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MANUAL DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA

UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA Facultad de Agronomía Área de Ciencias

Subárea de Ciencias Químicas

Compilado y editado por: Kelder Alexis Ortiz Cardona Revisado por: Subárea de Ciencias Químicas Guatemala 2015

FACULTAD DE AGRONOMÍA. LABORATORIO DE INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA

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MANUAL DE PRÁCTICAS DE INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA

ÍNDICE

ASPECTOS PRELIMINARES DEL LABORATORIO DE QUÍMICA: NORMAS, CRISTALERÍA, EQUIPO Y REACTIVOS ...................................................................................................................................... 6

1.1 FUNDAMENTO TEÓRICO ........................................................................................................................6

1.1.1 Normas generales de trabajo en el laboratorio de Química ..............................................................6

1.1.2 Normas generales de seguridad en el laboratorio de Química ..........................................................7

1.1.3 Los reactivos y su grado de pureza ...................................................................................................7

1.1.4 Los recipientes y las etiquetas de los reactivos .................................................................................8

1.1.5 Pictogramas de seguridad .................................................................................................................9

1.1.6 Manejo de reactivos y otras sustancias en el laboratorio ................................................................ 10

1.1.7 Cristalería y equipo del laboratorio de Química............................................................................... 11

1.1.8 Breve descripción de los utensilios de laboratorio ........................................................................... 11

1.2 OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA .............................................................................................................. 21

1.3 MATERIALES Y EQUIPO ....................................................................................................................... 21

1.4 METODOLOGÍA ..................................................................................................................................... 22

1.5 CUESTIONAMIENTOS Y OBSERVACIONES PARA INCLUIR EN EL INFORME ................................. 22

1.6 BIBLIOGRAFÍA ....................................................................................................................................... 22

PRÁCTICA 1. TRANSVASE DE LÍQUIDOS Y MEDICIÓN DE VOLÚMENES ............................................. 23

1.1 FUNDAMENTO TEÓRICO ...................................................................................................................... 23

1.1.1 El proceso de medición ................................................................................................................... 23

1.1.2 Medición de líquidos ........................................................................................................................ 23

1.1.3 Trasvase de líquidos ....................................................................................................................... 24

1.1.4 Características de los instrumentos de medición ............................................................................ 25

1.1.5 Tipos de errores en las medidas ..................................................................................................... 25

1.1.6 Formas de expresar las mediciones directas .................................................................................. 25



1.4 METODOLOGÍA ..................................................................................................................................... 27

1.4.1 Trasvase de líquidos ....................................................................................................................... 27

1.4.2 Medición directa de volumen de líquidos con la probeta ................................................................. 27

1.4.3 Medición del volumen de una esfera con probeta ........................................................................... 27

1.4.4 Medición indirecta del volumen de una esfera ................................................................................ 27



2

1.6 BIBLIOGRAFÍA ....................................................................................................................................... 28

PRÁCTICA 2. CAMBIOS DE LA MATERIA .......................................................................................... 29


1.1.1 La Química y los cambios ............................................................................................................... 29

1.1.2 Cambios físicos ............................................................................................................................... 29

1.1.3 Cambio químico .............................................................................................................................. 30

1.1.4 Respecto a los instrumentos y equipo de medición utilizados en esta práctica .............................. 30



1.4 METODOLOGÍA ..................................................................................................................................... 32

1.4.1 Experimento 1: Imbibición en semillas de frijol ................................................................................ 32

1.4.2 Experimento 2. Fusión del hielo ...................................................................................................... 32

1.4.3 Experimento 2. Formación de cobre. .............................................................................................. 32

1.4.4 Experimento 3. Cambio de color de las flores ................................................................................ 33


1.6 BIBLIOGRAFÍA ....................................................................................................................................... 34

PRÁCTICA 3. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA Y OBSERVACIÓN DE PROPIEDADES ............................ 35


1.1.1 Clasificación de la materia .............................................................................................................. 35

1.1.2 Propiedades de la materia .............................................................................................................. 37

1.1.3 La masa y su medición .................................................................................................................... 37



1.4 METODOLOGÍA ..................................................................................................................................... 38

1.4.1 Observación de propiedades .......................................................................................................... 38

1.4.2 Elaboración y clasificación de mezclas ........................................................................................... 39

1.4.3 Síntesis de un compuesto a partir de dos elementos ...................................................................... 39

1.4.4 Fluorescencia de la clorofila ............................................................................................................ 39


1.6 BIBLIOGRAFÍA ....................................................................................................................................... 41

PRÁCTICA 4. MEDICIÓN DE ALGUNAS PROPIEDADES DE TEJIDOS Y ÓRGANOS VEGETALES .............. 42


1.1.1 Biomasa vegetal .............................................................................................................................. 42

1.1.2 Área foliar ........................................................................................................................................ 42

1.1.3 El movimiento neto de agua en los tejidos vegetales ...................................................................... 43


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1.1.4 Uso de modelos para estimación de propiedades en plantas ......................................................... 44

1.1.5 Métodos para la determinación de masa ........................................................................................ 45



1.4 METODOLOGÍA ..................................................................................................................................... 46

1.4.1 Movimiento neto de agua en tejidos vegetales ................................................................................ 46

1.4.2 Toma de muestras foliares para esta práctica................................................................................. 47

1.4.3 Determinación de masa húmeda o masa fresca ............................................................................. 47

1.4.4 Determinación de longitud foliar ...................................................................................................... 47

1.4.5 Determinación del área foliar........................................................................................................... 47


1.6 BIBLIOGRAFÍA ....................................................................................................................................... 49

PRÁCTICA 5. DETERMINACIÓN DE DENSIDAD, PESO ESPECÍFICO Y GRAVEDAD ESPECÍFICA .............. 50


1.1.1 Densidad ......................................................................................................................................... 50

1.1.2 Densidad del suelo .......................................................................................................................... 50

1.1.3 Peso específico ............................................................................................................................... 51

1.1.4 Densidad relativa o gravedad específica ......................................................................................... 51



1.4 METODOLOGÍA ..................................................................................................................................... 53

1.4.1 Toma y preparación de la muestra de suelo ................................................................................... 53

1.4.2 Determinación de la densidad de un tubérculo de papa ................................................................ 53

1.4.3 Determinación de densidad aparente de suelo ............................................................................... 54

1.4.4 Determinación de la densidad real del suelo ................................................................................... 54

1.4.5 Determinación de densidad, peso específico y gravedad específica .............................................. 54


1.6 BIBLIOGRAFÍA ....................................................................................................................................... 57

PRÁCTICA 6. SEPARACIÓN DE MEZCLAS ......................................................................................... 58

TÉCNICAS UTILIZADAS EN LA EXTRACCIÓN Y SEPARACIÓN DE ANTOCIANINAS Y CLOROFILAS ......... 58


1.1.1 Separación de mezclas ................................................................................................................... 58

1.1.2 Pigmentos vegetales y su extracción .............................................................................................. 60



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1.3 MATERIALES ......................................................................................................................................... 62

1.4 METODOLOGÍA ..................................................................................................................................... 62

1.4.1 Preparación del extracto. ................................................................................................................ 62

1.4.2 Separación de antocianinas y clorofilas ......................................................................................... 63


1.6 BIBLIOGRAFÍA ....................................................................................................................................... 65

PRÁCTICA 7. PROPIEDADES ÁCIDAS Y BÁSICAS DE SUSTANCIAS EN SOLUCIÓN ACUOSA. ................. 66


1.1.1 Soluciones acuosas y electrolitos .................................................................................................... 66

1.1.2 Características de los ácidos y las bases ........................................................................................ 66

1.1.3 Indicadores ácido-base ................................................................................................................... 67

1.1.4 Definición de ácido y base .............................................................................................................. 67

1.1.5 El potencial de hidrógeno. Una medida de la acidez ....................................................................... 68

1.1.6 Nomenclatura de ácidos y bases .................................................................................................... 69

1.1.7 Aspectos importantes de las pipetas y buretas ............................................................................... 71


1.3 MATERIALES ......................................................................................................................................... 72

1.4 METODOLOGÍA ..................................................................................................................................... 73

1.4.1 Determinación del potencial de hidrógeno (pH) de soluciones acuosas por medio de papel indicador 73

1.4.2 Determinación de acidez y alcalinidad de soluciones acuosas por medio de indicadores .............. 73

1.4.3 Demostración de las propiedades de la betacianina como indicador ácido-base ........................... 74


1.6 BIBLIOGRAFÍA ....................................................................................................................................... 76

PRÁCTICA 8. REACCIONES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRÍA DE REACCIONES .................................... 77


1.1.1 Reacciones químicas ...................................................................................................................... 77

1.1.2 Balance de ecuaciones químicas .................................................................................................... 77

1.1.3 Cálculos estequiométricos .............................................................................................................. 78

1.1.4 Energía y reacciones químicas ....................................................................................................... 81

1.1.5 Tipos de reacciones químicas ......................................................................................................... 82


1.3 MATERIALES ......................................................................................................................................... 83

1.4 METODOLOGÍA ..................................................................................................................................... 83

1.4.1 Cálculos estequiométricos: porcentaje de rendimiento ................................................................... 83


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1.4.2 Clasificación de reacciones ............................................................................................................. 83

1.4.3 Reacciones de óxido reducción con permanganato de potasio (KMnO4) ........................................ 84


1.6 BIBLIOGRAFÍA ....................................................................................................................................... 87

PRÁCTICA 9. REACTIVO LIMITANTE ................................................................................................ 88


1.1.1 El reactivo limitante ......................................................................................................................... 88

1.1.2 Los solutos en solución acuosa....................................................................................................... 88

1.1.3 Reacciones de precipitación ........................................................................................................... 89

1.1.4 Ecuaciones moleculares, ecuaciones iónicas y ecuaciones iónicas netas ...................................... 90


1.3 MATERIALES ......................................................................................................................................... 91

1.4 METODOLOGÍA ..................................................................................................................................... 91

1.4.1 Determinación experimental del reactivo limitante en la reacción entre acetato de plomo (II) y yoduro de potasio. .......................................................................................................................................... 91

1.4.2 Determinación experimental del reactivo limitante en la reacción entre ácido acético y bicarbonato de sodio. 92


1.6 BIBLIOGRAFÍA ....................................................................................................................................... 94


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ASPECTOS PRELIMINARES DEL LABORATORIO DE QUÍMICA: NORMAS, CRISTALERÍA, EQUIPO Y REACTIVOS

1.1 FUNDAMENTO TEÓRICO

1.1.1 Normas generales de trabajo en el laboratorio de Química Para este documento, el laboratorio es el espacio donde se realizarán los experimentos y las prácticas del curso de Introducción a la Química. Debido a la naturaleza de las actividades a desarrollar en este espacio, se hace necesario seguir ciertas normas generales de trabajo y de seguridad que es obligatorio cumplir mientras se permanezca en este lugar. A continuación se describen las normas generales de trabajo más importantes: (el instructor de laboratorio le entregará las normas detalladas de seguridad para los laboratorios de Química de la Facultad de Agronomía) Los alumnos deberán presentarse el día, hora y lugar previamente establecido, con el material que se les

solicite y con la práctica correspondiente leída. Los estudiantes formarán grupos de trabajo y el instructor les asignará un lugar específico para trabajar dentro del laboratorio.

Cada grupo de trabajo encontrará su lugar de trabajo limpio y ordenado, en caso contrario deberá comunicarlo al instructor. Además, se asegurará de disponer de todo el material indicado en la relación a la práctica y que dicho material se encuentra en perfectas condiciones. Para este fin contará con un listado, el cual le permitirá revisar cada pieza de cristalería o equipo asignada. Del material que debe ser proporcionado por el estudiante, el alumno es el responsable de traerlo en las condiciones especificadas en la práctica y en caso de no hacerlo la práctica será suspendida sin derecho a reposición.

Desde el inicio hasta el final de la práctica cada alumno se responsabilizará de sus acciones dentro del laboratorio, del material presente y de su lugar de trabajo.

Lea atentamente cada práctica antes de acudir al laboratorio a realizarla. Con carácter general, antes de empezar una práctica el alumno tendrá que responder una serie de cuestionamientos (exámenes cortos) sobre la misma, los cuales tiene una ponderación en la nota total de laboratorio. En algunas prácticas el instructor puede solicitar información o cálculos adicionales a los que aparecen indicados en este manual.

Los materiales, reactivos y disoluciones que sean de uso compartido y tengan una ubicación determinada sólo deberán ser retirados si el instructor así lo especifica, en el momento que éste lo indique y deberán ser devuelto a su lugar original inmediatamente. Existirán reactivos o materiales que no deben ser retirados del lugar donde se encuentran, esto también será indicado por el instructor.

Antes de usar un instrumento general de uso compartido, como por ejemplo balanzas, asegúrese que no esté siendo utilizado por un compañero. En caso de estar libre de uso, deberá asegurarse de que funciona correctamente. Debe evitarse la aglomeración de estudiantes en estos instrumentos.

En ningún momento se permiten bromas ni actividades ajenas al trabajo de laboratorio sobre todo si producen distracción o falta de atención a los compañeros.

Nunca deberá correr en el laboratorio ni tampoco llevar a cabo experimentos por cuenta propia ni de otras prácticas. Debe seguir el protocolo indicado en el procedimiento de la práctica o bien las indicaciones del instructor de laboratorio.

En caso de querer salir, debe solicitarlo al instructor, aproveche los momentos en los que en la marcha de la práctica pueda darse un tiempo de inactividad. Siempre que abandone el laboratorio deberá lavarse las manos.

Antes de dar por terminada la práctica consulte al instructor la calidad de los resultados obtenidos. Al terminar de forma normal la actividad en el laboratorio, todo el material de práctica usado debe lavarse


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y dejarse limpio, y el lugar asignado debe dejarlo ordenado. Recuerde la obligación de dejar el material de laboratorio de su lugar de trabajo perfectamente limpio y

en orden. Notifique al instructor acerca de cualquier daño o deterioro del material y/o cristalería de su lugar u otro de uso compartido.

1.1.2 Normas generales de seguridad en el laboratorio de Química A continuación se describen algunas normas de seguridad que deben tomarse en cuenta al momento de trabajar en el laboratorio de Química. Como se mencionó anteriormente, una norma de seguridad más detallada le será entregada por parte del instructor. Está absolutamente prohibido trabajar en el laboratorio sin bata ni lentes de seguridad. No se admiten lentes de contacto en el laboratorio. Es necesario recogerse el pelo largo, llevar las uñas cortas y no usar anillos en las manos. El calzado, sin

tacones altos, tendrá que cubrir totalmente los pies. Infórmese de donde están los elementos de seguridad del laboratorio (extintores, rutas de evacuación,

salidas, lavamanos, etc.). Sacar material o productos fuera del laboratorio será severamente sancionado. En ningún caso se tirarán productos químicos o disoluciones, salvo que sean inertes, a los desagües del

laboratorio (prohibido tirar por el desagüe materiales sólidos insolubles). Todas estas sustancias (residuos) tienen que ser depositados en los lugares dispuestos para tal efecto.

Las reacciones en las que se genere algún gas nocivo se deben realiza en la campana extractora de gases la cual debe estar en funcionamiento al momento de la formación de vapores. La atmósfera del laboratorio debe mantenerse lo más limpia posible.

No retornar nunca el exceso de reactivo al recipiente de origen. En caso de accidente notificar inmediatamente al instructor. No olvide leer siempre la etiqueta de cualquier reactivo antes de usarlo. Comprobar que retrata realmente

del reactivo indicado y observar los símbolos y frases de seguridad que señalan los riesgos más importantes derivados de su uso y las precauciones que hay que adoptar para su utilización.

Evite usar material de vidrio con quebraduras o grietas, disoluciones contaminadas o sospechosas, etc. 1.1.3 Los reactivos y su grado de pureza En las mediciones que se realizarán en cada una de las sesiones de laboratorio de química, será necesario manipular reactivos químicos. Un reactivo químico es cualquier sustancia empleada en una reacción con el objeto de detectar, medir, examinar o producir otra u otras sustancias. Los reactivos pueden ser utilizados tal como se presentan comercialmente o pueden prepararse en forma de soluciones (una solución es una mezcla homogénea conformada por soluto y solvente) Los reactivos comerciales pueden presentar diferentes grados de pureza según las necesidades y siguiendo esta pauta se clasifican en: Reactivo grado técnico comercial o industrial: Contiene alto grado de impurezas, lo cual determina su

uso en la industria, donde la exigencia no es muy grande respecto a la exigencia de pureza. Reactivo grado USP (United States Pharmacopedia): Especiales para ciertos análisis que no exigen la

presencia de determinadas clases de impurezas. Aunque pueden contener cantidades apreciables de otros componentes, su pureza en una sustancia específica es alta.

Reactivo grado N.F (National Formulary): El producto químico cumple con las condiciones de pureza


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exigidas por la National Formulary de los Estados Unidos. Reactivos grado CP (químicamente puros): Para uso rutinaria en el laboratorio, de mayor pureza que

el grado USP. Reactivo grado analítico: El contenido de ciertas impurezas debe estar por debajo de los límites

establecidos por el comité de reactivos analíticos de la Analytical Chemical Society (ACS). Son más adecuados para el trabajo investigativo y el análisis químico.

Reactivos grado estándar primario: Los contaminantes son de naturaleza tal que no intervienen en el proceso analítico y el contenido de la sustancia principal es conocido con exactitud y su pureza es cercana al 100%. Se utilizan como patrones en la preparación de soluciones estándar.

Reactivos grado oro (golden grade): Reactivos ultrapuros, costosos, empleados en la investigación 1.1.4 Los recipientes y las etiquetas de los reactivos Los recipientes que contienen sustancias químicas deben contener información que permita identificarlas y conocer sus riesgos. El diseño de las etiquetas de las sustancias químicas varían según la marca, pero la información que deberían contener es la siguiente:


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1.1.5 Pictogramas de seguridad Los pictogramas de seguridad que aparecen en las etiquetas son universales, sirven para identificar rápidamente el riesgo que presenta una sustancia. A continuación se describen algunos de los pictogramas de seguridad más comunes.


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1.1.6 Manejo de reactivos y otras sustancias en el laboratorio Todas las sustancias que se utilizan en los experimentos son potencialmente peligrosas por lo que para evitar accidentes se debe trabajar con cautela siguiendo siempre normas de seguridad. Dentro de las normas generales se puede citar: Los botes de los reactivos deben cerrarse inmediatamente después de su uso y durante su empleo los

tapones deben colocarse en sitio seguro boca arriba. Se tendrá la precaución de abrir un frasco y cerrarlo con su tapón antes de abrir otro, esto evitará que se

intercambie los tapones de frascos diferentes. En caso de que se encuentre un bote de reactivo abierto por un compañero que esté extrayendo alguna

cantidad de reactivo, se esperará a que éste termine la operación cerrando el bote correspondiente y no se abrirá ningún otro frasco de reactivo que se encuentre al lado.

Como normas específicas se pueden mencionar las siguientes: Manejo de sólidos Los sólidos son almacenados generalmente en frascos de boca ancha. Siempre debe revisarse y leerse cuidadosamente la etiqueta antes de usar cualquier reactivo. Al utilizar un reactivo sólido debe removerse la tapa y colocarla de tal manera que no se contamine. Para transferir el reactivo a otro recipiente inclinar ligeramente la botella, agitarla suavemente para que el

sólido salga poco a poco y utilizar una espátula. Si el reactivo está muy compacto, solicitar las instrucciones necesarias para este caso. EI reactivo que sobra NO debe ser devuelto al frasco original, por lo que es importante ser cuidadoso al

tomar sólo la cantidad que se necesita. Si se tiene un excedente preguntar al instructor donde descartar el material.

Manejo de líquidos Muchos de los líquidos usados en el laboratorio son soluciones o líquidos puros. Los reactivos líquidos son almacenados en una gran variedad de recipientes. Algunos líquidos que se

necesitan en pequeñas cantidades son almacenados en recipientes especiales como por ejemplo en frascos con gotero.

Cuando se necesitan grandes cantidades, transferir primero a un beacker con ayuda de una varilla de


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vidrio. Para vaciar el líquido se deja caer por la varilla hacia las paredes del recipiente donde se está transfiriendo.

Como en el caso de los sólidos siempre leer la etiqueta antes de usar cualquier líquido. Manejo de ácidos La disolución de ácidos concentrados debe hacerse de la siguiente manera: Añadir lentamente el ácido al

agua dejándolo caer por las paredes del recipiente, al mismo tiempo que se agita suavemente. NUNCA AÑADIR AGUA AL ÁCIDO, debido a que puede formarse vapor en forma violenta y éste puede

caer en los ojos o en la piel. Si el recipiente en el que se hace la dilución se calienta demasiado, interrumpir de inmediato y continuar

la operación cuando se haya enfriado. 1.1.7 Cristalería y equipo del laboratorio de Química La Química es una ciencia experimental que hace uso de herramientas, las cuales, hacen posible demostrar los principios fundamentales y las diversas formas de conocimiento de esta ciencia. A estas herramientas se les da el nombre de instrumentos químicos, material de laboratorio químico, instrumental de laboratorio o simplemente material o equipo. Se hace necesario entonces conocer y aprender a usar correctamente estas herramientas. Existen diversos criterios para clasificar los instrumentos que se usan en el laboratorio de Química, uno de estos criterios es tomar como base el material del cual están fabricados, así se tiene, instrumentos de vidrio, de madera, de porcelana, de polietileno. Otro criterio de clasificación es el uso que se da a estos utensilios, de esta forma se tiene instrumentos volumétricos, instrumentos de medida, entre otros. De manera unitaria, cada utensilio tiene un nombre que responde casi siempre al trabajo para el cual fue fabricado. 1.1.8 Breve descripción de los utensilios de laboratorio A continuación se describe de manera general los principales instrumentos que se utilizan en un laboratorio de Química

Beacker: material de vidrio de uso general en el laboratorio, llamados también vasos de precipitados, son cilíndricos y en la boca llevan un apéndice en forma de pico para facilitar el vertido de las sustancias

cuando se trasvasan. Resistente a temperaturas elevadas.


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Erlenmeyer: son utilizados para mezclar, transportar y hacer reaccionar sustancias pero no para realizar mediciones exactas de volúmenes ya que sus escalas producen aproximadamente un 5% de

error

Balón de fondo redondo: se utilizan principalmente para realizar síntesis orgánica. Producen corrientes de convección de líquido y esto

hace que el calentamiento sea más controlado.

Balón aforado: Es utilizado para hacer soluciones de determinado volumen con mucha exactitud. Estos balones pueden medir desde 500

mL ± 0.2 mL esto genera una incertidumbre de 400 ppm.

Kitasato: es un tipo de Erlenmeyer con un tubo de desprendimiento o tubo lateral. Sirve para realizar experimentos como destilación, recolección de gases hidroneumática (desplazamiento de volúmenes),

filtraciones al vacío, etc.


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Bureta: instrumento volumétrico que consiste en un cilindro de vidrio, en el extremo inferior tiene una llave que permite controlar el flujo del líquido que contiene. Se usa para la medición exacta de sustancias líquidas y

se aplica generalmente en titulaciones

Probeta: cilindro de vidrio o de plástico graduado que sirven para medir volúmenes de líquidos. Existen probetas que tienen capacidad máxima

de medición de 5 mL hasta aquellas que pueden medir 2 litros.

Pipeta: es un cilindro de vidrio con uno de sus extremos terminado en punta que se emplea para trasladar pequeños volúmenes de líquido de un recipiente a otro. Llevan marcas para medir el volumen del líquido

trasvasado.

Varilla de Agitación: es un instrumento de vidrio de aproximadamente 20 cm de longitud, de forma cilíndrica, fina y maciza, utilizado para agitar

o decantar líquidos.


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Pizeta: Recipiente a base de polietileno y posee una punta que permite introducir el líquido de lavado (la mayoría de veces agua)

dentro de tubos de ensayo y otros recipientes.

Embudo: Puede ser de polietileno o de vidrio, se emplea para filtrar sustancias líquidas o simplemente para trasvasarlas de un recipiente a

otro.

Embudo Büchner: Instrumento fabricado de porcelana o de polietileno, posee dos compartimientos separados por una placa cribada, donde se coloca el papel filtro. Permite filtrar suspensiones y mezclas donde el sólido queda en el embudo por el papel filtro y el

líquido lo atraviesa y llega hasta el matraz.

Tubo de ensayo: es un cilindro de vidrio cerrado por uno de sus extremos que se emplea para calentar, disolver o hacer reaccionar

pequeñas cantidades de sustancias.


