UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE CIUDAD JUÁREZ

INSTITUTO DE CIENCIAS BIOMÉDICAS

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICO-BIOLÓGICAS

PROGRAMA DE BIOLOGÍA

MANUAL DE PRÁCTICAS

QUÍMICA GENERAL

MANUAL DE PRÁCTICAS DE QUÍMICA GENERAL

COMPILADORES:

Principal: M en SP MARTHA PATRICIA OLIVAS SANCHEZ

Ing. Quim. GUILLERMO BARRAZA

Ciudad Juárez, Chihuahua

Universidad Autónoma de Ciudad Juárez

2009

p. 129

M. en C. Emilio Clarke Crespo

Coordinador de la Academia de Biología

D. Ph. Antonio de la Mora Covarrubias

Coordinador del Programa de Biología

Dr. Alejandro Martínez Martínez

Jefe del Departamento de Ciencias Químico-Biológicas

M.C. Hugo Staines Orozco

Director del Instituto de Ciencias Biomédicas

Aprobado por la Academia de Biología, 2011

INDICE

PRACTICA 1. MATERIAL DE LABORATORIO 1

PRACTICA 2. MANEJO DEL MATERIAL VOLUMÉTRICO DE VIDRIO 12

PRACTICA 3. SEPARACION DE LOS COMPONENTES DE UNA MEZCLA 21

PRACTICA 4. DENSIDAD 24

PRACTICA 5. TÉCNICAS DE FILTRACIÓN 34

PRACTICA 6. MANEJO DEL MECHERO DE BUNSEN 42

PRACTICA 7. OXIDOS E HIDROXIDOS 48

PRACTICA 8. REACCIONES QUÍMICAS 52

PRACTICA 9. PREPARACIÓN DE SOLUCIONES 59

PRACTICA 10. ESTEQUIOMETRIA. LEY DE LA CONSERVACION DE LA

MATERIA 71

PRACTICA 11. CONCENTRACION DE SOLUCIONES 73

PRACTICA 12. SOLUCIONES ACUOSAS 75

PRACTICA 13. LA CORRIENTE COMO INDICADOR DE UNA

NEUTRALIZACION 78

PRACTICA 14. DIFERENCIA ENTRE MOLARIDAD Y MOLALIDAD 81

PRACTICA 15. ENLACES QUIMICOS 85

PRACTICA 16. REACTIVO LIMITANTE 91

PRACTICA 17 COSTO DE PRODUCCION DE MATERIAS PRIMAS EN

BASE AL PROCENTAJE DE REMDIMIENTO 97

PRACTICA 18 EJERCICIOS DE SINTESIS PARA ESTIQUIOMETRIA 107

PRACTICA 19 IDENTIFICACIÓN DE COMPUESTOS 111

PRACTICA 20 SIMBOLOS DE RIESGO O PELIGROSIDAD, REACCIONES

QUIMICAS Y UTILIDAD DEL PAPEL TORNASOL 116

1

PRACTICA 1

MATERIAL DE LABORATORIO

OBJETIVOS

1.- El alumno se familiarizará con el material de uso común en un laboratorio de

química general y conocerá las medidas de seguridad general, servicios,

almacenamiento de reactivos e higiene.

2.- El alumno conocerá las medidas de seguridad e higiene a considerar

(laboratorio y personal) durante todo trabajo de laboratorio.

INTRODUCCION

La realización de prácticas de laboratorio requiere la utilización de diversos

materiales. Estos materiales se clasifican en cuatro grandes grupos: Material de

vidrio, Equipo, Reactivos y Misceláneos.

1.- Material de vidrio: La utilidad del material de vidrio en un laboratorio

incluye:

Medición de volúmenes líquidos (por ej. con probetas, pipetas)

Dosificación de líquidos, cualitativa (por ej. con pizetas) o cuantitativa

(por ej. con buretas).

Funcionar como contenedores en los cuales se efectúen reacciones (por

ej. en matraces Erlenmeyer, vasos de precipitados);

Preparación de soluciones cuya concentración se requiere conocer con

exactitud (por ej. con matraces volumétricos, pipetas volumétricas);

Facilitar operaciones de laboratorio (como agitación con varillas de vidrio,

calentamiento en cápsulas de porcelana o crisoles).

El material de vidrio que es utilizado para la medición de volúmenes puede ser

volumétrico (calibrado para medir un solo volumen) o serológico (calibrado para

2

medir varios volúmenes). Aunque ambos materiales se encuentran calibrados,

el material volumétrico tiene un menor porcentaje de error. El material

serológico tiene varias marcas que indican diferentes subdivisiones, las cuales

corresponden a los volúmenes de líquido que pueden ser medidos.

2.- Equipo: Consiste en aparatos eléctricos (digitales o de aguja) y no eléctricos

que facilitan la medición de diferentes propiedades físicas-químicas de una

sustancia. Ejemplos de equipo de laboratorio son: balanza analítica, balanza

granataria, “mel temp”, espectrofotómetro y densitómetro. Así mismo, el equipo

de laboratorio permite facilitar o acelerar etapas requeridas para que se efectúe

una reacción. Ejemplos de estos equipos son la mufla, estufa, incubadora,

parrilla de agitación/calentamiento, baño de agua, campana de extracción, etc.

3.- Reactivos: Las sustancias químicas (reactivos) que se encuentran

almacenadas en un laboratorio incluyen sustancias de tipo orgánico e

inorgánico, y su diversidad y cantidad dependen del tipo de laboratorio así como

de las actividades que en él se vayan a realizar. Los reactivos más comunes en

un laboratorio de química inorgánica son agua destilada, ácidos inorgánicos

(HCl, HNO3, H2SO4), bases (NaOH, NaHCO3, Na2CO3), y sales minerales

(Na2SO4, NaCl, KCl).

4.- Misceláneos: Corresponde al material que no cae dentro de algunos de los

grupos antes mencionados. Sus usos son diversos, y algunos misceláneos son

desechables. Ejemplos de misceláneos son: papel filtro, soporte universal,

pinzas para soporte universal, pinzas para bureta, guantes. cepillos, propipetas

y papel para pesar.

Medidas de seguridad e higiene.

Comprenden acciones preventivas y correctivas de posibles accidentes en el

laboratorio. Para esto se consideran aspectos personales y del laboratorio.

Seguridad personal

3

Lea las etiquetas de los reactivos químicos antes de tomar una

sustancia de su contenedor.

Nunca pruebe nada.

Nunca huela directamente los vapores generados por una fuente; en su

lugar, acarree una pequeña muestra de vapor hacia su nariz.

Reacciones que involucre irritación de piel, peligro u olores no

placenteros, deberán ser realizados dentro de una campana de

extracción.

Sólo deben realizarse experimentos autorizados en el laboratorio.

Limpie inmediatamente cualquier sustancia que se derrame:

Disponga todas las sustancias sólidas solubles o las soluciones en el

resumidero.

Todas las demás sustancias, así como el papel y cerillos, dispóngalos en

contenedores de residuos que han sido especificados por su profesor de

laboratorio.

Neutralice ácidos o bases que han sido derramados: ACIDO SOBRE

ROPA: Solución diluida de NH4OH o Na2CO3. BASE SOBRE ROPA:

Acido acético diluido; posteriormente NH4OH diluido y agua. ACIDO O

BASE SOBRE EL AREA DE TRABAJO: NaHCO3 posteriormente agua.

Siempre utilice ácidos diluidos y bases diluidas, a menos que se

indique lo contrario.

Para diluir ácidos y bases, vierta el reactivo concentrado hacia el agua

por las paredes del recipiente y/o auxiliado por una varilla.

Evite frotar sus ojos cuando sus manos estén contaminadas con

sustancias químicas.

4

El instructor debe ser notificado inmediatamente en caso de un

accidente.

Trate de evitar accidentes en el laboratorio:

Siempre incline el tubo de ensaye en el cual se encuentre un líquido

que se esté calentando, y en una dirección contraria a su persona y la de

sus compañeros de trabajo.

Nunca se sitúe cerca de aparatos en los cuales se esté calentando

algo.

Nunca caliente materiales de vidrio que se encuentren quebrados.

Después de apagar su mechero, asegúrese que la llave de gas esté

cerrada.

Para insertar un tapón en un tubo de vidrio, primero lubrique el tubo y

humedezca el tapón (a menos que tal operación afecten su

experimento); sostenga el tubo con un trozo de tela en la parte próxima

por donde va a ser insertada, e inserte con un movimiento giratorio.

No caliente material de vidrio de pared gruesa (como matraces

volumétricos, probetas, botellas) ya que se quiebran fácilmente.

Los tubos de ensaye pueden quebrarse si son calentados sobre el

nivel del líquido, y el líquido es posteriormente vertido mientras continúan

calientes las paredes del tubo.

Las cápsulas de porcelana y crisoles pueden ser calentados al rojo

vivo.

Evite calentar con el mechero cualquier tubo de ensaye demasiado

rápido. Aplique la flama en forma intermitente.

MATERIALES Y REACTIVOS.

5

Diferentes tipos de materiales de laboratorio, dispuestos sobre las mesas de

trabajo.

METODOLOGIA

En base a las consideraciones teóricas presentadas previamente:

1.- Realice una clasificación del material dispuesto en su mesa de trabajo. Su

clasificación debe contener la siguiente información:

a.- Nombre y dibujo del material

b.- grupo de clasificación

c.- uso en el laboratorio

Además verifique que en el laboratorio se cumplan los mínimos requerimientos

de seguridad. Tome como guía la siguiente lista de verificación:

___ Se encuentra en condiciones adecuadas de limpieza.

___ No existen defectos estructurales en pisos.

___ No existen defectos estructurales en escaleras

___ No existen defectos estructurales en paredes.

___ No existen defectos estructurales en techos.

___ Las aberturas del suelo se encuentran protegidas por barandillas.

___ Hay suficiente espacio para realizar con seguridad todas las operaciones.

___ Las mesas, inmobiliario y accesorios se encuentran en buen estado.

___ Las mesas que contiene solventes y sustancias corrosivas son resistentes

___ Existe un lavabo para el laboratorio.

6

___ La construcción y mantenimiento es tal que impide la presencia de

roedores y artrópodos.

___ Se cuenta con cuartos y/o estantería para el almacenamiento de

materiales y reactivos.

___ Organización del manejo y disposición de basura infecciosa y no

infecciosa.

___ Se cuenta con servicio de agua potable.

___ Se cuenta con servicio de gas

___ Se cuenta con servicio de electricidad

___ Existe una temperatura agradable en el laboratorio.

___ Existe ventilación apropiada.

___ Existe buena iluminación

___ Se cuenta con extinguidores.

___ Se cuenta con salidas de emergencia señaladas e iluminadas.

CONOCIMIENTO Y MANEJO DEL MATERIAL DE LABORATORIO

MATERIAL DE VIDRIO

1.-Tubos de ensayo. Se usan para realizar reacciones químicas en pequeñas

cantidades. Los tubos de vidrio pyrex pueden calentarse y los hay de diferentes

tamaños.

2.- Vasos de precipitados: Se usan en general para contener líquidos y

específicamente para formar precipitados. Los hay en diferentes capacidades y

algunos tienen graduación.

3.- Vidrio de reloj: se usa para cristalizar en pequeñas cantidades y tapar

vasos. Los hay de diferentes diámetros.

7

4.- Matraces: Se emplean para contener, calentar o evaporar sustancias

líquidas; debido a su forma, los líquidos llegan más pronto a la ebullición. Los

hay de diferentes tipos.

5.- Matraz de destilación: Consta de una base esférica que permite un pronto

calentamiento de las sustancias además tiene un brazo que permite la salida de

vapores y su conexión con el refrigerante.

6.- Matraz Erlenmeyer: Su base es circular y disminuye hacia arriba hasta una

boca angosta, permite un calentamiento rápido.

7.- Matraz Kitazato: Su forma es similar al Erlenmeyer solo que tiene una

salida lateral en la parte superior, que le permite conectar a una bomba de

vacío, se utiliza para provocar un filtro rápido en sustancias cuyo precipitado es

muy compacto.

8.- Matraz balón de fondo plano: su forma esférica permite un calentamiento

excelente y su base permite asentarlo.

9.- Matraz aforado: Consta de una base en forma de pera, plana en la parte

inferior y un cuello largo en el que se encuentra una marca de aforo en forma

de anillo, su función es la de medir exactamente una cantidad determinada.

10.- Pipetas: se utilizan para medir volúmenes con gran exactitud. Las hay

volumétricas y graduadas: en las primeras se mide el volumen definido que

marca la pipeta; en las segundas se puede medir el volumen total, que marca la

pipeta o fracciones de ésta.

11.- Probetas: Están graduadas y se utilizan para medir volúmenes de líquidos.

Las hay de diferentes capacidades.

12.- Embudos: Se usan para separar sólidos de líquidos, utilizando un medio

filtrante. Los hay de tallo largo para filtración rápida y de tallo corto para

filtración lenta, se encuentran en diferentes diámetros.

8

13.- Embudo de separación: se utiliza para separar mezclas de líquidos

inmiscibles o adicionar líquidos de manera semicontrolada. Los hay de

diferentes formas y tamaños.

14.- Buretas: Se usan para medir con precisión volúmenes de líquidos, por lo

que se utilizan en análisis cuantitativo y en la valoración de soluciones.

15.- Cristalizador: Se utiliza para preparar cristales por medio de la

evaporación a temperatura ambiente, de soluciones saturadas o sobre

saturadas.

16.- Frasco gotero: Se usa para almacenar líquidos que se adicionan en

cantidades pequeñas. Los hay de diferentes capacidades y normalmente son

de color ámbar.

17.- Frasco reactivo: Se usa para almacenar líquidos. Los hay cristalinos o

ámbar de diferentes tamaños de tapón esmerilado o con rosca y de boca ancha

o angosta.

18.- Tubo de seguridad: Se utiliza para adicionar líquido a matraces cuando se

realiza alguna reacción que implique un riesgo.

19.- Agitador: Se usa para agitar sustancias.

20.- Refrigerante: Se usa para condensar vapores. Los hay rectos o de rosario

o serpentín en diferentes tamaños.

21.- Termómetro: Se usa para medir la temperatura.

22.- Lámpara de alcohol: Se utiliza para calentar lentamente, aunque

proporciona una llama intensa.

23.- Pinzas: Normalmente se utiliza para sujetar material o llevarlo a diferentes

operaciones que entre otras o pueden se calentamiento.

24.- Pinza de Hoffman: Consta de un cuerpo de dos barras de acero que

mediante un tornillo permite sujetar mangueras de hule látex.

9

25.- Pinza para crisol: Consta de un cuerpo similar a unas tijeras, termina en

punta curva que sirve para sujetar a gran temperatura.

26.- Pinza para bureta: Consta de una nuez con tornilllo para sujeción a una

varilla para soporte y uno o dos dispositivos para sujetar buretas.

27.- Pinzas para tubo de ensayo: Son de alambre de acero y termina en forma

cilíndrica para sujetar tubos de ensaye.

28.- Pinzas de tres dedos: Consta de un tubo que se sujeta en una nuez y

termina en tres dedos de sujeción manejados mediante tornillo.

29.- Nuez de doble sujeción: Está formada de hierro, consta de dos espacios,

uno par sujetar a una varilla y otro a una pinza u otro material, se logra por el

manejo de tornillos.

30.-Soporte universal: Se utiliza para fijar a la altura que se desee, pinzas y

anillos, Además sirve para detener los diferentes aparatos.

31.- Tripié: Se utiliza como base del material que deba ser calentado.

32.- Mechero: Se usa para calentar sustancias. El más común es el de Bunsen,

pero existe el de Fisher para alcanzar temperaturas más altas.

33.- Rejilla de asbesto: Se usa para homogeneizar el calentamiento y evitar

que el fuego llegue directamente al material.

34.- Anillo de hierro: Se acopla al soporte universal; también se utiliza como

base para materiales de laboratorio.

35.- Espátula: Se usa en el laboratorio para manipular sólidos.

36.- Cucharilla de combustión: Se usa para sacar pequeñas cantidades de

muestras de metales o quemar azufre; se puede introducir fácilmente en

matraces y otros recipientes.

37.- Baño maría: Se utiliza para calentar en forma indirecta, dado que contiene

agua en la cual se sumerge otro recipiente.

10

38.- Gradilla: Generalmente son de madera, aunque puede haber metálicas, se

utilizan para colocar tubos de ensaye cuando no se están manipulando.

39.- Cápsula: Por su facilidad para calentarse a fuego directo, se utiliza para

evaporar líquidos. Las hay de diferentes diámetros.

40.- Crisol: Se usa para calentar sustancias hasta calcinarlas porque pueden

soportar altas temperaturas.

41.- Mortero: Sirve para triturar sustancias.

42.- Triángulo de porcelana: Se usa como auxiliar para colocar crisoles en el

soporte y calentar directamente.

43.- Embudo de Buchner: Con medio filtrante, se utiliza para filtración al vacío.

44.- Pizeta: Se usa para contener agua destilada, la cual puede emplearse para

lavar precipitados. Así mismo sirve para diluir o disolver pequeñas cantidades

de ustancias.

45.- Tapones: Se utilizan en operaciones o procesos en los que se producen

gases. Se usan para tapar embudos de seguridad, sostener termómetros,

tubería, etc.

46.- Tubería de hule: Se usa para conectar aparatos o equipos. Sirve como

conductor de líquidos o gases.

47.- Balanzas: Pueden ser granatarias o analíticas.

48.- Balanza granataria: Sirve para pesar cantidades grandes de sustancias.

