Manual de Prácticas de Química básica

REGLAMENTO DEL LABORATORIOQuímica Básica

UNIVERSIDAD TECNOLOGICA DE SAN JUAN DEL RIO DE QUIMICA DE LA

1

UNIVERSIDAD TECNOLOGICA DE SAN JUAN DEL RIO. QRO.

LABORATORIO QUIMICA BASICA

QUIMICA INDUSTRIAL

1°. CUATRIMESTRE

_____ PARCIAL

NOMBRE:________

GRUPO:_______

NOMBRE DE LA PRÁCTICA

Q.en A. LUZ CARMEN CASTILLO MARTINEZ.

FECHA: ________________

REGLAMENTO DEL LABORATORIOQuímica Básica

UNIVERSIDAD TECNOLOGICA DE SAN JUAN DEL RIO DE QUIMICA DE LA

2

REGLAMENTO DE LABORATORIO

UNIVERSIDAD TECNOLOGICA DE SAN JUAN DEL RIO

INNOVACION PARA EL DESARROLLO

El consejo Directivo de la Universidad Tecnológica de San Juan del Río con

fundamento en lo dispuesto por los Artículos 4 Fracción II y 10 Fracción VIII del

Decreto de Creación de la Universidad Tecnológica de San Juan del Río, expide

el siguiente:

REGLAMENTO PARA EL USO DE LOS

LABORATORIOS DE QUÍMICA

DE LA UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA DE SAN

JUAN DEL RÍO

CAPÍTULO I

DISPOSICIONES

GENERALES

ARTÍCULO 1. Las disposiciones de este Reglamento

son de carácter obligatorio para todas las personas

que entren y usen los Laboratorios de Química, así

como para el personal que trabaje en los mismos

transitoria o permanentemente.

ARTÍCULO 2. Toda persona que ingrese de manera

frecuente al edificio donde se ubican los

Laboratorios de Química, tendrá la obligación de

conocer todas las áreas, con la finalidad de saber

en donde se hallan localizado el botiquín de

primeros auxilios, las regaderas de emergencia,

los extintores y las rutas de evacuación.

ARTÍCULO 3. El Laboratorio permanecerá abierto en

el horario asignado para el cuatrimestre que

corresponda, así como las horas adicionales que

convenga el profesor con su grupo, previo aviso y

autorización del Director de Carrera y del

Coordinador de Laboratorios.

ARTÍCULO 4. Las actividades prácticas que realicen

los alumnos, serán permanentemente revisadas y

vigiladas por el profesor encargado de ellas.

ARTÍCULO 5. Los Laboratorios, contarán con una

bitácora en la que se registrará el profesor, grupo,

Química Básica


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fecha, práctica, hora de entrada y salida, número

de alumnos y observaciones. El responsable de la

revisión y control de la bitácora será el

Coordinador de Laboratorios.

ARTÍCULO 6. Los alumnos deberán acatar las

indicaciones que les sean dadas por el profesor

responsable del Laboratorio, así como del profesor

de la asignatura.

ARTÍCULO 7. Si por alguna circunstancia el alumno

tuviera que presentar alguna práctica no

programada en el horario de Laboratorio que le

corresponde, será bajo la autorización supervisión

y responsabilidad del profesor de asignatura, del

responsable del Laboratorio y del Coordinador de

Laboratorios, debiéndose anotar en la bitácora

correspondiente.

ARTÍCULO 8. El usuario deberá conservar en buen

estado el equipo del Laboratorio.

ARTÍCULO 9. Ningún alumno podrá salir del

Laboratorio, sin la autorización de la persona

responsable del mismo.

ARTÍCULO 10. El alumno solamente podrá

permanecer en el Laboratorio para realizar trabajos

o prácticas de la correspondiente asignatura.

ARTÍCULO 11. El alumno deberá mantener limpio

tanto las instalaciones como el área que se le

asigne.

CAPÍTULO II

OBLIGACIONES DE LOS USUARIOS DEL

LABORATORIO

ARTÍCULO 12. Queda estrictamente prohibido

fumar, así como introducir alimentos, bebidas de

cualquier índole, objetos o material que pueda

ocasionar daños al personal ó instalaciones de los

Laboratorios de Química.

ARTÍCULO 13. Sé prohíbe el acceso al Laboratorio

con mochilas, bolsas, portafolios, objetos

personales, o artículos que no correspondan a los

objetivos de la asignatura.

ARTÍCULO 14. La permanencia de usuarios fuera

del horario programado, será bajo la autorización y

estricta responsabilidad del Coordinador de

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Laboratorios de la Universidad Tecnológica de San

Juan del Río.

ARTÍCULO 15. Todos los productos inflamables

deberán conservarse en recipientes cerrados

permanentemente, en lugares ventilados y

seguros, antes y después de usarlos.

ARTÍCULO 16. El manejo de productos inflamables

deberá hacerse en espacios abiertos ó en áreas

adecuadas que tengan extracción de aire

(campanas de extracción) o áreas con suficiente

ventilación.

ARTÍCULO 17. La destilación, calentamiento o

evaporación de productos inflamables deberá

hacerse a baño maría, o cualquier otro medio de

calentamiento indirecto, como mantillas

eléctricas flama indirecta, resistencia eléctrica etc.

Nunca con flama abierta.

ARTÍCULO 18. No ingerir substancias tóxicas o

cualquiera otras substancia que alteren sus

facultades mentales o físicas en el desempeño de

sus labores.

ARTÍCULO 19. Nunca tirar o verter líquidos

inflamables, explosivos y de fácil combustión en

el bote de desechos generales.

ARTÍCULO 20. Cuando se desechen líquidos

inflamables deberán vaciarse en botes exclusivos

para desechos químicos líquidos.

ARTÍCULO 21. Si se derrama cualquier líquido

inflamable, inmediatamente se tendrá que

absorber con estopa o aserrín y depositarlo en el

bote de desechos químicos sólidos.

ARTÍCULO 22. Por ningún motivo se debe calentar

un sistema cerrado que genera vapores, si carece

de:

a) Sistema de condensación con agua de

enfriamiento, y

b) Válvula de seguridad.

ARTÍCULO 23. Siempre que se transvasen líquidos

inflamables calientes, deberá hacerse en espacios

bien ventilados para evitar la formación de

mezclas explosivas con el aire.

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ARTÍCULO 24. Se deberán mantener las válvulas de

gas perfectamente cerradas, excepto cuando

estén en uso.

ARTÍCULO 25. Todos los usuarios de los Laboratorios

de Química deberán trabajar con equipo especial

consistente en: bata de algodón, zapatos

antiderrapantes, guantes, lentes de seguridad o

goggles etc.

ARTÍCULO 26. Se deberá trabajar con estricto

orden y limpieza en todas las actividades que se

realicen en el Laboratorio.

ARTICULO 27. Queda prohibido ingerir cualquier

tipo de alimentos durante la estancia en el

Laboratorio, de no ser así habrá el riesgo de

intoxicarse o envenenarse.

ARTÍCULO 28. Usar guantes ajustables resistentes a

productos ácidos y bases, cuando se manipulen

substancias que sean corrosivas, oxidantes y/o

venenosas ó guantes de látex para uso general.

ARTÍCULO 29. Es obligación de todo usuario de los

Laboratorios de Química cerciorarse que estén

cerrados los recipientes que contienen substancias

químicas después de usarlos.

ARTÍCULO 30. Antes de abrir una sustancia química

el usuario deberá cerciorarse que tipo de riesgo

representa, según la National Fire Protection

Asociation en Estados Unidos o la Asociación

Nacional de Bomberos en México y cuya clave de

identificación es NFPA.

ARTÍCULO 31. El uso de la pipeta deberá hacerse

siempre con perilla, nunca usando la boca.

ARTÍCULO 32. Queda estrictamente prohibido a los

usuarios del Laboratorio probar substancias

químicas.

