es
susceptible de medir?
6.3. Con los datos obtenidos elabore una gráfica de altura del precipitado (en mm)
contra volumen de BaCl2 y K2CrO4 en mL. Determine el punto de equivalencia y
luego calcule la relación estequiométrica en que se combinan los reactivos.
Escriba la ecuación balanceada para la reacción estudiada.
6.4. Calcule la eficiencia o rendimiento de la reacción para los tubos a los cuales
pesó el precipitado.
6.5. ¿Por qué debe evitarse que las soluciones de ambos reactivos reaccionen en
las paredes del tubo?
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PRACTICA # 10
GASES. “REACCIÓN DE UN METAL CON HCl.”
1. OBJETIVOS.
1.1 Hallar el volumen que ocupan las
producido a las condiciones ambientales.
moles de hidrógeno gaseoso
1.2 Recoger el gas producido en la reacción sobre agua, aplicando la ley de
Dalton
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS.
De la reacción de Magnesio metálico con ácido clorhídrico en solución
acuosa se obtiene hidrógeno gaseoso, así:
HCl (ac)
+
Mg (s)
MgCl2
(ac)
+
H2
(g)
Un gas es un estado de la materia en el cual las partículas (moléculas o
átomos) que lo conforman, son pequeñas en comparación con las
distancias que hay entre ellas. En un gas las partículas están en constante
movimiento, chocando contra las paredes del recipiente que las contiene.
Estos choques dan lugar a la presión del gas.
La composición de un gas se describe en términos de las cantidades
relativas de cada uno de los gases presentes en una mezcla.
En una mezcla de gases (que no reaccionan entre sí) a las condiciones de
temperatura y volumen constante, la presión total ejercida por la mezcla de
gases, es la suma de las presiones parciales de cada gas como si ocupara
el mismo volumen individualmente
-DBEFC -7 G - G H G -I
El hidrogeno recogido en la probeta estará saturado con vapor de agua, de
tal manera que la presión del gas corresponderá a la suma de la presión
parcial del hidrogeno y la presión que ejerce el vapor de agua.
-:FJ -K@ G -LFM F:NF
Esta última puede conocerse consultando una tabla que proporcione la
presión de vapor del agua con la temperatura.
Además, existe una columna de líquido que ejerce una presión denominada
presión hidrostática (Ph), que se obtiene de la siguiente expresión:
-O 0 PK@>
PK:
Donde:
L = Altura en mm de la columna de líquido.
ρH2O = Densidad del agua.
ρHg = Densidad del mercurio.
Al terminar la reacción se obtiene un equilibrio entre la presión atmosférica
y la presión ejercida dentro de la probeta, así:
-FEA -:FJ G -O
Se sabe que:
-:FJ -K@ G -LFM F:NF
Haciendo uso de las ecuaciones anteriores se deduce:
-K@ -FEA 6 -LFM F:NF 6 -O
Para calcular la cantidad de hidrogeno producido en la reacción (moles de
hidrogeno) se emplea la ecuación de estado de los gases ideales.
-K@ Q $R
Donde:
V = Es el volumen ocupado por la mezcla de gases.
n =Moles de hidrógeno gaseoso.
R = Constante de los gases ideales, 0.082 atm x L / mol x K.
T = Temperatura kelvin = T °C + 273.
Tabla (1): Presión de vapor del agua Vs temperatura.
T (°C)
Presión(mm Hg)
T (°C)
Presión (mm Hg)
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
12.7
13.5
14.4
15.4
16.3
17.5
18.5
19.7
20.9
22.2
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
23.6
25.1
26.5
28.1
29.8
31.5
33.4
35.4
37.4
39.6
3. MATERIALES Y REACTIVOS.
Soporte universal.
Termómetro.
1 Probeta graduada de 50 mL.
1 Beaker de 1000 mL
1 Pipeta de 10 mL
1Pinza para bureta.
1 Hilo (T.E)
1 Corcho o icopor (T.E)
Regla graduada (T.E).
