Manual Lab

Escuela de Química

Manual de Laboratorio

Química General I

QU-101

M.Ev. Patricia Guzmán L.

I Ciclo 2013

Revisión I-2013

B.Q. Julio Otárola J.

B.Q. Laura Calderón R.

Manual de Laboratorio Química General I- QU-0101

M. Ev. Patricia Guzmán L. Revisión: B.Q. Laura Calderón Rodríguez

B.Q. Julio Otárola Jiménez

2

Índice

Introducción…………………………………………………………………………….....3

Reglas de seguridad para el trabajo de laboratorio………………………………..3

Normas para el trabajo de laboratorio……………………………………………..4

Normas para descartar los residuos……………………………………………......5

Experimento 1: Operaciones Fundamentales……………………………………………...6

Experimento 2: El Quemador Bunsen y su llama………………………………………..14

Experimento 3: Estudio de propiedades de la materia…………………………………...19

Experimento 4: Estudio de la densidad…………………………………………………..22

Experimento 4b: Estudio de la densidad (Virtual)……………………………………….28

Experimento 5: Ley de proporciones definidas………………………………………….31

Experimento 6: Serie de Actividad de los metales………………………………………34

Experimento 7: Disoluciones que conducen electricidad………………………………..38

Experimento 8: Cambios químicos……………………………………………………....41

Experimento 9: El cobre y sus sales……………………………………………..……....47

Experimento 10: Hidrógeno……………………………………………………………..51

Experimento 11: Amoniaco……………………………………………………………...54

Experimento 12: Geometría Molecular (Virtual).……………………………………….59

Experimento Virtual: Propiedades Periódicas de los Elementos………………………...66




3

Introducción

En un laboratorio químico es absolutamente necesario establecer ciertas normas de

conducta de cuyo cumplimiento dependen el orden en el trabajo, la comodidad y la

seguridad de todos los que en él trabajan.

A continuación se establecen reglas generales de laboratorio que deben cumplirse

cuidadosamente para que el trabajo experimental resulte conveniente individual y

colectivamente.

REGLAS DE SEGURIDAD PARA EL TRABAJO DE LABORATORIO

1. Usar siempre lentes de seguridad.

2. Usar gabacha larga con manga larga, preferiblemente de algodón.

3. No usar faldas, shorts o zapatos abiertos. Las personas de cabello largo deberán

sujetarlos mientras permanecen en el laboratorio.

4. No fumar, comer o beber en el laboratorio. Lavarse bien las manos al salir del

lugar.

5. Al ser designado para trabajar en un determinado laboratorio, es muy importante

conocer la localización de los accesorios de seguridad.

6. Antes de usar reactivos no conocidos, consultarla bibliografía adecuada e

informarse sobre como manipularlos y descartarlos.

7. No devolver los reactivos a los frascos originales, aunque no hayan sido usados.

Evitar circular con ellos por el laboratorio.

8. No usar ningún instrumento para el cual usted no ha sido entrenado o autorizado a

utilizar.

9. Verificar el voltaje de trabajo del instrumento antes de conectarlo. Cuando los

instrumentos no estén siendo usados deben permanecer desconectados.

10. Usar siempre guantes de asbesto, para el aislamiento térmico, al manipular

material caliente.

11. Nunca pipetear líquidos con la boca. En este caso usar peras de plástico o trompas

de vacío.

12. Manejar, cuidadosamente con prensas u otros utensilios, los objetos calientes y

colocarlos siempre sobre una lámina de asbestos.




4

NORMAS PARA EL TRABAJO DE LABORATORIO

1. Mantener siempre limpias las mesas y aparatos de laboratorios

2. No colocar sobre las mesas de trabajo las prendas personales y libros, excepto el

cuaderno de laboratorio.

3. Colocar en la mesa de trabajo solo aquellos utensilios que sean indispensables

para la realización de la práctica.

4. Inmediatamente después de utilizar retornar a su lugar los frascos de reactivos.

5. No tomar los reactivos de otras mesas, usar los asignados a su mesa de trabajo.

6. Manejar con cuidado los reactivos químicos especialmente los que son aún más

peligrosos.

7. Al calentar una sustancia en un tubo de ensayo, no dirija la boca del tubo

hacia sus compañeros o hacia usted mismo.

8. Cuando trabaje con sustancias inflamables, asegurarse antes de que no hay llamas

en su proximidad.

9. Tomar muchas precauciones cuando necesite detectar el olor de una

sustancia. Ventile suavemente hacia su nariz (moviendo la mano sobre la

boca del recipiente) los vapores de la sustancia y no aproxime su nariz

directamente.

10. No probar nunca una disolución o sustancia a menos que tenga permiso del

profesor.

11. Verter siempre los ácidos concentrados (especialmente el ácido sulfúrico)

sobre el agua con sumo cuidado. No realice jamás la operación inversa (o sea

agregarle agua al ácido) puede producir calentamiento súbito con

salpicaduras de ácido.

12. En caso de heridas o quemaduras informe a su asistente. En el caso de

salpicaduras con sustancias químicas lávese lentamente con agua en abundancia;

enjuáguese si la sustancia entró en su boca, informe inmediatamente después a su

asistente o profesor.

13. Al terminar la sesión de laboratorio asegurarse de que la mesa quede limpia y de

que las llaves del gas y del agua queden perfectamente cerradas.

14. Los utensilios, aparatos y reactivos son muy caros; usted tiene la obligación de

cuidarlos y no desperdiciar nada. La Universidad espera la colaboración de todos

sus estudiantes.

15. La última persona en salir del laboratorio, debe dejar todo apagado y

desenchufado.




5

NORMAS PARA DESCARTAR LOS RESIDUOS

1. Los residuos acuosos ácidos o básicos deben ser neutralizados antes de ser

descartados, y solo después de esto podrán ser descartados.

2. Los metales pesados, metales alcalinos y de otros residuos, se descartan en los

recipientes designados para ello.