49.- Balanza analítica: Sirve para pesar pequeñas cantidades, del orden de

miligramos.

50.- Centrífuga: Aparato que se utiliza en las separaciones de sustancias

generalmente sólidas, finamente divididas o en estado coloidal.

11

REPORTE DE LABORATORIO.

Su reporte debe presentar: número de la práctica, título, objetivos, introducción,

material, procedimiento, evaluación del aprendizaje, bibliografía.

CUESTIONARIO

1.- Presente sus resultados de clasificación de material de laboratorio.

2.- ¿Por qué razón los derrames de sustancias ácidas o básicas (tanto sobre

ropa, como en el área de trabajo) se neutralizan con soluciones diluidas y no

concentradas, se sustancias contrarias de pH?

3.- Menciones la razón por la cual la dilución de ácidos y bases se efectúa

vertiendo el reactivo concentrado en el agua, por las paredes del recipiente y/o

auxiliado por una varilla, y no el agua sobre el reactivo concentrado.

4.- Explique por qué no calentar materiales de vidrio que se encuentren

quebrados.

5.- ¿Por qué razón los tubos de ensaye pueden quebrarse si son calentados

sobre el nivel de líquido, y el líquido es posteriormente vertido mientras

continúan calientes las paredes del tubo?

6.- Cuando se utiliza la flama de un mechero como medio de calentamiento de

una solución contenida en un tubo de ensaye, se recomienda efectuar el

calentamiento de forma intermitente, NUNCA RAPIDA; ¿Por qué?

7.- En base a la lista de verificación de seguridad en el laboratorio, concluya

respecto al grado de seguridad/inseguridad del mismo.

REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS.

Fundamentals of Laboratory Safety. Physical Hazards in y\the Academic

Laboratory.

12

PRACTICA 2

MANEJO DEL MATERIAL VOLUMÉTRICO DE VIDRIO

INTRODUCCION:

Muchas propiedades de la materia son cuantitativas, esto es, están asociadas

con cifras. Cuando una cifra representa una cantidad medida, las unidades de

esta cantidad deben estar especificadas.

Otro aspecto importante en el uso de material de vidrio es saber cual de ellos es

el indicado para ser utilizado de acuerdo a la capacidad deseada para así tener

mejores resultados al llevar a cabo una práctica.

PRERREQUISITOS

1.-Describa la diferencia entre números exactos y números inexactos.

2.- Explique la diferencia entre precisión y exactitud.

3.- Hacer una tabla donde se encuentren las unidades fundamentales de

SISTEMA INTERNACIONAL.

4.- Escriba una tabla los prefijos selectos empleados en el sistema internacional

de unidades.

5.- Use prefijos métricos aproximados para escribir las siguientes mediciones si

usar exponentes:

a) 3.4 x10-12 m.

b) 4.8 x10-6 ml.

c) 7.23 x103 g.

d) 2.35 x10-6 m.

13

Realice las siguientes conversiones.

a) 3.05 x 10-5 g a_________________________________Kg.

b) 0.00035 mm. A_________________________________nm.

c) 3.45 x 10-1 seg. A____________________________mseg.

Indique cual de los siguientes son números exactos.

a)La masa de una lata de café de 32 onzas.

b)El número de estudiantes de un grupo de química.

c) La temperatura de la superficie del sol.

d) La masa de un sello de correo.

e) El número de ml. En un metro cúbico de agua.

f) La altura media de los estudiantes de una escuela

OBJETIVO:

Desarrollar destreza en el manejo del manejo del material volumétrico de vidrio.

MATERIAL Y REACTIVOS

Matraz aforado de 50ml

Termómetro

Cuba hidroneumática

Pipeta graduada de 5ml.

Bureta de 25 ml

Pipeta volumétrica de 5ml.

Matraz Erlenmeyer de 125ml.

Vaso de precipitados de 150ml.

14

Probeta de 100ml.

Agua destilada.

Hielo.

Problema 1

¿Cuál es la temperatura adecuada para medir 50 mL de agua con un matraz

aforado de50 mL?

HIPOTESIS______________________________________________________

_______________________________________________________

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1. Observe detalladamente las características e indicaciones del matraz

volumétrico que va a utilizar.

2. Caliente agua destilada a 50 oC en un vaso de precipitados y con ésta llene

el matraz volumétrico de 50 mL hasta la marca de aforo.

3. Espere a que el agua alcance la temperatura ambiente y observe el volumen

del líquido con respecto a la marca de aforo.

4. Con agua a temperatura ambiente, lleve otra vez el nivel hasta el aforo.

5. Coloque el matraz en un baño de hielo hasta que la temperatura

del agua descienda a 5 oC. Observe lo que pasa con el nivel del líquido

respecto a la marca de aforo.

6. Registre todas sus observaciones.

15

Cuestionario 1

Las preguntas siguientes se refieren a la relación que hay entre la marca de

aforo del matraz volumétrico y el menisco del agua.

1. ¿Qué observa cuando se lleva al aforo con agua caliente y deja que ésta

alcance la temperatura ambiente? ¿A qué atribuye este cambio?

2. ¿Qué observa cuando se lleva al aforo con agua a temperatura ambiente y

posteriormente lo enfría a 5 oC? ¿A qué atribuye este cambio?

3. ¿Qué pasa si se lleva al aforo con agua a 6oC y posteriormente lo deja que

alcance la temperatura ambiente?

4. Registre todas las indicaciones que tiene el matraz volumétrico y explique

qué significa cada una de ellas.

5. Considerando la temperatura de calibración registrada en el matraz aforado y

las observaciones de su experimento, ¿cuál es la temperatura adecuada para

medir 50 mL de agua en un matraz aforado de 50 mL?

Problema 2

De los siguientes materiales:

Pipeta graduada de 5 mL, pipeta volumétrica de 5 mL y bureta de 25 mL, ¿con

cuál de ellos mediría con mayor precisión y exactitud 5 mL de un reactivo a

temperatura ambiente?

HIPOTESIS______________________________________________________

_______________________________________________________

16

Procedimiento experimental

1. Determine todas las masas utilizando siempre la misma balanza.

2. Determine la masa de un vaso de precipitados limpio y

seco en una balanza digital.

3. Mida 5 mililitros de agua destilada con la pipeta graduada de 5mL previa

determinación de la temperatura del líquido. Vacíe el agua en el vaso y

determine su masa. Repita el procedimiento cuatro veces más.

4. Registre sus datos en la tabla 1.

5. Repita las operaciones de los pasos 2, 3 y 4,

sustituyendo la pipeta graduada por una pipeta volumétrica de 5 mL y por una

bureta de 25 mL.

6. Realice los cálculos necesarios para completar la tabla 1. Consulte las

fórmulas necesarias en el apéndice.

Apéndice:

Media aritmética:

Desviación estándar:

Incertidumbre porcentual: = x 100

Precisión: 100% - %

Error porcentual: E% =

17

Exactitud = 100% - E%

xi = valor en cada experimento (x1,...,xn),

n = número de experimentos.

X teo = valor teórico

X = valor promedio

Tabla 1

Masa de 5 mL de agua destilada a _____ oC.

Pipeta Pipeta bureta

Graduada volumétrica

1

2

3

4

5

X

Precisión

E%

Exactitud

18

Cuestionario 2

1. ¿Cuál es el valor experimental más representativo de cada una de las series

de mediciones que realizó?

2. ¿Qué incertidumbre se debe asociar a cada uno de los valores promedio

obtenidos?

3. Ordene los materiales utilizados en forma creciente respecto a la exactitud de

las mediciones realizadas con ellos. Fundamente su respuesta con los datos

obtenidos en la tabla 1.

4. Ordene los materiales utilizados en forma creciente respecto a la precisión de

las medidas efectuadas con ellos. Fundamente su respuesta con los datos

obtenidos en la tabla 1.

5. Compare la desviación estándar obtenida con la tolerancia registrada en

cada material, ¿Son similares? ¿por qué?

6. ¿Cual de los materiales utilizados, es el más apropiado para medir con mayor

exactitud y precisión, 5 mL de un reactivo líquido a temperatura ambiente?

Fundamente su respuesta con los datos obtenidos en la tabla 1.

Problema 3

De los siguientes materiales de vidrio: matraz Erlenmeyer de 125 mL, vaso de

precipitados de 150 mL y probeta de 100 mL, ¿cuál elegiría para medir 50 mL

de un reactivo líquido con un error de + 0.5%?

19

HIPOTESIS______________________________________________________

_______________________________________________________

Procedimiento experimental

1. El procedimiento para llevar a cabo este experimento es similar al anterior. La

diferencia consiste en pesar 50 mL de agua destilada a temperatura ambiente,

utilizando para medir este volumen un matraz Erlenmeyer de 125 mL, un vaso

de precipitados de 150 mL y una probeta de 100 mL. Los resultados se

registrarán en la tabla 2.

Tabla 2

Masa de 50 mL de agua a _____ oC

Matraz Vaso de Probeta

Erlenmeyer Precipitados

1

2

3

4

5

X

20

Precisión

E %

Exactitud

Cuestionario 3

1. Ordene los materiales utilizados en forma creciente, de acuerdo con la

exactitud de las mediciones realizadas con cada uno de ellos. Fundamente su

respuesta con los datos obtenidos en la tabla 2.

2. Ordene los materiales utilizados en forma creciente de

acuerdo con la precisión de las mediciones realizadas con ellos.

Fundamente su respuesta con los datos obtenidos en la tabla 2.

3. De los materiales utilizados, ¿cuál elegiría para medir 50 mL de un reactivo

líquido con una incertidumbre de + 0.5 %?

Cuestionario final

1. ¿Qué significan las siguientes indicaciones de la pipeta graduada de 5 mL?

a) Tol. + 0.008 mL

b) PE 20 oC

2. ¿Qué especificaciones tiene cada uno de los materiales

BIBLIOGRAFÍA

Química, La Ciencia Central. Brown. 2002. Prentice Hall. México.

21

PRACTICA. 3

SEPARACION DE LOS COMPONENTES DE UNA MEZCLA DE ACIDO BENZOICO, ARENA Y SAL.

OBJETIVO

El alumno observará las técnicas más simples que permiten la purificación

de sustancias, conociendo los principios en los que se basan los métodos de

separación.

INTRODUCCION

Investigue en la bibliografía correspondiente: el principio de las

técnicas de separación física de la materia. La diferencia entre cambios físicos y

químicos. La estrecha relación entre el tipo de material, el cambio y la energía.

MATERIALES

Mortero, vaso de precipitados, cápsula de porcelana, soporte, anillo para

soporte, arandela para soporte, tela de asbestos, mechero de Bunsen, espátula,

embudo, balanza, estufa, papel encerado.

Reactivos: Acido benzoico (C7H6O2), arena lavada, cloruro de sodio, hielo,

agua destilada.

METODOLOGIA

Armar el equipo, y pesar la cápsula de porcelana, el papel encerado y el papel

filtro.

Separación del ácido benzoico:

Colocamos la mezcla seca (proporcionada por el maestro) en el vaso, lo

tapamos con la cápsula llena con agua fría; seria conveniente añadir unos

trozos de hielo. Calentamos suavemente el vaso, con lo cual el ácido benzoico

sublima y se deposita sobre la pared exterior de la cápsula, de donde lo

retiramos con la espátula para depositarlo en el papel encerado (previamente

pesado). Repetimos la operación para cerciorarnos de que la separación ha

22

sido completa. Posteriormente se procede a pesar el papel conteniendo el

ácido.

Anote sus resultados:

Peso del ácido benzoico Peso final del papel

encerado con ácido

Peso inicial del papel

encerado

Lavar la cápsula de porcelana para utilizarla en la siguiente separación.

Separación de la arena.

El residuo que queda en el vaso lo tratamos con agua; filtramos mediante el

embudo con el filtro, pasándolo a la cápsula de porcelana (previamente lavada),

y repetimos la experiencia utilizando pequeñas porciones de agua destilada, las

veces que sean necesarias para separar la arena de la sal (Cloruro de sodio), y

así tener los dos componentes aislados. El filtro conteniendo la arena, se coloca

en la estufa durante 30 minutos con el propósito de eliminar la humedad. Se

pesa el filtro ante de colocarlo en el embudo y después del proceso de filtrado-

secado.

Peso de la arena Peso final del filtro ( con

arena)

Peso inicial del filtro

Peso de la arena = Peso final del filtro (con arena) – Peso inicial del filtro.

23

Separación de la sal.

Para la obtención de la sal, se elimina el agua hirviendo con mucho cuidado.

Recordar que este proceso hay que realizarlo con precaución porque se

pueden producir perdidas por precipitación. El peso de la sal es el resultado de

la sustracción por las pesadas de la cápsula de porcelana vacía y seca

(después de la eliminación del agua), respectivamente.

Las pesadas se deben cuidar y registrar para poder comprobar el final de los

pesos resultantes con los iniciales (este dato será proporcionado por el

maestro), y ver las pérdidas.

CUESTIONARIO

1.- Determinar las pérdidas de cada una de las sustancias del experimento.

2.-¿Qué técnicas básicas de separación utilizaste para realización de esta

práctica?

3.- Mencione los tipos de mezclas que se fueron dando en cada paso del

experimento.

4.- Comente los tipos de cambios ocurridos en el experimento y clasifíquelos de

acuerdo con su propiedades o principio.

5.- Exponga las conclusiones y realice dibujos que ilustren las separaciones.

BIBLIOGRAFIA

Química, La Ciencia Central. Brown. 1997. Prentice Hall. México.

24

PRACTICA . 4

DENSIDAD

INTRODUCCIÓN

La densidad se utiliza ampliamente para caracterizar las sustancias; se define

como la cantidad de masa en una unidad de volumen de la sustancia.

La densidad se expresa comúnmente en unidades de gramos sobre centímetro

cúbico.

PRERREQUISITOS

La densidad del aire a presión atmosférica normal y 25 oC

Es de 1.19 g/L. Calcule la masa, en kilogramos, del aire contenido en una

habitación que mide 12.5 X 15.5 X 8.0 pies.

La concentración máxima permisible de monóxido de carbono en el aire urbano

es de 10mg/m3 durante un periodo de 8 horas. En este nivel, ¿qué masa de

monóxido de carbono en gramos está presente en una habitación que mide

8X12X20 pies?

Una refinería de cobre produce un lingote de cobre que pesa 150 lb.Si el cobre

se estira para formar alambre de de 8.25mm. de diámetro, ¿cuántos pies de

cobre podrán obtenerse del lingote? La densidad del cobre es 8.94g/cm3 .

OBJETIVO

Que el alumno asimile el concepto de densidad así como comprender la

importancia y aplicación de este conocimiento en el área de la química.

MATERIAL Y REACTIVO

Un Matraz aforado de 25ml.

Un Matraz aforado de 50ml.

Un Matraz aforado de 100ml.

25

Una Balanza analítica

Una Platina.

Cloruro de sodio.

Problema 1

¿Cuál es la relación masa/volumen, expresada en g/mL, en los siguientes

volúmenes de la disolución problema: 25 mL, 50 mL y 100 mL?

Se utilizarán disoluciones acuosas de cloruro de sodio previamente preparadas.

HIPOTESIS______________________________________________________

_______________________________________________________

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1. Mida la temperatura inicial de la disolución en cada volumen que utilice; si

existe alguna diferencia, trate de estandarizarla.

La temperatura inicial de las disoluciones es_________

2. Registre todos sus datos en la tabla 1.

3. Determine la masa de cada uno de los siguientes volúmenes de la disolución

problema: 25 mL, 50 mL y 100 mL.

4. Calcule la relación masa/volumen en cada caso.

Tabla 1

Volumen (ml.) 25 50 100

Masa m1

26

Masa m2

Masa m3

(m/v) promedio(g/ml.)

Cuestionario 1

1. ¿Qué relación se encuentra en los resultados obtenidos?

2. Trace el gráfico de la relación masa/volumen (ordenadas) en función del

volumen utilizado (abscisas). Anéxelo.

3. Interprete la gráfica obtenida.

4. ¿Qué valor tiene la pendiente? ¿Qué significado físico tiene este valor?

Problema 2

¿Cuál es la relación masa/volumen (densidad), en g/mL, de cada una de las

disoluciones problema?

HIPOTESIS______________________________________________________

_______________________________________________________

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.

27

1. Mida la temperatura inicial de la

disolución en cada volumen que utilice; si existe alguna diferencia, trate de

estandarizarla.

2. Registre todos los datos en la tabla 2.

3. Numere nueve vasos de precipitados de 100 mL.

4. Determine la masa de cada vaso perfectamente seco.

5. En cada vaso vierta 50 mL de cada una de las disoluciones problema.

6. Determine la masa de cada vaso con la disolución correspondiente.

7. Calcule la masa correspondiente a los 50 mL de cada una de las

disoluciones.

8. Calcule el valor de la relación masa/volumen para cada una de las

disoluciones.

9. Los vasos con las disoluciones se utilizarán para resolver el problema 3.

Tabla 2

Disolución número 1 2 3 4 5 6 7 8 9

Volumen (ml.)

Masa de la

Disolución (g).

Masa/volumen (g/ml.)

28

Cuestionario 2

1. ¿Tienen la misma masa los 50 mL de cada una de las disoluciones?

2. ¿Es igual la relación masa/volumen en cada caso?

3. ¿Cómo varía la relación masa/volumen de las disoluciones problema?

4. ¿Tiene algún significado esta variación con respecto a la concentración de

las disoluciones? Justifique su respuesta.

Problema 3

¿Cuál es la concentración, expresada en porciento en peso (% p/p), de cada

una de las disoluciones problema?

