Guias de Laboratorio General Final

UNIVERSIDAD DE CÓRDOBA FACULTAD DE CIENCIAS BÁSICAS E INGENIERÍAS

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

MANUAL DE PRÁCTICAS DE QUÍMICA GENERAL

Tomada de: http://kineip.blogspot.es/

ELABORADO POR LOS PROFESORES: YUDI TORRES VALENCIA LUIS F GUZMÁN FLOREZ

COLABORADORES:

DAIRO PÉREZ SOTELO WILLIAM PÉREZ CABRALES

Montería – Córdoba 2010



PRACTICA # 1

PRACTICAS DE LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL NORMAS BÁSICAS PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO D E QUÍMICA

1. OBJETIVO:

1.1 Aprender las normas de seguridad básicas para trabajar en el laboratorio de química.

2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS En un laboratorio de Química es absolutamente necesario establecer ciertas formas de conducta. De cuyo cumplimiento dependen el orden de trabajo, la seguridad de todos los participantes, el éxito en los resultados y el logro de los objetivos propuestos. Para realizar una buena práctica dentro del laboratorio debemos cumplir estrictamente las siguientes normas de seguridad. 1. Tenga en cuenta siempre que el laboratorio es un lugar de trabajo que exige la máxima prudencia, orden, cuidado, higiene, responsabilidad, disciplina, buen comportamiento y atención del experimentador para su seguridad y la de todos los presentes. Para realizar cualquier operación proceda lógica y razonablemente. Utilice racionalmente el tiempo; no lo malgaste ni proceda con prisa. Mantenga buena disposición y ánimo para el trabajo durante toda la sesión. 2. Hágase presente en el laboratorio puntualmente a la hora indicada (pasados diez minutos no se permite la entrada), con el propósito de atender algunas orientaciones que dará el profesor al iniciar cada sesión de prácticas. 3. Preséntese a la práctica portando vestida una blusa o bata blanca de laboratorio, en buen estado, pulcramente limpia y que esté de acuerdo con las normas técnicas sobre seguridad personal: con su guía de laboratorio, bolígrafo, lápiz y su libreta de apuntes de laboratorio de química.

4. Use calzado adecuado para el trabajo en el laboratorio. Debe cubrir el pie y usarse ajustado convenientemente. La suela debe ser antideslizante. No trabaje en el laboratorio con calzado descubierto o suelto como chanclas y sandalias y menos aún descalzo. Todas las prendas de vestir deben ser adecuadas. Se les recomienda a las damas utilizar slack el día de la práctica. 5. Las personas que tengan el cabello largo, deben recogérselo y sujetarlo atrás sostenerlo de alguna manera cómoda. Recogerse y asegurarse las mangas largas, las cintas y los cordones. 6. No use dentro del laboratorio prendas como cadenas, pulseras, collares, cachuchas, entre otros, que obstaculicen el trabajo y puedan ocasionar accidentes. 7. El trabajo se desarrollará por grupos de 4 estudiantes como máximo. Además de los implementos personales exigidos, cada grupo deberá traer: 2 lanillas, panolas o toallas pequeñas, 1 caja de fósforos, jabón detergente en polvo y jabón de manos; en algunas prácticas se requiere traer materiales específicos según se indique previamente o esté consignado en la guía. 8. Antes de cada sesión de laboratorio, deberá leer la guía, consultar la teoría relacionada, entender y comprender lo que va a hacer, cómo lo va a hacer , por qué lo va a hacer, las normas de seguridad, qué posibles resultados espera obtener y qué datos son necesarios para realizar con éxito cálculos a que conduzcan los resultados de la práctica; con estos conocimientos, prepare su plan de trabajo, el cual debe incluir: título, fecha, objetivos, fundamento teórico, materiales y reactivos a utilizar, normas de seguridad y cuidados especiales, metodología o procedimiento en forma de diagrama de flujo y tablas para escribir los resultados. Al iniciar cada sesión de prácticas se realizará una evaluación sobre los aspectos mencionados. 9. En general, las puertas y ventanas del laboratorio deben permanecer completamente abiertas durante el tiempo en el cual se desarrolle alguna actividad dentro de él. 10. Los materiales requeridos serán entregados a cada grupo de estudiantes por parte del auxiliar de laboratorio al comenzar la sesión. Los estudiantes serán responsables de los materiales que reciben y que utilicen durante la práctica. Al finalizar la sesión deberán entregar los materiales asignados limpios y secos, en el mismo o en mejor estado con respecto a cómo los recibieron. El material que se rompa o se deteriore anormalmente durante el desarrollo de la práctica deberá ser repuesto por parte del estudiante o grupo responsable a la menor brevedad posible, para lo cual deberán entregar el material nuevo con su respectiva factura o recibo de compra.

11. Cuando un material se rompa por manipulación incorrecta e irresponsable por parte de un estudiante, solamente este estudiante responderá por su costo o reposición. En caso de que la ruptura se presente como un hecho fortuito y sin agravantes de responsabilidad, el costo lo asumirá el grupo respectivo. Retire inmediatamente del lugar de trabajo los restos de materiales rotos y deposítelos en el recipiente destinado para tal fin. 12. Todo estudiante debe mantener vigilancia permanente sobre el orden de trabajo y disposiciones sobre higiene general, normas de seguridad en el trabajo y cuidado con las instalaciones, los reactivos y los materiales e implementos de trabajo. 13. El lugar de trabajo debe permanecer ordenado, limpio, seco y libre de objetos ajenos a la práctica tales como los libros, ropa, carteras, bolsos, radios, grabadoras y joyas, entre otros. Estos deben colocarse en el lugar asignado exclusivamente para tal fin. Un sitio de trabajo limpio, ordenado y bien iluminado es mucho más seguro que un sitio sucio, desordenado u oscuro. 14. Tenga confianza en su trabajo, pues para un científico íntegro y honrado lo más importante es la observación, la experimentación y el análisis de sus propios datos y resultados. Es mejor un resultado incorrecto obtenido a partir de un trabajo honesto, que un resultado correcto obtenido deshonestamente. No copie los resultados que obtengan los compañeros o grupos de trabajo; confróntelos y discútalos. 15. Las observaciones, datos y demás resultados los debe anotar en su libreta de apuntes de laboratorio. No lo haga en hojas sueltas, en hojas de papel de filtro, en periódicos o en las mesas entre otros. Cuando las observaciones hechas deban ser recogidas en tablas, elabórelas previamente para anotar en ellas los datos obtenidos durante la experiencia; indique claramente las unidades respectivas y los cálculos necesarios. Elabore con prontitud, orden, claridad y estética cada uno de los informes de laboratorio. Tenga en cuenta las normas establecidas para la presentación de los informes. 16. No raye ni escriba en las sillas, mesas y demás instalaciones, aparatos y materiales del laboratorio; ayude a mantenerlos en perfecto estado. 17. Está absolutamente prohibido comer, tomar algún líquido, fumar, jugar, hablar en voz alta e innecesariamente, gritar, producir ruidos, hacer bromas o distraer a los compañeros de prácticas. No se permiten las visitas de personas ajenas al laboratorio. 18. El laboratorio dispone de equipo básico de seguridad que se debe conocer y usar haya riesgo de accidente por mínimo que sea.

19. Reporte al profesor o al auxiliar de laboratorio cualquier accidente e incidente inmediatamente ocurra, por mínimo que parezca. 20. Solamente debe practicar los experimentos planteados en la guía o los que autorice el profesor. Las sustancias químicas únicamente podrán ser usadas y mezcladas en las cantidades mencionadas en la guía y según las orientaciones dadas por el profesor. Bajo ninguna circunstancia utilice sustancias químicas diferentes a las indicadas en la guía, sin la autorización del profesor. 21. No manipule aparatos, materiales ni reactivos que no conozca bien. No mezcla los reactivos arbitrariamente. Informe al profesor o al auxiliar las técnicas y procedimientos incorrectos y los actos irresponsables realizados por parte de sus compañeros. 22. Si tiene dudas sobre algún procedimiento o sobre los cuidados que se deben seguir al utilizar algún reactivo, material o aparato, consulte l profesor o la auxiliar de laboratorio. No deje equipos ni montajes funcionando sin prestarles atención. Ajuste convenientemente los montajes. Evite la distracción y la negligencia. 23. Conozca la ubicación y el manejo de los interruptores de la electricidad, las válvulas de gas y los extinguidores de incendio. Cuando se produzca fuego, cierre la llave de gas que hay frente a su sitio de trabajo, aleje del mismo la sustancias que son inflamables, coloque la lanilla o toalla humedecida sobre el área afectada: proceda con calma, no se deje dominar por el pánico, si suspende el oxígeno puede apagar las llamas. Si las llamas persisten, se debe utilizar el extinguidor. No arroje agua a equipos eléctricos o a líquidos inflamables incendiados. En caso de incendio, se debe desalojar el recinto, en forma rápida pero ordenada. No arroje a la basura cerillas ni papeles encendidos. 24. Las sustancias químicas deben estar cuidadosamente envasadas y marcadas o rotuladas. Lea atentamente los rótulos o etiquetas para estar seguro de que utiliza el reactivo requerido. Siga estrictamente las orientaciones y tenga en cuenta las informaciones sobre seguridad estampadas en los rótulos o etiquetas. Las soluciones de reactivos que se preparen se deben rotular dando información clara de su contenido, concentración y fecha de preparación. Los rótulos deben protegerse y cuidarse del deterioro, causado incluso en muchos casos por el mismo reactivo. 25. Lave bien sus manos, brazos y cara inmediatamente después de cada experimento en el que utilice sustancias químicas nocivas para la salud humana. 26. No pipetee líquidos tóxicos o corrosivos succionando con la boca. Debe usar una perilla de seguridad o un accesorio equivalente.

27. Cuando haya contacto directo de zonas de la piel o los ojos con cualquier reactivo, debe enjuagar la parte afectada con abundante agua y durante un tiempo prolongado, como medida preventiva general. Debe verificar que la sustancia con la cual haya contacto no reaccione violentamente con el agua. 28. No acerque un reactivo a la nariz para olerlo directamente. Cuando requiera hacer esta prueba organoléptica, arrastre los vapores del reactivo hacia la nariz con movimientos suaves de la mano sobre a boca del recipiente, manteniendo éste a una distancia prudente de la cara (30cm) y en posición horizontal con respecto a la cara. 29. Nunca intente probar al gusto las sustancias químicas y aún más cuando desconoce su naturaleza, pues pude ser causa de intoxicación o generar graves daños a su salud. 30. Durante el trabajo en el laboratorio no lleve a la boca, nariz, ojos y en general a la cara o al cuerpo, los dedos, la mano completa ni objetos extraños como lápices, borradores o materiales de laboratorio, especialmente si se encuentran sucios o contaminados. 31. El manejo del gas exige cuidado. Debe ser usado solamente cuando se requiera. Las llaves tanto del gas como del agua deben permanecer cerradas cuando no se estén utilizando. Utilice racionalmente el gas, el agua y la electricidad. Cuide en todo momento que la manguera de los mecheros permanezca alejada de la llama y que no toque superficies calientes. Para prender el mechero hágalo utilizando una cerilla; no utilice papeles. 33. Los sólidos y papeles que sean desechados se deben arrojar a un recipiente destinado para tal propósito. No arroje al vertedero o sifón cerillas. Papel filtro o desechos sólidos poco solubles e insolubles en agua, ni los que sean contaminantes peligrosos. No arrojar por las cañería sustancias tóxicas, corrosivas, ni explosivas. Cuando deseche por el vertedero alguna sustancia, haga correr abundante agua. 34. Los reactivos sólidos deben sacarse utilizando una espátula y los líquidos con pipeta. Se debe utilizar una espátula o una pipeta por cada reactivo para evitar que se contaminen o en caso de que sean insuficientes se deben lavar y secar antes de cambiarlas a otros reactivos. 35. No devuelva a los frascos de origen los sobrantes de compuestos utilizados. Saque de los frascos solamente las cantidades requeridas. No malgaste los reactivos. 36. No transporte desde el lugar donde están ubicados los reactivos hasta los sitios de trabajo sustancias con las pipetas o con las espátulas; hágalo en recipientes adecuados como vasos, tubos o erlenmeyers.

