Subido por Claudia Minetti

QUIMICA GENERAL MANUAL DE LABORATORIO BA-1

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UNIVERSIDAD DEL ATLÁNTICO
FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUÍMICA GENERAL
MANUAL DE
LABORATORIO
BARANQUILLA
2000
INTRODUCCION
El objetivo principal para el cual se emprendió la tarea de elaborar un Manual de
Laboratorio, fue el de proporcionar al estudiante de Química General, un
conocimiento básico que le permita iniciarse en el estudio de la asignatura en forma
experimental.
El Manual está concebido para el Laboratorio de Química General que corresponde
a los semestres básicos del campo científico metodológico de los planes de estudio
de Ingenierías, Licenciatura en Ciencias Naturales, Biología, Química y Farmacia,
Física y Química.
Están diseñadas para que el estudiante, pueda familiarizarse con los equipos y
materiales de uso común en los laboratorios y reactivos, adquiera la habilidad y
destreza en el manejo de los mismos, practique las técnicas de laboratorio,
encarando su labor con un criterio analítico y no solo con la curiosidad de comprobar
fenómenos.
Para su manejo se sigue la siguiente metodología.:

Presenta una información general de las normas de seguridad en los
laboratorios.

Instrucciones para la presentación del informe de Laboratorio.

Instrucciones para el cuaderno de notas del Laboratorio.

Cada práctica tiene un título, sus objetivos, una información básica de la teoría
a tratar en la misma, el procedimiento que debe seguir, datos, cálculos,
preguntas en algunas se dan recomendaciones.

Al final del manual se han colocado una serie de dibujos del material de
laboratorio que usaremos en las diferentes prácticas, así como tablas y anexos
que complementan la información del mismo.
1.- NORMAS GENERALES DE SEGURIDAD PARA TRABAJAR EN EL
LABORATORIO DE QUIMICA.
El trabajo en el laboratorio es una actividad interesante no solo por lo que se puede
aprender dentro de él, sino también por la oportunidad que tenemos de desarrollar
en forma práctica nuestros conocimientos teóricos, pero para ello es necesario
conocer algunos riesgos que se pueden presentar en el mismo y que por lo tanto
debemos tener precauciones. Para ello existen algunas normas generales en las
cuales debemos poner atención y ser responsables del trabajo que estamos
realizando, estas son importantes y decisivas en el éxito del trabajo del mismo.
La siguiente lista de precauciones y cuidados le advierte sobre peligros que son
frecuentes en el Laboratorio:
 Debe conservar el lugar de trabajo limpio y seco.
 Leer con antelación a la práctica, la técnica a seguir y planear la realización de
la misma.
 Anotar datos y resultados en un cuaderno de notas de cada práctica de
Laboratorio.
 Leer las etiquetas con cuidado para usar el reactivo en forma correcta. Los
reactivos sólidos se deben manejar con una espátula, los líquidos corrosivos o
nocivos con pipetas adheridos a una bomba de succión.
 Lavar con antelación los materiales de vidrio a utilizar y al finalizar dejarlos
limpios.
 El estudiante debe saber en dónde se halla el equipo de seguridad y de primeros
auxilios.
 En caso de tener contacto de una sustancia corrosiva con la piel u ojos, debe
lavarse la parte con suficiente agua, e informar al profesor o instructor de
laboratorio.
 No saboree sustancias químicas; no huela directamente los vapores, para
hacerlo ahueque la mano y llévese una pequeña muestra de vapor a la nariz.
 Al calentar una sustancia coloque la salida de los vapores hacia una parte donde
no cause daño a usted o sus compañeros.
 No deje abiertas las llaves del gas sin que el mechero correspondiente esté
encendido. No las debe forzar.
 No introduzca tubos o varillas de vidrio en tapones sin antes lubricarlos con agua
o vaselina en el orificio de estos.
 No usar material de vidrio roto o sentido.
 Nunca utilice sustancias sin rótulo o desconocidas.
 Use siempre la bata de laboratorio en forma correcta.
 No utilice material de otro grupo de trabajo pídalo al profesor o ayudante del
mismo.
 Si rompe algún material favor avisar al profesor o monitor, este debe ser
repuesto en el laboratorio siguiente
 Está prohibido fumar o ingerir alimento dentro del laboratorio.







No caliente probetas, pipetas, buretas, matraces aforados, ya que se rompen
fácilmente.
No cargue recipientes de reactivos para su mesa en especial los grandes;
déjelos en el sitio que le asignó el profesor.
No retorne los sobrantes de los reactivos a los frascos de origen ya que puede
contaminarlos; para evitar tener residuos de reactivos, tomar pequeñas
cantidades de las sustancias con las cuales trabaja.
Al utilizar las espátulas mirar que estén secas y limpias.
Tape los reactivos cuando los haya utilizado, ya que la humedad y gases del
medio lo contaminan, o puede algún estudiante derramarlo.
Arrojar los residuos sólidos a las canecas de la basura y mantenga limpio el
sumidero de los vertederos de estos residuos.
Coloque los recipientes de vidrio de tal manera que no se puedan romper, lo
mismo para los recipientes en donde están los reactivos.
1.1. ANTIDOTOS DE VENENOS.
ACIDO ACETICO: Eméticos, leche de magnesia, tiza, jabón, aceite.
ARSENICO: Leche, huevo crudo, aceite dulce, agua de cal, harina y agua.
MONOXIDO DE CARBONO: Colocar al paciente donde haya aire fresco, solicitar
para aplicar Oxígeno con un motor para pulmones, aplicar respiración artificial por
lo menos una hora hasta que llegue el equipo para suministrar Oxígeno. Inhalación
de amoníaco o nitrato de Amilo.
CLOROFORMO: Baño con agua fría en cabeza y pecho, respiración artificial.
ETILENO: Lo mismo que para el monóxido de carbono.
ACIDO HIDROCIANICO: Peróxido de hidrógeno, respiración artificial, respirar
amoníaco, sulfato ferroso seguido por carbonato potásico, eméticos, abrigar bien.
YODO: Eméticos, lavado de estómago, comidas almidonadas en abundancia,
tiosulfato de sodio.
ACETATO DE PLOMO: Eméticos, lavado de estómago, sodio, potasio o sulfato de
magnesio, leche, albúmina.
NITRATO DE PLATA: Sal y agua.
ACIDO CLORHIDRICO: Magnesia, carbonatos alcalinos, albúmina, hielo.
ACIDO NITRICO: Lo mismo que para el ácido clorhídrico.
ACIDO FOSFORICO: Lo mismo que el anterior.
HIDROXIDO DE SODIO O POTASIO: Vinagre, jugo de limón, jugo de naranja,
aceite, leche.
ACIDO SULFURICO: Lo mismo que para el ácido clorhídrico, además jabón o
aceite.
QUEMADURAS CON REACTIVOS QUIMICOS: Lavar tan pronto sea posible con
grandes cantidades de agua.
QUEMADURAS CON ACIDOS: Lavar con agua, procurar agua de cal más aceite
de linaza crudo mezclado en proporciones iguales o con una mezcla de bicarbonato
de soda y agua de jabón espumoso y aplicar libremente.
QUEMADURAS CON ALCALIS: Lavar con grandes cantidades de agua, neutralizar
con vinagre débil, jugo de cidra o limón. Para quemaduras fuertes en la vista, lavar
con solución débil de vinagre o aceite de oliva o con soluciones saturadas de ácido
bórico.
QUEMADURAS CON BROMO: Colocar solución fuerte de tiosulfato de sodio hasta
que todo el color del bromo desaparezca, luego lavar el tiosulfato de sodio con
bastante agua.
1.2.-CUADERNO DE NOTAS.
El Laboratorio de Química general es una actividad de aprendizaje de técnicas y
a la vez forma al estudiante en el manejo de los materiales, reactivos y equipos que
necesita para desarrollar las prácticas que se requieren para su aprendizaje. Por
esto es necesario e importante que el estudiante haya leído y estudiado la práctica
con anterioridad y si tiene dudas pueda investigar en la Biblioteca o con otros
compañeros lo que no entienda con solo leer la técnica que se les entrega.
Algunas investigaciones llevadas a cabo por científicos han perdido su credibilidad
por no tener en sus manos unas hojas o un cuaderno de notas donde se pueda
corroborar lo que se hizo en el Laboratorio, para ello es necesario que los
estudiantes lleven un cuaderno en donde puedan consignar todos los datos
hallados en la experiencia y luego puedan compararlos con los compañeros.
Este medio permite al estudiante organizar su pensamiento ya que en el están
consignados todos los datos de la experiencia, en el podrán mirar si la experiencia
realizada les resultó como querían o no. Estos datos deben estar en orden de tal
manera que otro estudiante pueda entender y utilizar estos para sus cálculos.
Aquí mencionaremos algunas reglas que deben seguir para las anotaciones del
Laboratorio.
 Utilice cuadernos de pasta dura.
 No arranque hojas, numérelas y escriba siempre con tinta.
 No borre nada, si se equivocó, tache con una cruz, y luego proceda a realizar
los nuevos cálculos. De tal manera que se pueda leer lo anteriormente hecho.
 Haga anotaciones concisas y completas, en forma ordenada, clara y legible.
 No deje espacios en blanco.
 Antes de entrar al Laboratorio analice el trabajo a realizar.
 Llene la hoja de datos de cada experiencia y asegúrese que las cantidades
están bien escritas.
 Haga los cálculos que le ayudarán a verificar la consistencia de sus datos.
 Trabaje con orden y limpieza.
 Si la libreta se le mancha accidentalmente, es algo normal en un Laboratorio.
1.3.- EL INFORME DE LABORATORIO.
Cualquier investigador, está obligado a presentar un informe del tema investigado.
Todo informe de laboratorio debe llevar las pautas de un escrito científico. Los pasos
a seguir para presentar un informe de Laboratorio o un informe científico son los
siguientes:
 El título.
 La información básica, es decir un resumen de la teoría en que está
fundamentada la investigación a realizar.
 El método a seguir para realizar la experiencia o la investigación. Esto debe ser
resumido.
 Datos y resultados. Este comprende dos partes: a.- Datos primarios.
b.- Datos secundarios o resultados.
 Discutir o analizar los resultados.
 Dar recomendaciones y conclusiones de la experiencia .
 Bibliografía.
CONTENIDO
Página
1. Uso del Mechero y Trabajo en vidrio.......................................................... 1
2. Relaciones entre masa y volumen................................................................ 5
3. Transformaciones de la materia.................................................................. 11
4. Tipos de Reacción......................................................................................... 15
5. Porcentaje de Oxígeno en el Clorato de Potasio........................................ 18
6. Proporciones definidas y Múltiples............................................................. 21
7. Determinación de la Estequiometría de una Reacción Química.............. 24
8. Determinación de la fórmula de una sal hidratada.................................... 28
9. Ley de Charles............................................................................................... 31
10. Peso molecular de un líquido vaporizable.................................................. 35
11. Volumen molar de un gas.............................................................................. 39
12. Soluciones...................................................................................................... 43
13. Determinación de la curva de solubilidad,................................................... 46
14. Propiedades Coligativas................................................................................ 48
15. Calor de Reacción.......................................................................................... 51
16. Equilibrio Químico......................................................................................... 57
17. Neutralización................................................................................................. 60
18. Punto de equivalencia entre una base y un ácido...................................... 65
19. ¿Cuánta presión se necesita para formar las palomitas de maíz.............. 67
20. Identificación de un desconocido................................................................. 69
21. Actividad de laboratorio para distinguir entre dos sales usando métodologías sencillas............................................................................................... 71
22. Ley de Boyle................................................................................................... 72
1
EXPERIENCIA N° 1
USO DEL MECHERO Y TRABAJO EN VIDRIO
1.- OBJETIVOS.
 Conocer el mechero, la llama y las zonas de calentamiento.
 Demostrar habilidad con el manejo del vidrio en cuanto a corte y doblado de
tubos de vidrio
2.- INFORMACION BASICA.
La fuente primaria de calentamiento en el Laboratorio son los mecheros (Fig. 1)
utilizando el gas natural como medio de combustión. De los mecheros utilizados en
el Laboratorio, el que más se utiliza es el Bunsen, el cual consiste de un tubo para
la entrada del gas (A), por un orificio pequeño a una cámara de mezclado con aire
(B), la cual mediante un anillo (C), es posible abrir o cerrar, para regular el paso del
aire de acuerdo a la necesidad. La cámara (B) se prolonga en un tubo separable
(D), de 10 – 12 cm de longitud, del cual sale una llama cónica.
Cuando la llama está bien regulada (Fig. 2b), es posible distinguir dos zonas; la
externa que es la zona de Oxidación (O), de color Violeta pálido y la interna que es
la zona de Reducción (R), de color azul pálido, el punto (P) es la parte más caliente
de la llama.
Los objetos que deseamos calentar se deben colocar en la parte de arriba de este
punto. Para obtener una llama excelente deje penetrar el aire, ya que el gas es una
mezcla de hidrocarburos que al quemarse se combinan con el oxígeno del aire,
formando agua, monóxido y dióxido de carbono, desprendiendo energía calorífica.
El monóxido de Carbono se forma cuando la combustión es parcial.
CH4 (g) + O2 (g) ----------- C (s) + 2 H2O (g)
2 CH4 (g) + 3 O2 (g) ---------- 2 CO (g) + 4 H2O (g)
CH4 (g) + 2 O2 (g) --------- CO2 (g) + 2 H2O (g)
El vidrio es una sustancia dura, de brillo especial, frágil, insoluble y maleable a altas
temperaturas, es un líquido superenfriable de gran viscosidad. La apariencia física
del vidrio es la misma frío o caliente, por eso esté atento a la manipulación del
mismo.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS.
 Mecheros Bunsen.
 Tubo de vidrio. 50cm x2 mm
 Alfiler.
 Lima triangular.
4.- PROCEDIMIENTO
 Cartulina.
 Pinza para crisoles.
 Cerillas
 Fuente de gas.
2
Mecheros.
 Desarme el mechero y observe con cuidado sus partes. (ig. 1b)
 Arme nuevamente el mechero y una el tubo de goma a la tubería de distribución
de gas.
 Cierre la cámara (B) con el anillo (C).
 Prenda un cerillo y abra la llave del gas y enciéndalo.
 Con el anillo (C) regule la entrada del aire y ajústelo hasta obtener una llama
azulada. Si tenemos exceso de aire la llama será de color amarillo pues no hay
combustión completa, dejando depósitos de carbón.
 Cuando el mechero está bien ajustado se observa una llama azul en la boca del
mechero.
 Introduzca rápidamente por espacio de 2 ó 3 segundos una lámina de cartulina.
 En forma horizontal. Sobre la llama.
 En forma vertical sobre la llama.
 En forma vertical en el interior.
 En forma horizontal en el interior.
 Introduzca en la zona de reducción de la llama un tubo de vidrio y encienda el
gas que sale por la parte superior. Levántelo lentamente y cuando cese la
combustión marque esta posición en la fotografía de las láminas anteriores.
 Introduzca un cerillo fijado cerca de su cabeza con un alfiler con el mechero
apagado y luego encienda el mechero sin encender el cerillo. Levante con la
pinza el alfiler al cono superior. Mirar qué sucede? Por qué? Qué conclusiones
puede sacar?
 Con la entrada de aire completamente cerrada sostenga con una pinza para
crisoles un tubo de vidrio en la parte superior de la llama, hasta que además de
humedad, se observe un deposito en el vidrio. ¿Qué se condensa en el vidrio?
Explicar la luminosidad de la llama.
Manejo de Vidrio.
El calor torna maleable al vidrio y el secreto para trabajarlo está en el calentamiento
del mismo en forma eficiente.
 Colocar el vidrio sobre la mesa de trabajo.
 Hacer una incisión fina con la lima triangular, alrededor del tubo. (Fig. 3ª)
 Coger el tubo con ambas manos presionar con los pulgares colocados debajo
de la incisión. (Fig. 3b)
 Si con el jalado y una presión moderada no se parte el tubo, vuelva a repetir los
pasos anteriores, mojando el tubo.
 Pulir los extremos de los tubos, si calienta demasiado este tiende a cerrarse,
para evitar esto se introduce una punta de grafito para ensanchar la boca del
tubo.
 Para doblar el vidrio se calienta uniformemente el tubo haciéndolo girar
simultáneamente (Fig. 4ª) hasta que empiece a ablandarse. Se observa una
llama de color amarillo debido al sodio que contiene el vidrio.
 Cuando el tubo se ablande (no dejar que se doble) retírese de la llama y hágase
el codo deseado. El codo debe quedar uniformemente curvado sin ninguna zona
3

aplanada o retorcida. (Fig. 4b)
No toque el vidrio caliente con los dedos. No coloque el vidrio directamente sobre
la mesa.
4
5
5.- PREGUNTAS.