HIPOTESIS______________________________________________________

_______________________________________________________

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1. Registre todos sus datos en la tabla 3.

2. Evapore a sequedad el contenido de cada uno de los vasos utilizados para

resolver el problema 2. Caliente con cuidado para evitar que se proyecte el

sólido.

3. Deje enfriar a temperatura ambiente y registre la masa de cada vaso con el

residuo sólido.

4. Determine por diferencia la masa del residuo sólido de cada uno de los

vasos.

5. Calcule el valor de la relación masa del residuo/masa inicial de la disolución.

29

6. Multiplique por 100 para obtener el porciento de soluto en cada una de las

disoluciones.

7. Calcule la concentración, en gramos de soluto por mililitro de disolución, de

cada una de las disoluciones utilizadas.

Tabla 3

Disolución número 1 2 3 4 5 6 7 8 9

Volumen (ml.) 50 50 50 50 50 50 50 50 50

Densidad (g/ml.)

Obtenida del

Problema 2

Masa disolución (g)

Masa residuo

Sólido (g).

(Masa residuo/

Masa de la

Disolución)

Concentración

30

(% peso)

Concentración

(g soluto/

volumen disolución)

Cuestionario 3

1. ¿Tienen la misma cantidad de sal los 50 mL de cada una de las

disoluciones?

2. ¿Cuál de las disoluciones tiene mayor concentración?

3. ¿Tiene sal la disolución A? ¿De qué sustancia se trata?

4. Trace el gráfico de densidad (ordenadas) en función de la concentración

expresada como % p/p (abscisas).

5. Interprete la gráfica obtenida.

6. ¿Son similares para una misma disolución los valores de densidad (g/mL) y

concentración (g/mL)? ¿Qué diferencia hay entre las unidades de densidad

(g/mL) y las unidades de concentración (g/mL)?

Problema 4

¿Cuál es la densidad de cada una de las disoluciones problema a las siguientes

temperaturas: 10oC, 20oC,30oC, 40oC,50oC,60oC y 70oC?

HIPOTESIS______________________________________________________

_______________________________________________________

31

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1. Utilice un densímetro para determinar el valor de la densidad de

cada una de las disoluciones a las temperaturas indicadas.

2. Registre sus resultados en la tabla 4.

Tabla 4

Densidad

Disolución Concentración 10oC 20oC 30oC 40oC 50oC 60oC

%peso

1

2

3

4

5

32

6

7

8

9

Cuestionario 4

1. Trace en la misma hoja de papel milimetrado las curvas de

densidad(ordenadas) en función de la temperatura (abscisas), para cada una de

las disoluciones utilizadas. Anéxela.

2. Interprete la familia de curvas obtenidas.

3. Trace en la misma hoja de papel milimetrado las curvas de

densidad(ordenadas) en función de la concentración (abscisas) para los

diferentes valores de temperatura. Anéxela.

4. Interprete la familia de curvas obtenidas.

Cuestionario final

1. ¿Existe alguna diferencia en los valores de la densidad obtenidos para cada

una de las disoluciones, mediante los métodos propuestos en los problemas 2 y

4? (Compare los valores de densidad correspondientes a la temperatura de

trabajo del problema 2). ¿Se justifican estas diferencias?

33

2. ¿Es la densidad una propiedad extensiva o intensiva? Justifique su

respuesta.

3. ¿Cómo varía la densidad de una disolución en función de la concentración?

4. ¿Cómo varía la densidad de una disolución en función de la temperatura?

BIBLIOGRAFÍA

Rayner-Canham G. Química Inorgánica Descriptiva. 2da. Ed. Pearson

Educación. México. (2000).

Beyer, L. Y Fernández Herrero, V. (2000). Química Inorgánica. Ariel Ciencia.

Barcelona. (2000)

34

PRACTICA. 5

TÉCNICAS DE FILTRACIÓN

OBJETIVO

El alumno conocerá y aplicará los principios básicos de una de las principales

técnicas de separación de mezclas empleando diferentes tipos filtración.

INTRODUCCION

Puesto que la mayoría de las reacciones químicas se llevan a cabo en solución

acuosa, es común que se forme algún producto sólido que queramos separar

de la solución con la intención de desecharlo o de reunirlo cuidadosamente,

secarlo y después pesarlo, lo cual se logra aplicando una de las técnicas

básicas del laboratorio: la filtración. Para conseguir una filtración eficiente se

deben tomar en cuenta ciertas características de cada precipitado en

específico, tales como tamaños de las partículas, solubilidad respecto a la

temperatura, etc.

PRERREQUISITOS

1. ¿Qué es una reacción en solución acuosa? Menciona 3 ejemplos

2. ¿Qué es un precipitado?

3. Resuelve el siguiente problema

a) Considera la siguiente reacción:

AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3

Un volumen de 20ml de solución 0.1 M de AgNO3 reacciona completamente

con 40ml de solución de NaCl, ¿qué masa de productos sólidos esperarías

recuperar al hacer una filtración?

4.-¿.Cuales son las principales técnicas de filtración?

35

OBJETIVOS:

a) Dominar las diferentes técnicas de filtración.

b) Formar un criterio para la aplicar la técnica de filtración apropiada según sea

el producto sólido obtenido.

c) Aprender a secar y recuperar los precipitados.

MATERIAL Y REACTIVOS

Embudo cónico

Embudo Büchner

Manguera de Hule

Matraz kitasato

Vaso de precipitados

Agua destilada

Soporte universal

Triangulo de porcelana

Pipeta graduada de 10ml

Probeta graduada de 100ml

3 Papeles filtro

Mechero de Bunsen

Vidrio de reloj

Vaso de precipitados de 250ml

Agitador de vidrio

Maskin Tape

Trampa para bomba de vacío

36

Soluciones de NaOH y Fe(NO)3

Problema

¿Cuál de las dos técnicas de filtración : por gravedad o al vacío se lleva a cabo

en menor tiempo?

HIPOTESIS______________________________________________________

________________________________________________________________

___________________

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1. Prepara un dispositivo para llevar a cabo una filtración con un

embudo cónico (convencional) y otra a vacío.

2. Registra la masa inicial de los papeles filtro que vas a usar.

3. Toma 15ml de la disolución de nitrato férrico , en un vaso de

precipitados, y añade 10 ml de la disolución de NaOH 0.5M poco a

poco según , hasta verificar que ya no haya reacción. Puedes usar un

papel indicador para asegurarte de que la reacción ha sido

completada.

4. Espera 5 minutos en lo que el producto lleva a cabo la digestión.

5. El coloide formado se debe filtrar utilizando un embudo cónico. Deja

que filtre totalmente y anota el volumen de líquido recogido.

6. Repite el proceso anterior con un embudo de Büchner y compara las

velocidades de las dos operaciones.

7. En caso de que al retirar el papel filtro del embudo Büchner observes

restos de sólidos sobre la cerámica del mismo, toma un trozo de

papel filtro (previamente pesado) y “limpia” a forma de servilleta los

37

restos. Sécalo de igual forma y luego pésalo de nuevo. Esto se hace

con el objeto de recuperar todo el sólido formado.

8. Extrae de ambos los papeles filtro y determina la masa de precipitado

obtenida. Seca el papel filtro.

FILTRACIÓN A PRESIÓN NORMAL O POR GRAVEDAD

Para filtrar a presión normal, se opera tal

como se muestra en la figura 6. El embudo

debe de tener un ángulo aproximado de 60

grados y vástago largo, con lo que el

liquido al llenarlo hará disminuir

ligeramente la presión en la cara inferior

del papel filtro, favoreciéndose así la

velocidad de filtración. El papel filtro se

escogerá de tal modo que su poro sea lo

suficientemente pequeño como para

retener a las partículas sólidas y lo

suficientemente grande como para que

pasen las partículas liquidas. Para filtración

de precipitados gelatinosos, como óxidos

hidratados, se utilizan papeles de textura

blanda y poco compacta. Para precipitados

como el sulfato de bario se necesita un

papel de alta retención. En general se

utilizan con profusión papeles de 9 a 11cm

de diámetro y embudos de 7.5cm de

diámetro. El borde del papel debe quedar

38

al menos a 1cm del borde del embudo. Se debe comprimir bien el papel contra

el embudo, cuidando que los dobleces y los bordes superiores queden

adheridos al vidrio; si queda entre el papel y el embudo alguna burbuja de aire,

debe expulsarse presionando con los dedos.

Hay operaciones en donde es necesario que el proceso de filtración a gravedad

sea más rápido. Para esto se dobla el papel en pliegues como se muestra en la

figura siguiente.

FILTRACION AL VACIO

En ocasiones al realizar una filtración es demasiado el tiempo que toma ésta

para completarse debido a que la presión por debajo del papel filtro no es la

suficiente como para provocar que el liquido de lavado traspase los poros del

papel rápidamente, es por eso que conviene hacerlo al vacío, es decir, aplicar

39

una presión extra con ayuda de una bomba de succión como se muestra en la

figura 7.

En estos casos se usa un embudo especial llamado embudo de Büchner, al

cual se le coloca en su placa interior un círculo de papel filtro con un diámetro

igual al de la boca de éste, humedeciéndolo luego con el líquido de lavado para

que la adherencia sea total. El embudo se une a un kitasato por medio de un

tapón de hule que embone perfectamente con la boca del matraz. Por medio de

la tubería lateral del kitasato se conecta a una trampa (frasco limpio y seco con

dos entradas) y esta a una toma de vacío. La trampa evita que la bomba de

vacío absorba reactivos o solventes que la contaminen y dañen. Procura que

las mangueras sean de un hule más grueso y duro que el convencional para

que no se colapsen cuando la succión se aplique. Asegúrate de que el matraz

no tenga fisuras o paredes demasiado delgadas.

El matraz kitasato debe de estar bien limpio en caso de que la filtración deba

repetirse.

Precaucion

Es muy importante envolver el matraz Kitasato y la trampa con tiras de cinta adhesiva gruesa fácil de remover, ya que si llega a ocurrir una implosión no saltaran los pedazos de vidrio y habrá menos peligro de que alguna persona salga lesionada.

40

LAVADO DE PRECIPITADOS

El lavado eficaz de un precipitado se

consigue añadiendo una cantidad

pequeña del líquido de lavado adecuado

al precipitado, la mayor parte del cual

debe quedar aun en el vaso después de

que el líquido en que se formo se ha

vertido sobre el filtro. La mezcla se agita

bien, se deja sedimentar el precipitado y

se vierte el líquido que sobrenada en el

filtro; se repite varias veces esta

operación. Este proceso se conoce con el

nombre de lavado por decantación. Finalmente se transfiere el precipitado

totalmente al filtro. Gran parte del precipitado habrá pasado ya al filtro en la

última decantación. Se completa la transferencia manteniendo la varilla de

agitación contra el vaso con el dedo índice e inclinando el vaso por encima de la

posición horizontal. La varilla conduce el material al embudo. Se somete

después la superficie interior del vaso a la acción de un chorro de agua de la

piseta o frasco lavador (o de otro liquido de lavado especifico) para que todas

las partículas pasen al embudo (véase la figura 8). Se coloca el vaso en la

mesa, se le añade una pequeña cantidad de liquido de lavado y se separan las

partículas de precipitado adheridas a sus paredes por frotamiento con un

agitador de vidrio, vertiendo luego la suspensión obtenida en el filtro y repitiendo

la operación las veces que se considere necesario para completar la recogida

del precipitado.

Las operaciones anteriores dejan casi completo el lavado del precipitado.

Se verifica luego un lavado adicional con un chorro frío de liquido de la piseta o

añadiendo liquido mediante una varilla, conduciendo siempre el liquido

41

alrededor del borde superior del papel. Es mas eficaz el lavado con pequeñas

cantidades de liquido añadidas de forma sucesiva que con la misma cantidad

de liquido utilizada de una sola vez. Debe dejarse escurrir cada porción de

líquido de lavado antes de añadir la siguiente. En general, el lavado debe

prolongarse hasta que unas gotas del ultimo liquido que filtra den negativo el

ensayo de algún componente (generalmente el precipitante) del filtrado

principal. Cuando el lavado termina, el precipitado está reunido de forma

compacta en el vértice del filtro, que puede retirarse con el embudo sin peligro

de pérdidas de precipitado.

CUESTIONARIO

1. Escribe la ecuación química balanceada de la reacción que se llevo a cabo

cuando se combinaron las dos soluciones

2. ¿Cuál es el nombre y la formula del sólido formado?

3. ¿Qué masa de sólido se recuperó en la filtración al vacío? ¿y a gravedad?

4. ¿Teóricamente qué masa de sólidos se debió haber recuperado?

5. Suponiendo que el rendimiento de la reacción es del 100% ¿Qué porcentaje

de sólidos logró recuperar?

6. ¿Qué factores crees que afectaron a la recuperación total del sólido

formado?

7. De que manera el papel indicador señala que la reacción ha sido completada.

BIBLIOGRAFIA

1. Química, La Ciencia Central. Brown. 1997. Prentice Hall. México.

2. Fudamentos de química. Ocampo G.A.; Fabila G. F.; Juárez J.M.; Monsalvo

R.; Ramírez V.M. 2000. Publicaciones cultural. México.

42

PRACTICA. 6 MANEJO DEL MECHERO DE BUNSEN

PRERREQUISITOS

1. Investigar tipos de mecheros, sus componentes su manejo y usos.

2. Explicar con detalle las zonas de la flama explicar, el fenómeno de

combustión y sus reacciones.

3. Explique él porque los diferentes espectros de luz de identificación

de sales a la flama.

4. ¿Qué aplicación se le da este procedimiento? De ejemplos.

5. Mencione 3 instrumentos que se basen en este fundamento, de la

utilidad de la flama.

6. ¿Cuales son los elementos que tienen la particularidad de emitir

coloraciones especificas en la llama del mechero?

OBJETIVO

Familiarizar al estudiante con el manejo del material de vidrio, utilización

de la flama del mechero, elaborar algunos de los implementos esenciales en el

laboratorio como;

pisetas, varilla de vidrio, conexiones, etc. Incrementar su habilidad manual,

criterio y confianza, enseñarle a registrar sus observaciones en forma metódica,

exacta, completa e inteligible.

Para que estos fines se logren; se necesita la ilimitada cooperación del

estudiante, quien deberá estudiar cuidadosamente y ampliamente toda la teoría

de la práctica asignada antes de empezar su ejecución.

43

INTRODUCCIÓN: Algunos metales producen coloraciones a la flama del

mechero, esto es debido a que al vaporizarse algunas de sus sales, los átomos

de estos elementos son fácilmente excitables.

Material Sustancias

asa de alambre de platino o lápiz - cloruro de litio

de plomo (grafito) - cloruro de sodio

vidrio de cobalto - cloruro de potasio

vidrios de reloj - cloruro de bario

mechero de bunsen - cloruro de estroncio

tripie o soporte universal - sulfato de cobre

telas de asbesto - ácido clorhídrico 1:1

cápsulas de porcelana - arena

- solución de nitrato de plata 0.1M

pinzas para crisol - sulfato de calcio

HIPOTESIS______________________________________________________

________________________________________________________________

DESARROLLO

Experimento # 1

Coloca las sustancias por experimentar en vidrios de reloj, procurando

humedecerlas con unas gotas de agua destilada. En uno de los vidrios de reloj

se tendrá ácido clorhídrico diluido 1:1 para limpiar el asa de platino cuantas

veces sea necesario. El asa debe limpiarse cada vez que se cambie de

sustancia para evitar interferencias en las coloraciones. Generalmente, los

44

mecheros Bunsen están muy contaminados de sodio, por lo que la identificación

de este elemento se dificulta un poco; sin embargo, repitiendo el experimento

varias veces, es posible lograrlo con cierta facilidad. Para limpiar el asa, se

humedece ésta en el ácido clorhídrico y se lleva a la llama hasta que su

coloración sea normal.

Experimento #2

Mezcla los cloruros de sodio y de potasio, lleva la mezcla a la llama y observa a

simple vista. Después, haz la observación a través del vidrio de cobalto. Anota

las observaciones.

Anote sus resultados

Sustancia Coloración de la llama Observaciones

Cloruro de litio

Cloruro de sodio

Cloruro de potasio

Cloruro de bario

Cloruro de estroncio

Sulfato de cobre

Conclusiones y observaciones del experimento No. 2.

45

Experimento # 3. Trabajo con tubo de vidrio.

1. – CORTAR EL TUBO DE VIDRIO. Coloca el tubo de vidrio sobre la mesa,

con la arista de una lima triangular haz una incisión a los 45 cm. De uno de los

extremos. Toma el tubo con las manos colocando los dedos pulgares

directamente opuestos a la marca y los dedos índices a los lados de ella. Haz

presión con los dedos pulgares contra el tubo tratando de flexionarlo hacia

fuera.

NOTA: para hacer un corte correcto es necesario tener suficiente espacio para

apoyarse.

2. - REDONDEAR LOS BORDES .Como al hacer el corte siempre quedan

pequeños filos que pueden producir cortaduras o destrucción de las

conexiones de hule, es conveniente redondear los bordes; Para ello coloca el

extremo del tubo sobre la flama del mechero haciéndolo girar constantemente

hasta que se ponga rojo, retíralo de la flama y haz lo mismo con el otro extremo;

espera que se enfríe para colocarlo sobre la mesa.

3. – DOBLAR EL TUBO DE VIDRIO. Toma el tubo de 45 cm. ; a los 10cm. De

uno de los extremos, haz el dobles. Figura #1.