3. Los residuos sólidos en el basurero.

4. Las sustancias orgánicas como disolvente su otros en diatomita.

1. Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad

de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 12




6

Experimento 1: Operaciones Fundamentales de Laboratorio (Individual)

Materiales Equipo

Sal (NaCl), agua destilada,

arena

Balanza, espátula acanalada,papel de filtro,

embudo,bureta,pipeta,probeta, beaker, mechero Bunsen,

cuadro de cedazo con asbestos, soporte, prensa universal

,agitador de vidrio

Mechero bunsen Erlenmeyer Cápsula de porcelana

Embudo de espiga Papel de filtro Vidrio de reloj

Objetivos

Aprender a utilizar correctamente un mechero y una balanza granataria.

Aprender a leer volúmenes con el equipo volumétrico básico.

Utilizar los métodos de filtración y evaporación para separar mezclas.




7

Observar el proceso de destilación simple.

Introducción

Para trabajar eficientemente en un laboratorio, es necesario conocer el nombre del

equipo con el que se trabaja, su correcta manipulación, así como información importante

sobre ellos; para lograr este objetivo es necesaria la experiencia en el laboratorio.

En el tema de operaciones fundamentales de laboratorio se dan una serie de pasos

muy importantes para el desarrollo del programa de laboratorio, por ejemplo se pueden

citar varios procedimientos como:

El pesado de los materiales.

Usted aprenderá a utilizar la balanza granataria (figura 1.1), que es un equipo utilizado

para medir masas, procedimiento que puede realizarse directamente o por diferencia y al

que está ligada una incertidumbreI.

Figura 1.1: Tipos de balanzas granatarias.

La medida de sustancias líquidas

En esta práctica usted también aprenderá a leer el menisco en un aparato

volumétrico, como una probeta o una bureta. Para esto es necesario que coloque el

recipiente con el menisco a la altura del ojo, como se muestra en la figura 1.2, ya que si

se coloca por encima o por debajo de la línea de visión, la lectura será erróneaII.

IIncertidumbre: es la dispersión de los valores obtenidos por el instrumento utilizado.

II El error generado se llama error de paralaje.




8

Figura 1.2: Posición del ojo para leer un recipiente volumétrico.

Por otro lado, se hará una evaluación comparativa de la sensibilidad que tienen el

beaker, la probeta y la bureta (ver figura 1.3) para medir líquidos. En este experimento se

espera que la experiencia pueda ser utilizada por el estudiante para inferir

comportamientos en otros equipos. En la parte experimental, se observará que

dependiendo del equipo volumétrico, la medida de volumen variará debido a la precisión

que presente cada uno de los instrumentos. Los más precisos que se usarán en el

laboratorio son la probeta y la bureta, siendo esta última, la más precisa en medir un

volumen. En el siguiente link se encontrará con mayor detalle los equipos más usados en

el laboratorio (http://www.youtube.com/watch?v=NiZkVskG2oo&feature=related).

La bureta es uno de los equipos volumétricos que presenta más cuidados al

momento de ser usado, es por ello que es indispensable conocer los pasos a seguir para el

correcto uso, los cuales se detallan en el siguiente video

http://www.youtube.com/watch?v=YP6p1K3YiUA.

Beaker Probeta Bureta

Figura 1.3:Equipo volumétrico típico de laboratorios químicos.




9

Los equipos volumétricos además de medir un volumen pueden ser usados para

contener o verter un volumen. Los equipos para contener son aquellos donde se puede

almacenar un líquido durante un determinado tiempo como un erlenmeyer, balón aforado,

entre otros. Los equipos para verter son lo que se usan para medir un volumen como

bureta, probeta, entre otros.

Separación de mezclas: existen dos tipos como son las homogéneas y

heterogéneas.

o Filtración y evaporación: Este método se utiliza para separar mezclas

heterogéneas. (Figura 1.4)

Figura 1.4: Filtración de una mezcla heterogénea líquida.

o Destilación: es un procedimiento de separación de mezclas homogéneas o

disoluciones, basado en los puntos de ebullición de las sustancias. Se verá la

destilación simple que es una técnica para separar un líquido en una mezcla.

En ocasiones es muy importante e imprescindible conocer si una sustancia es

ácida o básica y para ello existen una gran cantidad de equipos y sustancias, pero el más

sencillo es el papel tornasol, el cual es un papel impregnado de tornasol (sustancia

encontrada en especies de líquenes). Existen dos tipos de papel, uno de color rojo y otro

color azul, el cual se utiliza para determinar sustancias básicas o alcalinas y sustancias

ácidas, respectivamente (Figura 1.5).III

III

Para determinar fácilmente el papel tornasol a usar si la disolución es ácida relacione las primeras

vocales: Ácidas-Papel tornasol Azul.




10

Figura 1.5: Uso del papel tornasol para determinar acidez o basicidad de sustancias.

PROCEDIMIENTO

A) Medida de la masa de una sustancia

Observe y analice una balanza ya sea de dos platos o digital. De acuerdo a la

explicación previa del asistente sobre su uso.

Coloque un beaker de 50 ml vacío y lo pesa, luego agregue una cantidad pequeña

de arena y vuelva a pesar. La diferencia entre estas dos medidas es el peso de la arena.

Peso del beaker con arena (g)

Peso del beaker vacío(g)

Peso de la arena(g)

Resultados:

¿Es siempre necesario hacer las mediciones por diferencia? Explique.

¿Varían las masas del objeto cuando las miden personas diferentes? ¿A qué se debe este

fenómeno?

Papel tornasol Rojo

Papel tornasol Azul

Sustancia Básica o

Alcalina Sustancia Ácida.




11

B) Medida de líquidos

I. Lectura del menisco: coloque aproximadamente 8 mL de agua en una probeta de

10 mLy lea el volumen. Para esto, coloque la probeta a 3 alturas diferentes como se

muestra en la figura 1.2 y anote su lectura. Repita el procedimiento utilizando ahora

una bureta.