HCl 6 F
Cinta de magnesio.
Indicador “naranja de metilo”
4. PROCEDIMIENTO.
Pesar un pedacito de magnesio (1 cm aproximadamente). Átelo a un
pedazo de hilo junto a un pedazo de corcho.
Adicione 10 mL de HCl 6 F a la probeta y termine de llenar
completamente con agua. Llene las 3/4 partes del beaker con agua.
Invierta rápidamente la probeta y colóquela dentro del agua. No debe
entrar aire a la probeta. Sujete la probeta con una pinza al soporte.
Introduzca el corcho con el Mg dentro de la probeta.
colocar primero el corcho antes de invertir la probeta.
Se puede
Obtenga la temperatura al terminar la reacción. adicione al beaker 2
gotas de naranja de metilo
DATOS.
Al terminar la reacción reportar:
L = altura del líquido (mm)
Temperatura de la reacción. ( °C)
Volumen del gas formado. (mL)
Peso de la cinta de Mg (g)
5. CUESTIONARIO.
5.1 Determinar la presión hidrostática en mm Hg.
5.2 Determinar la presión de vapor de agua a la temperatura de la reacción
5.3 Calcular la presión del hidrógeno gaseoso en mm Hg.
5.4 Calcular las Moles de magnesio gastado.
5.5 Calcular las Moles de hidrógeno producidas, teóricamente y
experimentalmente.
5.6 ¿Cuál es el reactivo límite en la reacción? Explique.
5.7 Si un mol de H2 (gaseoso) pesa 2 g. ¿Cuál es su densidad en
condiciones normales?
5.8 Si en lugar de utilizar HCl se utilizara H2SO4 ¿habría algún cambio en
los cálculos? Justifique su respuesta.
5.9 ¿Cuál es el volumen de una mol de hidrógeno a condiciones normales?
comparar con el volumen ocupado por un mol de hidrogeno a las
condiciones estipuladas en el experimento.
5.10 Una muestra de gas pesa 1.25 g a 28 °C, ocupa un volumen de 2.5 x
102 mL y ejerce una presión de 715 torr. ¿Cuál es la masa molar del gas?
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PRACTICA # 11
MEDIDA DEL pH
H DE ALGUNOS ÁCIDOS, BASES Y SALES
1. OBJETIVOS
1.1 Familiarizarse con los cambios de color de algunos indicadores y la escala de
pH en el papel indicador universal.
1.2 Reconocer la acidez o basicidad de una sustancia mediante el uso de
indicadores.
1.3Relacionar
Relacionar el pH con la concentración del ion hidrogeno de las soluciones y
con los cambios de color de indicadores acido – base comunes
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
El pH de una sustancia refleja su grado de acidez o de basicidad y se puede
calcular por la siguiente expresión: pH = -log [H3O+]. En este experimento
mediremos el pH de varias sustancias. La escala de pH se enumera de 0 a 14,
como se muestra en la figura siguiente,
siguiente, esto es el rango de la escala pH,
igualmente aparece una tabla que muestra el pH de algunas sustancias comunes.
Figura 1. Escala de pH
TABLA 1 pH de algunas sustancias comunes
Sustancia
HCl 1M
VINAGRE
GASEOSA
NARANJAS
TOMATES
AGUA LLUVIA
LECHE
AGUA PURA
AGUA DE MAR
NH4 OH 0.1M
NaOH 1M
pH
0
2.8
3.0
3.5
4.2
6.2
6.5
7.0
8.5
11.1
14.0
Existen varios métodos para determinar el pH de una solución, entre ellos el
método colorimétrico y el método potenciométrico.
En cuanto al método colorimétrico está el uso de papel indicador universal y los
papeles tornasol azul y tornasol rojo. Un método muy simple consiste en colocar
unas pocas gotas de un colorante químico (indicador químico) en la solución que
se quiere ensayar. El indicador cambia a un color específico que depende del pH
de la solución. Así, los ácidos enrojecen el papel tornasol azul y las bases
azulean el papel tornasol rojo, además enrojecen a la fenolftaleína.