.
De los nombres de dos mecheros diferentes al utilizado en el Laboratorio e
indique las diferencias.
Dibuje el mechero utilizado y dé el nombre de sus partes.
Cuál es la composición del gas natural usado? Escriba sus reacciones.
Dibuje la llama y sus partes, indique las temperaturas de las diferentes zonas de
la llama, de acuerdo con el mechero.
Cuál es la composición del vidrio?.
Doblar un tubo en ángulos de 90 grados, cada brazo debe tener 5 cm, otro en
ángulo de 45 grados, y otro en ángulo de 135.
Cerrar por un extremo uno de los tubos de 15 cm de longitud.
El contacto con la llama del mechero el vidrio emite una llama de color amarillo
debido al sodio que contiene. Dé una explicación de este hecho.
¿Qué se entiende por materiales de tipo refractario y no refractario? ¿Cuáles se
pueden calentar directamente sobre la llama del mechero?
6
EXPERIENCIA N° 2
RELACIONES ENTRE MASA Y VOLUMEN.
1.- OBJETIVOS.
 Manejo de la Balanza y su uso en la determinación de la masa de las diferentes
muestras a trabajar.
 Utilizar el material de vidrio para la medida de volúmenes.
 Utilizar estos datos para hallar la densidad de estas sustancias e identificarlas
pro medio de ella.
2.- INFORMACION BASICA.
¿Qué observa usted al colocar un corcho en un vaso de precipitado con agua?
¿Cuál es la razón por la que el corcho flota en la superficie del agua? ¿Qué se
observa al colocar un tornillo de hierro en el vaso de precipitado con agua? ¿Porqué
algunos objetos flotan en el agua y otros no?
La densidad de una sustancia está relacionada con el volumen y la masa de la
sustancia entre más alta o menos alta es la densidad de un objeto este puede o no
flotar en al agua. La masa de una sustancia puede ser medida, mas sin embargo la
identidad de la misma no se puede determinar con ella, tampoco podemos identificar
la sustancia midiendo su volumen, en ambos casos cuando varía el tamaño de la
muestra variará el volumen o la masa de la sustancia.
Sin embargo la densidad de la sustancia permanecerá constante ya que es
independiente del tamaño y el modelo de la sustancia. La densidad es una
propiedad característica de la materia; es una propiedad intensiva que depende de
dos propiedades extensivas.
La expresión matemática para la densidad se muestra en la ecuación siguiente:
Densidad = masa/ volumen ó D = M/ V
La densidad de un líquido, una solución o un sólido puede tener las unidades de
gramos por centímetros cúbicos. g /cm3 o g / ml
Para hallar la densidad de una sustancia en el Laboratorio es necesario hallar los
siguientes datos:
 Medir la masa de la muestra.
 Medir su volumen.
La masa de una sustancia se mide en una balanza (Fig. 1). Si es un líquido, el
volumen se mide en una probeta. Para las sustancias sólidas, el volumen se halla
midiendo el volumen del líquido desplazado por la muestra, si el sólido es regular
podemos hallar su volumen matemáticamente. Estos datos se usan para hallar la
densidad de la muestra problema.
En esta experiencia usted determinará la densidad de una sustancia, midiendo su
masa y su volumen varias veces para hallar un promedio de los mismos.
Consultando una tabla de referencia usted usará la densidad calculada para
determinar que sustancia es.
7
El profesor o instructor indicará e ilustrará el procedimiento a seguir en el manejo y
utilización de la balanza.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS.
 Vaso de precipitado.
 Probetas
 Balanzas
 Muestras de material.
 Papel milimetrado.
 Regla.
4.- PROCEDIMIENTO.
Medida de la masa.
 Registre la identificación del número de la muestra de la sustancia asignada
sobre la hoja de datos.
 Registrar las medidas de masa en la Tabla I de la hoja de datos.
 Medir la masa de la muestra con una aproximación de 0.01 g y anotarla en la
hoja.
 Quite la muestra de la balanza.
 Coloque la balanza en cero.
 Repita el procedimiento 2 y 3 veces.
Medida de volumen.
Anote todas las medidas del volumen en la Tabla II de la hoja de datos.
 Coloque suficiente agua en la probeta de 100 ml para cubrir la muestra.
 Mida y anote el volumen de agua con una aproximación de 0.5 ml
 Introduzca cuidadosamente la muestra en la probeta.
 Mida y anote el volumen de la muestra más agua.
 Repita el procedimiento varias veces.
5.- CALCULOS.





Promedie los datos de masa para cada muestra de la sustancia dada. Escriba el
promedio de la masa en la Tabla I.
Promedie los datos de volumen para cada muestra de sustancia dada, escriba
el promedio en la Tabla II.
Grafique en una hoja de papel milimetrado el promedio de la masa en gramos
sobre la ordenada y el promedio del volumen sobre la abscisa.
Calcular la pendiente de la curva, esta es una proporcionalidad constante o la
densidad de la sustancia.
Sobre la base de la densidad buscada sugerir la identidad de la muestra dada.
8
6.- PREGUNTAS.












Dos muestras metálicas una de las cuales fue conocido para ser plomo
denibelizado. La primera muestra tiene una masa de 7.60 g y desplazó 0.90 ml
de agua. La segunda muestra tiene una masa de 8.40 g y desplaza un volumen
de 0.74 ml de agua. Cuál de las muestras tiene plomo?
Una muestra de forma esférica de masilla insoluble en agua pesó 10.51 g y
cuando se colocó en agua desplazó 8.50 ml. Cuál es la densidad de la masilla?
La masilla fue elongada por balanceo a una forma diferente a la esfera original.
¿Cuántos ml de agua serán desplazados colocando la masilla alargada en el
agua?
¿Cuál sería la masa de un cubo de plomo de 1.0 cm de arista?
La densidad del oro es 19.3 g/ml Cuál sería la masa de un cubo de oro de 1.0
cm de arista? ¿ Qué volumen de agua desplazaría?.
¿por qué no se deben pesar sustancias directamente sobre el platillo de la
balanza?
Cuando se pesan objetos calientes sobre el platillo de la balanza se obtiene una
masa algo inferior a la que posee el objeto frío. Lo anterior ocurre debido a las
corrientes de convección. ¿Qué se entiende por corrientes de convección?
¿En qué consiste el error de paralaje?.
Los líquidos contenidos en recipientes de estrecha capilaridad muestran en su
parte inferior un menisco ¿Cuál es la razón por la que el menisco del mercurio
sea contrario al resto de otros líquidos? Explique.
Elabore una lista de material de vidrio: a) volumétrico : graduado y aforado. b)
no volumétrico: refractario y no refractario.
Elabore una lista de material de porcelana: refractaria y no refractaria.
Elabore una lista de materiales metálicos.
9
10
TABLA DE DATOS
EXPERIENCIA :_________________________
FECHA: _______________
ALUMNOS: ____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
DATOS DE MASAS:
DETERMINACIÓN Masa (g)
MUESTRA
1
2
3
Promedio
1
2
3
4
MEDIDA DE VOLUMENES:
DETERMINACIÓN Volumen (ml)
MUESTRA 1.
1
Agua +
muestra
Agua
Muestra
2
3
Promedio
11
EXPERIENCIA Nº 3
TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA
1.-OBJETIVOS.


Ilustrar por medio de la observación de algunos fenómenos, las características
de los cambios físicos y de los cambios químicos, que ocurren en la materia.
Identificar el tipo de proceso que ocurre en cada una de las actividades
determinando igualmente los cambios en las propiedades de cada uno de los
ensayos.
2.- INFORMACION BASICA.
Nuestra comprensión de la naturaleza y la composición de la materia, están
íntimamente ligadas con la comprensión actual de la gran variedad de cambios que
experimentamos o que vemos a nuestro alrededor, por ejemplo: La sal de cocina
disuelta en agua, la ignición de la madera, el doblaje del cobre, la trituración del
hielo, el hierro enmohecido, la dinamita en explosión, la quema de petróleo, etc.
La ocurrencia de esta variedad de cambios o alteraciones en la naturaleza se
denomina fenómenos.
Los fenómenos suceden cuando en una sustancia se produce alguna alteración en
sus propiedades. Por ejemplo: la mezcla no uniforme de azufre en polvo (sustancia
que no es atraída por un imán), con limaduras de hierro (sustancia que es atraída
por un imán), es un fenómeno, debido a que los estados de agregación originales
propios de las dos sustancias se han alterado.
Existen fenómenos físicos y químicos.
Son fenómenos físicos o cambios físicos los que se llevan a cabo sin la formación
de nuevas sustancias es decir, sin alterar la composición química, por ejemplo: la
mezcla de azufre en polvo con limaduras de hierro; el paso del agua de la fase
líquida a la fase gaseosa (cambio de fase). No se producen nuevas sustancias, pues
cada una de ellas conserva su naturaleza.
Son fenómenos químicos o cambios químicos los que se llevan a cabo con la
formación de nuevas sustancias es decir, alterando la composición química.
También se les llama procesos químicos o reacciones químicas, por ejemplo: el
producto resultante de un fuerte calentamiento de la mezcla de limaduras de hierro
y azufre en polvo; la dinamita en explosión. Se han producido nuevas sustancias,
pues los productos obtenidos poseen propiedades diferentes a las sustancias
originales o de partida.
Los fenómenos químicos (cambios químicos, procesos químicos, transformaciones
químicas o reacciones químicas), generalmente van acompañados por cambios
visibles, como:
 Formación de coloración
 Cambio de coloración
12




Desprendimiento de un gas.
Formación de precipitado
Absorción de calor o luz (energía)
Desprendimiento de calor o luz (energía)
3.- MATERIALES Y REACTIVOS.
1 Mechero
1 Espátula
1 Cuchara de combustión
4 Tubos de ensayo
1 Pinza para tubo de ensayo
1 Pinza metálica
1 Tubo capilar de vidrio
1 Pipeta de 10 ml
1 Triángulo de alambre de soporte
1 Tapa de crisol o una cápsula
pequeña de porcelana.
Varilla de agitación
1 Trípode o aro de hierro
1 Gradilla
1 Vaso de 50 ml
Cinta de Magnesio
Cinc en granallas
Cobre en cristales
Agua
Ácido Clorhídrico (diluido)
Estaño en cristales
Cloruro de sodio
Ácido oxálico
Sulfato de cobre hidratado
Solución 1,0M de carbonato de sodio
Solución 1.0 M de cloruro de calcio
Cerillas
4.- PROCEDIMIENTO
1. a.- Tome 8 cm de cinta de magnesio y sujétela con la pinza metálica por un
extremo; caliente directamente con el mechero. Observe y registre lo ocurrido.
b.- Realice el mismo procedimiento anterior, pero con un capilar de vidrio.
Observe y registre lo ocurrido
c.- Tome unos cristales de cobre o estaño con una espátula y colóquelos en una
cuchara de combustión, limpia y seca. Caliente unos minutos; enfríe y agregue
una gotas de agua; caliente de nuevo. ¿Qué ocurre?. Registre lo observado.
d.- Repita el procedimiento anterior, pero utilizando cloruro de sodio o sal
común.
2. a.- En un tubo de ensayo coloque el contenido de una espátula de sulfato de
cobre hidratado y agregue agua hasta la mitad del tubo. El contenido del tubo de
ensayo se agita con la varilla de agitación hasta disolución completa de la sal
agregue una granalla de zinc. Observe lo que ocurre a la solución y a la granalla
en el transcurso de la experiencia.
b.- Tome una granalla de cinc con una espátula limpia y seca; introdúzcala en
un tubo de ensayo; luego, con la pipeta, agregar 2 ml de ácido clorhídrico diluido.
Registre las observaciones.
3. a.- Tome ácido oxálico en una espátula y deposítelo en un tubo de ensayo.
Sujételo con una pinza para tubo de ensayo por su parte superior y, agitando
13
suavemente, caliente la parte inferior del tubo sobre la llama del mechero.
Cuando el ácido oxálico empiece a fundirse disminuya el calor, hasta que todo
el sólido se haya fundido. Observe las características del líquido.
b.- Deje el líquido en el tubo de ensayo y permita que se enfríe en el ambiente.
Observe el proceso de solidificación a medida que el líquido se va enfriando.
Observe las características del sólido cuando la solidificación haya concluido.
c.- En la tapa invertida de un crisol, o en una cápsula de porcelana, colocada
encima de un triángulo de alambre sobre un trípode o anillo de hierro, coloque
el contenido de dos espátulas de ácido oxálico. La tapa o cápsula se calienta
con el mechero hasta que el sólido se haya fundido y se haya calentado aún
más. Entonces, se pone en contacto la llama del mechero, o de una cerilla,
directamente con la muestra fundida, para que ésta se encienda. Cuando esto
suceda observe el proceso de combustión y sus características. Efectúese en
campana de extracción.
4. a.- Agregue en un tubo de ensayo solución de carbonato de sodio 1.0M,
aproximadamente la cuarta parte. A otro tubo de ensayo de tamaño idéntico al
anterior agregue hasta la cuarta parte solución de cloruro de calcio 1,0M.
Observe la apariencia de las soluciones. Vierta las soluciones en un vaso de 50
ml y agite un poco con la varilla de vidrio. Observe los resultados. Guarde esta
mezcla para la parte siguiente.
b.- Agregue hasta la mitad en un tubo de ensayo idéntico a los anteriores, ácido
clorhídrico diluido o ácido muriático. Vierta la solución de este tubo sobre la
mezcla contenida en el vaso de 50 ml de la sección a, agite un poco con la varilla
de vidrio. Observe los resultados.
5. CUESTIONARIO.
1) Teniendo en cuenta cada una de las actividades realizadas y con base en las
observaciones hechas, clasifique cada caso como un cambio físico o un cambio
químico. En cada caso explique sus razonamientos.
2) ¿Qué propiedades cambian en cada caso? Establezca diferencias físicas,
químicas o generales.
3) Diga si cada una de las transformaciones ocurridas en los procesos siguientes,
implica un cambio físico o un cambio químico.
 Un huevo se hierve hasta quedar duro, luego se descascara.
 Un huevo cocido se rebana, se come y se digiere.
 Se inyecta gasolina en un carburador, se mezcla con aire, se convierte la mezcla
en vapor, se quema, y los productos de la combustión se expanden en el cilindro.
 La fermentación de la leche para producir yogur, kumis.
 La pulverización de la leche y posterior mezcla con azúcar de caña.
 La aplicación de agua oxigenada en una herida de la piel.
 La respiración efectuada por los seres humanos.
 Una mezcla hidro alcohólica con expansión volumétrica.
 La acción de la orina sobre un clavo de hierro expuesto al aire.
14








La introducción de un anillo de oro en agua regia.
Una solución de ácido sulfúrico en agua con concentración volumétrica.
Un incendio forestal en los bosques colombianos.
La dilatación de una varilla de cobre y posterior deformación.
La acción de la luz solar sobre las plantas.
Fermentación del jugo de uva para producir vino; destilación del vino para
obtener brandy.
Fermentación del jugo de caña diluido para obtener la mezcla de la cual se
obtiene el aguardiente.
Pasar de bailar salsa a bailar bolero.
4.- Complete la siguiente tabla de acuerdo al tipo de cambio ocurrido en los ensayos
realizados.
SUSTANCIAS
Cinta de magnesio
Capilar de vidrio
Cinc y ácido
Cobre o estaño
Sal común
Sulfato de cobre y cinc
Calentamiento de ácido
oxálico
Contacto de ácido oxálico
con la llama del mechero
Mezcla de soluciones de
carbonato de sodio y
cloruro de calcio
CAMBIO FISICO
CAMBIO QUIMICO
EXPERIENCIA Nº 4
TIPOS DE REACCION QUIMICA
1.- OBJETIVOS.
CAMBIO NUCLEAR
15




Predecir como reaccionarán las sustancias en contacto en cada ensayo.
Establecer a qué tipo de reacción corresponde cada ensayo.
Identificar cuál de los tipos de reacciones empleadas se llevan a cabo por
transferencia de electrones.
Señalar la evidencias o manifestaciones que demuestran que en efecto ocurrió
un cambio químico.
2.- INFORMACION BASICA.
La REACCION QUIMICA se concibe como proceso en el cual dos o más sustancias
o compuestos interaccionan para dar origen a otras con propiedades diferentes y
características. El fenómeno puede darse por ruptura y formación de nuevos
enlaces. Existen algunas manifestaciones que evidencien la realización del
fenómeno, tales como el enfriamiento, la liberación de calor, la producción de gases,
cambios de color, formación de precipitados, cambios en las propiedades
organolépticas y otras más.
Muchos autores concuerdan en clasificar las reacciones químicas en cuatro tipos
sencillos a saber:
 Reacción de combinación, síntesis o adición.
 Reacciones de descomposición
 Reacciones de doble descomposición, intercambio o metástasis.
 Reacciones de desplazamiento o sustitución sencilla.
Algunos autores incluyen las reacciones de Neutralización como un quinto tipo. La
verdad es que cualquiera que sea la forma como transcurra la reacción, todos los
tipos antes citados pueden agruparse en dos grandes categorías:
 Reacciones con transferencia de electrones
 Reacciones sin transferencia de electrones.
Sugiérase al estudiante consultar cada clase de reacción antes del desarrollo de la
práctica.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS.










Tubos de ensayo
Cerillas
Tubos de ensayo con tubuladura lateral
Oxido de calcio
Vasos de precipitado
Fenolftaleina
Espátula
Tiras o granallas de zinc
Pipetas de 5 ml
Limaduras de hierro
Balanza
Carbonato de calcio
Cuchara metálica
Ácido clorhídrico Concentrado
Mechero
Ácido sulfúrico Solución 10% p/V
Ácido nítrico 10%P/V
Sulfato cúprico pentahidratado 10% P/V
Pitillos
Agua destilada
16








Manguera
Tapón de caucho perforado
Pinzas para tubos
Tubos de vidrio en U.
Sulfito de sodio
Ácido clorhídrico solución 10% P/V
Soportes universales.
Gradilla
Sodio metálico
Cloruro de sodio Solución 1% P/V
Nitrato de plata Solución 0.05N
Permanganato de potasio
Azufre pulverizado
Ácido sulfúrico concentrado.
Dicromato de potasio
Oxido mercúrico
4.-PROCEDIMIENTO







Tome con la espátula aproximadamente 2 g de óxido de calcio, viértalos en un
tubo de ensayo que contiene 10 ml de agua destilada. Agite y observe
cuidadosamente. Adicione 2 gotas de solución etanólica de fenolftaleina al 0,1%
p/v. ¿Qué ocurrió? ¿Qué puedes inferir?
Tome una cuchara metálica y deposite en ella unos 3 g de limadura de hierro y
2 g de azufre pulverizado. Mezcle y caliente durante cinco minutos
aproximadamente. Observe y anote impresiones. Realice el experimento
sustituyendo las limaduras de hierro por granallas o tiritas de zinc. Anote los
cambios apreciados.
Pese 2 gramos de carbonato de calcio. Viértalos en un tubo de ensayo pyrex.
Colóquele un tapón de caucho perforado con un tubito de vidrio en U con un
extremo más largo. Sujete el conjunto con la pinza, introduzca la rama larga del
tubito en U en una solución de óxido de calcio en agua destilada (Fig. 1). Caliente
por 5 minutos el tubo de ensayo que contiene el carbonato de calcio. ¿Qué
cambios evidenció?. Finalizado el calentamiento, enfríe el tubo y adicione 5 ml
de agua destilada. Agite y luego agregue 2 gotas de fenolftaleina. ¿Qué nexo
encuentra entre esta última parte y el procedimiento 1?
Tome dos granallas de zinc, viértalas en un tubo de ensayo. Agregue gota a gota
2 ml de ácido clorhídrico al 10%p/v. Acerque a la boca del tubo una cerilla
encendida. ¿Qué ocurre?. ¿A qué se debe el comportamiento de la llama?.
Realice el mismo ensayo sustituyendo el ácido clorhídrico por sulfúrico y
posteriormente por nítrico al 10%p/v. ¿Qué diferencias encuentra?
Vierta en un tubo de ensayo 5 ml de sulfato cúprico pentahidratado al 1%p/v.
Agregue una laminita o 2 granallas de zinc. Mantenga en contacto las sustancias
y realice observaciones con intervalos de 10 minutos durante una hora. Anote
todas las observaciones del caso. Al final, saque con cuidado la laminita o las
granallas y detalle la superficie de ella. Limpie con un papel el depósito que
queda en la tira de zinc. ¿Qué apariencia presenta?, ¿Qué pudo ocurrir?
Coloque 5 ml de agua destilada en un tubo de ensayo. Parta una pequeñísima
cantidad de sodio metálico con la espátula. Deposite en el tubo de ensayo con
mucho cuidado, toda vez que la reacción del sodio con el agua es bastante
enérgica. Acerque una cerilla encendida a la boca del tubo de ensayo. Agregue
una 2 gotas de fenolftaleina. Anote todas sus observaciones.
Agregue 5 ml de cloruro de sodio al 1% p/v en un tubo de ensayo. Vierta a
continuación 2 ml de nitrato de plata 0,05N ¿Qué fenómeno observa?. Detállelo.
17