ARTÍCULO 33. Cuando una sustancia

accidentalmente se derrame sobre la piel, deberá

de tenerse cuidado de lavar inmediatamente con

agua y jabón la parte afectada, excepto en

aquellos casos en que se trate de sustancias

reactivas con el agua; en esta situación aplicar el

tratamiento indicado y recomendado por primeros

auxilios.

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ARTÍCULO 34. Siempre que se preparen soluciones

diluidas con ácidos vierta el ácido sobre el agua,

nunca a la inversa.

ARTÍCULO 35. No se deberán emplear solventes

volátiles e inflamables para limpiar alguna área,

siempre usar agua y jabón.

ARTÍCULO 36. Todo usuario del Laboratorio deberá

lavarse las manos perfectamente bien con agua y

jabón a la salida del mismo.

ARTICULO 37. Al finalizar cada actividad verificar

que las áreas de trabajo queden ordenadas y

limpias por seguridad de los usuarios y de la

Institución.

CAPÍTULO III

MANEJO Y OPERACIÓN DE

MATERIAL Y EQUIPO

ARTÍCULO 38. El material y equipo de práctica del

Laboratorio tendrá que ser solicitado por medio de

vale, dejando el solicitante su credencial de la

Universidad o su credencial de elector actualizada.

ARTÍCULO 39. Al término de la práctica el usuario

deberá regresar el material que le fue prestado,

limpio, sin destruir, completo y ordenado.

ARTÍCULO 40. La ruptura de cualquier material por

negligencia o por mal uso del responsable, será

pagada por éste a más tardar al término del

respectivo cuatrimestre.

CAPÍTULO IV

SANCIONES

ARTÍCULO 41. Todo usuario que viole una o varias

de las disposiciones antes mencionada, será sujeto

a las siguientes sanciones:

I. Por daño intencional al personal, equipo o

instalaciones, el usuario será responsable de

reparar éste. Además de ser dado de baja

definitivamente de la Universidad Tecnológica de

San Juan del Río; y

II. Por daño imprudencial al personal, equipo o

instalaciones, el usuario será responsable de

repararlo, además de ser suspendido

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temporalmente del uso del Laboratorio según la

gravedad de la falta. Excepto si resultó accidental.

ARTÍCULO 42. Las correspondientes sanciones por

conducta inadecuada o por faltas al presente

Reglamento, serán aplicadas por la Dirección de

Química Industrial, la Coordinación de Laboratorios

y el Jefe del Departamento de Servicios Escolares.

CAPÍTULO V

TRANSITORIOS

PRIMERO. Las disposiciones y acciones

establecidas antes de la autorización del presente

Reglamento no se contraponen a las indicadas en

el mismo.

SEGUNDO. El presente Reglamento entrara en vigor

al día siguiente de su aprobación por el Consejo

Directivo de la Universidad Tecnológica de San

Juan del Río.

TERCERO. Los casos no previstos en el presente

Reglamento serán resueltos por el Director de la

Carrera de Química Industrial, el Coordinador de

Laboratorios y el encargado del Laboratorio de

Química respectivo.

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Tabla 1. Símbolos de peligrosidad más habituales

Símbolo Tipo de sustancia

Explosivas. Sustancias y preparados que pueden explosionar bajo el efecto de

una llama.

Comburente. Sustancias y preparados que, en contacto con otros, particularmente

con los inflamables, originan una reacción fuertemente exotérmica.

Extremadamente inflamables

Sustancias y productos químicos cuyo punto de ignición sea inferior a 0°C, y su

punto de ebullición inferior o igual a 35°C.

Fácilmente inflamables

• Sustancias y preparados que, a la temperatura ambiente, en el aire y sin aporte

de energía, puedan calentarse e incluso inflamarse.

• Sustancias y preparados en estado líquido con un punto de ignición igual o

superior a 0°C e inferior a 21°C.

• Sustancias y preparados sólidos que puedan inflamarse fácilmente por la acción

breve de una fuente de ignición y que continúen quemándose o consumiéndose

después del alejamiento de la misma.

• Sustancias y preparados gaseosos que sean inflamables en el aire a presión

normal.

• Sustancias y preparados que, en contacto con el agua y el aire húmedo,

desprendan gases inflamables en cantidades peligrosas.

Inflamables

Sustancias y preparados cuyo punto de ignición sea igual o superior a 21°C e

inferior a 55°C.

Muy tóxicas. Sustancias y preparados que por inhalación, ingestión o penetración

cutánea puedan entrañar riesgos graves, agudos o crónicos, e incluso la muerte.

Nocivas. Sustancias y preparados que por inhalación, ingestión o penetración

cutánea puedan entrañar riesgos de gravedad limitada.

Irritantes. Sustancias y preparados no corrosivos que por contacto inmediato,

prolongado o repetido con la piel o mucosas pueden provocar una reacción

inflamatoria.

Corrosivas. Sustancias y preparados que en contacto con los tejidos vivos puedan

ejercer sobre ellos una acción destructiva.

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CODIGO NFPA ( National Fire Protection Asociation en

Estados Unidos o la Asociación Nacional de Bomberos en

México)

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INDICE

Práctica No. 1: Introducción al laboratorio

Práctica No. 2: Medición de volúmenes exactos.

Práctica No. 3: Medición de densidad.

Práctica No. 4: Propiedades de las disoluciones.

Práctica No. 5: Preparación de una solución patrón.

Práctica No. 6: Cromatografía en papel.

Práctica No. 7: Determinación de ac. Cítrico en jugo de jugos.

Práctica No. 8: Identificación de sustancias a la flama.

Práctica No. 9: Factores que afectan la velocidad de las reacciones.

Práctica No. 10: Proyecto final.

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PRACTICA No. 1

INTRODUCCION AL LABORATORIO

OBJETIVO:

Familiarización con los utensilios de laboratorio utilizados con más frecuencia en el Laboratorio.

BALANZA GRANATARIA. Permite conocer la masa de un objeto comparándola con masas

conocidas, aprecia hasta la décima de grano.

BALANZA ANALÍTICA. Permite conocer la masa de un objeto con mayor precisión que la

balanza granataria y su precisión es de 10-4 gr.

VIDRIO DE RELOJ. Se emplea como recipiente para pesar un sólido en la balanza, también

puede utilizarse como tapa de los vasos de precipitado.

ESPÁTULA. Sirve para extraer sustancias de los frascos de reactivos y para desprender sólidos

recogidos en los filtros.

MORTERO. Sirve para pulverizar las sustancias lo cual se hace con la mano del mortero llamada

maza.

MECHERO DE BUNSEN. Fuente de calor más comúnmente utilizada en el laboratorio.

TELA DE ASBESTO O REJILLA AMIANTADA. Rejilla de hierro o cobre con un circulo de amianto,

utilizada para que el calor se extienda uniformemente. Puede utilizarse para colocar cualquier

objeto caliente sin peligro que se rompa al enfriarse bruscamente.

PROBETA GRADUADA. Medición de volúmenes de líquidos, cuando no es necesaria

mucha presión.

PIPETA GRADUADA. Medición de volúmenes de líquidos cuando se requiere un Volumen más

exacto.

PIPETA VOLUMERICA. Mide un volumen exacto de líquido.

BURETA. Sirve para medir con precisión volúmenes variables de líquido expulsado. Poseen el

extremo inferior con una llave de vidrio esmerilado o plástica que regula la salida del líquido. La

llave de vidrio se utiliza para el trabajo con disoluciones ácidas o neutras, mientras que las de

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llave plástica para disoluciones básicas, pues estas con frecuencia suelen trabar las llaves de

vidrio. Esenciales en el análisis químico.

PINZAS PARA BURETA. Sostienen las buretas en posición vertical.

MATRACES VOLUMETRICOS O AFORADOS. Miden volumen fijo del liquido con gran exactitud.

Empleados en la disolución de soluciones de determinada concentración.

TUBO DE ENSAYO. Se emplean para hacer pruebas o ensayos con pequeñas cantidades de

reactivos.