37. Procure no llenar más de ¾ partes los tubos de ensayo y cuando requiera calentar su contenido, o bien, cuando de esté llevando a cabo alguna reacción en ellos, manténgalos inclinados y orientados de tal forma que no se corra el riesgo expulsión del contenido hacía sí mismo ni hacia los demás compañeros. No cliente los tubos de ensayo directamente por su fondo. 38. Lo líquidos inflamables no se deben calentar directamente con la llama sino mediante baño de agua, de glicerina o de aceite; éstos líquidos se deben manejar alejados de la llama o de otras fuentes de calor. En caso de incendio con éstos líquidos, utilizar el extintor tipo B. 39. Considere todos los reactivos y sus vapores como peligrosos, ya que pueden ser: explosivos, comburentes, corrosivos, irritantes, tóxicos, volátiles o inflamables, a menos que se especifique lo contrario. Cuando trabaje con sustancias peligrosas, la limpieza de las manos, de los brazos, de la cara, del sitio de trabajo y de los materiales debe ser rigurosa. 40. Utilice gafas protectoras cuando maneje compuestos químicos peligrosos o cuando trabaje con vidrio. Toda reacción en la que se produzcan vapores peligrosos, irritantes o desagradables debe realizarse dentro de una vitrina extractora de gases. 41. Todo material o aparato se debe limpiar y secar bien inmediatamente después de utilizado y colocarse en su sitio respectivo. 42. No caliente materiales de vidrio común. Los recipientes que se utilicen para calentamiento deben ser de vidrio Pírex. Nunca caliente material de vidrio que esté mojado en la parte exterior. Al comienzo, el calentamiento debe ser suave y moderado. No caliente termómetros de vidrio directamente a la llama, ni por encima de su temperatura límite en la escala. 43. Los ácidos y las bases, especialmente los concentrados y fuertes son altamente corrosivos e irritantes y causan graves quemaduras en la piel e irritan la mucosa de las vías respiratorias al inhalarlos. Se deben utilizar en forma de soluciones diluidas en caso de que no se indique lo contrario. Para preparar soluciones acuosas de ácidos, se debe agregar lentamente el ácido al agua haciéndolo fluir a través de una varilla – agitador y utilizando un recipiente de boca ancha. Nunca agregue agua a los ácidos concentrados, puesto que se produce una reacción violenta y por lo tanto peligrosa. 44. Debe tenerse en cuenta que el aspecto del vidrio caliente es igual al del vidrio frío. Deje pasar algún tiempo para tomar directamente con las manos los materiales de vidrio que han sido calentados y hágalo protegiéndose con la toalla o utilizando las pinzas adecuadas. No coloque materiales de vidrio calientes directamente sobre los mesones. En general, no someta los materiales de vidrio

no los de porcelana a cambios bruscos de temperatura. No caliente los materiales volumétricos. No utilice recipientes rotos o averiados. 45. Antes de insertar un tubo, una varilla o un termómetro de vidrio en un tapón de caucho o en una manguera de caucho o de tygon, es necesario verificar que el orificio es el adecuado según el diámetro del material a insertar. Se requiere humedecer ambas partes para proporcionar lubricación. No debe forzarse la inserción. Se debe usar guantes o por lo menos, la lanilla o toalla pequeña para proteger las manos. Mantenga las manos lo más juntas posible y mientras gira el tapón, empuje suavemente el tubo de vidrio o similar a través del orificio. Conviene humedecer el tubo a medida que penetra en el tapón. El procedimiento es similar cuando se necesita retirar un tubo de vidrio de un tapón de caucho. Si el termómetro se ha pegado mucho al tapón de caucho no insista en el procedimiento; ene se caso se debe cortar el tapón con un bisturí. 46. Si necesita salir del laboratorio, debe solicitar permiso al profesor. No permanezca dentro del laboratorio en horario diferente al de las prácticas. No ingrese sin ser autorizado al almacén. 47. Para pesar sustancias utilice pesa sustancias o vidrios de reloj o vasos de precipitados. No lo haga sobre papeles de filtro, no colocando la sustancia directamente sobre el platillo de la balanza. 48. Si se siente desfallecer, avise inmediatamente. No intente trabajar en el laboratorio en condiciones de salud que no sean las adecuadas. 49. El lugar de trabajo y los equipos utilizados deben dejarse bien limpios y secos antes de salir del laboratorio. Los equipos se deben colocar ordenados en su lugar correspondiente. Los reactivos se deben ordenar y tapar. Cerciórese de que las llaves del gas y del agua queden perfectamente cerradas y los aparatos eléctricos desconectados. 50. Al término del trabajo en el laboratorio, lávese muy bien las manos, los brazos y en algunos casos la cara con agua y jabón.

Para complementar nuestro trabajo en el laboratorio debemos tener en cuenta otros indicadores como son los pictogramas; entre estos ten Pictogramas indicadores de peligro

Nombre________ Nombre_______

Nombre________ Nombre________

Nombre________ Nombre________ Nombre________


Para complementar nuestro trabajo en el laboratorio debemos tener en cuenta otros indicadores como son los pictogramas; entre estos tenemos los siguientes:

ictogramas indicadores de peligro

Nombre_______ Nombre________ Nombre________

Nombre________ Nombre________ Nombre________ Nombre________

Nombre________ Nombre________ Nombre________ Nombre________


Para complementar nuestro trabajo en el laboratorio debemos tener en cuenta emos los siguientes:



Nombre________


CODIGO DE COLORES PARA ALMACENAJE.

La etiqueta SAT-T-DATAMR sugiere un singular método para establecer su área de almacenaje químico. Los productos compatibles son etiquetados con el mismo color. Simplemente agrupando todos estos colores juntos y seguir las recomendaciones para el almacenaje apropiado: AZUL: Riesgo de salud. Almacenar en un área libre de tóxicos. ROJO: Riesgo de inflamación. Almacenar en un área de líquidos inflamables. AMARILLO: Riesgo de reactividad. Almacenar separadamente y a distancia de materiales combustibles ó inflamables. NARANJA: Sustancias con una clasificación no mayor de 2 en ninguna categoría de riesgo. Almacenar en un área general de químicos. BLANCO: Riesgo al contacto. Almacenar en un área a prueba de corrosivos.

3. PROCEDIMIENTO

1. Discuta y analice en grupos de trabajo las normas de seguridad e higiene en el laboratorio mencionadas anteriormente, en el siguiente orden: a) Principios generales de seguridad b) Causas más comunes de accidentes, equipo de protección y manejo de material de vidrio. c) Normas generales en el manejo de reactivos químicos d) Recomendaciones especificas en el manejo de algunos reactivos químicos.

4. CUESTIONARIO 4.1. En caso de no contar en el laboratorio con alguna de las instalaciones de seguridad mencionadas. ¿Qué precauciones adicionales debes tener en cuenta? 4.2. Consulte las frases de riesgo y seguridad para el manejo de los reactivos. Explique su importancia. 4.3. ¿Por qué es necesario realizar un registro de los datos manejados y obtenidos de un experimento? 4.4. Asigne el nombre correcto a los pictogramas indicadores de peligro 4.5. ¿Dónde se puede encontrar información inmediata sobre la peligrosidad de un reactivo? 4.6. ¿De qué tejido será preferiblemente la bata? 4.7. ¿Por qué motivos puede ser un reactivo peligroso? 4.8. ¿Qué hacer si se forman humos en el laboratorio? 4.9. ¿Cuándo debe usarse una campana de gases? 4.10. ¿Qué tienes que hacer si te salpica un reactivo al ojo? 4.11. ¿Cómo hay que transportar las botellas de reactivos? 4.12. Un toxico, ¿puede penetrar a través de la piel? 4.13. ¿Cómo puede apagarse un pequeño fuego en el laboratorio?

4.14. ¿Qué hay que hacer si se produce un fuego grande? 4.15. Si alguien ha ingerido un ácido corrosivo, ¿se le debe provocar el vómito? NOTA: el estudiante debe traer fósforos, panola y detergente en todas las prácticas a desarrollar. El estudiante debe consultar para cada uno de los reactivos, las fórmulas químicas y la respectiva toxicidad antes de venir a clase. T.E.: Significa que el estudiante debe traer el elemento indicado



PRACTICA # 2

RECONOCIMIENTO Y MANEJO DEL MATERIAL BASICO DE LABO RATORIO

1. OBJETIVO 1.1 Reconocer algunos equipos y materiales de laboratorio de uso corriente. 1.2 Identificar el uso específico de cada uno de los materiales del laboratorio

2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS Los equipos y materiales que se usan en el laboratorio de química, constituyen los elementos con los cuales se hacen experimentos e investigaciones. Para trabajar con eficiencia en el laboratorio es necesario conoces los nombres de los diferentes utensilios, hacer un diagrama sencillo de cada uno y conocer sus usos.

3. MATERIALES Y REACTIVOS Balanza Bureta Aro de Hierro Tubo refrigerante Soporte Universal Agitador de Vidrio Tela de Alambre Termómetro Mechero de Bunsen Cuenta gotas Gradilla para tubos de Ensayo Probeta graduada Tubos de Ensayo Mortero de porcelana Pinza para tubos de ensayo Crisol de porcelana Vaso de precipitado

Embudo de Separación Matraz aforado Triangulo de porcelana Disco de petri Pinza metálicas Vidrio de reloj Pinzas para crisoles Erlenmeyer Pinzas de tornillo Matraz de fondo plano Tapones de Caucho Cápsula de evaporación Papel de filtro Pipeta graduada Pipeta volumétrica Picnómetro Espátula

4. PROCEDIMIENTO. El profesor les mostrará a los estudiantes los diferentes equipos y utensilios disponibles en el laboratorio precisando sus nombres y usos específicos, y también hará una demostración del uso de algunos materiales (tubos de ensayo, probetas, pipetas, etc.). En la figura se muestran algunos de los materiales básicos para el trabajo de laboratorio.

5. CUESTIONARIO

5.1 Asignar el nombre a cada uno de los materiales que aparecen en la guía y describir su función. 5.2 Clasifique los implementos del laboratorio mostrados por el profesor de acuerdo al material del cual están elaborados. 5.3 ¿Por qué la bureta mide más exactamente que la probeta? 5.4 ¿Qué es una micropipeta? 5.5 ¿Cuál de los recipientes indicados puede someterse al calor y cuáles no? 5.6 ¿Por qué los volúmenes pequeños no deben medirse con recipientes grandes?

a

Nombre: Uso:

b

Nombre: Uso:

c Nombre: Uso:

d

Nombre: Uso:

e

Nombre: Uso:

f

Nombre: Uso:

g

Nombre: Uso:

h

Nombre: Uso:

i

Nombre: Uso:

j

Nombre: Uso:

m

Nombre: Uso:

o

Nombre: Uso:

K

Nombre: Uso:

Nombre: Uso:

n Nombre: Uso:

Nombre: Uso:

P

Nombre: Uso:

Nombre: Uso:

l

Nombre:

Uso:

ñ

Nombre:

Uso:

q

Nombre:

Uso:

r

Nombre: Uso:

U Nombre: Uso:

x

Nombre: Uso:

s Nombre: Uso:

Nombre: Uso:

v

Nombre: Uso:

Nombre: Uso:

y

Nombre: Uso:

t

Nombre:

Uso:

W

Nombre: Uso:



PRACTICA # 3

USO Y MANEJO DEL MECHERO DE BUNSEN Y LA BALANZA

1. OBJETIVOS 1.1 Identificar las diferentes partes de un mechero y familiarizarnos con su uso. 1.2 Analizar la llama del mechero. 1.3 Identificar las partes de una balanza y hacer mediciones de la masa de los cuerpos.