Posición Probeta (mL) Bureta (mL)

1

2

3

II. Medición de volúmenes: utilizando agua destilada mida 25 mL con una bureta,

anote el dato. Traslade el líquido a una probeta y vuelva a medir el volumen.

Finalmente, traslade ese mismo líquido a un beaker y vuelva a medir el volumen del

líquido. ¿Debe medir el mismo líquido en los tres recipientes?

Recipiente Volumen (mL)

Beaker

Probeta

Bureta

Resultados:

¿Por qué varía la lectura del menisco al cambiar la posición del equipo volumétrico?

¿Cuál es la forma adecuada de leer un volumen en una bureta?

¿Cuál de los equipos utilizados da una lectura más exacta del volumen del líquido?

Defina precisión y exactitud.´

C) Separación de mezclas

I. Filtración y evaporación.

Tome10 gramos de una mezcla 50:50 de arena y cloruro de sodio. Agregue 20 mL

de agua medidos con una probeta. Prepare el papel de filtro, doblándolo a la mitad y

luego de nuevo hasta que quede en forma de abanico. Empleando un embudo de espiga

coloque el papel de filtro, realice la filtración de la mezcla, reciba el filtrado en una

cápsula de porcelana limpia, seca y previamente pesada.




12

Coloque la cápsula con el filtro sobre un cuadro de cedazo con asbesto y caliente con el

mechero de Bunsen hasta lograr la evaporación del líquido y que el contenido quede

hasta sequedad. Observe el residuo de la mezcla. Deje enfriar y pese la cápsula con su

contenido. Obtenga el peso de la sal recuperada.

Peso de la cápsula con el

filtrado (g)

Peso de la cápsula sola(g)

Peso de la sal(g)

Resultados

¿Qué tipo de mezcla (homogénea o heterogénea) es la usada en este experimento?

¿Por qué debe usted pesar la cápsula fría y no caliente?

II. Destilación simple: se suele utilizar un equipo como el que se muestra

seguidamente (demostrativo):

Se estará efectuando una destilación de una disolución de Sulfato de Cobre

(CuSO4).

Termómetro

Cabeza de

destilación

Balón o matraz

Salida de

refrigerante

(agua) Entrada de

refrigerante

(agua)

Alargadera

Condensador

Altura del termómetro dentro

de la cabeza de destilación.




13

Observe y conteste las preguntas las siguientes en el informe de laboratorio.

La disolución de sulfato de cobre es de color:_________________________________

El destilado es de color:__________________________________________________

Explique la diferencia de color entre el destilado y la disolución de sulfato de cobre.

¿Se puede separar por destilación simple cualquier mezcla de líquidos? Explique.

¿Qué son núcleos de ebullición?

¿Por qué es necesario colocar los núcleos en el balón de destilación?




14

Experimento 2: El Quemador Bunsen y su llama (Individual)

Materiales Equipo

Fósforos Quemador Bunsen, tubos de ensayos, pinzas, erlenmeyer y probeta.

Objetivos

Estudiar el quemador de Bunsen como fuente de calor en el laboratorio.

Ilustrar el fenómeno de la combustión.

Introducción

El quemador de Bunsen constituye una fuente de calor en el laboratorio y su

estudio revela aspectos interesantes del proceso de combustión.

Figura 2.1:Quemador Bunsen y sus partes.




15

La válvula reguladora sirve para graduar la entrada del gas combustible que puede

ser metano, propano o butano (en Costa Rica se usa una mezcla de propano y butano).

Los laterales regulan, según la apertura que tengan, la entrada de aire; el aire contiene

aproximadamente 20% de oxígeno que actúa como comburente. Al encender el gas con

un palillo de fósforo o con un encendedor, pueden ocurrir simultáneamente las siguientes

reacciones entre el gas propano y el oxígeno:

)3.......(..........432

)2..(..........8672

)1...(..........435

2283

2283

22283

OHCOHC

OHCOOHC

OHCOOHC

Cuando las entradas de aire permiten que entre suficiente oxígeno la reacción (1)

ocurre preferentemente; la llama no es luminosa y tiene un color gris azulado; se

distinguen varias zonas.

En el caso que la entrada de aire esté restringida, no hay suficiente oxigeno y la

combustión no es completa, ocurre la reacción (3). El hidrógeno de la molécula de

propano se quema todo y forma agua pero el carbono de la molécula no se quema y como

es sólido, se pone incandescente con el calor produciendo una luminosidad amarilla.

Cuando el carbono incandescente de la llama se enfría en contacto con una

superficie fría se deposita en forma de humo negro, este producto se utiliza en la

fabricación de cosméticos y betún negro. La reacción (2) ocurre cuando hay una fuente

intermedia de oxígeno, resultando el carbono oxidado a monóxido de carbono solamente,

CO (gas muy venenoso).

La llama de una vela de cera tiene muchas semejanzas con la del quemador de

Bunsen. Una vela encendida puede servir para probar la capacidad de observación y

descripción científicas del estudiante.

¡Ponga a continuación mucha atención!

Para encender el mechero se debe:

1. Asegurarse que la entrada de aire y de gas del mechero estén totalmente cerrada.

2. Abrir la llave de paso principal de gas de la mesa de trabajo que se encuentra en la

parte superior de la pila.

3. Posteriormente, abrir la llave de paso que está junto a cada mechero.

4. Encender un fosforo o encendedor y acercarlo al cañón del mechero.

5. Abrir muy lentamente la válvula reguladora de gas del mechero hasta que

encienda la llama color amarilla.

6. Si se desea la llama de color azul, abrir la llave de entrada de aire.




16

En el caso que se abra mucho la entrada de aire y la entrada de gas

este poco abierta, el mechero se apagará. Si se da este caso ¡cuidado, no

encender nuevamente el mechero! porque puede producirse una gran

llama. Se deben cerrar la válvula de entrada de gas y la llave del aire del

mechero. Una vez que se esté seguro que las llaves estén cerradas se inicia

con los pasos anteriores para encender el mechero Bunsen.