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Bulbo de seguridad: sirve para evitar que la succión de líquidos

peligrosos sea con la boca. Se coloca en la parte superior de la pipeta.

Mechero bunsen: es un dispositivo que se utiliza para proporcionar una llama caliente constante y sin humo. Consiste en un tubo de metal corto y vertical que se conecta a una fuente de gas y se perfora en la parte inferior para que entre aire, la corriente de aire se controla mediante un

anillo situado en la parte superior del tubo

Rejilla de asbesto: instrumento que se coloca encima del trípode o de un aro del soporte universal, y sobre ella se sitúa el recipiente que ha de calentarse. El círculo de asbesto o amiento protege el vidrio de la acción directa de la llama.

Propipeta: al igual que el bulbo de seguridad su función es de evitar que la succión de líquidos peligrosos sea con la boca. Se coloca en la parte

superior de la pipeta.


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Soporte universal: formado por una base pesada en el cual se ajusta perfectamente el extremo de una barra cilíndrica de hierro. A la barra se pueden acoplar aros y pinzas que se utilizan para sujetar otros elementos..

Anillo de metal: es una barra circular de hierro que se adapta al soporte universal. Sirve como soporte de otros utensilios como: ampollas de

decantación, balones y embudos.

Pinzas para matraces: son metálicas y sirven para sujetar matraces, la sujeción es ajustable. Estas se enganchan a la barra del soporte

universal

Pinzas para tubo de ensayo: son instrumentos en forma de tenazas que sirven para sujetar los tubos de ensayo, se utiliza con más frecuencia cuando se necesita calentar los tubos para evitar accidentes como quemaduras.

Pinzas para bureta: se utilizan para sujetar dos buretas a la vez. Son

muy útiles cuando se realizan titulaciones


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Gradilla: es un utensilio que se utiliza para colocar tubos de ensayo. Se fabrican de metal, plástico o de madera. Es también útil para secar

tubos, ya que éstos se colocan de forma invertida en la gradilla

Baño de maría: recipiente que se utiliza para calentar a una temperatura

no mayor que el punto de ebullición del agua.

Mortero y pistilo: pueden estar elaborados de vidrio resistente o de porcelana. Se utilizan para pulverizar sustancias sólidas o para macerar

material vegetal en procesos de extracción

Pinzas para crisol: sirve para sostener el crisol


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Desecadora: es un recipiente cerrado herméticamente, el cual en su parte inferior tiene un plato por debajo del cual se agrega una sustancia que adsorba la humedad fácilmente. Con esa sustancia el ambiente en su interior permanece libre de humedad facilitando el proceso de secado de la

muestra.

Termómetro: es un instrumento empleado para medir la temperatura. El termómetro más utilizado es el de mercurio, formado por un capilar de vidrio de diámetro uniforme comunicado por un extremo con una ampolla

llena de mercurio.

Espátula: pueden estar elaborada de diferentes materiales como metal, plástico, porcelana. Se utiliza para trasladar materiales sólidos o

semisólidos.

Crisol: es un recipiente de porcelana que se utiliza para incinerar

muestras.


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Balanzas: es un dispositivo mecánico o electrónico empleado para determinar la masa de un objeto o sustancia. Se puede utilizar una balanza sencilla para pesar sólido con una precisión no mayor de 0.1 g. Para mediciones de cantidades muy pequeñas, la más recomendable es la

balanza analítica.

Centrífuga: máquina que contiene un compartimiento en el cual introducen tubos, la cual se utiliza para separar una mezcla heterogénea de un sólido y un líquido por medio de una rotación. Después de que se ha llevado a cabo la centrifugación el sólido queda en la parte inferior del tubo de

ensayo y la solución queda clara.

Papel pH: si no se cuenta con un potenciómetro se puede utilizar papel indicador el cual cambia de color dependiendo del pH. Y para determinar qué pH es, se cuenta con una escala en la tapa del recipiente que contiene

el papel.


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Agitador magnético: se utiliza para agitar rápidamente los sólidos que se quieren disolver por medio de un magneto revestido de un material resistente a sustancias químicas. El magneto se introduce dentro del

recipiente y se hace girar por medio del motor del agitador.

Potenciómetro: es un aparato electrónico que utiliza un electrodo para medir el pH de una solución. El pH se define como el logaritmo negativo de

la concentración de iones hidrógenos en una solución.

Sistema soxhlet: Equipo conformado por un balón (donde se coloca un solvente extractor) una cámara (donde se coloca la muestra) y un condensador. Todo este sistema se coloca en un soporte y sobre una fuente de calor. El sistema soxhlet se utiliza para la extracción de

sustancias utilizando un solvente de forma continua.


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1.2 OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA

Identificar el nombre de cada instrumento de laboratorio presentado en esta práctica. Identificar el uso de cada instrumento de laboratorio presentado en esta práctica. Clasificar los instrumentos de laboratorio en las siguientes categorías: equipo volumétrico, equipo para llevar

a cabo reacciones químicas, equipo para calentar sustancias químicas, equipo misceláneo. Identificar la información que contiene la etiqueta de los reactivos presentados en esta práctica.

1.3 MATERIALES Y EQUIPO En esta práctica todos los materiales serán proporcionados por el laboratorio el cual consistirá en una o varias piezas de cada instrumento.

Sistema de destilación simple: Este equipo permite separar mezclas de sólidos y otros ingredientes no volátiles que se encuentran disueltos en un líquido. La muestra es colocada en el balón de destilación y es sometida a la acción del calor (que generalmente proviene de un mechero) que hace ebullir al líquido que tiene menor punto de ebullición, lo que lo transforma en vapor, éste se hace pasar por un condensador que está más frío que el vapor, obligándolo a condensarse, por lo que se transforma en líquido, el cual se recibe en un recipiente (generalmente un erlenmeyer). Para mantener frío el condensador se utiliza agua la cual está continuamente entrando y saliendo por medio de mangueras. En la boca del balón puede colocarse un termómetro para determinar la temperatura del

vapor que va saliendo hacia el condensador y de esta manera identificar el componente.


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1.4 METODOLOGÍA

a. El instructor hará una breve descripción de las instalaciones del laboratorio: tomas de gas, de agua,

lavaderos, duchas, lugar dentro del laboratorio para colocar pertenencias. Además dará las indicaciones acerca de la forma en que se trabajará en el laboratorio, normas de seguridad y hará entrega de documentación importante (normas y reglamentación, programa de laboratorio)

b. En las mesas de trabajo se dispondrán distintas unidades de instrumentos de laboratorio. El instructor hará una breve exposición de los mismos e indicará la forma adecuada de utilizarlos. El estudiante hará las anotaciones que considere necesarias.

c. En un lugar determinado por el instructor se encontrarán uno o más recipientes de reactivos. El estudiante observará y anotará la información de las etiquetas de estos frascos

1.5 CUESTIONAMIENTOS Y OBSERVACIONES PARA INCLUIR EN EL INFORME

a. Escribir un listado de los instrumentos de laboratorio presentados en esta práctica y para qué se utiliza. b. Clasificar los instrumentos en: equipo volumétrico, equipo para llevar a cabo reacciones químicas, equipo

para calentar sustancias químicas, equipo misceláneo c. Clasificar los instrumentos de laboratorio según el material del que estén fabricados (vidrio, porcelana,

polipropileno, entre otros). d. Anotar la información de las etiquetas de dos frascos de reactivo e indicar la utilidad de ésta. e. En una etiqueta de reactivo se lee lo siguiente: Ácido sulfúrico 95-97%. Interprete esta información. f. ¿Por qué la mayoría de frascos de reactivos son de color ámbar?

1.6 BIBLIOGRAFÍA

Hawley, GG. 1975. Diccionario de Química y de productos químicos. Español Inglés / Inglés Español. Ediciones Omega. Barcelona, España. 1028 p.

Universidade de Santiago de Compostela. S.f. Manual de Laboratorio de Química General. Facultade de Química. Universidade de Santiago de Compostela. España. 57 p.

Villa Gerley, MR. 2007. Manual de prácticas Química General (en línea). Universidad de Medellín. Colombia. Consultado en diciembre 2013. Disponible en: http://books.google.com.gt/books?id=thE4FREDodYC&printsec=frontcover&hl=es&source=gbs_ge_summary_r&cad=0#v=onepage&q&f=false

Pérez Morales, RA. 2011. Manual de laboratorio de Introducción a la Química. Facultad de Agronomía. Universidad de San Carlos de Guatemala. Guatemala. 50 p.

Roca de Pezzarossi, J; Coto de Orozco, S & Cordón de Fonseca, RM. 2005. Manual de Laboratorio de Química General I. Facultad de Ciencias Químicas y Farmacia. Universidad de San Carlos de Guatemala. Guatemala. 59 p.

http://books.google.com.gt/books?id=thE4FREDodYC&printsec=frontcover&hl=es&source=gbs_ge_summary_r&cad=0#v=onepage&q&f=false



23

PRÁCTICA 1. TRANSVASE DE LÍQUIDOS Y MEDICIÓN DE VOLÚMENES


1.1.1 El proceso de medición En un experimento un paso importante consiste en medir una magnitud. La magnitud es la propiedad de los cuerpos o de un fenómeno natural susceptible a ser medido, como la temperatura, la presión, masa, volumen densidad, tiempo, longitud, área, entre otras. Medir implica comparar y leer una escala en un aparato de medida, dado un patrón aceptado como unidad de medición. A lo largo del laboratorio de Química se harán muchas mediciones, y por lo tanto se hará uso de muchos instrumentos y cristalería. Usted puede ahora reconocer varios instrumentos de medición, por ejemplo, aquellos que se utiliza para medir masa o volumen de una muestra. En un análisis gravimétrico, la masa de una sustancia se mide directamente mientras que en el análisis volumétrico se obtiene indirectamente, esto al medir el volumen de una solución que contiene una concentración conocida de reactivo. Se dice que una medida es directa cuando el valor de la magnitud que busca el experimentador viene directamente indicado en el aparato de medida, como por ejemplo cuando se miden longitudes con un metro o cuando se mide temperaturas con un termómetro. Una medida es indirecta cuando el valor de la magnitud se obtiene midiendo los valores de otras medidas relacionadas con ésta mediante alguna fórmula o ley física. Un ejemplo de este tipo de medida es cuando se mide el volumen de una esfera primero midiendo el diámetro con un vernier u otro instrumento para medir longitudes y relacionando luego este valor con la fórmula matemática V esfera = (1/6) * π* d3. Otras veces se utilizan las mediciones de magnitudes para encontrar una dependencia entre ellas y las medidas se utilizan para encontrar los parámetros de tal dependencia, los cuales en su mayoría tienen significado físico. Por ejemplo en una práctica de este manual se medirá la longitud y el área foliar y se encontrará una dependencia entre dos mediciones mediante regresión lineal. En esta ocasión se hará énfasis en las mediciones de volumen. Otros instrumentos, tales como pipetas, buretas, balanzas, y las indicaciones especiales para su uso se discutirán en su oportunidad en prácticas siguientes. 1.1.2 Medición de líquidos Los líquidos pueden medirse determinando su volumen. Se utilizan cuatro instrumentos para la medida de volúmenes de líquidos: Probeta, pipeta, bureta y matraz aforado. Estos instrumentos tienen marcas grabadas en su superficie que indican volúmenes de líquidos. Para medir el volumen, el nivel del líquido se compara con las marcas de graduación señaladas sobre la pared del instrumento de medida. En el material aforado de vidrio la superficie cóncava del líquido se llama menisco. Al hacer una medición, la vista debe mantenerse tangencialmente y leerse la parte inferior del menisco (situar el ojo a la altura del menisco) para evitar errores de paralaje. La paralaje es la desviación angular de la posición aparente de un objeto dependiendo del punto de vista elegido. No olvide que para realizar una lectura correcta de un volumen utilizando una probeta, bureta o pipeta, es necesario que los ojos del observador estén a la misma altura que el menisco del líquido. Aunque si las soluciones utilizadas son coloreadas y no puede observarse el fondo del menisco, debe leerse la parte superior de la solución. También si el líquido empleado no moja el vidrio, el menisco se invierte, y en estas condiciones se lee la parte superior del mismo.


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Figura 1. Forma correcta de enrasar. Enrasar es medir con exactitud el volumen de un líquido, haciendo coincidir la parte baja del menisco (cuando son líquidos translúcidos) o la parte alta del menisco (para líquidos oscuros) con la marca o señal de volumen de un instrumento volumétrico. 1.1.3 Trasvase de líquidos Para este documento trasvasar quiere decir pasar un líquido de un recipiente a otro. Por ejemplo cuando en un experimento se le pida medir un volumen de un reactivo en particular, diríjase hacia donde éste se encuentra, lea la etiqueta del reactivo para cerciorarse que se trata del líquido que usted precisa y también para observar las características de seguridad, luego debe trasvasar una cantidad aproximada (ligeramente mayor de la que necesita) utilizando como recipiente un vaso de precipitados (recuerde que el beacker puede utilizarse para medir volúmenes aproximados) o una probeta y ayudándose con una varilla de agitación. No olvide que si el reactivo se encuentra en la campana de extracción de gases no debe moverlo de este lugar. Otros ejemplos de trasvase se dan cuando se pide pasar un líquido de una probeta a otra, de un beacker a una ampolla de decantación, de un beacker a un balón aforado, entre otros. Para evitar salpicaduras al trasvasar un líquido de un recipiente a otro se apoya en una varilla de vidrio sobre el pico del recipiente de forma que el líquido fluya por la varilla y se recoja en el otro recipiente. Si el recipiente tiene una boca pequeña, debe utilizarse un embudo, de preferencia de vidrio, seco y limpio en el que caiga el líquido procedente de la varilla.

Figura 2. Procedimiento para trasvasar líquidos


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1.1.4 Características de los instrumentos de medición Cuatro son las características que determinan la calidad de medición que se realiza, éstas son: exactitud, precisión, fidelidad y sensibilidad. La exactitud es una medida de la calidad de la calibración del instrumento respecto de patrones de medida aceptados internacionalmente. Es la cercanía del valor obtenido con el denominado valor “real”, para hacer referencia a la exactitud se tienen que tomar en cuenta los conceptos de patrones de medida y trazabilidad en las mediciones. Es decir una medida es exacta cuanto menor sea la discrepancia o separación entre lo obtenido con el instrumento de trabajo y el valor leído con el instrumento patrón. La precisión está relacionada con la repetibilidad que el instrumento proporciona en sus medidas, es decir hace referencia a qué tanto las diferentes medidas de una misma cantidad bajo condiciones aproximadamente iguales conducen a resultados muy parecidos. Entre más parecidas las medidas, más preciso el instrumento. En cuanto a la fidelidad, un instrumento es fiel cuando al realizar medidas de un mismo estado de una misma magnitud en idénticas condiciones se obtienen los mismos resultados. La sensibilidad está relacionada con el mínimo valor de la magnitud que se puede medir en el instrumento. Un aparato de medida es tanto más sensible en cuanto más pequeñas son las variaciones que se pueden apreciar de la magnitud medida. Así por ejemplo, una balanza que aprecia mg es más sensible que otra que aprecia gramos. 1.1.5 Tipos de errores en las medidas Se reconocen dos tipos de errores cuando se realizan medidas: a) Los errores determinados o sistemáticos y b) Los errores indeterminados, accidentales o causales. Los errores determinados o sistemáticos son aquellos que ocurren en todas las medidas que se hagan de la misma magnitud y con el mismo instrumento, son del mismo sentido y se deben a la misma causa. Son errores difíciles de detectar y no se corrigen repitiendo muchas veces la medida. Para evitar algunos errores sistemáticos es necesario calibrar los instrumentos que intervienen en las mediciones. Los errores indeterminados, accidentales o causales se deben a variaciones en las condiciones del experimento, tales como vibraciones, fluctuaciones de condiciones ambientales, errores aleatorios del experimentador. 1.1.6 Formas de expresar las mediciones directas Si M representa toda medida de una magnitud de interés, ésta se puede expresar de la manera siguiente

Donde M representa la medida de la magnitud o propiedad m es un valor representativo, el cual puede ser un promedio (cuando se han efectuado varias

mediciones) o un valor (cuando únicamente se ha realizado una medición) indicado por el aparato de medición.

es un rango o intervalo de incerteza. Unidad representa la cantidad estandarizada de la magnitud (unidad de medida), generalmente en el

Sistema Internacional (metros, kilogramos, segundos).


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El rango de incerteza ( ) representa que el valor exacto de una medida se encuentra en una región cuyos límites son m–Δm y m+Δm. La incerteza tiene una interpretación conceptual diferente al de error aunque en algunos casos puede usarse la segunda en la determinación de la primera. Si bien existen sugerencias para la determinación del límite inferior y superior del rango de incerteza, no se aplica una metodología específica y en mucho tiene que ver la experiencia del experimentador. A continuación se presentan algunas sugerencias: Cuando se realiza una sola medición con cualquiera de los siguientes instrumentos: cinta métrica, regla

graduada, escuadra, transportador, cronómetro o balanza, entonces = + la escala menor del instrumento de medida.

El rango de incerteza puede establecerse con la desviación estándar de los datos (esto es cuando se han

realizado varias medidas experimentales), entonces , en este caso se hablará de una incerteza estadística.

En algunos casos el fabricante incluye el rango de incerteza en el instrumento de medición

Figura 3. Pipeta con la información que incluye en el fabricante respecto a límite de error y volumen nominal.

En las probetas la incerteza se obtiene dividiendo la medida más pequeña entre 2.


Medir el volumen de líquidos utilizando probetas. Medir el volumen de una esfera utilizando el método de volumen desplazado. Medir de forma indirecta el volumen de una esfera utilizando una relación matemática.


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1.3 MATERIALES Y EQUIPO Materiales proporcionados por el laboratorio

Cristalería y Equipo Reactivos

1 Beacker de 50 mL 1 Beacker de 100 mL 1 Beacker de 250 mL 1 probeta de 25 mL 1 probeta de 100 mL 1 varilla de agitación (agitador de vidrio) 1 Vernier

Agua destilada

Materiales proporcionados por el estudiante.

Por grupo de trabajo

1 esfera de un diámetro aproximado de 20 mm 1 regla de 30 cm graduada.

1.4 METODOLOGÍA

1.4.1 Trasvase de líquidos

a. Agregue aproximadamente 50 mL de agua de grifo en un beacker de 250 mL. b. Con ayuda de una varilla de vidrio, trasvase el contenido del beacker de 250 ml al de 100 ml Siga las

indicaciones de su instructor. c. Repita de forma correcta esta operación 5 veces, trasvasando el contenido de un beacker a otro.

Muestre a su profesor de laboratorio si la forma como lo está haciendo, es la correcta. 1.4.2 Medición directa de volumen de líquidos con la probeta

a. El instructor entregará a cada grupo una muestra de un líquido desconocido. b. Mida el volumen de la muestra desconocida trasvasándola con la ayuda de la varilla de vidrio a una

probeta adecuada. Al realizar la medición tener presente la formación del menisco. c. Repita la medición 5 veces y anote los datos en el cuadro 1. d. Reporte el volumen del líquido con su incerteza.

1.4.3 Medición del volumen de una esfera con probeta

a. Seleccione una probeta adecuada en donde quepa en su interior la esfera b. Coloque agua hasta una marca y anote el volumen de agua en el cuadro 2. Verifique que con este

volumen la esfera quede sumergida. c. Introduzca con cuidado la esfera dentro de la probeta y lea el nuevo volumen. Anote sus resultados. d. Repita este procedimiento 5 veces. e. Reporte el volumen de la esfera con su incerteza.

1.4.4 Medición indirecta del volumen de una esfera

a. Mida 5 veces el diámetro de la esfera con una regla graduada y anote los resultados en el cuadro 3. b. Determine el volumen de la esfera mediante la relación matemática V esfera = (1/6)*π*(diámetro)3. c. Reporte el volumen de la esfera y su incerteza.


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a. Cuadro 1. Medición de volumen de muestra desconocida con probeta Mediciones directas Estadísticas Rango

de Incerteza

Unidad de

medida

1 2 3 4 5 ̅ s s2

Volumen

b. Cuadro 2. Medición de volumen de una esfera por el método de volumen desplazado. Mediciones directas Estadísticas Rango

de Incerteza

Unidad de

medida

1 2 3 4 5 ̅ s s2

Volumen Inicial

Volumen final

Diferencia de volumen

c. Cuadro 3. Medición indirecta del volumen de una esfera

Mediciones directas Estadísticas Rango de

Incerteza

Unidad de

medida

1 2 3 4 5 ̅ s s2

Diámetro

Volumen V esfera = (1/6)*π*(diámetro)3

d. Discuta los resultados obtenidos.

1.6 BIBLIOGRAFÍA

Brumblay RU. 1979. Análisis Cuantitativo. Serie de Compendios Científicos. Editorial CECSA. 242 p. Izquierdo, C. S.f. Manual de Laboratorio de Física Básica. Facultad de Ingeniería. Universidad de San

Carlos de Guatemala. Guatemala. 88 pp. Universidade de Santiago de Compostela. S.f. Manual de Laboratorio de Química General. Facultade de

Química. Universidade de Santiago de Compostela. España. 57 p. Villa Gerley, MR. 2007. Manual de prácticas Química General (en línea). Universidad de Medellín.

Colombia. Consultado en diciembre 2013. Disponible en: http://books.google.com.gt/books?id=thE4FREDodYC&printsec=frontcover&hl=es&source=gbs_ge_summary_r&cad=0#v=onepage&q&f=false

Pérez Morales, RA. 2011. Manual de laboratorio de Introducción a la Química. Facultad de Agronomía. Universidad de San Carlos de Guatemala. Guatemala. 50 p.




29

PRÁCTICA 2. CAMBIOS DE LA MATERIA


1.1.1 La Química y los cambios La Química es el estudio de la materia, sus propiedades y sus cambios, es considerada como la ciencia central debido a que ésta se ha convertido en parte fundamental en la vida del hombre, sin los conocimientos aportados por la química se tendría una vida en condiciones primitivas. Loa fundamentos modernos de esta ciencia se instituyeron en el siglo XIX, cuando los avances tecnológicos e intelectuales permitieron a los científicos separar a las sustancias en los más pequeños componentes y, por consiguiente, explicar muchas de sus características. La Química está presente en muchas actividades cotidianas, por ejemplo por experiencia se sabe que el aceite y el agua no se mezclan, que al utilizar una olla de presión se reduce el tiempo de cocción, o que al exprimir jugo de limón a las rebanadas de peras se evita que se pongan cafés. Todos los días se observan cambios sin pensar en su naturaleza y la Química permite explicar esos cambios de la materia en el mundo macroscópico utilizando el mundo microscópico del átomo y la molécula. Los cambios de la materia se pueden clasificar en dos grandes grupos: Los físicos y los químicos. 1.1.2 Cambios físicos Los cambios físicos son aquellos que ocurren sin que se modifique la composición química de las sustancias. Son ejemplo de cambios físicos los cambios de fase o de estado. Todas las sustancias en principio pueden existir en tres estados básicos: sólido, líquido y gaseoso, y la conversión entre dichos estados puede logarse al modificar la temperatura. Los sólidos se forman cuando las fuerzas de atracción entre moléculas individuales son mayores que la energía que causa que se separen. Las moléculas individuales se encierran en su posición y se quedan en su lugar sin poder moverse. A medida que la temperatura de un sólido aumenta, la cantidad de vibración también lo hace, pero el sólido mantiene su forma y volumen ya que las moléculas están encerradas en su lugar y no interactúan entre sí. Los líquidos se forman cuando la energía de un sistema aumenta y la estructura rígida del estado sólido se rompe. Aunque en los líquidos las moléculas pueden moverse y chocar entre sí, se mantienen relativamente cerca. A medida que la temperatura de un líquido aumenta, la cantidad de movimiento de las moléculas individuales también aumenta. Como resultado, los líquidos pueden tomar la forma del recipiente que los contiene pero no pueden ser comprimidos. Por consiguiente, los líquidos tienen una forma indefinida, pero un volumen definido. La materia en estado gaseoso se forma cuando la energía de un sistema excede todas las fuerzas de atracción entre moléculas. En el estado gaseoso, las moléculas se mueven rápidamente y son libres de circular en cualquier dirección, extendiéndose en largas distancias. A medida que la temperatura aumenta, la cantidad de movimiento de las moléculas individuales aumenta. Los gases se expanden para llenar los recipientes que los contienen, tienen forman indefinida y pueden comprimirse. A nivel microscópico, en un sólido, las moléculas se mantienen juntas de manera ordenada, tienen muy poca libertad de movimiento. Las moléculas de un líquido están cercanas pero sin que éstas mantengan una posición rígida por lo cual pueden moverse. En un gas, las moléculas están separadas entre sí por distancias grandes en comparación con el tamaño de las moléculas mismas. Como se mencionó anteriormente, es posible la conversión entre los estados de la materia sin que cambie la


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composición de la sustancia. Al calentar un sólido éste se transforma en líquido, este cambio recibe el nombre de fusión y la temperatura en la que ocurre esta transición se denomina punto de fusión. El calentamiento adicional del líquido lo convierte en gas y este cambio se denomina ebullición. Por otra parte, el enfriamiento de un gas hace que éste se condense en forma de líquido. Al enfriar adicionalmente el líquido, éste se congela, es decir toma la forma de un sólido. A la siguiente figura se muestran el nombre que reciben los diferentes cambios de estado.