GRADILLA. Sirve para colocar los tubos de ensayo mientras se realizan las pruebas.

PINZAS PARA TUBOS DE ENSAYO. Sostienen el tubo de ensayo para llevarlo a la llama.

VASO DE PRECIPITADO O BEAKER. Recipiente en forma de vaso fabricado de vidrio resistente a

los cambios de temperatura. Se usa para calentar disoluciones, obtener precipitados, etc.

MATRAZ ERLENMEYER. Sirve para hervir líquidos, siendo rápido el calentamiento, debido a su

gran superficie en el fondo. Se emplea como colector en destilaciones y valoraciones, etc.

EMBUDO. Trasvasar sustancias de un recipiente a otro y como soporte para los filtros de papel.

EMBUDO BUCHNER. Filtraciones a presión reducida.

SOPORTE UNIVERSAL. Sirve para fijar equipos mediante pinzas.

ANILLO O ARO. Destinado a sostener embudos para filtrar. También se emplea para apoyar

recipientes al calentarlos.

PIZETA O FRASCO LAVADOR. Sirve para lavar vasos de precipitado y para completar volumen

cuando se trabaja con matraces aforados y buretas.

DESECADOR. Elimina la humedad de las sustancias o evita su hidratación. En su interior el aire se

mantiene seco por acción de un deshidratante que se coloca en su comportamiento inferior.

AGITADOR DE VIDRIO. Varilla de vidrio macizo que se utiliza para agitar líquidos, o para ayudar

a trasvasarlos. Frecuentemente se coloca un tramo de goma en uno de sus extremos para

arrastrar los sólidos con facilidad (gendarme).

PARRILLA TERMOELECTRICA. Tiene control de velocidad y temperatura. Se utiliza cuando se

trabaja con sustancias de baja solubilidad y cuando se desea calentar algo.

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EMBUDO DE SEPARACIÓN. Se utiliza para separar líquidos inmiscibles o para añadir reactivos

gota a gota.

MATRAZ BALON. Recipiente con fondo redondo destinado a calentar líquidos o a contener

mezclas que reaccionan en frío o caliente.

PINZAS UNIVERSALES. Se emplean para sostener matraces y balones, refrigerantes, etc. Pueden

ser fijas o móviles, y pueden fijarse directamente al soporte o mediante un portapinza o

sargento.

REFRIGERANTE CONDENSADOR. Su función es enfriar u condensar vapores calientes, producidos

generalmente por líquidos en ebullición.

PERILLA O PROPIPETA. Sirve para succionar líquidos sin tener que utilizar la boca.

CAJA DE PETRI. Sirve para preparar medios de cultivo o para contener sustancias.

CRISTALIZADOR. Sirve para colocar líquidos y enfriar.

CUESTIONARIO:

1. Escribe 5 puntos importantes para ti del reglamento de la U.T. de San Juan del Río.

2. Dibuja Todos los materiales que viste en la práctica.

3. Por qué se usa la bata en el laboratorio. Fundamenta tu respuesta.

4. Qué significa corrosivo:

5. Cómo se clasifican los inflamables y describe cada uno de ellos.

BIBLIOGRAFIA

MSD

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PRÁCTICA # 2

MEDICIÓN DE VOLÚMENES EXACTOS

1. OBJETIVO:

El alumno aprenderá la preparación de soluciones y realizará diferentes mediciones, taras y

afores, identificando los diferentes materiales y su uso adecuado.

2. FUNDAMENTO

El material y/o utensilios de laboratorio utilizados tanto de química como de biología

desempeñan, desde su descubrimiento, una excelente función de auxilio para quien los usa o

emplea; pues es, precisamente, que a través de ellos se trabaja con una mejor y mayor

maleabilidad y limpieza.

El uso y aplicación de dichos instrumentos son tan importantes a tal grado que sin su auxilio

resulta verdaderamente dificultoso trabajar, pues son prácticamente las herramientas de

trabajo que requieren todos los profesionistas que han abrazado una carrera de corte médico

o químico.

En todo este material realiza una excelente función del vidrio, en sus diferentes categorías y

composiciones es como obtiene toda esa gama de aparatos finos, desde un simple lente para

una lupa; la elaboración de un vaso de precipitados hasta llegar a los lentes delicados de la

óptica.

3. MATERIAL Y REACTIVOS:

Material

5 Tubos de ensaye con tapa

2matraz erlenmeyer 150ml

2 Matraz volumetrico de 100 mL

2 vasos de precipitado de 250 mL

2 agitadores

2 pipetas de 1 mL, 10 mL

1 vidrio de reloj

1 perilla

1 gradilla

1probeta de 250 mLl

Balanza granataria

Parrilla

Espátula

Reactivos

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Agua destilada

2 g de colorante natural uno por equipo

4. PROCEDIMIENTO.

1.- Leer instrucciones sobre el uso y cuidados de la balanza analítica y/o grataría.

2.- Colocar el vidrio de reloj, y pesar 1 g del colorante.

3.- Colocar el reactivo en un matraz volumétrico de 100 mL y aforar a 100 mL con agua

corriente.

4.- Realizar unas diluciones:

a) Medir con una pipeta graduada 1 mL de la solución y con una probeta medir 50 mL de

agua, mezclar, agitar.

b) Medir con una pipeta graduada 5 mL de la solución y con una probeta medir 50 mL de

agua, mezclar, agitar

c) Medir con una pipeta volumétrica 10 mL de la solución y con una probeta medir 50 mL

de agua, mezclar, agitar.

d) Medir con una pipeta volumétrica 20 mL de la solución y con una probeta medir 50 mL

de agua, mezclar, agitar

5.- Colocar cada una de las soluciones utilizando la pipeta volumétrica de 10 mL en cada tubo

de ensaye tapar.

6.- A contraste de papel ver las tonalidades, anotar los resultados.

7.- Hacer las siguientes pesadas de manera exacta. 0.0025 g, 0.05 g., 0.125 g, 0.09 g

5.- CUESTIONARIO

1.- ¿Cuál es la diferencia entre una balanza analítica y una granatraria?

2.- ¿Qué es una solución?

3.- ¿A que se le llama error de paralaje?

4.- ¿Qué es un error sistemático?

5.- ¿Por qué crees que es importante medir y pesar exactamente para realizar las practicas

dentro de un laboratorio de Química?

6.- CONCLUSIONES

Anotar observaciones, y pesos exactos en una tabla, donde también este en cada una un

porcentaje de error.

7.- BIBLIOGRAFIA

8.- MSD

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Practica # 3

MEDICIÓN DE LA DENSIDAD.

OBJETIVO

Reconocer la aplicación de los principios científicos en la resolución de problemas reales.

Definir el concepto de densidad.

Determinar experimentalmente el efecto de la concentración de una sustancia sobre la densidad.

Determinar el efecto de la temperatura sobre la densidad.

INTRODUCCION:

En el siglo III a. C., el Rey de Siracusa le confió al máximo científico de la época, Arquímedes, que

determinara si la corona que le habían regalado era realmente de oro.

Hoy en día, Arquímedes hubiera tomado un instrumento analítico (por ejemplo: un espectrómetro de

absorción atómica) para determinar el metal del que estaba hecha la corona, y hubiera sabido con gran

exactitud la pureza del mismo, y si no era puro, hubiera podido saber incluso hasta de qué impureza se trataba.

Pero como en la época en que vivió Arquímedes apenas se comenzaba a pensar en la idea del átomo, todavía no

existía ninguna forma de determinar el material del cual estaban hechos los objetos. Fue por ello que una tarea

tan difícil se la encargó el Rey al científico más importante de su época.

Cuenta la leyenda que un día en que Arquímedes entró a su tina para darse un baño, vio subir el agua

de nivel e inmediatamente salió corriendo por las calles, completamente desnudo, gritando: "¡Eureka!", que

significa: ilo encontré!, para contarle al Rey de su hallazgo.