Tome 1 g de carbonato de calcio y pase a un tubo de ensayo. Agregue 2 ml de
agua destilada y agite. Anote sus observaciones. Luego agregue 5 ml de ácido
clorhídrico concentrado. Anote las observaciones. Realice el mismo ensayo pero
en un tubo de ensayo con tubuladura lateral a la que acoplarás una manguerita
antes de la adición del ácido. Una vez vertido el ácido, colóquele un tapón de
caucho al tubo de ensayo e introduce el extremo de la manguerita en una
solución compuesta por 1 g de óxido de calcio en 10ml de agua destilada. ¿Qué
ocurre?. Emite juicios acerca de los cambios operados. (Fig.2)
En 10 ml de agua destilada disuelve unos cristales de permanganato de potasio.
Acidula con 2 o 3 gotas de ácido sulfúrico concentrado. Adiciona unos cristales
de sulfito de sodio. ¿Qué cambios se dan?. Realice el ensayo sustituyendo el
permanganato por dicromato de potasio.
Disuelva un gramo de óxido de calcio en 10 ml de agua destilada. Introduzca un
pitillo hasta el fondo y sople suavemente por unos 5 minutos. ¿Con cuál de los
procedimientos anteriores encuentra semejanza? Y ¿Por qué?
5.-PREGUNTAS.
-
-
Clasifique cada uno de los fenómenos de acuerdo con los tipos de reacciones
consultados.
¿En cuál de estos procedimientos ocurren reacciones por transferencia de
electrones?. Identifique la(s) sustancia (s) que actúan como agentes reductores
y como agentes oxidantes.
Existe(n) reacciones que expliquen la serie de actividades de los metales? .
¿Cuáles?. ¿Qué metal es más activo?
Escriba las reacciones y balancéelas.
Anote en cada caso las evidencias que sustenten que el fenómeno sucedió.
EXPERIENCIA N° 5
PORCENTAJE DE OXIGENO EN EL CLORATO DE POTASIO.
1.- OBJETIVOS.
Se busca ilustrar una reacción de descomposición térmica de un compuesto y, con
base en el estudio experimental de los pesos de reactivos y productos, determinar
la composición porcentual de un elemento (el oxígeno) en el compuesto (KClO3)
18
2.- INFORMACION BASICA.
En este experimento encontraremos el porcentaje del elemento O 2 en el compuesto
KClO3 por su descomposición térmica. Hay muchas sustancias que deben ser
calentadas para su descomposición liberando generalmente una sustancia gaseosa
y produciendo simultáneamente un residuo sólido de otra sustancia. Por ejemplo, al
calentar muchas sales hidratadas se libera agua como gas, quedando residuo de
sal sólida anhidra. La diferencia entre el peso de la sal antes y después de
calentarla, corresponde al agua de hidratación. Los carbonatos de varios metales
se descomponen al calentarlos, liberando gas carbónico y quedando el óxido del
metal, como residuo sólido.
La diferencia en el peso, antes y después del calentamiento corresponde al gas
carbónico liberado. En esta práctica el KClO3 se descompone en presencia del
catalizador MnO2, en Oxígeno gaseoso y en KCl sólido, por acción del calor.
Si no se utilizara un catalizador, para facilitar la reacción de descomposición, habría
que calentar a temperaturas mucho más altas para que la reacción se llevara a
cabo. Se ha comprobado experimentalmente que al bióxido de manganeso no le
ocurre nada en absoluto durante el calentamiento y que se le recupera, igual en
cantidad y calidad, después de la reacción. La pérdida de peso luego del
calentamiento corresponde al oxígeno liberado.
Al saber cuánto oxígeno hay en un determinado peso de KClO 3 s puede calcular el
% en peso del elemento en el compuesto KclO3.
3.-MATERIALES Y REACTIVOS.
 1 tubo de ensayo de 2.5 cm de diámetro
 1 espátula
 1 balanza digital o de platillo
 1 pinza y su nuez
 1 soporte
 1 mechero
 1 astilla pequeña de madera.
 Cerillas.
 Gradilla
 KClO3 puro y seco.
 MnO2
4. PROCEDIMIENTO.
 Pesar un tubo de ensayo con una precisión de mas o menos 0.01 g.
 Agregue al tubo unos 2 g de KClO3 y vuelva a pesar el tubo.
 Registre estos pesos en la hoja de datos.
 Agregue al tubo de 0.6 a 0.7 g de MnO2 y vuelva a pesar el conjunto.
 Anote el resultado.
 Mezcle bien el contenido del tubo y con la pinza sujete el tubo en posición
inclinada.
 Caliente la parte inferior del tubo con llama pequeña. El clorato se funde y parece
ebullir al escaparse las burbujas de oxígeno. Este se puede detectar acercando
a la boca del tubo una astilla en combustión parcial.
19




Cuando haya disminuido el desprendimiento de oxígeno, caliente el tubo con
una llama más elevada. El calor se debe aumentar lentamente ya que se podría
perder algo de clorato como humo.
Apague el mechero y deje enfriar el conjunto.
Pese el conjunto ya frío y anote el peso en la hoja de datos.
Agregue agua al residuo para su disolución.
5.- DATOS.
Peso del tubo de ensayo limpio y seco.
__________
Peso del tubo de ensayo más KClO3
__________
Peso del tubo de ensayo más KClO3 más MnO2 __________
Peso del tubo de ensayo más residuo
__________
6.- PREGUNTAS.





De acuerdo a sus datos determine, explicando sus cálculos, el porcentaje en
peso del oxígeno en el compuesto.
Escriba una ecuación química que describa la naturaleza de la reacción de
descomposición del KClO3.
Calcule el porcentaje teórico de O2 en el compuesto y compárelo con el
porcentaje experimental. Explique la diferencia.
Se tiene el carbonato de un metal puro y seco. Al tomar una muestra de 2.15 g
del carbonato y someterlo a un calentamiento fuerte, se obtuvo un residuo cuyo
peso fue de 1.03 g. El carbonato del metal puede ser uno de los siguientes.
CaCO3
MgCO3
Na2CO3
K2CO3
FeCO3
¿Cómo se puede identificar el carbonato del metal con base en los dato dado?
Explique sus resultados.
Se requiere analizar una muestra de KClO3 para determinar su pureza. Se sabe
que el KClO3 de la muestra está contaminada con cloruro de potasio y otras
sales no volátiles. Se tomó 2.45 g de la muestra y después de un fuerte
calentamiento el peso se redujo a 1,63 g. Calcule el porcentaje en peso de
clorato de potasio puro en la muestra.
20
TABLA DE DATOS
EXPERIENCIA : ________________________________
FECHA:
_______________
ALUMNOS: ____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
PESO TUBO DE ENSAYO LIMPIO Y SECO:
___________________ g.
PESO TUBO CON KClO3:
___________________ g.
PESO DE KClO3 :
___________________ g.
PESO DEL TUBO + KClO3 + MnO2:
___________________ g.
PESO DE MnO2 :
___________________ g.
PESO DEL TUBO DESPUÉS DECALENTADO:
___________________ g.
PESO DE OXÍGENO:
___________________ g.
PESO DE KCl:
___________________ g.
21
EXPERIENCIA N° 6
PROPORCIONES DEFINIDAS Y MULTIPLES.
1.- OBJETIVOS.
 Comprobar en forma experimental los enunciados de la Ley de las proporciones
Múltiples y definidas.
2.-INFORMACION BASICA.
La Ley de las proporciones definidas dice que muestras diferentes de una misma
sustancia contienen los mismos elementos en las mismas proporciones. Esta Ley
no es universal, ya que en algunos compuestos esta no se cumple. Enunciada por
J.L. Proust, definida por Jhon Dalton debido a la relación que tiene con la teoría
atómica.
La Ley de las proporciones múltiples fue enunciada por Dalton, y se refiere a la
relación que existe entre los elementos que se combinan en más de una proporción
para formar compuestos diferentes, el cual se obtiene variando las condiciones de
la reacción.
Esta dice: Cuando dos elementos reaccionan en más de una proporción para formar
compuestos diferentes, los pesos de uno de los elementos que se combinan con
una cantidad fija de otro, están en relación de números enteros pequeños.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS.
 Tubos de ensayo.
 Pinzas para tubos de ensayo
 Balanza
 Gradilla de madera.
 Espátula.
 Clorato de potasio
 Perclorato de potasio.
 Cerillas.
4.- PROCEDIMIENTO.
Para el Clorato de potasio.




Pesar un tubo de ensayo limpio y seco.
Adicionar entre 1 – 2 g de Clorato de Potasio, cuidando no se adhiera a las
paredes del tubo.
Caliente el tubo suave y uniformemente rotándolo en la llama, hasta cuando la
sal se haya fundido (fig.1), luego caliente fuertemente hasta que todo el oxígeno
se haya desprendido totalmente. Para saber esto es necesario colocar una astilla
de madera encendida en la boca del tubo, si esta se aviva, nos indica que no ha
terminado el proceso, lo contrario indica el final del mismo.
Deje enfriar el tubo sobre la gradilla y péselo.
Para el Perclorato de Potasio.
 Repetir los pasos para el Clorato de potasio
 Anote sus datos en la hoja de datos.
5.-CALCULOS.
22





Calcular la cantidad de oxígeno desprendido en la descomposición del Clorato y
Perclorato de Potasio.
Calcular la cantidad de cloruro de potasio producido en la descomposición del
Clorato y Perclorato de Potasio.
Calcular el porcentaje de oxígeno en ambos, de acuerdo a los datos
experimentales, repórtelo a la hoja de datos.
Calcular el número de moles de Cloruro de Potasio en la descomposición del
clorato y perclorato de potasio.
Compruebe con estos datos la Ley de las proporciones definidas y múltiples
usando datos de otros grupos.
6.- PREGUNTAS.



¿Qué otras sustancias puede usted utilizar para la comprobación de estas leyes?
Explique.
¿Qué errores se cometieron al realizar esta experiencia? Explique su respuesta.
De ejemplos de compuestos donde no se cumpla la ley de las proporciones
definidas.
Proporciones definidas
Proporciones múltiples
Fig. 1.- Calentamiento del tubo de ensayo en ángulo de 45º.
23
TABLA DE DATOS
EXPERIENCIA : ________________________________
FECHA:
_______________
ALUMNOS: ____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
KClO3
PESO DEL TUBO LIMPIO Y SECO
_____________________ g.
PESO DEL TUBO + KClO3
_____________________ g.
PESO DEL KClO3
_____________________ g.
PESO DEL TUBO DESPUÉS DE CALENTADO
_____________________ g.
PESO DEL O2
_____________________ g.
PESO DEL KCl
_____________________ g.
KClO4:
PESO DEL TUBO LIMPIO Y SECO
_____________________ g.
PESO DEL TUBO + KClO4
_____________________ g.
PESO DEL KClO4
_____________________ g.
PESO DEL TUBO DESPUÉS DE CALENTADO
_____________________ g.
PESO DEL O2
_____________________ g.
PESO DEL KCl
_____________________ g.
24
EXPERIENCIA N° 7
DETERMINACION DE LA ESTEQUIOMETRIA DE UNA REACCION QUIMICA
1.- OBJETIVOS.


Ilustrar algunos principios del análisis gravimétrico y la utilidad práctica.
Presentar a los estudiantes una técnica general a seguir en el análisis
gravimétrico para recoger cuantitativamente un precipitado y pesarlo.
2.- INFORMACION BASICA.
Cuando una reacción química que está en disolución produce un precipitado que es
insoluble en agua, de su peso y las cantidades utilizadas de las disoluciones
reactantes se puede, por razonamiento estequiométrico, sacar inferencias sobre la
estequiometría de la reacción o sobre la concentración de una especie en una de
las disoluciones.
Se prepararán soluciones acuosas de sales solubles como son el Pb(NO 3)2 y el NaI
(KI), de concentraciones 0.5M. Se mezclarán ciertos volúmenes de estas soluciones
y se observará lo que pasa en la reacción, es decir la formación de un precipitado
de sal insoluble de yoduro de plomo Luego a partir de los volúmenes relativos de
las soluciones, de su molaridad y los pesos de los precipitados formados en cada
caso, se puede con razonamiento estequimétrico, deducir cuál es la estequiometría
de la reacción y la fórmula del yoduro de plomo producido.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS.
 2 Vasos de 50 ml
 1 matraz aforado de 50 ml
 2 Erlenmeyer de 100 ml
 5 tubos de ensayo 13x100 mm
 2 pipetas graduadas de 5 ml
 1 embudo
 Papel filtro
 1 balanza
 1 mechero o estufa.
 1 vidrio reloj
 1 pinza o soporte para embudo.
 Estufa
 Nitrato de plomo
 Yoduro de sodio
 Agua destilada
 Tapones de caucho
 Cerillas.
 Trípode.
 1 malla de asbesto.
4.- PROCEDIMIENTO.



Preparar una solución 0.50 M de Yoduro de sodio y de Nitrato de plomo. En los
matraces aforados.
Marcar los cinco tubos de ensayo del 1 al 5.
Con las pipetas graduadas de 5 ml, transfiera a cada tubo los volúmenes
indicados en la tabla.
25
Tubo
1
2
3
4
5






ml 0.5 M NaI ml
4.0
4.0
4.0
4.0
4.0
0.5M Pb(NO3)2
0.5
1.0
2.0
3.0
4.0
Tomar papel de filtro previamente pesado y colocarlo en el embudo, proceder
a filtrar la solución para recoger el precipitado en el mismo.
Agite el tubo de ensayo y viértalo rápidamente en el embudo con el papel de
filtro, coloque debajo de este el tubo correspondiente y recoja en el varios
mililitros del filtrado, tape y agite nuevamente hasta que el tubo quede limpio.
Al final agregue agua al embudo tratando de mojar todo el papel de filtro. Esto
se hace para remover el nitrato de sodio del papel filtro húmedo del embudo.
Abrir el papel filtro y colocarlo en el vidrio de reloj.
Colocar el conjunto en una estufa a 100 grados centígrados o caliéntelo con el
mechero, hasta sequedad completa del papel.
Retire el papel con el precipitado y péselo. Anotar los datos en la hoja de datos.
5.- DATOS.
Peso papel filtro seco
Peso papel más precipitado (1)
Peso del precipitado (1)
Peso papal filtro (2)
Peso papel más precipitado (2)
Peso del precipitado (2)
Peso papel filtro (3)
Peso papel más precipitado
Peso precipitado (3)
Peso papel filtro (4)
Peso papel más precipitado (4)
Peso precipitado (4)
Peso papel filtro (5)
Peso papel más precipitado(5)
Peso precipitado (5)
______________
______________
____________
______________
______________
____________
______________
______________
____________
______________
______________
____________
______________
______________
____________
6.- PREGUNTAS.



Calcular el número de moles de nitrato de plomo y yoduro de sodio utilizados en
cada uno de los tubos. Haga una tabla.
Hacer un gráfico colocando en el eje de la Y los gramos de yoduro de plomo y
en el eje X mililitros de nitrato de plomo adicionados.
De la gráfica deduzca en cual de estos tubos hay la cantidad justamente
requerida de solución de nitrato de plomo que reacciona con todo el yoduro de
sodio. Utilizando la tabla anterior determine la relación de moles de nitrato de
26


plomo a moles de yoduro de sodio. Con base en esta relación deduzca la
estequiometría de la reacción y la fórmula del yoduro de plomo.
De acuerdo a la respuesta al punto anterior ¿Cuál es la naturaleza del filtrado?
Si a este se le evapora todo el agua ¿Queda algún residuo? ¿De qué? ¿Cuánto
de él? Responda las mismas preguntas para el tubo por usted trabajado.
Se requiere saber cuanta sal, NaCl, hay en una muestra de agua marina, para
lo cual se trató 50 g del agua con un exceso de solución de nitrato de plata,
AgNO3. El precipitado de AgCl formado se filtró, se lavó con agua destilada y
luego se secó. Su peso fue de 1.23 g. Calcule el porcentaje (peso a peso) de
NaCl presente en el agua marina.
27
TABLA DE DATOS
EXPERIENCIA : ________________________________
FECHA: _______________
ALUMNOS: ____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
Ensayo
Volumen
Número
NaI (KI), (ml)
Volumen
Pb(NO3)2
ml
1
4.0
0.5
2
4.0
1.0
3
4.0
2.0
4
4.0
3.0
5
43.0
4.0
Moles Pb(NO3)2
Iniciales
Finales
Moles NaI (KI)
Iniciales
Finales
Relación . moles
NO3 -/moles I-
Peso de
PbI2
28
EXPERIENCIA N° 8
DETERMINACION DE LA FORMULA DE UNA SAL HIDRATADA
1.- OBJETIVOS.
 Determinar el porcentaje de agua en un hidrato conocido de una sal.
 Expulsar el agua de una sal hidratada por descomposición.
2.- INFORMACION BASICA.
Muchas sustancias sólidas contienen en su interior moléculas de agua y son
compuestos cristalinos secos.. Estas sustancias se les llama hidratos y cuando se
trata de sales se les da el nombre de sales hidratadas. En general la cantidad de
moles de agua por cada mol de sustancia anhidra es un número entero, como
podemos verlo en la tabla siguiente:
Tabla : Algunos hidratos
Nombre
Cloruro de Aluminio Hexahidratado
Sulfato de Níquel Heptahidratado
Ácido Oxálico Dihidratado
Hidróxido de Bario Octahidratado
Carbonato de Sodio Monohidratado
Fórmula
AlCl3. 6H2O
NiSO4. 7H2O
H2C2O4.2H2O
Ba(OH)2.8H2O
Na2CO3.H2O
A muchos de estos hidratos se les puede remover el agua con un simple
calentamiento. La sal o la sustancia sin el agua se dice que es anhidra. La reacción
inversa de las sales anhidra, suele ocurrir fácilmente al colocarla en contacto con el
agua o con materiales húmedos.
La reacción siguiente es un ejemplo de deshidratación por el calor.
∆
Na2SO4.7 H2O (s)-------------------- Na2SO4 (s) + 7 H2O (g)
3.