2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS 2.1 MECHERO DE BUNSEN El mechero es un aparto que sirve para mezclar gas (metano, butano o propano) y aire (oxígeno, nitrógeno) a fin de que se produzca una reacción de combustión. Está construido de tal forma que tanto la cantidad de aire como la de gas que entran al quemador, puedan ser controladas. Esto es necesario puesto que se requieren cantidades estequiométricamente de aire y gas, para que la eficiencia de la combustión sea alta. El mechero de Bunsen, constituye una fuente muy rápida de calor intenso en el laboratorio, y su estudio revela aspectos interesantes del proceso de combustión. Los orificio laterales del mechero, regulan según su apertura a la entrada el aire (aire que tiene aproximadamente 20% de oxígeno que actúa como comburente). Al encender con un fósforo puede ocurrir la siguiente reacción (en exceso de aire).

C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O +

Partes del mechero de bunsen zonas de la llama del mechero 2.2 BALANZA GRANATARIA (Tres brazos) Unos de los instrumentos más importantes en el laboratorio de química es la balanza, con ella se pueden pesar materiales con gran exactitud y precisión. Hoy en día se conocen diferentes tipos de balanza. Existen balanzas cuya precisión es del orden de 0.0001g, llamadas balanzas de precisión o analíticas, empleadas en química analítica. Otras balanzas pesan con una precisión de 0.1g. En esta práctica el profesor dará instrucciones específicas sobre cómo usar el tipo de balanza disponible en el laboratorio, para el cual debe tenerse las siguientes precauciones:

a) Las sustancias químicas no se colocan directamente sobre el platillo de pesada. Colóquelas sobre un recipiente o un papel de pesada.

b) Limpie cualquier material que quede en la balanza después de pesar c) Antes de colocar o quitar objetos de la balanza, asegúrese de que la

balanza este en posición de equilibrio d) Nunca trate de ajustar la balanza analítica sin autorización del profesor e) Debe tener cuidado al momento de manejar la balanza, ya que esta es muy

sensible y se puede descalibrar o dañar fácilmente.

3. MATERIALES Y REACTIVOS 1 Mechero de Bunsen Fósforos 1 Malla de Asbesto Lámina de Cobre 1 Cápsula de Porcelana Lámina de Cartón (T.E) 1 Pinza para Crisol

1 Balanza Alambre de Cobre (3 pedazos) Varilla de Vidrio 1 Beaker de 500mL Alcohol 1 Vela de Cera (T.E)

4. PROCEDIMIENTO 4.1 MECHERO DE BUNSEN 4.1.1 Examine cuidadosamente un mechero de Bunsen, manejando cada válvula (llave del mechero y llave del suministro de gas) antes de conectar el mechero a la toma de gas. Conecte el mechero por medio de una manguera de caucho a la llave del gas. Cierre la entrada de aire del mechero, encienda el fósforo y aproxímelo al extremo superior del tubo de combustión, abra la llave del mechero que regula la entrada del gas y seguidamente la llave del gas del laboratorio. Si la llama del mechero se queda dentro del tubo de combustión, apáguelo cerrando la llave del gas del laboratorio y proceda a encenderlo nuevamente. Abra gradualmente la válvula de gas del mechero, hasta obtener una llama de 10cm de alto aproximadamente. Observe la llama del mechero con las ventanas abiertas y cerradas. Anote las observaciones. 4.1.2 Con la ayuda de una pinza para crisol, sostenga sobre la llama por unos segundos una cápsula de porcelana (sin abrir las ventanas del mechero), examine el depósito negro que se forma en la cápsula. Luego repita el procedimiento con las ventanas abiertas (sin retirar el depósito formado en la capsula). Anote las observaciones. 4.1.3 Coloque un pedazo de cartón de 10 cm x 10 cm en forma vertical que corte la llama en dos partes iguales, no demore mucho tiempo el cartón en esa posición, porque se puede quemar (para este caso la entrada de aire debe estar abierta). Repita el procedimiento con una lámina de cobre. Anote las observaciones. 4.1.4 Coloque tres fósforos, uno en la parte inferior, uno en la parte media y otro en la parte superior de la llama. Observe cual fósforo se enciende primero. Repita el procedimiento con un alambre de cobre. Anote las observaciones 4.1.5 Coloque una varilla de vidrio en la llama del mechero, tal como lo indique el profesor o auxiliar. Mantenga la varilla en la zona de mayor temperatura con movimientos de giro en forma uniforme. En la medida en que la varilla se calienta, se va ablandando y se presiona suavemente en los extremos hasta doblarla. Retírelo de la llama. No se recomienda doblar el tubo en la zona más caliente de la llama, sino que una vez se siente blando, se baja a la zona de menor temperatura y se dobla. 4.1.6 Examine y encienda una lámpara de alcohol. Observe las características generales de la llama.

4.1.7 Observe cuidadosamente una vela de cera. Enciéndala y observe su llama y todo lo que ocurre mientras la vela se quema. Anote todas las observaciones que crea son de interés y que merezcan una explicación. 4.1.8 Invierta un vaso de precipitado de 400mL, cubra totalmente la llama encendida (para el mechero de alcohol y para la vela) y espere hasta que la llama se extinga. Anote las observaciones. 4.2 USO Y MANEJO DE LA BALANZA 4.2.1 Identifique cada una de las partes de una balanza. Limpie la balanza con un limpión o panola. Proceda a calibrar la balanza, manteniendo las tres pesas en cero de su respectiva escala. Gire el tornillo calibrador hasta que el fiel coincida en el cero o moviéndose uniformemente a los lados de la escala. 4.2.2 Realice varias pesadas a un material indicado por el profesor (maicena, piedras, arena, etc.). Determine el promedio aritmético y la desviación estándar de los datos obtenidos. Nota: cuando se pesen reactivos químicos es recomendable no hacerlo directamente en el platillo de la balanza. ¿Por qué?

5. CUESTIONARIO 5.1. ¿Por qué es luminosa la llama del mechero cuando las entradas de aire están

cerradas? Explique. 5.2. ¿Qué sucedió en el exterior de la cápsula de porcelana? Explique. 5.3. ¿En qué zona de la llama se quemó primero el palillo de fósforo? Explique. 5.4. ¿Por qué la llama tiene forma cónica? 5.5. ¿Cómo funciona la lámpara de alcohol y como es la llama? Explique. 5.6. ¿Por qué no se quema la mecha del mechero de alcohol o lo hace muy lentamente? 5.7. De las explicaciones para los diferentes fenómenos observados. 5.8. ¿Qué gas se uso en el laboratorio? ¿Por que huele? 5.9. ¿Qué reacción ocurre cuando la llama es luminosa y cuando es de color azuloso? 5.10. ¿Cuál es la composición química del material de la vela? ¿Por qué arde? 5.11. Establezca la diferencia entre una combustión lenta y una viva. 5.12. De acuerdo al experimento, explique cómo se forman los capilares. 5.13. Explique cómo es el manejo de la balanza e indique los resultados de las pesadas. 5.14. Como interpretaría la desviación estándar del peso obtenido para los materiales



PRACTICA # 4

DETERMINACIÓN DE LA DENSIDAD DE SÓLIDOS Y LÍQUIDOS

1. OBJETIVOS.

1.1 Aprender a determinar la densidad de líquidos y sólidos.

1.2 Adquirir destreza en el manejo de los materiales para medir masa y volumen

2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS 2.1 Propiedades de las sustancias Existen una serie de características que sirven para distinguir una sustancia de las demás. Al conjunto de ellas se les llama propiedades de las sustancias. Sus valores suelen ser específicos. Así, por ejemplo la densidad es una propiedad general de todas las sustancias, sin embargo, su valor es característico para cada sustancia a una temperatura y presión dada. Las propiedades pueden ser EXTENSIVAS o INTENSIVAS y ambas pueden ser FÍSICAS o QUÍMICAS. Las propiedades extensivas son aquellas cuyo valor numérico depende de la cantidad de sustancia, por ejemplo: la masa, el volumen, el peso, calor de liberado en una combustión, etc. Las propiedades intensivas son aquellas cuyo valor numérico es independiente de la cantidad de sustancia, por ejemplo: densidad, temperatura de ebullición, viscosidad, índice de refracción. Es interesante anotar que la relación entre dos propiedades extensivas origina una propiedad intensiva. Ej.: D= masa / volumen, donde D es densidad. 2.1.1 Propiedades físicas Son todas aquellas propiedades, especificas de una sustancias cuya medición u observación no implica cambios en la naturaleza de ella.

Los valores numéricos de las propiedades físicas dependen de la temperatura y presión. Aquellas propiedades físicas como sabor, color y olor que son detectadas por los sentidos se denominan propiedades Organolépticas. Algunas propiedades físicas importantes son: densidad, temperatura de ebullición. Densidad y Gravedad especifica. La densidad se define como la masa por unidad de volumen: D= m/V. La masa puede expresarse en libras, onzas, kilogramos, miligramos; el volumen puede expresarse en cuartos, galones, pies cúbicos, litros, mililitros, metros cúbicos; por tanto la densidad tendrá unidades las cuales dependen de las unidades utilizadas para expresar la masa y el volumen. La gravedad especifica de una sustancia se define como la relación entre el peso de un volumen dado de sustancia con respecto al peso de un volumen igual de agua; La gravedad especifica no tiene unidades. Se observa que para calcular la densidad de una sustancia, es necesario determinar la masa y el volumen de una cantidad de sustancia. La determinación del peso rara vez es un problema, mientras que la determinación del volumen puede presentar algunas dificultades. Si la sustancia es un sólido de forma regular, se pueden medir las dimensiones para calcular el volumen con base a fórmulas que están publicadas. Para materiales de formas irregulares, el método más conveniente para medir el volumen consiste en añadir la sustancia a un líquido (en el cual no se disuelva) en una probeta. Al medir el volumen del líquido antes y después de añadir el sólido, la diferencia corresponde al volumen del líquido desplazado por un sólido (principio de Arquímedes). Si la sustancia es un líquido, su volumen se mide en un recipiente graduado. La más utilizada para este propósito es la probeta graduada. Sin embargo, la medición más exacta de líquidos se logra con el uso de un recipiente especial llamado PICNÓMETRO, que está diseñado siempre para contener el mismo volumen.

3. MATERIALES Y REACTIVOS. Balanza Agua Probeta de 25 mL Etanol Picnómetro de 10 mL Pedazos de Aluminio

Tapones de caucho Pedazos de Cobre Soluciones de NaCl Pedazos de Hierro Pedazos de Zinc Pipeta de 5 mL

4. PROCEDIMIENTO 4.1 Determinación de la densidad de un líquido puro. Pesar una probeta limpia y seca. Adicionar 5.0 mL de agua; pesar nuevamente el conjunto. Registrar los datos obtenidos. 4.2 Determinación de la densidad de una solución de concentración desconocida. Repetir el procedimiento anterior, teniendo en cuenta que el líquido problema es una solución de NaCl. 4.3 Determinar la densidad de un sólido. El sólido (Cobre, Hierro, Zinc, Aluminio), se pesa y posteriormente se sumerge en una probeta graduada que contenga agua suficiente para cubrir el sólido. Con el objetivo de hallar el volumen usando el principio de Arquímedes.