Pero, ¿cuál fue el hallazgo que merecía hacerlo correr desnudo por toda la ciudad? Al entrar

Arquímedes al agua y observar que ésta subía de nivel, se dio cuenta de que la cantidad de agua que se

desplazaba al entrar a la tina, era equivalente al volumen (V) que ocupaba su cuerpo. Si además medía su peso o

su masa (m), comparándolo con algo que tuviera un peso conocido, podía calcular la relación masa entre

volumen. A esta relación le llamó densidad, y se representa con la letra griega ρ (rho).

Para determinar si la corona era de oro puro, Arquímedes la pesó y midió su volumen. Ya con esos datos, pudo

calcular la densidad. Comparó la densidad de la corona con la densidad de un objeto que él sabía que estaba

fabricado de oro puro y el resultado fue diferente. ¿Qué habrá dicho el Rey al joyero al enterarse de que la

corona no era de oro puro?

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La densidad es una característica de los materiales que no depende de la cantidad que se tenga del

mismo, es decir, es una propiedad intensiva, por lo que nos sirve para identificar sustancias, aun cuando la

muestra que tengamos sea muy pequeña.

Un material flota en otro más denso que él. Si colocamos dos capas (una sobre otra) de distintos

materiales, se puede observar cómo la capa del material más denso siempre se encuentra por debajo del

material que es menos denso. Tal vez Arquímedes ya había observado esto desde hace muchos siglos, porque esto

se puede comprobar fácilmente en fenómenos muy simples, como arrojar una piedra al agua y observar que se

hunde, hasta en la distribución de contaminantes en la atmósfera (por ejemplo: cuando se presenta una inversión

térmica), o también en la forma en que se encuentran repartidos los diferentes minerales en la corteza

terrestre.

Desarrollo experimental

Medidas de seguridad:

Utiliza una bata y lentes de seguridad para protegerte.

Materiales:

Picnómetro

Probetas de 100 ml de vidrio

Termómetro

Matraz de EM 250 ml

Hielo.

Cristalizador

Reactivos

alcohol etílico (CH3CH2OH)

Agua

Procedimiento

1.- Determinación de la densidad por el método del picnómetro

Picnómetro

Se usará el picnómetro para medir la densidad de cada líquido.

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Pesar el picnómetro limpio y seco

Enjuague primero el picnómetro con un poco del líquido de interés antes de llenarlo.

La densidad se calcula por medio de la ecuación

Temperatura del líquido (T): __________ ºC

Peso del picnómetro vacío (wp): __________ g

Volumen del picnómetro (Vp): __________ mL

Nota: Para determinar el Vp del picnómetro utilice el agua a 20 ªC, después lo pesan y mediante al

ecuación de densidad

v

m

Despejen y obtienen el volumen.

Ahora realizar la de densidad para el alcohol.

Anote los demás datos en la tabla

2- Determinación de la densidad por el método de la probeta

Se pesa la probeta vacía y seca (wo).

Lllena con V = 10.00 mL del líquido problema y luego se pesa todo el conjunto (wf). La diferencia wf - wo

corresponde a la masa del líquido.

Entonces:

dL = (wf - wo) / V (3.3)

Temperatura del líquido (T): __________ ºC

Peso de la probeta vacía (wo): __________ g

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Figura 3.2 Método de la probeta

RESULTADOS:

Tabla 3.1 Datos obtenidos con el picnómetro y la probeta

Método del picnómetro Método de la probeta

Líquido wpl (g) wpl- wp (g) wf (g) wf - wo (g)

etanol

Reporta el % de Error de cada uno de los métodos:

Busca en literatura el valor de la densidad a 20 ªC .

Cuestionario

1. Busca en la literatura los valores para la densidad de las sustancias que empleaste en el experimento.

Compara los valores de la bibliografía con los datos que obtuviste. ¿Coinciden estos datos con las

observaciones que realizaste durante el experimento?

2. • ¿La densidad sirve como criterio para establecer la pureza de un líquido?

3. • En la literatura se suele reportar la densidad de un líquido empleando el siguiente símbolo: d420

¿Qué significado tiene el subíndice y el superíndice?

4. • ¿Se afecta significativamente la densidad de un líquido con los cambios de temperatura?

¿Con los cambios de presión?

5. • ¿Cómo se determina la densidad de un gas? ¿Qué factores afectan la densidad de los gases?

OBSERVASIONES:

CONCLUSIONES:

BIBLIOGRAFIA:

MSD

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Práctica No 4

PROPIEDADES DE LAS DISOLUCIONES

OBJETIVO GENERAL:

Realizar ensayos sobre disoluciones

OBJETIVOS ESPECÍFICOS:

1. Comprobar experimentalmente cómo influyen en la velocidad de disolución, la agitación.

El estado de división del soluto, la temperatura y las corrientes de convección.

2. Comprobar experimentalmente cómo afecta en la solubilidad de una sustancia, la temperatura y la

naturaleza del soluto y el disolvente.

3. Obtener una disolución sobresaturada.

4. Obtener una emulsión.

5. Aplicar la ley del reparto en un proceso de extracción.

MATERIAL:

6 Tubos de ensayos

1 Gradilla

1 Pinza de tubos de ensayos

2 Vasos de precipitado de 250ml

1 parrilla

REACTIVOS:

Sulfato de cobre pentahidratado

Cloruro de sodio

Yodo (sólido)

Nitrato de potasio

Tiosulfato de sodio pentahidratado

Permanganato de potasio

Fenolftaleina

INTRODUCCIÓN TEÓRICA:

El proceso de disolución no es más que un equilibrio químico, donde el proceso directo, la disolución, es la

dispersión del soluto en el seno del disolvente y el proceso inverso, la recristalización, es la separación del

soluto del seno de la disolución.

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La condición de equilibrio implica que las velocidades de ambos procesos sean iguales, y cuando ocurre,

las cantidades de soluto disuelto y sin disolver permanecen constantes, sino se alteran los factores que

determinan este equilibrio. El proceso de disolución es un equilibrio dinámico.

Soluto sin disolver soluto disuelto soluto disuelto

La disolución en la cual está presente este equilibrio recibe el nombre de disolución saturada y su

concentración permanece invariable si no cambian las condiciones del sistema.

Si la disolución contiene menos cantidad de soluto disuelto, en las mismas condiciones de temperatura y

presión, la disolución es no saturada y resulta evidente que en ella no está presente la condición de

equilibrio; si por el contrario la disolución contiene mayor cantidad de soluto disuelto, en las mismas

condiciones, se dice que la disolución es sobresaturada.

La solubilidad de una sustancia es la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una cantidad

dada de disolvente, una temperatura y presión determinadas, correspondiendo esta solubilidad a la

concentración de la disolución saturada a esa temperatura y presión. La solubilidad depende por lo tanto

de:

1. La naturaleza de las sustancias.

2. La temperatura.

3. La presión.

1. Naturaleza de las sustancias.- Cuando las fuerzas de interacción entre las partículas del soluto no

difieren mucho de las existentes entre las partículas del disolvente, la solubilidad se ve favorecida por la

facilidad de establecer nexos estables entre las partículas de soluto y disolvente. Existe una regla empírica:

igual disuelve igual, que expresa: las sustancias polares se disuelven mejor en disolventes polares, en tanto

que las sustancias poco polares o apolares se disuelven mejor en los disolventes apolares.

2. Temperatura.- La variación de la solubilidad de una sustancia en un disolvente dado con la

temperatura se relaciona con su entalpía de disolución. Así, si el proceso de disolución es endotérmico un

aumento de temperatura provoca un aumento de la solubilidad.

3. Presión.- La solubilidad de los sólidos y los líquidos es prácticamente independiente a las variaciones de

la presión externa, no ocurriendo así cuando el soluto es gaseoso, pues en este caso la solubilidad del gas

en un líquido aumenta al aumentar la presión parcial del gas.

Existen otros factores que aunque no alteren la solubilidad de la sustancia en un disolvente dado, acelera

el proceso de disolución, estableciéndose más rápidamente el estado de equilibrio.