El mechero en el laboratorio puede tener muchos usos como en la calcinación,

como fuente de calor, entre otros. En el caso de la calcinaciónIV

(Figura 2.2a) se debe

utilizar un anillo de acero, triangulo de porcelana y mechero Bunsen.

En el caso de calentar agua se debe usar el cedazo de asbesto, anillo de acero o

trípode y el mechero (Figura 2.2b).Tome en cuenta este última aplicación ya que se se

estará empleando con frecuencia en el laboratorio.

Figura 2.2: Usos del mechero Bunsen.

IV

Calcinación: proceso de varios ciclos de calentamiento a temperatura elevada para provocar la

descomposición térmica o un cambio de estado en su constitución físico o química.

a

b




17

PROCEDIMIENTO

A) El Quemador de Bunsen

Conecte el quemador de Bunsen con la llave del gas por medio de una manguera

de hule. Cierre la entrada de aire del quemador. Encienda un fósforo o encendedor,

aproxímelo a la salida del cañón e inmediatamente abra la válvula de entrada de gas

lentamente. Observe la llama luminosa.

Con la ayuda de una pinza para crisol sostenga sobre la salida del cañón, por unos

segundos, una cápsula de porcelana fría. Examine el depósito negro que se forma en la

cápsula.

Abra poco a poco la entrada de aire del quemador. Observe el cambio de color de

la llama. Observe las zonas características de la misma.

Coloque un palillo de fósforo acostado sobre la boca del tubo de quemador.

Observe como se quema.

Posteriormente, sostenga una esquina de cedazo (no cubierta por el asbesto) sobre

la llama; baje el cedazo hasta tocar la llama y trate de que la llama pase por el cedazo.

Resultados

¿Por qué es luminosa la llama cuando las entradas de aire están cerradas?

¿Qué le sucedió a la cápsula fría de porcelana? Explique por qué.

Explique por qué cambia la luminosidad al abrir las entradas de aire.

¿En qué forma se quema el palillo de fósforo que se coloca acostado sobre el

cañón del quemador? Explique.

¿Por qué la llama tiene forma cónica?

¿Qué sucede cuando se coloca el cedazo entre la llama?

B) Calentado tubos de ensayo

Llene con agua una tercera parte de un tubo de ensayo de 100 x 10 mm,

sosteniendo el tubo con una pinza para tubos por su parte superior, caliente el tubo con la

llama azul del mechero. Asegúrese de que no está apuntando hacia su persona o a otro

compañero. Tenga cuidado de que la llama no toque la pinza (el metal se calienta muy

rápidamente y pude quemar su mano).

El calentamiento debe ser suave retirando el tubo de la llama y volviéndolo a

poner de modo que nunca se llegue a una ebullición violenta. Repita varias veces para

asegurarse de que le ha tomado confianza a la técnica.




18

Cuestionario

1) ¿Qué gas se usa en el laboratorio?

2) Ni el propano, ni el butano tienen olor, ¿por qué huele el gas de laboratorio?

3) ¿De qué color está pintada en el laboratorio la tubería que conduce el gas?

4) ¿Qué reacción ocurre cuando la llama es luminosa?

5) ¿Qué reacción ocurre cuando la combustión es más completa?

6) ¿Qué es lo que sucede cuando un quemador se cala?

7) ¿Qué es a) combustión, b) combustible y, c) comburente?

8) ¿Cómo es que la corriente eléctrica genera energía calórica en un calentador

eléctrico, por ejemplo en el disco de la cocina?

9) ¿Cómo se puede hervir agua más rápidamente, con un quemador de Bunsen o

con un calentador eléctrico? ¿por qué?

Nota:

Es importante que conteste el cuestionario anterior porque sirven de base

para hacer los quices de laboratorio

BIBLIOGRAFIA

1. Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial

Universidad de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 13-15




19

Experimento 3: Estudio de las Propiedades de la Materia (Parejas)

Materiales Equipo

Lana de hierro (Fe), carbón vegetal pulverizado (C),

nitrato de potasio sólido (KNO3) y disolución de ácido

clorhídrico (HCl(ac)) 6 mol/L.

Imán, tubos de ensayo, probeta,

vidrio de reloj, papel de filtro y

embudo.

Objetivos

Estudiar algunas propiedades específicas de los elementos y los compuestos.

Comprobar que estas propiedades se conservan cuando los elementos o los

compuestos se mezclan con otros.

Hacer la separación de una mezcla con base en las propiedades físicas de sus

componentes.

Introducción

Los elementos y los compuestos tienen propiedades físicas tales como color, olor,

solubilidad en agua o en otros disolventes, el efecto del imán y densidad, que son

características de cada uno. Es posible determinar en forma sencilla estas propiedades

físicas y a su vez utilizarlas en la identificación de las sustancias. El olor, el color y el

efecto del imán se observan fácilmente. La solubilidad y la densidad pueden determinarse

cualitativamente observando por ejemplo si una sustancia se disuelve o no en agua, si

flota o se precipita.

Mediante procedimientos menos sencillos se puede determinar exactamente

cuánto se disuelve una sustancia en un volumen dado de disolvente y determinar también

el valor numérico de la densidad; estas dos determinaciones corresponderían a procesos

cuantitativos.

Los componentes de una mezcla, en general conservan sus propiedades físicas,

algunas de ellas como la solubilidad pueden servir para separar esos componentes.

Por ejemplo, al calentar a muy alta temperatura el hierro o el azufre por separado,

no se produce cambio químico, es decir, no reacciona ninguno de los dos con el oxígeno

o con el nitrógeno del aire que es el medio en que se encuentran; tampoco reaccionan con

el vidrio del tubo de ensayo o con la porcelana del crisol en que se calientan. Pero si se

calientan juntos entonces reacciona uno con el otro formando un compuesto. Este

fenómeno constituye un ejemplo de propiedades químicas que se observan durante un

cambio químico.