5. DATOS -Densidad del líquido puro. (Etanol, agua, etc.) Peso del picnómetro vacío: ---------------------- g Peso del picnómetro con líquido: -----------------------g Volumen del picnómetro: ---------------------mL Peso de la probeta vacía: -----------------------g Peso de la probeta con líquido: -----------------------g Volumen del líquido adicionado: ---------------------mL -Densidad de la solución de concentración desconocida. (Probeta) Volumen de la solución: ----------------------mL Peso de la probeta vacía: ------------------------g Peso de la probeta con solución: ------------------------g -Densidad del sólido. Peso del sólido: ---------------------------g Volumen inicial del agua en la probeta: -------------------------mL Volumen final en la probeta (sólido dentro del líquido): -------------------------mL

6. CUESTIONARIO

6.1. Enumerar las posibles causas de error en la determinación de la densidad de las distintas sustancias analizadas. Sugerir recomendaciones para disminuir el error. 6.2. Investigar qué instrumentos se utilizan en la industria para determinar la densidad de: leche, alcohol, ácidos, soluciones salinas. 6.3. Calcule y analice el porcentaje de error en cada uno de los experimentos 6.4. Como determinaría la densidad de una sustancia gaseosa. En que unidades se expresa 6.5. Establezca la diferencia entre gravedad específica y peso específico 6.6. ¿Cómo afectaría el cambio de temperatura en el cálculo de la densidad?



PRACTICA # 5

CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS

1. OBJETIVOS: 1.1 Establecer la diferencia entre procesos químicos y físicos, de acuerdo a los cambios que ocurran en la materia.

2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS Se ha observado que la materia puede experimentar distintas clases de cambios, los cuales pueden clasificarse en dos grupos: 2.1 Cambios físicos: Cuando este tipo de cambio ocurre, no se altera la estructura de la sustancia; pero sí se modifican algunas de sus propiedades, como su forma, sus estados, etc., por ejemplo: en los cambios de estado no se presentan modificaciones en los enlaces que componen las moléculas, simplemente éstas presentan una distribución diferente, acorde a su mayor o menor energía cinética. Cuando el hielo se funde para formar agua líquida y ésta se evapora para formar vapor, la sustancia conserva sus características propias y sólo se presenta un cambio de estado. Si el valor de la propiedad depende de la cantidad de sustancia que se tome, ésta se denomina propiedad física extensiva, por ejemplo, volumen, masa, peso. Si el valor de la medición no depende de la cantidad de sustancia ésta será una propiedad física intensiva, por ejemplo, densidad, punto de fusión; la relación entre dos propiedades físicas extensivas produce una intensiva. 2.2 Cambios químicos: Es aquel en el cual los átomos se reordenan al romperse algunos enlaces en los reactivos y formarse algunos enlaces en los productos, éstos tienen propiedades físicas y químicas diferentes a los reactivos: Por ejemplo, cuando se quema un trozo de madera, durante la combustión el cuerpo entra en contacto con el oxígeno del aire y por cambio químico se obtienen diferentes productos; el trozo de madera inicial es irrecuperable, en éste caso el cambio es irreversible. Las claves que nos indican cuando ha ocurrido un cambio químico son entre otras:

• Aparición de una sustancia nueva con propiedades diferentes. • Cambios de color

• Formación de gases • Formación de precipitados

3. MATERIALES Y REACTIVOS .

CuSO4 0.1 F HCl 0.1 F HCl 4.0 F Ba(NO3)2 0.1 F K2CrO4 0.1F NaOH 0.1 F Cobre Magnesio Zinc

Fenolftaleína Cloruro de sodio (sal común). 6 Tubos de ensayo 1 Agitador de vidrio Mechero de bunsen Gradilla Pinza para crisol Pinza para tubo de ensayo 1 Pipeta de 10 ml

4. PROCEDIMIENTO 4.1 Prepare 3 tubos de ensayo con 2 ml de solución de CuSO4 0.1 F, luego

adicione una pequeña cantidad de Zn al primero, Mg al segundo y Cu al tercero; deje por media hora y anote sus observaciones cada 10 minutos.

4.2 Coloque una pequeña cantidad de cloruro de sodio (sal común) en un tubo de

ensayo, adicione 5 ml de agua, agite y anote sus observaciones. 4.3 Vierta 1 ml de HCl 0.1 F en un tubo de ensayo, agregue una gota de

fenolftaleína; adicione 2 ml de NaOH 0.1 F. Anote las observaciones. 4.4 Prepare un tubo de ensayo con 1 ml de Ba(NO3)2 0.1 F; en un tubo diferente

vierta 1 ml de K2CrO4 0.1 F, observe cada solución; luego mezcle los dos contenidos y anote sus observaciones.

4.5 Sostenga con una pinza un trozo de Zn y colóquelo sobre la llama, haga lo

mismo con un trozo de Mg (no mire directamente la llama) anote sus observaciones.

4.6 Vierta 2 ml de HCl 4.0 F en un tubo de ensayo, adiciónele una granalla de Zn,

observe.

5. CUESTIONARIO: 5.1 Escriba las ecuaciones de las reacciones para cada uno de los

procedimientos realizados. 5.2 Consulte qué son los indicadores; dé algunos ejemplos. 5.3 Qué son reacciones endotérmicas y exotérmicas, en qué parte de la práctica

se presentaron tales fenómenos. 5.4 Clasifique los siguientes cambios como físico o químicos:

• Fermentación de uvas • Se oxida una cadena de plata • Se descompone el agua por electrólisis • El etanol se somete a ebullición • Se funde un pedazo de hierro • Quemar un trozo de papel • Se disuelve sacarosa en agua • Se funde un pedazo de hielo • Romper una roca en trozos.

5.5 En la siguiente reacción explique por qué se presenta un cambio químico. Glucosa + oxígeno dióxido de carbono + Agua + 686 kilocalorías



PRACTICA # 6

SEPARACIÓN DE MEZCLAS.

1. OBJETIVOS.

1.1 Aplicar las técnicas de separación de los componentes de una mezcla.

1.2 Adquirir los criterios para seleccionar una técnica específica de separación

con base en las propiedades físicas que exhiben cada uno de los componentes de la mezcla.

2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS

En química general se necesita separar los componentes de una mezcla bien sea para determinar su composición o para purificar las sustancias y usarlas en reacciones posteriores. Las técnicas a utilizar dependen del estado general de la mezcla (sólida, líquida o gaseosa) y de las propiedades físicas de los componentes. Para mezclas sólidas se puede utilizar: disolución, lixiviación, extracción; éstas técnicas requieren la utilización de un solvente selectivo para separar uno o alguno de los componentes. Cuando la mezcla sólida contiene partículas de diferente tamaño se utiliza la técnica del tamizado. En el caso en que uno de los componentes de la mezcla sólida sublime, puede aprovecharse esta propiedad para separar dicho componente de la mezcla. Cuando se trata de mezclas líquidas de una sola fase puede usarse la destilación, si la diferencia en los puntos de ebullición es apreciable (10 0C aproximadamente), también se puede hacer separación por el método de extracción, si los componentes de la mezcla exhiben distinta solubilidad en un determinado solvente. Por otra parte la cristalización aprovecha la diferencia en los puntos de solidificación de los componentes. Para separar mezclas heterogéneas, se pueden utilizar técnicas como filtración, centrifugación o decantación. Si se trata de una mezcla de líquidos inmiscibles, puede usarse un embudo de decantación, teniendo en cuenta la densidad de los componentes, en el cual el

líquido más denso se deposita en la parte inferior del embudo, de donde se puede extraer abriendo la llave. Otra técnica muy utilizada para separar mezclas líquidas y gaseosas es la cromatografía. Existen varios tipos: Cromatografía de papel, de capa fina, de columna, de gases y líquida. En la cromatografía de papel la fase fija es el papel de filtro y la fase móvil es un líquido que se desplaza o recorre el papel impulsado por el fenómeno de capilaridad.

3. MATERIALES Y REACTIVOS. 1 Beaker de 100 mL Trípode 1 Erlenmeyer de 250 mL 1 Agitador Embudo sencillo Vidrio de reloj Mechero Piedras de ebullición 1 Condensador Papel de filtro 2 Soporte universal 1 aro metálico Balón con desprendimiento lateral

Pinzas Termómetro Probeta Malla de asbesto Tapón perforado Balanza Crisol con tapa 1 Pipetas de 5 mL Cloruro de potasio Carbonato de calcio Etanol Carbonato de potasio Mezcla de etanol-agua 50%

4. PROCEDIMIENTO. 4.1 Separación de los componentes de una mezcla sól ida por adición de un solvente (agua) y posterior evaporación. A un beaker limpio y seco, adicione 1 g de cloruro de potasio y 1 g de carbonato de calcio. Luego agregue a la mezcla sólida 20 mL de agua, agite bien. Haga el montaje de la figura 1. Decante y filtre la mezcla hasta que el filtrado salga completamente transparente. Al final, enjuague el beaker con 10 mL del filtrado. Pese el crisol con tapa, adicione una alícuota de 5mL del filtrado y evapore hasta la sequedad. Deje enfriar y pese el crisol con el residuo.

Figura 1: Montaje para la filtración

4.2 Separación de los componentes de una mezcla líq uida-líquida utilizando el efecto salino En un tubo de ensayo vierta 3 mL de alcohol etílico y 3 mL de agua, adicione 1 g de carbonato de potasio y agite. Observe 4.3 Destilación de la mezcla etanol-agua. Haga el montaje para la destilación simple como aparece en la figura 2. A un balón de destilación que contiene las piedras para ebullición, adicione 30 ml de mezcla etanol-agua. Inicie la destilación con llama moderada. Registre la temperatura a la cual empiezan a salir las primeras gotas de destilado. Observe su color y olor.

Figura 2: Montaje para la destilación

5. TABLA DE DATOS Volumen del filtrado, evaporado

Peso de cápsula + vidrio de reloj.

Peso de cápsula + vidrio de reloj + residuo.

Peso del residuo

Temperatura de ebullición del etanol

Volumen del destilado

6. CUESTIONARIO 6.1 Calcule gramos de KCl en el filtrado total 6.2 Calcule el porcentaje de recuperación de cloruro de potasio y carbonato de calcio. 6.3 Calcule el porcentaje de separación del etanol 6.4 Calcule el porcentaje de error en la separación de la mezcla etanol-agua, al destilar. 6.5 ¿Cuales métodos podrá usted utilizar para separar mezclas homogéneas y mezclas heterogéneas? Explique. 6.6 Compare el punto de ebullición teórico del etanol con el experimental. Explique la variación del punto de ebullición teórico con respecto al experimental. 6.7 ¿Qué es el punto de ebullición? 6.8 Consulte los diferentes tipos de destilación y su aplicación industrial. 6.9 Defina: disolución, Tamizado, Lixiviación, Las diversas cromatografías, Extracción. 6.10 Cuales métodos utilizaría usted para separar la siguiente mezcla: Sílice, NaCl, Etanol y agua.



PRACTICA # 7

CONDUCTIVIDAD ELECTRICA DE COMPUESTOS IÓNICOS Y COV ALENTES.

1. OBJETIVO. 1.1 Identificar algunos compuestos según sea su enlace iónico o covalente, teniendo en cuenta la conductividad.

2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS Los compuestos iónicos están formados por un metal y un no metal, éstos compuestos fundidos o en solución acuosa conducen bien la corriente eléctrica, debido a que se presenta transferencia de electrones del átomo menos electronegativo al más electronegativo, ejemplo NaCl. Los compuestos covalentes están formados por elementos no metálicos, y la mayoría no conducen la corriente eléctrica. Estos compuestos pueden ser polares y no polares. La conductividad es una medida de la propiedad que poseen las soluciones acuosas para conducir la corriente eléctrica. Esta propiedad depende de la presencia de iones, su concentración, movilidad, valencia y de la temperatura de la medición. Las soluciones de la mayor parte de los compuestos inorgánicos son buenas conductoras. Las moléculas orgánicas al no disociarse en el agua, conducen la corriente en muy baja escala. La conductividad eléctrica de las soluciones depende necesariamente de los iones (disociación) en solución. El porcentaje de disociación de un soluto en una solución influye en la conductividad de esa solución, por ejemplo el ácido clorhídrico disocia fuertemente, por lo tanto conduce fuertemente la corriente eléctrica. Por el contrario el ácido acético disocia débilmente (<100%), por lo tanto la conductividad es muy débil. Dependiendo de la disociación de los iones, las sustancias se pueden clasificar en: soluciones conductoras (electrolitos) y no conductoras (no electrolitos).