Se requiere para ello una flama plana, misma que se obtiene con el uso de una

mariposa; en caso de que no cuentes con ella, coloca el tubo directamente

sobre la flama, tomándolo entre los dedos índice y pulgar de ambas manos y

apoyándote en el dedo medio hazlo girar procurando que la zona de

calentamiento sea de 8 cm. Aproximadamente para que el dobles sea correcto.

Un tubo bien doblado no debe tener arrugas ni aplastamientos en el vértice.

ESPACIO PARA LA FIGURA # 1.

46

4. - CONSTRUYE LAS SIGUIENTES CONECCIONES:

A)Con el tubo de 45 cm. Termina de construir una conexión en escuadra

haciendo, para ello, otro doblez a los 10 cm. Del anterior.

Figura 2.

ESPACIO PARA LA FIGURA 2 (elabora tus dibujos)

B) Corta 2 tubos, uno de 40 cm. y otro de 30 cm., y construye con ellos una

conexión para obtener gases por desalojamiento del agua.

Figuras 3 y 4

47

ESPACIO PARA FIGURAS 3 Y 4 (elabora tus dibujos)

C) Ya obtenidos los dobleces en los tubos de 30 cm. y 40 cm., únelos como la

muestra de la figura 5 y habrás hecho la conexión para obtener gases por

desalojamiento de agua.

FIGURA 5

ESPACIO PARA FIGURA 5 (elabora tus dibujos)

BIBLIOGRAFÍA

1. Química, La Ciencia Central. Brown. 1997. Prentice Hall. México.

2. Fudamentos de química. Ocampo G.A.; Fabila G. F.; Juárez J.M.; Monsalvo

R.; Ramírez V.M. 2000. Publicaciones cultural. México.

48

PRACTICA. 7

OXIDOS E HIDROXIDOS

OBJETIVOS

El alumno distinguirá químicamente la diferencia entre óxidos e hidróxidos

PRERREQUISITOS.

1. - Definirá el concepto de metal

2. -Investigará las características del oxígeno.

3. - Definirá el concepto de hidróxido.

4. -Investigará algunos indicadores de pH utilizados en química.

5. - Definirá el concepto de ácido

6. - Definirá el concepto de sal.

INTRODUCCIÓN

La mayoría de los metales se combinan con el oxígeno dando óxidos que son

sólidos a la temperatura ordinaria. Muchos óxidos metálicos no son alterados

por el agua, pero algunos se disuelven originando soluciones que azulean el

papel tornasol rojo; Estas disoluciones se denominan alcalinas o básicas, y los

óxidos se llaman óxidos básicos. Los óxidos básicos reaccionan con el agua

para dar origen a hidóxidos.

óxidos básicos hidróxidos

Na2 O + H2 O 2 Na OH = (2 Na + 2 OH )

Las disoluciones de estos hidróxidos reaccionan con disoluciones ácidos para

formar agua y sales:

Na OH + HCl Na Cl + H2 O

49

Aunque los óxidos de la mayoría de los metales no son solubles en agua,

reaccionan, no obstante, con disoluciones de ácidos para formar agua y sales:

Zn O + 2 HCl Zn Cl 2 + H2O

A los óxidos de metales se les denominan óxidos básicos, mientras que a los

óxidos de elementos no metálicos se les llaman óxidos ácidos o anhídridos.

OBJETIVO:

Comprobará el carácter alcalino de algunos compuestos producidos por

reacciones químicas simples, con ayuda de indicadores.

METODOLOGIA:

Se ensayará la síntesis de óxidos e hidróxidos experimentalmente y se

comprobará su principal propiedad.

MATERIAL, EQUIPO Y SUSTANCIAS

Material y equipo

1 pinzas para crisol

1 mechero de bunsen

1 vidrio de reloj

1 vaso de precipitados de 250 ml

1 varilla de vidrio

1 cucharilla de combustión

Sustancias

1 cinta de magnesio, 3 cm.

solución indicadora de fenoftaleina al 1%

calcio

agua destilada

50

papel tornasol rojo

HIPOTESIS______________________________________________________

________________________________________________________________

METODOLOGIA

1. -Tomar con una pinza para crisol un trozo pequeño de cinta de magnesio, por

uno de sus extremos y llevar a la llama del mechero; calentar enérgicamente

hasta que se observe un fenómeno notable; Depositar el polvo obtenido en un

vidrio de reloj.

2. - Colocar en un vaso de precipitados de 250 ml un poco de agua y añadir el

polvo residual obtenido en el paso anterior; Agitar repetidas veces con una

varilla de vidrio.Anotar observaciones.

3. -Colocar en una tira de papel tornasol rojo unas gotas de la solución obtenida

en el paso anterior utilizando la varilla de vidrio. Observar el cambio de color

en la tira de papel.

4. -Al terminar la prueba anterior, agregar unas gotas se solución indicadora de

fenoftaleina al 1% al vaso de precipitados.Anotar observaciones.

5. - Colocar en la cucharilla de combustión un trozo pequeño de calcio, acercar

a la llama de oxidación del mechero y calentar directamente hasta observar el

cambio de color en el sólido y en la llama. Asir la cucharilla utilizando un pedazo

de tela u otro elemento que proteja a la mano del calor.

6. - Repetir para el calcio los mismos procedimientos seguidos en los pasos 2, 3

y4. Anotar las observaciones.

Anota tus observaciones

51

observaciones

Paso 1

Paso 2

Paso 3

Paso 4

Paso 5

Paso 6

OBSERVACIONES, RESULTADOS Y CONCLUSIONES

1. -Anotar las observaciones de los pasos que se han efectuado en la práctica.

2. - Anotar los resultados en cada uno de los pasos.

1. - Escribir las conclusiones a las que ha llegado al finalizar la práctica.

BIBLIOGRAFÍA

1. Química, La Ciencia Central. Brown. 1997. Prentice Hall. México.

2. Fudamentos de química. Ocampo G.A.; Fabila G. F.; Juárez J.M.; Monsalvo

R.; Ramírez V.M. 2000. Publicaciones cultural. México.

52

PRACTICA. 8

REACCIONES QUÍMICAS

OBJETIVO

El alumno podrá diferenciar los diferentes tipos de reacciones que existen

de acuerdo al reacomodo de los átomos, por el rompimiento o formación de

enlaces químicos.

INTRODUCCIÓN

Conceptos teóricos.

¿Que es una reacción química?

Es un reordenamiento de átomos en el que ciertos enlaces se rompen y se

forman nuevos; desde luego no se pueden observar directamente.

Indicios de que ha ocurrido una reacción química.

Se forma un precipitado. Si se forma un precipitado, es que se deben de

haber formado unos nuevos enlaces más fuertes, los cuales no se

pueden romper mediante reacciones con los otros productos químicos

disponibles.

Se forma un gas. Esta circunstancia debe significar que se forman

nuevos enlaces y/o se rompen otros para formar una sustancia que no

estaba presente previamente.

Hay cambio de color la mayor parte del color que aparece en las

sustancias es el resultado de unas ciertas variaciones de energía que

experimentan los electrones. Los cambios posibles están determinados

por el medio que rodea a los electrones; los cambios en los enlaces

químicos originan cambios en el medio y por consiguiente, variaciones

en el colorido.

53

Color absorbido o cedido.- Se necesita energía para romper enlaces y se

libera energía al formarlos a menudo estas dos cantidades no son

iguales y la reacción global es endotérmica o exotérmica.

También es conveniente clasificar las reacciones según diferentes categorías

para tener un conjunto de reglas para predecir el resultado de reacciones

específicas. He aquí algunas de estas categorías.

REACCIONES DE COMBINACIÓN O DE SÍNTESIS

Elemento + elemento = compuesto

2Mg + O2 2 MgO

Elemento + compuesto = compuesto

O2 + 2NO 2NO2

Compuesto + compuesto compuesto

NH3 + HCl NH4 Cl

REACCIONES DE DESCOMPOSICION

Estas reacciones son las opuestas de las reacciones de combinación

recientemente mencionadas.

Compuesto elementos y compuestos, o bien, elementos o elementos.

NiCO3 NiO + CO2

HgO Hg + O2

REACCIONES DE SIMPLE DESPLAZAMIENTO

Elemento 1 + compuesto2 elemento2 + compuesto1

Zn + 2HCl H2 + ZnCl2

54

DESPLAZAMIENTO DOBLE

Compuesto1 + compuesto2 compuesto 3 + compuesto4

No se trata más que de un simple cambio de pareja

H2 S O4 + C a F 2 C a S O 4 + 2 H F

PRERREQUISITOS

1.- ¿QUE ES UNA REACCION QUIMICA Y UNA ECUACION QUIMICA

(DESCRIBA LA DIFERENCIA ENTRE AMBAS)?

2.- ¿CUANTOS TIPOS DE REACCIONES HAY, CONSIDERANDO LA

FORMACION O RUPTURA DE LOS ENLACES MOLECULARES? EXPLICA

BREVEMENTE CADA UNA DE ELLAS.

3.- ¿CUANTOS TIPOS DE REACCIONES HAY CONSIDERANDO El CALOR

ABSORBIDO O DESPRENDIDO (EXPLIQUE Y DE EJEMPLOS )

4.- ¿QUE DATOS APORTA UNA ECUACION QUIMICA?

5.- ¿QUE CONDICIONES BASICAS DEBEN REUNIR LAS ECUACIONES

QUIMICAS?

6.- ¿QUE SIGNIFICA “BALANCEAR O AJUSTAR” UNA ECUACION QUIMICA

(MENCIONE METODOS DE BALANCEO)?

7.- ¿QUE CONOCEMOS COMO AGENTES OXIDANTES O REDUCTORES?

8.- ¿QUE CONOCEMOS COMO VALENCIA Y NUMERO DE OXIDACION?

9.- ¿QUE ES ESTEQUIOMETRIA, Y MENCIONE LAS LEYES QUE LA

APOYAN?

10.- DEFINA:

PESO ATOMICO:

ISOTOPOS:

MASA ATOMICA:

55

PESO-ATOMO-GRAMO:

PESO MOLECULAR:

MOL:

MATERIAL Y REACTIVOS

MATERIAL SUSTANCIAS

Gradilla agua oxigenada

Dos tubos de ensaye dióxido de manganeso

Espátula varilla de madera

Pinzas de crisol cinta de magnesio

Mechero solución de nitrato de mercurio

3 vasos de precipitado objeto de cobre

solución de nitrato de plomo

solución de yoduro de potasio

PROBLEMA 1

¿En que consiste la reacción de descomposición?

HIPOTESIS______________________________________________________

________________________________________________________________

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

a) Deposite en un tubo de ensaye 5 ml. De agua oxigenada.

b) Utilizando la espátula, agréguele aproximadamente un gramo de dióxido

de manganeso.

56

c) Rápidamente encienda el extremo de una varita de madera, luego

apague la flama de modo que se conserve el carbón incandescente e

introdúzcalo al tubo.

d) Observara que se aviva la combustión, lo cual indica la presencia de

oxigeno.

Cuestionario 1

1.- Indique la reacción antes descrita por medio de una ecuación química, y

lleve a cabo el balanceo.

2.-¿Porque es una reacción de descomposición?

3.- Anote observaciones.

Problema 2

¿En que consiste la reacción de simple sustitución?

HIPOTESIS______________________________________________________

________________________________________________________________

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Precaución; Debemos despojarnos de objetos de oro y plata que tengamos en

las manos, ya que el mercurio forma amalgama con ellos.

a) Deposite en un vaso de 10 ml. De solución de nitrato de mercurio.

b) Introduzca en dicha solución un objeto de cobre durante 5 min.

c) Utilizando las pinzas, saque el objeto de cobre se ha recubierto de una

capa de mercurio formando una amalgama.

Cuestionario 2

1.- Indique la reacción antes descrita por medio de una ecuación química, y

lleve a cabo el balanceo.

57

2.-¿Porque es una reacción de simple sustitución?

3.- Anote observaciones.

Problema 3

¿En que consiste la reacción de síntesis?

HIPOTESIS______________________________________________________

________________________________________________________________

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

a) Tome un pedazo de cinta de magnesio y aprecie su color, y su dureza.

b) Sujetando la cinta por su extremo con las pinzas de crisol expóngalo por

el otro extremo a la flama del mechero.

c) Observara que la cinta se inflama con una luz muy intensa quedando un

polvo blanco como residuo.

Cuestionario 3

1.- Indique la reacción antes descrita por medio de una ecuación química, y

lleve a cabo el balanceo.

2.-¿Porque es una reacción de síntesis?

3.- Anote observaciones.

Problema 4

¿En que consiste la reacción de doble sustitución?

HIPOTESIS______________________________________________________

________________________________________________________________

58

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

a) Deposite en un vaso 10ml. De solución de nitrato de plomo.

b) Ahora deposite en otro vaso 10 ml. De solución de yoduro de potasio.

c) Unir las dos soluciones.

d) Observara la formación de un precipitado de color amarillo.

Cuestionario 3

1.- Indique la reacción antes descrita por medio de una ecuación química, y

lleve a cabo el balanceo.

2.-¿Porque es una reacción de doble sustitución?

3.- Anote observaciones.

BIBLIOGRAFÍA

1. Química, La Ciencia Central. Brown. 1997. Prentice Hall. México.

2. Fudamentos de química. Ocampo G.A.; Fabila G. F.; Juárez J.M.; Monsalvo

R.; Ramírez V.M. 2000. Publicaciones cultural. México.

59

PRACTICA. 9

SOLUCIONES

OBJETIVOS

El alumno conocerá los principios de disolución y aplicará las técnicas para

preparar soluciones empleando los diferentes estados físicos de la materia

PREPARACIÓN DE SOLUCIONES

INTRODUCCIÓN

Una de las operaciones básicas más recurrentes en casi todos los

experimentos químicos es el de preparar soluciones. Aunque en principio es

generalmente sencillo, hay ciertos procedimientos que se tienen que seguir

para garantizar la eficiencia de la técnica.

La mayor parte de las reacciones químicas se llevan a cabo en disolución,

siendo imprescindible conocer la cantidad de soluto que contiene un cierto

volumen de disolvente. En esta práctica se prepararan diferentes tipos de

disoluciones: sólido-liquido y líquido-líquido.

Existen diferentes tipos de concentración como: Normalidad (N), Molaridad (M),

Molalidad (m), Fracción Molar (Xi), Porcentaje en peso (%W), Porcentaje en

volumen (V%), Partes por millón (ppm).

PRERREQUISITOS

1.- Explique que es una mezcla y cuantos tipos de mezclas existen

2.- Defina que es una solución

3.- ¿Cómo se clasifican las soluciones desde el punto de vista cualitativo, o

empíricas y expliquelas?

4.- ¿Cómo se clasifican las soluciones desde el punto de vista cuantitativo?

60

5.- Mencione y explique las unidades de concentración de las soluciones, así

como las fórmulas: porcentaje en masa, porcentaje en volumen, fracción molar,

molaridad, molalidad y normalidad

6.-Mencione y explique los principios de solubilidad.

7.- ¿Qué factores afectan la solubilidad de las soluciones y de que manera?

8.- Calcular la molaridad, molalidad y la normalidad de una solución de H2SO4

cuya densidad es de 1.17 gr/ml. Y una concentración del 30 %

9.- calcule el porcentaje en masa de Ca Cl2 en una solución que contiene 16.5

gr. De Ca CL 2 en 456gr. de agua .

10.- Un mineral de plata contiene 83.5 gr. de Ag por tonelada de mineral.

Exprese la concentración de plata en ppm.

OBJETIVOS:

Ejercitar la técnica de preparación de soluciones.

Expresar correctamente la concentración de soluciones.

Realizar correctamente las disoluciones y expresar su concentración.

Adquisición de destreza en el manejo de material.

3 Vasos de precipitados de 250ml

Vaso de precipitados de 50ml

Agitador de vidrio

Triángulo de porcelana

1 Matraz aforado de 250ml

1 matraz aforado de 100ml

3 Pesa sustancias

61

Pipeta graduada de 10ml

Soporte universal

Embudo cónico de vidrio

5 frascos de 250ml

Propipetero

Agua destilada

Cloruro de sodio

Hidróxido de sodio

Ácido clorhídrico comercial

Problema 1

¿Cómo se prepara una solución sólido – Líquido?

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

PREPARACION DE SOLUCIONES SÓLIDO-LIQUIDO

1. Calcula la masa del sólido que va a pesar para preparar la solución

del volumen y concentración especificada. Si el sólido cristaliza con

moléculas de agua, debe de tomarlas en cuenta al momento de los

cálculos.

2. Pese a continuación el sólido tomando en cuenta las sugerencias

siguientes:

a) Los reactivos sólidos NUNCA se ponen directamente sobre el

platillo o sobre un pedazo de papel, ya que se puede contaminar el

sólido y, en algunos casos, deteriorarse la balanza. Siempre utiliza

un pesa sustancias, como un vidrio de reloj, vaso de precipitados

pequeño o cápsula de porcelana.

62

b) Conoce las características de la balanza, así como la precisión de

esta.

c) Ten cuidado de no añadir materia “extraña” al pesa sustancias,

evitando ponerlo sobre una superficie húmeda o sucia. En

operaciones que requieren de mucha más precisión, hasta una

huella digital sobre el pesa sustancias puede afectar los cálculos.

d) No te obsesiones en pesar la masa exacta del reactivo sólido,

basta con que sea lo mas aproximado posible. Con la cantidad

pesada se calculara la concentración exacta de la disolución que

se va a preparar.

e) No retornes NUNCA el exceso de sustancia al bote original de

reactivo, ya que podrías impurificarlo

f) Evita colocar la tapa del bote reactivo boca abajo, ya que podría

absorber materia que contaminaría la sustancia del bote al

colocarla de nuevo sobre el recipiente.