Figura 1. Esquematización de los cambios de fase de la materia y sus respectivos nombres. 1.1.3 Cambio químico Un cambio químico es el proceso en el cual una o más sustancias se convierten en otras sustancias. También se le llama reacción química. Las reacciones químicas pueden representarse por medio de ecuaciones. Una ecuación química utiliza símbolos para mostrar qué sucede durante un cambio químico. Históricamente a inicios del siglo XIX Dalton explicó los cambios químicos de la siguiente manera: Una reacción química implica solo la separación, combinación, o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos. 1.1.4 Respecto a los instrumentos y equipo de medición utilizados en esta práctica Aparte de los instrumentos de medición utilizados en las prácticas anteriores en esta ocasión se hará uso de termómetros. El termómetro es un instrumento que se usa para medir la temperatura. La temperatura es una magnitud escalar que se relaciona con el movimiento de las partículas (energía interna) de un sistema. La presentación más común de un termómetro es de vidrio, el cual contiene un tubo interior con mercurio, que se expande o dilata debido a los cambios de temperatura. Para determinar la temperatura, el termómetro cuenta con una escala graduada que la relaciona con el volumen que ocupa el mercurio en el tubo. En realidad la sustancia que se utiliza, para medir la temperatura, es el mercurio. Y esto se debe, a que el mercurio es una sustancia, que con el calor, no sólo se dilata, sino que cuando llega a la temperatura promedio, permanece estable por bastante tiempo. Son tres las escalas de temperatura que se utilizan frecuentemente. Sus unidades son grados Celsius (°C), grados Fahrenheit y kelvin (K). Observe que la escala Kelvin no tiene el signo de grados y que además las temperaturas expresadas en kelvins por concepto no pueden ser negativas. La escala Celsius divide el intervalo entre los puntos de congelación (0°C) y ebullición (100°C) del agua en 100


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grados. El kelvin es la unidad básica de temperatura del Sistema Internacional, se trata de una escala de temperatura absoluta. Por absoluta se entiende que el 0 de la escala Kelvin, denotado como 0 K, es la temperatura más baja que puede alcanzarse en teoría. Por otra parte el 0°F y 0°C se basan en el comportamiento de una sustancia elegida arbitrariamente, el agua. Las relaciones numéricas entre las diferentes escalas son las siguientes: °C = (°F – 32) * (5/9) °F = (9/5)*°C + 32 K = °C + 273.15


Clasificar los cambios involucrados en el proceso de imbibición de una semilla en físicos o químicos. Clasificar el proceso de formación de cobre como un cambio físico o químico Clasificar el proceso de cambio de color de flores como cambio físico o químico. Realizar e interpretar una gráfica que relacione temperatura y tiempo transcurrido durante el proceso de

fusión del hielo.


Cristalería y Equipo Reactivos

3 Beacker de 50 mL 2 Beacker de 100 mL 1 Probeta de 5 mL 1 caja de Petri de 14 cms de diámetro 1 caja de Petri de 9 cms de diámetro 1 Termómetro 0 a 400°C 1 Probeta de 250 mL. 1 Pizeta 1 Varilla de vidrio 1 Estufa

Solución de Sulfato de cobre Hidróxido de amonio Ácido Sulfúrico Zinc



50 gramos de semilla de frijol negro (Phaseolus vulgaris). La muestra debe ser entregada al instructor por lo menos 48 horas antes de la realización de la práctica.

3 flores de color rojo, 3 blancas y 3 de color lila.


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1.4 METODOLOGÍA

1.4.1 Experimento 1: Imbibición en semillas de frijol

a. Medir 30 gramos de semilla de frijol (Phaseolus vulgaris) previamente secadas en horno de convección a

65°C durante por lo menos 10 horas y enfriadas en un desecador. La actividad de secado debe realizarse con antelación por lo que las semillas deben ser entregadas al instructor por lo menos 48 horas antes de la realización de la práctica.

b. Colocar las semillas en una probeta de 250 ml. c. Agregar agua destilada en cantidad suficiente para cubrir bien las semillas. d. Mida y anote el volumen hasta donde llegan las semillas. e. 10 minutos antes de finalizar el laboratorio observe si existe cambios en el volumen de las semillas.

Anote y describa los cambios observados. 1.4.2 Experimento 2. Fusión del hielo

a. Colocar de tres a cuatro cubos de hielo en un beacker de 100 mL. b. Observe y anote las características de los cubos de hielo. c. Medir la temperatura inicial de estos cubos. Siga las indicaciones del instructor. d. Colocar el beacker con los cubos sobre una estufa. e. Calentar moderadamente. f. Anotar la temperatura cada minuto desde el inicio del calentamiento hasta cuando todo el hielo cambie a

estado líquido. Cuando mida la temperatura con el termómetro cuide que el bulbo no toque las paredes del beacker.

g. Anote los datos en el cuadro 1. h. Trasvase el contenido del beacker a una probeta adecuada y mida el volumen. Antes de realizar esta

operación cuide que el agua no esté caliente. i. Observe y anote todas las características del estado líquido del agua.

1.4.3 Experimento 2. Formación de cobre.

a. Trasvasar 75 mL de una solución de sulfato de cobre a un beacker de 100 mL. Añadir a la solución de sulfato de cobre, 5 mL de ácido sulfúrico concentrado y mezclar totalmente. Este paso debe realizarse en la campana de extracción de gases.

b. Deje enfriar la nueva mezcla. c. Tomar 2 granos de zinc y agregarlos a la solución acidulada de sulfato de cobre. Observar la formación

de efervescencia. d. A medida que transcurra la reacción desaparecerá el color azul de la solución y empezará a formarse una

masa de color rojo. e. Al cabo de 40 minutos se detendrá el desprendimiento de gas f. Observar y anotar los cambios observados.


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1.4.4 Experimento 3. Cambio de color de las flores

a. Coloque las flores, una de cada color, dentro de la caja de Petri pequeña. No coloque la tapa. b. Introducir la caja de Petri con las flores, sin la tapa, dentro de otra caja de Petri más grande. c. Llevar las cajas de Petri a la campana de extracción de gases. d. Dentro de la campana de extracción, la cual debe estar funcionando, medir 3 mL de hidróxido de amonio.

Agregar el hidróxido de amonio fuera de la caja de Petri pequeña pero dentro de la caja grande. e. Colocar la tapa de la caja de Petri grande para crear una atmósfera con vapores de amoníaco alrededor

de las flores. f. Observar y anotar los cambios observados.


a. Describa el o los cambios observados en cada experimento. b. Explique con fundamentos científicos lo sucedido en cada cambio. c. Clasifique los cambios en físicos o químicos y razone su respuesta. d. ¿Cuáles son las unidades para medir la temperatura que utiliza el termómetro? e. Observe y anote la temperatura más pequeña y la más grande que puede ser medida por el termómetro

que utilizó en el experimento de fusión del hielo. Explique por qué el termómetro utiliza esta escala. f. Cuadro 1. Temperatura observada en el proceso de fusión del hielo.

Tiempo (min) 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

T (°C)

g. Determine el punto de fusión del agua. ¿Esta temperatura sería la misma al utilizar mayor cantidad de hielo? ¿La temperatura sería la misma si no se hubiese utilizado estufa? Razone sus respuestas.

h. ¿Qué factores determina el tiempo utilizado para fundir el hielo? ¿Sería el mismo tiempo si se utiliza mayor cantidad de hielo? ¿Afecta al tiempo de fusión el hecho de no utilizar estufa? Razone sus respuestas.

i. Realice una gráfica con los datos del cuadro 1. Puede colocar los datos de tiempo en el eje de las abscisas y los valores de temperatura en las ordenadas.

j. ¿Qué información se puede obtener de esta gráfica? k. En el experimento de fusión del hielo determine la variación promedio de la temperatura con respecto del

tiempo (Δ Temperatura/ Δ tiempo) entre el minuto 7 y el minuto 8. Tome en cuenta que esta variación es únicamente para las condiciones de trabajo de este experimento.

l. Convierta los datos de temperatura anotados en el cuadro 1 de °C a °F y K.


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1.6 BIBLIOGRAFÍA

Chag, R & Goldsby, KA. 2013. Química. Undécima edición. McGraw-Hill. China 2013. 1090 p. L’Académie Nancy-Metz. 2012. La physique dans la cuisine. Les changements d’état et leurs

applications (En línea). La France. Consultado: enero 2014. Disponible en: http://www.ac-nancy-metz.fr/ Müler, L. 1964. Manual de laboratorio de Fisiología Vegetal. Instituto Interamericano de Ciencias

Agrícolas de la O.E.A. Turrialba, Costa Rica. 165 p. Rakotondradona, R. Sf. Physiologie végétal et animal. Université Virtuelle Africaine. Madagascar. 92 p. Richter, G. 1972. Fisiología del Metabolismo de las plantas. Editorial CECSA. México. 417 p.


35

PRÁCTICA 3. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA Y OBSERVACIÓN DE PROPIEDADES


1.1.1 Clasificación de la materia En prácticas anteriores se ha definido que Química es la ciencia que estudia la materia y los cambios que ésta experimenta. La materia es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. En algunos casos la materia puede percibirse por los sentidos y en otras no. En Química pueden distinguirse varios subtipos de materia según su composición y propiedades. A continuación se presenta una jerarquización de la materia.

Figura 1. Esquema de la clasificación de la materia. Elaborado en base a: Brown, T; LeMay, H; Bursten, B & Burdge, J. Química La Ciencia Central. 9ª. Edición. Pearson Educación. 1152 p.

Una sustancia es una forma de materia que tiene composición definida (constante) y propiedades distintivas. Son ejemplo de ello el agua, amoniaco, azúcar de mesa (sacarosa), oro y oxígeno. Las sustancias difieren entre sí por su composición y se pueden identificar según su estado de agregación, color, olor y otras propiedades. Un elemento es una sustancia que no se puede separar entre otras más sencillas por medios químicos. Un compuesto, o sea, una sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente en proporciones fijas. Estos sólo se pueden separar por medios químicos. Una mezcla es una combinación de dos o más sustancias en la que éstas conservan sus propiedades. Ejemplo de ello son el aire, las bebidas gaseosas la leche y cemento. Las mezclas pueden ser homogéneas la composición de mezcla es uniforme; o heterogéneas cuando la composición no es uniforme. Cualquier mezcla, homogénea o heterogénea, se puede formar y separar en sus componentes puros por medios físicos sin cambiar la identidad de dichos componentes. Las mezclas homogéneas también se llaman soluciones. Entonces puede decirse que una solución es una


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mezcla homogénea de dos o más sustancias, en la cual el soluto es el componente presente en menor cantidad y el solvente es el componente que se encuentra en mayor cantidad. El aire es una solución gaseosa; la gasolina es una solución líquida; el latón es una solución sólida. En una solución, las partículas están dispersas en una forma homogénea y no se sedimentan al dejarlas en reposo, ya que están unidas parcialmente a las moléculas del solvente. Cuando una solución está conformada por un soluto líquido o sólido y como solvente agua a esta solución se le da el nombre de solución acuosa. En las suspensiones las partículas son relativamente grandes y, por tanto, bajo la fuerza de gravedad se sedimentan al dejarlas en reposo. Los coloides (suspensión coloidal o dispersión coloidal) son un punto medio entre la materia que está dispersa en una solución y la de una suspensión. El coloide es una dispersión de partículas de una sustancia (la fase dispersa) entre un medio dispersor, formado por otra sustancia. Las partículas coloidales tienen un tamaño comprendido entre 10-5y 10-7 mm de diámetro (de 10 a 100 veces mayor que las moléculas, átomos o iones). Puesto que en las dispersiones coloidales el tamaño de las partículas es muy pequeño, la fuerza de gravedad sobre ellas no es apreciable y, por tanto, no se observa sedimentación cuando un coloide se deja en reposo. Una suspensión coloidal también carece también de homogeneidad de una solución. La fase dispersa y el medio dispersor pueden ser gases, líquidos, sólidos o una combinación de diferentes fases. A continuación se presenta un cuadro con el nombre de diferentes tipos de coloide según el estado de agregación del medio dispersor y la fase dispersa Cuadro 1. Los diferentes tipos de coloides

Medio dispersor Fase dispersa Nombre Ejemplo

Gas Líquido Aerosol Bruma, niebla

Gas Sólido Aerosol Humo

Líquido Gas Espuma Crema batida

Líquido Líquido Emulsión Mayonesa

Líquido Sólido Sol Leche de magnesia

Sólido Gas Espuma Espumas plásticas

Sólido Líquido Gel Gelatina, mantequilla

Sólido Sólido Sol sólido Algunas aleaciones

Fuente: Chag, R & Goldsby, KA. 2013. Química. Undécima edición. McGraw-Hill. China 2013. 1090 p En una solución, el tamaño de las partículas es muy pequeño. Se trata de moléculas, átomos o iones que no se pueden distinguir ni siquiera al microscopio. En los coloides, por el contrario, el tamaño de las partículas de la fase dispersa inclusive puede ir desde 10 hasta 1,000 angstrom (el rango puede variar según el autor) y corresponder a moléculas grandes o agregados de moléculas más pequeñas, que no pueden separarse por filtración ni distinguirse del medio. Una forma de distinguir una disolución de un coloide es mediante el Efecto Tyndall. Cuando un rayo de luz pasa a través de un coloide, es dispersado por el medio. Dicha dispersión no se observa con la soluciones porque las moléculas del soluto son demasiado pequeñas para interactuar con la luz visible. Debido a que las partículas coloidales poseen una gran superficie de contacto con el medio dispersante, las dispersiones coloidales tienen una gran capacidad de adsorción, es decir, sobre su superficie se pueden adherir otras sustancias o partículas, especialmente iones.


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1.1.2 Propiedades de la materia

Se identifican las sustancias por sus propiedades y composición. El color, punto de fusión y punto de ebullición son propiedades físicas. Una propiedad física se puede medir y observar sin que se modifique la composición o identidad de la sustancia. Una propiedad química se puede observar cuando ocurre un cambio químico en la estructura interna de la sustancia transformándose a otra sustancia; dichos cambios generalmente son irreversibles. Ejemplo de ello es la formación de agua, huevo cocido, madera quemada. Otro grupo de propiedades que caracterizan la materia son las extensivas e intensivas, las propiedades extensivas se caracterizan porque dependen de la cantidad de materia presente o que se considere. Estas son aditivas (se pueden sumar). Las propiedades extensivas pueden ser la masa y el volumen. La masa es la cantidad de materia en una muestra dada de una sustancia. El volumen se define como la longitud elevada al cubo. Las propiedades intensivas, no dependen de la cantidad de materia que se considere, además, no son aditivas. Son propiedades intensivas la densidad y la temperatura. La densidad se define como la masa de un objeto dividida entre su volumen. La temperatura se define como la manifestación de la cantidad de calor presente en un cuerpo. 1.1.3 La masa y su medición En esta práctica se iniciará con las mediciones de masa. La masa es la cantidad de materia que tiene un objeto y se mide con el instrumento conocido como balanza. En el Sistema Internacional de Medidas la unidad patrón para la masa es el kilogramo. En la balanza, generalmente se suele comparar la masa, desconocida, de un cuerpo u objeto, contra las masas conocidas de cuerpos que sirven como referencia. A estos cuerpos se les denomina pesas, por lo que a esta operación se le ha llamado pesada. Hay diferentes tipos de balanzas, las cuales han sido construidas con diferentes aplicaciones y de acuerdo a éstas, estos instrumentos poseen diferente sensibilidad y precisión. Usualmente se trabaja en los laboratorios de Química, con las de uno o dos platos, ordinaria o fina. De esta cuenta, hay balanzas no analíticas y analíticas. Para utilizar una balanza deben observarse, de manera general, las siguientes precauciones: Previo a utilizar una balanza, compruebe que los platos están limpios y secos. Cerciórese ahora que la balanza está sin carga alguna, de que el fiel coincida con el cero de la escala.

Si esto no sucede, notifique inmediatamente a su Instructor de Laboratorio. En el momento de determinar la masa de un sólido, de una sustancia pulverulenta o un líquido colóquela

dentro o sobre un recipiente. Nunca coloque sustancias químicas u objetos directamente sobre los platos de la balanza, utilice para el efecto, papel, vidrios de reloj, beackers o cualquier otro objeto que sirva para tal finalidad. Nunca coloque objetos calientes sobre los platos de la balanza.

Si su balanza es de dos platos, la masa que se va a medir se debe colocar en el plato izquierdo y las pesas en el derecho.

Al concluir de pesar, asegúrese que los pilones que se ubican en los brazos de la balanza estén en cero y que en el caso de haberse utilizado pesas, estas deberán retirarse y guardarse.

Deje limpios los platos de la balanza.


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Diferenciar una propiedad física de una química utilizando fundamentos científicos. Clasificar la materia en mezclas y sustancias puras utilizando fundamentos científicos Diferenciar las sustancias puras en elementos y compuestos utilizando fundamentos científicos Clasificar las mezclas en homogéneas y heterogéneas y las mezclas heterogéneas en suspensiones o

coloides utilizando el efecto Tyndall. Observar y discutir algunas propiedades de la clorofila.

1.3 MATERIALES Y EQUIPO Materiales y equipo proporcionados por el laboratorio

Cristalería Equipo Reactivos

5 Beacker de 100 ó 150 mL 3 tubos de ensayo 1 Varilla de vidrio 1 probeta de 100 mL 1 probeta de 10 mL

1 Espátula 1 Mechero Bunsen 1 Manguera Pinzas para tubo de ensayo. 1 balanza monoplato 1 Lámpara para efecto Tyndall 1 Lámpara UV 1 Gradilla para tubos de ensayo 1 Mortero 1 Pistilo

Sulfato de cobre Ferrocianuro de potasio Hierro Azufre Etanol



1 tubo de ensayo como los utilizados en el laboratorio. 10 gramos de hojas cuyo color predominante sea el verde. 10 gramos de suelo. 1 sobre pequeño de gelatina sin sabor. 1 trozo de gasa.

1.4 METODOLOGÍA

1.4.1 Observación de propiedades

a. En el cuadro 1 encontrará una serie de nombres de reactivos los cuales serán utilizados, extraídos o

sintetizados en esta práctica. Anote las propiedades que se le indican en este cuadro, las cuales deben ser observadas y anotadas mientras se les está manipulando o bien cuando recién se hayan sintetizado o extraído. Cuando la propiedad no aplique a la muestra escribir “no aplica” o “no presenta”. En la columna de otras, indicar otras propiedades que no hayan sido consideradas y que usted haya observado o bien investigado posteriormente.


39

1.4.2 Elaboración y clasificación de mezclas

a. Realice las siguientes mezclas en beackers de 100 ó 150 mL, (en cada beacker una mezcla diferente). Recuerde medir los volúmenes con una probeta adecuada, trasvasar correctamente de la probeta al beacker y al medir la masa colocar la tara. Después de mezclar los componentes agitar con una varilla de vidrio. 5 gramos de suelo + 50 mL de agua 2 gramos de sulfato de cobre + 50 mL de agua 2 gramos de ferrocianuro de potasio + 50 mL de agua 2 gramos de gelatina + 50 mL de agua

b. Aplicar efecto Tyndall para clasificar las mezclas anteriores en: suspensión, coloides (dispersiones coloidales) y solución. Anotar la información en el cuadro 3.

c. Mida 5 mL de la mezcla acuosa de ferrocianuro de potasio y trasváselo a un tubo de ensayo. d. A este tubo agréguele 5 mL de la mezcla acuosa de sulfato de cobre. e. Observar y anotar la información más importante. f. Aplicar efecto Tyndall y clasificar esta nueva mezcla. Anotar la información el cuadro 3

1.4.3 Síntesis de un compuesto a partir de dos elementos

a. Medir 1.30 gramos de polvo de hierro. Observe y anote el mayor número de propiedades que pueda observar (estado de agregación, color, olor, magnetismo, entre otras) y anótelas en el cuadro 2. Si el espacio asignado le es insuficiente puede copiar el cuadro en su cuaderno de laboratorio.

b. Utilizar papel encerado. c. Agregar el polvo de hierro en un tubo de ensayo limpio y seco. d. Medir 1.30 g de azufre. Observe y anote el mayor número de propiedades. e. Agregue el azufre en el mismo tubo de ensayo donde se encuentra el polvo de hierro. Agite hasta

homogenizar. f. Indique el tipo de mezcla g. Calentar el tubo de ensayo sobre la llama de un mechero, moviéndolo de forma suave y constante. h. Mantener el tubo sobre la flama hasta que el contenido se vuelva a incandescente. Cuando llegue a este

punto retirar el tubo de la llama del mechero. Observe y anote propiedades del nuevo material. i. Espere hasta que todo el material recién formado deje de reaccionar y se enfríe. Observe y anote

propiedades. j. Consulte a su instructor de laboratorio respecto a cómo descartar el material.

1.4.4 Fluorescencia de la clorofila

a. Medir 5 gramos de hojas verdes frescas. b. Medir 100 mL de agua destilada y trasvasarla a un beacker de 150 mL. c. Agregar un poco de carbonato de calcio. d. Calentar la mezcla hasta que ésta comience a hervir. e. Sumergir las hojas 2 minutos. f. Saque las hojas con la espátula y séquelas con papel absorbente. g. Macere las hojas en un mortero con ayuda de un pistilo. h. Agregue un poco de etanol al 95% y siga macerando. i. Tome un beacker y coloque en el extremo superior un trozo de gasa o bien papel mayordomo blanco

doblado a la mitad.


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j. Vierta el contenido del mortero sobre la gasa o el papel mayordomo. Observe que únicamente pase líquido y no material sólido.

k. Agregue un poco de etanol al macerado y repita el procedimiento. No utilice más de 40 cm3 de etanol en total.

l. Ilumine el recipiente con luz fuerte por medio de un haz paralelo en un lugar oscuro. m. Anote las observaciones. n. Después ilumine el recipiente con la lámpara UV en un lugar oscuro. Pregunte a su instructor sobre el uso

correcto de este instrumento. Anote las observaciones.


a. Cuadro 2. Propiedades de reactivos utilizados en esta práctica

Propiedades Estado de

agregación Color Olor Magnetismo Solubilidad

en agua Otras

Muestra

Suelo

Gelatina

Sulfato de cobre

Ferrocianuro de potasio

Hierro

Azufre

Agua

Etanol

En la columna de estado de agregación, indicar si es líquido, sólido o gaseoso. Si es sólido, escribir si es cristalino o en polvo. En la columna de color, escribir el color que presenta la muestra. En la columna de magnetismo, escribir si presenta o no magnetismo, para esto observe si el reactivo queda adherido a la

espátula. En la columna de olor indique si el reactivo presenta algún olor característico y si éste es fuerte o débil. Precaución al

momento de percibir el olor, no acercar directamente la nariz al reactivo debido a que algunos pueden ser peligrosos. Pregunte a su instructor si desconoce la forma adecuada de percibir esta propiedad.

Escriba en la columna solubilidad en agua, si el reactivo es soluble o no en agua

b. Discuta en conjunto las propiedades de cada una de las muestras anotadas en el cuadro anterior. c. Clasifique las muestras siguientes como mezclas o sustancia puras. Si es sustancia pura indique si es

elemento o compuesto. Suelo Gelatina Sulfato de cobre Ferrocianuro de potasio Hierro Azufre La mezcla de hierro y azufre antes de aplicar calor. El producto de la reacción de hierro y azufre (después de aplicar calor). La mezcla de etanol y pigmentos foliares. d. Escriba y discuta las propiedades observadas del producto formado mediante la reacción de hierro y

azufre. Investigue el nombre de este producto. e. ¿Qué componentes se encuentran en la mezcla de etanol y pigmentos foliares? f. Escriba y discuta las propiedades de la clorofila.