Electrolito fuerte: Sustancia que existe completamente en iones en una solución acuosa. Conduce bien la electricidad. Ej. NaCl(s) Na+(ac) + Cl-(ac)

Electrolito Débil: Sustancia que se ioniza parcialmente en una solución acuosa. Conduce electricidad. Ej. CH3COOH(l) H+(ac) + CH3COO-(ac)

No Electrolito: Sustancia que no se ioniza en una solución acuosa. No conduce electricidad. Ej. CH3OH(l) CH3OH(ac)

3. MATERIALES Y REACTIVOS Yoduro de potasio Hidróxido de sodio Cloruro de potasio Agua Sulfato de magnesio

Nitrato de cobre Sacarosa Ácido clorhídrico 0.1 F Ácido clorhídrico 2.0 F Etanol

4. PROCEDIMIENTO

4.1 El auxiliar de laboratorio proveerá las soluciones preparadas, para realizar los respectivos procedimientos. 4.2 Conectar el enchufe en el tomacorriente de 110 voltios, y sumergir los dos extremos de los alambres libres en cada una de las soluciones anteriormente preparadas. Anote las observaciones.

Montaje para observar la conductividad

5. TABLA DE RESULTADOS

SUSTANCIA CONDUCE LA

CORRIENTE CLASE DE SUSTANCIA

6. CUESTIONARIO

6.1. ¿Qué es la conductividad eléctrica? Cuáles son las unidades de conductividad 6.2. ¿Cuáles son los factores que afectan la conductividad de las soluciones? 6.3. ¿Qué ocurre con la conductividad de las soluciones a concentraciones altas? 6.4. Clasifique los siguientes compuestos como iónicos o covalentes: HCl, BaCl2, CH3CH2COOH, NaI, HF, NH3, CS2, K2O, CH3COCH3. 6.5. ¿Qué es electronegatividad? ¿Cómo varía en la tabla periódica?

6.6. Compare las siguientes propiedades físicas de los compuestos iónicos y covalentes: Punto de fusión, punto de ebullición, conductividad eléctrica y solubilidad. 6.7. De acuerdo a lo observado. ¿Explique por qué unas sustancias son buenas conductoras de la electricidad? 6.8. ¿Por qué el agua pura no conduce la corriente eléctrica? Explique. 6.9. ¿Cómo esperaría que fuera la conductividad del tetracloruro de carbono?



PRACTICA # 8

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS

1. OBJETIVO

1.1 Reconocer experimentalmente diferentes tipos de reacciones químicas

2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS De acuerdo a la manera como se combinan las sustancias (reactivos) para dar origen a otras nuevas, estas se pueden clasificar en: Reacciones molecular: si todas las moléculas participantes tienen carácter neutro. Éstas pueden ser: Reacciones de combinación: en estas reacciones dos o más sustancias se combinan para dar una nueva.

A + B → AB Reacciones de descomposición: una sustancia se descompone para producir dos o más sustancias nuevas.

AB → A + B Reacciones de desplazamiento: en estas reacciones un elemento o más de los reactivos es reemplazado por otro u otros.

A + BC → AC + B Reacción de doble desplazamiento: en estas reacciones ocurre un intercambio entre los átomos de los reactivos, a este grupo pertenecen las reacciones de precipitación y neutralización.

AB + CD → AD + CB

Precipitación: es la reacción que ocurre entre dos compuestos solubles que producen una sustancia soluble y una insoluble.

K2CrO4(ac) + Ba(NO3)2(ac) KNO3(ac) + BaCrO4(s) Neutralización: es una reacción entre un ácido y una base y producen una sal y agua

H2S(ac) + NaOH(ac) Na2S(s) + H2O(l)

Reacciones iónicas: en estas reacciones algunas de las sustancias por todas se encuentran en estado iónico (iones positivos y iones negativos). Con frecuencia las reacciones de doble desplazamiento se escriben de esta forma. HCl(ac) + NaOH(ac) H+(ac) + Cl- + Na+(ac) + OH-(ac) Puesto que los anteriores procesos no son directamente observables, es necesario tener en cuenta los criterios establecidos en la práctica referente a cambios químicos para determinar cuándo ha ocurrido una reacción química. Es necesario aclarar que existen otras formas de clasificación de las reacciones químicas, teniendo en cuenta diversos criterios, como por ejemplo: reacciones endotérmicas y reacciones exotérmicas; reacciones con transferencia de electrones (reacciones de oxido- reducción) y reacciones sin transferencia de electrones; reacciones de neutralización; reacciones de precipitación, entre otras.

3. MATERIALES Y REACTIVOS.

Mechero de Bunsen Malla metálica con asbesto 12 tubos de ensayo Gradilla para tubos de ensayo Pinza metálica para tubos de ensayo 1 pipeta graduada de 10ml 1 espátula metálica Clorato de potasio (s) Magnesio metálico en cinta Zinc metálico en granallas Ácido clorhídrico diluido (0.1 N)

Solución de yoduro de potasio 0.5M Solución de nitrato de plomo 0.5M Solución de carbonato de sodio 0.1M Ácido clorhídrico 4.0N Solución de hidróxido de sodio al 0.1N Solución de cloruro de bario 0.1M Ácido sulfúrico 1.0M Fenolftaleína en solución Acetato de plomo Sulfato de cobre (II) diluido

4. PROCEDIMIENTO. 4.1 Reacciones de combinación (síntesis). Tomar 1cm de cinta de magnesio y con una pinza para crisol sujetarla por un extremo y colocarla directamente a la llama del mechero. Cuando comience a producirse una luz blanca intensa (deslumbrante), retire la cinta del mechero y manténgala lejos de la cara mientras ocurra la reacción. Dejar enfriar y luego recoger en un vidrio de reloj el producto de la reacción y examinar su aspecto. Añadir de 3 a 5 gotas de agua y una gota de solución de fenolftaleína.

Otro ejemplo de reacciones de combinación es cuando se combinan aluminio en polvo y azufre en polvo; Calentándola suavemente hasta que se inicie la reacción. (Consultar la ecuación química de la reacción) 4.2 Reacciones de descomposición. Colocar 1g de clorato de potasio en un tubo de ensayo limpio y seco; sujetar con las pinzas el tubo de ensayo y calentarlo directamente en la llama del mechero (no dirigir la boca del tubo hacia su cara ni hacia la de los compañeros); cuando el clorato de potasio se funda y desprenda burbujas, acercar a la boca del tubo un palillo con un punto de ignición. Observe cuidadosamente el residuo y las paredes del tubo. Otro ejemplo de reacciones de descomposición es utilizando óxido de mercurio (II). (Consultar la ecuación química de la reacción) 4.3 Reacciones de desplazamiento. Verter 3ml de solución de ácido clorhídrico 4.0 N en un tubo de ensayo y agregar una granalla de zinc. Recoger el gas que se produce en otro tubo de ensayo. Este se coloca invertido sobre el tubo en el cual se realiza la reacción; una vez que el tubo este lleno de gas, en esa misma posición se lleva a la llama del mechero. Anote las observaciones. 4.4 Reacción de doble desplazamiento. Colocar en un tubo de ensayo 1 ml de solución de yoduro de potasio 0.5M y en otro tubo 1ml de solución de nitrato de plomo 0.5M. Mezclar el contenido de ambos tubos. En un tubo de ensayo limpio y seco vierta 3ml de agua y agregue unos cristalitos de acetato de plomo, agite hasta que los cristales se disuelvan completamente. Adicionar 1 ml de solución de yoduro de potasio 0.5M y agite. Otro ejemplo de este tipo de reacción es la combinación de nitrato de plata y cloruro de sodio. (Consultar la ecuación química de la reacción) 4.5 Estudio de otras reacciones. Cada uno de los siguientes experimentos consiste en mezclar volúmenes iguales (1ml) de dos soluciones en un tubo de ensayo. Carbonato de sodio 0.1M y ácido clorhídrico 0.1N Hidróxido de sodio al 0.1N y ácido clorhídrico 0.1N Cloruro de bario 0,1M y ácido sulfúrico 1.0 M. Hidróxido de sodio al 0.1N y sulfato de cobre (II) diluido. |

5. CUESTIONARIO.

5.1. Escriba las ecuaciones químicas (completas y balanceadas) representativas de cada una de las reacciones efectuada en el procedimiento. 5.2. Escriba mínimo otros dos ejemplos con su respectiva ecuación de cada uno de los tipos de reacciones estudiadas. 5.3. Clasifique cada una de las reacciones del experimento 5. 5.4. Las reacciones de desplazamiento se explican mediante la serie de actividad de los metales . Escriba en su orden la serie y de explicaciones referentes a este caso. 5.5. Al agregar el magnesio se forma efervescencia. ¿A qué se debe?



PRACTICA # 9

ESTEQUIOMETRIA. “MÉTODO DE JOB”

1. OBJETIVOS 1.1 Determinar la relación estequiométrica en el cual se combinan los reactivos de una reacción, empleando el método de Job. 1.2 Identificar en forma experimental el reactivo limite de una reacción. 1.3 Determinar el rendimiento de una reacción.


Una reacción es un proceso mediante el cual una o varias sustancias se combinan para dar lugar a otras sustancias nuevas. La reacción se representa mediante una ecuación química, la cual simboliza el tipo de sustancias que toman parte en el proceso y sus proporciones estequiométricas.

En la reacción de combustión del gas propano con el oxígeno, se forman dióxido de carbono y agua como productos. Este proceso se representa mediante la ecuación química:

C3H8 + O2 CO2 + H2O

Sin embargo, la ecuación debe estar balanceada para que represente correctamente las cantidades químicas de cada sustancia que participan en la reacción:

C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O

Los coeficientes estequiométricos denotan la proporción, como cantidades químicas, en la que se combinan los reactivos y aparecen los productos. Por lo tanto, por 1 mol de C3H8 que reacciona, se requieren 5 mol de O2 y se forman 3 mol de CO2 y 4 mol de H2O.

Las proporciones también se pueden expresar en masa:

C3H8 + 5O2 3CO2 + 4H2O

1x44g 5x32g = 3x44g 4 x 18 g

44 g 160 g = 132 g 72 g

204 g = 204 g

Se observa que se cumple la ley de la conservación de la masa. Reactivo límite

Cuando ocurre una reacción, uno o varios de los reactivos se pueden encontrar en exceso. Esto significa que existe un reactivo que determina la proporción estequiométrica exacta en la que ocurrirá el cambio químico. Dicho reactivo, denominado reactivo límite, se consume completamente si el proceso es irreversible. Todos los cálculos estequiométricos deben realizarse tomando como referencia el reactivo límite.

Ejemplo: La hidrazina, N2H4, se ha usado como combustible para cohetes combinada con el peróxido de hidrógeno, H2O2. La ecuación química que representa el proceso es:

N2H4 + 7 H2O2 2 HNO3 + 8 H2O

Si se combinan 1.60 g de hidrazina con 20.0 g de peróxido, ¿qué masa de ácido se nítrico se obtiene?