3. Las disoluciones se preparan en matraces aforados, cuyo volumen

exacto se ha calibrado a una temperatura de 20C y se señala

mediante una raya horizontal grabada conocida como aforo. Hay

especies químicas que al ser disueltas en agua generan una gran

cantidad de calor o se enfrían de manera violenta (ver calor de

dilución), por lo que afectan permanentemente la exactitud de

medición que tienen estos matraces. Es por ello, que jamás debes

disolver directamente ningún soluto en un matraz aforado, ya que

además de echar a perder el equipo, no lograras una medición

precisa. Para esto, primero logra que el soluto se disuelva en un vaso

de precipitados con un volumen de agua mucho menor al de la

capacidad del matraz y espera que alcance la temperatura ambiente

63

(para asegurarse de esto basta con tocar el vaso de precipitados con

l

a

m

a

n

o

)

.

4. Traslada el sólido disuelto al matraz aforado como lo describe la

figura 1

Con una piseta o frasco lavador asegúrate de arrastrar cualquier

resto contenido en el vaso de precipitados. No siempre es adecuado

usar un embudo para hacer el transvasado.

5. Añade agua destilada al matraz aforado sin llegar al inicio del cuello.

Ponga el tapón esmerilado y voltee el matraz unas 10 veces para

homogenizar la solución.

6. Completa el aforo cuidadosamente y deje reposar la disolución a fin

de comprobar su homogenización.

7 .Puede transferir la solución a un frasco limpio y seco, tápelo y rotúlelo

figura 1

64

El HCl comercial (generalmente al 38% en peso) desprende vapores irritantes y tóxicos, evite inhalarlos. Usa mascarilla y haz esta operación en la campana. Es altamente corrosivo.

Riesgo

Químico

con una etiqueta en la que conste la disolución de la que se trata, su

concentración y su fecha de preparación.

8..Prepara las siguientes soluciones siguiendo el método descrito en los

pasos anteriores de preparación de soluciones sólido-líquido: 100ml de

NaCl 0.1M, 100ml de NaOH 0.5M.

Problema 2

¿Cómo se prepara una solución líquido- Líquido?

PREPRACION DE SOLUCIONES LIQUIDO-LIQUIDO

Cuando se van a llevar a cabo este tipo de disoluciones es mucho mas practico

medir el volumen del soluto que su masa. En esta práctica vas a preparar

soluciones de concentraciones mas diluidas a partir de otras mas concentradas

del reactivo deseado. En concreto se van a preparar disoluciones ácidas, y

distinguiremos dos casos, según se parta del ácido comercial, cuya densidad y

riqueza se conoce, o de una disolución mas concentrada del ácido, de la que se

conoce su molaridad.

1. A partir de los datos de riqueza y densidad del ácido comercial

especificado en su etiqueta, calcula el volumen del producto

comercial que debe disolver para obtener la concentración deseada

de la disolución. En caso de no conocer la densidad del ácido

determínala con ayuda de la balanza analítica (procura mantener el

compartimiento superior de la caja de medición abierta para que los

vapores del ácido no se queden en la balanza). Densidad =

masa/volumen

65

Precaución

Al hacer cualquier solución debes agregar el soluto sobre el agua, principalmente cuando se trata de ácidos concentrados, pues de este modo la superficie de contacto entre los dos reactivos disminuye y la generación de calor es menos violenta.

El proceso termoquímico es conocido como calor de dilución y está relacionado con la asociación de las moléculas del solvente y el soluto (solvatación). En el caso de los ácidos se debe a la formación del ion hidronio (H3O+).

H2O + H+ H3O+

+ calor

Es por esto, que primero se debe conseguir la dilución del soluto en un vaso de precipitados y no en un matraz aforado directamente, pues el calor liberado puede afectar nuestras mediciones.

Recuerda, también, nunca calentar a la flama o enfriar súbitamente cualquier cristalería aforada (pipetas, matraces, etc.) ni siquiera para secarlos.

2. Transvasa un volumen de ácido comercial superior calculado en el

apartado anterior desde el recipiente hasta un vaso de precipitados

limpio y seco, ayudándote para ello de una varilla de vidrio. La varilla

conduce al líquido, evitando que resbale por la pared de la botella y

salpique al caer.

3. Debes medir el volumen del ácido con una pipeta volumétrica o

graduada para una mayor precisión.

a) Si la pipeta no esta

perfectamente limpia, lávala con

una solución jabonosa y enjuágala

varias veces con agua del grifo, y

una ultima vez con agua destilada.

Si la pipeta esta bien limpia debe

dejar una película continua al fluir

liquido, es decir, no deben de

quedar gotas de agua adheridas a

las paredes interiores de la pipeta.

b) Introduce el extremo de la pipeta por debajo de la superficie

del líquido y con ayuda de un propipetero o dosificador succiona 3

o 4ml de reactivo. Inclina con cuidado la pipeta y rótala para que

el líquido moje por completo las paredes interiores de la pipeta.

Toma un vaso de precipitados y vierte en él los productos de

desecho de los enjuagues realizados.

c) Vuelve a introducir la pipeta en el vaso donde se encuentra el

ácido concentrado y llénala hasta por encima de la marca de

calibrado. Saca el extremo de la pipeta y límpiala con papel filtro o

figura 2

66

un trozo de toalla grueso.

d) Sitúa la pipeta sobre el vaso de precipitados que utilizas para los

desechos (observa la figura 3). Mantén el vaso en posición

ligeramente inclinada y, manteniendo la pipeta en posición vertical

apoyada sobre la pared interior del vaso, deja caer el volumen de

liquido en exceso (conviene practicar primero con una pipeta

limpia y agua destilada para aprender a manejarla y controlar la

velocidad de vertido).

4. Sitúa la pipeta sobre el vaso de precipitados en el que va a verter el

líquido, el cual debe de contener un volumen inferior de agua

destilada al de la capacidad del matraz aforado donde vas a preparar

la solución. Esto se hace con el objetivo de evitar que el matraz

volumétrico reciba el calor de dilución y disminuya la precisión de

medición (la mayoría de los matraces aforados están calibrados a

20°C), además, es mucho mas fácil trasvasar el liquido a través de un

vaso de precipitados.

5. Durante el vertido mantén el extremo de la pipeta apoyado sobre la

pared del recipiente y por encima del nivel del líquido. El

recipiente debe de mantenerse ligeramente inclinado. Espera

unos segundos hasta que el líquido haya escurrido bien antes de

sacar la pipeta.

6. Asegúrate de que la disolución esta a temperatura ambiente al

momento de hacer el trasvasado. En ocasiones es demasiada

seductora la idea de usar un embudo para facilitar el trasvasado, pero

no es lo más conveniente. Tendrás que obtener la habilidad de hacer

el trasvasado usando solo el vaso de precipitados, debido a que los

embudos acumulan impurezas en el vástago (tallo del embudo) que

son difíciles de limpiar, además, las paredes exteriores del vástago

67

desplazan o acarrean parte de la solución al introducirlo en el cuello

del matraz aforado.

7. Añade agua destilada al matraz aforado sin llegar al inicio del cuello.

Ponga el tapón esmerilado y voltee el matraz unas 10 veces para

homogenizar la solución.

8. Completa el aforo cuidadosamente y deje reposar la disolución a fin

de comprobar su homogenización.

9. Puedes transferir la solución a un frasco limpio y seco, tápalo y

rotúlalo con una etiqueta en la que conste la disolución de la que se

trata, su concentración y su fecha de preparación.

10. Prepara 100ml de HCl 1M, partiendo de un HCl comercial donde la

densidad y concentración esta indicada en la etiqueta. En caso de no

estar la densidad, calcúlala.

Problema 3

¿Cómo se prepara una solución por dilución?

PREPARACION DE SOLUCIONES POR DILUCION

Un caso frecuente en el laboratorio es el de preparar una disolución a partir de

otra de mayor concentración. En este caso la forma de preparar la solución no

difiere de la anteriormente expuesta, solo varia en el modo de realizar los

cálculos para determinar el volumen necesitado.

68

1. A partir de la concentración de la disolución concentrada, calcula el volumen

de la misma que debe tomar para preparar el volumen deseado de

disolución diluida.

2. Mide el volumen necesario del ácido diluido con un pipeta.

3. Prepara la disolución siguiendo la técnica de preparación utilizada para los

sólidos.

4. Prepara de HCl 0.1M, tomando la cantidad necesaria de la disolución

preparada en el caso anterior y diluyendo hasta el volumen del matraz que se

esta utilizando.

5. Deposita cada una de las soluciones anteriores en un frasco limpio y seco

que cierre perfectamente (de preferencia un frasco reactivo ámbar). Recuerda

etiquetar adecuadamente, pues estas soluciones se utilizaran en prácticas

posteriores.

69

Succiona con la perilla

Descarga hasta estar sobre la marca de calibración

Suelta el dedo índice para liberar el líquido

Apoya la pipeta en la pared del recipiente

Si una gota queda en la punta no intentes vaciarla. La pipeta esta calibrada para que esta cantidad permanezca

figura 3- Técnica apropiada para utilizar una pipeta

70

CUESTIONARIO:

1. Escribe todos los cálculos que realizaste en cada una de las soluciones

sólido- líquido que preparaste.

2. ¿Qué cantidad de HCl concentrado tomaste para preparar la solución 1M?

Justifícate con cálculos

3. ¿Qué cantidad de la solución 1M de HCl tomaste para preparar la solución

0.1 M? Justifícate con cálculos

4. ¿La concentración para cada una de las soluciones es exactamente igual a

la calculada? ¿Por qué?

5. Escribe los cálculos que realizaste para preparar la solución por disolución.

BIBLIOGRAFIA

1. Química, La Ciencia Central. Brown. 1997. Prentice Hall. México.

2. Fudamentos de química. Ocampo G.A.; Fabila G. F.; Juárez J.M.;

Monsalvo R.; Ramírez V.M. 2000. Publicaciones cultural. México

3. Petrucci, R. H. Y Harwood, W. S. (1999).Química General. Prentice Hall

Iberia. Madrid.

71

PRACTICA. 10

ESTEQUIOMETRIA. LA LEY DE LA CONSERVACION DE LA MATERIA

OBJETIVOS

El alumno comprobará la ley de la conservación de la materia (Lavoisier , 1734-

1794), pesando una sustancia antes y después de que tome parte una reacción

química.

INTRODUCCION

La naturaleza cuantitativa de las fórmulas químicas se denomina

estequiometría. La palabra se deriva del griego stoicheion (elemento) y metron

(medida), es decir es la herramienta química para medir cantidades, por

ejemplo problemas tan diversos como calcular la cantidad de ozono que hay en

la atmósfera, determinar el rendimiento potencial de oro de una mina, etc. El

principio básico es conocer lo que se denomina "un mol", que equivale al

número de Avogradro (6.022x1023 átomos, moléculas o iones) o también se

conoce como el peso molecular expresado en gramos de cualquier elemento o

compuesto.

MATERIAL Y EQUIPO

Balanza, 1 matraz Erlenmeyer de 250 ml, 1 globo grande, 1 probeta de 25 o 50

ml, 1 embudo de filtración.

Reactivos: 0.5 g de bicarbonato de sodio (NaHCO3), 20 ml de ácido clorhídrico

al 3.7 % (HCl).

METODOLOGIA

1.- Coloque en el matraz Erlenmeyer 20 ml de HCl al 3.7%, empleando una

probeta.

2.- Pese 0.5 g de NaHCO3 y vacíelo cuidadosamente en el interior del globo.

3.- Ajuste el globo a la boca del matraz Erlenmeyer, teniendo cuidado de que no

caiga el NaHCO3 dentro del matraz.

72

4.- Coloque el sistema en la balanza y péselo. El valor obtenido será masa 1.

5.- Sin retirar el sistema de la balanza, permita que caiga el NaHCO3 en el

matraz. Una vez terminada la reacción (cuando ya no se observe

desprendimiento de gases), pese nuevamente el sistema y el valor obtenido

será masa 2

Anote sus datos:

Masa 1 Masa 2

CUESTIONARIO

1.- ¿Se cumple la ley de la conservación de la material? Explique por qué.

2.- De acuerdo con la reacción que se llevó a cabo:

NaHCO3 + HCl -------- CO2 + NaCl + H2O

a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál en exceso?

b) ¿Cuántos moles de Cloruro de sodio se obtienen?

c) ¿Cuál es el rendimiento teórico para el dióxido de carbono?

d) Suponiendo que se obtuvieron 0.0912 g de dióxido de carbono, ¿cuál es

el % de rendimiento?

3.- Balancee las siguientes ecuaciones químicas:

a) __ Cu + __ HNO3 ----- __ Cu(NO3)2 + __ NO2 + __H2O

b) __ Cu(NO3)2 + __ NaOH ------ __ Cu(OH)2 + NaNO3

c) __ Cu(OH)2 + Calor ------ __ CuO + __

BILIOGRAFIA

Química, La Ciencia Central. Brown. 1997. Prentice Hall. México.

73

PRACTICA. 11

CONCENTRACION DE SOLUCIONES

OBJETIVOS

El alumno aprenderá a preparar soluciones de diferentes concentraciones y a

medir el pH.

INTRODUCCION

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Una de

estas sustancias se llama solvente y por lo regular es el componente que esta

presente en mayor cantidad. Las demás sustancias de la solución se

denominan solutos y decimos que están disueltas en el disolvente. Los

científicos han empleado diferentes términos para expresar la concentración de

una solución: Molaridad, ppm (partes por millón), molalidad, % en masa.

Molaridad ( M ) = número de moles de soluto

Litros de solución

6

Partes por millón (ppm)= masa de un componente X 10

masa total de la solución

Fracción molar de un componente = moles de un componente

moles totales de todos los componentes

% en masa de un componente = masa de un componente en solución X 100

masa total de la solución

Molallidad = moles de soluto

kilogramos de disolvente

74

MATERIALES

2 Vasos de precipidatos de 100ml, 2 Matraces aforados de 50ml, balanza,

espátulas.

REACTIVOS

Acido clorhidrico, NaOH, glucosa.

METODOLOGIA

1.- Hacer los cálculos correspondientes para preparar una solución 0.1 M de

HCl en un matraz aforado de 50ml, y una solución 0.1 M de NaOH aforando a

50ml. Tomando en cuenta las especificaciones de la etiqueta.

2.- Hacer los cálculos correspondientes y preparar una solución de glucosa que

esta el 11.9 %.

3.- Tomar el pH de las soluciones en cuestión.

Anote sus resultados

Solución pH

HCL 0.1M

NaOH 0.1M

C6H12O6

BIBLIOGRAFIA

1. Química, La Ciencia Central. Brown. 1997. Prentice Hall. México.

2. Fudamentos de Química. Ocampo G.A.; Fábila G. F.; Juárez J.M.;

Monsalvo R.; Ramírez V.M. 2000. Publicaciones Culturales. México.

75

PRACTICA 12

SOLUCIONES ACUOSAS

OBJETIVOS

El alumno distinguirá la diferencia entre un electrolito débil y un fuerte,

empleando el concepto de enlace químico, afinidad electrónica y características

de un metal y un no metal.

INTRODUCCION

Las soluciones iónicas se caracterizan por contener partículas cargadas

(iones), y por eso conducen la electricidad. La conducción de la corriente

eléctrica es efectuada por lo iones, y la intensidad de esta dependen de la

concentración de los iones en la solución. Por tanto:

Las soluciones moleculares están constituidas de moléculas neutras (sin carga) y, por ello, no son conductores de electricidad.

Las soluciones iónicas o electrolíticas presentan partículas móviles cargadas (iones) responsables de su buena conductividad eléctrica.

Existen soluciones moleculares provenientes de la disolución de un soluto

molecular en agua que se mantiene inalterado. Es el caso de una solución

acuosa de azúcar. Hay sustancias moleculares como HCl, que al disolverse en

agua generan iones, y la solución formada se denomina electrolítica

(conductora de electricidad). Así, el HCl disuelto en agua reacciona de esta

manera formando iones:

HCl + H2O → H3O + Cl-

(ion hidronio) (ion cloruro)

Existen solutos formados de iones que al disolverse en agua los liberan a la

solución, dejándolos libres para la conducción de corriente eléctrica. Esto

ocurre, por ejemplo, con el NaCl:

NaCl + H2O → Na + Cl

(acuoso) (acuoso)

MATERIAL

Vasos de precipitados, espátulas, balanza , diferentes compuestos: glucosa,

NaCl, aceite vegetal, agua de la llave, agua de piscina, agua filtrada, agua de

lluvia

METODOLOGIA

76

Emplea el montaje de la figura 1-28 para las pruebas. En él se debe usar un

foco de baja potencia (de 5 a 15 W). Utiliza las muestras siguientes:

** agua de mar (o agua salada).

** suero casero (preparado con un vaso de agua, una cucharada rasa de azúcar

y 1 pizca de sal).

** agua de piscina

** agua de la llave

** agua filtrada

** agua destilada

**agua de lluvia.

Observa con qué muestras el foco permanece apagado y con cuales se

enciende. Compara la intensidad del brillo en el foco en estos casos.

MUESTRAS ¿encendió el foco?

agua de mar (o agua salada).

suero casero (preparado con un vaso de agua, una cucharada rasa de azúcar y 1 pizca de sal).

agua de piscina

agua de la llave

agua filtrada

agua destilada

agua de lluvia.