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g. Cuadro 3. Clasificación de mezclas

Propiedades

Conclusión

Mezcla

Co

lor

¿T

ran

spar

enci

a?

(Sí/N

o)

¿T

urb

idez

?

(Sí/N

o)

¿S

edim

ento

?

(Sí/N

o)

¿P

artí

cula

s su

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did

as

no

sed

imen

tad

as?

(Sí/N

o)

¿E

fect

o T

ynd

all?

(Sí/N

o)

¿S

usp

ensi

ón

?

¿C

olo

ide?

(Sí/N

o)

¿S

olu

ció

n?

(Sí/N

o)

Otr

a

a. Suelo + agua

b. Gelatina + agua

c. Sulfato de cobre + agua

d. Ferrocianuro de potasio +agua

e. La mezcla de c y d

1.6 BIBLIOGRAFÍA

Brown, T; LeMay, H; Bursten, B & Burdge, J. Química La Ciencia Central. 9ª. Edición. Pearson

Educación. 1152 p. Chag, R & Goldsby, KA. 2013. Química. Undécima edición. McGraw-Hill. China 2013. 1090 p. Müler, L. 1964. Manual de laboratorio de Fisiología Vegetal. Instituto Interamericano de Ciencias

Agrícolas de la O.E.A. Turrialba, Costa Rica. 165 p. Pérez Morales, RA. 2011. Manual de laboratorio de Introducción a la Química. Facultad de Agronomía.

Universidad de San Carlos de Guatemala. Guatemala. 50 p.


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PRÁCTICA 4. MEDICIÓN DE ALGUNAS PROPIEDADES DE TEJIDOS Y ÓRGANOS VEGETALES


1.1.1 Biomasa vegetal La biomasa es un indicador de los procesos bioquímicos y fisiológicos que se dan en el interior de cada planta, como respuesta a las condiciones de producción prevalecientes en el ciclo de vida de la misma. El término biomasa hace referencia a la cantidad de materia orgánica que se produce en las plantas verdes a través del proceso de fotosíntesis, así como aquella materia originada en los procesos de transformación esta materia, considerando tanto lo producido de forma natural, como de forma artificial. En la fotosíntesis, las plantas verdes transforman productos minerales, el dióxido de carbono y el agua, en sustancias orgánicas y oxígeno por acción de la radiación solar. La materia orgánica obtenida posee un alto valor energético asociado a su estructura interna y se denomina biomasa vegetal. En dicho proceso, la energía contenida en la radiación solar se transforma en energía química, siendo el esquema básico y general de la reacción el que se indica a continuación:

CO2 + H2O O2 + (CH2O)n La clorofila presente en las plantas verdes es la sustancia responsable de la absorción de la luz que se necesita en la fotosíntesis. La mayor parte de la biomasa vegetal es utilizada como alimento o como materia prima en la fabricación y obtención de diversas sustancias industriales con un amplio campo de aplicaciones. De todas las actividades asociadas a dichos usos, no es posible aprovechar el 100% de la biomasa vegetal, generándose una gran cantidad de productos orgánicos considerados como sustancias desechables o residuos. A estas sustancias orgánicas, procedentes del uso, transformación y consumo de la biomasa vegetal o primaria, que tienen un contenido energético importante, se las denomina biomasa residual, siendo ésta precisamente la que se contempla desde el punto de vista energético. Del conjunto total de la biomasa residual se puede diferenciar aquella que se origina en el proceso de alimentación del hombre y de los animales, la cual recibe el nombre de biomasa animal o secundaria. El aprovechamiento de la biomasa residual puede ser directo, por medio de un proceso de combustión, o bien indirecto, sometiéndola a algún tratamiento o proceso de transformación que permita obtener sustancias más aptas como combustibles. Actualmente se ha recurrido al cultivo de plantas con un alto contenido energético con el único objetivo de ser empleadas como fuente de energía. A la biomasa vegetal obtenida de este modo se denomina cultivo energético, siendo un tema en el que se está profundizando en los últimos años y al que se ha denominado Agroenergética. Aunque, en la actualidad, la biomasa obtenida de este modo no resulta competitiva como fuente de energía primaria, las expectativas que ofrecen son muy interesantes, sobre todo por el gran potencial que supone. 1.1.2 Área foliar En la evaluación del crecimiento y desarrollo de plantas, el área foliar es uno de los parámetros más importantes ya que se encuentra muy relacionado con la eficiencia fotosintética de los cultivos, ha sido objeto de interés en los estudios de fisiología vegetal, genética, ecología, fitomejoramiento, fitopatología, entre otras, es por esto que se requiere de procedimientos sencillos y rápidos para realizar su estimación estableciendo modelos estadísticos o matemáticos que faciliten este tipos de estudios. El área foliar puede definirse como la superficie de tejidos fotosintéticos activos de una hoja y su estimación es un índice que se utiliza para establecer la capacidad de las plantas para interceptar la luz, realizar fotosíntesis y producir biomasa. En


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general, una alta productividad requiere una interceptación adecuada que aproveche al máximo la radiación solar incidente. La determinación del área foliar es necesaria para calificar un buen crecimiento y es usada ampliamente en modelos fotosintéticos. Para ello se hace necesario disponer de métodos prácticos no destructivos para estimarla en el campo. Se ha encontrado, por ejemplo, que para algunas plantas el producto del largo por el ancho de la hoja proporciona una buena estimación del área foliar. En otros casos únicamente es necesario determinar la longitud foliar para conocer el área. El número de hojas que se necesitan para estimar área foliar es variable, por ejemplo, para el caso de la vid (Vitis sp.) es necesario utilizar 11 hojas si se encuentra en el período de crecimiento de frutos y 13 para el período de madurez. 1.1.3 El movimiento neto de agua en los tejidos vegetales El potencial hídrico (Ψ) es una medida de la tendencia del agua a moverse hacia o dentro de un sistema, como son los tejidos vegetales, el suelo o la atmósfera. Cuando un tejido vegetal se coloca en una solución acuosa de sacarosa (o alguna sal), experimenta un movimiento neto de agua hacia el tejido o saliendo del mismo (dependiendo de los potenciales hídricos relativos: el agua se moverá del potencial hídrico menos negativo al más negativo), a menos que la solución y el tejido esté en equilibrio. El movimiento de agua se puede determinar registrando el peso antes y después de un periodo de incubación en la solución de interés. Si una serie de soluciones de diferentes concentraciones se usan, la concentración de azúcar o sales, en la que no se produciría cambio en el peso, se puede determinar al graficar el cambio en peso contra concentración de la solución acuosa correspondiente. El potencial hídrico del tejido, se corresponderá a aquel de la solución que no provoque cambio en el peso. El fenómeno de plasmólisis se produce cuando un grupo de células ha sido colocado en el interior de una disolución hipertónica (mayor concentración de solutos que el jugo celular), el jugo celular pierde agua pasando ésta a la disolución que la rodea (exósmosis). Al reducirse el volumen vacuolar por la pérdida de agua, disminuye al mismo tiempo, la presión de turgencia hasta valores insignificantes por lo tanto las células pierden turgencia y el contenido protoplasmático (citoplasma y núcleo) se contrae y comienza a separarse de la pared celular. Este proceso se denomina plasmólisis. A mayor concentración de solutos, mayor presión osmótica. Entonces cuanto mayor sea la concentración o presión osmótica, que tenga la solución que rodea la célula, mayor será el grado de plasmólisis que experimenten dichas células. Por el contrario si colocamos la célula en agua pura o en una solución muy diluida (de menor concentración que el jugo celular), habrá difusión neta de agua del medio, que en este caso es hipotónico, hacia la región de mayor concentración de soluto, es decir el interior de la célula (endósmosis). De este modo la célula sufrirá un aumento de volumen, debido a que el agua pasa en mayor proporción desde el medio (hipotónico) hacia el interior de la célula. El proceso continúa hasta que la pared celular (poco elástica) no cede más, alcanzando la presión de turgencia un valor máximo. La célula se encuentra saturada de agua, completamente turgente. Este fenómeno se denomina turgencia. Si separados por una membrana semipermeable, se coloca un disolvente puro (por ejemplo H2O), y una solución (en el mismo disolvente) de una sustancia que no pase a través de la membrana, se observaría el movimiento del disolvente puro hacia la solución, con el objeto de contrarrestar el desequilibrio generado en ambos medios. Este proceso se denomina ósmosis, y la fuerza que lo produce, presión osmótica.


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1.1.4 Uso de modelos para estimación de propiedades en plantas Un modelo estadístico o matemático es una simplificación del sistema real y consiste en una ecuación o conjunto de ecuaciones las cuales representan cuantitativamente las hipótesis acerca del sistema real; por medio de estos modelos se han hecho simulaciones y elaborado ecuaciones para facilitar las mediciones en el crecimiento de las plantas cultivadas. La construcción de modelos matemáticos y/o estadísticos para predecir el área foliar de las plantas es de mucha importancia porque con ellos se puede prescindir de muestreos destructivos, los cuales implican pérdida en el material de investigación o adquisición de materiales costosos de medición. Se han utilizado varios métodos para determinación de área foliar, los cuales pueden clasificarse en destructivos, de estimación y no destructivos, según el tratamiento que se le dé a la muestra. En el caso de los métodos destructivos se requiere remover las hojas de las plantas, es decir se hace necesaria la destrucción de la muestra objeto de estudio. La mayoría de estos métodos se desarrollan en laboratorio y entre los más comunes se pueden citar el método de planímetro, dibujo de hojas sobre papel y método gravimétrico. Los modelos de estimación se basan en la demostración de una relación matemática entre algunas características biométricas de la hoja (longitud, ancho, diámetro) o de biomasa (masa húmeda o fresca, masa seca) y el área foliar. A partir de un número de mediciones se establecen modelos matemáticos que resumen en una ecuación el cálculo del área foliar, normalmente a partir de una sola variable (longitud, ancho seco, materia seca de la hoja). Los métodos no destructivos son aquellos que pueden ser usados en campo sin necesidad de destruir la muestra (remover o quitar las hojas de la planta). Aquí se incluye el uso de plantillas con medidas lineales, planímetro fotoeléctrico, escáneres manuales, por citar algunos. Los métodos para la determinación del área foliar también se pueden clasificar en indirectos y directos. Entre los indirectos se destacan los que utilizan correlaciones alométricas entre magnitudes de las hojas y el área foliar, mediciones del grado de cobertura de suelo, o de la relación entre la radiación y la estructura de la cubierta vegetal. Los métodos directos son los que utilizan medidores de área foliar, que son instrumentos diseñados con este propósito y que tienen una resolución del orden de mm2. Para explicar los procesos fisiológicos de las plantas se pueden tener dos tipos de modelos: el tipo mecanicista y el tipo empírico; para el primero se requiere de un conocimiento profundo de los diversos procesos involucrados (subsistemas) para llegar a un objetivo final, en el que cada proceso se expresa como una ecuación, y cada una de estas ecuaciones se concentran en un sistema de ecuaciones que se simplifican para la obtención de una ecuación final que posteriormente se verifica con datos reales. El segundo tipo de modelo se basa en observaciones de datos experimentales, a los cuales se les hacen ciertos tipos de análisis, tratando de hacer supuestos y formular un conjunto de ecuaciones que pueden ser utilizadas como modelos matemáticos. Los métodos estadísticos de regresión lineal múltiple (modelos estocásticos para los cuales se incluye un término de error experimental) y los datos experimentales de variables asociadas a órganos de la planta, como el área foliar, el peso seco o húmero del follaje, de tallo, de ramas, etc., se pueden emplear para la construcción de modelos matemáticos empíricos. Para cualquier tipo de modelo que se utilice, es importante mencionar que para la elección de las variables “regresoras” deben usarse técnicas estadísticas de regresión, esto con el objetivo de no utilizar variables que no se encuentren relacionadas entre sí. Para este documento se entiende como variables regresoras, aquellas que se miden en el estudio a realizar y sirven para calcular o estimar alguna otra variable, a la que se nombra variable dependiente o “de interés” Los componentes que se elijan para un modelo matemático en particular, dependen de la especie vegetal, del cultivar, del manejo, entre otras, y principalmente de la relación que pueda detectar el investigador con la variable dependiente (de interés para ser estimada), y por lo general se debe evitar, en lo posible, elegir componentes que


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sean fuertemente influenciados por factores ambientales. 1.1.5 Métodos para la determinación de masa Para determinar la masa de un cuerpo cualquiera, se utilizan los siguientes métodos: Pesada directa: es un método que se utiliza satisfactoriamente en el trabajo analítico usual. En este

método la masa se obtiene por diferencia. Pesada por sustitución: el objeto a pesar se coloca en uno de los platillos y se nivela la balanza,

colocando una masa tara adecuada (puede utilizarse arena) en el otro platillo, se retira luego el objeto y se colocan en su lugar pesas, hasta contrarrestar exactamente la masa de la tara.

Pesada por transposición la cual se utiliza cuando los brazos de la balanza son desiguales, el peso exacto de un cuerpo u objeto puede hallarse pesándolo primero en un plato y luego, en el otro. Este último método conocido como doble pesada, permite alcanzar doble precisión y es el más adecuado para calibrar pesas.


Medir las propiedades de masa, longitud y área de órganos foliares. Observar y determinar cómo ocurre el movimiento de agua de un tejido por medio de cambios de masa. Interpretar los valores de las estadísticas de media aritmética, moda, varianza, coeficiente de variación

obtenidos a partir de las mediciones de masa y longitud Establecer la relación entre masa y área mediante la elaboración de un modelo de correlación.

1.3 MATERIALES Y EQUIPO Materiales y equipo proporcionados por el laboratorio


1 Beacker de 600 ó 1000 Ml 5 beacker de 150 mL 1 probeta de 50 mL

1 Balanza monoplato Soluciones de sal de mesa (cloruro de sodio) a diferentes concentraciones

Soluciones de azúcar (sacarosa) a diferentes concentraciones


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15 hojas de cualquiera de los siguientes especímenes vegetales: aguacate (Persea americana), níspero (Eriobotrya sp.) o naranja (Citrus sinensis). Seleccione un espécimen (15 hojas solo de aguacate, o 15 hojas de níspero o 15 hojas de naranja). Para la toma de la muestra leer el inciso 2.1 de esta práctica.

5 papas (solanum tuberosum) de tamaño pequeño o 2 papas grandes de aproximadamente 200 gramos. 15 hojas de papel de 120 gramos 1 regla de 30 cm plástica transparente 1 tijera 1 marcador permanente de color negro 1 navaja

1.4 METODOLOGÍA

1.4.1 Movimiento neto de agua en tejidos vegetales

a. Consulte al instructor si realizará el experimento con un tratamiento (solución de cloruro de sodio o solución de sacarosa) o con ambos.

b. Si el instructor le indica realizar un único tratamiento (solución de cloruro de sodio o solución de sacarosa), corte 5 trozos de papa (Solanum tuberosum) de 3.5 cm de largo, por 3.5 cm de ancho y 1.5 cm de alto, no utilizar zonas con cáscara. Use la navaja para remover toda la cáscara de la papa. Anote las dimensiones correspondientes. Si se le indicó realizar los dos tratamiento entonces cortar otros 5 trozos de papa (Solanum tuberosum) con las mismas dimensiones y características que los anteriores.

c. Seque ligeramente los trozos con papel absorbente y tome la masa de cada uno de ellos. Anote los datos en el cuadro 2.

d. Coloque cada trozo de papa en un beacker diferente, de 100 ó 150 mL, (un trozo en cada beacker). Identifique cada beacker con una letra (de A a E o de A a J según sea el caso). Guíese por el cuadro 1

e. Agregue a cada beacker una solución de diferente concentración guiándose por el siguiente cuadro: Cuadro 1. Tratamientos a utilizar en el experimento de movimiento neto de agua en tejidos vegetales.

Beacker Volumen a

utilizar (mL) Tipo de solución o solvente

Concentración de la solución a utilizar

(g de soluto/mL de solución)

A 50 Agua

B 50 Solución de sacarosa 0.03

C 50 Solución de sacarosa 0.06

D 50 Solución de sacarosa 0.10

E 50 Solución de sacarosa 0.17

F 50 Agua

G 50 Solución de cloruro de sodio 0.005

H 50 Solución de cloruro de sodio 0.010

I 50 Solución de cloruro de sodio 0.020

J 50 Solución de cloruro de sodio 0.030

f. Deje transcurrir una hora, y vuelva a determinar la masa de cada trozo. Antes de tomar la masa séquelos ligeramente con una toalla de papel. Para manipular las tiras, puede utilizar directamente los dedos. Anote la información en el cuadro 2.


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1.4.2 Toma de muestras foliares para esta práctica a. El día de la práctica cada grupo de trabajo deberá llevar una muestra conformada de 15 hojas. Para la

colecta del material debe considerar lo siguiente b. Las hojas pueden tomarse de una planta o bien de varias. Si se toman de varias plantas, éstas deben

encontrarse en la misma etapa fenológica, haber recibido el mismo manejo y que en general presenten condiciones lo más homogéneas posible. Anotar aspectos importantes o diferenciales referentes al cultivo de donde se extrajo la muestra (género o especie, ubicación, edad del cultivo o plantación, manejo, entre otras).

c. Al cortar las hojas, éstas deben incluir el peciolo y la lámina foliar. d. Si el material vegetal que se colectó es susceptible a deteriorarse y si el tiempo que ha transcurrir entre la

colecta y la presentación de la muestra es prolongado, se sugiere emplear metodologías para conservación de material para análisis de laboratorio.

1.4.3 Determinación de masa húmeda o masa fresca

a. Tarar un beacker de 600 o 1000 mL. b. Seleccionar 10 de las 15 hojas e identifíquelas con un número. Utilice un marcador permanente para la

identificación. c. Luego, coloque dentro del beacker las diez hojas. Determine la masa total y anótela en el cuadro 4. No

olvide que en el cuadro se anotan la masa de las hojas sin la tara. d. Retirar con cuidado una hoja y anote la masa, luego retire la siguiente y anote la nueva masa, continúe

así hasta llegar a la última hoja. e. Anote todos los datos en el cuadro 4.

1.4.4 Determinación de longitud foliar

a. Tomar una hoja de la muestra y medir con una regla graduada la longitud desde la base del peciolo al ápice de la hoja.

b. La longitud se anotará en centímetros en el cuadro 5. No olvide que debe existir correspondencia con las mediciones. A la hoja 1 le corresponde la masa 1, la longitud 1 y como se verá más adelante, el área 1.

c. Repetir la misma operación con las hojas restantes. 1.4.5 Determinación del área foliar

a. Recortar en la hoja de papel de 120 gramos un cuadro de 10 cm X 10 cm. Determine el área de este cuadro en cm2.

b. Luego determine la masa de este cuadrado y anótela. La relación entre el área del cuadrado y la masa de éste será el factor unitario que utilizará para determinar el área de las 10 hojas.

c. Dibuje una de las diez hojas de la muestra sobre una hoja de papel de 120 gramos. Si tiene alguna duda de cómo hacerlo consúltelo con el instructor de laboratorio.

d. Recorte el esquema dibujado sobre la hoja de 120 gramos. e. Mida la masa de este esquema y anote la masa. f. Con esta masa y utilizando el factor unitario determinado en el inciso b. Determine el área del dibujo

realizado. g. Esta superficie corresponde al área foliar. Anote esta información en el cuadro 5, con la precaución de

asignar cada longitud con su área correspondiente.


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a. Cuadro 2. Mediciones del movimiento neto de agua en tejidos vegetales para la solución de sacarosa.

Trozo de papa

Volumen del trozo de papa

(cm3)

Tipo de solución o solvente

Concentración utilizada

(g de soluto/mL de

solución)

Masa inicial

del trozo

de papa (g)

Masa final del

trozo de

papa (g)

Δm (g) = masa final – masa inicial

Δm relativo(g)

= Δm / masa inicial

A agua

B sacarosa 0.03

C sacarosa 0.06

D sacarosa 0.10

E sacarosa 0.17

b. Cuadro 3. Mediciones del movimiento neto de agua en tejidos vegetales para la solución de cloruro de

sodio.

Trozo de papa

Volumen del trozo de papa

(cm3)

Tipo de solución o solvente

Concentración utilizada

(g de soluto/mL de

solución)

Masa inicial

del trozo

de papa (g)

Masa final del

trozo de

papa (g)

Δm (g) = masa final – masa inicial

Δm relativo(g)

= Δm / masa inicial

F agua

G cloruro de sodio 0.005

H cloruro de sodio 0.010

I cloruro de sodio 0.020

J cloruro de sodio 0.030

c. Realizar una gráfica de pérdida o ganancia en masa contra concentración de sacarosa y de pérdida o

ganancia en peso contra concentración de cloruro de sodio; y determine la concentración de la solución en la que el tejido no muestra cambio. Si es necesario, interpolar.

d. Interprete los datos obtenidos, la gráfica y que aplicaciones tiene conocer el movimiento de agua en los tejidos vegetales.

e. Haga una gráfica de cambio de masa relativo contra concentración de sacarosa y de cambio de masa relativo contra concentración de cloruro de sodio; y determine la concentración de la solución en la que el Δm relativo permanece constante. ¿Es el mismo resultado obtenido anteriormente? Discuta los resultados obtenidos.

f. Cuadro 4. Determinación por diferencia de la masa fresca de una hoja. Datos Estadística

Variable 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 ̅ Moda CV

Masa total (g)

Masa de una hoja Δm = masa inicial – masa final


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g. Cuadro 5. Longitud y área foliar de 10 hojas. Datos Estadística

Variable 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 ̅ Moda CV

Longitud hoja (cm)

Área foliar (cm2)

h. Determinar la media aritmética, la desviación y el coeficiente de variación para las variables: masa

húmeda, longitud y área. i. Realice un gráfico de dispersión con los datos del cuadro 5, colocando en el eje de las ordenadas el área

foliar y en las abscisas la longitud. Puede utilizar papel milimetrado o el programa Excel.

j. Si se asume una relación lineal entre los datos de longitud y área foliar desarrolle el modelo y = b₀ + b₁ x. Para realizar la regresión consulte un texto de estadística o realícelo en Excel.

k. Interprete los datos obtenidos y la gráfica realizada.

1.6 BIBLIOGRAFÍA

Fernández, C. 2001. Prácticas de Laboratorio de Fisiología Vegetal. Facultad de Agronomía. Universidad

de San Carlos de Guatemala. Guatemala. 50 p. Müler, L. 1964. Manual de laboratorio de Fisiología Vegetal. Instituto Interamericano de Ciencias

Agrícolas de la O.E.A. Turrialba, Costa Rica. 165 p. Pelayo Benavides, HR; Lizárraga Escobar, M & Vargas Requena, C. (Compiladores). 2009. Manual de

prácticas Fisiología Vegetal. Universidad Autónoma de Ciudad Juárez. México. 164 p. Pérez Morales, RA. 2011. Manual de laboratorio de Introducción a la Química. Facultad de Agronomía.

Universidad de San Carlos de Guatemala. Guatemala. 50 p. Richter, G. 1972. Fisiología del Metabolismo de las plantas. Editorial CECSA. México. 417 p.


50

PRÁCTICA 5. DETERMINACIÓN DE DENSIDAD, PESO ESPECÍFICO Y GRAVEDAD ESPECÍFICA


1.1.1 Densidad La densidad es la masa de una sustancia por unidad de volumen. La densidad es una propiedad intensiva y no depende de la cantidad de masa presente, por lo que la proporción de masa sobre volumen permanece sin cambio para un material dado; en otras palabras el volumen aumenta conforme lo hace la masa. Usualmente la densidad depende de la temperatura. La unidad derivada del Sistema Internacional para la densidad es el kilogramo por metro cúbico (Kg/m3). Esta unidad resulta demasiado grande para muchas aplicaciones químicas; en consecuencia, los gramos por centímetro cúbico (g/cm3) y su equivalente de gramos por mililitro (g/mL) se usa de manera más frecuente para las densidades de sólidos y líquidos. La densidad de los gases tiende a ser muy baja, de modo que se expresa en gramos por litro (g/L).