MATERIALES Y REACTIVOS.
Balanzas
Tubos de ensayo con tubuladura lateral
Tubos de ensayo.
Mechero.
Beaker de 500 ml
Tubos de condensación
Nuez.
Termómetro
Cerillas
Espátulas.
Pinzas
 Tapones de caucho.
 Trípode
 Malla de asbesto
 Sulfato de cobre hidratado
29
4. PROCEDIMIENTO.










Pese un tubo de ensayo vacío.
Agregue una cantidad de sulfato cúprico hidratado al tubo y péselo.
Monte el conjunto como lo ilustra la Fig. 1.
Caliente el tubo con la sal, en forma suave al comienzo, hasta recoger unos 2
cm de altura de agua en el tubo inferior.
Observe los posibles cambios de color de la sal al ser calentada.
Retire el tubo de ensayo de la parte inferior y el tapón con el tubo de
condensación.
Caliente por 4 minutos fuertemente para retirar todo el agua de la sal.
Deje enfriar a temperatura ambiente y péselo.
Agregue el agua destilada al tubo con sal anhidra y observe los cambios de color
y de temperatura.
Realice el mismo proceso con sal de Epson.
5. DATOS.
Peso del tubo de ensayo vacío
Peso del tubo mas la sal hidratada
Peso del tubo después de calentado
Cambio de color al calentar la sal hidratada
Cambio de color al agregar el agua de hidratación
Cambio de temperatura al agregar el agua de hidratación
de la sal anhidra.
_________
_________
_________
_________
_________
_________
6. PREGUNTAS.
1. Calcule el peso de la sal anhidra. El peso del agua expulsada. Calcular el
número de moles de sulfato de cobre anhidro. Número de moles de agua.
Fórmula del sulfato cúprico hidratado. Dé el nombre de la sal obtenida. Calcular
el porcentaje de agua en el sulfato cúprico hidratado.
2. Con base en las observaciones ¿Cuál es el color del sulfato cúprico hidratado?
¿Cuál el de la sal anhidra?
3. Dar la reacción que ocurre al calentar fuertemente el sulfato cúprico
pentahidratado.
4. Explique con base en una reacción, lo que ocurrió cuando usted le adicionó al
sulfato cúprico anhidro el agua que retiró durante el calentamiento de la sal
hidratada.
5 Con frecuencia al escribir ecuaciones en las reacciones química se omite el agua
de hidratación ¿Está esto justificado?
6. a)Calcular a partir de la fórmula el porcentaje de agua en el fosfato sódico
hidratado, Na3PO4 12 H2O.
b) ¿Por qué se escribe la fórmula Na3PO4 12 H2O. y no Na3PO16H24?
30
.
7. Las instrucciones para preparar una solución que contiene iones Cu2+ indican
que la solución se prepara de forma que contenga 10 g de iones cobre por litro.
¿Qué peso de sulfato de cobre anhidro es necesario para preparar un litro de
esta solución?. ¿Qué peso de sulfato de cobre pentahidratado sería necesario?.
8.-El sulfato de sodio anhidro se utiliza como agente secante de solventes o
soluciones orgánicas húmedas. Explique la naturaleza de su acción secadora.
31
EXPERIENCIA N° 9
LEY DE CHARLES
1.- OBJETIVOS
 Comprobar la ley de Charle.
 Haciendo medidas del cambio de volumen de un gas con cambios de
temperatura a una presión determinada .
 Calcular y comparar las relaciones T1 / T2 y V1 / V2
2.- INFORMACION BASICA.
El físico Francés Jacques Charles analizó los cambios en los volúmenes de algunos
gases causados por los cambios de temperatura. El encontró que estos gases se
expandían relativamente a la misma cantidad cuando se calentaban de 0 0C a 80
oC a presión constante. Joseph Gay – Lussac, mostró que muchos gases se podían
sumar a la lista de Charles. Más importante aún, demostró que por cada grado
Celsius de aumento, a presión constante, cada gas se expandía en 1/ 273 de su
volumen a cero grado centígrado.
Derivando la siguiente ecuación:
V = Vo ( 1 + t)
V = Vo ( 1 + (
V=
1
)t)
273
Vo( 273  t)
273
V = (Vo/ To) T
donde :
V =
Vo=
 =
To
T =
es el volumen de una cantidad dada de gas
Volumen del gas a cero grado centígrados.
Coeficiente de expansión
= 273
t + 273
La ley de Charles establece que el volumen de una cantidad dada de gas varía de
forma directa con la temperatura absoluta, suponiendo que la presión es constante.
En esta experiencia se deducirá la expresión matemática que relacione el volumen
de una pequeña cantidad de aire atrapado por un sello móvil de mercurio en un tubo
a su temperatura centígrada y absoluta. También deducimos la relación entre las
escalas de temperaturas centígradas y absolutas.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS.
32
 Tubos de 15 mm de longitud y 2.5 mm de diámetro cerrado en un extremo.
 Beaker de 400 ml
 Cápsula de porcelana
 Regla de 30 cm
 Mercurio
 Mechero
 Agua
 Pinza para crisoles
 Hielo
 Aro
 Sal
 Nuez
 Papel milimetrado
 Rejilla
 Cerillos.
 Termómetro
4.- PROCEDIMIENTO.














Caliente el lado abierto del tubo sostenido por una pinza pasándolo varias veces
por la llama del mechero .
Invierta el tubo sobre la cápsula de porcelana con mercurio y deje que suba una
columna de 5 mm a el .
Retírelo lentamente y manipúlelo evitando romper o fraccionar la columna de
mercurio.
Llene el beaker con hielo picado.
Adicione la sal y mezcle bien
Introduzca con cuidado el tubo, con la boca hacia arriba y el termómetro en el
beaker.
Espere 5 minutos para asegurarse que el aire confinado en el tubo tiene la
temperatura del baño.
Lea la temperatura.
Saque el tubo rápidamente y mida la altura de la columna
Haga varias medidas de altura y de temperatura, variando estas en 5 y 10
grados.(5 hasta 35)
Tome la altura y temperatura ambiente.
Repita los pasos anteriores a 50 y 75 grados centígrados.
Repítalo también en agua hirviendo.
Léase el barómetro para conocer la presión atmosférica.
5.- CALCULOS.
 Calcular el volumen a cada una de las temperaturas tomadas. Repórtelo en la
hoja de datos.
 Calcular el coeficiente de expansión cúbico del aire confinado. Compárelo con
el tabulado.
6.- PREGUNTAS.
 Hacer un gráfico de volumen del gas vs. Temperatura. Extrapole la línea hasta
que intercepte el eje horizontal de temperatura. Hallar la pendiente y el intercepto
con la ordenada.
 Deducir la ecuación que relaciona el volumen y la temperatura centígrada,
usando parámetros gráficos.
 Hallar la relación entre la escala centígrada y la temperatura absoluta,
33




definiéndola de tal manera que su volumen sea directamente proporcional a ella.
Escriba la ecuación.
En la gráfica halle la temperatura centígrada más baja que se pueda obtener.
Calcular el valor de la relación T1 / T2 y V1 / V2 ¿Son iguales estos valores? Si
no lo son calcular el porcentaje de desviación entre T 1 / T2 y V1 / V2.
En este experimento se ha comparado la relación de dos temperaturas con la de
dos volúmenes de la columna de aire dilatada y contraida : T1 / T2 = V1 / V2
¿Podría realizarse la composición con las longitudes de las columnas de aire,
esto es, T1 / T2 = V1 / V2 ¿ Explique.
Conociendo la presión barométrica y la densidad del mercurio 13,6 g / ml.
Calcúlese la altura de una columna de aceite (d = 0.8 g/ ml) que equivaldría a la
columna de mercurio del barómetro.
34
TABLA DE DATOS
EXPERIENCIA : ________________________________
FECHA:
_______________
ALUMNOS: ____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
Nº
Temperatura en ºC
Altura de la
Volumen confinado
columna de Hg cm
en cm3
Coeficiente de expansión
Calculado
Tabulado
porcentaje
de error
35
EXPERIENCIA N° 10
PESO MOLECULAR DE UN LIQUIDO VAPORIZABLE
1.- OBJETIVO.

Determinar la masa molecular de un compuesto líquido no identificado, midiendo
la densidad de vapor, a una temperatura y presión dadas y utilizando la ecuación
de estado.
2.- INFORMACIÓN BASICA
Lo más simple y directo en la determinación de la densidad de vapor es el método
usado por Dumas. En este método una cantidad del líquido o compuesto sólido es
introducido en un matraz tarado, el cual tiene un orificio pequeño abierto a la
atmósfera. El matraz es calentado a una temperatura conocida sobre el punto de
ebullición del compuesto. La formación del vapor purga el aire presente en el matraz
a través del orificio.
Cuando la muestra se ha vaporizado completamente, el matraz está lleno del vapor
del compuesto, el cual estará a una presión conocida (atmosférica). Se suspende el
calentamiento y se enfría el matraz a la temperatura ambiente. El vapor se condensa
y el aire dispuesto a llenar al matraz preverá el escape del vapor.
Se pesa el matraz nuevamente y con la diferencia de los dos pesos se tendrá el
peso del vapor requerido para llenar el matraz. La masa molecular del compuesto
se puede calcular usando la ecuación de estado para gases ideales ya que el
volumen del matraz puede hallarse fácilmente
PV = n RT
PV = (w/M) RT de donde M = d RT/P
M = Masa molecular del compuesto.
n = Número de moles del compuesto.
T = Temperatura en grados kelvin.
w = peso en gramos del compuesto
d = Densidad del compuesto.
P = Presión atmosférica
V = Volumen en litros.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS
 Balón de fondo plano
 Papel de aluminio
 Bandita de caucho
 Beaker de 1000 ml
 Termómetro
 Mechero
 Pinza metálica para balón.
 Nuez
 Malla de asbesto
4.- PROCEDIMIENTO
 Líquido vaporizable
 Pipeta de 5 ml.
 Alfiler
 Cerillas.
 Balanza
 Probetas de 500 ml
 Carborundos
 Barómetro
36
















Haga una tapa de 6 cm de lado con el papel de aluminio para el balón.
Ajuste esta al balón con la bandita de caucho
Haga un agujero en la tapa con un alfiler
Pese el balón con la tapa
Destape el balón y agregue el líquido vaporizable. 4 ml
Tápelo y agárrelo por el cuello con una pinza
Sumérjalo en el Beaker de 1000 ml
Llene el Beaker con agua lo mas alto posible.
Adicione carborundos.
Caliente hasta ebullición del agua.
Mida la temperatura de ebullición cuidando no tocar las paredes del Beaker.
Deje el balón en reposo por 4 minutos.
Mida la presión atmosférica
Retire el balón del baño y deje enfriar.
Pese el balón con el residuo.
Mida el volumen del matraz llenándolo de agua completamente y medirlo en una
probeta.
5.- CALCULOS.

Calcule la presión del vapor con la siguiente ecuación:
Log Ps =4.81 (1 – Tb/T)

Ps = presión del vapor del compuesto.
Tb. =Temperatura de ebullición normal del compuesto
T = Temperatura a la que se desea la presión del vapor.
Calcule la masa correcta del vapor por la siguiente ecuación:
m2 – m1 = mv – (MaV/ RT) Ps

donde: m1 = masa del matraz solo
m2 = masa del matraz más el vapor
mv = masa del vapor de la muestra
Ma = masa molecular del aire
V
= volumen del matraz en litros.
T
= Temperatura a la que fueron hechas las pesadas.
Ps
= presión del vapor del compuesto.
R
= Constante de los gases ideales
Calcule la densidad del gas.
d = mv/V

donde mv es la masa correcta del vapor y V el volumen del matraz
Calcule la masa molecular del compuesto.
M =(RT/P) d
Donde T es la temperatura del baño, P es la presión barométrica, d es la densidad
37
del compuesto.
6.- PREGUNTAS
 ¿Cuál es el objetivo del pequeño agujero en la tapa del matraz?
 ¿Si el balón está mojado por dentro, como afectaría esto a la medición del peso
molecular del compuesto?
 Qué otros procedimientos existen para determinar peso molecular en general.
 Si el balón se pesa sin haberse enfriado a la temperatura ambiente. ¿ Cree usted
que el peso obtenido es el ideal?. Por qué. Explíquelo.
 Una muestra de 1,211 g de un compuesto líquido puro, de punto de ebullición
90ºC, se convirtió en vapor a 97,0ºC. El volumen de vapor se midió a 701 mm
de Hg y fue de 391,1 ml. Calcular su peso molecular.
 La temperatura T, a la que se desea la presión de vapor; a la que fueron hechas
las pesadas; y finalmente la temperatura del baño, puede cambiar( pues la
temperatura ambiente puede hacerlo) durante el experimento. Si la temperatura
cambia en 2 ºC ¿Qué porcentaje de error ocasionaría esto en el volumen del
líquido vaporizable?.
TABLA DE DATOS
EXPERIENCIA : ________________________________
FECHA:
_______________
ALUMNOS: ____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
TEMPERATURA DE EBULLICIÓN:
______________________ºc.
VOLUMEN DEL BALÓN:
______________________ ml.
PRESIÓN ATMOSFÉRICA:
______________________ at.
PESO DEL BALÓN CON EL RESIDUO:
______________________ g.
PESO DEL BALÓN LIMPIO Y SECO:
______________________ g.
38
39
EXPERIENCIA N° 11
VOLUMEN MOLAR DE UN GAS
1.- OBJETIVO.

Determinar experimentalmente el volumen molar de un gas a condiciones de
laboratorio y a condiciones normales.
2.- INFORMACION BASICA.
La Ley de los gases ideales incorporan en una ecuación las relaciones contenidas
en las leyes de Boyle, Charles y Avogadro. Sí la ecuación que liga el volumen, la
masa, la temperatura y presión de un gas es:
PV = nRT
P
V
n
R
T
=
=
=
=
=
donde
Presión en atm.
Volumen en litros.
Número de moles del gas
Constante universal de los gases (0.082 at. L / oK mol)
Temperatura en oK
El volumen molar es aquel ocupado por un mol de gas ideal, el cual se calcula
derivándolo de medidas realizadas con gases reales a muy bajas presiones; este
volumen se considera igual a 22,4 L a condiciones normales. 

Vo = V/ n
donde Vo = Volumen molar

V = Volumen a condiciones normales.
n
= Número de moles.
Para la mayoría de los gases los volúmenes molares no se desvían mas del 1% del
volumen molar normal, a menos que tengan elevado peso molecular o que se les
mida a temperaturas cercanas al punto de ebullición.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS
 Bureta de gases de 50 ml
 Eudiómetro de 50 o 100 ml
 Tapones de caucho #00
 Barómetro.
 Probeta de 250 ml o de 500 ml
 Nuez.
 Soporte
 Alambre.
 Magnesio
 HCl 6M
 Agua
 Papel de aluminio.
 Balanza Universal.
 Beaker de 500 ml
 Pinza
40
4.- PROCEDIMIENTO.








Tomar de 4 a 5 cm de la cinta de magnesio, pesarla y colocarla en una trampa
hecha con alambre.
Colocar esta trampa con el magnesio en el tapón.
Colocar 10 ml de HCl 6M en el eudiómetro.
Agregar agua sin agitar al HCl del eudiómetro.
Colocar el tapón en el eudiómetro.
Llenar el Beaker con agua e invierta el eudiómetro en el para que el HCl
reaccione con el Mg
Espere a que todo el Mg reaccione, espere unos minutos, de tal manera que el
gas que está en las paredes suba. Echo esto mida el volumen recogido.
Llene una probeta con agua y coloque allí el eudiómetro, tapando el orificio de
tal manera que el agua que está dentro no salga. Suba y baje este dentro de la
bureta hasta que el nivel del agua en la probeta sea el mismo del eudiómetro
mida el volumen.
5.- CALCULOS.
 Calcular el peso promedio de la muestra. Escriba la reacción entre el Mg y el
HCl.
 Calcule el número de moles de hidrógeno formado.
 Calcule el volumen de hidrógeno formado.
 Determine el volumen molar del H2.
a.- Condiciones normales
b.- Condiciones ambientales
 Calcule el porcentaje de error.
6.- PREGUNTAS.
 ¿Para que se hacen coincidir los niveles de los líquidos en el eudiómetro y la
probeta ?.
 Señale las posibles fuente de error en la experiencia.
 Calcular el volumen del hidrógeno seco a condiciones normales a partir del
volumen del gas medido sobre agua a las condiciones del laboratorio.
 A partir del peso del hidrógeno medido y de su volumen a CN, calcular la
densidad (g / L) del hidrógeno.
 ¿Cuál es el valor aceptado para volumen molar?. ¿Cuántas moléculas hay en
este volumen de cualquier gas a condiciones normales o en un mol de
cualquier gas?. ¿En honor a quién recibe el nombre este número? ¿Cuántas
moles de átomos “aparentes” de magnesio se necesitaron para obtener este
número de moléculas de hidrógeno?.
 ¿Poseen volumen molar los llamados gases nobles? si o no Explique.
41
42
TABLA DE DATOS
EXPERIENCIA : ________________________________
FECHA:
_______________
ALUMNOS: ____________________________________________
____________________________________________
____________________________________________
PESO DE LA CINTA DE MAGNESIO
______________________ g.
VOLUMEN INICIAL DEL H2
______________________ g.
VOLUMEN FINAL DEL H2
______________________ g.
43
EXPERIENCIA N° 12
SOLUCIONES
1.- OBJETIVOS.
 Aprender a preparar soluciones ácidas, básicas y salinas en sus diferentes
unidades a partir de reactivos químicamente puros..
 Determinar por medio de un gráfico la concentración de una solución.
2.- INFORMACION BASICA.
Una solución es una mezcla homogénea de composición variable. La
homogeneidad hace referencia a que a nivel macroscopico solo es observable una
sola fase, mientras que la variabilidad indica que la cantidad de sustancia disuelta
es una misma cantidad de disolvente puede ser diferente.
Los componentes de una solución binaria son: el soluto y el solvente ó disolvente.
Se concibe como soluto: el componente que se disuelve o que se encuentra en
menor proporción en la solución. Modernamente es el componente químicamente
mas activo en la solución.
El solvente: es el componente que disuelve o que se encuentra en mayor
proporción en la solución. Actualmente es el componente químicamente menos
activo en la solución.
Estos últimos aspectos en relación con el soluto y el solvente tienen vigencia o
cobran aplicabilidad cuando tenemos una solución en iguales proporciones. Por
ejemplo: 50 gramos de agua en 50 gramos de etanol.
La composición de una solución se expresa en términos de concentración es
decir; la relación de cantidad de soluto contenida en una determinada cantidad de
solución o solvente.
Hay muchas formas de representar la concentración de un soluto en el solvente,
estos son; la normalidad (N), la molalidad (m), la molaridad(M), %P/P, %P/V, la
fracción molar, partes por millón (p.p.m.) o partes por billón (p.p.b.).
Veamos como representamos cada una de ellas:
(% en peso) P/P
= (peso en g de soluto)/ Peso en g de solución) x
100
(% m/v) P/V
x100
= (Peso en g de soluto / Volumen en ml de solución)
Molaridad (M) = número de moles de soluto / litros de solución
Normalidad (N)
= número de equivalentes del soluto / litros de
solución
44
Fracción molar (f)
totales.
= número de moles del soluto / número de moles
(soluto + solvente)
N = %. D. v. 10 / w equivalente
Aquí prepararemos soluciones diluidas a partir de ácidos concentrados, al cuál se
le conoce la densidad y su porcentaje de pureza, también se prepararán soluciones
concentradas y diluidas de bases y sales.
“La cantidad de soluto disuelto en una solución concentrada ha de ser igual a la
cantidad de soluto presente en la solución diluida”
V1.C1 = V2. C2
3.- MATERIALES Y REACTIVOS
 Matraces aforados de 100 y 50 ml
 Balanzas
 Espátulas
 Beaker de 50 ml
 Frascos para guardar las soluciones.
 Pipetas,
 Bombas de succión.
 Vidrio de reloj.
 Ácido sulfúrico
 Ácido clorhídrico
 Hidróxido de sodio
 Frasco lavador
 Carbonato de sodio
 Varilla de vidrio
 Agua destilada
4.- PROCEDIMIENTO.
 Buscar la normalidad o molaridad del ácido concentrado que le tocó según el
grupo.
 Buscar el volumen de ácido concentrado que necesita para realizar una solución
de concentración 0.1 N ó 0.1M y diluir hasta un volumen de 100 ml , preparar
también una solución 0.2 N ó 0.2 M
 Calcular la cantidad de hidróxido de sodio necesaria para preparar 100 ml de
una solución 0.1 N
 Calcular que volumen s e necesita de cada una de las soluciones 0.1 N y 0.2
N, para preparar una solución 0.17 N del mismo ácido.
 Calcular la cantidad de carbonato de sodio necesaria para preparar una solución
0.5 m, hasta un peso de 100 gramos de solución.
 Preparar 50 ml de solución al 1% P/V de carbonato de sodio en agua.
 Preparar 50 gramos de solución al 2% P/P de carbonato de sodio en agua.
 Con las soluciones realizadas buscar su densidad utilizando el picnómetro.
 Las soluciones de ácidos y bases se conservan par su posterior valoración.
5.- PREGUNTAS.
 Hacer un gráfico en papel milimetrado la densidad vs concentración, localizar en
esta la densidad de la solución problema, cuyo valor encontrará donde corta la
recta la línea y luego la concentración en el eje de las abscisas.
45