20

PROCEDIMIENTO

A) Propiedades del hierro

Examine un poco la lana de hierro; note su color y olor. Observe el efecto del

imán sobre el hierro. Añada 0,3 g de lana de hierro a 5 ml de agua en un tubo de ensayo.

Note si es más pesado o liviano que el agua. Agite el tubo y observe si el hierro se

disuelve en agua.

DecanteV el líquido del tubo de ensayo y posteriormente agregue a este mismo 5

ml de disolución acuosa de ácido clorhídrico 6 mol/L, caliente pero no hierva, note si

ocurre alguna reacción y escriba la ecuación en el cuadro 3-1. Nombre las sustancias

formadas en la reacción, describa el olor del gas que se desprende; si el H2 es inodoro

¿Cómo explica el olor obtenido (si lo hubo)?VI

Resultados

Copie el cuadro 3.1 en su libreta de laboratorio y anote ahí los resultados de las

propiedades químicas y físicas obtenidas para el hierro.

¿Cómo podría usted asegurarse de que el hierro no se disolvió todo en agua?

B) Propiedades del carbón

Repita paso a paso el procedimiento seguido en la parte A) pero utilizando carbono

(carbón vegetal) en lugar de lana de hierro. Al ensayar la solubilidad filtre y observe el

filtrado.

Resultados

Tabule los resultados en el cuadro 3.1. ¿Reacciona el carbón con el HCl?

C) Propiedades del nitrato de potasio

Repita paso a pasos el procedimiento seguido en la parte A) pero omita la adición de

disolución de HCl 6 mol/L. Al tratar de disolver en agua, note la temperatura del tubo.

VDecantar: método mecánico de separación de mezclas heterogéneas, en donde se deja reposar el sólido y

posteriormente se descarta muy lentamente el líquido sin perdidas de sólido. Ver video en

http://www.youtube.com/watch?v=mBT-G_HKzgM&feature=related VI

Para oler una sustancia en un tubo de ensayo, ventile los vapores hacia su nariz, no debe acercar el tubo a

la nariz.




21

Resultados

Tabule los resultados en el cuadro 3,1 ¿Notó usted algún cambio en la temperatura del

tubo al disolver el nitrato de potasio en agua? Explique ¿Se disolvió completamente el

nitrato de potasio en el agua al calentar?

D) Ensayo y separación de una mezcla de carbón, hierro y nitrato de

potasio.

Tome una cantidad pequeña de la mezcla de carbón vegetal, lana de hierro y nitrato

de potasio y ensaye con el imán, escriba sus observaciones. Coloque un gramo de la

mezcla en un tubo de ensayo y agregue 5 ml de disolución de HCl. Caliente suavemente.

Investigue el color del gas que se desprende. Coloque un gramo de la mezcla en un tubo

de ensayo y agregue 5 ml de agua destilada. Agite bien y filtre. Recoja la disolución

obtenida al filtrar en un beaker de 50 mL, caliente suavemente para evaporar el agua,

examine los residuos en el beaker y en el papel filtro.

Resultados

¿Cuál es el efecto del imán? ¿Qué sucede al agregar HCl? Escriba la ecuación. ¿Qué olor

tiene el gas que se desprende? Explique. ¿Qué componente de la mezcla se disuelve en el

agua? ¿Cambiaron las propiedades de los elementos al formar ellos una mezcla?

CUADRO 3-1

TABULACIÓN DE LAS PROPIEDADES OBSERVADAS

Propiedades Hierro Carbón Nitrato de potasio

Olor

Color

Efecto del imán

Solubilidad en agua

Reacción con el HCl

Más o menos pesado que

el agua

BIBLIOGRAFIA

1. Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad

de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 20-21




22

Experimento 4: Estudio de la densidad (Parejas)

Materiales Equipo

Mármol, cobre, zinc, hierro, aluminio, 5 g de una sustancia

sólida que el estudiante traerá a la práctica, hidrógeno

carbonato de sodio sólido (NaHCO3), H2SO4, 0,1 mol/L.

Opcional: traer una alka-seltzer.

Buretas, prensas para

buretas, balanzas,

Handbook of Chemistry

and Physics

Objetivos

Utilizar uno de los métodos para determinar la densidad de sólidos insolubles en

agua y más pesados que ésta.

Determinar la densidad de un líquido y un gas.

Demostrar la importancia limitada que la densidad tiene en la identificación de

sustancias.

Aprender a usar el Handbook of Chemistry and Physics.

Introducción:

La relación que existe entre la masa y el volumen se conoce como la densidad y

matemáticamente puede expresarse como:

V

m , en donde ρ es la densidad, m es la masa y V es el volumen.

Se dice que el oro es más denso que el aluminio y que el corcho, puesto que

tomando el mismo volumen de cada uno, la masa del oro es mayor que cualquiera de las

otras dos.

La densidad es una propiedad física característica de cada sustancia como tal,

ayuda a identificar o a describir la sustancia. En el sistema métrico decimal, densidad es

la relación de la masa expresada en gramos y el volumen expresado en centímetros

cúbicos (g/cm3) o mililitros (g/mL). En el sistema inglés, ya obsoleto, se expresa en libras

por pie cúbico (lb/pie3)

La densidad de los gases se determina a condiciones normales (0C y 760 mm de

Hg de presión) y por ser un número muy pequeño generalmente se expresa en gramos por

litro, así la densidad del aire es de 1.293 g/L y la densidad del oxígeno es de 1.429 g/L a

TPN (a temperaturas y presiones normales). La densidad de un líquido también varía

con la temperatura pero esa variación es mucho menor que en los gases, es necesario

especificar siempre la temperatura a la cual se midió la densidad de un líquido mientras

que la presión no es un dato de importancia en la densidad de un líquido. La densidad del

alcohol etílico a 0C es 0.80625 g/mL, a 10C es 0.79788 g/mL, a 39C es 0.77329




23

g/mL; la del agua es a 0 C es 0.9987 g/mL, a 4C de 1.00 g/ml, (el agua presenta un

fenómeno especial ya que su estado sólido ocupa mayor volumen (menor densidad) que

el líquido, debido a las interacciones intermoleculares y acomodo de los enlaces de

hidrógeno) y a 38C es 0.99299 g/mL. Los sólidos son menos expansibles con el

aumento de temperatura, pero no debe omitirse mencionar la temperatura a la cual se

mide su densidad.