1 g/cm3 = 1 g/ mL = 1000 kg/m3 1 g/L = 0.001 g/mL

Para el cálculo de la densidad se utiliza la siguiente relación:

Densidad = ρ = masa/ volumen La densidad de los materiales cambia, en mayor o menor grado, al variar las condiciones de presión y temperatura, sobre todo en los gases. Una gran parte de las sustancias se expanden cuando se les calienta. Como resultado la densidad de estas sustancias disminuye al aumentar la temperatura, hay algunos casos en que la densidad aumenta cuando se eleva la temperatura un determinado intervalo. Es el caso del agua en el intervalo de (0 - 4)°C. 1.1.2 Densidad del suelo La densidad del suelo puede determinarse de dos formas, la densidad aparente y la densidad real. La densidad aparente del suelo es la masa de un volumen de suelo en base seca tomando en cuenta su espacio poroso (g/cm3). Esta dada por la expresión

Dap= Pss/Vt Dap = Densidad aparente (gr/cm3) Pss = masa de suelo seco (g), Vt = Volumen total (cm3) La densidad aparente es variable de un suelo debido principalmente a la diferencia textural. Los suelos arenosos, poseen mayor densidad aparente que los arcillosos y limosos, debido al menor porcentaje de porosidad (del suelo arenoso). Además la densidad aparente está afectada por la estructura del suelo, grado de compactación (uso y manejo del suelo), expansión y contracción de las partículas (cambios de temperatura) y contenido de humedad. Las operaciones de mecanización que dispersan el suelo disminuyen su densidad aparente, mientras que la compactación la aumenta. Los procesos que favorecen la agregación bajan la disminuyen la densidad aparente, pero al bajar la agregación la misma aumenta.


51

La densidad real es la relación entre la unidad de masa y la unidad de volumen de la fase sólida del suelo, la cual es más o menos constante, debido a que está determinado por la composición química y mineralógica de la fase sólida. La densidad real (o de partículas) expresa la densidad de las partículas del suelo excluyendo el espacio poroso. Este valor es de utilidad para calcular el espacio poroso del suelo. La mayor parte de los componentes del suelo (aluminosilicatos, sílice) poseen una densidad oscilante entre 2.6 y 2.7 g/cm3, se toma un valor medio de 2,65 gr/cm3 (valor adoptado al realizar el análisis granulométrico). El contenido de los distintos elementos constituyentes de los suelos es el que determina las variaciones de su densidad real, por lo que la determinación de este parámetro permite por ejemplo estimar su composición mineralógica. Si la densidad real es muy inferior a 2,65 gr/cm3, se puede suponer que el suelo posee un alto contenido de yeso o de materia orgánica, si es significativamente superior a 2,65 gr/cm3 se puede inferir que posee un elevado contenido de óxidos de hierro o minerales ferromagnésicos. La porosidad del suelo es el porcentaje del volumen del suelo que es ocupado por el espacio poroso. El espacio poroso total está formado por los poros existentes entre las partículas del suelo y los agregados, de aquí que la textura y estructura del suelo son los principales factores que determinan el espacio poroso del suelo. La porosidad es importante para el intercambio gaseoso del suelo con la atmósfera, crecimiento de raíces, movimiento y almacenamiento de agua. 1.1.3 Peso específico El peso específico (también llamado densidad de peso), se define como el peso de la unidad de volumen de una sustancia.

[

] [

]

Donde es el peso específico, W el peso de la sustancia, V volumen de la sustancia, Kgf es kilogramo fuerza, N Newton, m3 metro cúbico. Al tener en cuenta que el peso es igual a W = m.g, y en base a las ecuaciones anteriores se puede determinar que la densidad y el peso específico están relacionados del siguiente modo:

(

)

1.1.4 Densidad relativa o gravedad específica La densidad relativa de una sustancia se define como la razón entre la densidad de la sustancia y la densidad del agua a una temperatura determinada (generalmente a 4°C).

Donde δ (delta) es la gravedad específica, ρ es la densidad de la sustancia y ρH2O es la densidad del agua Como la densidad y el peso específico están relacionados, la densidad relativa o gravedad específica también se puede definir como la relación entre el peso específico de una sustancia y el peso específico del agua a una


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temperatura determinada.


Determinar la densidad, peso específico y gravedad específica de fluidos. Determinar la densidad de un tubérculo de papa. Determinar la densidad aparente de una muestra de suelo Determinar la densidad real de una muestra de suelo



2 probetas de 100 mL 2 probeta de 50 mL 1 probeta de 25 mL 1 beacker de 100 mL 1 varilla de agitación 1 termómetro

1 balanza monoplato 1 estufa 1 espátula

Agua destilada Glicerina



300 gramos de suelo seco y tamizado. Para tomar y preparar la muestra puede utilizar la metodología descrita en el numeral 1.4.1. Recuerde que de no llevar este material en las condiciones solicitadas (seco y tamizado) el grupo no tendrá derecho a realizar la práctica. Tome en cuenta que el proceso de tamizado debe realizarlo por lo menos 48 horas antes de la práctica.

1 papa entre 150 a 200 gramos. 1 pelador de verdura. 1 cuchillo o navaja. 1 marcador permanente de color negro.


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1.4 METODOLOGÍA

1.4.1 Toma y preparación de la muestra de suelo A continuación se describe la metodología para la toma y preparación de la muestra de suelo. Esta preparación debe realizarse antes de realizar la práctica y debe correr por cuenta de cada grupo de laboratorio. a. Antes de proceder a la toma de muestras, deben delimitarse las áreas que se considerarán como unidades

de muestreo. Para esto se elabora un mapa o croquis de campo, y se divide en áreas tomando como criterios la productividad del suelo, topografía, textura, estructura, drenaje, color, vegetación dominante, manejo y cultivo anterior.

b. Si se tiene un suelo que sea uniforme, se procede a tomar una muestra la cual debe contener por lo menos 15 a 30 submuestras para un área máxima de 4 a 6 hectáreas, pero si hay mucha variabilidad el terreno se divide de acuerdo a los criterios antes mencionados y se tomará una muestra compuesta por cada una de estas subáreas.

c. La profundidad del muestreo varía de acuerdo al sistema radicular del cultivo a establecerse, en general, las muestras se toman desde la superficie hasta el inferior de la capa arable, en la mayoría de los casos es de 0-30 cm.

d. Las submuestras se toman cada 15 a 20 pasos, siguiendo un Zig-zag y utilizando un barreno, tubo de muestreo, pala, piocha o machete. Las secciones de suelo que se toman deben ser delgadas para no formar muestras muy grandes las submuestras se deben colectar en una cubeta, bolsas de plástico u otro recipiente. Se mezcla bien el suelo y se aparta dos libras que se guardan en una bolsa de plástico o polietileno debidamente identificadas y etiquetadas.

e. Llevar la o las muestras de suelo a un lugar donde pueda secarse y almacenarse. Este lugar debe ser bajo techo y suficientemente ventilado.

f. Sacar el suelo de la bolsa y expandirla sobre hojas de papel periódico. Deje secar y cambiar el papel si es necesario.

g. Tamizar el suelo. Para esta actividad lleve la muestra seca de suelo al laboratorio por lo menos 48 horas antes de la práctica.

1.4.2 Determinación de la densidad de un tubérculo de papa a. Tome el tubérculo de papa y con un cuchillo o una navaja córtelo en 10 trozos o secciones b. Seleccione 5 de las 10 secciones. c. Tome un trozo de tubérculo de papa, de los 5 que seleccionó, y mida la masa. Anote el dato en el cuadro 1 d. Determine el volumen de este mismo trozo haciendo uso de una probeta adecuada y utilizando el principio

de Arquímedes: mida un volumen de agua en la probeta y sumerja en ésta la sección de tubérculo, la diferencia de volumen de agua (volumen final – volumen inicial) o volumen de agua desplazado corresponde al volumen de la sección. Anote el dato en el cuadro 1.

e. Repita esta misma operación para las secciones restantes y anote los resultados.


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1.4.3 Determinación de densidad aparente de suelo a. Tome una probeta de 100 mL seca y limpia. b. Mida la masa de la probeta y anote el valor en el cuadro 2. c. Agregue suelo previamente seco y tamizado en la probeta hasta alcanzar un volumen de 50 cm3. No vierta

todo el volumen del suelo sino que agregue primero unos cuantos cms3 (5 cm3 por ejemplo) y compáctelo. Para compactar el suelo golpee con precaución el fondo de la probeta sobre un material suave (hule, libros, o con la mano) varias veces. Luego repita la operación hasta completar el volumen indicado (50 cm3).

d. Anote el volumen que ocupa el suelo en el cuadro 2. e. Mida la masa de la probeta con el suelo; luego por diferencia determine la masa del suelo seco al aire. f. Anote este dato en el cuadro 2.

Nota: Recuerde que los cálculos de densidad y de la mayoría de parámetros de suelo se hacen sobre la base de masa seca por lo que es imprescindible que el suelo cumpla con esta característica. Si no es así trate de secar el suelo mediante calentamiento de la muestra en un beacker.

1.4.4 Determinación de la densidad real del suelo a. Tome una probeta de 100 mL seca y limpia y agregue 50 mL de agua destilada. b. Mida 50 g de suelo seco y agréguelos lentamente en la probeta. Agite la probeta para eliminar burbujas de

aire. Deje en reposo la muestra durante 5 minutos. c. Anote el volumen final de la mezcla de agua y suelo. d. Determine por diferencia el volumen de agua desplazada por el suelo agregado (volumen de sólidos de

suelo). Anote los datos en el cuadro 2. 1.4.5 Determinación de densidad, peso específico y gravedad específica a. Mida la masa de una probeta de 50 mL limpia y seca. Anote este valor. b. Agregar un volumen de agua destilada de 30 mL. Anotar este valor en el cuadro 3. c. Tomar la temperatura del líquido. Anote el valor en el cuadro 3. d. Medir la masa de la probeta + agua destilada. e. Por diferencia determine la masa del agua y anótela en el cuadro 3. f. Tome una probeta de 25 mL limpia y seca y determine la masa. Anote el valor. g. Agregar un volumen de 15 mL y repita los pasos del inciso c al e. h. Realizar el mismo procedimiento para la glicerina. Anotar los valores en el cuadro 4.


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Determinación de la densidad de un tubérculo de papa a. Complete la información que se le solicita en el cuadro 1. Determinar la densidad de cada sección con la

relación: Densidad = masa/volumen b. Elabore otro cuadro que reporte las mediciones expresadas en unidades del Sistema Internacional. c. Discuta la variación de la masa, el volumen y densidad obtenidas (utilice las medidas estadísticas que calculó

en el cuadro). Si es necesario consulte un texto de estadística general para determinarlas. Si considera necesario puede calcular otro tipo de medidas de tendencia central o de dispersión para el análisis de los datos.

d. Según los resultados obtenidos ¿la densidad es una propiedad intensiva o extensiva? ¿Por qué? Cuadro 1. Masa, volumen y densidad de 5 secciones de tubérculo de papa.

Datos Estadísticas

Variable 1 2 3 4 5 ̅ CV

Masa de la sección (g)

Volumen de la sección (cm3)

Densidad

Determinación de la densidad aparente y real del suelo

a. Complete la información que se le solicita en el cuadro 2. b. En el cuadro 2 también se incluye el cálculo de % de porosidad utilizando la densidad aparente. Utilice el

método de análisis dimensional y factor unitario para calcular este porcentaje. c. De acuerdo a sus resultados obtenidos. Realice los siguientes cálculos ¿A cuántos kg equivale una hectárea

de terreno a una profundidad de 30 cm? ¿A cuántas toneladas equivale una manzana de terreno a una profundidad de 25 cm? ¿Qué volumen total es ocupado por los poros del suelo en cada caso?

d. Investigue y escriba valores de densidad real, aparente y porosidad reportados para los suelos. No olvide citar las fuentes bibliográficas.

e. Investigue y escriba ejemplos de la utilidad que tiene el conocer la densidad real y aparente de un suelo.


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Cuadro 2. Determinación de densidad aparente y densidad real del suelo

Información general

1 Masa de la probeta vacía

2 Volumen de suelo seco

3 Masa de la probeta + suelo seco

Determinación de densidad aparente

4 Masa del suelo seco. Este valor se determina por la diferencia entre los datos de los numerales 3 y 1.

5 Densidad aparente = Masa suelo base seca / Volumen suelo. Relacione el numeral 4 y el 2

Determinación de densidad real

6 Volumen inicial de agua destilada en la probeta

7 Volumen de la mezcla de suelo y agua

8 Volumen de agua desplazada (volumen de sólidos de suelo)

9 Masa de suelo seco

10 Densidad real = Masa suelo base seca / volumen de agua desplazada. Relacionar los numerales 9 y 8.

Determinación de porcentaje de porosidad

11 % Porosidad = (1 - (Densidad aparente / Densidad real)) * 100% Relacionar los numerales 5 y 10.

Determinación de densidad, peso específico y gravedad específica del agua. a. Anote los datos de temperatura, masa y volumen de los líquidos en los siguientes cuadros. Con esta

información determine la densidad, peso específico y gravedad específica para cada líquido.

Cuadro 3. Determinación de densidad, peso específico y gravedad específica del agua.

Temperatura

(°C) Masa de

líquido (g) Volumen del líquido (cm3)

Densidad (g/cm3)

Densidad (kg/m3))

Peso específico

(_________)

Gravedad específica

(_________)

Repetición 1 (V = 30 cm3)

Repetición 2

(V = 15 cm3)

Agregar la dimensionales donde sea necesario

Cuadro 4. Cuadro 3. Determinación de densidad, peso específico y gravedad específica de la glicerina

Temperatura

(°C) Masa de

líquido (g) Volumen del líquido (cm3)

Densidad (g/cm3)

Densidad (kg/m3))

Peso específico

(_________)

Gravedad específica

(_________)

Repetición 1 (V = 30 cm3)

Repetición 2

(V = 15 cm3)

Agregar la dimensionales donde sea necesario


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b. Discuta los resultados obtenidos. ¿Existen variabilidad de la densidad al variar la masa y el volumen? c. Escriba la importancia de reportar la temperatura en los cálculos de densidad. d. Investigue la aplicación de conocer el peso específico y la gravedad específica de líquidos en hidráulica y en

el diseño de sistemas de riego y drenajes agrícolas.

1.6 BIBLIOGRAFÍA

Hernández Huéramo, D. Sf. Manual de prácticas de Hidráulica básica. Universidad Michoacana de San

Nicolás de Hidalgo. México. 8 p. Forsythe, F. 1974. Manual de laboratorio de Física de suelos. Instituto Interamericano de Ciencias

Agrícolas de la OEA. Turrialba. Costa Rica. 212 p. Sin autor. 2013. Prácticas de Laboratorio de Edafología 1. Facultad de Agronomía. Universidad de San

Carlos de Guatemala. 47 p.


58

PRÁCTICA 6. SEPARACIÓN DE MEZCLAS TÉCNICAS UTILIZADAS EN LA EXTRACCIÓN Y SEPARACIÓN DE ANTOCIANINAS Y

CLOROFILAS


1.1.1 Separación de mezclas La clasificación de la materia comprende las sustancias, las mezclas, los elementos y los compuestos. Una mezcla es una combinación de dos o más sustancias en la cual cada una conserva sus propiedades características. En ciertas ocasiones es necesario separar los componentes de una mezcla en fracciones individuales, las cuales pueden diferenciarse entre sí por el tamaño de las partículas, por su estado, por su composición química o por cualquier otra característica que se desprenda como consecuencia de las anteriores (densidad, solubilidad, entre otras). Para separar las fracciones de una mezcla se han desarrollado un gran número de métodos, por lo que es necesario aclarar que en esta práctica no se estudiarán todas estas técnicas sino que únicamente aquellas que estén implicadas en la obtención y separación de pigmentos foliares. En el fundamento teórico se hará énfasis en estos procesos. De forma general, los métodos para separar los componentes de las mezclas son de dos tipos:

a. Métodos de separación por difusión Este grupo de técnicas se basan en la transferencia de material desde una fase homogénea a otra, utilizan como fuerza impulsora diferencias (también llamados gradientes) de presión de vapor o de solubilidad. Dentro de estos métodos se puede mencionar los siguientes: Destilación, absorción de gases, deshumidificación, diferentes tipos de extracciones y la cristalización. La extracción Es la separación de uno o más componentes en una mezcla por medio de solventes. El objetivo de esta operación es el de separar una sustancia del material sólido o líquido que la contiene con el uso de solventes para después purificarla. La extracción se basa en la transferencia selectiva o libre distribución de la fracción a separar desde la mezcla (sólida o líquida) hacia una fase líquida (solvente o conjunto de solventes), por lo que la eficiencia de la técnica depende de la diferencia de solubilidad de cada fracción en el solvente. La extracción puede clasificarse dependiendo del estado físico de los materiales: sólido-líquido o líquido-líquido, o bien por la característica de recirculación del solvente: continua (cuando el solvente circula una y otra vez como en la extracción soxhlet) o discontinua (cuando el solvente no circula como en la extracción utilizando ampolla de decantación). En la extracción líquido-líquido se trata una mezcla líquida con un solvente que disuelve preferentemente a uno o más componentes de la mezcla. La mezcla tratada en esta forma se llama refinado y la fase rica en disolvente recibe el nombre de extracto. El componente que se transmite desde el refinado hacia el extracto es el soluto, y el componente que queda en el refinado es el diluyente. En la extracción sólido-líquido el material soluble contenido en una mezcla con un sólido inerte se diluye en un disolvente líquido. Se emplea también el término maceración para hacer referencia al proceso de extracción sólido-líquido, sin embargo se utiliza con mayor frecuencia cuando se quiere denotar aquella extracción sólido-líquido en la cual se sumerge material vegetal en un disolvente, que generalmente es agua, durante un lapso más o menos largo para extraer principios activos. En la extracción


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sólido-líquido se requiere que el material sólido se reduzca a partes pequeñas mediante la aplicación de presión utilizando molino o mortero/pistilo. Esta operación recibe el nombre de molienda o trituración. La importancia de reducir el tamaño o desintegrar hasta partículas, no consiste solamente en obtener trozos pequeños a partir de los grandes, o tener un producto que posea determinado tamaño granular, sino más bien el efecto que tiene tamaño de la partícula sobre la velocidad de reacción. En la mayoría de las reacciones sobre partículas sólidas la velocidad es directamente proporcional al área de contacto entre fases e inversamente proporcional al tamaño de las partículas; la reducción de tamaño se lleva a cabo principalmente para aumentar el área de contacto y con esto aumentar también la velocidad de reacción. Características de los solventes Cómo se mencionó anteriormente la eficiencia de la extracción depende de la diferencia de solubilidad de cada fracción en el solvente extractor. Esta capacidad de solubilidad es afectada por varios factores como por ejemplo la temperatura (en la mayoría de casos las sustancias son más solubles en un solvente caliente que en el mismo solvente pero frío). Otro factor importante lo constituye las interacciones entre el solvente y el soluto (el soluto es la fracción que se va a disolver) que van desde los puentes de hidrógeno, las fuerzas de dispersión, los procesos de solvatación hasta el efecto de iones comunes. Sin embargo existe una propiedad que también es importante y que afecta la solubilidad, esta característica hace referencia a las polaridades tanto del solvente como de la fracción que se desea separar. En ciertas moléculas, debido al continuo movimiento de los electrones (cargas negativas) dentro éstas, como también debido a la geometría de la molécula y a la electronegatividad de los átomos componentes, se puede provocar en un momento dado, la generación de regiones con exceso de electrones (carga parcial negativa) y regiones con deficiencia de electrones (carga parcial positiva). Se dice que una molécula que presenta cargas parciales positivas y negativas es una molécula polar. Mientras que a las sustancias que por su homogénea distribución de cargas, es decir, carecen de cargas parciales se les llama apolares. La polaridad es muy importante cuando se analizan aspectos de solubilidad debido a que se tiene como principio básico en las extracciones que “lo similar disuelve lo similar”, por lo que solventes fuertemente polares disolverán fracciones polares o iónicas mientras que solventes apolares disolverán sustancias poco polares. Un ejemplo de un solvente polar es el agua mientras que dentro de los solventes apolares se tiene el hexano, el tetracloruro de carbono, el éter de petróleo. Existen solventes que pueden estar entre los rangos de fuertemente apolar y fuertemente polar como por ejemplo el etanol.

b. Métodos de separación mecánica Estas técnicas se basan en diferencias físicas entre las partículas, tales como el tamaño, la forma o la densidad, facilidad de mojado, propiedades eléctricas o magnéticas. Se aplican para separar líquidos de líquidos, sólidos de gases, líquidos de gases, sólidos de sólidos y sólidos de líquidos. Dentro de estas técnicas se encuentra el tamizado, la filtración y los métodos de sedimentación por gravedad. Filtración La filtración es la separación de partículas sólidas contenidas en un fluido, pasándolo a través de un medio filtrante, sobre el que se depositan los sólidos. El fluido puede ser un líquido o un gas; las partículas sólidas pueden ser gruesas o finas, rígidas o flexibles, redondas o alargadas, separadas o agregados. Decantación La decantación se utiliza para separar dos tipos de mezclas: a) un líquido de un sólido insoluble o b) un líquido de otro líquido insoluble. En el primer caso, para separar un líquido de un sólido insoluble, se deja reposar la


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mezcla, la fracción insoluble se sedimenta por gravedad y luego el líquido (llamado sobrenadante) se separa del sólido (llamado sedimento) depositado en el fondo del recipiente. Cuando la mezcla está conformada por líquidos inmiscibles y de diferente densidad, se separan utilizando la ampolla de decantación. Centrifugación Es una decantación selectiva de los componentes insolubles de una mezcla bajo condiciones de aceleración centrífuga en lugar de la aceleración debida a la gravedad. La fuerza centrífuga es provista por una máquina llamada centrifugadora o centrífuga, la cual proporciona a la mezcla un movimiento de rotación que origina una fuerza que produce la sedimentación de los sólidos o de las partículas de mayor densidad. 1.1.2 Pigmentos vegetales y su extracción La fotosíntesis es el proceso bioquímico mediante el cual las plantas absorber luz, toman dióxido de carbono y agua, para formar glúcidos (azúcares) así como compuestos de reducción como NADPH (nicotinamida adenina dinucleótido fosfato reducido) y compuestos de fosforo altamente energéticos como el ATP (trifosfato de adenosina). Esta absorción depende de varios pigmentos, como las clorofilas, carotenos y otros que se encuentran principalmente en los cloroplastos de las hojas. Los pigmentos foliares que se estudiarán en esa práctica son los siguientes Clorofilas Son pigmentos fotosintéticos cuya estructura está constituida por un tetrapirrol cerrado con varios sustituyentes laterales. El anillo tetrapirrólico contiene un ión Mg2+ en el centro formando un complejo con los nitrógenos de dicho núcleo y un sistema de dobles enlaces conjugados, Ninguna de las clorofilas absorbe las longitudes de onda correspondientes al color verde, lo que les da su color característico. Existen dos tipos básicos de clorofila: la clorofila a y la clorofila b. Químicamente son muy similares variando en un sustituyente, lo cual ocasiona que la clorofila a produzca una pigmentación un tanto más verde azul que la tipo b. Además la clorofila a se encuentra en todos los organismos fotoautótrofos mientras que la clorofila b es exclusiva de las plantas superiores. Las clorofilas se encuentran en los cloroplastos de células foliares. Carotenoides Son moléculas hidrocarbonadas (formadas por hidrógeno y carbono) de 40 átomos de carbono, las cuales poseen sistemas conjugados de dobles enlaces. Los carotenoides que participan en la fotosíntesis son de dos tipos: tipo caroteno y tipo xantófila. Los carotenoides tipo caroteno constan exclusivamente de carbono e hidrógeno y proporcionan generalmente una pigmentación naranja. Los carotenoides tipo xantofila contienen oxígeno además de carbono e hidrógeno y proporcionan una coloración amarilla. Los carotenoides son pigmentos accesorios en la fotosíntesis que se encuentran en los cloroplastos de células foliares. Antocianinas Químicamente las antocianinas son glucósidos libres de nitrógeno disueltos en las vacuolas de las células de flores, hojas o frutos y que les proporcionan una pigmentación roja, púrpura o azul a estos órganos. La extracción de los pigmentos de hojas resulta mejor cuando se les tritura en solventes como acetona o etanol. Después de la filtración, se obtiene una solución de color verde. Al tomar en cuenta las distintas polaridades entre los pigmentos foliares que se encuentran disueltos en el extracto, se puede hacer uso de una serie de solventes que también presenten polaridades diferentes para lograr la separación de cada fracción (clorofilas, carotenoides


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y antocianinas).

Figura 1. Estructura química de varios pigmentos foliares.


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Establecer los criterios físicos o químicos utilizados para seleccionar la técnica más adecuada de separación de una mezcla de pigmentos foliares.

Establecer el fundamento químico para seleccionar y utilizar un solvente extractor. Identificar de acuerdo a su coloración los diferentes pigmentos foliares.