¿Qué entiende por soluciones sólidas? de ejemplos.
¿Por qué se dice que el agua es un solvente universal por excelencia?
¿Cuál es la diferencia entre una solución diluida y una concentrada?
Explique el proceso de solución de:
a) Gases en líquidos.
b) Un sólido iónico en líquido.
c) Un sólido covalente en líquido.
d) Un líquido en un líquido.
Qué observaciones podrás anotar para cada uno de los sistemas siguientes:
a) Éter en agua
b) Alcohol etílico en agua.
c) Tetracloruro de carbono en agua
d) Disulfuro de carbono en agua.
e) Glicerina en agua.
¿Qué se entiende por solución? Mencionar dos sustancias que tengan un calor
de solución negativo y dos sustancias que tengan un calor de solución positivo.
Qué interpretación puedes dar sobre los calores de solución positivos y
negativos.
Define delicuescencia. Podría un material de un hidrato conducir a
delicuescencia? Identifique su respuesta dando algunos ejemplos de sólidos
delicuescentes.
Calcula la molalidad de una solución que se preparó disolviendo 15 gramos de
sal de Epson Na2SO4.10H2O, en 320 gramos de agua destilada.
Si un litro de solución de hidróxido de potasio 2N es tratado con ácido clorhídrico
y luego se evapora, que peso de sal se obtiene?. Si 99,4 gramos de esta sal son
contenidos en esta vía de un litro de solución de hidróxido de potasio, cuál es la
normalidad de la base?.
46
EXPERIENCIA Nº 13
DETERMINACION DE LA CURVA DE SOLUBILIDAD.
1.- OBJETIVOS
 Determinar la solubilidad de las sustancias sólidas en un medio acuoso, en este
sentido usaremos el agua como medio de dilución.
2.- INFORMACIÓN BASICA.
Cuando hablamos de solubilidad, estamos diciendo que cantidad de sustancia es
posible disolver en una cantidad determinada de solvente. Sabemos que solubilidad
es la máxima cantidad de un soluto, contenido en una cantidad de solvente a una
temperatura dada en el sistema.
Ahora la solubilidad de una sustancia depende de muchos factores de los cuales
tenemos aquí los principales:
 Naturaleza del solvente.
 Naturaleza del soluto
 La temperatura a la cual se hará la disolución
 La presión.
Existen otros factores que también influyen en la solubilidad de una sustancia, como
son los puentes de Hidrógeno y la polaridad de la sustancia. Es de gran importancia
en la industria y el laboratorio ya que utilizamos esta para preparar, separar y
purificar productos químicos.
La solubilidad de una sustancia sólida a una T y P determinada en una cantidad de
solvente es limitada. La solubilidad se puede expresar en g/100 g de solvente, para
una solución saturada.
No hay leyes físicas ni químicas que nos permita decir o determinar la solubilidad
de una sustancia en particular. Mas utilizamos el término de que “lo semejante
disuelve lo semejante”, y lo utilizamos para disolver una sustancia polar en otra, al
igual que un líquido polar en uno no polar.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS.
 Termómetros.
 Espátula
 Agitador.
 Balanza
 Tubos de ensayo
 Mechero
 Soporte Universal
 Pinza metálica
 Sulfato de Aluminio
 Sulfato de Potasio
 Nitrato de Potasio
 Clorato de Potasio
 Cloruro de amonio
4.- PROCEDIMIENTO


Arme el equipo como está en la figura.
Pese una cantidad de sal asignada y colóquela en el tubo de ensayo.
47




Agregue 10 ml de agua al tubo, agite hasta disolver la sal, si es necesario
caliente suavemente.
Introducir el Termómetro al tubo y tomar la T a la cual se formen los primeros
cristales.
Deje enfriar la solución, agite hasta que se disuelva nuevamente. Si es necesario
caliente y anota la T a la cual aparecen los primeros cristales.
Anote los datos de los demás compañeros
5- CÁLCULOS.
Calcule la molalidad de la solución preparada por usted.
6- PREGUNTAS.
1- Con los datos obtenidos en el laboratorio por todo el grupo, construir una curva
de solubilidad en papel milimetrado, de la siguiente forma:
 En la ordenada coloque los gramos de soluto seco por 100 g de disolvente.
 En la abscisa ubique la T. En grados centígrados.
2- En la curva de solubilidad por usted construida ubique las zonas donde se
presentan los siguientes hechos:
 Evaporación de agua
 Enfriamiento sin cristalización
 Cristalización por enfriamiento.
3- ¿A qué se debe la aparición de las burbujas cuando calentamos el agua?
4- ¿Cuál de las sustancias siguientes es soluble en agua? ¿Y por qué?
a.- Nitrato de potasio.
b.- Clorato de potasio.
c- Sulfato de aluminio.
d - Cloruro de calcio.
e - Sulfato de bario.
f - Cromato de potasio.
5 - ¿Qué es temperatura de cristalización?
6 - ¿Qué fuentes de error encuentra usted en esta experiencia y cómo las reduciría?
48
EXPERIENCIA N° 14
PROPIEDADES COLIGATIVAS
1.- OBJETIVOS.
 Determinar el peso molecular de un soluto no volátil haciendo uso de una de las
propiedades coligativas de las soluciones como lo es ELEVACION DEL PUNTO
DE EBULLICION.
2.- INFORMACION BASICA.
Estas propiedades son aquellas en que las soluciones dependen solamente del
número de moléculas del soluto presente y no de la naturaleza de dicha molécula.
Cuando ocurre la disolución, se alteran no solo las propiedades del soluto sino las
del disolvente.
3.- ELEVACION DEL PUNTO DE EBULLICION.
El punto de ebullición está definido como la temperatura a la cual la presión de vapor
del líquido es igual ala presión atmosférica.
La presencia de un soluto en una disolución aumenta el punto de ebullición, este
efecto se produce porque el soluto disminuye la presión de vapor del disolvente, por
lo tanto se hace necesario aumentar la temperatura para que la presión aumente y
la solución bulla, es decir se eleve el punto de ebullición del disolvente.
La diferencia entre estos dos puntos se conoce como elevación del punto de
ebullición, el cual podemos expresar de la siguiente forma:
 Tb = T – To
donde  Tb
= elevación del punto de ebullición
T
= Temperatura de la solución
To = Temperatura del solvente puro.
En soluciones diluidas la elevación del punto de ebullición es proporcional a la
concentración del soluto. Esta relación se puede expresar de la siguiente manera:
 Tb = Kb. m = T – T
donde Kb = Es la constante molal del punto de ebullición cuyo valor
depende del disolvente utilizado.
m = Molalidad de la solución.
Para determinar la constante ebulloscopica se utiliza la expresión matemática
siguiente:
Kb = RT2 / 1000 Hv
donde T
R
Hv
= Temperatura absoluta de ebullición
= Constante universal de los gases en calorías.
= Calor latente de ebullición por gramo de sustancia.
49
Los valores de las constantes ebulloscópica para diferentes solventes se
encuentran tabuladas, por lo tanto podemos hacer uso de las mismas.
En esta experiencia determinaremos el peso molecular de un soluto no volátil, el
cual forma
soluciones diluidas. Para esto disolvemos una cantidad dada de este soluto en una
cantidad
determinada de agua, a la que se le ha determinado su punto de ebullición.
4.- MATERIALES Y REACTIVOS.
 Matraz
 Soporte universal
 Trípode
 Balón de fondo plano.
 Carborundo (pedazos de vidrio)
 Malla de asbesto
 Termómetro
 Etilenglicol
 Mechero
 Agua
 Probetas graduadas de 50 y 250 ml
 Tapón de caucho con dos orificios.
 Pinzas
 Nuez
5.- PROCEDIMIENTO.
 Montar el equipo como lo indica el dibujo.
 Medir 100 ml de agua y agréguelos al balón adicionando carborundos.
 Calentar con el mechero lentamente y determine el punto de ebullición del agua.
Anótelo.
 Desmonte el equipo y déjelo enfriar.
 Adiciones nuevamente 100 ml de agua y 22.5 ml de Etilenglicol al balón. Caliente
nuevamente el balón y lea la temperatura, atonal cuando esta permanezca
invariable.
 Desarme el equipo y déjelo enfriar, no vote los reactivos.
6.- CALCULOS.
 Determine la molalidad de la solución.
 Calcule a partir de la fórmula y del valor del calor latente, la constante molar de
ebullición del agua.
 Calcule el peso molecular del soluto a partir de los datos del punto de ebullición.
 Comparar el valor obtenido experimentalmente con el valor real y determine el
% de error.
7.- PREGUNTAS.





Explique las razones de la diferencia en el peso molecular obtenido
experimentalmente y el real.
¿Cuál de las propiedades coligativas se usa mas para la determinación del peso
molecular y por qué?
¿Además de servir para buscar el peso molecular, qué otros usos tienen estas
propiedades?
Demuestre que el valor de Tb = Kb. m
¿Para qué se agregan carborundos al balón?
50
Equipo para determinar las propiedades coligativas de las soluciones.
51
EXPERIENCIA N°15
CALOR DE REACCION
CAMBIO DE ENTALPIA PARA ALGUNAS REACCIONES, Ley DE HESS
1.- OBJETIVOS.
 Ilustrar como se manifiestan los cambios químicos de entalpía en algunos
procesos tanto físicos como químicos.
 Determinar experimentalmente los cambios de entalpía para tres reacciones y,
con base en los valores obtenidos, demostrar las Ley de Hess.
2.- INFORMACION BASICA.
En la mayoría de los procesos físicos y químicos de las sustancias hay intercambios
energéticos entre ellas y los alrededores, los cuales se manifiestan en forma de
calor liberado o absorbido. Los procesos donde ocurre liberación de calor, en donde
el estado final tiene un contenido de energía menor que el inicial se dice que el
proceso es exotérmico.
H = Hf - Hi  0
H es negativo
Por el contrario, si en el proceso ocurre una absorción de calor, el estado final tiene
un contenido energético mayor que el inicial. En este caso el proceso es
endotérmico
H = Hf - Hi  0
H es positivo
En esta práctica determinaremos los cambios de entalpía para tres reacciones
exotérmicas, midiendo los cambios de temperatura que ocurren cuando se llevan a
cabo las reacciones respectivas.
Para efectuar las medidas y los cálculos respectivos se hace necesario ciertas
aproximaciones. Asumimos que el calor de reacción solo se usa para incrementar
la temperatura de la solución acuosa y por lo tanto, nada de este calor se pierde en
calentar el calorímetro (esto no es del todo cierto ya que depende del material de
que está hecho). Consideraremos también que el calor requerido para elevar la
temperatura de un mililitro de solución es el mismo que el calor requerido para
producir la misma elevación de temperatura en un gramo de agua. Esta es valida
ya que estamos trabajando con soluciones acuosas diluidas.
La unidad mas utilizada en química para medir la energía calórica en la caloría. Esta
es el calor que hay que proporcionarle a un gramo de agua para hacer que aumente
su temperatura en un grado centígrado. Así si conocemos el peso de una cantidad
de agua (o solución diluida) y su temperatura inicial, podemos fácilmente determinar
que cantidad de calor ganó o perdió el agua al aumentar su temperatura o disminuir
en una cierta magnitud.
Q = m Cp T
52
Donde Q
m
Cp
T
=
=
=
=
calor a presión constante.
masa de agua
capacidad calorífica del agua = 1 cal/g OC
Temperatura final - Temperatura inicial
Vamos a trabajar con HCl. Es un compuesto covalente polar que existe como gas a
condiciones ambientales. Se disuelve rápidamente al ponerlo en contacto con el
agua, pero en el proceso de disolución reacciona irreversiblemente con el agua,
originando iones de hidronio H3O+ e iones Cl-, como se ve en la siguiente ecuación
H2O
HCl (g) + H2O (l)  H3O+ (acuoso) + Cl- (acuoso)
La solución acuosa de los iones originados en la reacción anterior es lo que se llama
ácido clorhídrico.
Hay reacciones en la que es difícil determinar en forma experimental los cambios
de entalpía. Un ejemplo de ello es el calor de combustión del grafito para producir
CO, es imposible medirlo ya que siempre se produce CO2 como un subproducto de
la reacción, a pesar de usar cantidades estequiométricas requeridas para el grafito
y el oxígeno para producir CO.
C (grafito) + ½ O2  CO
La aplicación de la Ley de Hess nos permite la determinación directa de los cambios
de entalpía en aquellas reacciones en las cuales es difícil o imposible medirlos
directamente. La Ley de Hess, nos dice que: el cambio de entalpía para cualquier
reacción química es constante, independientemente de sí la reacción ocurre en una
o en varias etapas. Así conocemos los cambios de entalpía para diversa etapas de
la reacción, la suma algebraica nos da necesariamente la entalpía para la reacción
final. También por resta algebraica se puede calcular la entalpía de una de las
etapas del proceso si conocemos la entalpía total del mismo.
C (grafito) + ½ O2  CO
1ª etapaH1
CO + ½ O2  CO2S
2ª etapa H2
CO + O2  CO2 Reacción final H3
Mencionamos anteriormente que era imposible determinar experimentalmente el
cambio de entalpía para la combustión del grafito en la producción de CO. Pero es
muy fácil medir los calores de la combustión completa al CO2 para el CO y para el
grafito ( H2 y Ht respectivamente) , basta con asegurarse de que hay exceso de
oxígeno para obtener el único producto de la reacción como es el bióxido de
carbono. Así indirectamente podemos calcular el cambio de entalpía para la
combustión incompleta del grafito a CO
H1 = Ht - H2
La entalpía a presión y volumen constante es igual al calor molar.
H = Q/ n
donde n = moles de la sustancia.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS.
53
 Balanza digital o de platillo
 Calorímetro
 Probetas de 100 ml
 Termómetro de 0 – 100 oC o de 0 – 50 oC
 Vidrio reloj
 NaOH en lentejas
 Solución de NaOH 0.50 M
 Solución de HCl 0.50 M
4.- PROCEDIMIENTO
Reacción 1.
El hidróxido de sodio sólido se disuelve en agua para formar una solución acuosa
de iones sodio e iones hidróxidos.
H2O
+
NaOH (s)  Na (acuoso) + OH- (acuoso)  H 1
Use agua que tenga una temperatura esté uno o dos grados por debajo de la
temperatura ambiente.
 Mida 100 ml con la probeta de dicha agua y agréguela al calorímetro.
 Pese unos 2 g de hidróxido de sodio por diferencia. (pesar rápidamente para
que no se hidrate el hidróxido)
 Medir la temperatura del agua en el calorímetro, anótela, ahora agregue el
hidróxido al vaso.
 Agite suavemente con el termómetro hasta disolución del soluto. Observe y
anote la temperatura mayor alcanzada durante el proceso de disolución.
 Neutralice la solución y enjuague el vaso y el termómetro antes de seguir con el
paso 2.
Reacción 2.
El hidróxido de sodio sólido reacciona con el ácido clorhídrico diluido para generar
una solución acuosa de cloruro de sodio y agua.
NaOH (s) + H3O+ (ac) + Cl- (ac)  Na+ (ac) + Cl- (ac) + 2H2O

H2
El procedimiento es el mismo que el de la reacción 1, a excepción de que en vez
de 100 ml de agua se utilizan 100 ml de ácido clorhídrico 0.5 M. Deseche la
solución y enjuague al vaso para la tercera reacción.
Reacción 3.
La solución acuosa de hidróxido reacciona con el ácido clorhídrico para generar una
solución acuosa de cloruro de sodio y agua:
Na+ (ac) + OH- (acuoso) + H3O+ (ac) + Cl- (ac)  Na+ (ac) + Cl- (ac) + 2 H2O
H3
 Medir 50 ml de ácido 0.5 M y colóquelos en el calorímetro.
 Mida 50 ml de hidróxido y colóquelos en un vaso limpio.
 Mida la temperatura de estas dos soluciones que deben ser aproximadamente
iguales.
 Use el mismo termómetro para las dos soluciones, limpiándolo con agua y
54


secarlo.
Leer las temperaturas y anótelas en su hoja de datos.
Vierta la solución del hidróxido al ácido y agite con el termómetro, mida la
temperatura mas alta alcanzada durante la reacción y anótela en su hoja de
calculo.
5.- DATOS.
Reacción 1 Temperatura inicial __________
Temperatura final
__________
Reacción 2 Temperatura inicial
Temperatura final
__________
__________
Reacción 3 Temperatura inicial
Temperatura final
__________
__________
6.-PREGUNTAS.
1.-Calcular el calor liberado en la reacción en calorías. Calcular el (H1) cambio de
entalpía para la reacción I, en Kcal/ mol de hidróxido disuelto.
Q H2O = -Qx = mCp T
Cp del agua = 1. cal/g.oC
H = Q/N
2.-Calcular el calor liberado en la reacción en calorías. Calcular el cambio de
entalpía H2 para la reacción 2, en Kcl./mol de hidróxido disuelto.
3.-Calcular el calor liberado en la reacción en calorías. Calcule el cambio de entalpía
H3 para la reacción 3 en Kcal/mol de NaCl acuoso formado.
4.-Con base en las tres reacciones anteriores y sus respectivos cambios de entalpía,
demuestre la aplicabilidad de la Ley de Hess, tal como se hizo para las tres
reacciones de combustión en la sección de antecedentes.
5.-A partir de los respectivos cambios de entalpía a 25 oC para las siguientes
reacciones de combustión calcule el cambio de entalpía para la formación de un
mol de metanoCH4 gaseoso a 25oC, a partir de los elementos C sólido e H2
gaseoso.
CH4 (g) + 2 O2 (g)--------------- CO2 (g) + 2 H2O (l)
C (s) + O2
(g)
2 H2 (g) + O2
(g)
--------------- CO2 (g)
--------------- + 2 H2O (l)
H1 = -212.8 Kcal.
H2 = -94.1Kcal
H3
= - 136.6 Kcal
55
Montaje para determinar el calor de reacción.
56
57
EXPERIENCIA N° 16
EQUILIBRIO QUIMICO.
EL PRINCIPIO DE LE CHATELIER
1.- OBJETIVO

Se estudiará el efecto de la concentración. el área de exposición, la temperatura
y la presencia o ausencia de un catalizador, sobre la velocidad de las reacciones
químicas.