N2H4 + 7H2O2 2HNO3 + 8 H2O

32.0 g 7 x34.0 g 2 x63.0 g

Uno de los métodos para determinar cuál es el reactivo límite, consiste en seleccionar uno de ellos como referencia y calcular cuánto se requiere del otro:

�� 1.60 �� 7 � 34.0��

32.0��

� 11.9��

Por lo tanto, se requieren 11.9 g de H2O2 para reaccionar con la hidrazina. Esto significa que el peróxido se encuentra en exceso, ya que de él se tienen 20.0 g. El reactivo límite es el N2H4 y de peróxido sobran 20.0 g - 11.9 g = 2.1 g.

Rendimiento o eficiencia de una reacción

Muchas reacciones químicas no conducen a la formación de la cantidad esperada de productos. En algunos casos, un conjunto particular de reactivos sufren dos o más reacciones simultáneas y aparecen productos laterales no deseados. En estos casos, se habla de eficiencia o de rendimiento, el cual se calcula mediante la expresión:

��%� � �� !� ��" ��#!�$%�� &�. �

�� !� !�ó�% � � 100

Ejemplo: Una muestra de 15.6 g de benceno, C6H6, reacciona con un exceso de ácido nítrico, HNO3, y se forman 18.0 g de nitrobenceno, C6H5NO2. ¿Cuál fue el rendimiento del proceso?

C6H6 + HNO3 C6H5NO2 + H2O

15.6 g 18.0 g

�()�*�� 15.6 ()�) � 123 ()�*��

78.0 ()�)

� 24.6

� �%� � 18.0

24.6 � 100 � 73.2 %

Pureza de reactivos y productos: Es común, asumir en los distintos problemas de Química general que las sustancias que participan son químicamente puras, sin embargo, en la mayoría de las reacciones efectuadas a escala industrial y a aún en el laboratorio no lo son. Se llaman impurezas a sustancias que acompañan a los reactivos pero que no participan en la reacción, o que acompañan a un producto obtenido disminuyendo su calidad. Las impurezas tienen un peso determinado que aumentan las dificultades del proceso y los costos de operación, aislarla y determinar su cuantía, es de gran utilidad en la elaboración de materias primas. La medida de la cantidad de sustancia pura (Sp) contenida en un material impuro (Si), es la pureza (P) y se expresa en términos de porcentaje en peso a partir de la siguiente relación:

%- � ��!�$ %� �� .��

��!�$ %� %�� .%� � 100

En las reacciones intervienen sustancias puras (reactivos), y se obtienen sustancias puras (productos); si los reactivos se dan impuros primero debe calcularse la cantidad de material puro que contiene el material empleado Método de la variación continua de Job. Este método se ideó para determinar experimentalmente la relación estequiométrica en la que se combinan los reactivos de una reacción. Se basa en la realización de una serie reacciones empleando cantidades diferentes de cada reactivo pero manteniendo constante la cantidad total de ambos. Puede entonces medirse una variable del sistema, relacionada con la masa, y representarse gráficamente contra las cantidades de reactivos utilizadas. La variable puede ser el peso del precipitado o su altura. Ejemplo. Con ayuda de los datos de la tabla, determinar la relación estequiométrica en la que reaccionan el Pb(NO3)2 y el KI:

aPb(NO3)2(ac) + bKI(ac) cPbI2(s) + dKNO3(ac) Graficando el peso del precipitado contra el volumen de Pb(NO3)2 0.25 M y KI 0.5 M, resulta un gráfico en el que las dos rectas se interceptan en un punto denominado punto de equivalencia, en este punto ambos reactivos reaccionan en cantidades estequiométricas exactas.

Tabla de datos.

Tubo # Pb(NO3)2 (mL) KI(mL) Peso de precipitado teórico(g) 1 9 1 0.11 2 8 2 0.23 3 7 3 0.34 4 6 4 0.46 5 5 5 0.57 6 4 6 0.46 7 3 7 0.34 8 2 8 0.23 9 1 9 0.11

Del gráfico se puede concluir que los reactivos están exactamente en proporción estequiométrica cuando:

Esta relación, expresada en cantidades químicas, se transforma en:

Y la máxima cantidad de PbI2 obtenida es de 0.57 g (observar en el gráfico).

Estequiométricamente se pueden comprobar los resultados obtenidos a partir del gráfico. En efecto, la ecuación química balanceada muestra que a /b = 1 /2:

Pb(NO3)2 + 2 KI PbI2(s) + 2 KNO3

331 g 2 x 166 g 461 g

En la región del gráfico antes del máximo, el reactivo límite siempre es el Pb(NO3)2; y en la región de la derecha, el reactivo límite siempre es el KI.

Determinación del reactivo límite en el tubo 6:

0

0,1

0,2

0,3

0,4

0,5

0,6

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

g P

bI 2

Punto de equivalencia

10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0

ml Pb(NO3)2

ml KI

Se tiene 4 mL de Pb(NO3)2 0.25 M y 6 mL de KI 0.5 M en el tubo de ensayo, el valor de M indica el número de moles de la sustancia que hay por cada 1000 mL de solución:

0.25 / � 0.25 ��"

1000�"�

0.25��"

10 �"$

6�" 12 � 0.5 ��" 12

1000�"� 3.0 � 1034��" 12

�5 6 12 � 3.0 � 1034��" 12 �1 �5 6 12

1��" 12� 3.0 � 1034�5 6 12

4�" -#��4�� 0.25��" -#��4��

1000�" -#��4��

� 1.0 � 1034��" -#��4��

�5 6 -#��4�� 1.0 � 1034��" -#��4�� 7 893: ;<�=>?�@

7 ABC ;<�=>?�@� 2.0 � 1034�5 6

-#��4�� El reactivo límite es el Pb(NO3)2 en el tubo # 6. Gramos de PbI2 que se producen teóricamente = 0.461 g.

3. MATERIALES Y REACTIVOS. 9 Tubos de ensayo, (dimensiones iguales) Gradilla 2 Pipeta de 10 mL. Regla graduada (T.E) Papel filtro

Balanza analítica Gotero Embudo BaCl2 0.3F K2CrO4 0.3F

4. PROCEDIMIENTO. Disponer de 9 tubos de ensayo limpios, secos y numerados. Agregue a cada tubo de ensayo 1,2,3,4,5,6,7,8 y 9 de BaCl2 y luego adicionar en el mismo orden 9,8,7,6,5,4,3,2 y 1 de K2CrO4 a cada tubo de ensayo, de tal forma que cada uno tenga un volumen total de 10 mL. Dejar el precipitado por 30 minutos. Al cabo de los cuales se mide la altura del precipitado en mm. Elaborar la tabla.

Figura 1. Método de Job

Pesar 9 papeles de filtro (o según indicación del profesor). En cada uno filtrar el contenido de los tubos de ensayo y lavar las paredes de éste con el filtrado. Después de transferido el precipitado secar el papel de filtro con su contenido en una estufa a 110 °C. Dejar enfriar y pesar. Para determinar el reactivo en exceso cualitativamente, se toma el contenido del filtrado del tubo indicado por el profesor y se separa en dos tubos de ensayo rotulados como A y B. Al tubo A adicionar dos gotas de BaCl2 y al tubo B dos gotas de K2CrO4, anote sus observaciones. Elaborar la tabla completa.

5. DATOS DEL PREIFORME.

Tubo #

BaCl 2

(mL) K2CrO4

(mL) Altura precipitado Peso papel filtro peso papel Filtro + precipitado

Peso precipitado

1 2 3 4 5 6 7 8 9

6. PREGUNTAS. 6.1. ¿Cuál es el reactivo límite en los tubos asignados por el profesor? Compare con el resultado obtenido experimentalmente. 6.2. Si la reacción no produjera precipitado, ¿qué otra propiedad del sistema es susceptible de medir?

6.3. Con los datos obtenidos elabore una gráfica de altura del precipitado (en mm) contra volumen de BaCl2 y K2CrO4 en mL. Determine el punto de equivalencia y luego calcule la relación estequiométrica en que se combinan los reactivos. Escriba la ecuación balanceada para la reacción estudiada. 6.4. Calcule la eficiencia o rendimiento de la reacción para los tubos a los cuales pesó el precipitado. 6.5. ¿Por qué debe evitarse que las soluciones de ambos reactivos reaccionen en las paredes del tubo?



PRACTICA # 10

GASES. “REACCIÓN DE UN METAL CON HCl.” 1. OBJETIVOS. 1.1 Hallar el volumen que ocupan las moles de hidrógeno gaseoso producido a las condiciones ambientales. 1.2 Recoger el gas producido en la reacción sobre agua, aplicando la ley de Dalton 2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS. De la reacción de Magnesio metálico con ácido clorhídrico en solución acuosa se obtiene hidrógeno gaseoso, así: HCl (ac) + Mg (s) MgCl 2 (ac) + H2 (g)

Un gas es un estado de la materia en el cual las partículas (moléculas o átomos) que lo conforman, son pequeñas en comparación con las distancias que hay entre ellas. En un gas las partículas están en constante movimiento, chocando contra las paredes del recipiente que las contiene. Estos choques dan lugar a la presión del gas. La composición de un gas se describe en términos de las cantidades relativas de cada uno de los gases presentes en una mezcla. En una mezcla de gases (que no reaccionan entre sí) a las condiciones de temperatura y volumen constante, la presión total ejercida por la mezcla de gases, es la suma de las presiones parciales de cada gas como si ocupara el mismo volumen individualmente

-DBEFC � -7 G -� G H G -I

El hidrogeno recogido en la probeta estará saturado con vapor de agua, de tal manera que la presión del gas corresponderá a la suma de la presión parcial del hidrogeno y la presión que ejerce el vapor de agua.

-:FJ � -K@G -LFM �F:NF�

Esta última puede conocerse consultando una tabla que proporcione la presión de vapor del agua con la temperatura. Además, existe una columna de líquido que ejerce una presión denominada presión hidrostática (Ph), que se obtiene de la siguiente expresión:

-O � 0 �PK@>

PK:

Donde: L = Altura en mm de la columna de líquido. ρH2O = Densidad del agua. ρHg = Densidad del mercurio. Al terminar la reacción se obtiene un equilibrio entre la presión atmosférica y la presión ejercida dentro de la probeta, así:

-FEA � -:FJ G -O Se sabe que:

-:FJ � -K@G -LFM �F:NF�

Haciendo uso de las ecuaciones anteriores se deduce:

-K@� -FEA 6 -LFM �F:NF� 6 -O

Para calcular la cantidad de hidrogeno producido en la reacción (moles de hidrogeno) se emplea la ecuación de estado de los gases ideales.

-K@Q � $�R

Donde: V = Es el volumen ocupado por la mezcla de gases. n =Moles de hidrógeno gaseoso. R = Constante de los gases ideales, 0.082 atm x L / mol x K.

T = Temperatura kelvin = T °C + 273.

Tabla (1): Presión de vapor del agua Vs temperatura .

T (°C) Presión(mm Hg) T (°C) Presión (mm Hg)

15 12.7 25 23.6 16 13.5 26 25.1 17 14.4 27 26.5 18 15.4 28 28.1 19 16.3 29 29.8 20 17.5 30 31.5 21 18.5 31 33.4 22 19.7 32 35.4 23 20.9 33 37.4 24 22.2 34 39.6

3. MATERIALES Y REACTIVOS. Soporte universal. Termómetro. 1 Probeta graduada de 50 mL. 1 Beaker de 1000 mL 1 Pipeta de 10 mL 1Pinza para bureta.

1 Hilo (T.E) 1 Corcho o icopor (T.E) Regla graduada (T.E). HCl 6 F Cinta de magnesio. Indicador “naranja de metilo”

4. PROCEDIMIENTO. � Pesar un pedacito de magnesio (1 cm aproximadamente). Átelo a un

pedazo de hilo junto a un pedazo de corcho. � Adicione 10 mL de HCl 6 F a la probeta y termine de llenar

completamente con agua. Llene las 3/4 partes del beaker con agua.