En cuanto al método potenciométrico, para determinar el pH se usa un
instrumento llamado peachímetro, que mide electrónicamente el pH de una
solución. En este experimento usaremos el primer método y el peachímetro
queda a opción del profesor.
3. MATERIALES Y REACTIVOS
Gradilla, 12 tubos de ensayo, 12
rótulos.
Vaso de precipitado, 100 ml
Agitador de vidrio
Papel indicador universal, tornasol
azul y tornasol rojo
Solución de fenolftaleína, solución
de anaranjado de metilo.
Cloruro de amonio 1M
Cloruro de potasio 1M
Carbonato de sodio 0.1 M
Acido clorhídrico 0.1 M
Hidróxido de amonio 0.1 M
Vinagre, jugo de naranja, leche,
gaseosa carbonatada (traer el
estudiante)
4. PROCEDIMIENTO
4.1. Aliste una gradilla y 9 tubos de ensayo secos y limpios. Rotule cada uno de
los tubos de ensayo con las sustancias usadas en el experimento. Obtenga cerca
de 2 ml de cada sustancia y viértalos en los correspondientes tubos de ensayos
rotulados. Prepare una tabla de datos en su cuaderno de laboratorio, según el
modelo siguiente (tabla 2):
Solución
pH aproximado de cada solución
S1
S2
S3
S4
S5
S6
Papel indicador universal
Papel tornasol azul
Papel tornasol rojo
Para el uso del papel indicador de pH (universal, tornasol azul o tornasol rojo) se
sigue el siguiente procedimiento:
Obtenga del profesor una tira de 1 cm de papel indicador
Use un agitador de vidrio para tocar con el extremo la solución en el tubo de
ensayo y untar en el papel indicador. Asegúrese de que solamente se
humedece el papel con la solución de lo contrario, se retira todo el
colorante del papel.
Para determina el pH de la solución se compara el color del papel
humedecido con la escala de colores. Anota el cambio de color.
Para repetir el ensayo tenga precaución de enjuagar el agitador en un vaso
que contenga destilada.
Anote en la tabla de datos anterior.
4.2 usando el método descrito complete los siguientes pasos y anote los
resultados en la tabla 3, de acuerdo al siguiente ensayo:
En un tubo de ensayo seco y limpio coloque 2 ml de HCl 0.1M y mida su pH.
En otro tubo de ensayo seco y limpio coloque 2 ml de NaOH 0.1M y
determine su pH.
En un tubo de ensayo limpio vierta un ml de acido y un ml de base, agite el
contenido y determine el pH de la solución resultante.
Vierta dos gotas de anaranjado de metilo en el tubo que contiene el HCl
0.1M, anote el cambio de color.
Vierta dos gotas de fenolftaleína en el tubo que contiene NaOH.0.1M, anote
el cambio de color.
Introduzca el papel tornasol azul y el papel tornasol rojo en las mismas
soluciones. Anote los resultados en la siguiente tabla.
HCl 0.1 M
NaOH 0.1M
Combinación de acido +
base (sal)
pH aproximado de cada
solución
Papel indicador universal
Papel tornasol azul
Papel tornasol rojo
Fenolftaleína
Anaranjado de metilo
4.3. (Opcional) si se dispone de un peachímetro, el profesor podrá hacer una
demostración de cómo usarlo para determinar el pH de una solución. Anote los
valores obtenidos.
Nota:
1. en la tabla de datos (tabla 1 y 2) anote los cambios de color para las diferentes
sustancias.
2. de acuerdo con la escala de colores ¿cuál es el pH de cada una de las
sustancias empleadas?
3. describa la reacción que ocurre cuando se mezclan las dos soluciones (HCl
0.1M y NaOH 0.1M)
4. Si se uso el peachímetro compare los valores de pH observador con los
obtenidos a partir de los indicadores.