Entre esos factores que aumentan la velocidad de la disolución están:

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1. El estado de división del soluto.

2. La agitación.

3. Las corrientes de convección.

4. La temperatura.

1. Estado de división del soluto. Mientras más pulverizado esté el sólido, mayor será el área de contacto

entre el soluto y el disolvente y por tanto más rápido se disolverá el sólido.

2. Agitación. Cuando se agitan el soluto y el solvente, se favorecen los choques entre las moléculas de

ambas sustancias, aumentando la probabilidad de que los mismos ocurran y se agilice el proceso de

disolución.

3. Corriente de convección. La velocidad de disolución del soluto es mayor cuando este está en la

superficie del disolvente debido a las corrientes de convección que se establecen por el movimiento

descendente de las capas de disolución y el movimiento ascendente de las capas del disolvente puro.

4. Temperatura. La temperatura aumenta la velocidad del proceso de disolución, aún y cuando hay que

tener en cuenta que este factor puede también aumentar o disminuir la solubilidad del soluto en un

disolvente dado.

En esta práctica se estudiarán algunos de los factores que afectan la velocidad de disolución, y otros que

influyen en la solubilidad de una sustancia.

Se estudiará además la ley del reparto, la cual es de gran utilidad en la extracción de sustancias disueltas.

La ley del reparto plantea que ¨ la relación entre las concentraciones de soluto distribuido en dos líquidos

inmiscibles, es una constante independiente de la cantidad de soluto añadido, a una temperatura y

presión dadas¨

K ½ = S 1 / S 2

Esta ley permite que si se quiere separar una sustancia de una muestra sólida o líquida, se puede tratar

una disolución de la muestra con un disolvente inmiscible con el disolvente inicial, que no disuelva a los

otros componentes de la mezcla y que sea mejor disolvente de la sustancia que desea separar, que el

disolvente inicial. Esta operación se lleva a cabo en un embudo de separación, dentro del cual, después

de agitado el contenido del mismo, se produce la separación en dos capas, una de las cuales está

enriquecida relativamente en el componente deseado. La sustancia en cuestión se recupera por

evaporación o destilación del disolvente. Debe señalarse que la extracción es mucho más efectiva, si la

operación se realiza en varios pasos con la misma cantidad del disolvente, que si se realiza empleando

todo el disolvente en una sola extracción.

Química Básica


23

TÉCNICA:

A. Factores que afectan la velocidad de la disolución.

1. Efecto de la agitación.

Tome dos tubos de ensayos y vierta en cada uno 5 ml de agua destilada y cantidades iguales de sulfato

de cobre (II). Tape uno de los tubos y agítelo vigorosamente, mientras el otro permanece en reposo.

Observe y explique.

2. Efecto del estado de división de las sustancias.

Tome dos tubos de ensayos y vierta en ambos 5 ml de agua destilada. Añada en uno de ellos un cristal

grande de sulfato de cobre (II), en el otro una cantidad aproximadamente de igual de la misma sustancia

pulverizada. Tape y agite vigorosamente los tubos.

Observe y explique.

3. Efecto de la temperatura.

Prepare dos tubos de ensayos, cada uno con 5 ml de agua destilada. Caliente uno de los tubos hasta que

el agua hierva. Añada entonces en ambos la misma masa de sulfato de cobre (II). Observe y explique.

4. Efecto de las corrientes de convección.

Llene con agua destilada dos tubos de ensayos. Añada a uno de ellos un pequeño cristal de sulfato de

cobre (II) y déjelo que permanezca en el fondo del tubo. En el otro tubo de ensayo mantenga el cristal de

sulfato de cobre (II) en la superficie del agua con ayuda de una tira de papel. Observe y explique.

B. factores que afectan la solubilidad de una sustancia.

1. Naturaleza del soluto.

Coloque en una gradilla 3 tubos de ensayos con 1ml de agua destilada cada uno. Añádale al primer tubo

50mg de cloruro de sodio, al segundo una gota de glicerina y al tercero una gota de aceite comestible.

Agite y caliente suavemente cada tubo. Observe y explique.

2. Naturaleza del disolvente.

Coloque un tubo de ensayos 2ml de agua destilada y en otro tubo 2ml de alcohol etílico. Tome unos

cristales de fenolftaleína, divídalos en porciones iguales y agréguelos a ambos tubos. Observe y explique.

3. Efecto de la temperatura.

Mezcle en un tubo de ensayos limpio 1g de nitrato de potasio y 2ml de agua destilada.

Química Básica


24

Observe. Caliente en un baño de agua el tubo de ensayos anterior y observe el cambio que se produce.

Deje enfriar nuevamente la disolución, ¿Qué efecto ejerce la temperatura en la solubilidad de estas

sustancia?

C. Preparación de una solución sobresaturada.

Coloque en un tubo de ensayos limpio 2 ó 3g de tiosulfato de sodio pentahidratado. Caliente el tubo

lenta y cuidadosamente hasta que los cristales fundan. Tape el tubo y déjelo enfriar, en reposo, hasta

temperatura ambiente. En esas condiciones no debe cristalizar el soluto, que permanecerá disuelto en su

agua de cristalización, hasta que se agite vigorosamente o se añada al tubo un pequeño cristal del

soluto. Agite, observe y explique.

Recuperación del sulfato de cobre (II)

RESULTADOS:

Realiza una tabla donde incluyas todos los cambios.

CUESTIONARIO:

1.- Define solubilidad?

2.- Describe a cada uno de los factores que afectan a la solubilidad:

3.- A que se le llama disolución saturada?

4.- De que habla la ley de reparto: Explícala:

5.- Describe a los factores que aumentan la velocidad de la reacción:

OBSERVASIONES:

CONCLUSIONES:

BIBLIOGRAFIA:

MSD:

Química Básica


25

Practica No. 4

PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN PATRÓN

OBJETIVO:

Que los estudiantes comprendan las técnicas de preparación y estandarización de NaOH Patrón.

INTRODUCCION:

En todo laboratorio, tanto de investigaciones como en industrias, etc., son de gran utilidad las

soluciones valoradas de álcali como por ejemplo el NaOH, KOH ó Ba(OH)2 siendo las más empleadas las

de NaOH.

Los hidróxidos de los metales alcalinos entre ellos el NaOH, por sus características químicas, al

estado sólido son capaces de absorber CO2 y H2O de la atmósfera, por lo que incluso el producto

denominado como para análisis sólo alcanza un contenido de NaOH de 97% y puede tener hasta un 1%

de Na2CO3.

Por ésta razón resulta imposible preparar una solución de NaOH por el método directo, ya que no

es estándar primario y se debe recurrir a una estandarización de una solución de concentración

aproximada mediante la valoración con una solución patrón de un estándar primario.

En los casos en que el contenido de carbonatos de la solución de NaOH se perjudicia para la

determinación que se desea llevar a cabo es posible prepararla libre de éstos utilizando agua hervida

(para expulsar el CO2) y preparar inicialmente una solución al 50% en NaOH, en la cual es insoluble el

Na2CO3, filtrarla y luego diluirla convenientemente con el agua hervida.

Entre los estándares primarios que podemos utilizar en ésta valoración están: el ácido benzoico,

ftalato ácido de potasio, ácido oxálico cristalizado, etc.

El método que seguiremos será: preparar una solución de NaOH de concentración aproximada a

0.1 N y luego valorarla con el estándar primario que hemos escogido que en nuestro caso es el ácido

oxálico dihidratado (H2C2O4.2H2O). Este método es de fácil ejecución y ofrece buenos resultados.

El punto final de la valoración lo podemos detectar utilizando la fenolftaleína por ser el indicador

más apropiado, debido a que la zona de viraje de éste se encuentra entre 8 y 10 que es la zona de pH en

la que se encuentra el punto de equivalencia de la reacción entre el NaOH (base fuerte) y el ácido

oxálico (ácido débil). Dicho punto de equivalencia se halla en la zona alcalina debido a la hidrólisis

básica que en éste punto sufre la sal formada en la valoración (oxalato de sodio).