CUESTIONARIO

¿Con qué soluciones prendió la bombilla? Porqué?

¿Con qué soluciones no prende? Porqué?

¿Qué tipo de enlace existe en compuestos moleculares y en compuestos

iónicos?

¿Qué es un electrolito fuerte y un débil?

77

BIBLIOGRAFIA

1. Química, La Ciencia Central. Brown. 1997. Prentice Hall. México.

2. Fudamentos de química. Ocampo G.A.; Fabila G. F.; Juárez J.M.; Monsalvo

R.; Ramírez V.M. 2000. Publicaciones cultural. México.

78

PRACTICA. 13

LA CORRIENTE COMO INDICADOR DE UNA NEUTRALIZACION

OBJETIVOS 1.- El alumno determinará la acidez de una sustancia, reconociendo las reacciones de neutralización.

2.- El alumno observará la aplicación de los principios de electrolito y no electrolito, al aplicar una corriente eléctrica en una solución acuosa.

INTRODUCCION

El procedimiento mediante el cual se conoce la concentración de una

solución problema a través de una solución estándar se denomina titulación.

Para poder titular una solución desconocida con una estándar, debe haber

alguna forma de determinar cuando se ha llegado al punto de equivalencia de la

titulación, para tal fin se emplean indicadores ácido-base, los cuales tienen un

color en ácido y otro cuando el pH es alcalino, cuando cambia el color se llega

al punto de equivalencia o punto final, esto se puede determinar al mismo

tiempo determinar cuando se suspende la conducción de electricidad pues se

agotan los iones en solución.

MATERIALES

3 Vasos de precipitad, soporte, nuez doble, papel adhesivo, bureta de 25 ml,

agitador, lámpara o bombilla, 3 conexiones, 2 pinzas de cocodrilo, 1 pipeta de

10 ml, electrodos.

REACTIVOS

Solución de ácido sulfúrico, H2SO4 de concentración desconocida.

Solución de Hidróxido de calcio, Ca(OH)2 de concentración 0.05 M

Fenolftaleína.

Agua desionizada.

METODOLOGIA

1.- Deposite en un vaso de precipitado una muestra de 10 ml exactos de la

solución problema (H2SO4) y agregue 3 gotas de fenolftaleína.

2.- Llene la bureta hasta la marca de aforo con solución valorada, en este caso

es la solución de Ca(OH)2 al 0.05 M. Cuide que no haya fugas.

3.- Coloque el matraz sobre un papel blanco. Antes de iniciar el goteo, verificar

que los electrodos se encuentren sumergidos en la muestra problema y

conectados a la fuente de energía (la bombilla en éste paso se encuentra

encendida).

79

4.- Abra la llave de la bureta y deje gotear la solución valorada de Ca(OH)2 en

el matraz que contiene el problema, agitando en forma constante. Cuando se

presente un cambio de color en forma permanente, cese la adición de Ca(OH)2.

En este momento debe coincidir con que se apague la bombilla.

Volumen consumido de Ca(OH)2 0.05M

Volumen de H2SO4

Moralidad del H2SO4 Anote sus cálculos y la ecuación química

CUESTIONARIO

1. Investigue en la bibliografía correspondiente:

a) El principio de equivalencia

b) Técnicas para titulación de soluciones

c) Titulación ácido-base

d) Electrolito y no electrolito

e) Principio de solubilidad

f) Reacciones de metátesis

g) Teoría de ionización

2. Anote el volumen que utilizó de la solución valorada.

3. Complete la reacción efectuada:

__ H2SO4 (ac) + __ Ca(OH)2 (ac)

4. Calcule la concentración de la solución problema.

5. ¿Cuál es la función de la fenolftaleína?

80

6. Escriba la reacción iónica completa.

7. ¿Hubo reacción de metátesis?

8. ¿Qué tipo de fuerza motriz influyó en la reacción?

9. Mencione el motivo por el cual la bombilla se apagó al coincidir en el

momento de la neutralización.

10. Exponga las conclusiones de ésta experiencia y realice dibujos que la

ilustren.

BIBLIOGRAFIA

1. Química, La Ciencia Central. Brown. 1997. Prentice Hall. México.

2. Fudamentos de Química. Ocampo G.A.; Fábila G. F.; Juárez J.M.; Monsalvo

R.; Ramírez V.M. 2000. Publicaciones Culturales. México

81

PRACTICA . 14

DIFERENCIA ENTRE MOLARIDAD Y MOLALIDAD

INTRODUCCIÓN:

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias cuyas

proporciones relativas pueden variar dentro de ciertos límites.El componente

menos abundante recibe el nombre de soluto y el de mayor abundancia se

llama solvente, las soluciones pueden ser gaseosas, líquidas o sólidas.

Debido a que la composición de una solución puede variar, es necesario

especificarla concentración de los solutos. Ordinariamente se expresa la

cantidad de soluto por cantidad de solución.

Entre las soluciones químicas comunes se encuentra la molaridad, la molalidad

y la normalidad.

PRERREQUISITOS:

1.-¿Qué es una solución?

2.-¿Qué diferencia existe entre molaridad y molalidad?

3.-¿Qué unidades para la concentración de soluciones son las más usadas y

explique cada una de ellas?

4.-Explique que es una solución química.

5.- ¿Qué material se requiere para preparar una solución química?

6.-¿Cuáles son las propiedades físicas, químicas y toxicidad de los reactivos

usados ( ácidos, y bases) y que medidas de seguridad deben emplearse al

preparar una solución?

7.-Una solución acuosa de HNO 3 cuya densidad es de 1.17 gr/ml. Y tiene una

concentración del 87% determine:

a) molaridad

82

b) molalidad

c) normalidad.

OBJETIVO:

El alumno comprenderá la diferencia entre la molaridad y molalidad, por medio

de la experimentación.

El alumno aprenderá a preparar concentración de soluciones.

MATERIAL Y SUSTANCIAS

Un matraz aforado de 100 ml.

Balanza granataria

8 frascos de vidrio(que el alumno llevará a laboratorio)

Cloruro de sodio

Sacarosa.

PROBLEMA

¿Cuál es el comportamiento entre la molaridad y la molalidad en una solución

química?

HIPOTESIS______________________________________________________

________________________________________________________________

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Prepare 100ml. De las soluciones que se te indican en las siguientes tablas, así

como completarlas de acuerdo con lo que se te pide.

SOLUCIONES DE CLORURO DE SODIO (Na Cl )

M W 2 W1 W n2 m m – M

Densidad

Mol/l soluto solvente total soluto mol/Kg g/ml

83

0.2

0.4

0.6

0.8

SOLUCIONES DE SACAROSA ( C 12 H22 O 11 )

M W 2 W1 W n2 m m – M

Densidad

Mol/l soluto solvente total soluto mol/Kg g/ml

0.2

0.4

0.6

0.8

84

Cuestionario

1.- Construya gráficas para cada una de las soluciones M (x ) y m – M ( y ), M

(x ) y m ( y ), M ( x ) y d ( y ).

¿Qué tipo de función se obtiene en cada caso?

2.-¿Qué ocurre con la diferencia “m –M “ al aumentar la concentración:

a) Para la solución de sacarosa.

b) Para la solución de cloruro de sodio

c) ¿En cuál es mayor el efecto?

3.-¿En qué condiciones la concentración molal (m ) se aproxima a la

concentración molar (M)? ¿Ocurre esto para cualquier disolvente? ¿Porqué?

4.- Conocida la concentración molal (m) ¿Cómo se puede conocer la

concentración molar (M)

BIBLIOGRAFÍA

1. Química, La Ciencia Central. Brown. 1997. Prentice Hall. México.

2. Fudamentos de química. Ocampo G.A.; Fabila G. F.; Juárez J.M.; Monsalvo

R.; Ramírez V.M. 2000. Publicaciones cultural. México.

85

PRACTICA . 15

ENLACES QUIMICOS OBJETIVO

El alumno distinguirá el tipo de enlace químico en una sustancia en base a la

presencia de iones en un enlace iónico o no en un enlace covalente utilizando

una circuito eléctrico.

NTRODUCCIÓN

Para establecer el concepto de enlace químico , podemos remontarnos a la

época de John Dalton , científico conocedor de la naturaleza química de la

materia;en algunos de sus postulados maneja lo que se considera enlace

química, mencionando la unión de átomos idénticos en la formación de un

elemento.

Desde principio del siglo XIX se conocía la existencia de una cierta relación

entre la electricidad y las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas.

La Teoría nuclear del átomo (Rutherford) y la estructura del átomo de

hidrógeno(Bohr) permitieron la explicación de los enlaces químicos.

En los enlaces químicos existe la tendencia de los átomos a adquirir la

configuración electrónica del gas noble más cercano, aunque para ello se habrá

de ceder o compartir electrones de valencia.

Los enlaces químicos se pueden clasificar en iónico, covalente, covalente

coordinado, covalente polar , covalente no polar, metálico y puente de

hidrógeno entre otros.

PRERREQUISITOS

1.- ¿QUE MANTIENE UNIDO A LOS ATOMOS?

2.-¿POR QUÉ QUEREMOS ENTENDER COMO SE ENLAZAN LOS ÁTOMOS DE UNAS SUSTANCIAS Y OTRAS.?

3.- EXPLICAR LA REGLA DEL OCTETO Y ESTRUCTURA DE LEWIS.

4.- NOMBRAR DIFERENTES TIPOS DE ENLACES PARA SU ESTUDIO.

86

5.- ¿QUE ES LA ELECTRONEGATIVIDAD Y QUIEN LA DEFINIÓ?

6.- ¿CÓMO SE PUEDE USAR LA ELECTRONEGATIVIDAD PARA PREDECIR

El CARACTER DE UN ENLACE QUIMICO?

7.- ¿QUE ES UN ENLACE COVALENTE? EXPLICA CADA UNA DE ELLOS

8.-¿QUE ES UN ENLACE IONICO (ELECTROVALENTE)?

9.-EXPLIQUE LA DIFERENCIA ENTRE ENLACE COVALENTE Y ENLACE IONICO.

10.-¿QUE ES ENLACE METALICO?

11.-¿QUE SON LAS FUERZAS INTERMOLECULARES?

.

12.-DAR EJEMPLOS DE COMPUESTOS CON DOBLE ENLACE Y TRIPLE MOSTRANDO SU ESTRUCTURA DE LEWIS.

13.-EXPLIQUE LOS TERMINOS “RESONANCIA” E HIBRIDO DE

RESONANCIA.

14.-DESCRIBA LA ESTRUCTURA MOLECULAR DEL AGUA.

15.-EXPLIQUE El ENLACE PUENTE DE HIDROGENO Y DESCRIBALO EN LA ESTRUCTURA DEL AGUA.

.

OBJETIVO:

El alumno conocerá mediante la experimentación algunas diferencias básicas

entre enlace covalente y enlace iónico.

87

MATERIAL EQUIPO Y SUSTANCIAS

4 vasos de precipitados de 100ml agua destilada

1 agitador 3g de sal común

1 espátula 3g de azúcar

2 m de cable num. 14 o 16 3ml de ácido sulfúrico

concentrado concentrado

1 socket 3ml de ácido acético .

1 foco de 40W

1 clavija

1 desarmador

1 pinzas de punta

1 pipeta graduada de 10ml

1 balanza granataria

PRACTICA

1. Utilizar El cable, foco, clavija y socket para armar un circuito eléctrico como el del inciso a.

2. Deposita 50ml de agua destilada en un vaso de precipitados de 100ml, e introducir Los dos electrodos del cable, sin aislante, por orillas opuestas del vaso. Conectar con precaución el circuito al contacto eléctrico y observar el agua y el foco (esquema, inciso b).

3. Desconecta el circuito y pesar 0.5g de cloruro de sodio. Adiciona al agua este soluto y agitar hasta la disolución. Introducir nuevamente los electrodos, conectar el circuito y observar lo que sucede. Anota los resultados en la tabla.

4. Continuar adicionando cantidades de 0.5g de cloruro de sodio y repetir el procedimiento anterior para cada adición hasta un total de 3g de cloruro en el agua. Anota los resultados.

5. Tomar otro vaso de precipitados, depositar 50ml de agua destilada y repetir el procedimiento pero utilizando azúcar hasta siete observaciones, adicionando en cada una de ellas también 0.5g. Anota los resultados.

6. Repetir El procedimiento en otro vaso de precipitados utilizando sucesivamente 0.5ml de ácido sulfúrico hasta siete observaciones (3ml

88

en total), y nuevamente con 0.5ml de ácido acético también hasta siete observaciones (3ml den total).

ESQUEMAS

(a) CABLE SIN AISLANTE

10ml de agua + 0.5g de NaCl

CONCLUSIONES, RESULTADOS Y OBSERVACIONES

1.Anotar las observaciones realizadas.

2.-Anotar Los resultados en la siguiente tabla.

soluto g/ ml NaCl Azúcar H2SO4 CH2COOH

0

0.5

1.0

1.5

2.0

2.5

3.0

89

CODIGOS

-- no enciende el foco

x encendido bajo

xx encendido regular

xxx encendido mediano

xxxx encendido normal

xxxxx encendido intenso

3.-Anota las conclusiones a que se ha llegado en la práctica.

ENLACES QUIMICOS

II. PROCEDIMIENTO

PRUEBA DE SOLUBILIDAD

Disuelva cada uno de los solutos en los solventes que indica la tabla siguiente,

y en la columna del tipo de enlace anota el que corresponda.

SUSTANCIA AGUA

(solvente)

ACIDO

ACETICO

(VINAGRE)

solvente

BENCENO

(solvente)

TIPO DE

ENLACE

CLORURO

DE SODIO

(soluto)

AZUCAR

(soluto)

UREA (soluto)

90

CONCLUSIONES RESULTADOS Y OBSERVACIONES

1.- LLENA CORRECTAMENTE LA TABLA ANTERIOR.

2.- EXPLICA CADA UNO DE LOS RESULTADOS.

3.- ANOTA LAS CONCLUSIONES DE ESTE EXPERIMENTO.

BIBLIOGRAFIA

Beyer, L. Y Fernández Herrero, V. (2000). Química Inorgánica. Ariel Ciencia.

Barcelona.

Valenzuela Calahorro, C. ( 1999). Introducción a la Química Inorgánica. Mc

Graw Hill.

91

PRACTICA. 16

REACTIVO LIMITANTE

OBJETIVOS

a) El alumno aplicará los conceptos de estequiometría para determinar

reactivos limitantes, reactivos en exceso y porcentaje de rendimiento.

b) El alumno podrá determinar mediante una serie de reacciones químicas el

reactivo limitante.

INTRODUCCIÓN

El reactivo limitante es aquel reactivo que se consume por completo en una

reacción química, por lo tanto limita, la cantidad de producto que se forma.

PRERREQUISITOS

1.- Define los términos de reactivo limitante y reactivo en exceso.

2.- Defina los términos rendimiento teórico, rendimiento real y porcentaje de

rendimiento.

3.- El carburo de silicio, SiC , se conoce comúnmente como carborundum.Esta

sustancia dura , que se emplea comercialmente como abrasivo, se fabrica

calentando SiO2 y C a altas temperaturas.

SiO2 (s) + C (s) SiC (s) + CO (g)

a) ¿Cuántos gramos de SiC pueden formarse si se permite que reaccionen 3 gramos de SiO2 y 4.5 gramos de C?

b) ¿Cuál reactivo es el reactivo limitante, y cuál está en exceso?

c) ¿ Cuánto queda en exceso después de que se consume totalmente el reactivo limitante?

4.- Cuando se burbujea sulfuro de hidrógeno gaseoso en una solución de

hidróxido de sodio, la reacción forma sulfuro de sodio y agua. ¿Cuántos gramos

de sulfuro de sodio se forman si 1.5 gramos de sulfuro de hidrógeno se

burbujea en una solución que contiene 1.65 gramos de hidróxido de sodio,

suponiendo que el reactivo limitante se consume por completo?

92

Problema

¿Qué especie actúa como reactivo limitante en la siguiente reacción química?

Pb(NO 3)2 + K 2Cr O 4 → PbCrO 4 ↓ + KNO 3

HIPOTESIS______________________________________________________

________________________________________________________________

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

1. Instale dos buretas de 50 mL. Las denominará A y B. Las disoluciones

y su concentración las proporcionará su profesor.

2. Llene la bureta A con disolución de Pb(NO3)2.

3. Llene la bureta B con disolución de K2CrO4.

4. Numere doce vasos de precipitados.

5. Agregue a cada vaso los volúmenes de reactivo A indicados en la tabla 1.

6. Caliente cada vaso en baño María hasta alcanzar casi el punto de ebullición.

7. Agregue a cada vaso los volúmenes de reactivo B indicados en la tabla 1.

Tabla 1

VASO No 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

ml. A 15 15 15 15 15 15 15 15 15 15 15 15

ml. B 1 3 5 7 9 11 13 15 17 19 21 23

8. Caliente los vasos y su contenido durante 20 minutos en baño María.

9. Numere y pese doce piezas de papel filtro en la balanza granataria/analítica y

registre la masa de cada papel seco.

10. Filtre en caliente el contenido de cada vaso sobre el papel filtro

correspondiente. Evite pérdidas de precipitado.

93

11. Lave el precipitado con agua destilada caliente y ponga a secar los

precipitados en la estufa a 50 oC.

12. Compruebe que los precipitados estén secos con varias pesadas en

diferentes tiempos.

13. Por diferencia de masas calcule la masa de precipitado obtenido en cada

vaso.