Establecer relaciones esenciales entra cada uno de estos parámetros y el tiempo
en que transcurre la reacción, para obtener determinada cantidad de producto o
un determinado efecto.
2.- INFORMACION BASICA.
Muchas de las reacciones químicas son reversibles, y no es normal que los
reaccionantes formen productos y que estos actúen simultáneamente como
reaccionantes. En un sistema cerrado es posible llegar a un estado de equilibrio
químico oponiendo reacciones.
Este estado se consigue cuando las velocidades de reacción de productos y
reaccionantes son iguales. Este se reconoce cuando las propiedades
macroscópicas, como es el calor, la presión, o la solubilidad son constantes y
cuando hay la energía disponible para producir un trabajo.
3.- MATRIALES Y REACTIVOS.
Reactivos
K2CrO4 0.1 M
K2Cr2O7 0.1 M
Sistema A NaOH
HCl
NH3
H2SO4
Materiales
 Tubos de ensayo
 Gradillas
 Pinzas para tubos de ensayo
1M
1M
2M
1M
Sistema B KCNS
0.002 M
Fe(NO3)3 0.2M
NaHPO4 sólido.
4.- PROCEDIMIENTO.
SISTEMA A Sistema de equilibrio del ion Cromato (CrO4)= (ac) ion Dicromato
(Cr2O7)= (ac).
 Ponga en tubos de ensayo separados 5ml de cromato de potasio 0.1 M y
soluciones de dicromato de potasio 0.1 M. Observe y anote el color de la solución
en cada tubo.
58






Verter 0.5 ml de cada solución en tubos de ensayo separados, luego gota a gota
añada NaOH 1 M a cada tubo, hasta que una de ellas cambie de color. Guarde
esta para el paso 5.
Utilizando soluciones frescas, repita el paso 2, sustituyendo el NaOH por el HCl.
Conserve estas para el paso 4
Agregue NaOH 1 M a uno de los tubos del paso 3 hasta un cambio de color.
Agregue HCl 1 M en gotas completas, a uno de los tubos reservado en el paso
2, hasta cambio de color.
Repita todos los pasos, sustituyendo el NaOH por el NH3 2M y H2SO4 por el HCl.
Anote las observaciones.
SISTEMA B
En ensayos anteriores se mezclaron soluciones de cloruro de hierro III y tiocianato
de potasio, y dieron una solución roja. Esta coloración es debida al tiocianato de
hierro III hidratado. Est reacción es similar solo que se sustituye el nitrato de hierro
con la de cloruro de hierro III.
 Vierta dos mililitros de tiocianato de potasio 0.002M en cada tubo de ensayo (3)
 A dos de ellos añada lentamente tres o cuatro gotas de nitrato de hierro 0.2 M
 Al tercer tubo añada unos cristales de nitrato de potasio. Observe cualquier
cambio.
 A uno de los tubos del paso 2 añada unos cristales de Na2HPO4 (s). Agite el tubo
y observe. Luego añada unos cristales de KSCN (s) al tubo de ensayo.
 Repita el paso 4 con otro tubo, pero luego de observar algún cambio, añada
unos cristales de nitrato de hierro en vez de KSCN (s)
 Añada estos datos en la tabla.
5.- DATOS Y OBSERVACIONES.
Sistema A. Cromato = Dicromato
De acuerdo con sus observaciones, complete la siguiente tabla.
SOLUCIONES
PASO I PASO II
H2O (l) NaOH (ac)
PASO III
HCl (ac)
PASO IV PASO V
OH- (ac) H+ (ac)
CrO4=
Cr2O7=
SOLUCIONES
CrO4=
Cr2O7=
Sistema B
H2O (l)
NH3 (ac)
H2SO4 (ac) Base (ac) Acido(ac)
59
Basándose en las observaciones, complete la tabla siguiente.
Soluciones
PASO I
KSCN (ac)
PASO II
Fe(NO3)3
PASO IV
PASO IV PASOV
NA2HPO4(S) KSCN(s) Fe(NO3)
T1
U2
PASOIII
B3
O
N°
KNO3 (S)
6.- APENDICE.










Balancee la reacción 2 CrO4 =(ac)  Cr2O7 =(ac) añadiendo hidrógenos (ac) y
agua (l) de acuerdo a la reacción, en donde se necesite.
Balancee la reacción CrO4 = (ac)  Cr2O7= (ac) añadiendo OH- (ac) y H2O (l) al
miembro adecuado de la ecuación.
¿Qué conclusión puede sacar en relación con el equilibrio del ion cromato y de
los iones de dicromato y su independencia sobre el hidrógeno y los iones
hidróxilo?
Fe(NO3)3 (ac) / KSCN (ac) KNO3 (ac) + (FeSCN) (NO3)2 (ac)
Escriba la reacción iónica neta para la reacción molecular anterior.
¿Qué observó después de agregar unos cuantos cristales de Na 2HPO4 a la
solución de color rojo en el sistema B?
¿Qué iones se reducen en la solución añadiendo Na2HPO4?
¿Cuándo se añadieron iones adicionales de SCN-, Qué observó?
Cuando se añadieron cristales adicionales de Fe(NO3)3. ¿Qué observó?
Enuncie el principio de Le Chatelier¿ Cómo se relaciona con esta investigación?
Escriba los iones respectivos según sus observaciones.
IONES REACCIONANTES
K +(ac) SCN- Fe+3
NO3-
IONES DEL PRODUCTO
K + NO3- FeSCN- OTROS
TUBO N°
1
2
3
K+(a) NO3-
SCN EXPERIENCIA N° 17
60
NEUTRALIZACIÓN
1.-OBJETIVOS.
 Conocer los fundamentos de una reacción ácido base.
 Diferenciar un ácido de una base.
2.- INFORMACION BASICA.
Se puede definir la Neutralización, como una reacción entre un ácido y una base
(álcali) en la que desaparecen las propiedades de los reactivos y los productos de
esta son una sal y agua. HCl puede ser neutralizado por el hidróxido de sodio
formando cloruro de sodio y agua.
HCl + NaOH  NaCl + H2O
En una reacción de Neutralización el punto de equivalencia, (punto en el que el
número de equivalentes de líquido utilizado (bureta) es igual al número de
equivalentes de la muestra (matraz) ), este se puede observar utilizando un
indicador que cambie de color en este punto. Aquí se completa la reacción.
Los indicadores más utilizados son el naranja de metilo, fenolftaleina y el azul de
bromocresol, los cuales cambian de color de acuerdo a la concentración del ion
hidrógeno de la solución o líquido al cual son adicionados. Son usados para probar
la acidez o basicidad de las soluciones y para detectar el punto final de una
titulación.
Naranja de metilo (amarilla)
fenolftaleina (incolora)
La mayoría de los indicadores son considerados como ácidos débiles, en los cuales
ya se al molécula no disociada o el anión, o ambos son coloreados.
HMe
rojo
=========== H+ + Meincoloro
amarillo
Cuando añadimos ácido hay un desplazamiento en el equilibrio hacia la izquierda,
haciendo que la concentración del Hme sea mayor que la concentración del ion Me
y la solución se torna roja. Si es en un álcali el equilibrio será hacia la derecha y
sucede lo contrario entonces el color de la solución es amarilla.
Para ellos es posible determinar su constante de ionización, así:
Hin (ac) ======== H+(ac) + In-(ac)
Ka (Hin) =  H+ In -/  HIn
Lo valores de estas constantes pueden ser obtenidos con la medida del pH de una
solución de molaridad conocida para cada indicador. En el cuadro siguiente
podemos observar algunas de las constantes de ionización de los indicadores.
Indicadores
Fenolftaleina
Ka a 25°c mol/l
7 x 10-10
pH en el punto final
9.1
61
Azul de bromotimol
Litmus
Naranja de metilo
1 x 10-7
3 x 10-7
2 x 10-4
7.0
6.5
3.7
El objetivo de toda titulación es determinar los volúmenes precisos de las soluciones
que reaccionan. El punto final, es el punto en que la titulación es detenida, y debe
coincidir con el punto de equivalencia para las dos soluciones reaccionantes.
Para ello se debe tener un cambio agudo de color en este punto, por la adición de
una gota, ya sea de ácido o de álcali
Para el punto final,  HIn
=  In -
Por lo tanto en el punto final, Ka = H+
El pH en el punto final = - log  H+ = - log Ka
En la tabla anterior podemos ver el pH de los indicadores más utilizados. El cambio
de color se debe, al cambio de una forma coloreada a otra en el punto final ambas
formas estarán presentes en apreciables cantidades lo que no se puede decir es
cuando estas dos formas están en igual concentración. Al ojo no es posible juzgar
exactamente el punto final de una reacción de esta clase. El rango de pH, es el
rango en el cual el indicador puede cambiar de color.
Muchos indicadores parecidos a la fenolftaleína son solubles en agua, y por lo tanto
son preparados para su uso en alcohol o en una mezcla de alcohol y agua.
Nombre
Intervalo de pH
Violeta de metilo
0.0 – 1.6
Cristal violeta
0.0 – 1.8
Naranja de metilo 3.2 – 4.4
Rojo de metilo
4.8 – 6.0
Alizarina
Rojo neutro
etanol
5.6 – 7.2
6.8 – 8.0
Fenolftaleina
8.2 – 10.0
Timolftaleina
etanol
9.4 – 10.6
Cambio de color
Preparación
amarillo – azul
0.01 – 0.05% en agua
amarillo – azul
0.02% en agua
rojo – amarillo
0.01% en agua
rojo – amarillo
0.02% en 60 ml de etanol
+ 40 ml de agua
amarillo rojo
0.1% en metanol
rojo – ámbar
0.01 g en 50 ml de
incoloro – rosa
incoloro – azul
+ 50 ml de agua
0.05 g en 50 ml de etanol
+ 50 ml de agua.
0.04 g en 50 ml de
+ 50 ml de agua
El punto final para los indicadores está en el centro de su rango de pH. Este se
encuentra cuando un álcali es adicionado a un ácido o viceversa. En el punto de
equivalencia el pH debe cambiar agudamente por lo que se debe usar un indicador.
El cambio depende grandemente de la fortaleza del ácido o del álcali.
62
Buscar en los libros las gráficas de pH para una solución de amonio 0.1M y HCl
0.1M. De acuerdo con la fortaleza del ácido o la base así debemos buscar en la
tabla el indicador necesario para la titulación de estas especies.
3.- MATERIALES Y REACTIVOS.
 Beaker de 50 ml
 Beaker de 100 ml
 Bureta de 25 ml
 Vidrio de reloj
 Varilla de agitación
 Balanza
 Gotero
 pH metro.(si lo hay)
 fenolftaleina
 Hidróxido de sodio
 Bicarbonato de sodio
 Leche de magnesia
 Vinagre
 Acido muriático
 Agua destilada
4.- PROCEDIMIENTO.




En un vaso de 100 l, disuelva 1.0g de hidróxido de sodio en 50 ml de agua.
Adicione de 3 a 4 gotas de fenolftaleina. Mida el pH de la solución.
Retire el electrodo y adicione lentamente vinagre (bureta) hasta un cambio de
color en la solución, mida el pH.
Realice lo anterior pero utilizando una solución diluida de ácido clorhídrico.
(ácido muriático)
Mida el pH a las siguientes sustancias; vinagre de cocina, gaseosa, cerveza,
leche de magnesia y una solución de bicarbonato de sodio.
5.- PREGUNTAS.





¿A qué se debe la coloración violeta de la solución?
¿Cuál es la coloración que presenta el vinagre cuando adicionamos unas gotas
de fenolftaleina?
¿Qué coloración presenta una solución neutra después de adicionarle unas
gotas de fenolftaleina?
¿Cómo o con qué neutralizaría usted: vinagre, gaseosa, cerveza?. ¿Cómo
determinaría el punto de equivalencia?
¿Utilizando el pH, cómo haría usted una curva de Neutralización?
EXPERIENCIA N° 18
PUNTO DE EQUIVALENCIA ENTRE UNA BASE Y UN ACIDO
1.- OBJETIVOS.
63


Observar los diferentes métodos para hallar el punto de equivalencia.
Comparar los resultados utilizando varias medidas.
2.-INFORMACION BASICA.
La titulación es una forma de análisis volumétrico, donde se mezclan dos
soluciones: un volumen de una muestra de concentración desconocida con un
volumen conocido del titulante (se añade desde la bureta), hasta que la reacción
entre ellos alcance el punto de equivalencia. (Punto final) En estas se utilizan
indicadores que marcan el punto final de la misma. Así que conociendo el volumen
de los dos líquidos y la concentración de uno de ellos, podemos conocer la
concentración del otro.
Reacciones ácido – base.
Cuando el ácido clorhídrico diluido es adicionado a una solución de sulfuro de sodio
se produce sulfuro de hidrógeno.
S –2 +
2 H + + 2Cl- ------------ H2S + 2 ClÁcido clorhídrico
Aquí vemos que el ácido es un ácido fuerte ya que dona protones a los iones sulfuro
para la formación de sulfuro de hidrógeno. En forma alternada podemos decir que
el sulfuro es una base mas fuerte que el cloruro y que en la competencia por los
protones del sulfuro gana convincentemente. Es decir hay competencia de
electrones entre los agentes oxidantes y reductores.
Cuando agregamos ácido clorhídrico diluido es adicionado a una solución de
benzoato de sodio, se presenta un precipitado blanco de ácido benzoico
C6H5COO- (ac) + 2 H + + 2 Cl- -------------- C6H5COOH (s) + Cl- (ac)
ion benzoato
ácido clorhídrico
ácido benzoico
C6H5COO- (ac) + H2SO3 ------------ C6H5COOH- (S) + HSO3-(Ac)
ion benzoato
ácido sulfuroso
ácido benzoico
Es así, que los dos ácidos son más fuertes que el benzoico. Sin embargo que el
ácido acético cuando es adicionado a la solución del benzoato de sodio no hay
ninguna reacción aparente.
El ácido etanoico no protona los iones benzoato, porque el ácido etanoico es un
ácido más débil que el benzoico.
En la titulación potencio métrica se determina el pH de una muestra durante una
titulación ácido – base. Los dos electrodos del pH- metro se sumergen en la muestra
y se va registrando el pH con cada adición de la sustancia titulante. Así es posible
conseguir la curva de pH (curva de titulación). Cerca del punto de equivalencia
existen cambios muy marcados para pequeñas adiciones de titulante. Este tipo de
64
titulaciones es particularmente útil cuando la muestra es coloreada, haciendo difícil
o imposible observar un cambio de color en el indicador
pH
Volumen del titulante ml.
Disociación de ácidos y bases débiles.
Ácidos: un ácido típico, HA, al disociarse en agua transfiere un protón de la molécula
del ácido a la molécula de agua, dando una solución ácida.
HA
+
H2O