Se llama peso específico a la relación entre el peso de un cuerpo y su volumen;

matemáticamente se expresa:

V

PEP . , donde P.E significa peso especifico, P significa peso y V significa

volumen en centímetros cúbicos.

Puede entonces apreciarse que la diferencia entre densidad y peso específico se

basa en la diferencia que existe entre peso y masa; ahora bien, para los efectos prácticos

y usos corrientes, la masa se expresa en gramos por lo que peso especifico y densidad se

igualan.

Se denomina densidad relativa, peso especifico relativo o gravedad especifica, la

relación entre el peso de un volumen dado de una sustancia y el del mismo volumen de

una sustancia de referencia o patrón. El agua es el patrón generalmente usado para

calcular la gravedad específica de los líquidos y los sólidos, y el aire para los gases. La

gravedad específica corresponde así a:

ta sustancia de dado volumen de peso

t a sustancia de dado volumen de peso.

11 C

Cespgr t

t

,

o así

(patrón) .

)tan(.

(patrón)

)tan(.

111 t

t

t

tt

tEP

ciasusEP

d

ciasusdespgr

Con el valor de la gravedad específica es necesario indicar la temperatura, tanto

de la sustancia en cuestión como de la sustancia de referencia.

La gravedad especifica del alcohol etílico es gr. esp. 415

=0.789 y esto significa

que la densidad del alcohol etílico a 15 C es 0.789 veces la densidad del agua a 4C.

obsérvese que para la gravedad especifica no hay unidades ya que se está indicando la

relación entre dos magnitudes expresadas en las mismas unidades por lo que estas se

cancelan.

Se pretende en este experimento que el estudiante tenga su primera experiencia

con el Handbook of Chemistry and Physics buscando en este manual las densidades de

varias sustancias. Conociendo así la existencia de ese manual, el estudiante sabrá

consultarlo para obtener otro tipo de información en el futuro.




24

PROCEDIMIENTO

A) Datos de la bibliografía química

Busque en el Handbook of Chemistry and Physics los valores de la densidad de

las siguientes sustancias: mármol, cobre, zinc, hierro, aluminio y otra sustancia de su

elección. Cuando use el Handbook note la cantidad de información que contiene.

Resultados:

Anote en su cuaderno de laboratorio antes de venir al laboratorio lo siguiente

Sustancia Densidad

Mármol

Cobre

Zinc

Hierro

Aluminio

B) Determinación de la densidad

Además de la sustancia extra que usted trajo (clavos, clips, chinches, balines,

alfileres, entre otrasVII

) escoja dos más de la lista anterior, mida la densidad de cada una

mediante el siguiente procedimiento:

Agregue agua a una bureta de 50,00mL hasta aproximadamente la marca de 25,00

mL; pese una muestra de la sustancia cuya densidad usted determinará; anote el peso.

Anote ahora la lectura de la bureta con dos decimales (lectura inicial) y agregue

cuidadosamente la muestra dentro de la bureta de manera que quede cubierta

completamente por el agua. Anote la nueva lectura (lectura final). Anote la temperatura

del agua. Vacíe el agua de la bureta y saque la muestra. Repita el procedimiento para las

otras dos sustancias. Anote los resultados en su cuaderno de laboratorio usando un

esquema como el siguiente.

VII

La sustancia que debe traer al laboratorio no debe flotar en el agua, debe ser insoluble en agua, compacta

y no debe ser mayor de 1 cm de diámetro.




25

Temperatura del agua: ___________º C.

Datos Sustancia 1 Sustancia 2 Sustancia 3

Peso (g)

Lectura inicial (ml)

Lectura final (ml)

Volumen (ml)

Densidad (g/ml)

Compare el valor experimental con el que obtuvo en la parte A y si difieren trate

de explicar las posibles causas de esta diferencia (o error experimental).

Compare unos con otros los valores de las densidades de las sustancias que usted

busco en las tablas y diga si la densidad es una propiedad por la que se pueda distinguir

una sustancia de otra. Anote su conclusión.

C) Examine dos muestras de líquidos designados solamente con las letras

A y B.

¿Se puede decir si son el mismo o diferentes líquidos por simple observación

visual?

¿Se puede por olor? (no coloque directamente la nariz en la sustancias)No

ensaye probar el líquido pues aún en pequeñas cantidades podría ser tóxico.

La densidad es una propiedad que puede ayudar en distinguir entre dos líquidos.

Se puede medir la densidad de un líquido pesándolo en una balanza y midiendo luego el

volumen del líquido que se pesó.

Mida exactamente con una bureta aproximadamente 10 ml de la sustancia A y

viértala en un beaker, previamente pesado y pese el beaker con su contenido; anote su

peso y calcule la densidad. Repita la determinación con una nueva muestra del liquido A.

Repita el procedimiento con el liquido B. Anote en su libreta de laboratorio los

datos usando el siguiente cuadro.




26

Datos Liquido A Liquido B

Peso del beaker + muestra (g)

Peso del beaker vacío (g)

Peso de muestra liquido (g)

Volumen muestra liquido (ml)

Densidad del liquido (g/ml)

D) Determinación de la densidad de un gas:

Es más difícil medir la densidad de un gas que la de un líquido o de un sólido. Los

gases son difíciles de manejar y la mayor parte de ellos no tienen color.

Si se coloca hidrógeno carbonato de sodio NaHCO3(bicarbonato de sodio) en una

disolución de ácido sulfúrico reaccionan produciendo dióxido de carbono (un gas

insoluble en agua, observándose como burbujea y sale de la disolución:

)(2)(2)(42)(3 glacsCOOHSOHNaHCO (gas desprendido).