14. Registre la información obtenida en la tabla 2.

Tabla 2

Vaso No 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

ml. A 15 15 15 15 15 15 15 15 15 15 15 15

ml. B 1 3 5 7 9 11 13 15 17 19 21 23

15. Trace la gráfica gramos de precipitado obtenidos (ordenadas) en función de

los mililitros de reactivo B agregados (abscisas).

Cuestionario

1. ¿Qué relación se observa entre el volumen de reactivo B agregado y

la masa de precipitado obtenida?

2. ¿Qué valor encuentra para la ordenada al origen?

3. ¿Qué significado tiene este valor?

4. ¿Se justifica que este valor sea diferente de cero?

5. ¿En qué punto de la gráfica se observa un cambio de pendiente?

6. ¿Estima usted que este cambio es significativo?

7. ¿Qué relación se observa entre el volumen de reactivo B agregado y

la masa de precipitado obtenida en los tubos 8 a 12?

94

8. ¿Por qué después del punto 8, para volúmenes cada vez mayores de

reactivo B agregado, la masa de precipitado que se forma se mantiene

constante?

9. Con sus datos experimentales, calcule el número de moles de los

reactivos empleados en cada vaso y el número de moles de

precipitado obtenido en cada caso. Utilice la tabla 3.

Tabla 3

P b ( N O 3 ) 2 K 2 C r O 4 P b C r O 4

323.19 g/ mol

Vaso No Volumen No de Volumen No de Masa No de

(ml) mols ( ml ) mols exp. (g) mols

1

2

3

4

5

6

7

95

8

9

10

11

12

10. Trace la gráfica moles de precipitado obtenido (ordenadas) en función de

las moles de reactivo B agregado (abscisas). Recuerde que el volumen de

reactivo A se mantuvo constante.

11. ¿Por qué razón considera usted que esta gráfica conserva la misma forma

que la anterior?

12. ¿Qué valor tiene la pendiente en la primera zona de la gráfica?

13. ¿Tendría significado un valor fraccionario para esta pendiente?

14. ¿Qué significado tiene que el valor de la pendiente sea un número entero?

Justifique su respuesta en función de los datos de la tabla 2.

15. ¿Qué significado químico tiene este valor?

16. ¿Cómo explica usted que en los puntos 8 a 12 se obtenga una recta de

pendiente igual a cero?

17. ¿Cuál es el máximo número de moles de precipitado que se obtuvo?

18. ¿De qué depende este valor?

19. ¿Hay alguna relación entre este valor máximo y el punto de inflexión que se

observa en las gráficas trazadas?

20. ¿Qué conclusión se obtiene al observar los valores correspondientes al

número de moles de los reactivos A, B y precipitado, en el punto de inflexión de

las gráficas?

21. ¿Qué especie actuó como reactivo limitante en la siguiente reacción

química?

96

Pb(NO3)2 + K2CrO4 → PbCrO4 ↓ + 2KNO3

22. Escriba sus conclusiones y definición de reactivo limitante.

BIBLIOGRAFÍA

Química, La Ciencia Central. Brown. 2002. Prentice Hall. México.

97

PRACTICA. 17

COSTO DE PRODUCCION DE MATERIAS PRIMAS EN BASE AL

PROCENTAJE DE REMDIMIENTO

OBJETIVO

Calcular el costo de producción de una reacción química con base en costo de

las materias primas.

Efectuar cálculos estequiometricos para determinar el rendimiento de una

reacción química a partir de datos experimentales.

INTRODUCCIÓN

La estequiometría es la parte de la química que se refiere a la determinación de

las masas de combinación de las substancias en una reacción química.

Esta cuantificación tiene como base la ley de la conservación de la masa

establecida por Lavoisier que establece lo siguiente

“La suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los

productos”

Para efectuar cálculos estequiometricos es necesario representar la reacción

química por medio de una ecuación balanceada de la que a su vez es posible

obtener información relacionada con el tipo de sustancias que participan en el

proceso, propiedades físicas de las mismas, dirección o sentido de la reacción,

absorción o desprendimiento de energía calorífica, etc.

Ejemplo:

De esta ecuación que representa la producción de amoniaco a partir de

hidrogeno y nitrógeno, se puede decir que se trata de una reacción de síntesis,

reversible, exotérmica, homogénea, cabalizada y en la que 6 unidades de masa

98

de hidrogeno se combinan con veintiocho unidades de nitrógeno, para producir

treinta y cuatro unidades de masa de amoniaco. El amoniaco se emplea para

producir fertilizantes.

Estas unidades de masa pueden ser en gramos, kilogramos, toneladas, etc.

Si la unida de masa se refiere específicamente al PESO MOLECULAR

GRAMO, entonces se expresará en gramos, por que el peso molecular es la

suma de los pesos atómicos de los átomos representados en la formula de la

sustancia.

En el caso anterior, el peso molecular de amoniaco es 17 y se encuentra

representado dos veces según el balance de la ecuación.

Pesos atómicos

Peso molecular

En un proceso industrial en el que ocurre una ecuación química es necesario

hacer uso de la estequiometria con el fin de establecer un balance de materias,

mismo que conlleva un balance económico al considerar el costo de las

materias primas en las cantidades requeridas para una producción

preestablecida

La estequiometría permite resolver problemas inherentes al calculo de las

cantidades de reactivos para obtener un producto o bien al calculo

estequiometrico son

PUREZA DE UN REACTIVO

RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN

La pureza de un reactivo: es la relación en la que se encuentra una sustancia

en especie dentro de una muestra.

99

El rendimiento de una reacción química indica en que medida, un reactivo se

convierte en producto o bien en que cantidad se obtiene un producto con

respecto a una cantidad teórica o ideal esperada.

Finalmente, con objeto de asegurarse que se consuma totalmente un reactivo

se agrega otro en mayor proporción estequiometrica. Al principio se llama

REACTIVO LIMITANTE y al segundo se la llama REACTIVO EN EXCESO.

Ejemplo. Sea el proceso

Se pregunta ¿Qué cantidad de amoniaco se podrá obtener a partir de 100

de hidrogeno cuya pureza es del 99%, y nitrógeno en exceso, si la eficiencia de

la reacción es del 80% ?

Solución. Los pesos moleculares representan las proporciones definidas en las

que se combinan la sustancias, por lo que para cualquier otra cantidad de

reactivo, habrá una cantidad proporcional de producto

El resultado “real” se obtiene cuando se consideran los factores de pureza y

rendimiento.

Como se ve la cantidad real de producto disminuye con respecto al cálculo ideal

por los factores antes mencionados

100

MATERIAL Y REACTIVOS

vaso de precipitados de 100 ml.

vaso de precipitados de 250 ml

soporte universal con anillo y tela de asbesto

embudo tallo largo para filtración simple

mechero Bunsen

agitador de vidrio

pinzas para crisol

vidrio de reloj

espátula chica

hoja de papel filtro de 10*10 cm.

estufa con termómetro

desecador

balanza electrónica

sustancias empleadas

Limadura de hierro (Fe) de 98.5% de pureza

Sulfato cuprico hidratado (cristales)

Agua destilada

PROCEDIMIENTO

1. Lave el vaso de precipitados y enjuaguuelo con agua destilada. No es

necesario secarlo pero manéjelo todo el tiempo con las pinzas para crisol.

2. Agregue 50 ml de agua destilada al vaso y monte el equipo.

101

3. Pese el papel filtro y anote ese valor

4. Pese en el vidrio de reloj, limpio y seco, cinco gramos de sulfato cúprico

penta hidratado y agréguelo al vaso con agua. Anote también el peso del vidrio

de reloj limpio y seco

5. Agite con la varilla hasta disolución total luego caliente suavemente con

flama baja para evitar que la solución comience a hervir. En ese momento,

encienda la estufa para que alcance una temperatura comprendida entre 90 y

95 C°

6. Al mismo tiempo, pese en el vidrio de reloj, lo mas exacto posible un gramo

de limadura de hierro.

7. Adicione poco a poco la limadura al vaso y continué el calentamiento con

flama baja.

8. cuando todo el hierro haya reaccionado suspenda el calentamiento y deje

enfriar el vaso con su contenido Nota: el término de la reacción se percibe

porque en el fondo del vaso debe haber un residuo en forma de polvo fino color

rojo y en algunas ocasiones porque la solución pierde su color azul.

9. Proceda a filtrar, agitando constantemente la solución para evitar que parte

del producto se quede en el vaso. Si esto sucede agregue un poco de agua

destilada. Reciba el filtrado en un vaso de 100

10. Lave el residuo obtenido y luego coloque el papel que contiene el polvo rojo

extendido sobre el vidrio de reloj para su secado en la estufa.

11. Observe constantemente su producto para verificar que se haya secado

completamente lo cual ocurre entre 10 y 20 minutos.

12. Una vez que esté seco. Llévelo al desecador para que se enfrié durante

cinco minutos y luego péselo nuevamente. Anote este valor.

13. Determine la masa de producto obtenido experimentalmente.

102

Masa de producto = (masa final de vidrio + papel + residuo) - (masa de vidrio +

papel)

CONCLUSIÓN

La estequiometría nos sirve para calcular y conocer la cantidad de materia de

los productos que se forma a partir de los reactivos.

En el caso de esta práctica, partimos que los reactivos son 5 gr. de CuSO4 y 1

gr. De Fe2 98.5 % de pureza. Durante la práctica, el reactivo limitante es el Fe2

ya que, durante la reacción química es el que se agota primero. Al hacer

cálculos estequiométricos indicados en la pregunta 4 del cuestionario,

obtenemos la cantidad de cobre esperada; esto porque debemos partir de la ley

“la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma” en otras palabras,

todo lo que entra debe salir. Es por eso que la ecuación química debe estar

balanceada. Esta reacción es de sustitución simple y es endotérmica, ya que

para efectuarse requerimos de energía calorífica. También se calcula la eficacia

de nuestro experimento.

CUESTIONARIO

1. Complete la ecuación de la reacción química de simple sustitución, llevada a

cabo en esta práctica, con formular y nombres de las sustancias (reactivos y

productos)

2CuSO4 (ac) + Fe2 (s) 2FeSO4 + Cu2

Donde:

CuSO4 Sulfato cúprico

Fe2 Limadura de Hierro

FeSO4 Sulfato ferroso

Cu2 Cobre

103

2. Clasifique este proceso de acuerdo con su dirección con el estado físico de

las sustancias y de acuerdo con la energía calorífica requerida para llevarlo a

cabo.

Es endotérmico ya que para que se lleve acabo la reacción química necesito de

energía calorífica, es irreversible porque la flecha indica una sola dirección y es

de sustitución simple.

3. ¿Qué sustancia es el polvo rojo que se obtiene como producto principal en

esta reacción y que aplicaciones industriales tiene?

Se obtiene cobre. La industria de transformación de los alimentos utiliza una

cantidad importante de aleaciones de cobre y esto se debe a su elevada

conductividad térmica, buena resistencia a la corrosión y fácil manejo. En la

industria de los alimentos, el cobre es usado en pailas para la producción de

mermelada y refinación de azúcar. Recipientes similares son usados en la

fabricación de dulces y pastillas para propósitos médicos. El cobre también es

utilizado en el manejo de alimentos líquidos. En la fabricación de cerveza, la

fermentación se produce en calderas de cobre y el proceso de purificación del

mismo se lleva a cabo en un equipo de destilación de cobre.

En la industria química muchos recipientes de reacción y filtros son de cobre o

aleaciones así como en diversos tipos de cambiadores de calor, esenciales en

los procesos químicos, Tanques metálicos fabricados a base de cobre son

usados para el almacenamiento de ácidos y otros productos químicos. En una

refinería de petróleo, las columnas de destilación y torres para producir cloro

etano (un solvente de grasas) son fabricadas con una aleación de bronce al

silicio.

4. Calcule la masa de cobre que teóricamente se esperaba obtener, con base

en el reactivo limitante que es 1 gramo de hierro de 98.5% de pureza.

Datos.

5 gr. de CuSO4

104

1 gr. De Fe2 98.5 % de pureza

2CuSO4 + Fe2 2FeSO4 + Cu2

nFe2 = m / P. m. = 1 g/111.68 g/mol = 0.008954154 mol.

1 mol de Fe2 1 mol de Cu2

0.008954154 mol. de Fe2 0.008954154 mol de Cu2

m Cu2 = n * P. m. = 0.008954154 mol * 127.08 g/mol = 1.13789389 gr. de Cu2

(ideal)

m Cu2 = 1.13789389 gr. de Cu2 (ideal) * (0.985) = 1.120825482 gr. de Cu2

(real)

5. ¿Existe diferencia entre el peso esperado teóricamente y el obtenido

experimentalmente? Explique en cualquier caso.

El peso obtenido experimentalmente de Cu2 fue de 0.9 gr y el teórico es de

1.120825482 gr . Esto es porque durante el procedimiento del experimento

pudo haberse medido mal o pudimos haber perdido materia en cada uno de los

aparatos utilizados.

6. Determine el rendimiento de la reacción.

7. ¿Qué cantidad de cobre podría obtenerse a partir de 100 g de hierro con una

pureza de 99%, considerando además el rendimiento obtenido en el punto

anterior?

Datos.

105

5 gr. de CuSO4

100 gr. De Fe2 99% de pureza

80.29% de rendimiento

2CuSO4 + Fe2 2FeSO4 + Cu2

nFe2 = m / P. m. = 100 g/111.68 g/mol = 0.895 mol.

1 mol de Fe2 1 mol de Cu2

0.895 mol. de Fe2 0.895 mol de Cu2

m Cu2 = n * P. m. = 0.895 mol * 127.08 g/mol = 113.7366 gr. de Cu2 (ideal)

m Cu2 = 113.7366 gr. de Cu2 (ideal) * (0.99) * (.8029) = 90.4059 gr. de Cu2

(real)

8. Investigue el costo de cada reactivo empleado en esta práctica y calcule el

costo total de su experimento considerando únicamente las materias primas

(agua, sulfato de cobre y hierro).

Nota: deberá hacer una cotización, por lo menos, con dos proveedores

diferentes.

9. ¿Qué le representa a usted, como administrador industrial, el costo de una

materia prima y el rendimiento de una reacción química?

Como ingeniero en informática, representa información que podría ser

necesaria para hacer un programa que calcule la materia necesaria para

obtener una cantidad específica de cobre. A demás significan gastos para la

empresa que se dedique a esta actividad.

10. Anote sus conclusiones generales de esta práctica.

La estequiometría nos sirve para calcular y conocer la cantidad de materia de

los productos que se forma a partir de los reactivos.

106

En el caso de esta práctica, partimos que los reactivos son 5 gr. de CuSO4 y 1

gr. De Fe2 98.5 % de pureza. Durante la práctica, el reactivo limitante es el Fe2

ya que, durante la reacción química es el que se agota primero. Al hacer

cálculos estequiométricos indicados en la pregunta 4 del cuestionario,

obtenemos la cantidad de cobre esperada; esto porque debemos partir de la ley

“la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma” en otras palabras,

todo lo que entra debe salir. Es por eso que la ecuación química debe estar

balanceada. Esta reacción es de sustitución simple y es endotérmica, ya que

para efectuarse requerimos de energía calorífica. También se calcula la eficacia

de nuestro experimento.

BIBLIOGRAFÍA

Diccionario Enciclopédico Ed. Océano, Edición 1995

Paul E. Tippens. Física, Conceptos Y Aplicaciones Ed. Mc Graw Hill, 5a Edición

México 1996, Pág. 310-312.

Smoo Robertt, Price Jack. Química: Un curso moderno. Ed. CECSA, 12a

Edición. México 1990, Pág. 348-349.

Paul Ander, Anthony J. Sonsea . Principios de Química. Introducción a los

conceptos básicos. Ed. Limusa, Pág. 413

Guillermo Garzón G. Fundamentos de Química General . Ed. Mc. Graw Hill,

Pág. 144

http://www.lafacu.com/apuntes/quimica/esta_mate/default.htm

http://html.rincondelvago.com/estequiometria_4.html

107

PRACTICA 18.

EJERCICIOS DE SINTESIS PARA ESTEQUIOMETRIA

OBJETIVO

Esta práctica tiene por objetivo afianzar los conceptos adquiridos en clase sobre

reacción química y eficiencia de reacción e introducir al estudiante en las

operaciones básicas frecuentes en la síntesis de sustancias inorgánicas a

escala de laboratorio.

INTRODUCCION

SINTESIS DEL SULFATO DE SODIO

El sulfato de sodio, Na2SO4 , es uma sal higroscópica que cristaliza a partir de

soluciones acuosas em su forma hiddratada, Na2SO4 10.H2O. Este compuesto

tiene la particularidad de cristalizar en su forma anhidra a partir de soluciones

de concentración superior al 55% y temperaturas mayores de 31°C o bien, en

su forma de sal deca-hidradata, cuando la temperatura de las soluciones

madres es inferior a 30° C.

Para efectos de la práctica, tengase en cuenta que la solubilidad del sulfato de

sodio decahidratado es, aproximadamente del 55% P/V ( peso a volumen ) a

30°C, del 20% a 20C y del 6% a 0C.

El procedimiento de síntesis consiste simplemente en mezclar las soluciones de

hidróxido de sodio y ácido sulfúrico en proporción estequiométrica para formar

la sal, que puede desprenderse bajo la forma de un precipitado anhidro- si la

energía de reacción es suficiente para elevar la temperatura de la mezcla por

encima de 31-C – o como sal hidratada en caso contrario.