1.3 MATERIALES Materiales proporcionados por el laboratorio


1 Mortero y un pistilo 1 Probeta de 5 mL 1 Probeta de 100 mL 1 Beacker de 100 mL 1 Balanza monoplato 2 Tubos de ensayo 1 Ampolla de decantación 1 Erlenmeyer de 100 ml 1 Erlenmeyer de 50 mL 1 Varilla de agitación

1 Soporte universal 1 Anillo de metal 1 Embudo 1 Espátula

1 Centrífuga 1 Gradilla para tubos de ensayo 1 Balanza monoplato

Etanol al 95 % Hexano



15 gramos de cualquier hoja que presente totalmente una pigmentación roja en su totalidad. 1 hoja de afeitar o navaja 10 gramos de arena amarilla

1.4 METODOLOGÍA

1.4.1 Preparación del extracto.

a. Tomar la muestra foliar y elimine con la ayuda de hojas de afeitar o navaja los haces vasculares más grandes.

b. Medir 5 g de material foliar. Utilice como tara un beacker de 100 mL. c. Deposite las hojas en un mortero. d. Agregue un poco de arena en el mismo mortero donde se encuentran las hojas. e. Mida 20 mL de etanol al 95% y trasvase al mortero donde se encuentra el material vegetal y la arena. f. Triturar el material foliar con la ayuda del pistilo. La arena ayudará en el proceso de molienda. El etanol

irá adquiriendo coloración debido a los pigmentos liberados durante la molienda. g. Transfiera el extracto (estado líquido) a un beacker de 100 mL h. Agregue otros 20 mL de etanol a la muestra foliar y realice por segunda ocasión el proceso de

trituración. Transfiera nuevamente el extracto al mismo beacker de 150 mL donde se encuentra los


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primeros 20 mL. Al final deberá obtener 40 mL de extracto crudo. i. Mida 30 mL del extracto crudo y trasvase a un tubo de centrífuga j. Centrifugue durante 5 minutos. k. Mientras termina la centrifugación, arme el sistema de filtración con un soporte universal, anillo de metal y

embudo. Doble el papel filtro y colóquelo sobre el embudo. Consulte con su instructor sobre la forma de doblar el papel filtro.

l. Al terminar la centrifugación, decante y filtre el sobrenadante. m. Reciba y almacene el extracto filtrado en un erlenmeyer de 100 mL. Tape el erlenmeyer con papel

aluminio e identifíquelo. 1.4.2 Separación de antocianinas y clorofilas

a. Arme un sistema para decantar con el mismo soporte y anillo que utilizó para filtrar. Revise que la ampolla no resbale a través del anillo. Coloque la ampolla de decantación en el anillo de metal

b. Mida 5 mL del extracto de pigmentos. Revise que la llave de la ampolla se encuentre cerrada. Trasvase los 5 mL del extracto a la ampolla de decantación.

c. Mida 15 mL de hexano (C6H14) y trasváselo a un beacker de 100 mL. Realice esta operación en la campana extractora.

d. Tome una alícuota de 5 mL de hexano y trasvásela a la ampolla donde había depositado previamente el volumen indicado de extracto.

e. Agite de forma suave la ampolla haciendo movimientos circulares. Consulte a su instructor de laboratorio acerca de la manera de realizar la agitación.

f. Después de agitar, coloque la ampolla en el anillo y espere la separación de los dos solventes (etanol y hexano). Observará dos fracciones, una de color verde y otra de coloración roja. Tomando en cuenta las densidades y polaridades identifique a que solvente corresponde cada coloración, y como consecuencia que pigmentos están disueltos en cada solvente. Anote los resultados en el cuadro 2.

g. Separe la fracción de color roja de la verde, para lo cual deberá primero destapar la ampolla y luego abrir la llave. Colecte esta fracción en un erlenmeyer de 50 mL. Deje la fracción de color verde en la ampolla.

h. Trasvase la fracción de color rojo del erlenmeyer a un tubo de ensayo. i. Tome otra alícuota de 5 mL de hexano y trasvásela a la ampolla donde se encuentra la fracción verde. j. Repita los pasos e y f del numeral 1.4.2. k. Observar si se produce la separación de las dos fracciones, si es positivo repita la los pasos de la literal g

a la i. l. Después de haber utilizado los 15 mL de hexano, separar en un tubo de ensayo la fracción de color verde

y en otro la fracción de color rojo. Al final debe presentar dos tubos de ensayo cada uno con las fracciones de color diferente.

m. Si la separación es negativa antes de utilizar los 15 mL de hexano, colecte la fracción de color verde en el erlenmeyer y luego transvase un parte de este volumen a otro tubo, al final debe tener dos tubos uno con la fracción verde y el otro con la de color rojo.

n. Observe y anote las características más relevantes para cada fracción.


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a. Complete el cuadro 1 referente a las técnicas de separación de mezclas. Este cuadro es solo de base,

por lo que usted puede ampliarlo con la información que considere importante. Puede guiarse por el ejemplo.

Cuadro 1. Información de las técnicas de separación según observaciones efectuadas durante la realización de esta práctica.

Nombre de la operación o técnica utilizada

Condición inicial Escriba el nombre de la(s) mezcla(s) y/o sustancia(s) inicial(es). Incluya estados de agregación o cualquier otra características de interés

Condición final Escriba el nombre de las fracciones o componentes separados. Incluya estados de agregación o características de interés

Objetivo de la técnica

Principio físico o químico base para esta técnica

Equipo o materiales de cristalería utilizados

Extracción sólido-líquido

Hojas con pigmentos de interés. Solvente extractor: etanol (incoloro)

Extracto líquido con pigmentos (coloración verde rojiza) y hojas trituradas.

Extraer pigmentos de hojas mediante utilización de solvente (etanol). Se hizo necesario la trituración de las hojas.

Afinidad de los pigmentos y el solvente extractor. Polaridad.

Mortero, pistilo, beacker.

Extracción líquido-líquido

Centrifugación

Decantación sólido-líquido

Decantación líquido-líquido

Filtración

b. ¿Se solubiliza el hexano y el etanol? ¿Por qué?


65

c. Investigue y coloque en el cuadro 2 densidades y polaridades de los solventes utilizados. Esta actividad

la puede realizar antes de la práctica. . Como conclusión escriba el nombre de los pigmentos foliares que presentan la propiedad de ser apolares y los que son polares.

Cuadro 2. Resultados correspondientes a la separación de pigmentos del extracto 2 obtenido a partir de muestras foliares de color rojo.

Nombre del solvente

Densidad del solvente (g/cm3)

Polaridad Color del solvente antes de la extracción

Color del solvente al final de la extracción

Conclusión: Nombre del o de los pigmentos extraídos

Solvente polar

Solvente de polaridad intermedia

Solvente apolar

Etanol

Hexano

d. Tomando como principio que lo similar disuelve lo similar, interprete los resultados del cuadro 2. e. Observe la figura 1 e indique cuáles son los elementos que componen la clorofila y que elementos

pueden conformar las antocianinas.

1.6 BIBLIOGRAFÍA

Academie d’Amiens.2013. Chapitre 3. Les melánges aqueux (en línea). Academie d’Amiens. Francia.

Consultado en abril 2014. Disponible en: http://etablissements.ac-amiens.fr/0601188r/IMG/pdf/Partie_III_-_ch_III_-_ENT.pdf

Chag, R & Goldsby, KA. 2013. Química. Undécima edición. McGraw-Hill. China 2013. 1090 p Fernández, C. 2001. Prácticas de Laboratorio de Fisiología Vegetal. Facultad de Agronomía. Universidad



Universidad de San Carlos de Guatemala. Guatemala. 50 p. Richter, G. 1972. Fisiología del Metabolismo de las plantas. Editorial CECSA. México. 417 p. Zaldivar, I & Cornejo, R. 2011. Prácticas de Laboratorio de Ingeniería Química. Procesos de separación

1 (en línea). Universidad Nacional Autónoma de México (UNAM). Facultad de Química. Departamento de programas audiovisuales. México. Consultado en abril 2014. Disponible en: http://depa.fquim.unam.mx/procesos/PDF/ProcesosI.pdf


66

PRÁCTICA 7. PROPIEDADES ÁCIDAS Y BÁSICAS DE SUSTANCIAS EN SOLUCIÓN ACUOSA.


1.1.1 Soluciones acuosas y electrolitos De prácticas anteriores se sabe que una solución es una mezcla homogénea, es decir, una combinación de dos o más sustancias, cada una con sus propiedades y que en su conjunto se caracteriza por tener una composición constante. Una solución está conformada por el soluto (componente que se encuentra en menor cantidad y que corresponde a la sustancia que se disuelve) y el solvente (componente que se encuentra en mayor cantidad y que corresponde a la sustancia en donde se disuelve el soluto). En el caso particular donde el solvente es agua, la solución recibe el nombre de solución acuosa. En ocasiones puede existir más de un soluto en la solución, y estos pueden ser sólidos o líquidos. Los solutos que se disuelven en agua se pueden clasificar en dos grandes grupos, electrolitos y no electrolitos. Un electrolito es una sustancia que cuando se disuelve en agua produce iones y por tanto la solución resultante es conductora de electricidad. Los sólidos iónicos que se disuelven en agua, por ejemplo el cloruro de sodio (NaCl), son electrolitos, aunque se debe tener en cuenta que no todos los electrolitos son sustancias iónicas. Ciertas sustancias moleculares se disuelven en agua para formar iones, la solución producida es conductora de la electricidad y por tanto esta sustancia molecular también es un electrolito. Un ejemplo es el cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl(g), el cual es una sustancia molecular que cuando se disuelve en agua produce iones hidrógeno (H+) y iones cloruro (Cl-).

→

Cuando los electrolitos se disuelven en agua producen iones, pero en grados variables. Un electrolito fuerte es un electrolito que existe en solución casi completamente como iones. La mayor parte de los sólidos iónicos que se disuelven en agua pasan a la solución casi completamente como iones, por consiguiente, son electrolitos fuertes. Un electrolito débil es un electrolito que se disuelve en agua para producir una proporción relativamente pequeña de iones. Éstos generalmente son sustancias moleculares. Un no electrolito es una sustancia que se disuelve en agua para producir una solución no conductora o una muy pobremente conductora, por ejemplo la sacarosa (C12H22O11), más conocida como azúcar de mesa. 1.1.2 Características de los ácidos y las bases Los ácidos y las bases son de los electrolitos más importantes que pueden manejarse en un laboratorio de Química. Los ácidos y las bases se pueden reconocer por algunas propiedades sencillas, los ácidos tiene un sabor agrio mientras que las bases, tienen un sabor amargo y una sensación jabonosa. Por supuesto que nunca deben probarse sustancias en el laboratorio debido a que todas tienen el potencial de ser tóxicas y venenosas por lo tanto, estas propiedades aunque sencillas no son prácticas. Otra propiedad de los ácidos y las bases más fácil de determinar, es la capacidad que tienen para producir cambios de color en ciertas sustancias colorantes, llamadas indicadores ácido-base.


67

Otras propiedades de los ácidos son: Reaccionan con algunos metales, como el zinc, para producir hidrógeno. Conducen la electricidad en solución acuosa debido a que son electrolitos. Son corrosivos. Reaccionan con las bases para producir sales y agua, reacción que se conoce con el nombre de

neutralización. Otras propiedades de las bases son Son sustancias resbaladizas al tacto. Conducen la corriente electricidad en solución acuosa debido a que son electrolitos. Poseen propiedades jabonosas. Disuelven los aceites y el azufre en agua. Generalmente son sustancias corrosivas. Reaccionan con los ácidos para producir sales y agua (neutralización).

Una característica química en común que se puede encontrar tanto en ácidos como en bases, es que se neutralizan unos con otros. Una reacción de neutralización es una reacción de un ácido y una base que da como resultado un compuesto iónico y posiblemente agua. Cuando una base se adiciona a una solución ácida, se dice que el ácido es neutralizado. El compuesto iónico que es producto de una reacción de neutralización se llama sal. La mayor parte de compuestos iónicos son sales (otros son hidróxidos y óxidos) que pueden ser obtenidos a partir de reacciones de neutralización, como por ejemplo

La sal formada en una reacción de neutralización consiste en cationes obtenidos de la base y aniones obtenidos

del ácido. En el ejemplo anterior, la base es , el cual proporciona cationes , el ácido proporciona aniones . La sal contiene iones y 1.1.3 Indicadores ácido-base

1. Un indicador ácido-base es un colorante que se utiliza para distinguir entre soluciones ácidas y las básicas por medio del cambio de color que experimenta en presencia de estas soluciones. Tales colorantes son comunes en materiales naturales. El color ámbar del té, por ejemplo, es aclarado por la adición de jugo de limón (ácido cítrico). El extracto de col roja (Brassica oleracea var. capitata f. rubra) cambia a verde y después a amarillo cuando se adiciona una base. Los colores verde y amarillo cambia de nuevo al rojo en solución ácida cuando se adiciona un ácido. El tornasol es un indicador ácido-base común en el laboratorio producido por ciertas especies de líquenes, éste se vuelve rojo en solución ácida y azul en solución básica.

2. 3. Otros indicadores muy utilizados en laboratorio son el azul de bromotimol y la fenoftaleina. Para identificar ácidos

y bases con azul de bromotimol se debe saber que en soluciones ácidas, este indicador vira a color amarillo, en soluciones básicas a color azul y en neutras a color verde. La fenoftaleina, en soluciones ácidas es incolora y en básica a color rosa o magenta. 1.1.4 Definición de ácido y base Las anteriores propiedades son características que permiten diferenciar ácidos y bases, propiedades definidas al tomar como referencia la manera en que estas sustancias reaccionan con otras, sin embargo es necesario definir los conceptos de ácido y base.


68

A continuación se citará únicamente la definición dada por Svante August Arrhenius, debido principalmente a la naturaleza de la práctica, la cual se centra en sustancias que se disuelven en agua, y en las soluciones acuosas que se producen. Las otras definiciones, las cuales se dejarán para los cursos siguientes de Química, fueron postuladas, una por Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas M. Lowry, y la otra, por Gilbert Newton Lewis. De acuerdo a Arrhenius, un ácido es una sustancia que produce iones hidrógeno H+, cuando se disuelve en agua, y como consecuencia aumenta la concentración de estos iones en la solución. Un ejemplo es el ácido nítrico, una sustancia molecular que se disuelve en agua para producir H+ y NO3

-.

→

Una base, según Arrhenius, es una sustancia que produce iones hidrógeno OH-, cuando se disuelve en agua, y como consecuencia aumenta la concentración de estos iones en la solución. El hidróxido de sodio, NaOH, es un sólido iónico que se disuelve en agua para dar iones hidróxido, así el hidróxido de sodio es una base.

→

1.1.5 El potencial de hidrógeno. Una medida de la acidez Para determinar cuantitativamente la concentración de iones hidrógeno en una solución se utiliza el potencial de hidrógeno o pH. El pH es una medida de la concentración de iones hidrógeno el cual se calcula con la expresión matemática

⌊ ⌋. Donde pH, es el potencial de hidrógeno y [H+] es la concentración de iones hidrógeno en la solución, la cual tiene las unidades de mol de iones hidrógeno/ litro de solución. El pH se define entonces matemáticamente como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno (mol/L) en solución acuosa. La ecuación presentada anteriormente expresa una definición establecida únicamente para tener números más manejables debido a que trabajar directamente con las concentraciones de iones H+ y OH- en disoluciones acuosas es menos práctico sobre todo porque estas concentraciones son muy pequeñas. El logaritmo negativo proporciona un número positivo para el pH, que de otra forma sería negativo (el logaritmo de números muy pequeños, como las concentraciones del ion hidrógeno, corresponde a valores negativos). Además otro aspecto importante del pH es que es un número adimensional. El pH es una forma de expresar la concentración del ion hidrógeno, por lo que las disoluciones ácidas y básicas a 25°C se identifican por sus valores de pH, como sigue: Soluciones ácidas: [H+] > 1.0 X 10-7 mol/L, pH < 7.00 Soluciones básicas: [H+] < 1.0 X 10-7 mol/L, pH > 7.00 Soluciones neutras: [H+] = 1.0 X 10-7 mol/L, pH = 7.00

El rango de la escala de pH se encuentra entonces entre los valores de 0 y 14. Entre más cercano a cero es el valor de pH mayor es la concentración de iones hidrógeno y por lo tanto se dice que la solución es ácida. Entre más cercano a 14 se encuentre el valor de pH menor es la concentración de iones hidrógeno y por tanto se dice que la solución es básica. Un pH de 7 indica que la solución es neutra y que la concentración de iones hidrógeno es precisamente 1.0 X 10-7 mol/L. En el laboratorio el pH puede medirse con un potenciómetro o bien con papel indicador.


69

Figura 1. Papel indicador para medición de pH.

Figura 2. Potenciómetro para medición de pH

Figura 3. Escala de valores de potencial de hidrógeno (pH).

1.1.6 Nomenclatura de ácidos y bases Cuando se tienen las fórmulas química, un aspecto importante para nombrar compuestos es la determinación del número de oxidación del elemento central (compuestos ternarios) o del primer elemento (compuesto binario), para lo cual no debe olvidarse que en un compuesto la carga neta tiene que ser nula, esto implica que la suma de los productos obtenidos al multiplicar el número de átomos de cada elemento por su respectivo número de oxidación tiene que dar como resultado cero.

En el Al2O3: 2·(+3) + 3·(–2) = 0 En el Ca2Cl: 1·(+2) + 2·(–1) = 0

Este hecho es muy útil para determinar con qué número de oxidación actúa un elemento en un compuesto.

¿Con qué valencia actúa el Cr en el CrO3? 1·(x) + 3·(–2) = 0 ⇒ x = +6.


70

¿Con qué valencia actúa el Fe en el FeS? 1·(x) + 1·(–2) = 0 ⇒ x = +2. Existen diferentes tipos de ácidos, es decir, diferentes sustancias que producen iones hidrógeno en solución acuosa. Una clase de estas sustancias, llamadas hidruros covalentes o hidruros no metálicos están conformadas por hidrógeno y un no metal de los grupos 16 o VIA (anfígenos) y 17 o VIIA (halógenos), y por lo tanto son estos elementos los que se observarán en sus respectivas fórmulas químicas. Para nombrar estos compuestos se escribe la raíz del no metal terminada en “uro”, y después la preposición “de” y luego la palabra “hidrógeno”. Estos hidruros al disolverlos en agua, tienen propiedades ácidas, por lo que se denominan hidrácidos, y para nombrarlos se utiliza la palabra “ácido” seguida del nombre del no metal con el sufijo “hídrico”. Así por ejemplo el cloruro de hidrógeno es HCl, y en disolución acuosa se nombra ácido clorhídrico. Otros ejemplos: Cuadro 1. Nomenclatura de varios hidrácidos

Fórmula En estado gaseoso En disolución acuosa

HI Yoduro de hidrógeno Ácido yodhídrico

HBr Yoduro de hidrógeno Ácido bromhídrico

H2S Sulfuro de hidrógeno Ácido sulfhídrico

H2Se Seleniuro de hidrógeno Ácido selenhídrico

Otras sustancias que tienen propiedades ácidas en solución acuosa son los oxácidos. En la fórmula química de los oxácidos se encuentra el hidrógeno, un no metal (o un metal con características de no metal) y el oxígeno. El uso de la nomenclatura tradicional en los ácidos oxácidos, también llamados oxoácidos, es admitida por la IUPAC, como es el caso del ácido sulfúrico, H2SO4 o el ácido nítrico HNO3. Por tanto los prefijos y sufijos: hipo…oso, oso, ico y per…ico, nos indicarán el número de oxidación del elemento central del ácido, de menor a mayor. Por ejemplo: Cuadro 2. Prefijos y sufijos utilizados en nomenclatura de oxácidos.

Nº de oxidación “impar”

(Grupos 15 y 17) (Grupos VA y VIIA)

Prefijo/sufijo Tipo de Fórmula

Fórmula Nombre tradicional

+ 1 hipo -oso HXO HClO Ácido hipocloroso

+ 3 -oso HXO2 HNO2 Ácido nitroso

+ 5 -ico HXO3 HBrO3 Ácido brómico

+ 7 per - ico HXO4 HClO4 Ácido perclórico

Nº de oxidación “par” (Grupos 14) (Grupo IVA)



+2 -oso H2XO2 H2CO2 Ácido carbonoso

+4 -ico H2XO3 H2CO3 Ácido carbónico


71

Nº de oxidación “par” (Grupo 16)(Grupo VIA)



+2 hipo -oso H2XO2 H2SO2 Ácido hiposulfuroso

+4 -oso H2XO3 H2SO3 Ácido sulfuroso

+6 -ico H2XO4 H2SO4 Ácido sulfúrico

Para nombrar estos ácidos con el criterio de la nomenclatura sistemática (IUPAC-unión internacional de Química pura y aplica-), se hace uso primero de un prefijo (mono, di tri, tetra, …) que hace referencia al número de oxígenos (terminado en “oxo”) presentes en la fórmula seguido del nombre del elemento central en “ato”, indicando entre paréntesis el número de oxidación de éste y finalmente las palabras “de hidrógeno”. Así por ejemplo el ácido sulfúrico es el tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno. Otros ejemplos: Cuadro 3. Nomenclatura IUPAC para oxácidos

Fórmula Nomenclatura sistemática Nomenclatura sistemática funcional

HNO2 Dioxonitrato (III) de hidrógeno Ácido dioxonítrico (III)

H2SO3 Trioxosulfato (IV) de hidrógeno Ácido trioxosulfúrico (IV)

HIO4 Tetraoxoyodato (VII) de hidrógeno Ácido tetraoxoyódico (VII)

H2CrO4 Tetraoxocromato (VI) de hidrógeno Ácido tetraoxocrómico (VI)

H2SO2 Dioxosulfato (II) de hidrógeno Ácido dioxosulfúrico (II)

HIO Monoxoyodato (I) de hidrógeno Ácido monoxoyódico (I)

La nomenclatura simplificada empieza el nombre del compuesto por la palabra “ácido” seguido por el número de oxígenos terminando en “oxo” y finalmente el nombre del elemento central terminado en “ico”, indicando el número de oxidación entre paréntesis en números romanos. El ácido dicrómico, es muy conocido por la utilización de sus sales. Su fórmula es H2Cr2O7, su nomenclatura sistemática: heptaoxodicromato (VI) de hidrógeno y su nomenclatura sistemática funcional, ácido heptaoxodicrómico (VI). El ácido ortofosfórico, H3PO4, también es muy usado en los laboratorios de química y se le suele denominar simplemente ácido fosfórico. Su nomenclatura sistemática: tetraoxofosfato (V) de hidrógeno y su nomenclatura sistemática funcional: ácido tetraoxofosfórico (V). En el caso de las bases, los hidróxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos se conforman por el ión negativo o anión hidróxido (OH-, el cual actúa siempre como una unidad conjunta y el metal de las columnas 1(IA) y 2 (2A). Para nombrarlos, primero se escribe la palabras “hidróxido de” y luego el nombre del metal. El compuesto con fórmula NaOH se llama hidróxido de sodio; el LiOH, hidróxido de litio; Mg(OH)2, hidróxido de magnesio. 1.1.7 Aspectos importantes de las pipetas y buretas Las pipetas de Mohr o graduadas, son cilindros de vidrio que en la parte alargada del vástago posee una serie de marcas o muescas en las que se indica la capacidad mínima de medición. Sirven para medir líquidos con bastante exactitud dado que el grado o capacidad es de 0.1 de ml Las más usadas son las de 1, 2, 5 y 10 ml de capacidad, aunque las hay de otros tamaños. La otra variante de este elemento de cristalería es la pipeta volumétrica, que poseen la capacidad de medir un volumen determinado de líquido con mucha exactitud, pero no puede medir volúmenes intermedios o mayores que la capacidad indicada en la misma.


72

La bureta es un elemento útil para medir volúmenes con mucha exactitud por lo que su uso es indispensable en Análisis Químico Cuantitativo. En el diseño de este elemento incluye una llave de vidrio esmerilado o de teflón (que permite regular la velocidad con que sale el líquido de su interior); una punta capilar para el vertido y una columna hueca de vidrio, que en su exterior posee las marcas de medición del volumen.


Determinación del potencial de hidrógeno (pH) de soluciones acuosas mediante el uso de papel indicador. Diferenciar entre soluciones acuosas ácidas y básicas mediante el uso de los indicadores azul de

bromotimol y fenoftaleina. Demostrar las propiedades de la betacianina (betalaína) como indicador ácido-base.