Para realizar un mejor trabajo se debe seguir la técnica operatoria con sumo cuidado teniendo en

cuenta las siguientes precauciones:

Química Básica


26

a) Pesar el NaOH en un vidrio de reloj, nunca en papel, ya que como es higroscópico es imposible pasar

todo lo pesado del papel al recipiente requerido.

b) Es muy importante que se lleve la valoración solamente al primer cambio de color pues influye mucho

un exceso de álcali agregado a la solución del estándar primario.

c) Las soluciones de NaOH se deben almacenar en frascos muy limpios y nunca de tapa esmerilada

pues el NaOH ataca el vidrio y puede sellar la boca del frasco.

Desde luego si el frasco es de vidrio la solución no sólo atacará la tapa sino todo el frasco lo que

podría dar lugar a

la alteración de las concentraciones, pero ésta reacción es lenta y para soluciones que serán

almacenadas cuando más por unas pocas semanas, no es preciso el uso de recipientes de otro material

que sería necesario en caso de que se necesitara guardar la solución por un tiempo superior.

El producto de ésta práctica la solución de NaOH patrón será utilizada en prácticas siguientes, por

lo que se conservará en el frasco que se debe identificar con un rótulo en el que aparezca el nombre del

alumno, la identificación de la solución y la fecha.

PROCEDIMIENTO

A) Preparación de la solución.

1.- Pese, utilizando una balanza analítica, alrededor de 1 g de NaOH en un vidrio de reloj tarado

previamente.

2.- Pase el sólido a un matraz volumétrico de 250 ml utilizando para esto un embudo adecuado.

3.- Lave el vidrio de reloj varias veces con agua destilada del frasco lavado al matraz volumétrico.

4.- Agregue alrededor de 100 ml de agua destilada y someta el volumétrico a un movimiento circular para

ayudar a la disolución del NaOH.

5.- Deje la solución en reposo hasta que alcance la temperatura ambiente.

6.- Colocar el tapón en el matraz y agitar para unificar la solución. No tapar hasta que el NaOH se haya

disuelto totalmente.

7.- Pase la solución a un frasco limpio y que se haya escurrido. Agite la solución en el frasco hasta que

quede uniforme. Rotule el frasco.

B) Estandarización.

1.- Tare un vidrio de reloj limpio y seco, en la balanza analítica.

Química Básica


27

2.- Pese exactamente en el vidrio de reloj 1.5758 g de H2C2O4.2H2O y páselos cuantitativamente a un

matraz volumétrico de 250 ml, con ayuda de la pizeta, usando el embudo adecuado.

3.- Añada el agua destilada hasta aproximadamente la mitad del recipiente y agite circularmente hasta

disolución total.

4.- Tapar el matraz y agite invirtiéndolo para uniformar la solución.

5.- Prepare una bureta con la solución de NaOH preparada anteriormente.

6.- Tome con una pipeta limpia, 25 ml de solución de ácido oxálico y páselos a un erlenmeyer de 250 ml.

7.- Añada aproximadamente 20 ml de agua destilada.

8.- Añada 2 ó 3 gotas de solución indicadora de fenolftaleína.

9.- Valore con la solución de NaOH hasta aparición de la primera coloración rosada.

10.- Repita la técnica a partir del paso #6 hasta que coincidan dos determinaciones.

CALCULOS

(VN) H2C2O4 = (VN) NaOH

(VN) H2C2O4

NNaOH = ------------------

VNaOH

CUESTIONARIO:

1- Para qué se utilizan las titulaciones?

2- Qué es el punto de equivalencia?

3- Es lo mismo el punto de equivalencia y el punto final?

4- Que es la titulación por retroceso?

5- Los métodos cualitativos se clasifican en:

6- Para que se utilizan las titulaciones de neutralización?

7- Qué es el Reactivo Patrón o estándar?

8- Qué es un patrón secundario?

Química Básica


28

9- Qué material de vidrio para realizar las titulaciones menciona 3 ejemplos:

10- Qué es la Normalidad? Y la Molaridad?

RESULTADOS:

CALCULOS:

OBSERVACIONES:

CONCLUSIONES:

BIBLIOGRAFIA:

MSDS:

Química Básica


29

Practica No. 6

DETERMINACIÓN DE ÁCIDO CÍTRICO EN JUGOS

OBJETIVO:

Mediante el uso de técnica de neutralización el alumno aprenderá a determinar un componente

característico en un producto alimenticio, como el ácido cítrico en jugos de frutas.

INTRODUCCION:

Los jugos de varias frutas, en especial los cítricos, son preferidos en la alimentación humana,

principalmente por su contenido en vitamina C, además contienen sustancias importantes en la

nutrición tales como: minerales, proteínas, azúcares, diversos ácidos orgánicos, etc.

Entre los ácidos orgánicos constituyentes de lo jugos cítricos, el que se encuentra en mayor proporción

es el ácido cítrico, por lo cual al determinar volumétricamente la concentración de los ácidos en un

jugo de fruta, se acostumbra expresarla como la del ácido cítrico.

En la tecnología de los alimentos se determina la acidez en un jugo de fruta fresco, con varios

propósitos; uno de ellos, por que constituye un dato importante en la selección de las condiciones mas

apropiadas para procesar el jugo . En ocasiones cuando un jugo de fruta no es

suficientemente ácido, se le añade ácido cítrico antes de enlatarlo; así mismo, el valor de la acidez de

un jugo, junto con el contenido de azúcar, sirve para evaluar el grado de madurez de una fruta.

Los jugos de frutas se consumen en muy diversas formas: fresco, enlatado, congelado, liofilizado,

concentrado, en forma de néctar, etc.; algunos jugos se transforman mediante fermentación en bebidas

alcohólicas. El ácido cítrico es un aditivo que se usa en la industria alimentaria en la preparación de

bebidas gaseosas.

MATERIAL:

5 Vasos de precipitados de 50 mL 1 bureta

1 vaso de precipitados de 250 mL 1 embudo

4 matraces Erlenmeyer de 250 mL 1 soporte

1 agitador de vidrio 1 espátula

1 matraz volumétrico de 100 mL 1 piseta

1 probeta de 50 mL etiquetas

1 pipeta volumétrica de 10 mL

1 pinzas para bureta

REACTIVOS:

Solución valorada de NaOH aproximadamente 0.1N

Solución indicadora de fenolftaleína

Muestras de 50 mL de jugos cítricos frescos o enlatados ( 4 jugos diferentes ).

PROCEDIMIENTO:

1.- Agite vigorosamente los jugos de fruta y abra las latas de los siguientes jugos: piña, toronja, naranja,

limón.

2.- Llene una bureta de 50 mL con una solución valorada de hidróxido de sodio aproximadamente 0.1 N

hasta la marca de cero.

3.- Con una pipeta volumétrica, transfiera 3 muestras de 10 mL de jugo a 3 matraces Erlenmeyer, adicione

10 mL de agua destilada y 2 ó 3 gotas de indicador de fenolftaleína.

4.- Adicione la solución de hidróxido de sodio desde la bureta, gota a gota y agite continuamente el

matraz hasta que la solución adquiera un ligero color rosado.

5.- Anote el volumen de hidróxido de sodio utilizado ( en la tabla de resultados).

6.- Repita el mismo procedimiento con cada uno de los otros jugos y anote los volúmenes respectivos de

la solución de hidróxido de sodio utilizado en cada titulación

Química Básica


30

CALCULOS:

Peso del ácido cítrico en 10 mL de muestra = (N x V) NaOH x meq ácido cítrico

% Acidez total = (N x V) NaOH x mrq ácido cítrico x 10

% ácido cítrico = % acidez total x 0.9

TABLA DE RESULTADOS

JUGOS MUESTRA A MUESTRA B MUESTRA C MUESTRA D

Volumen de

muestra (ml)

1. ______

2. ______

3. ______

1. ______

2. ______

3. ______

1. ______

2. ______

3. ______

1. ______

2. ______

3. ______

Volumen de

NaOH

gastado (ml)

1. ______

2. ______

3. ______

1. ______

2. ______

3. ______

1. ______

2. ______

3. ______

1. ______

2. ______

3. ______

Gramos de

ácido cítrico

en 10 ml de

jugo

__________

__________

__________

__________

% de ácido

cítrico en el

jugo

__________

__________

__________

__________

* Determine la densidad de los jugos.