Para obtener la sal hidratada, en cualquiera de los casos, se enfría la mezcla

reaccionante hasta aproximadamente 0C en un baño de hielo y se filtran los

cristales formados de modo convencional. El resiudo se lava deos veces con

108

pequeñas cantidades de etanol comercial para retirar los residuos de

fenolftaleina y agua y posteriormente de seca a 20°C durante 15 minutos antes

de pesar.

MATERIALES Y REACTIVOS

Dos vasos de precipitados de 100 ml de capacidad

Un vaso de precipitados de 250 ml de capacidad

Dos poetas graduadas de 25 ml

Un embudo de vidrio

Vidrio de reloj

Un aro de hierro o soporte para el embudo

Papel filtro cualitatirvo

Termómetro escala 10-110C

Varilla de vidrio

Frasco lavador

Solución de NaOH 4 M

Solución de H2SO4 2.M

Además de los anteriores materiales y reactivos, cada grupo de estudiantes

deberá llevar a la práctica, paños absorbenes o toallas de papel blancas,

marcadors tinta indeleble, cinta de enmascarar y vaselina como elementos

genéticos para todas las prácticas. En particular, para esta, se debe llevar como

materiales adicionales una botella de etanos comercial por sesión de

laboratorio.

PROCEDIMEINTO

Coloque en un vaso de precipitados de 100 ml de capacidad, una

alícuota de 10 ml de solución de ácido sulfúrico de concentración 2M y

109

ajuste este recipiente dentro de otro vaso de precipitados de 250 ml que

contenga algunos trozos de hiela, con el propósito de refrigerar la mezcla

reaccionanate.

Adicione dos gotas de indicador fenolftaleina y, lentamente desde una

bureta y con agitación constante, 10 mls de solución de hidróxido de

sodio 4.0M Cerciorese de adicionar una cantidad equivalente de

hidroxido, manteniendo el goteo desde la bureta hasta que en mezcla

reaccionante persista una muy débil coloración rosada.

Retire entonces la bureta de hidróxido de sodio y enfríe la mezcla

reaccionante hasta cuando su temperatura descienda a 20-25°C.

Homogenice vigorosamente durante aproximadamente cinco minutos y

deje la mezcla, lo más cerca posible a 0°C, durante por lo menos 15

minutos. Controle esta temperatura utilizando un termómetro.

Pase la mezcla reaccionante a través de un pales filtro, grado cualitativo

y lave sobre él los cristales de sulfato de sodio deca-hidratado con

pequeñas porciones de etanol.

Acomode el papel filtro con los cristales sobre un vidrio de reloj y

lléveselos, primero a una estufa a 25°C durante 10 minutos y luego a un

desecador durante 10 minutos más.

Retire y pese el producto.

Calcule la eficiencia de la reacción que acaba de realizar.

Preguntas y Temas de reflexión

1. Explique con sus propies palabras, porqué es necesrio en esta

experiencia que la cantidad de hidróxido de sodio sea equivalente a la

del ácido sulfúrico?

110

2. ¿Qué sucedería si el número de equivalentes-gramo de ácido sulfúrico

es apreciablemente mayor que el de hidríoxido de sodio? ¿Qué

sucedería en caso contratio?

3. Consulte en un texto de química analítica cualitativa el comportamiento

de la solubilidad del sulfato de sodio en función de la temperatura.

¿cómo se afectaría la eficiencia de la reacción si en el proceso de

síntesis la mezcla se sobre-calienta por encima de 50C? ¿Cómo se

afectaría la eficiencia de la reacción si en el proceso de síntesis la

mezcla se filtra a 10 °C?

4. ¿ Cómo afecta a la eficiencia de la reacción las impurezas de humedad

en los cristales de sulfato de sodio?

5. ¿Qué tanto sulfato de sodio permanece aún en las aguas madras de la

mezcla reaccionante en forma de solución?

6. Si se realiza esta práctica de acuerdo a la metodología descrita y sin

error alguno, ¿Cuál sería la eficiencia máxima alcanzada?

Bibliografía

Philips Strozag & Wistrom. Química. Capítulos 1 y 3. McGraw Hilla. Bogotá,

Colombia Inteamericana Editores, 2000.

Chang Raymond. Química. Capítulos varios. Mc Graw Hill Interamericana

Editores, 1999.

Curtman, J. Análisis Químico Cualitativo. Manuel Martin. Barcelona, España.

1960

111

PRACTICA. 19

IDENTIFICACIÓN DE COMPUESTOS

OBJETIVO

El objetivo de la práctica es que aprendamos a diferenciar un compuesto

orgánico de uno inorgánico por sus puntos de ebullición, estabilidad térmica y

conductividad electrónica, todo con sustancias que usamos todos los días.

INTRODUCCION

Diferencia entre un compuesto orgánico y uno inorgánico

Entre las diferencias más importantes se encuentran:

-Todos los compuestos orgánicos utilizan como base de construcción al átomo

de carbono y unos pocos elementos más, mientras que en los compuestos

inorgánicos participan a la gran mayoría de los elementos conocidos.

-En su origen los compuestos inorgánicos se forman ordinariamente por la

acción de las fuerzas fisicoquímicas: fusión, sublimación, difusión, electrolisis y

reacciones químicas a diversas temperaturas. La energía solar, el oxígeno, el

agua y el silicio han sido los principales agentes en la formación de estas

sustancias.

-Las sustancias orgánicas se forman naturalmente en los vegetales y animales

pero principalmente en los primeros, mediante la acción de los rayos ultravioleta

durante el proceso de la fotosíntesis: el gas carbónico y el oxígeno tomados de

la atmósfera y el agua, el amoníaco, los nitratos, los nitritos y fosfatos

absorbidos del suelo se transforman en azúcares, alcoholes, ácidos, ésteres,

grasas, aminoácidos, proteínas, etc., que luego por reacciones de combinación,

hidrólisis y polimerización entre otras, dan lugar a estructuras más complicadas

y variadas.

112

-La totalidad de los compuestos orgánicos están formados por enlace

covalentes, mientras que los inorgánicos lo hacen mediante enlaces iónicos y

covalentes.

-La mayoría de los compuesto orgánicos presentan isómeros (sustancias que

poseen la misma fórmula molecular pero difieren en sus propiedades físicas y

químicas); los inorgánicos generalmente no presentan isómeros.

-Los compuestos orgánicos encontrados en la naturaleza, tienen origen vegetal

o animal, muy pocos son de origen mineral; un buen número de los compuestos

inorgánicos son encontrados en la naturaleza en forma de sales, óxidos, etc.

-Los compuestos orgánicos forman cadenas o uniones del carbono consigo

mismo y otros elementos; los compuestos inorgánicos con excepción de

algunos silicatos no forman cadenas.

-El número de los compuestos orgánicos es muy grande comparado con el de

los compuestos inorgánicos.

PRUEBA 1

Materiales y reactivos

Reactivos:

agua destilada

NaCl

alcohol

benceno

azúcar

Materiales

electroscopio

recipiente aislante

113

Procedimiento

Se mezcla el agua destilada con la sal, el alcohol con el benceno, y el agua

destilada con el azúcar y se determina si hay o no presencia d cargas

Anota tus resultados

PRUEBA 2

Materiales y Reactivos

Materiales

termómetro

Reactivos

acetona

benceno

agua

Procedimiento

114

Se calientan los reactivos por separado asta llegar al punto de ebullición y con

el termómetro ver cual es su temperatura para comparar.

Anota tus resultados

PRUEBA 3

Materiales y reactivos

Materiales

encendedor

plato de vidrio

Reactivos

NaCl

Azúcar

Acetona

Tierra

115

Vidrio

Plástico

Procedimiento

Se ponen los reactivos (por separado) en contacto con el fuego y comparamos.

Anota tus resultados

BIBLIOGRAFIA

Química, La Ciencia Central. Brown. 2002. Prentice Hall. México.

http://html.rincondelvago.com/instrumentos-de-laboratorio_3.html

116

PRACTICA. 20

SÍMBOLOS DE RIESGO O PELIGROSIDAD, REACCIONES QÚMICA Y UTILIDAD DEL PAPEL TORNASOL

OBJETIVO

a) Identificar los direfentes símbolos de riesgo y peligrosidad en las

diferentes sustancias y reactivos que se utilizan en el de laboratorios.

b) Identificar cuando se llevan a cabo reacciones exotérmicas.

c) Conocer la utilización del papel tornasol.

INTRODUCCION

Para la correcta manipulación de los productos peligrosos es imprescindible que

el usuario sepa identificar los distintos riesgos intrínsecos a su naturaleza, a

través de la señalización con los símbolos de peligrosidad respectivos.

Los símbolos de riesgo o peligrosidad son pictogramas o representaciones

impresas en fondo anaranjado, utilizados en rótulos o informaciones de

productos químicos. Éstos sirven para advertir sobre la peligrosidad o riesgo de

un producto.

La etiqueta es, en general, la primera información que recibe el usuario y es la

que permite identificar el producto en el momento de su utilización. Todo

recipiente que contenga un producto químico peligroso debe llevar,

obligatoriamente, una etiqueta bien visible en su envase que, redactada en el

idioma oficial del Estado, contenga:

a) Nombre de la sustancia o del preparado. Incluido, en el caso de los

preparados y en función de la peligrosidad y de la concentración de los distintos

componentes, el nombre de alguno(s) de ellos

b) Nombre, dirección y teléfono del fabricante o importador. Es decir del

responsable de su comercialización.

117

Ahora se presenta una tabla con los símbolos de peligrosidad y su respectivo

significado:

TABLA DE SÍMBOLOS DE RIESGO O PELIGROSIDAD

E

Explosivo

Clasificación: Sustancias y

preparaciones que reaccionan

exotérmicamente también sin

oxígeno y que detonan según

condiciones de ensayo fijadas,

pueden explotar al calentar bajo

inclusión parcial.

Precaución: Evitar el choque,

Percusión, Fricción, formación de

chispas, fuego y acción del calor.

O

Comburente

Clasificación: (Peróxidos orgánicos).

Sustancias y preparados que, en

contacto con otras sustancias, en

especial con sustancias inflamables,

producen reacción fuertemente

exotérmica.

Precaución: Evitar todo contacto con

sustancias combustibles.

118

Peligro de inflamación: Pueden

favorecer los incendios comenzados

y dificultar su extinción.

F+

Extremadamente

inflamable

Clasificación: Líquidos con un punto

de inflamación inferior a 0ºC y un

punto de ebullición de máximo de

35ºC. Gases y mezclas de gases,

que a presión normal y a

temperatura usual son inflamables

en el aire.

Precaución: Mantener lejos de

llamas abiertas, chispas y fuentes

de calor.

F

Fácilmente

inflamable

Clasificación: Líquidos con un punto

de inflamación inferior a 21ºC, pero

que NO son altamente inflamables.

Sustancias sólidas y preparaciones

que por acción breve de una fuente

de inflamación pueden inflamarse

fácilmente y luego pueden continuar

quemándose ó permanecer

incandescentes.

Precaución: Mantener lejos de

llamas abiertas, chispas y fuentes

de calor.

119

T+

Muy Tóxico

Clasificación: La inhalación y la

ingestión o absorción cutánea en

MUY pequeña cantidad, pueden

conducir a daños de considerable

magnitud para la salud,

posiblemente con consecuencias

mortales.

Precaución: Evitar cualquier

contacto con el cuerpo humano , en

caso de malestar consultar

inmediatamente al médico!

T

Tóxico

Clasificación: La inhalación y la

ingestión o absorción cutánea en

pequeña cantidad, pueden conducir

a daños para la salud de magnitud

considerable, eventualmente con

consecuencias mortales.

Precaución: evitar cualquier

contacto con el cuerpo humano. En

caso de malestar consultar

inmediatamente al médico. En caso

de manipulación de estas sustancias

deben establecerse procedimientos

especiales!

C

Corrosivo

Clasificación: Sustancias y

preparaciones que reaccionan

exotérmicamente también sin

oxígeno y que detonan según

120

condiciones de ensayo fijadas,

pueden explotar al calentar bajo

inclusión parcial.

Precaución: Evitar el choque,

Percusión, Fricción, formación de

chispas, fuego y acción del calor.

Xi

Irritante

Clasificación: Sin ser corrosivas,

pueden producir inflamaciones en

caso de contacto breve, prolongado

o repetido con la piel o en mucosas.

Peligro de sensibilización en caso

de contacto con la piel. Clasificación

con R43.

Precaución: Evitar el contacto con

ojos y piel; no inhalar vapores.

N

Peligro para el

medio ambiente

Clasificación: En el caso de ser

liberado en el medio acuático y no

acuático puede producirse un daño

del ecosistema por cambio del

equilibrio natural, inmediatamente o

con posterioridad. Ciertas

sustancias o sus productos de

transformación pueden alterar

simultáneamente diversos

compartimentos.

Precaución: Según sea el potencial

de peligro, no dejar que alcancen la

canalización, en el suelo o el medio

121

ambiente! Observar las

prescripciones de eliminación de

residuos especiales.

PROCEDIMIENTO 1

Tu maestro te proporcionará una serie de sustancias en las cuales identificarás

el tipo de sustacias de que se trate en base a su grado de peligrosidad.

Completa la siguiente tabla.

sustancia 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Grado de

peligrosidad

sustancia 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20

Grado de

peligrosidad

PROCEDIMIENTO 2

Reacciones Químicas

Una reacción química ocurre cuando una o varias sustancias se transforman en

otras nuevas, con propiedades físicas y químicas diferentes. Generalmente

están acompañadas de algún cambio observable como cambio de color, olor,

producción de gases, formación de precipitado, variación de la temperatura, etc.

En las reacciones químicas podemos reconocer dos tipos de sustancias, los

reactivos y los productos. Los reactivos son las sustancias que se ponen en

contacto para que ocurra la reacción química. Los productos son las sustancias

obtenidas luego de que ocurre la reacción química.

122

Al ocurrir un cambio químico ocurre la ruptura de enlaces o la formación de

enlaces nuevos, por lo que se requiere un aporte de energía o un

desprendimiento de energía. Una reacción química se considera endergónica

cuando se absorbe energía, o requiere de energía para llevarse a cabo

(endotérmica si se trata de energía térmica). Una reacción química se considera

exergónica cuando la reacción desprende energía (exotérmica si se trata de

energía térmica).

Una reacción química también se clasifica según el tipo de sustancia en

reacciones de combinación (se produce un solo compuesto a partir de dos o

más sustancias), descomposición (el reactivo se separa en varias sustancias),

desplazamiento (un elemento toma el lugar de otro en un compuesto) o doble

desplazamiento (desplazamiento de aniones por aniones y de cationes por

cationes).

Experimento de mezclar Aluminio (Al) con Ácido Clorhídrico (HCl)

La realización de experimentos tiene una importancia fundamental en el

proceso de aprendizaje de la Química. Los conocimientos teóricos deben

ponerse a prueba en la práctica para obtener un mejor aprendizaje, tal como lo

dijo Confucio:

"Me lo contaron y lo olvide.

Lo vi y lo entendí.

Lo hice y lo aprendí."

Mediante este experimento observaremos una reacción química. Para el

desarrollo necesitaremos los siguientes instrumentos de laboratorio:

a) Gradilla.

b) Tubos de ensayo.

c) Pinzas para tubos de ensayo.

123

Los reactantes que utilizaremos son:

a) Ácido clorhídrico (HCl)

b) Aluminio (Al) en trozos (papel de Aluminio).

El procedimiento es el siguiente: en un tubo de ensayo colocamos 5 ml de

Ácido Clorhídrico en estado líquido. Luego agregamos algunos pequeños trozos

de Aluminio en estado sólido (papel de Aluminio en nuestro experimento). Se

debe tener la precaución de hacerlo despacio.

Este experimento también se puede hacer con agua (H2O) y Cloruro de Sodio

(HCl), no necesariamente tiene que ser Cloruro de Sodio puro para que resulte

bien nuestro experimento. Un esquema gráfico del con su respectiva ecuación

química y balanceo del experimento se presenta a continuación:

124

Lo que ocurre durante el experimento es que se observa un burbujeo y el

Aluminio se empieza a deshacer, al tiempo que se produce calor y hay

desprendimiento de vapor o vaporación.

En este experimento observamos definitivamente una reacción química, pues el

Aluminio ya no se puede recuperar porque ha sufrido una transformación o

cambio químico.

Afirmamos que esta reacción es exotérmica porque desprende calor. Al tocar el

tubo de ensayo sentimos cómo la temperatura aumenta al producirse la

reacción química.

UTILIDAD DEL PAPEL TORNASOL

125

El tornasol es una sustancia colorante extraída de la planta tornasol y presente

también en diversas especies de líquenes. Se usa en química analítica como

indicador.

Los indicadores se utilizan para obtener información sobre el grado de acidez o

pH de una sustancia, o sobre el estado de una reacción química en una

disolución que se está valorando o analizando. Uno de los indicadores más

antiguos es el tornasol, un tinte vegetal que adquiere color rojo en las

disoluciones ácidas y azul en las bases.

Este instrumento es de gran utilidad ya que a través del cambio de color a rojo o

a azul, nos permita conocer si un objeto o un líquido es un ácido o si es una

base.

PROCEDIMIENTO 3

Tu maestro te proporcionará varias sustancias ácidas, básicas y neutras para

que identifiques sus características utilizando el papel tornasol.

Anota tus resultados

Sustancia 1 2 4 5 6 7 8 9 10

Color del

papel

Tipo de

sustancia

BIBLIOGRAFÍA

http://www.monografias.com/trabajos34/instrumental-laboratorio/instrumental-

laboratorio.shtml#tabla

Química, La Ciencia Central. Brown. 2002. Prentice Hall. México.