H30 + +
A-
La donación de un protón de la molécula de ácido a la molécula de agua produce
un ion negativo que se llama anión (A-).
Al escribir la ecuación de equilibrio para la reacción anterior se puede omitir el agua
que es un valor constante, y podemos hacer una simplificación al escribir  H+  en
lugar de la concentración del agua, por lo tanto la ecuación de equilibrio quedaría
así:
Ka =  H+  A- 
 HA 
Ka esta es llamada constante de ionización del ácido HA y es una constante de
equilibrio para la ecuación simplificada de un ácido o ecuación de ionización.
HA  H+ + AEsta constante nos permite entender con mayor precisión los términos de ácido
fuerte y ácido débil el primero es el más disociado en solución y tendrá una
constante de ionización bastante grande. Esta indica la fuerza del ácido, entre más
grande sea la constante mayor será la fuerza del ácido. Un ácido débil tiene la
tendencia a disociase en menor cantidad, y su constante será pequeña.
Entre los ácidos fuertes más utilizados tenemos: HCl, HNO3, H2SO4. Estos también
se les conoce como electrolitos fuertes.
Bases: Los mismos principios se pueden aplicar a las soluciones de las bases. Es
una sustancia capaz de aceptar un protón (según Bronsted), la concentración del
ion H+ decrecerá en la solución y aumentará la concentración de hidroxilos (OH).
Los hidróxidos iónicos de los metales, como LiOH, NaOH, Ba(OH)2, son
compuestos que contienen iones hidróxidos en el estado sólido y al disolverse en el
65
agua, los iones quedan en solución. Como estos están completamente ionizados,
se les denomina bases fuertes y constituyen un ejemplo de electrolitos fuertes.
Encontramos además las bases débiles, formadas por moléculas neutras que al
reaccionar con el agua dan iones OH- para dar soluciones ligeramente básica.
NH3
+
H2O  NH4+
+ OH-
La ecuación de equilibrio para esta se designa por Kb y al considerar que la
concentración del agua permanece constante en soluciones diluidas se puede
escribir
Kb =  NH4+  OH- 
 NH3 
El valor pequeño de Kb nos indica que el equilibrio está desplazado hacia la
izquierda y solamente una pequeña cantidad de amoníaco reacciona con el agua,
por lo tanto, al amoníaco se le clasifica como una base débil. Cuando conocemos
la constante Kb podemos calcular la posición de equilibrio. Los problemas con Kb
se manejan de la misma forma que los que incluyen a Ka. Entre más grande sea el
valor de Kb, mayor será la fuerza de la base.
B + H2O 
BH+ + OHácido conjugado
y la constante de equilibrio Kb será:
Kb = BH4+  OH- 
B
Disociación de ácidos polipróticos.
Son compuestos que tienen dos o más hidrógenos ácidos y se disocian en una
forma escalonada; por ejemplo, en el caso del ácido diprótico, H 2CO3, cada grado
de ionización tiene su propia constante de equilibrio. Para diferenciar las distintas
constantes se utilizan subíndices:
H2CO3  H+ + HCO3HCO3- 
H+
+ CO3-2
K1 ==  H+  HCO3- 
 H2CO3 
K2 =  H+  CO3- 2
 HCO3- 
La constante K1 de un ácido poliprótico es siempre mayor que K 2, de suerte que
para calcular el valor de la concentración de hidrógenos basta considerar solamente
K1; en otras palabras, el segundo paso en la disociación siempre produce muchos
menos hidrógenos que el primero, es decir que K 1  K2 K3 .También se utiliza la
primera constante para calcular la concentración del anión que se produce en la
primera etapa.
66
3.- MATERIALES Y REACTIVOS.
 2 vasos de precipitado de 250 ml
 2 erlenmeyer de 250 ml
 4 balones aforados de 250ml
 Pipeta graduada de 10 ml
 Bureta de 50 ml
 Varilla de agitación
 Vidrio de reloj
 Espátula
 Gotero
 Balanza de  0,01 g
 pH metro
 Conductivimetro
 Acido acético
 Hidróxido de sodio
 Solución de fenolftaleina
 Agua destilada
4. PROCEDIMIENTO




Preparar soluciones de ácido acético 0.1M
0.1 M de hidróxido de sodio
0.2 M de ácido acético.
Determinar el pH y la conductividad inicial de 50 ml de la solución 0.1M de
hidróxido de sodio. Agregue 3 gotas de fenolftaleina
Agregar desde una bureta, ácido acético 0.1 M a la solución anterior. Determine
los pH y la conductividad cuando adicione; 5, 15, 25, 35, 45, 46, 48, 49, 50, 51,
52, 53, 54, 55 y 56 de la solución ácida. Registre los cambios que ocurren.
Repita el procedimiento anterior, pero esta vez utilizando ácido acético 0.2 M,
haciendo medidas en los siguientes puntos; 5, 10, 15, 20, 21, 22, 23, 24, 25, 26,
27, 28, 29, 30 y 35. Registre las observaciones.
5.-PREGUNTAS.



Realizar un gráfico de pH (eje Y) contra volumen de ácido acético adicionado
(eje X) para cada una de las soluciones. Realice el mismo proceso con los datos
de conductividad contra volumen adicionado.
De los gráficos anteriores, determine el volumen de Neutralización.
¿Qué volumen obtuvo con el indicador? .¿ Encontró diferencias?
67
EXPERIENCIA N° 19
ENTALPIA DE FORMACIÓN
1. OBJETIVOS
Determinar la entalpía de formación del cloruro de amonio sólido, nitrato de amonio o del
sulfato de amonio a partir de datos experimentales y literales.