5. CUESTIONARIO
5.1. La escala de pH es una escala logarítmica. Esto significa que la diferencia
entre cada unidad de pH es realmente un factor de 10. Si el pH de un jugo de
toronja es 3 y el pH de la cerveza es 5 ¿Cuántas veces es mas acido el jugo de
toronja que la cerveza?
5.2. ¿Cuál es el pH esperado de las siguientes concentraciones de acido?
a) 0.001M
b) 0.01M
c) 1.0M
5.3. ¿Cuál es el pH esperado de las siguientes concentraciones de base?
a) 0.001M
b) 0.01M
c) 1.0M
5.4. Describa algunos procesos industriales en los cuales se utilizan soluciones
con pH determinado.
5.5. Indique la importancia del pH en los proceso biológicos.
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PRACTICA # 12
PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
1. OBJETIVOS
1.1 Identificar las principales formas de expresar la concentración de las
soluciones
1.2 Realizar los cálculos necesarios para determinar la cantidad de reactivos que
serán utilizados en la preparación de disoluciones
1.3 Preparar diferentes soluciones
1.4 utilizar algunos aparatos de medición de volúmenes, tales como la probeta y el
matraz volumétrico.
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS
Las soluciones son mezclas homogéneas de dos o más sustancias. La
concentración de una solución nos da información acerca de la cantidad de soluto
disuelto en un volumen unitario de solución. Puesto que las reacciones
generalmente se llevan a cabo en solución, es importante conocer las diferentes
maneras de expresar la concentración y aprender a preparar soluciones de una
determinada concentración. Las propiedades de una solución son las mismas en
todos los puntos de una muestra dada. Existen soluciones sólidas, líquidas y
gaseosas y algunos ejemplos de éstas son el aire limpio (mezcla de nitrógeno y
oxígeno), agua endulzada y algunas aleaciones de latón (cobre y zinc) Los
átomos, moléculas o iones de una solución están perfectamente mezclados y esto
facilita que entren en contacto y reaccionen. En las soluciones en fase líquida o
gaseosa, las partículas se mueven y chocan incrementando las posibilidades para
que reaccionen entre sí. Debido a que las partículas están muy juntas en las
soluciones líquidas y por tanto chocan más a menudo, estas soluciones son los
medios que se emplean para producir fármacos, alimentos y otros productos
comerciales. También son el medio en el que se llevan a cabo las reacciones en
nuestro cuerpo y en el de otros organismos vivos.
Para conocer la cantidad de soluto que hay en un volumen dado de solución es
necesario conocer la concentración de la solución: las cantidades relativas de
soluto y disolvente. A continuación se describen las diferentes maneras de
expresar la concentración.
Las soluciones se pueden preparar teniendo en cuenta las diferentes unidades de
concentración como son:
• Solución porcentual (%)
• Solución formal (F)
• Solución Molar (M)
• Solución Normal (N)
• Partes por millón (ppm)
• Solución molal (m)
• Fracción mol (χ)
• Solución título (T)
Solución porcentual
Existen tres maneras de expresar las soluciones porcentuales, estas son:
I. Porcentaje en masa. El porcentaje en masa se refiere a la masa de soluto por
masa de solución.
"!
% $ &100
" %ó$
El porcentaje en masa es adimensional. El porcentaje en masa es independiente
de la temperatura, se utiliza con frecuencia para expresar la concentración de
reactivos sólidos o reactivos acuosos comerciales. Por ejemplo, el HCl se vende
como solución al 36%, lo cual significa que el reactivo tiene 36 g de soluto por 100
g de solución.
II. Porcentaje en volumen
El porcentaje en volumen se refiere al volumen de soluto por volumen de solución
% $ S" S"$ "!
&100
S"$ " %ó$
El porcentaje en volumen es adimensional. El porcentaje volumen es dependiente
del cambio de temperatura, comúnmente se utiliza para especificar la
concentración de una solución preparada al diluir un líquido puro en otro líquido.