También se puede pesar un tubo(1) con agua y por aparte pesar media tableta de

Alka-Seltzer; se mezclan, se recoge el gas en un frasco por desplazamiento del agua, se

marca el desplazamiento del agua por el gas y se determina el volumen del CO2,

desprendido. La diferencia o pérdida de peso en el tubo (1) después de la reacción es el

peso del gas desprendido. Utilice el equipo ilustrado en la figura 4.1.

Figura 4.1: Equipo para recolectar CO2 gaseoso.

Frasco

recolector

Tubo (1) de

ensayo




27

Asegúrese de que el extremo del tubo de goma este metido en la boca del frasco

recolector. Cuando esté dispuesto, agregue la Alka-Seltzer al tubo (1) e inserte

rápidamente el tubo de salida con el tapón en el tubo de ensayo y recoja el gas producido.

Todo el gas se desprenderá en los primeros 10 minutos de reacción. Mida el volumen de

agua desplazado por el gas en el frasco colector. Pese de nuevo el tubo de ensayo y su

contenido. Anote en su libreta de laboratorio los datos de acuerdo con el cuadro que se

ofrece enseguida. Con los datos obtenidos calcule la densidad del gas.

Peso del tubo (1) + 15 ml H2O

Peso de la tableta de Alka-Seltzer

(A) Peso total tubo (1) + peso Alka-Seltzer

(B) Peso del tubo (1) después de ocurrida la reacción

Peso del gas desprendido (A-B)

Volumen del gas mL

CUESTIONARIO

1. ¿Qué es densidad?

2. ¿Qué es densidad relativa?

3. ¿Qué relación existe entre densidad y gravedad especifica?

4. ¿Se podría usar el procedimiento de la parte B para sólidos insolubles más

livianos que el agua? Explique.

5. En la parte C se pide lo siguiente “mida exactamente con una bureta

aproximadamente 10 ml”, explique lo que quiere dar a entender con exactamente y

aproximadamente.

6. ¿Por qué la Alka-Selzer desprende CO2 al ponerla en agua mientras que el

NaHCO3 requiere ácido?

Bibliografía

1. Chavarri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad





28

Experimento 4b: Estudio de la densidad (virtual)

Objetivos

Utilizar uno de los métodos para determinar la densidad de sólidos insolubles en

agua y más pesados que esta.

Determinar la densidad de un líquido y un gas.

Demostrar la importancia limitada que la densidad tiene en la identificación de

sustancias.

Aprender a usar el Handbook of Chemistry and Physics.

Introducción:

La relación que existe entre la masa y el volumen se conoce como la densidad y

matemáticamente puede expresarse como:

V

m , en donde ρ es la densidad, m es la masa y V es el volumen.

Se dice que el oro es más denso que el aluminio y que el corcho, puesto que

tomando el mismo volumen de cada uno, la masa del oro es mayor que cualquiera de las

otras dos.

La densidad es una propiedad física característica de cada sustancia como tal,

ayuda a identificar o a describir la sustancia. En el sistema métrico decimal, densidad es

la relación de la masa expresada en gramos y el volumen expresado en centímetros

cúbicos (g/cm3) o mililitros (g/mL). En el sistema inglés, ya obsoleto, se expresa en libras

por pie cúbico (lb/pie3)

La densidad de los gases se determina a condiciones normales (0C y 760 mm de

Hg de presión) y por ser un número muy pequeño generalmente se expresa en gramos por

litro, así la densidad del aire es de 1.293 g/L y la densidad del oxígeno es de 1.429 g/L a

TPN (a temperaturas y presiones normales). La densidad de un líquido también varía

con la temperatura pero esa variación es mucho menor que en los gases, es necesario

especificar siempre la temperatura a la cual se midió la densidad de un líquido mientras la

presión no es un dato de importancia en la densidad de un líquido. La densidad del

alcohol etílico a 0C es 0.80625 g/mL, a 10C es 0.79788 g/mL, a 39C es 0.77329

g/mL; la del agua es a 4C de 1.00 g/ml, a 0 C es 0.9987 g/mL, a 38C es 0.99299 g/mL.

Los sólidos son menos expansibles con el aumento de temperatura, pero no debe omitirse

mencionar la temperatura a la cual se mede su densidad.




29

Se llama peso específico, la relación entre el peso de un cuerpo y su volumen;

matemáticamente se expresa:

V

PEP . , donde P.E significa peso especifico, P significa peso y V significa

volumen en centímetros cúbicos. Puede entonces apreciarse que la diferencia entre

densidad y peso específico se basa en la diferencia que existe entre peso y masa; ahora

bien, para los efectos prácticos y usos corrientes, el peso se expresa en gramos por lo que

peso especifico y densidad se igualan.

Se denomina densidad relativa, peso especifico relativo o gravedad especifica, la

relación entre el peso de un volumen dado de una sustancia y el del mismo volumen de

una sustancia de referencia o patrón. El agua es el patrón generalmente utilizado para

calcular la gravedad específica de los líquidos y los sólidos, y el aire para los gases. La

gravedad específica corresponde así a:

ta sustancia de dado volumen de peso

t a sustancia de dado volumen de peso.

11 C

Cespgr t

t

,

o así

(patrón) .

)tan(.

(patrón)

)tan(.

111 t

t

t

tt

tEP

ciasusEP

d

ciasusdespgr

Con el valor de la gravedad específica es necesario indicar la temperatura, tanto

de la sustancia en cuestión como de la sustancia de referencia.

La gravedad especifica del alcohol etílico es gr. esp. 415

=0.789 y esto significa

que la densidad del alcohol etílico a 15 C es 0.789 veces la densidad del agua a 4C.

obsérvese que para la gravedad especifica no hay unidades ya que se está indicando la

relación entre dos magnitudes expresada en las mismas unidades por lo que estas se

cancelan.