INFORMACION BASICA
Cuando un cambio ocurre en un sistema químico, el calor es transferido. La cantidad de
calor ganado o perdido en una reacción química puede ser calculada de datos
experimentales.
El calor liberado o absorbido como consecuencia de una reacción química es llamado. La
“variación de entalpía” de la reacción y se le da el símbolo ∆H. Por ejemplo, cuando una
mol de cloruro de potasio es disuelta en agua, 4.1 kcal de calor es absorbido por el agua y
el cloruro de potasio. La entalpía de disolución del cloruro de potasio en agua, ∆H, es
entonces de 4.1 kcal/mol.
La entalpía de formación de una sustancia (∆H1) es la variación de la entalpía cuando un
mol de una sustancia es formada a partir de sus elementos constituyentes en sus estados
normales. Las condiciones del estado normal son 25ºC y una atmósfera depresión. La
entalpía de cualquier elemento en su estado normal se la ha asignado arbitrariamente el
valor de cero. La entalpía normal de formación se designa por ∆Hfº
Generalmente los datos de laboratorios para calcular la entalpía de formación directamente
no pueden obtenerse, o solo en un equipo complejo. Sin embargo, la entalpía de formación
puede calcularse indirectamente usando la ley de la sumatoria de calor constante, algunas
veces conocida como Ley de Hess.
Esta establece que a presión constante, la variación de entalpía asociada con un proceso
es la misma ya sea que la reacción ocurra en una o varias etapas. La variación de entalpía
asociada con un proceso no depende de la forma en que se desarrolle la reacción, sino que
depende únicamente del estado inicial y final del sistema. Por consiguiente, para un proceso
dado las variaciones de entalpías positivas o negativas de las etapas individuales pueden
ser sumadas para obtener la variación de entalpía neta del sistema.
Por ejemplo: considere la formación hipotética de una sustancia AB como se muestra en el
diagrama de la figura. Hay dos formas posibles de reacción para dar la sustancia AB.
FORMA 1 : A + B ------- AB
FORMA 2 : A + C -------- AC
AC + B ------ AB + C
A + B ------ AB
∆H2
∆H1
∆H2
∆H3
+ ∆H3
AC
+ C
∆ H2
∆H3
+ B
A
∆H
AB1
La entalpía de formación de AB por la Forma 1 es dada por ∆H1 , mientras que la entalpía
68
de formación por la Forma 2, es la suma de ∆H2 y ∆H3 . En ambos casos, la entalpía de
formación de AB es la misma.
La reacción para la formación del cloruro de amonio sólido a partir de sus elementos no
puede ser llevada a cabo fácilmente en el laboratorio. Esta reacción puede ser representada
por:
½ N2 (g) + 2 H2 (g) + ½ Cl2 (g) ----NH4Cl (s) ∆H1 (Ecuación 1)
Donde ∆H1 es la variación de entalpía por mol de cloruro de amonio sólido formado. La
formación del cloruro de amonio sólido puede ser considerada como que ocurre en un
determinado número de etapas. Teniendo en cuenta cada una asociada a una variación de
entalpía como se muestra en la Tabla 1. Esencialmente este procedimiento nos da:
∆H1 = ∆H4+ ∆H7 + ∆H8 + ∆H10
TABLA 1. Variación de la entalpía para la formación del cloruro de amonio sólido.
½ N2 (g) + 2 H2 (g) ----------- NH3 (g)
NH3 (g) + H2= (l) ------------ NH3(ac)
½ N2 (g) + 3/ 2 H2 (g) + H2O (l) ----------- NH3(ac)
½ H2 (g) + ½ Cl2 (g) ------------- HCl (g)
HCl (g) + H2O (l) ----------- HCl (ac)
½ H2 (g) + ½ Cl2 (g) + H2O (l) ------------- HCl (a
NH3 (ac) + HCl ( ac) ------------ NH4Cl (ac)
NH4Cl (s) + H2O (l) ------------ NH4Cl (ac)
NH4Cl (ac) ------------------- NH4Cl (s) + H2O (l)
∆H2
∆H3
∆H4
∆H5
∆H6
∆H5
∆H8
∆H8
∆H8
(Ecua. 2)
(Ecua. 3)
(Ecua. 4)
(Ecua, 5)
(Ecua. 6)
(Ecua. 7)
(Ecua. 8)
(Ecua.. 9)
(Ecua. 10)
Las variaciones de entalpía, ∆H2 , ∆H3 , ∆H5 , ∆H6 pueden ser obtenidas de la literatura .
La suma de entalpía 1 y 3 dará el cambio de entalpía 4, mientras la suma del cambio de
entalpía 8 y 9 pueden ser calculadas de los datos del laboratorio. Para obtener el cambio
de entalpía 10 se invierte la ecuación 9 y se le cambia el signo al cambio de entalpía
correspondiente. La aplicación de la Ley de Hess a este sistema para obtener la entalpía
de formación del cloruro de amonio sólido ∆H1 , envuelve la suma de las ecuaciones 4,7,8
y 10.
½ N2 (g) + 3/ 2 H2 (g) + H2O (l) ----------- NH3(ac)
½ H2 (g) + ½ Cl2 (g) + H2O (l) ------------- HCl (ac)
NH3 (ac) + HCl ( ac) ------------ NH4Cl (ac)
NH4Cl (ac) ------------------- NH4Cl (s) + H2O (l)
∆H4
∆H5
∆H8
∆H8
½ N2 (g) +
∆H1
2 H2 (g) + ½ Cl2 (g) ----NH4Cl (s)
(Ecua. 4)
(Ecua. 7)
(Ecua. 8)
(Ecua. 10)
(Ecuación 1)
2.1 Calculo de la constante del calorímetro. Cuando una reacción ocurre en un
calorímetro, algo del calor transferido de la reacción es absorbido por el. Si una reacción
para la cual se conoce la entalpía es realizada en un calorímetro, la diferencia entre la
entalpía de la reacción calculada con el cambio de temperatura observado y la entalpía
consultada con la literatura para la reacción dará el calor absorbido por el calorímetro. Si
este calor es dividido por el cambio de temperatura observado, el número resultante de
calorías absorbidas por el calorímetro por grado de temperatura cambia su referencia como
la constante del calorímetro..
El número de calorías absorbidas por cambio de grado será esencialmente el mismo para
69
cualquier reacción pasada por un calorímetro, si el volumen de ka solución es
aproximadamente igual al utilizado en la determinación de la constante del calorímetro.
Además al experimentar usando un vaso de poliuretano como calorímetro no varía
apreciablemente cuando la temperatura observada vería por 15ºC.
La constante del calorímetro para uno en particular puede ser calculada por los datos
experimentales, como se muestra en el siguiente ejemplo:
NaOH (ac) + HCl (ac) ------------ NaCL (ac) + H2O (l)
La reacción envuelta es representada por la reacción de 100.o ml de HCl 1.00M con 100.0
ml de NaOH 1.05M resultando un ∆T de +6.340
Si asumimos que la solución final contiene solamente cloruro de sodio como Na+ y Cl- y que
las entalpías de disolución y de mezcla son despreciables, que puede ser probado
experimentalmente, el calor transferido por la reacción es hallada por:
Q1 = - (masa de la solución) (capacidad de calor de la solución) ∆T
Q1 = -(100.0ml )(1.02 g/ml) ( 0.965 cal/ºCg)(6.340)ºC = 1,250 calorías.
Donde 0.965 cal /gºC es la capacidad de calor de una solución de cloruro de sodio 0.5M.
Para hallar la entalpía de reacción es este ejemplo, el calor liberado cuando una mol de
agua es formada debe ser calculado. Debido a que el ácido clorhídrico es el reactivo limite,
0.1 mol de hidrógenos fue neutralizado, produciendo 0.1 mol de agua con un adicional de
0.05 mol de OH- en exceso. La entalpía para la producción de un mol de agua se halla por:
Q1
∆H = -----------------------------------------Número de moles de agua formada∆H = -1.250 cal / 0.100 mol de agua.
∆H = -12.500 cal / mol de agua.
El valor establecido, obtenido de la literatura, para la reacción del ácido clorhídrico y la
solución de hidróxido de sodio es – 13600 cal /mol. Por lo tanto la constante del calorímetro
puede ser calculada así:
-(∆H lit. - ∆Hexp.)
K (del calorímetro) = ------------------------------- (moles de agua )
∆T
K = -(13.600 +12500) Cal /gºC ( 0.100 mol)
6.34ºC
K = 17.4 cal/ºC
TABLA DE REFERENCIA: Capacidades de calor y densidades de mezcla de reacción a
25ºC
70
Solución
Concentración
Cloruro de amonio
1.00M
Nitrato de amonio
1.00
Sulfato de amonio
0.50
Cloruro de sodio
1.00
Agua
-
Capacidad de calor
0.939 cal/gºC
0.932
0.932
0.932
0.999
Densidad g/ml
1.013
1.029
1.035
1.037
0,997
2.2. Calculo de la entalpía de Neutralización. El cálculo de la entalpía de neutralización
puede ser ilustrada a partir de los siguientes datos experimentales: 100 ml de HCl 0.9764
M reaccionan con 100 ml de NH3 0.9862M resultando un ∆T de 5.93ºC. La constante del
calorímetro fue hallada del experimento anterior.
De nuevo suponemos que la solución final contiene solamente cloruro de amonio como
NH4+ y Cl- y que las entalpías de dilución y de mezcla son despreciables: Esa porción del
calor liberado en la reacción que es absorbido por la mezcla de la rección para incrementar
su temp. Es:
Q1 = - (masa de la solución)(capacidad de calor de la solución ) ∆T
Q1 = -(200 ml)( 1.01g/ml) ( 0.95 cqal/gºC)(5.93ºC)
Q1 = -11.38 calorías.
Esa porción de calor liberado en la reacción que es transferido al calorímetro para
incrementar su temp. Es:
Q2 = - (constante del calorímetro) ∆T
Q2 = -(17,4 cal/ºC) (5.93ºC) = -103 calorías.
El calor total liberado por la reacción de 100.0 ml de HCl 0.9764M Y 100.0 Ml de amoniaco
0.9862M es :
Q3 = Q1 + Q2
= -1138 cal + 103 cal. = -1241 calorías.
Para hallar la entalpía de neutralización, el calor liberado cuando una mol de agua se forma
debe ser calculado como en el ejemplo anterior: Q3 es negativo debido a que la reacción es
exotérmica. En este caso, el HCl es el reactivo limite (0.100 mlx0.9764M) = 0.09764 moles
de agua formada.
Esto significa también que 0.09784 moles de cloruro de amonio como NH4+ y Cl- han sido
formadas en la solución.
∆H (neut,) = Q3 / ( número de moles de HCl)
∆H (neut) = -1.241 cal / (9,76x10-2) moles de HCl
∆H (neut) = -12.700 cal / mol
La entalpía de neutralización para HCl – NH3 , -12.700 cal/mol ó 12.7 Kcal/mol, es menor
que para HCl – NaOH. La razón para la diferencia en entalpía es que la solución de
amoniaco es una base débil, mas no así la solución de NaOH, de tal manera que algo de
71
esta energía es requerida para formar un mol de OH13. Cálculo de la entalpía de disolución de una sal sólida. El cálculo de la entalpía de
disolución a partir de datos experimentales puede ser ilustrado por el siguiente ejemplo.
Escogemos una cantidad de cloruro de amonio sólido igual a la producida por la reacción
entre el ácido clorhídrico y el amonio. Esta cantidad es:
La masa de la mezcla de la reacción es = (Vol. Del agua) (densidad del agua) + masa del
NH4Cl
La masa de la mezcla de la reacción es = (200.0ml) (0.988g/ml) + 5.22 g
La masa de la mezcla de la reacción = 205 g
El calor transferido por la mezcla de la reacción es:
Q1 = -(masa de la solución) (capacidad de calor de la solución ) ∆T
Q1 = -(205g) (0.96 cal/ ºC g) (-1.54ºC9 = 303 cal.
Donde 0.96 cal/g ºC es la capacidad de calor de una solución NH4Cl 0.5M . Note que de
acuerdo al signo convencional adoptado, la ∆T negativa significa que Q1 es positivo, ya que
el proceso es endotérmico.
El calor transferido del calorímetro debido a que la temperatura disminuye, es:
Q2 = -(constante del calorímetro) ∆T
Q2 = -(17.4 cal/ºC) (-1.54ºC) = 26.8 cal.
El calor transferido por la disolución de 5.22 g de cloruro de amonio en 100 ml de agua es
hallado por:
Q3 = Q1 + Q2
= 303 + 26.8 cal = 330 cal.
Para hallar la entalpía de disolución, debemos calcular el calor transferido cuando una mol
de cloruro de amonio es disuelta. Este es positivo ya que este proceso de disolución es
endotérmico, La entalpía de disolución se halla por:
∆H (dis) =
Q2 / moles de cloruro de amonio. = (330 cal)53.5g/mol) / 5.22g
∆H (dis) = 3380 cal /mol de cloruro de amonio
Dos de los valores de entalpía de la tabla han sido evaluados.
NH3 (ac) + HCl ( ac) ------------ NH4Cl (ac)
NH4Cl (s) + H2O (l) ------------ NH4Cl (ac)
∆H8 = -12700 cal /mol
∆H8 = 3380 cal/mol
Si esta última se invierte el signo de la entalpía también se cambia. Así si sumamos las
ecuaciones 8 y 10, obtenemos la ecuación para la reacción hipotética.
NH3 (ac) + HCl ( ac) ------------ NH4Cl (s)
+ H2O (l) ∆H8 = 16080 cal /mol
72
En esta experiencia se recolectará el cambio de temperatura con el tiempo para la reacción
del amoniaco acuoso con el ácido clorhídrico, nítrico, sulfúrico. A partir de este cambio , la
capacidad calórica y la masa de los reaccionantes, calculará la entalpía de neutralización
para el sistema. Además recolectará datos de temperatura- tiempo para la disolución del
cloruro de amonio, nitrato de amonio, sulfato de amonio. A partir del cambio de temperatura,
la capacidad de calor y la masa de la solución resultante, calculará la entalpía de disolución.
Entonces combinará estas entalpías experimentales de neutralización y de disolución con
las entalpías de formación dadas en la literatura, para el sistema estudiado. Or aplicación
de la Ley de Hess, calculará la entalpía de formación del cloruro de amonio sólido, nitrato
de amonio o sulfato de amonio.
1. MATERIALES Y REACTIVOS
 Beaker de 100 ml
 Probeta de 100 ml
 Bureta de 50 ml
 Agitador de vidrio
 Termómetro
 Cronometro
 Vaso de poliuretano con tapa
 Tapón de caucho
 Soporte
 Nuez
 Pinza
Ácido clorhídrico 2M
Hidróxido de sodio 2.05M
Ácido nítrico 2M
Ácido sulfúrico 1M
Hidróxido de amonio 2.05M
Cloruro de amonio
Nitrato de amonio
Sulfato de amonio
Papel milimetrado
regla.
2. PROCEDIMIENTO
4.1 Constante del calorímetro
- Medir 50 ml de HCl 2M a temperatura ambiente en una probeta limpia y seca
- Viertalo en una taza de poliuretano limpia y seca
- Mida 50 ml de NaOH 2.05M a temperatura ambiente y viertalos en un beaker de 100 ml
limpio y seco.
- Colocar un termómetro en un tapón de caucho
- Suspéndalo y sopórtalo por aseguramiento del tapón con una pinza y nuez.
- Introduce l bulbo en la solución de la taza de poliuretano, no permita que el termómetro
toque las paredes de la taza.
- Asegurese que el termómetro está bien colocado
- Ajuste la temperatura de la solución de hidróxido por calentamiento o enfriamiento de
tal manera que sea igual a la del ácido.
- Par un periodo de 5 minutos, mida y registre los datos de tiempo y temperatura para las
dos soluciones a intervalos de un minuto
- Mientras se agita la solución de ácido, rápidamente vierta la solución de hidróxido al
ácido, Esté seguro que la solución de hidróxido haya sido añadida a la solución de
ácido.
- Registre el tiempo de la mezcla y continúe registrando datos de T- tiempo por un periodo
de 15 minutos.
- Haga una segunda o una tercera medición si el tiempo se lo permite.
- Calcule la constante del calorímetro como se describió en la literatura.
73
4.2 Entalpía de Neutralización.
Para esta parte de la investigación, se le asignará un sistema químico. La reacción a
estudiar será NH4OH con ácido clorhídrico. Las concentraciones de los ácidos usados
serán: HCl 2.00M, HNO3 2.00M, ácido sulfúrico 1.00M. La concentración del hidróxido será
de 2.05M.
-
Medir 50 ml de ácido asignado a temperatura ambiente en una probeta limpia y seca.
Viértalos en un vaso de poliuretano limpio.
Medir 50 ml de hidróxido de amonio 2.05M a temperatura ambiente y viértalos en un
beaker de 100 ml limpio.
Ajuste la temperatura del hidróxido de tal manera que sea igual a la del ácido.
Por un periodo de 5 minutos registre datos de esta temperatura para las dos soluciones.
Mientras agita la solución del ácido vierta rápidamente la del hidróxido.
Registre el tiempo de mezcla y siga tomando los datos de tem. –tiempo por un periodo
de 15 minutos a intervalos de un minuto. Estos deben ser graficados.
Haga otra determinación si el tiempo lo permite.
Calcule la energía de neutralización como s explicó en los párrafos anteriores, tomando
un mol de amonio y un mol de ácido.
4.3. Energía de disolución
La sustancia usada en esta parte será la sal formada de la reacción del amoniaco con el
ácido asignado. Calcule la concentración de esta sal en gramos por 100 ml, esta será la
masa usada en esta sección.
- Colocar 100 ml de agua destilada en un vaso de poliuretano limpio y seco.
- Por 5 minutos, registre medidas de tiempo- temperatura del agua destilada a intervalos
de 30 segundos.
- Mientras agita el agua, añada rápidamente la masa calculada de la sal de amonio.
- Registre el tiempo de mezcla y siga tomando datos de T-tiempo por espacio de 15
minutos a intervalos de un minuto.
- Debido a que el ∆T para este proceso está entre -1 y -4 ºC la selección de la escala
para la ordenada debe tener un rango desde un grado por encima de la temperatura
ambiente hasta 5 grados por debajo de esta.
- Haga otras determinaciones si el tiempo lo permite.
- Calcular la entalpía de disolución de la sal usada como fue descrito anteriormente.
3. CALCULOS.
a. Calcular la constante del calorímetro.
b. Hallar la entalpía de Neutralización de la reacción asignada.
c. Halle ∆T del diagrama de datos temp. – tiempo.
d. Calcular la entalpía de disolución de la reacción y sal asignadas.
e. Halle ∆T del diagrama de datos temp.- tiempo.
f. Calcular la entalpía de formación. Aplicando la Ley de Hess para las tres reacciones
asignadas. La reacción para el cloruro de amonio es:
½ N2 (g) + 2 H2 (g) + ½ Cl2 (g) ----NH4Cl (s)
∆H1 (Ecuación 1)
Estos cálculos pueden ser hechos pro: La suma de las entalpías de la reacción 4 + la
entalpía de la reacción 7 + la entalpía de la reacción 8 + la entalpía de la reacción 10.
6. PREGUNTAS.
74
-
Dado : ½ N2 (g) + 3/ 2 H2 (g) ----NH3 (g)
∆H = -11.04 Kcal/mol
½ N2 (g) + ½ Cl2 (g) ----HCl (g)
∆H = -22.063 Kcal/mol
Hallar la entalpía para NH4Cl (s) == NH3 (g) + HCl (g)
Si para la reacción 1 la ecuación es : NH4+ (g) + Cl- (g) === NH4Cl (ac)
Hallar la entalpía para la reacción del cloruro de amonio sólido.
HOJA DE DATOS.
Nombres ____________________
____________________
____________________
___________________ _
1. Constante de equilibrio
Tiempo
Temp NaOH
0
1
2
3
4
5
6
Mezcla
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Temp. HCl
2. Entalpía de Neutralización
Tiempo
Tempera. NH3/H2O
0
1
2
3
4
5
6 Mezcla
7
8
9
10
11
12
13
14
15
Fecha: ____________________
Temp. Mezcla
Temp ácido Temp. Mezcla
75
3. Entalpía de disolución
Tiempo
Temp. Agua Temp. Mezcla
0
1
2
3
4
5
6 Mezcla
7
8
9
10
11
12
13
14
PRACTICAS OPCIONALES O PARA TRABAJO DE LOS ESTUDIANTES.
76
TRABAJO Nº 1
¿CUÁNTA PRESION SE NECESITA PARA FORMAR LAS PALOMITAS DE
MAIZ?
1.- INFORMACION BASICA
A la presión que ejercen sobre los objetos las moléculas de los gases en la
atmósfera se le llama presión atmosférica. Se necesita llenar con una cantidad
mayor de aire el interior de un globo o bomba par que este se infle o expanda. Esto
ocurre porque la presión interna aumenta sobre la externa, haciendo que el globo
se expanda para que el gas ocupe un volumen mayor y así lleguen a equipararse
las presiones. La diferencia entre la presión interna y la externa es la que hace que
el globo se infle. Al soplar mas aire dentro del globo (aumentar el número de moles)
a un volumen dado, V, se crea una presión interna, P, mayor que la externa
(atmosférica). Para equiparar las presiones el globo expande (aumenta el V) de
manera que la razón del nuevo valor de n al nuevo valor de V sea la misma P.
Muchas explosiones ocurren al llevarse a cabo reacciones muy rápidas y
exoenergéticas que liberan grandes cantidades de gases, como, por ejemplo el
bombazo del Oklahoma. Al expandirse el gas y chocar estas moléculas con alta
energía contra el edificio ocasionó su destrucción. Note en la ecuación siguiente la
gran cantidad de moles de gases que se generaron en esa explosión a partir de
reaccionantes sólidos y líquidos que ocupan poco volumen.
31 NH4NO3 (S) + C10H22(l) ----------- 31 N2 (g) + 73 H2O (g) + 10 CO2(g) + CALOR.
hay diferentes tipos de maíz. Algunos se comen directo de la mazorca, otros se usan
en granos para ensaladas y otros secos son los que se usan para los “pop corn”,
estas se forman al crearse una presión interna que hace explotar el grano. Entre las
diferentes clases de maíz para pop corn hay variaciones en la dureza de la cáscara
y su contenido de agua. Diseñaremos un experimento para determinar la presión
que aguanta la cáscara de un maíz antes de explotar y convertirse en pop corn. El
contenido del maíz es principalmente almidón y éste se mantiene inalterado antes
y después de explotar. Solo cambia su aspecto físico. Es algo así como el cambio
que ocurre al abrir una sombrilla: la masa y el material sigue siendo el mismo, pero
ocupa más volumen al abrirse. El gas que creará la presión interna en el maíz es
agua.
2.- PROCEDIMIENTO.
El experimento se llevará a cabo en grupos de tres estudiantes. Cada uno debe
participar activamente en este proceso, para el diseño de una técnica para llevar a
77
cabo la experiencia. Para ello es necesario que busquen algunos datos necesarios
para determinar la presión interna de la semilla antes de explotar.
1.-Usando la ecuación de estado PV = nRT, debemos conocer los valores de n, V,
T, del agua al momento de explotar. ¿Qué experiencia llevarías a cabo o como lo
harías para determinar cada una de estas variables?
R = 8,205X10-2 atm.L/mol.K
n (moles de agua dentro de la semilla)
T(aproximada dentro de la semilla) La determinación de esta es difícil. En este
experimento se presume que la temperatura es de 225 grados centígrados.
V(aproximado dentro de las semillas)
2.- ¿Cuántas semillas debes usar para realizar el experimento?
3.- ¿Qué envase de laboratorio usarás para llevar a cabo el experimento?
4.-¿Qué precauciones especiales debes tomar para que los datos numéricos que
obtengas sean los mas correctos posibles?
a) al determinar el valor de n (moles de agua)
b) al determinar el valor del V(volumen de las semillas)
Discutir con el instructor la metodología que plantea el grupo. Lleva a cabo el
experimento de acuerdo a lo planificado y aprobado por el profesor.
3.- PREGUNTAS.
¿Cómo afectarían los datos experimentales si no todas las semillas explotan?
¿Qué correcciones harías a tu experimento si esto pasase?
¿Afectaría el experimento si los pop corn se queman luego de explotar?
¿Cómo afectaría al resultado del valor de la presión?
Una vez terminado el experimento y obtener los datos necesarios, calcular el valor
promedio de la presión del pop corn al explotar. Prepárate para hacer una
exposición de la misma.
Evalúa los factores que pudieron afectar sus resultados.
78
TRABAJO Nº 2
IDENTIFICANDO UN DESCONOCIDO
1.- INFORMACION BASICA
Se te entregará un sólido blanco que podría ser NaHCO 3, KHCO3 o CsHCO3. Tu
Tarea es identificar este desconocido por una reacción química conocida. Al
combinar los carbonatos con un exceso de ácido sulfúrico se forma bióxido de
carbono como uno de sus productos.
Completa y balancea la siguiente reacción química general considerando que M
puede ser, Na, K o Cs.
MHCO3 (ac) + H2SO4 (ac) 
2.- PRECAUCIONES.
El ácido sulfúrico es corrosivo, evita que el mismo toque tu piel. Si le cae en la piel
remuévalo de la parte afectada con abundante agua. No importa que tan pequeña
sea esta, debes exponer la piel al agua durante 15 minutos.
3.- DISEÑO EXPERIMENTAL.
Diseña detalladamente un experimento basado en la reacción anterior, que permita
determinar la identidad del desconocido. Detalla cuidadosamente como debe
llevarse a cabo la experiencia, los datos cuantitativos que se deben obtener y cómo
estos datos serán analizados.
4.- PREGUNTAS GUIAS
¿Cuántos gramos del bicarbonato serían apropiados utilizar? ¿A cuántos sitios
decimales necesitas conocer la masa?
¿Cuántos ml de ácido 4M se requieren – como mínimo – para que todo el
bicarbonato reaccione?
¿Cómo determinarías la masa del CO2 que se genera en esta reacción? Sugiere al
menos dos maneras en que puedes determinar la masa del bióxido de carbono y
escoge aquella que sea la mas adecuada para llevarse a cabo en este experimento.
¿Qué datos experimentales y qué cálculos necesitas hacer para identificar el
desconocido?
Describe el procedimiento experimental que seguirás en el laboratorio.
5.- PREGUNTAS DE SEGUIMIENTO.
79
¿Será posible determinar la identidad del desconocido si la incertidumbre de la
medidas hechas con la balanza fuese de  0.2 g?
Si el desconocido fuese bicarbonato de calcio, ¿Qué masa de CO2 se hubiese
producido si 2.00 g del desconocido hubiese reaccionado con exceso de ácido?
¿Cuál será la fórmula empírica de una sustancia que se compone de 20% de calcio
y 80% de bromo?
Si por error el instructor te hubiese entregado el carbonato en vez del bicarbonato
del metal desconocido (M2CO3 en vez de MHCO3) ¿Cómo esto hubiese afectado tu
resultado?
Si el desconocido hubiese sido el Ba(HCO3)2 en vez de los posibles desconocidos
en este experimento, ¿Cómo esto hubiese afectado tu resultado?
80
TRABAJO Nº 3
ACTIVIDAD DE LABORATORIO PARA DISTINGUIR ENTRE DOS SALES
USANDO METODOLOGIAS SENCILLAS.
1.- PROBLEMA
En un laboratorio un químico manipula unos recipientes con reactivos; luego de una
distracción, observa que los envases no se encontraban rotulados. El químico sólo
sabe que los recipientes contienen una de dos sales: sulfato de potasio (K2SO4) o
cloruro de sodio (NaCl). Explique con argumentos, cómo puede usted basarse en
observaciones y pruebas de laboratorio para determinar el contenido de los
envases. Trabaje independientemente y describa su experimento, incluyendo
metodología y bases teóricas. Algunas referencias, notas de clases e información
para actividades de laboratorio, pueden ser usadas. El objetivo de esta práctica es
realizar una actividad en el cual el estudiante genere su propia metodología para
desarrollar un problema, utilizando el método científico.
2.- PROCEDIMIENTO
Usted debe solucionar el problema realizando una guía de laboratorio, metodología,
etc. para poder diferenciar las dos sales. Su informe debe presentarlo al profesor
con anterioridad a la práctica. El contenido de este incluye los fundamentos teóricos
en los cuales se basará para diferenciar las dos sales, los materiales y los reactivos,
los procedimientos y las preguntas escritas y desarrolladas por usted mismo. Buena
suerte.
81
TRABAJO Nº 4
LEY DE BOYLE
1.-OBJETIVOS.
Hacer medidas del cambio de volumen de un gas, con cambios de presión a una
temperatura determinada, para comprobar la Ley de Boyle.
2.-INFORMACION BASICA
La ley de Boyle fue anunciada en 1660 por Robert Boyle, quien por un experimento
sencillo halló que un volumen de aire confinado en un tubo de vidrio sobre el cual
se podía ejercer presión, varía inversamente con el cambio de la misma,
permaneciendo la temperatura constante.
Luego trabajó con otros gases y observó el mismo comportamiento. Esto lo llevó a
formular la ley que lleva su nombre la cual dice: “El volumen de una masa dada de
un gas cualquiera a temperatura constante varía en razón inversa de la presión, o
que el producto del volumen por la presión de una masa de gas es constante a una
temperatura constante”.
Matemáticamente la podemos expresar así:
P = Kmt 1/V
Donde:
ó
PV = Kmt
P = presión total
V = Volumen
Kmt = Constante que depende de la masa y de la temperatura.
En el desarrollo de esta práctica encerramos un volumen de aire en un aparato de
Boyle y tomaremos las variaciones de presión y sus respectivos volúmenes a
presiones menores y mayores que la presión atmosférica. La temperatura será la
del ambiente y se mantendrá constante durante todo el experimento. (ver fig.)
DESCRIPCION DEL EQUIPO:
La masa de aire se confina en un tubo calibrado (A). Está conectado por una unión
metálica al extremo de una manguera de caucho, que contiene suficiente mercurio.
Por medio de la uniones metálicas (BB’) se conectan los tubos abierto y cerrado a
través de abrazaderas anulares que se pueden mover verticalmente sobre los
soportes metálicos (C) que permite mantener los tubos de vidrio en la posición
deseada.
Entre los soportes metálicos está una escala milimétrica (D). Por medio de ella y
82
un aditamento se obtienen las lecturas de los niveles de mercurio en ambos tubos.
El aditamento de lectura consiste en n cursor que se desplaza a lo largo de la escala
milimétrica, al que está unido un espejo (E) con una raya horizontal en el centro
para eliminar el error de paralaje y un vernier (F). El aditamento se mantiene en
cualquier posición por medio de un resorte de fricción. La abrazadera tubular está
provista de un tornillo con ajustes, por medio del cual se ajustan los niveles de
mercurio en los tubos, las lecturas se pueden tomar con aproximaciones de 0,1 mm.
3.-MATERIALES Y REACTIVOS.
Aparato de Boyle, termómetro y barómetro.
4.-PROCEDIMIENTO.
-
-
-
Lea la presión atmosférica al comienzo y al final en el laboratorio.
Lea la temperatura ambiente del laboratorio.
Coloque el equipo en un sitio donde haya buena luz que permita la lectura clara
de las escalas.
Lleve a un mismo nivel el mercurio en ambos tubos.
Cierre la válvula del tubo cerrado y pruebe si hay escapes, disminuyendo y
elevando la presión lo más que permita el aparato.
Deje que el equipo permanezca en estas condiciones unos minutos y observe si
hay o no cambios en los niveles de mercurio; si no hay cambios proceda a la
toma de lecturas.
Con la presión en el tubo cerrado tan bajo como se pueda, haga la primera
lectura, leyendo el volumen en el tubo cerrado y los niveles de mercurio en
ambos tubos.
Haga una serie de 10 lecturas para varios rangos de presión, desde, el más bajo
hasta el más alto posible, variando el volumen de 0,5 ml
Haga las variaciones lentamente para evitar cambios de temperatura, evite
derramar el mercurio por el tubo abierto.
Reporte los datos en la hoja de datos.
5.-CALCULOS.
 Calcule la diferencia de altura de la rama abierta y la cerrada para cada una de
las lecturas. (P)
 Calcule la suma algebraica de la presión barométrica con las diferencias de
altura en mm Hg para cada una de las lecturas. (B+P)
 Calcule la suma anterior en atmósferas.
 Calcule el volumen en cc, páselos a litros, para todas las lecturas.
 Calcule el inverso del volumen en litro para cada una de las lecturas.
 Calcule el producto PV en atmósfera. Litro
 Calcule el promedio del producto PV de acuerdo al número de lecturas tomadas.
 Reporte todos los datos en su hoja.
6.-PREGUNTAS

Haga un gráfico de presión vs. Volumen (ordenada, abscisa).
83


Haga un gráfico de presión vs. Inverso de Volumen, comenzando la escala en
cero.
Haga un gráfico de presión adicional e inverso del volumen. Escoja el eje P cerca
del centro de la página y asegúrese que P se extienda a más de 770 mm por
debajo del eje, en la escala 1/V comience en cero. Determine la presión
barométrica por extrapolación y compare su valor con la leída en el barómetro.
Nº
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
Rama Rama Difere Presió Presió Volum Volum Invers Const
abierta cerrad ncia n total n en
en
en
o
ante.
, mm a mm Ra-Rc Mm
Atm
cc
Litros 1/V en
PV
Hg
Hg
Hg
litros
Atm.
Litro.
84
85
86
87
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