Por ejemplo, una solución acuosa de metanol al 5% indica que dicha solución se
preparó al diluir 5 mL de metanol puro con agua hasta 100 mL de solución.
III. Porcentaje peso/volumen
El porcentaje peso/volumen se refiere al peso de soluto por volumen de solución.
% /S"$ "!
&100
0 " %ó$
En el porcentaje peso/volumen las unidades no se cancelan, por lo que deben
especificarse. El porcentaje peso/volumen es dependiente de la temperatura, se
emplea para indicar la composición de soluciones acuosas diluidas de reactivos
sólidos. Por ejemplo, una solución acuosa de nitrato de plata al 5% se refiere a
una solución preparada mediante la disolución de 5 g de nitrato de plata en
suficiente agua para preparar 100 mL de solución. También es muy usual ésta
forma de expresar la concentración para soluciones de indicadores químicos.
Solución formal (F)
Una solución formal expresa el número total de moles de un soluto por litro de
solución (o el número total de milimoles en un mL de solución). Por ejemplo una
solución de hidróxido de sodio que tiene una concentración 1.0 F se puede
preparar disolviendo 1 mol de NaOH que corresponde a 40 g de NaOH y diluir
exactamente a un litro de solución. La concentración formal se refiere a la cantidad
de soluto disuelto sin considerar la disociación de éste en la solución.
$ú Wó"
U
0 " %ó$
Solución molar (M)
Una solución molar expresa los moles de soluto iónico o molecular, por litro de
solución. Con el fin de calcular la molaridad (M) de una solución, se debe conocer
el comportamiento del soluto en la solución, es decir, conocer si se disocia o no se
disocia el soluto en el disolvente (electrolito fuerte, débil o no electrolito)
" "!
/
0 " %ó$
Solución normal (N)
La normalidad de una solución expresa el número de equivalentes de soluto
contenidos en 1 L de solución o el número de miliequivalentes por mL de solución.
Una solución 0.2 N de ácido clorhídrico contiene 0.20 eq de HCl en cada litro de
solución ó 0.20 meq de HCl en cada mL de solución.
$ú 5%S"$! "!
0 " %ó$
Partes por millón (ppm)
La expresión de un ppm indica que una unidad de la sustancia de interés está
presente por cada millón de unidades del total de la solución. En otras palabras se
puede decir que en una solución de una parte por millón se encuentra un gramo
de sustancia por cada millón de gramos de solución.
"!
X " %ó$
Solución molal (m)
Una solución molal expresa el número de moles de soluto por kilogramo de
disolvente.
" "!
X "S$!
La molalidad es útil para mediciones físicas precisas, la razón es que la molalidad
no depende de la temperatura.
Fracción molar (Xi).
La fracción mol se define como el número de moles del componente de interés
entre el número de moles totales en la solución.
" "!
YZ " " %ó$
La fracción mol al igual que la molalidad es útil para mediciones físicas precisas.
3. MATERIAL Y REACTIVOS
Balanza analítica
Vidrio de reloj
2 Matraces volumétricos de 100 mL
1 Matraces volumétricos de 50 mL
2 Pipetas graduadas de 10 mL
Frasco lavador
Pera
Ácido clorhídrico
Espátula
Agitador de vidrio
Embudo pequeño
1 Beaker 100mL
4. PROCEDIMIENTO
Calcular el volumen necesario para preparar 100 mL de solución de ácido
clorhídrico 0.1M. Con ayuda de una pipeta, tomar el volumen de ácido clorhídrico
calculado y adicionarlo a un matraz aforado de 100 mL, aforar con agua y agitar
suavemente.
Mediante el uso del método de dilución y partiendo de la solución de ácido
clorhídrico 0.1M diseñe en detalle el procedimiento que se debe seguir para
preparar 100 mL de solución 0.01 M.