CUESTIONARIO:

1. Anote el nombre y procedencia de cada uno de los jugos analizados

2. Basándose en el número de mililitros de solución de hidróxido de sodio usados en la titulaciones,

en su normalidad exacta y en el miliequivalente del ácido cítrico, calcule la cantidad de ácido cítrico (en

gramos) presentes en los 10 ml de cada jugo analizado. (ordene los jugos de mayor a menor acidez).

3. Anote la formula semidesarrollada del ácido cítrico.

4. Anote la reacción llevada a cabo.

5. ¿Cuál es el equivalente químico del ácido cítrico?

6. Basándose en los resultados obtenidos, anote sus observaciones respecto al contenido de ácido

cítrico en los jugos analizados.

7. Ya que obtuvo la acidez total de los jugos expresada como ácido cítrico, calcule el porcentaje

de ácido cítrico suponiendo que el 90% de la acidez total le corresponde.

8. Realice una lista de los usos más importantes del ácido cítrico.

OBSERVACIONES:

CONCLUSIONES:

BIBLIOGRAFIA

MDSD:

Química Básica


31

Práctica No 6

CROMATOGRAFÍA EN PAPEL

OBJETIVO EN GRAL:

• Separar los componentes de una mezcla colorida por medio de la cromatografía en papel.

• Identificar la fase estacionaria y la fase móvil en una cromatografía en papel.

INTRODUCCION:

Como mencionamos en el experimento 15, en la naturaleza es difícil encontrar sustancias puras, ya que la

mayoría de ellas se encuentran mezcladas. Una mezcla es la combinación de dos o más sustancias, en la

que cada una conserva sus propiedades originales y los componentes se pueden encontrar en

proporciones variables. Existen distintas maneras de separar los componentes de una mezcla, tales como

la decantación, la filtración, la destilación, etc., que se utilizan dependiendo del tipo de mezcla que se

desea separar.

La cromatografía es un método de separación que fue descubierto en 1910 por el botánico ruso Mikhail S.

Tswet, que logró separar los pigmentos carotenoides y las clorofilas presentes en las plantas. El nombre

cromatografía viene del griego: "cronos" y "graphos", y significa escritura de color, pero funciona tanto

para sustancias coloridas como para sustancias incoloras.

Este método se basa en una propiedad física llamada adsorción, que consiste en que las partículas de un

sólido, líquido o gas se adhieren (o se pegan) a la superficie de una fase estacionaria (generalmente un

sólido). Las diferentes sustancias se adhieren con mayor o menor fuerza a esta fase, y si se hace pasar un

líquido o un gas recorriendo la superficie de la fase estacionaria, las sustancias que están pegadas se van

moviendo sobre su superficie a diferente velocidad. Así, las que están más fuertemente adheridas van

más despacio que las demás, de manera que quedan separadas de otras.

El producto sobre el cual se pegan o adhieren los componentes de la mezcla se conoce como

adsorbente o fase estacionaria. Generalmente se usa una sustancia encargada de mover a las sustancias

de la mezcla que se quiere separar y que puede ser líquido o gas. A dicha sustancia o medio se le conoce

como eluyente o fase móvil.

Hay varias maneras de hacer la cromatografía, dependiendo de la fase estacionaria y la fase móvil que

se utilicen (sólido-líquido, solido-gas, líquido-líquido, líquido-gas), por ejemplo: cromatografía en papel, en

columna o en capa delgada, dependiendo del soporte de la fase estacionaria.

Existen unos aparatos llamados cromatógrafos, que tienen un detector que te puede informar de qué

sustancias está compuesta una mezcla y en qué proporción se encuentran éstas, aunque estén en muy

pequeñas cantidades. Por ello, se utilizan mucho en investigación y en la industria para el análisis de

contaminantes, sabores, insecticidas, moléculas biológicas, etc.

PROCEDIMIENTO

Medidas de seguridad:

Utiliza tu bata. Materiales

Un vaso de precipitados de 10 mL, un matraz Erlenmeyer de 25 mL, un agitador de vidrio, papel filtro

(papel toalla o servilleta de papel), tijeras, plumones a base de agua, de punta fina, de distintos colores

(negro o café, de preferencia), regla, lápiz

Reactivos: agua, polvo para preparar bebidas sabor uva (1 sobre)

PREPARACIÓN

1. Recorta tiras de papel filtro de 10 cm x 1 cm.

2. Toma el papel en forma vertical y marca con lápiz una línea a 0.5 cm del borde inferior. En el centro

de la línea marca un punto pequeño con uno de los plu¬mones.

3. Vierte agua dentro del matraz hasta una altura de aproximadamente 0.3 cm.

Química Básica


32

4. Introduce la tira de papel dentro del matraz, con la marca hacia abajo, de modo que el agua TOQUE

EL PAPEL, PERO NO LA MARCA DE TINTA, y asegura la tira de papel para que se mantenga vertical. Deja

que el agua "suba" sola por el papel (Figura 1). A este fenómeno se le llama capilaridad.

5. Cuando el líquido llegue cerca del borde superior del papel, saca el papel del recipiente. Observarás

un corrimiento de los colores. En algunos casos se presentará más de una mancha. Cada una de ellas

representa un componente de la mezcla colorida.

6. Repite el experimento con las diferentes tintas y compara los componentes de cada una de ellas.

Marca a 0.5 cm del borde del papel

0.3 cm de agua

7. Puedes repetir el experimento utilizando una solución saturada de polvo para preparar bebidas sabor

uva Para ello, vierte 3 mL de agua en un vaso de precipitados y agrega poco a poco el polvo,

mezclando al mismo tiempo con el agitador, hasta que el polvo ya no se disuelva más. Aplica en una tira

de papel una gota pequeña de la solución y sigue el mismo procedimiento que para los plumones.

8. Lava el material que utilizaste.

CUESTIONARIO:

1. En la cromatografía que realizaste, ¿cuál es la fase móvil y cuál la estacionaria?

2. ¿Cuál era el color original de los plumones que utilizaste? ¿Qué colores se obtuvieron en cada caso?

3. ¿Cuántos colores obtuviste de la bebida en polvo? ¿Cuál es el que se adhiere con más fuerza al

papel? ¿Cuál se adhiere con menos fuerza?

4. ¿Qué crees que hubiera sucedido si en lugar de usar colorantes solubles en agua se hubieran utilizado

colorantes solubles en aceite?

5. ¿Qué utilidad tiene la cromatografía?

OBSERVACIONES:

CONCLUSIONES:

BIBLIOGRAFIA:

MSD:

Química Básica


33

Práctica No 7

IDENTIFICACIÓN DE SUSTANCIAS A LA FLAMA

OBJETIVO

Identificación de iones metálicos a la flama

INTRODUCCION:

I

dentificar el significado de los siguientes términos: espectros de emisión y absorción.

MATERIAL:

Mechero

Lápiz,

Vaso de precipitado,

Tubos de ensayo

REACTIVOS:

Cloruro de lítio LiCl,

Cloruro de sódio NaCl

Cloruro de potasio KCl

Cloruro de magnesio MgCl2

Cloruro de calcio CaCl2,

Cloruro de estroncio SrCl2,

Cloruro de Bario BaCl2,

Cloruro de cobre CuCl2,

Ácido clorhídrico HCl

PROCEDIMIENTO:

1. En un vidrio de reloj poner una sal y agragarle unas gotras de HCl

2. Tomar un poco con la puntilla y llevarla a la flama.

3. Repetirlo con cada una de las sales. Anotar el color que da cada catión

Catión Color

Litio

Sodio

Potasio

Magnesio

Calcio

Estroncio

Bario

Cobre

CUESTIONARIO:

1. Explicar el origen de la coloración que produce cada sustancia

2. ¿Tiene alguna explicación este fenómeno?