1 beacker de 150 mL 1 beacker de 50 mL 1 beacker de 600 mL (1 por

jornada no por grupo) 1 erlenmeyer de 100 mL 2 erlenmeyer de 125 ml 1 pipeta de Mohr de 10 mL 1 pipeta volumétrica de 10 mL 1 probeta de 100 mL 1 Varilla de agitación 6 tubos de ensayo 2 Bureta de 50 mL

1 Balanza monoplato 1 Soporte universal 1 Embudo 1 Espátula 1 Pizeta 1 Pinza para bureta Papel indicador 1 estufa (1 por jornada) 1 gradilla de metal

Sulfato de amonio Nitrato de amonio Urea NaCl Hidróxido de sodio 0.10 M Hidróxido de sodio 0.001M Ácido clorhídrico 0.50 M Indicador azul de

bromotimol. Indicador fenoftaleína.



1 raíz de remolacha (Beta vulgaris) de aproximadamente 100 gramos. Este material es para cada jornada de laboratorio, es decir, una remolacha para los 6 grupos de laboratorio por jornada.

1 navaja.


73

1.4 METODOLOGÍA

1.4.1 Determinación del potencial de hidrógeno (pH) de soluciones acuosas por medio de papel

indicador a. Mida 5 mL de cada una de las siguientes soluciones o sustancias y trasváselas cada una en un tubo de

ensayo diferente Cuadro 4. Soluciones o sustancias a medir para determinación de pH

Tubo de ensayo

Solución o sustancia

1 Solución de fertilizante urea

2 Solución de cloruro de sodio

3 Solución de ácido clorhídrico

4 Jugo de naranja

5 Cloro comercial (solución de hipoclorito de sodio)

6 Solución de café

7 Solución de vinagre

8 Solución de antiácido efervescente

9 Agua de grifo

10 Agua destilada

b. Tome 2 vidrios de reloj y coloque 5 trozos de papel indicador (de más o menos medio centímetro de

largo) en cada vidrio. c. Con una varilla de vidrio limpia y seca, coloque una gota de una de las muestras (previamente

identificada) en un trozo de papel indicador de pH. d. Compare el color que desarrolla el papel con el color de la escala que presenta la caja. e. Determine el pH aproximado de la muestra. f. Repita el procedimiento con las muestras restantes, recuerde lavar y secar la varilla de vidrio antes de

cambiar de muestra (Use una pizeta y un vaso de precipitados de 150 mL, para colectar el agua de lavado).

g. Anote los resultados en el cuadro 5 1.4.2 Determinación de acidez y alcalinidad de soluciones acuosas por medio de indicadores

a. Agregue al contenido de cada tubo de ensayo preparado en el experimento anterior, 3 gotas del indicador azul de bromotimol. Observe y anote en el cuadro 6 los cambios de color y determine si se trata de soluciones acuosas ácidas, básicas o neutras. Descarte el contenido de los tubos y lávelos.

b. Mida nuevamente 5 mL de cada una de las soluciones o sustancias indicadas en el cuadro 4 y trasváselas cada una a un tubo de ensayo diferente.

c. Agregue ahora al contenido de cada tubo, 3 gotas del indicador fenolftaleína. Observe y anote en el cuadro 4 los cambios de color y determine si se trata de soluciones acuosas ácidas, básicas o neutras.


74

1.4.3 Demostración de las propiedades de la betacianina como indicador ácido-base

a. Preparar un extracto de betacianina de la manera siguiente: Mida 10 gramos de remolacha (Beta vulgaris) cortada en rodajas. En un beacker de 600 mL agregue 200 mL de agua destilada y caliente en una estufa hasta ebullición, en este punto suspenda el calentamiento y agregue los 10 gramos de remolacha. Mantener la remolacha en el agua durante 2 minutos, luego deje enfriar y filtre si es necesario.

b. Trasvase 5 mL de extracto obtenido a un erlenmeyer de 50 mL. c. Con papel tornasol determine el pH del extracto. Anote el valor en el cuadro 7. d. Lave bien dos buretas con el objetivo de evitar que éstas contengan residuos de otras sustancias.

Coloque las dos buretas en un soporte universal con ayuda de la pinza para buretas. Compruebe que tampoco queden residuos de agua destilada.

e. En una bureta trasvase la solución de NaOH 0.10 M (0.10 moles de NaOH/litro de solución) hasta la marca de cero. Haga lo mismo con la otra bureta con la diferencia que a ésta trasvase solución de HCl 0.50 M. Elimine cualquier burbuja de aire que quede dentro de las buretas debido a que esto ocasiona errores en las lecturas. Identifique en que bureta se encuentra cada solución.

f. Coloque el erlenmeyer que contiene el extracto directamente debajo de la punta de la bureta que contiene NaOH y luego introduzca ésta dentro del erlenmeyer evitando que la punta tenga contacto con el extracto.

g. Agregue gota a gota una solución acuosa de NaOH 0.10 M, para lo cual es necesario abrir la llave lentamente

h. Deje de agregar la solución de NaOH cuando observe un cambio de color (compare continuamente con la coloración del extracto original).

i. En este punto tome la lectura de la bureta y determine nuevamente el pH. Anote los resultados en el cuadro 7.

j. Continúe agregando NaOH para observar si ocurren nuevos cambios de color. Al observar un cambio tome la lectura de la bureta y determine el pH. Anote sus observaciones en el cuadro 7.

k. Al no observar cambios deje de agregar solución NaOH. l. Trasvase otros 5 mL de extracto en un erlenmeyer limpio y agregue gota a gota la solución de HCl 0.50

M. Observe cambios de color y en cada cambio mida las lecturas de la bureta y el pH con el papel indicador. Anote los resultados en el cuadro 7.


75


a. Complete el cuadro 5 referente a la determinación del potencial de hidrógeno (pH) de diferentes

soluciones Cuadro 5. Medición de potencial de hidrógeno (pH) aproximado mediante papel indicador y determinación de concentración de iones hidrógeno de diferentes soluciones

Tubo de ensayo

Solución o sustancia pH

Clasificación de la solución

(ácida, neutra, básica, no se puede definir)

1 Solución de fertilizante urea

2 Solución de cloruro de sodio

3 Solución de ácido clorhídrico

4 Jugo de naranja

5 Cloro comercial (solución de hipoclorito de sodio)

6 Solución de café

7 Solución de vinagre

8 Solución de antiácido efervescente

9 Agua de grifo

10 Agua destilada

Cuadro 6. Determinación de acidez y alcalinidad de soluciones acuosas.

Solución Nombre del indicador

utilizado Color observado

Conclusión (ácida, básica, neutra, no

se puede definir)

Solución de fertilizante urea Azul de bromotimol

Fenolftaleína

Solución de cloruro de sodio Azul de bromotimol

Fenolftaleína

Solución de ácido clorhídrico Azul de bromotimol

Fenolftaleína

Jugo de naranja Azul de bromotimol

Fenolftaleína

Cloro comercial (solución de hipoclorito de sodio)

Azul de bromotimol

Fenolftaleína

Solución de café Azul de bromotimol

Fenolftaleína

Solución de vinagre Azul de bromotimol

Fenolftaleína

Solución de antiácido efervescente

Azul de bromotimol

Fenolftaleína

Agua de grifo Azul de bromotimol

Fenolftaleína

Agua destilada Azul de bromotimol

Fenolftaleína


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b. Discuta los resultados obtenidos y discuta según la información de los cuadros 5 y 6.

c. Anote los resultados obtenidos del experimento de la betacianina como indicador acido-base en el

siguiente cuadro. Cuadro 7. Determinación de colores y pH del extracto de betacianina para diferentes adiciones de solución ácidas y básicas.

Color pH

(según papel indicador)

Solución agregada (NaOH / HCl)

Lectura de la bureta (mL)

d. Discuta en base a los resultados del cuadro 7 si la betacianina puede considerarse o no una sustancia indicadora ácido-base.

1.6 BIBLIOGRAFÍA

Chag, R & Goldsby, KA. 2013. Química. Undécima edición. McGraw-Hill. China 2013. 1090 p Ebbing, D. 1997. Química General. Quinta edición. McGraw-Hill. México. 1086 p. Fernández, C. 2001. Prácticas de Laboratorio de Fisiología Vegetal. Facultad de Agronomía. Universidad



Universidad de San Carlos de Guatemala. Guatemala. 50 p. Richter, G. 1972. Fisiología del Metabolismo de las plantas. Editorial CECSA. México. 417 p.


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PRÁCTICA 8. REACCIONES QUÍMICAS Y ESTEQUIOMETRÍA DE REACCIONES


1.1.1 Reacciones químicas En los procesos físicos las sustancias no cambian su naturaleza, por el contrario, en los procesos químicos aparecen sustancias nuevas, distintas de las que había al principio. Estos procesos en los que una o más sustancias, denominadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias, denominadas productos, se conocen como reacciones químicas. En una reacción química se rompen los enlaces que hay en las moléculas que constituyen los reactivos, los átomos se reorganizan y se forman nuevos enlaces para formar los productos. Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas. En una ecuación química se escriben las fórmulas de los reactivos separadas por un signo de adición, a continuación una flecha que indica el sentido en el que se produce la reacción y por último las fórmulas de los productos separadas también por el signo de adición. También se puede incluir en una reacción química la información acerca de los estados de agregación de los reactivos y los productos. Esto se realiza mediante el uso de una inicial (la cual puede ser s para sólidos, l para líquidos, g para gases o ac para sustancias que se encuentran en soluciones acuosas) que se coloca dentro de un paréntesis. La reacción

CH4(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)

Se lee: el CH4 (metano) en estado gaseoso reacciona con el O2 (oxígeno molecular) en estado gaseoso para producir CO2 (dióxido de carbono) en estado gaseoso y H2O (agua) también en estado gaseoso. 1.1.2 Balance de ecuaciones químicas En los procesos químicos los átomos que constituyen los reactivos se reorganizan para formar los productos, pero no se transforman ni desaparecen, por lo tanto, el número de átomos de cada elemento que aparezca en los reactivos debe ser igual al número de átomos del mismo en los productos. Cuando se produce esta situación se dice que la ecuación está balanceada. Lo primero que debe hacerse antes de realizar algún cálculo a partir de una ecuación química es balancearla. Para ello se coloca delante de la fórmula de cada compuesto o sustancia un coeficiente apropiado. Estos coeficientes que se añaden delante de las sustancias que intervienen en la reacción para que ésta quede balanceada se denominan coeficientes estequiométricos. La ecuación

CH4(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)

no está ajustada, puesto que el número de átomos de hidrógeno (4) y de oxígeno (2) en los reactivos es distinto al de los productos (2 y 3 respectivamente). En cambio, si se escribe de la siguiente forma:

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)

los números coinciden y la ecuación está, por lo tanto, balanceada. Se debe tener en cuenta que no se puede modificar los subíndices de los elementos en las fórmulas para balancear una ecuación química. Frecuentemente se obtiene los coeficientes adecuados para el balance de la reacción por tanteo. No existe ninguna norma acerca de cómo proceder para balancear una ecuación química por tanteo, sin embargo, un consejo generalmente útil es empezar a balancear los elementos que sólo aparecen en una sustancia en cada miembro de la reacción. Si no se consigue el balance por tanteo, se puede emplear algún procedimiento matemático que facilite su cálculo como por ejemplo el método de los coeficientes indeterminados, el cual se describe a continuación.


78

Se escribe un coeficiente indeterminado (con las primeras letras del abecedario) delante de cada uno de los compuestos que aparecen en la ecuación.

aCH4(g) + bO2(g) cCO2(g) + dH2O(g)

Se escribe la ecuación de ajuste para cada uno de los elementos que intervienen en la reacción (la relación que debe cumplirse para que ese elemento aparezca en igual cantidad en reactivos y productos). Para el carbono a = c Para el hidrógeno 4a = 2d Para el oxígeno 2b = 2c + d

Se asigna un valor arbitrario a uno de los coeficientes y se calcula el valor de los otros resolviendo las ecuaciones. Si se asigna al coeficiente a el valor 1, se puede deducir el valor de c de la primera ecuación 1 = c. En la segunda ecuación, al sustituir el valor de a se obtiene el coeficiente d, 4 = 2d; d = 2. Sustituyendo en la tercera ecuación los valores de c y d se determina el valor del coeficiente b, 2b = 2 + 2; b =2. Si los coeficientes obtenidos no son enteros, se multiplican todos ellos por un mismo número (el m.c.m. de los denominadores) para transformarlos en enteros. De igual manera, si todos los coeficientes son divisibles por un mismo número deben dividirse para conseguir el conjunto de coeficientes enteros más pequeños posible.

Se sustituyen los coeficientes indeterminados por los números obtenidos al resolver las ecuaciones y se comprueba que el ajuste se cumple para todos elementos.

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2H2O(g)

Para el carbono 1 en los reactivos y 1 en los productos, para el hidrógeno 4 en los reactivos y 4 (2·2) los productos, para el oxígeno 4 en los reactivos (2·2) y 4 en los productos (2 + 2·1).

La ecuación balanceada puede leerse de la siguiente manera: 1 molécula de CH4 (metano) reacciona con 2 moléculas de O2 (oxígeno) para producir 1 molécula de CO2 (dióxido de carbono) y 2 moléculas de H2O (agua). Del concepto de mol se deduce que los números relativos de moles son idénticos a los números relativos de moléculas y, por lo tanto, la ecuación se puede leer también así: 1 mol de CH4 (metano) reacciona con dos moles de O2 (oxígeno molecular) para producir 1 mol de CO2 (dióxido de carbono) y 2 moles de H2O (agua). (Aunque en este ejemplo coinciden, el número de moles totales de reactivos y productos no tiene por qué coincidir). 1.1.3 Cálculos estequiométricos La ley de conservación de la masa, de Lavoisier, establece que la masa total de los productos de una reacción química es igual a la masa total de los reactivos, de modo que la masa permanece constante durante la reacción. Esto es bastante obvio puesto que se sabe que durante una reacción química no se crean ni se destruyen átomos sino que estos simplemente se reorganizan. En una ecuación química balanceada la suma de las masas de los reactivos debe ser igual a la de los productos. La estequiometría es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química (reactivos y productos). Los cálculos estequiométricos deben hacerse siempre a partir de la ecuación balanceada. Los coeficientes que se anteponen a cada una de las sustancias para ajustar la ecuación se conocen como coeficientes estequiométricos e indican la proporción de moles que reaccionan de cada reactivo y la proporción de moles que se forman de cada producto. Con esta información y las masas moleculares de los reactivos y productos se puede realizar cualquier cálculo estequiométrico. Independientemente de las unidades utilizadas para expresar la cantidad de los reactivos o productos (moles, gramos, litros u otras unidades) para calcular la cantidad de sustancias reactivas o producidas en una reacción se utilizan moles. Este método se denomina método del mol, lo cual significa que los coeficientes estequiométricos en una reacción química se pueden interpretar como el número de moles de cada sustancia. Recuerde que un mol equivale a 6.022 X 1023 unidades elementales, las cuales pueden ser átomos, iones, moléculas, unidades fórmula, radicales, electrones entre otras.


79

Para ejemplificar el uso del método del mol en una ecuación química se estudiará el caso del NH3 (amoniaco), el cual puede sintetizarse a partir del hidrógeno y el nitrógeno de la siguiente manera:

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) Los coeficientes estequiométricos muestran que una molécula de N2 reacciona con tres moléculas de H2 para formar dos moléculas de NH3. De aquí se desprende que los números relativos de los moles son los mismos que el numero relativo de las moléculas:

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 1 molécula 3 moléculas 2 moléculas

6.022 X 1023 moléculas 3(6.022 X 1023 moléculas) 2(6.022 X 1023 moléculas) 1 mol 3 moles 2 moles Por tanto, esta ecuación también se lee como 1 mol de gas N2 se combina con 3 moles de gas H2 para formar 2 moles de gas NH3. En cálculos estequiométricos, se dice que tres moles de H2 equivalen a dos moles de NH3, es

decir,3 moles de H2 ≏ 2 moles de NH3, donde el símbolo ≏ significa “estequiométricamente equivalente a”, es decir 3 moles de H2 estequiométricamente equivale a 2 moles de NH3, lo anterior puede escribirse en forma de relación o razón de la siguiente manera

(Recuerde que esta expresión matemática también es un factor unitario o factor de conversión, es decir una fracción en la que en el numerador y denominador se encuentran dos cantidades que guardan una relación de proporcionalidad directa entre sí. Las dos cantidades tienen unidades distintas y/o se refieren a sustancias distintas). Al plantear el supuesto que 16.0 g de H2 reaccionan completamente con N2 para formar NH3, y se cuestiona ¿cuántos gramos de NH3 se formarán?, entonces para realizar este cálculo es necesario observar que la relación existente entre H2 y NH3 es la razón molar de la ecuación balanceada. Así que primero se necesita convertir gramos de H2 a moles de H2, después a moles de NH3 y finalmente a gramos de NH3. Los pasos de conversión son

gramos de H2 → moles de H2 → moles de NH3 → gramos de NH3 El cálculo estequiómetrico según el esquema planteado anteriormente es

Esto quiere decir que 16 g de H2 reaccionarán completamente con N2 para producir 89.93 g de NH3. El mismo procedimiento puede aplicarse si se desea conocer ¿cuántos gramos de N2 se necesitará para que reaccione completamente 16 g de H2? Como puede observarse el método empleado para resolver problemas de estequiometría consiste en ir multiplicando una determinada cantidad inicial por sucesivos factores de conversión, de tal forma que se simplifique matemáticamente unidades y compuestos químicos que no son de interés, hasta obtener la solución deseada. El método para resolver problemas estequiométricos puede resumirse entonces de la siguiente manera: Se escribe y se balancea la reacción química. Se escribe el dato inicial e incógnita debajo de los compuestos respectivos. Se calcula la masa molar (masa molecular en gramos) del dato inicial y de la incógnita. Se transforma el dato inicial a moles (se utiliza un factor de conversión). Se transforma los moles del dato inicial a moles de la incógnita (debe utilizarse los coeficientes

estequiométricos de dato e incógnita de la ecuación balanceada en el factor de conversión) Se transforma los moles de la incógnita a las unidades que pide el problema (se utiliza un factor de

conversión).


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Los factores de conversión empleados dependerán del dato inicial dado y del valor final solicitado. El esquema siguiente ilustra los casos más comunes: Moles de dato → Moles de incógnita Masa de dato → Moles de dato → Moles de incógnita Masa de dato → Moles de dato → Moles de incógnita → Masa de incógnita Cada flecha indica el uso del factor de conversión adecuado para pasar de un valor al otro.

En el caso específico de esta práctica se estudiará la reacción siguiente

CuSO4*5H2O(s) CuSO4(s) + 5H2O(g)

De esta ecuación se puede abstraer la siguiente información: Reactivo: 1 mol de sulfato cúprico pentahidratado en estado sólido, cuya fórmula es CuSO4*5H2O. Productos: 1 mol de sulfato cúprico sólido (CuSO4) y 5 moles de vapor de agua (H2O). Observaciones: Esta reacción se clasifica como de descomposición mediante calentamiento (el símbolo que se

utiliza para representar calentamiento es el triángulo que se observa sobre la flecha). Antes de comenzar cualquier cálculo debe asegurarse que la ecuación esté balanceada. La ecuación de este ejemplo se encuentra ya balanceada. Ahora se plantea la pregunta de ¿Cuánto gramos de CuSO4 se producirán a partir del calentamiento de 1.5 gramos de CuSO4*5H2O? Para responder a esta pregunta se hace uso del método para resolver problemas estequiométricos descrito anteriormente a partir de la ecuación balanceada.

a. Se escribe la ecuación y se balancea.


b. Se define el dato inicial conocido y la incógnita.


2.5 g x c. Se calcula la masa de un mol de la sustancia conocida o dato inicial y la masa de un mol de la sustancia

incógnita. La masa de un mol de CuSO4*5H2O se calcula mediante el siguiente principio básico: 1 mol de CuSO4*5H2O está conformado por 1 mol de Cu, 1 mol de S, 9 moles de O y 10 moles de H, esta información se obtiene de la fórmula del compuesto. La información de las masas de un mol de cada elemento se encuentra en la tabla periódica. 1 mol de CuSO4*5H2O está conformado por

La masa es gramos de 1 mol de CuSO4*5H2O se determina al sumar cada una de estas masas. La masa en gramos de 1 mol de CuSO4*5H2O = 63.54 g deCu + 32.064 g de S + 143.991 g de O + 10.079 g de H. La masa en gramos de 1 mol de CuSO4*5H2O = 249.674 g. Ahora la masa molar de CuSO4 se calcula de la misma forma. La masa en gramos de 1 mol de CuSO4 = 159.600 g.


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d. Se calcula la incógnita mediante el siguiente esquema: gramos de sustancia dato mol de sustancia dato mol de sustancia incógnita gramos de sustancia incógnita.

En teoría, según los cálculos efectuados, al calentar 1.5 gramos de CuSO4*5H2O se producirá 0.956 gramos de CuSO4. Recuerde que para convertir de gramos a moles, ya sea del dato o de la incógnita, debe utilizarse en el factor la relación de gramos para 1 mol de la sustancia mientras que para convertir mol de dato a mol de incógnita debe utilizarse en el factor los coeficientes estequiométricos de dato e incógnita de la ecuación balanceada.

La ley de Avogadro dice que un mol de cualquier gas en las mismas condiciones de presión y temperatura ocupa el mismo volumen, independientemente del tipo de gas. En condiciones normales (0ºC y 1 atm), un mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22.4 litros. Esta información se puede utilizar para calcular también volúmenes de gases utilizando factores de conversión. También se puede hacer cálculos utilizando la ecuación del gas ideal (pV = nRT) una vez que se han calculado el número de moles. Dentro de los cálculos estequiométricos que pueden realizarse también se encuentra la determinación del reactivo limitante y el rendimiento de una reacción. Cuando se tiene una reacción química en la cual se necesite dos o más reactivos, lo más probable es que no se consuman ambos completamente. En cuanto uno de ellos se agote, la reacción finalizará, sobrando parte de cada uno de los otros. Ese reactivo que se agota en primer lugar se denomina reactivo limitante, y debe identificarse, pues de éste depende la reacción y por lo tanto cualquier otro cálculo estequiométrico principalmente de productos. Cuando de uno de los reactivos se tiene toda la cantidad necesaria (y de sobra) para completar la reacción, a éste se le denomina reactivo en exceso. En teoría, una reacción química irreversible se da al 100%, es decir, el reactivo limitante reacciona completamente. Sin embargo, en la práctica, es posible que parte del reactivo quede sin reaccionar. El rendimiento de la reacción indica qué porcentaje del reactivo es el que realmente reacciona (y, por tanto, qué porcentaje de productos se forman, respecto a la cantidad teórica). El rendimiento de la reacción es, lógicamente, menor que el 100%.

1.1.4 Energía y reacciones químicas Las moléculas almacenan energía en los enlaces que se forman entre los átomos que la componen. Esta energía almacenada en los enlaces de las moléculas se conoce como energía química. Cuando en una reacción química la energía almacenada en los enlaces de los reactivos es mayor que la de los productos, al producirse la reacción se desprenderá energía. Estas reacciones en las que se desprende energía se denominan exotérmicas. En la representación de una reacción exotérmica la energía aparecerá entre los productos de la reacción:

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O + Energía Reacción exotérmica


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Cuando en una reacción química la energía almacenada en los enlaces de los reactivos es menor que la de los productos, al producirse la reacción se absorberá energía. Estas reacciones en las que se absorbe energía se denominan endotérmicas. En la representación de una reacción exotérmica la energía aparecerá entre los reactivos

2 H2O + Energía → 2 H2 + O2 Reacción endotérmica 1.1.5 Tipos de reacciones químicas Las reacciones se pueden clasificar en: combinación o síntesis, descomposición, de desplazamiento sencillo, de desplazamiento doble y redox (óxido reducción). Las reacciones de combinación son aquellas en las que dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto. Una reacción de descomposición es la ruptura de un compuesto en dos o más componentes. En una reacción de desplazamiento sencillo, un ión o átomo de un compuesto se reemplaza por un ión o átomo de otro elemento. En la reacción de doble desplazamiento se produce dos desplazamientos, un átomo o ión de un compuesto se reemplaza por un ión o átomo de otro compuesto. Una reacción rédox o de óxido reducción es aquella donde se dan cambios en los números de oxidación de los elementos como resultado de ganancia y pérdida de electrones. Cuando un elemento se oxida, éste aumenta su número de oxidación como resultado de una pérdida de electrones. Cuando una sustancia se reduce, ésta disminuye su número de oxidación como consecuencia de la ganancia de electrones. A la sustancia que se oxida se le da el nombre de agente reductor debido a que hace que otra sustancia se reduzca y la que se reduce se le da el nombre de agente oxidante.