Preparar 100g de una solución al 10% en peso de NaCl
Pese un beaker de 100 mL. Anote el peso. Agregue al beaker porciones de NaCl
hasta que el peso adicional corresponda a 10g. Ahora se miden 90mL de agua
con la probeta (asumir la densidad del agua 1g/mL) y se agregan al beaker con el
NaCl para formar la solución agite con una varilla de vidrio para ayudar el proceso
de dilución.
Haga los cálculos respectivos para determinar las cantidades de sustancias a
utilizar.
5. CUESTIONARIO
5.1. ¿Qué se entiende por densidad, y cuáles son sus unidades?
5.2. ¿Por qué para poder calcular el peso equivalente de un reactivo, se debe
indicar la reacción química en la cual participará éste?
5.3. ¿Qué se entiende por equivalente químico?
5.4. ¿Por qué las soluciones preparadas de una concentración conocida se deben
guardar en frascos tapados?
5.5. ¿Qué cuidados se debe tener en la preparación y conservación de una
solución de NaOH de concentración conocida?
5.6. Mencione la importancia que tiene de aforar correctamente un matraz aforado,
cuando se está preparando una solución valorada.
Describa el procedimiento que utilizaría en la preparación de una solución 1.0N de
acido sulfúrico
5.7. ¿Cuál es el porcentaje en peso de hidróxido de sodio en una solución que se
prepara disolviendo 8.0g de NaOH en 50.0g de agua?
5.8. ¿Qué peso de NaOH se necesita para preparar 500mL de solución 0.1M?
NOTA: LOS INTEGRANTES DE CADA GRUPO DEBERAN TRAER ENVASES
VACÍOS CON TAPA PARA GUARDAR LAS SOLUCIONES PREPARADAS
UNIVERSIDAD DE CORDOBA
FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS E INGENIERIAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
PRACTICA # 13
ANALISIS VOLUMÉTRICO (TITULACION)
1. OBJETIVOS.
1.1.
Iniciar al estudiante en las técnicas de titulación colorimétrica y de análisis
volumétrico.
1.2.
Determinar la concentración verdadera de una solución ácida o básica,
mediante la técnica de titulación.
1.3.
Determinar el la concentración de ácido acético contenida en una muestra
de vinagre
2. FUNDAMENTO TEÓRICO
Uno de los procedimientos de análisis cuantitativo, se basa en la adición de una
solución de concentración conocida llamada SOLUCION TITULANTE, a la
solución cuya concentración se va a determinar, llamada SOLUCION TITULADA.
LA TITULACION es un método de laboratorio que permite equilibrar volúmenes de
ácidos y bases a un grado de acidez o alcalinidad o hallar una concentración
desconocida de uno de ellos al comparar con una concentración de una solución
estándar del otro.
La adición de solución titulante se efectúa hasta alcanzar lo que se denomina
PUNTO DE EQUIVALENCIA. El cual se puede detectar cuando la titulación es
colorimétrica, por el cambio de color que experimenta el indicador adecuado;
presente en la solución titulada.
En el punto de equivalencia de toda titulación se cumple que: número equivalente
de la solución titulante es igual al número de equivalentes de la solución titulada,
lo cual se puede expresar por la ecuación.
Va x Na = Vb x Nb
En donde V es el volumen gastado en milímetros, N es la normalidad, y los
subíndices a y b se refieren al ácido y la base respectivamente.
Debe tenerse en cuenta que los pesos equivalentes no son constantes, son
función de la naturaleza de la reacción.
En la titulación colorimétrica el punto de equivalencia depende del indicador
utilizado. Un indicador es un ácido o una base que tiene un color diferente al de la
base o ácido conjugado. En solución acuosa presenta equilibrio químico de
disociación en la forma siguiente:
Hln
+
H2O
H3O +
Color A
+
InColor B.
Ejemplo: para el naranja de metilo su forma Hln (indicador sin disociar) es rojo, y
en su forma ln (indicador disociado) es amarillo.