3. Explicar el funcionamiento de un espectroscopio

4. Explicar la razón por la que se usa el cloruro del catión que se va a analizar.

OBSERVACIONES:

CONCLUSIONES:

BIBLIOGRAFIA:

MSD:

Química Básica


34

Practica No. 9

FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN

OBJETIVO:

Estudio de la cinética química

OBJETIVOS ESPECIFICOS:

1. Describir los pasos de una reacción para estudiar cinéticamente, sistemas semejantes a los de

la práctica

2. Calcular el orden de una reacción en sistemas semejantes a los d ela práctica, por el método

de las velocidades iniciales.

3. Relacionar el orden de reacción respecto a un componente con el resultado de gráficos de

velocidad contra concentración

4. Comprobar experimentalmente la dependencia de la velocidad con algunos de los factores

que la modifican

5. Medir correctamente la temperatura de un sistema

6. Medir correctamente el tiempo empleando un cronómetro.

7. Medir correctamente volúmenes de líquidos con pipetas

INTRODUCCION:

Se define como velocidad de reacción a la rapidez con que se transforman los reactivos, o se

producen los productos de la reacción, a volumen constante

I.- Dependencia de la velocidad de reacción con la concentración

Para muchas reacciones químicas el aumento de la concentración de una de las sustancias

reaccionantes aumenta la velocidad de la reacción, debido a que aumenta el número de partículas

contenidas en un volumen determinado, aumentando la frecuencia de choques efectivos entre las

moléculas.

Para estudiar la influencia de cualquiera de los factores ya mencionados en la velocidad de una

reacción química es necesario medir la variación de cualquiera de las reaccionantes o productos en

tiempo. Como el cambio de concentración resulta difícil de medir directamente, el estudio cinético se

realiza siguiendo la variación o el cambio de una propiedad física del sistema, por ejemplo un cambio de

la viscosidad, una variación de absorción de la luz, la aparición o desaparición de un color, la aparición

de un precipitado, etc.

En esta práctica se analizarán los factores ya mencionados en distintas reacciones químicas. La

influencia de la concentración de los reaccionantes, y de la temperatura en la velocidad de reacción se

estudiará en la reacción de descomposición del ión tiosulfato en medio ácido:

S2O32- (ac.) + 2 H+ (ac) = 1/8 S8 (S) + SO2 (ac) + H2O

Uno de los productos de la reacción es el azufre, sustancia poco soluble en agua, por lo que su

formación puede ser apreciada fácilmente por la turbidez que aparece en el recipiente de reacción.

El tiempo de reacción se medirá desde el instante en que se mezclen los reaccionantes hasta que

se advierta el primer indicio de turbidez. El inverso del tiempo de reacción es proporcional a la velocidad

de la reacción.

Materiales:

1 gradilla

1 vaso de precipitado de 600 ml

2 pipetas graduadas de 5 ml

1 termómetro de 0°C a 100°C

1 tapón monohoradado

1 pinza fija

Química Básica


35

5 agitadores de vidrio

1 vaso de precipitados de 100 ml

10 tubos de ensaye

Reactivos: (concentraciones molares, salvo que se indique lo contrario).

Disolución de tiosulfato de sodio (0.1 mol/L)

Disolución de ácido clorhídrico (1 mol)

PROCEDIMIENTO

I.- Estudio de la influencia de la concentración en la velocidad de la reacción

a) Influencia de la concentración del ácido clorhídrico.

1. Tome 5 tubos de ensayos limpios y secos, rotúlelos del 1 al 5.

2. Vierta con una pipeta (endulzada) los volúmenes de ácido y agua que se indican.

Tubo Volumen de ácido Volumen de Agua

1 5 ml 0 ml

2 4 ml 1 ml

3 3 ml 2 ml

4 2 ml 3 ml

5 1 ml 4 ml

3. Tome otros cinco tubos de ensayo, limpios y secos, y añada a cada tubo unos 5 ml de disolución de

tiosulfato de sodio (0.1 mol/L). Utilice una pipeta limpia y endulzada con esa solución.

4. Vierta el contenido del tubo 1 en uno de los tubos que contiene tiosulfato de sodio. Agite

cuidadosamente. Anote el tiempo que media desde el momento en que se mezclan las disoluciones

hasta que se aprecie el primer indicio de turbidez en tubo.

5. Proceda de igual forma con los tubos 2, 3, 4 y 5.

b) Influencia de la concentración de tiosulfato de sodio.

1. Tome 5 tubos de ensayo, limpios y secos. Rotúlelos del 1 al 5.

2. Vierta en ellos con una pipeta (limpia y endulzada) los volúmenes siguientes:

Tubo Volumen de tiosulfato de sodio Volumen de Agua

1 5 ml 0 ml

2 4 ml 1 ml

3 3 ml 2 ml

4 2 ml 3 ml

5 1 ml 4 ml

3. En otros cinco tubos de ensayo agregue 5 ml de ácido. Utilice una pipeta perfectamente limpia y

endulzada con la disolución de ácido

4. Vierta el ácido contenido en cualquiera de los tubos anteriores en el tubo número 1. Agite

cuidadosamente. Mida el tiempo transcurrido desde el momento de mezclar las disoluciones hasta

que s e advierta el primer inicio de turbidez en el tubo.

5. Proceda de igual forma con los restantes tubos.

II. Influencia de la temperatura en la velocidad de reacción.

1. Vierta en dos tubos de ensayo, limpios y secos, 5 ml de ácido (0.01 mol/L) y en otros dos 5 ml de

disolución de tiosulfato de sodio (0.1 mol/L)

2. Introduzca en un baño de agua uno de los tubos que contienen el ácido y otro de los que contiene el

tiosulfato de sodio.

Química Básica


36

3. Coloque el termómetro dentro del baño, sujeto mediante un tapón y una pinza. Caliente hasta que

la temperatura alcance el valor de 45-46 °C. La temperatura deberá seguir subiendo hasta un valor

superior a 50° C, y luego comenzara a descender.

4. Cuando la temperatura está en 50°C, vierta el ácido en le tubo que contiene el tiosulfato. Mantenga

este último dentro del baño de agua.

5. Agite cuidadosamente y anote el tiempo de reacción.

6. Repita el experimento a temperatura ambiente, con los otros dos tubos de ensayo, anote el tiempo

de reacción.

Cuestionario:

1. Tabulación de los resultados experimentales:

a) Influencia de la concentración del ácido

Tubo Volumen ácido Volumen H2O [H+] Tiempo 1/t

1 5 ml 0 ml

2 4 ml 1 ml

3 3 ml 2 ml

4 2 ml 3 ml

5 1 ml 4 ml

b) Influencia de la concentración del ión tiosulfato.

Tubo Volumen ácido Volumen H2O [S2O32-] Tiempo 1/t

1 5 ml 0 ml

2 4 ml 1 ml

3 3 ml 2 ml

4 2 ml 3 ml

5 1 ml 4 ml

2. Gráficos del inverso del tiempo vs concentración de ácido y concentración de ión tiosulfato

3. Note las observaciones realizadas en todos los ensayos, así como las explicaciones.

OBSERVACIONES:

CONCLUSIONES:

BIBLIOGRAFIA:

MSD:

Química Básica


37

Practica No. 10

PROYECTO FINAL

OBJETIVO:

INTRODUCCIÓN:

MATERIAL:

REACTIVOS:

PROCEDIMIENTO:

RESULTADOS:

DISCUSIÓN DE RESULTADOS:

CONCLUSIONES:

BIBLIOGRAFIA:

MSD:

CALIFICACIÓN FINAL: _____________

Manual de Prácticas de Química básica

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