� Invierta rápidamente la probeta y colóquela dentro del agua. No debe

entrar aire a la probeta. Sujete la probeta con una pinza al soporte. � Introduzca el corcho con el Mg dentro de la probeta. Se puede

colocar primero el corcho antes de invertir la probeta.

� Obtenga la temperatura al terminar la reacción. adicione al beaker 2 gotas de naranja de metilo

DATOS. Al terminar la reacción reportar: L = altura del líquido (mm) Temperatura de la reacción. ( °C) Volumen del gas formado. (mL) Peso de la cinta de Mg (g) 5. CUESTIONARIO. 5.1 Determinar la presión hidrostática en mm Hg. 5.2 Determinar la presión de vapor de agua a la temperatura de la reacción

5.3 Calcular la presión del hidrógeno gaseoso en mm Hg.

5.4 Calcular las Moles de magnesio gastado.

5.5 Calcular las Moles de hidrógeno producidas, teóricamente y experimentalmente.

5.6 ¿Cuál es el reactivo límite en la reacción? Explique.

5.7 Si un mol de H2 (gaseoso) pesa 2 g. ¿Cuál es su densidad en condiciones normales?

5.8 Si en lugar de utilizar HCl se utilizara H2SO4 ¿habría algún cambio en los cálculos? Justifique su respuesta.

5.9 ¿Cuál es el volumen de una mol de hidrógeno a condiciones normales? comparar con el volumen ocupado por un mol de hidrogeno a las condiciones estipuladas en el experimento.

5.10 Una muestra de gas pesa 1.25 g a 28 °C, ocupa un volumen de 2.5 x 102 mL y ejerce una presión de 715 torr. ¿Cuál es la masa molar del gas?

FACULTAD DE CIENCIAS BÁ

MEDIDA DEL

1. OBJETIVOS

1.1 Familiarizarse con los cambios de color de algunos indicadores y la escala de pH en el papel indicador universal. 1.2 Reconocer la acidez o basicidad de indicadores. 1.3Relacionar el pH con la con los cambios de color de indicadores acido


El pH de una sustancia refleja su grado de acidez o de basicidad y se puede calcular por la siguiente mediremos el pH de varias sustancias. La escala de pH se enumera de 0 a 14, como se muestra en la figura siguigualmente aparece una tabla que muestra el pH de algunas sustancias

UNIVERSIDAD DE CÓRDOBA FACULTAD DE CIENCIAS BÁ SICAS E INGENIER


PRACTICA # 11

MEDIDA DEL pH DE ALGUNOS ÁCIDOS, BASES Y SALES

Familiarizarse con los cambios de color de algunos indicadores y la escala de pH en el papel indicador universal.

acidez o basicidad de una sustancia mediante el uso de

Relacionar el pH con la concentración del ion hidrogeno de las soluciones y con los cambios de color de indicadores acido – base comunes

FUNDAMENTOS TEÓRICOS

una sustancia refleja su grado de acidez o de basicidad y se puede calcular por la siguiente expresión: pH = -log [H3O

+]. En este experimento mediremos el pH de varias sustancias. La escala de pH se enumera de 0 a 14, como se muestra en la figura siguiente, esto es el rango de la escala pH, igualmente aparece una tabla que muestra el pH de algunas sustancias

Figura 1. Escala de pH

SICAS E INGENIERÍAS

H DE ALGUNOS ÁCIDOS, BASES Y SALES

Familiarizarse con los cambios de color de algunos indicadores y la escala de

sustancia mediante el uso de

del ion hidrogeno de las soluciones y

una sustancia refleja su grado de acidez o de basicidad y se puede ]. En este experimento

mediremos el pH de varias sustancias. La escala de pH se enumera de 0 a 14, iente, esto es el rango de la escala pH,

igualmente aparece una tabla que muestra el pH de algunas sustancias comunes.

TABLA 1 pH de algunas sustancias comunes

Existen varios métodos para determinar el pH de una solución, entre ellos el método colorimétrico y el método potenciométrico. En cuanto al método colorimétrico está el uso de papel indicador universal y los papeles tornasol azul y tornasol rojo. Un método muy simple consiste en colocar unas pocas gotas de un colorante químico (indicador químico) en la solución que se quiere ensayar. El indicador cambia a un color específico que depende del pH de la solución. Así, los ácidos enrojecen el papel tornasol azul y las bases azulean el papel tornasol rojo, además enrojecen a la fenolftaleína. En cuanto al método potenciométrico, para determinar el pH se usa un instrumento llamado peachímetro, que mide electrónicamente el pH de una solución. En este experimento usaremos el primer método y el peachímetro queda a opción del profesor.

3. MATERIALES Y REACTIVOS

Gradilla, 12 tubos de ensayo, 12 rótulos. Vaso de precipitado, 100 ml Agitador de vidrio Papel indicador universal, tornasol azul y tornasol rojo Solución de fenolftaleína, solución de anaranjado de metilo.

Cloruro de amonio 1M Cloruro de potasio 1M Carbonato de sodio 0.1 M Acido clorhídrico 0.1 M Hidróxido de amonio 0.1 M Vinagre, jugo de naranja, leche, gaseosa carbonatada (traer el estudiante)

Sustancia pH HCl 1M

VINAGRE GASEOSA NARANJAS TOMATES

AGUA LLUVIA LECHE

AGUA PURA AGUA DE MAR NH4 OH 0.1M

NaOH 1M

0 2.8 3.0 3.5 4.2 6.2 6.5 7.0 8.5 11.1 14.0

4. PROCEDIMIENTO 4.1. Aliste una gradilla y 9 tubos de ensayo secos y limpios. Rotule cada uno de los tubos de ensayo con las sustancias usadas en el experimento. Obtenga cerca de 2 ml de cada sustancia y viértalos en los correspondientes tubos de ensayos rotulados. Prepare una tabla de datos en su cuaderno de laboratorio, según el modelo siguiente (tabla 2):

Solución S1 S2 S3 S4 S5 S6 pH aproximado de cada solución

Papel indicador universal

Papel tornasol azul

Papel tornasol rojo

Para el uso del papel indicador de pH (universal, tornasol azul o tornasol rojo) se sigue el siguiente procedimiento:

� Obtenga del profesor una tira de 1 cm de papel indicador � Use un agitador de vidrio para tocar con el extremo la solución en el tubo de

ensayo y untar en el papel indicador. Asegúrese de que solamente se humedece el papel con la solución de lo contrario, se retira todo el colorante del papel.

� Para determina el pH de la solución se compara el color del papel humedecido con la escala de colores. Anota el cambio de color.

� Para repetir el ensayo tenga precaución de enjuagar el agitador en un vaso que contenga destilada.

� Anote en la tabla de datos anterior. 4.2 usando el método descrito complete los siguientes pasos y anote los resultados en la tabla 3, de acuerdo al siguiente ensayo:

� En un tubo de ensayo seco y limpio coloque 2 ml de HCl 0.1M y mida su pH. � En otro tubo de ensayo seco y limpio coloque 2 ml de NaOH 0.1M y

determine su pH. � En un tubo de ensayo limpio vierta un ml de acido y un ml de base, agite el

contenido y determine el pH de la solución resultante. � Vierta dos gotas de anaranjado de metilo en el tubo que contiene el HCl

0.1M, anote el cambio de color. � Vierta dos gotas de fenolftaleína en el tubo que contiene NaOH.0.1M, anote

el cambio de color. � Introduzca el papel tornasol azul y el papel tornasol rojo en las mismas

soluciones. Anote los resultados en la siguiente tabla.

HCl 0.1 M NaOH 0.1M Combinación de acido + base (sal)

pH aproximado de cada solución

Papel indicador universal Papel tornasol azul Papel tornasol rojo Fenolftaleína Anaranjado de metilo 4.3. (Opcional) si se dispone de un peachímetro, el profesor podrá hacer una demostración de cómo usarlo para determinar el pH de una solución. Anote los valores obtenidos. Nota: 1. en la tabla de datos (tabla 1 y 2) anote los cambios de color para las diferentes sustancias. 2. de acuerdo con la escala de colores ¿cuál es el pH de cada una de las sustancias empleadas? 3. describa la reacción que ocurre cuando se mezclan las dos soluciones (HCl 0.1M y NaOH 0.1M) 4. Si se uso el peachímetro compare los valores de pH observador con los obtenidos a partir de los indicadores.

5. CUESTIONARIO 5.1. La escala de pH es una escala logarítmica. Esto significa que la diferencia entre cada unidad de pH es realmente un factor de 10. Si el pH de un jugo de toronja es 3 y el pH de la cerveza es 5 ¿Cuántas veces es mas acido el jugo de toronja que la cerveza? 5.2. ¿Cuál es el pH esperado de las siguientes concentraciones de acido?

a) 0.001M b) 0.01M c) 1.0M

5.3. ¿Cuál es el pH esperado de las siguientes concentraciones de base?

a) 0.001M b) 0.01M c) 1.0M

5.4. Describa algunos procesos industriales en los cuales se utilizan soluciones con pH determinado. 5.5. Indique la importancia del pH en los proceso biológicos.

UNIVERSIDAD DE CORDOBA FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS E INGENIERIAS


PRACTICA # 12

PREPARACIÓN DE SOLUCIONES

1. OBJETIVOS 1.1 Identificar las principales formas de expresar la concentración de las soluciones 1.2 Realizar los cálculos necesarios para determinar la cantidad de reactivos que serán utilizados en la preparación de disoluciones 1.3 Preparar diferentes soluciones 1.4 utilizar algunos aparatos de medición de volúmenes, tales como la probeta y el matraz volumétrico.

2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS Las soluciones son mezclas homogéneas de dos o más sustancias. La concentración de una solución nos da información acerca de la cantidad de soluto disuelto en un volumen unitario de solución. Puesto que las reacciones generalmente se llevan a cabo en solución, es importante conocer las diferentes maneras de expresar la concentración y aprender a preparar soluciones de una determinada concentración. Las propiedades de una solución son las mismas en todos los puntos de una muestra dada. Existen soluciones sólidas, líquidas y gaseosas y algunos ejemplos de éstas son el aire limpio (mezcla de nitrógeno y oxígeno), agua endulzada y algunas aleaciones de latón (cobre y zinc) Los átomos, moléculas o iones de una solución están perfectamente mezclados y esto facilita que entren en contacto y reaccionen. En las soluciones en fase líquida o gaseosa, las partículas se mueven y chocan incrementando las posibilidades para que reaccionen entre sí. Debido a que las partículas están muy juntas en las soluciones líquidas y por tanto chocan más a menudo, estas soluciones son los medios que se emplean para producir fármacos, alimentos y otros productos comerciales. También son el medio en el que se llevan a cabo las reacciones en nuestro cuerpo y en el de otros organismos vivos. Para conocer la cantidad de soluto que hay en un volumen dado de solución es necesario conocer la concentración de la solución: las cantidades relativas de soluto y disolvente. A continuación se describen las diferentes maneras de expresar la concentración.

Las soluciones se pueden preparar teniendo en cuenta las diferentes unidades de concentración como son: • Solución porcentual (%) • Solución formal (F) • Solución Molar (M) • Solución Normal (N) • Partes por millón (ppm) • Solución molal (m) • Fracción mol (χ) • Solución título (T) Solución porcentual Existen tres maneras de expresar las soluciones porcentuales, estas son: I. Porcentaje en masa. El porcentaje en masa se refiere a la masa de soluto por masa de solución.