Clasificar las reacciones que se realicen en: reacciones de síntesis, de descomposición, de desplazamiento sencillo y de doble desplazamiento.

Identificar reacciones de óxido-reducción utilizando criterios químicos. Identificar el agente oxidante y el agente reductor en una reacción redox. Calcular el porcentaje de rendimiento de una reacción.


83



1 probeta de 5mL 1 beacker de 50 mL. 10 tubos de ensayo

1 Balanza monoplato 1 cápsula de porcelana 1 estufa 1 gradilla de metal 1 espátula 1 pinza para cápsula. Goteros con soluciones

Solución de NH3 Fe CuSO4*5H2O Solución de KI Solución de Pb(CH3COO)2 Solución de KMnO4 Solución de CuSO4 Solución de NaHSO3 Solución de H2SO4 Solución de NaOH

1.4 METODOLOGÍA

1.4.1 Cálculos estequiométricos: porcentaje de rendimiento

a. Lave cuidadosamente la cápsula de porcelana y séquela. Cuide de no tocar la superficie de la cápsula. b. Si se observa humedad, coloque, utilizando las pinzas, la cápsula sobre la estufa y caliente durante 2

minutos. Luego deje enfriar la cápsula. c. Mida la masa de la cápsula de porcelana y anote el resultado en el cuadro 3 d. Agregue a la cápsula a la cual previamente se le ha determinado la masa, 2.5 gramos de sulfato de

cobre pentahidratado (CuSO4*5H2O), y anote los valores en el cuadro 3. e. Con las pinzas, coloque la cápsula sobre la estufa y caliente durante 1 hora o bien hasta que la

coloración azul del reactivo desaparezca. f. Suspender el calentamiento. Esperar que la cápsula enfríe. g. Determinar la masa de la cápsula y el sulfato de cobre anhidro y anotar el valor en el cuadro 3. h. Determine el porcentaje de rendimiento y anote el valor en el cuadro 4.

1.4.2 Clasificación de reacciones

a. Tome 3 tubos de ensayo que se encuentren limpios. b. Agregue en un tubo diferente las siguientes combinaciones de reactivos.

Tubo 1: Agregar con una probeta 5 mL de solución de sulfato cúprico (solución de CuSO4) luego 5 gotas de solución de amoníaco (solución de NH3). La solución de NH3 debe agregarse en la campana de extracción de gases. Observe y anote los cambios observados en el cuadro 2.

Tubo 2: Agregar con una probeta 5 ml de solución de sulfato cúprico (solución de CuSO4), después 2 gotas de solución de ácido sulfúrico (solución de H2SO4) para acidificar la solución. La solución de H2SO4 debe agregarse en la campana de extracción de gases. Después mida 0.1 g de Fe (hierro) y deposítelos en el tubo donde se encuentra la solución.


84

Tubo 3: Agregar con una probeta 5 mL de solución de yoduro de potasio (solución de KI), después agregar con una probeta 5 mL de una solución de acetato plumboso (solución de Pb(CH3COO)2).

c. Observar y anotar en el cuadro 1 los cambios que se han producido en cada una de las reacciones anteriores.

1.4.3 Reacciones de óxido reducción con permanganato de potasio (KMnO4)

a. Lave 3 tubos de ensayo. Enumérelos del 1 al 3. b. En cada uno de ellos coloque 20 gotas de la solución de permanganato de potasio (solución de KMnO4) c. En el tubo de ensayo 1, agregue 20 gotas de solución de ácido sulfúrico (solución de H2SO4). A este

tubo agregue con un gotero, gota a gota, la solución de bisulfito de sodio (solución de NaHSO3). El color púrpura de la solución desaparecerá. Anote las observaciones en el cuadro 5.

d. Al tubo de ensayo 2 agregue gota a gota la solución de bisulfito de sodio. El color púrpura del permanganato de potasio cambiará y se formará una suspensión de color café. Anote las observaciones en el cuadro 5.

e. Al tubo de ensayo 3 agregue con un gotero 20 gotas de solución de hidróxido de sodio (solución NaOH), agregue gota a gota la solución de bisulfito de sodio (solución de NaHSO3). El color púrpura del permanganato cambiará a verde oscuro. Tome en cuenta que en la mayor parte de ocasiones el color es difícil de determinar con exactitud debido a que el producto es muy oscuro.


85


a. Anote los cambios observados en los experimentos de clasificación de reacciones en el siguiente

cuadro y complete la columna 3 con información bibliográfica

Cuadro 1. Descripción de los cambios observados en las reacciones y discusión de los resultados obtenidos.

Reacción Cambios observados (cambios de color, formación de gas, formación

de precipitados, entre otros)

Fundamento químico teórico para explicar las observaciones (¿Qué sucedió?)

Tubo de ensayo 1

Tubo de ensayo 2

Tubo de ensayo 3

b. Complete el cuadro 2 con la información faltante y clasifique las reacciones.

Cuadro 2. Clasificación de reacciones

Reacción Ecuación química con información

faltante

Ecuación química balanceada con la información completa

(fórmulas de reactivos, productos, estados de agregación)

Clasificación de la reacción (combinación,

descomposición, desplazamiento sencillo, doble

desplazamiento, redox)

Tubo de ensayo 1

CuSO4 + NH3 [Cu(NH3)4]SO4

Tubo de ensayo 2

Fe + CuSO4 X + Y

Tubo de ensayo 3

KI + Pb(CH3COO)2 X + Y


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c. Complete el siguiente cuadro con la información referente al experimento de determinación de

porcentaje de rendimiento Cuadro 3. Registro de la información referente a la determinación del porcentaje de rendimiento para la reacción


Información Masa (g)

Masa de la cápsula seca

Masa de la cápsula + CuSO4*5H2O

Masa de CuSO4*5H2O

Masa de la cápsula + CuSO4

Masa de CuSO4

d. Complete el cuadro siguiente con los cálculos solicitados, algunos de los cuales se utilizarán para la determinación del porcentaje de rendimiento.

Cuadro 4. Cálculos estequiométricos relacionados con la reacción CuSO4*5H2O(s) CuSO4(s) + 5H2O(g)

Información solicitada (cálculo estequiométrico) Respuesta

1 ¿Cuál es la masa molar de CuSO4·5H2O?

2 ¿Cuál es la masa molar de CuSO4?

3 ¿Cuántos moles de sulfato cúprico anhidro (CuSO4) se producen por cada mol de sulfato cúprico hidratado CuSO4·5H2O?

4 ¿Cuántos moles de agua se producen por cada mol de sulfato cúprico pentahidratado CuSO4·5H2O?

5 ¿Cuántos gramos de sulfato cúprico anhidro (CuSO4) se producen teóricamente por cada gramo de sulfato cúprico pentahidratado CuSO4·5H2O?

6 ¿A cuántos moles de CuSO4·5H2O equivalen 2.5 gramos de CuSO4·5H2O?

7 ¿Cuántos gramos de sulfato cúprico anhidro (CuSO4) se producen teóricamente al utilizar 2.5 gramos de sulfato de cobre pentahidratado CuSO4·5H2O?

8 ¿Cuántos gramos de sulfato cúprico anhidro (CuSO4) se producen realmente en la práctica?

9 Determine el % de rendimiento de la reacción (divida el valor de la fila 8 entre el cálculo de la fila 7 y multiplíquelo por 100)


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e. Complete el cuadro siguiente con la información respecto al experimento donde se ha utilizado KMnO4

en reacciones de óxido reducción.

Cuadro 5. Descripción de cambios observados durante el experimento con KMnO4

Reacción Contenido del tubo Cambio observado Fundamento químico teórico

para explicar las observaciones

Tubo de ensayo 1

KMnO4 + H2SO4 + NaHSO3

Se produce un cambio de color de morado a rosa pálido (casi incoloro)

El manganeso es reducido de MnO-

4 a Mn2+ casi incoloro (rosa pálido).

Tubo de ensayo 2

KMnO4 +

Tubo de ensayo 3

KMnO4 +

f. Completar el siguiente cuadro con los nombres de los compuestos de interés en ésta práctica.

Cuadro 6. Resumen de las fórmulas y nombres de los compuestos de interés en esta práctica.

Fórmula Nombre químico Fórmula Nombre químico

CuSO4*5H2O NH3

CuSO4 Fe2(SO4)3

KI PbI2

Pb(CH3COO)2 H2O

KMnO4 MnO2

H2SO4 NaHSO3

NaOH

[Cu(NH3)4]SO4

1.6 BIBLIOGRAFÍA

Chag, R & Goldsby, KA. 2013. Química. Undécima edición. McGraw-Hill. China 2013. 1090 p Ebbing, D. 1997. Química General. Quinta edición. McGraw-Hill. México. 1086 p. Pérez Morales, RA. 2011. Manual de laboratorio de Introducción a la Química. Facultad de Agronomía.



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PRÁCTICA 9. REACTIVO LIMITANTE


1.1.1 El reactivo limitante Cuando se efectúa una reacción, generalmente los reactivos no están presentes en las cantidades estequiométricas exactas, es decir, en las proporciones que indica la ecuación balanceada. Debido a que en la mayoría de ocasiones el objetivo en una reacción es producir la cantidad máxima de un compuesto útil a partir de las materias primas, con frecuencia se suministra un gran exceso de uno de los reactivos para asegurar que el reactivo más costoso se convierta por completo en el producto deseado. En consecuencia, una parte del reactivo sobrará al final de la reacción. El reactivo que se consume primero en una reacción se denomina reactivo limitante, debido a que la máxima cantidad de producto que se forma depende de la cantidad original de este reactivo. Cuando este reactivo se consume, no se puede formar más producto. Los reactivos en exceso son aquellos reactivos que se encuentran en más de la cantidad necesaria para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante. Considere la síntesis industrial del metanol (CH3OH) a partir del monóxido de carbono e hidrógeno a altas temperaturas:

CO(g) + 2H2(g) → CH3OH(g) Suponga que en un inicio se tienen 4 moles de CO y 6 moles de H2. Existen varias formas para determinar cuál de los dos reactantes es el reactivo limitante, una de éstas es calcular el número de moles de CH3OH obtenidos a partir de las cantidades iniciales de CO y H2. Con base en la definición anterior se puede observar que solo el reactivo limitante producirá la cantidad menor de producto. Si se inicia con 4 moles de CO, se observa que el número de moles de CH3OH que se produce es

Y al iniciar con 6 moles de H2, el número de moles de CH3OH formados es

Puesto que el H2 genera una cantidad menor de CH3OH, éste es el reactivo limitante. Por tanto, el CO es el reactivo en exceso. No olvide que existen otros métodos para determinar reactivo limitante. 1.1.2 Los solutos en solución acuosa Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. El soluto es la sustancia presente en menor cantidad, y el solvente es la sustancia que está en mayor cantidad. Una solución puede ser gaseosa (como el aire), sólida (como una aleación) o líquida (agua de mar, por ejemplo). Una solución acuosa es aquella en la cual el soluto inicialmente es un líquido o un sólido y el disolvente es agua. Todos los solutos que se disuelven en agua se agrupan en dos categorías: electrólitos y no electrólitos. Un electrólito es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una disolución que conduce la electricidad. Un no electrólito no conduce la corriente eléctrica cuando se disuelve en agua. El agua es un solvente de compuestos iónicos muy eficaz. Aunque el agua es una molécula eléctricamente neutra, tiene una región positiva (los átomos de H) y otra negativa (el átomo de O). Estas regiones se denominan “polos” positivo y negativo, por lo que es un solvente polar. Cuando un compuesto iónico como el cloruro de sodio se disuelve en agua, se destruye la red tridimensional de iones del sólido. Los iones Na+ y Cl– se separan mediante la hidratación, proceso en el que un ion se ve rodeado por moléculas de agua acomodadas de manera


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específica. Cada ion Na+ se rodea de varias moléculas de agua con su polo negativo orientado hacia el catión. De igual manera, cada ion Cl− está rodeado por varias moléculas de agua con su polo positivo orientado hacia este anión. La hidratación ayuda a estabilizar los iones en disolución y evita que los cationes se combinen con los aniones. Los ácidos y las bases también son electrólitos. Algunos ácidos, como el ácido clorhídrico (HCl) y el ácido nítrico (HNO3), son electrólitos fuertes. Se supone que estos ácidos se ionizan completamente en agua. Por ejemplo, cuando el cloruro de hidrógeno gaseoso se disuelve en agua, forma iones H+ y Cl– hidratados:

→

En otras palabras, todas las moléculas de HCl disueltas se separan en iones H+ y Cl– hidratados. Así, cuando escribimos HCl(ac), se entiende que es una solución que únicamente tiene iones H+(ac) y Cl–(ac) y que no hay moléculas de HCl hidratadas. Por otro lado, ciertos ácidos como el ácido acético (CH3COOH), que le confiere el sabor al vinagre, no se ionizan por completo, es decir, son electrólitos débiles. La ionización del ácido acético se representa como

Donde es el ion acetato. El término ionización se utiliza para describir el proceso físico químico en el cual se producen iones. Cuando se escribe la fórmula del ácido acético como CH3COOH, se indica que el protón ionizable está en el grupo COOH. La ionización del ácido acético se escribe con doble flecha para indicar que la reacción es reversible, es decir, la reacción puede suceder en ambos sentidos. Inicialmente, varias moléculas de CH3COOH se separan en iones y H+. Con el tiempo, algunos iones y H+ vuelven a combinarse para formar moléculas de CH3COOH. Finalmente, se llega a un estado en el que las moléculas de ácido se ionizan con la misma rapidez con la que vuelven a combinarse los iones. A este estado químico, en el que no se observa cambio neto alguno (aunque a nivel molecular continúa la actividad) se le llama equilibrio químico. El ácido acético es, entonces, un electrólito débil porque su ionización en agua es incompleta. En contraste, en una disolución de ácido clorhídrico los iones H+ y Cl– no tienden a volver a combinarse para formar HCl molecular. Por tanto, se utiliza una sola flecha para indicar que su ionización es completa. 1.1.3 Reacciones de precipitación La reacción de precipitación es un tipo común de reacción en solución acuosa que se caracteriza por la formación de un producto insoluble o precipitado. Un precipitado es un sólido insoluble que se separa de la disolución. En las reacciones de precipitación por lo general participan compuestos iónicos. Por ejemplo, cuando se agrega una disolución acuosa de acetato de plomo (II) [Pb(CH3COOO)2] a una disolución acuosa de yoduro de potasio (KI), se forma un precipitado amarillo de yoduro de plomo (PbI2)

Pb(CH3COOO)2(ac) + 2 KI (ac) → PbI2(s) + 2 KCH3COOO(ac)

El nitrato de potasio queda en disolución. La reacción anterior es un ejemplo de una reacción de metátesis (también se denomina reacción de doble desplazamiento), una reacción que implica el intercambio de partes entre dos compuestos. (En este caso, los cationes en los dos compuestos intercambian aniones, de manera que

Pb2+ termina con el I- como PbI2 y K+ termina con como KCH3COOO). ¿Cómo se puede establecer la formación de un precipitado cuando se añade un compuesto a una solución o


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cuando se mezclan dos soluciones? Esto depende de la solubilidad del soluto, que se define como la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de solvente a una temperatura específica. Se puede clasificar a las sustancias como solubles, ligeramente solubles o insolubles en términos cualitativos. Se dice que una sustancia es soluble si se disuelve visiblemente una cantidad suficiente cuando se agrega al agua. Si no es así, la sustancia se describe como ligeramente soluble o insoluble. Aunque todos los compuestos iónicos son electrólitos fuertes, no todos tienen la misma solubilidad. Cuadro 1. Guía de solubilidad para compuestos iónicos comunes en agua a 25°C.

Compuestos solubles Excepciones

Compuestos que contienen iones de metales alcalinos ( ,

, , )y amonio ( )

Nitratos ( ) , bicarbonatos (

) y cloratos ( )

Halogenuros ( ) Halogenuros de , y

Sulfatos ( ) Sulfatos de , , , ,

y .

Compuestos insolubles Excepciones

Carbonatos ( ), fosfatos (

), cromatos ( ) y

sulfuros ( )

Compuestos que contiene iones de metales alcalinos y el ion amonio

Hidróxidos ( Compuestos que contienen iones de

metales alcalinos y el ion

Fuente: Chag, R & Goldsby, KA. 2013. Química. Undécima edición. McGraw-Hill. China 2013. 1090 p 1.1.4 Ecuaciones moleculares, ecuaciones iónicas y ecuaciones iónicas netas La ecuación que describe la precipitación del yoduro de plomo (II) de esta práctica se denomina ecuación molecular porque las fórmulas de los compuestos están escritas como si todas las especies existieran como moléculas o entidades completas. Una ecuación molecular es útil porque aclara la identidad de los reactivos. Si se quisiera realizar esta reacción en el laboratorio, ésta es la ecuación molecular que se debería utilizar. Sin embargo, una ecuación molecular no describe con exactitud lo que en realidad está sucediendo en la disolución. Como se señaló antes, cuando los compuestos iónicos se disuelven en agua, se separan por completo en los cationes y aniones que los componen. Por ello, para que las ecuaciones se apeguen más a la realidad, deberán indicar la disociación de los compuestos iónicos en sus iones. Por ejemplo la siguiente ecuación muestra la reacción entre el bicarbonato de sodio y un ácido

Esta ecuación ejemplifica una ecuación iónica, en la que se muestran las especies disueltas como iones libres. En una ecuación iónica neta, no se escriben los iones espectadores (iones que no participan en la reacción global) por lo que esta ecuación sólo muestra las especies que realmente participan en la reacción. Por lo que de la ecuación iónica anterior se puede derivar la siguiente ecuación iónica neta la ecuación


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Determinar experimentalmente el reactivo limitante de reacciones químicas. Realizar cálculos con ecuaciones químicas mediante el uso del método del mol.



2 probetas de 25mL 1 probeta de 5 mL 8 erlenmeyers de 125 mL. 7 tubos de ensayo

1 Balanza 1 gradilla de metal 1 pinza para tubo de ensayo.

Solución de CH3COOH [5%] Solución de KI 0.1 M Solución de Pb(CH3COO)2

0.1 M



1 regla graduada en cm 8 tabletas de Alka Seltzer®

1.4 METODOLOGÍA

1.4.1 Determinación experimental del reactivo limitante en la reacción entre acetato de plomo (II) y

yoduro de potasio.

a. Lave 7 tubos de ensayo. Enumérelos del 1 al 7 b. En esta serie de 7 tubos de ensayo agregue en cada uno con la ayuda de un 2 mL de solución

Pb(CH3COO)2 0.1 M. c. En cada uno de los tubos de ensayo preparados en el inciso b, agregue con una probeta los siguientes

volúmenes de solución de KI. Cuadro 2. Volúmenes de solución de KI 0.1 M a utilizar para determinar reactivo limitante.

No de tubo de ensayo

Volumen de solución de KI 0.1 M en mL

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

6 6

7 7

d. La reacción dará como consecuencia la producción de un precipitado de un color amarillo intenso. e. Espere hasta que se sedimenten todos los precipitados formados. f. Mida las alturas de los precipitados formados y anote los valores en el cuadro 4.


92

1.4.2 Determinación experimental del reactivo limitante en la reacción entre ácido acético y bicarbonato de sodio.

a. Lave 8 erlenmeyers de 150 mL. Identifíquelos del 1 al 8. b. En cada uno de los erlenmeyers preparados en el inciso a, trasvase los siguientes volúmenes de solución

de ácido acético (CH3COOH) [5%] y agua (H2O) con la ayuda de dos probetas, según lo indicado en el siguiente cuadro. Cuadro 3. Distribución de las mezclas de ácido acético y agua en cada uno de los erlenmeyers

Erlenmeyer Volumen de H2O en mL Volumen de solución

CH3COOH [5%] en mL

1 0 30

2 5 25

3 10 20

4 15 15

5 20 10

6 25 5

7 28 2

8 30 0

c. Determine con una balanza la masa de cada erlenmeyer con la mezcla de líquidos que contiene y anótelos en el cuadro 3

d. Identifique las tabletas de Alka Seltzer® de 1 a 8 y determine con una balanza la masa de cada una. Anote las mediciones en el cuadro 5.

e. Introduzca con cuidado cada tableta de Alka Seltzer® en un erlenmeyer de tal manera que cada tableta corresponda con su respectivo erlenmeyer (tableta 1 en el erlenmeyer 1, tableta 2 en el erlenmeyer 2, y así sucesivamente). Anote los cambios observados.

f. Permita que la reacción finalice completamente. g. Determine nuevamente la masa de cada sistema y anote las mediciones en el cuadro 5.


93


a. Complete el cuadro siguiente con la información del experimento del reactivo limitante de la reacción

entre Pb(CH3COOO)2 y KI Cuadro 4. Datos referentes a la determinación del reactivo limitante para la reacción

Pb(CH3COOO)2(ac) + 2 KI (ac) → PbI2(s) + 2 KCH3COOO(ac)

No de tubo de ensayo

Volumen de solución

Pb(CH3COOO)2 0.1M

Volumen de solución KI 0.1M

Alturas del precipitado PbI2 ( en

cm)

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

b. ¿Se registran diferencias en las alturas de los precipitados? c. Represente en una gráfica, las alturas de los precipitados obtenidos contra los ml. del reactivo cuyo

volumen se estuvo variando. d. ¿Cuál es el reactivo limitante? e. ¿Cuál es el reactivo que está en exceso? f. ¿En qué tubo se presenta el punto estequiométrico de la reacción?

g. El El Alka Seltzer® es un antiácido y analgésico que contiene ácido acetilsalicílico (aspirina), ácido

cítrico e hidrogenocarbonato de sodio (bicarbonato de sodio). Para su administración es necesario disolverlo en agua, momento en el cual se produce la reacción entre los ácidos que contiene y el hidrogenocarbonato, según la ecuación

El dióxido de carbono es el que produce las burbujas del medicamento. Complete la información del cuadro 5 correspondiente a la reacción de ácido acético con bicarbonato de sodio. Anote masas de los sistemas antes y después de la reacción (columnas 1, 2, 3 y 4). Determine por diferencia la masa de dióxido de carbono producido en la reacción (columna 5). A partir de este valor determine la masa de hidrogenocarbonato de sodio que reaccionó en la tableta (columna 6). Para este caso multiplicar los datos de la columna 5 por la masa molar del bicarbonato y dividir entre la masa molar del dióxido de carbono. Revise el cálculo mediante estequiometría. Para determinar los valores de la columna 7, dividir cada dato de la columna 6 entre los datos correspondientes de la columna 2 y multiplicar el resultado por 100%.


94

Cuadro 5. Mediciones de masa del experimento de bicarbonato y ácido acético

No

Antes de la reacción Después de la

reacción Datos calculados

1 2 3 4 5 6 7

Masa de erlenmeyer + masa de la

mezcla líquida en g

Masa de la

tableta de Alka Seltzer

en g

Masa total del sistema

(suma de las dos

columnas anteriores)

en g

Masa del sistema (erlenmeyer +

líquidos+ productos

solubles de la reacción) en g

Masa de CO2 gaseoso

producido en la reacción en g (columna 3

menos columna 4)

Masa de hidrogenocarbonato

que reacció en g

Porcentaje (masa/masa) de

hidrogenocarbonato de cada tableta que

reaccionó

1

2

3

4

5

6

7

8

h. Realice una gráfica en la que se represente como variable independiente el volumen (en mL) de ácido

acético utilizado y como dependiente el porcentaje de hidrogenocarbonato en la tableta (columna 7). i. Realice una gráfica en la que se represente como variable independiente el volumen (en mL) de ácido

acético utilizado y como dependiente la masa de CO2 producido. Compare el comportamiento de esta gráfica con la anterior y discuta.

j. Determine ¿En qué intervalo de volúmenes es el hidrogenocarbonato el reactivo limitante de la reacción? ¿Por qué? ¿Y en cuál lo fue el ácido acético? ¿Por qué?

1.6 BIBLIOGRAFÍA

Chag, R & Goldsby, KA. 2013. Química. Undécima edición. McGraw-Hill. China 2013. 1090 p Ebbing, D. 1997. Química General. Quinta edición. McGraw-Hill. México. 1086 p. Pérez Morales, RA. 2011. Manual de laboratorio de Introducción a la Química. Facultad de Agronomía.


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