3. MATERIALES Y REACTIVOS
Bureta de 50ml
NaOH
Soporte universal
100 mL HCL 0.1N
Pinza para bureta
Vinagre 20 mL (T.E)
Beaker de 100 ml
Erlenmeyer de 100 ml
Frasco lavador
Pipeta de 10 ml
Nota: la solución de hidróxido de sodio debe ser la preparada por el estudiante en
la práctica de soluciones.
4 PROCEDIMIENTO.
4.1 Cálculo de la normalidad de una solución de NaOH
Arme el conjunto para titulación que se muestre en la figura 1. En el Erlenmeyer
vierta 10 ml (medidos con una pipeta) de solución de ácido clorhídrico
exactamente 0,1 N; adiciónele dos gotas de fenolftaleína y agite. Coloque un papel
blanco debajo del Erlenmeyer. En la bureta coloque 25 ml de hidróxido de sodio
(se considera que su concentración es aproximadamente 0,1 N), teniendo el
cuidado de agregar solución hasta que la base del menisco coincida exactamente
con la marca del 0 (cero). Deje caer poco a poco la solución básica de la bureta
(NaOH) sobre la solución del Erlenmeyer (ácida) agitando a cada caída de NaOH.
Maneje la llave de la bureta con una mano (la izquierda) y con la derecha agite
cuidadosamente el Erlenmeyer. Observe la aparición de un color rosado, el cual
desaparece al agitar la solución. Continúe agregando la solución básica cada vez
con más lentitud y agitando. Observe que el color desaparece cada vez más
lentamente a medida que se agita la disolución. Siga agregando solución básica,
pero ahora gota a gota, y agite hasta observar que la adición de una gota produce
una coloración que permanece varios segundos. Cuando se ha alcanzado el punto
de equivalencia es suficiente una gota de base para cambiar la solución de
incolora a rosada tenue. Anote la lectura final de la bureta
0
1
0
2
0
3
0
4
0
5
0
Figura 1: Montaje de titulación
4.2 CALCULO DE LA CONCENTRACIÓN DE ÁCIDO ACÉTICO PRESENTE EN
UNA MUESTRA DE VINAGRE
Tome 10 ml de vinagre como muestra de una solución ácida de concentración
desconocida, titule la muestra de vinagre con la solución estandarizada NaOH de
la parte 4.1.
5. TABLA DE DATOS
CALCULO DE LA NORMALIDAD DEL NaOH
Lectura inicial de la Bureta
______________ ml
Lectura final de la Bureta
______________ ml
Volumen de NaOH utilizado
______________ ml
Volumen de HCl de normalidad 0,1 N = 10 ml = Va
De la ecuación Va x Na = Vb x Nb se calcula la normalidad de la base:
Nb = Va x Na / Vb
CÁLCULO DE LA CONCENTRACIÓN DE ÁCIDO ACÉTICO EN EL VINAGRE
Lectura inicial de la Bureta
Lectura final de la Bureta
Volumen de NaOH utilizado
Normalidad del NaOH
Volumen del vinagre utilizado
Normalidad del ácido en el vinagre
______________ ml
______________ ml
______________ ml
_______________
_______________ml
_______________ ml
6. CUESTIONARIO
6.1. Escriba la ecuación química balanceada para cada una de las titulaciones
realizadas.
6.2. Explicar los siguientes términos: Punto de equivalencia, Punto final.
6.3. ¿Qué criterio debe tenerse en cuenta para escoger el indicador adecuado a
usar en una titulación?
6.4. ¿Qué se entiende por acidimetría y volumetría?
6.5. ¿Qué Volumen de NaOH 0.5 N se necesita para neutralizar 20 ml de HCl 2,0
N?
6.6. ¿Qué es una solución estándar y una solución tampón?
6.7. Calcule el porcentaje en peso de ácido acético presente en el vinagre (la
densidad del vinagre se puede tomar como igual a 1,01 g/ml).