% �$ �� "�!�

�� "� %ó$&100

El porcentaje en masa es adimensional. El porcentaje en masa es independiente de la temperatura, se utiliza con frecuencia para expresar la concentración de reactivos sólidos o reactivos acuosos comerciales. Por ejemplo, el HCl se vende como solución al 36%, lo cual significa que el reactivo tiene 36 g de soluto por 100 g de solución. II. Porcentaje en volumen El porcentaje en volumen se refiere al volumen de soluto por volumen de solución

% �$ S�"�� S�"��$ �� "�!�

S�"��$ �� "� %ó$&100

El porcentaje en volumen es adimensional. El porcentaje volumen es dependiente del cambio de temperatura, comúnmente se utiliza para especificar la concentración de una solución preparada al diluir un líquido puro en otro líquido. Por ejemplo, una solución acuosa de metanol al 5% indica que dicha solución se preparó al diluir 5 mL de metanol puro con agua hasta 100 mL de solución. III. Porcentaje peso/volumen El porcentaje peso/volumen se refiere al peso de soluto por volumen de solución.

% ��/S�"��$ �� "�!�

�0 �� "� %ó$&100

En el porcentaje peso/volumen las unidades no se cancelan, por lo que deben especificarse. El porcentaje peso/volumen es dependiente de la temperatura, se emplea para indicar la composición de soluciones acuosas diluidas de reactivos sólidos. Por ejemplo, una solución acuosa de nitrato de plata al 5% se refiere a una solución preparada mediante la disolución de 5 g de nitrato de plata en suficiente agua para preparar 100 mL de solución. También es muy usual ésta forma de expresar la concentración para soluciones de indicadores químicos. Solución formal (F) Una solución formal expresa el número total de moles de un soluto por litro de solución (o el número total de milimoles en un mL de solución). Por ejemplo una solución de hidróxido de sodio que tiene una concentración 1.0 F se puede preparar disolviendo 1 mol de NaOH que corresponde a 40 g de NaOH y diluir exactamente a un litro de solución. La concentración formal se refiere a la cantidad de soluto disuelto sin considerar la disociación de éste en la solución.

U �$ú�� Wó��"�

0 �� "� %ó$

Solución molar (M) Una solución molar expresa los moles de soluto iónico o molecular, por litro de solución. Con el fin de calcular la molaridad (M) de una solución, se debe conocer el comportamiento del soluto en la solución, es decir, conocer si se disocia o no se disocia el soluto en el disolvente (electrolito fuerte, débil o no electrolito)

/ ��"�� "�!�

0 �� "� %ó$

Solución normal (N) La normalidad de una solución expresa el número de equivalentes de soluto contenidos en 1 L de solución o el número de miliequivalentes por mL de solución. Una solución 0.2 N de ácido clorhídrico contiene 0.20 eq de HCl en cada litro de solución ó 0.20 meq de HCl en cada mL de solución.

� �$ú�� 5�%S�"�$!�� "�!�

0 �� "� %ó$

Partes por millón (ppm) La expresión de un ppm indica que una unidad de la sustancia de interés está presente por cada millón de unidades del total de la solución. En otras palabras se puede decir que en una solución de una parte por millón se encuentra un gramo de sustancia por cada millón de gramos de solución.

�� "�!�

X �� "� %ó$

Solución molal (m) Una solución molal expresa el número de moles de soluto por kilogramo de disolvente.

� ��"�� "�!�

X �� "S�$!�

La molalidad es útil para mediciones físicas precisas, la razón es que la molalidad no depende de la temperatura. Fracción molar (Xi). La fracción mol se define como el número de moles del componente de interés entre el número de moles totales en la solución.

YZ ��"�� "�!�

��"�� "� %ó$

La fracción mol al igual que la molalidad es útil para mediciones físicas precisas.

3. MATERIAL Y REACTIVOS Balanza analítica Vidrio de reloj 2 Matraces volumétricos de 100 mL 1 Matraces volumétricos de 50 mL 2 Pipetas graduadas de 10 mL Frasco lavador

Pera Ácido clorhídrico Espátula Agitador de vidrio Embudo pequeño 1 Beaker 100mL

4. PROCEDIMIENTO Calcular el volumen necesario para preparar 100 mL de solución de ácido clorhídrico 0.1M. Con ayuda de una pipeta, tomar el volumen de ácido clorhídrico calculado y adicionarlo a un matraz aforado de 100 mL, aforar con agua y agitar suavemente. Mediante el uso del método de dilución y partiendo de la solución de ácido clorhídrico 0.1M diseñe en detalle el procedimiento que se debe seguir para preparar 100 mL de solución 0.01 M. Preparar 100g de una solución al 10% en peso de NaCl Pese un beaker de 100 mL. Anote el peso. Agregue al beaker porciones de NaCl hasta que el peso adicional corresponda a 10g. Ahora se miden 90mL de agua con la probeta (asumir la densidad del agua 1g/mL) y se agregan al beaker con el

NaCl para formar la solución agite con una varilla de vidrio para ayudar el proceso de dilución. Haga los cálculos respectivos para determinar las cantidades de sustancias a utilizar.

5. CUESTIONARIO 5.1. ¿Qué se entiende por densidad, y cuáles son sus unidades? 5.2. ¿Por qué para poder calcular el peso equivalente de un reactivo, se debe indicar la reacción química en la cual participará éste? 5.3. ¿Qué se entiende por equivalente químico? 5.4. ¿Por qué las soluciones preparadas de una concentración conocida se deben guardar en frascos tapados? 5.5. ¿Qué cuidados se debe tener en la preparación y conservación de una solución de NaOH de concentración conocida? 5.6. Mencione la importancia que tiene de aforar correctamente un matraz aforado, cuando se está preparando una solución valorada. Describa el procedimiento que utilizaría en la preparación de una solución 1.0N de acido sulfúrico 5.7. ¿Cuál es el porcentaje en peso de hidróxido de sodio en una solución que se prepara disolviendo 8.0g de NaOH en 50.0g de agua? 5.8. ¿Qué peso de NaOH se necesita para preparar 500mL de solución 0.1M? NOTA: LOS INTEGRANTES DE CADA GRUPO DEBERAN TRAER ENVASES VACÍOS CON TAPA PARA GUARDAR LAS SOLUCIONES PREPARADAS

UNIVERSIDAD DE CORDOBA FACULTAD DE CIENCIAS BASICAS E INGENIERIAS


PRACTICA # 13

ANALISIS VOLUMÉTRICO (TITULACION)

1. OBJETIVOS. 1.1. Iniciar al estudiante en las técnicas de titulación colorimétrica y de análisis

volumétrico. 1.2. Determinar la concentración verdadera de una solución ácida o básica,

mediante la técnica de titulación. 1.3. Determinar el la concentración de ácido acético contenida en una muestra

de vinagre

2. FUNDAMENTO TEÓRICO Uno de los procedimientos de análisis cuantitativo, se basa en la adición de una solución de concentración conocida llamada SOLUCION TITULANTE, a la solución cuya concentración se va a determinar, llamada SOLUCION TITULADA. LA TITULACION es un método de laboratorio que permite equilibrar volúmenes de ácidos y bases a un grado de acidez o alcalinidad o hallar una concentración desconocida de uno de ellos al comparar con una concentración de una solución estándar del otro. La adición de solución titulante se efectúa hasta alcanzar lo que se denomina PUNTO DE EQUIVALENCIA. El cual se puede detectar cuando la titulación es colorimétrica, por el cambio de color que experimenta el indicador adecuado; presente en la solución titulada. En el punto de equivalencia de toda titulación se cumple que: número equivalente de la solución titulante es igual al número de equivalentes de la solución titulada, lo cual se puede expresar por la ecuación. Va x Na = Vb x Nb

En donde V es el volumen gastado en milímetros, N es la normalidad, y los subíndices a y b se refieren al ácido y la base respectivamente.

Debe tenerse en cuenta que los pesos equivalentes no son constantes, son función de la naturaleza de la reacción. En la titulación colorimétrica el punto de equivalencia depende del indicador utilizado. Un indicador es un ácido o una base que tiene un color diferente al de la base o ácido conjugado. En solución acuosa presenta equilibrio químico de disociación en la forma siguiente: Hln + H2O H3O + + In- Color A Color B. Ejemplo: para el naranja de metilo su forma Hln (indicador sin disociar) es rojo, y en su forma ln (indicador disociado) es amarillo. 3. MATERIALES Y REACTIVOS

Bureta de 50ml NaOH Soporte universal 100 mL HCL 0.1N Pinza para bureta

Vinagre 20 mL (T.E) Beaker de 100 ml Erlenmeyer de 100 ml Frasco lavador Pipeta de 10 ml

Nota: la solución de hidróxido de sodio debe ser la preparada por el estudiante en la práctica de soluciones. 4 PROCEDIMIENTO. 4.1 Cálculo de la normalidad de una solución de NaO H Arme el conjunto para titulación que se muestre en la figura 1. En el Erlenmeyer vierta 10 ml (medidos con una pipeta) de solución de ácido clorhídrico exactamente 0,1 N; adiciónele dos gotas de fenolftaleína y agite. Coloque un papel blanco debajo del Erlenmeyer. En la bureta coloque 25 ml de hidróxido de sodio (se considera que su concentración es aproximadamente 0,1 N), teniendo el cuidado de agregar solución hasta que la base del menisco coincida exactamente con la marca del 0 (cero). Deje caer poco a poco la solución básica de la bureta (NaOH) sobre la solución del Erlenmeyer (ácida) agitando a cada caída de NaOH.

Maneje la llave de la bureta con una mano (la izquierda) y con la derecha agite cuidadosamente el Erlenmeyer. Observe la aparición de un color rosado, el cual desaparece al agitar la solución. Continúe agregando la solución básica cada vez con más lentitud y agitando. Observe que el color desaparece cada vez más lentamente a medida que se agita la disolución. Siga agregando solución básica, pero ahora gota a gota, y agite hasta observar que la adición de una gota produce una coloración que permanece varios segundos. Cuando se ha alcanzado el punto de equivalencia es suficiente una gota de base para cambiar la solución de incolora a rosada tenue. Anote la lectura final de la bureta

50

40

30

20

10

0

Figura 1: Montaje de titulación 4.2 CALCULO DE LA CONCENTRACIÓN DE ÁCIDO ACÉTICO PR ESENTE EN UNA MUESTRA DE VINAGRE Tome 10 ml de vinagre como muestra de una solución ácida de concentración desconocida, titule la muestra de vinagre con la solución estandarizada NaOH de la parte 4.1. 5. TABLA DE DATOS CALCULO DE LA NORMALIDAD DEL NaOH Lectura inicial de la Bureta ______________ ml Lectura final de la Bureta ______________ ml Volumen de NaOH utilizado ______________ ml Volumen de HCl de normalidad 0,1 N = 10 ml = Va De la ecuación Va x Na = Vb x Nb se calcula la normalidad de la base:

Nb = Va x Na / Vb CÁLCULO DE LA CONCENTRACIÓN DE ÁCIDO ACÉTICO EN EL VINAGRE Lectura inicial de la Bureta ______________ ml Lectura final de la Bureta ______________ ml Volumen de NaOH utilizado ______________ ml Normalidad del NaOH _______________ Volumen del vinagre utilizado _______________ml Normalidad del ácido en el vinagre _______________ ml 6. CUESTIONARIO 6.1. Escriba la ecuación química balanceada para cada una de las titulaciones realizadas. 6.2. Explicar los siguientes términos: Punto de equivalencia, Punto final. 6.3. ¿Qué criterio debe tenerse en cuenta para escoger el indicador adecuado a usar en una titulación? 6.4. ¿Qué se entiende por acidimetría y volumetría? 6.5. ¿Qué Volumen de NaOH 0.5 N se necesita para neutralizar 20 ml de HCl 2,0 N? 6.6. ¿Qué es una solución estándar y una solución tampón? 6.7. Calcule el porcentaje en peso de ácido acético presente en el vinagre (la densidad del vinagre se puede tomar como igual a 1,01 g/ml).

Documents

Guias de Laboratorio General Final