Se pretende en este experimento que el estudiante tenga su primera experiencia

con el Handbook of Chemistry and Physics buscando en este manual las densidades de

varias sustancias. Conociendo así la existencia de ese manual el estudiante sabrá

consultarlo para obtener otro tipo de información en el futuro.




30

PROCEDIMIENTO

Utilizando la siguiente dirección:

http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/densidad/densidad.htm

Efectuar las siguientes actividades:

C) Actividades 1 y 2: determinar la densidad de diferentes materiales.

D) Actividades 2 y 3: determinar la densidad del aluminio.

E) Actividades 4 y 5.

Cuestionario:

1) Compare las densidades obtenidas para los sólidos con las reportadas en el

Handbook of Chemistry and Physics. Calcule el porcentaje de error e indique si lo

considera aceptable. Debe mostrar los cálculos realizados.

2) ¿Qué característica debe tener el sólido para determinar su densidad siguiendo el

procedimiento descrito en la actividad 5?

3) En la actividad 5 ¿cuál es el equipo volumétrico más adecuado para medir el

volumen del líquido desplazado? Explique su respuesta.

4) ¿Por qué en la actividad 3, al graficar los valores, usted obtiene una línea recta?

Explique su respuesta.




31

Experimento 5: Ley de las proporciones definidas. (Parejas)

Materiales Equipo

Disolución de HCl 2 mol/L, disolución de NaOH 2 mol/L Buretas, cápsula de porcelana

Objetivo

Demostrar la ley de las proporciones definidas con un sencillo experimento cuantitativo

en el que se tiene oportunidad de usar buretas.

Introducción

Los compuestos tienen composición definida por peso. En las reacciones químicas

como una consecuencia de la ley de las proporciones definidas un peso relativo definido

de reactantes produce un peso relativo de productos. Por ejemplo si el peso de un ácido

que se requiere para neutralizar una base es 2,35 veces el peso de la base, esta relación

será cierta no importa que se trate de unos pocos miligramos, de kilogramos o de

toneladas de la base.

La ecuación balanceada de un reacción química de un ácido con una base da las

proporciones por peso en que reaccionan, así cuando el ácido clorhídrico (que es una

disolución del gas HCl en agua) reacciona con la base hidróxido de sodio (que es una

disolución del sólido NaOH en agua) las proporciones por peso están indicadas en la

siguiente ecuación:

)(2)()()( lacacac OHNaClNaOHHCl

De la ecuación se deduce que 36,5 g de HCl reaccionan con 40 g de NaOH para

formar 58,5 g de NaCl y 18 g de agua. La composición del NaCl es definida por el peso.

Nada se obtiene con agregar un exceso de HCl ya que solamente un ión cloruro se

combina con un ión sodio, en este caso, para formar el compuesto NaCl. Si se agregara

un exceso de NaOH el producto final sería una mezcla de NaCl (sólido) y NaOH (sólido)

difícil de separar. Si se agregara un exceso de disolución de HCl (gas) el producto final

sería una mezcla de NaCl (sólido) y de HCl; el HCl por ser un gas se puede evaporar

calentando y queda solamente el NaCl (sólido).

PROCEDIMIENTO

A) Obtención de cloruro de sodio (NaCl)

Pese y apunte el peso de una cápsula de porcelana limpia y seca. Llene una bureta

con la disolución de NaOH y otra con la disolución de HCl. Siga cuidadosamente las

instrucciones de su asistente de laboratorio sobre los cuidados en el uso de la bureta.

Anote los niveles de cada bureta (lectura inicial). Vierta cerca de 10 ml de ácido en la




32

cápsula y añada de la otra bureta un volumen igual de la disolución de NaOH. Anote las

lecturas finales de las dos buretas. Coloque ahora la cápsula en el cedazo con asbestos

sostenida en un anillo o en un trípode y caliente suavemente para reducir el volumen a 10

mL aproximadamente (Ver figura 2.2 b).

En ningún momento deben producirse pérdidas por salpicaduras. Por esta razón la

evaporación del contenido se continúa ahora en el baño-maría sobre un beaker de 250 ml

con agua hirviendo hasta obtener un residuo seco en la cápsula.

Permita que la cápsula se enfríe completamente y pésela de nuevo. Para

asegurarse que el residuo está completamente seco, caliente otra vez al baño-maría

durante quince minutos. Enfríe y pese. Repita el proceso hasta obtener peso constante, es

decir, hasta que en sucesivas operaciones obtenga el mismo peso o hasta que la diferencia

entre pesadas sucesivas no sea mayor de 0,01 gramos.

Resultados

Anote en su libreta de laboratorio los datos de volúmenes y pesos conforme se

muestra a continuación.

Lectura Disolución de NaOH Disolución de HCl

Inicial (ml)

Final (ml)

Total vertida (ml)

Peso de cápsula + NaCl (g)

Peso de la cápsula vacía (g)

Peso de NaCl (g)

B) Obtención de NaCl duplicando el volumen de HCl.

Repita el procedimiento de la parte A pero utilice esta vez el doble de volumen de

disolución de HCl y el mismo volumen de disolución de NaOH.

Resultados

Anote en su cuaderno de laboratorio los datos de volúmenes y pesos en forma

similar a la anterior.

Compare el peso de NaCl obtenido en la parte A con el peso obtenido en la parte

B y explique si su resultado explica la ley de las proporciones definidas.




33

¿Qué sucedió con el exceso de disolución de HCl en la parte B?

¿Se podría invertir la experiencia y usar un exceso de disolución de NaOH en

lugar de exceso de HCl? Explique.

Cuestionario

1. La disolución de NaOH usada en este experimento contiene 0,08 g de

NaOH por mL. Con base en este dato y en la ecuación ofrecida en la discusión calcule

cuantos gramos de NaCl que debió obtener.

2. ¿Se podría usar en este experimento H2SO4 en lugar de HCl? Explique.

3. Con el resultado del experimento y el de la pregunta 1 de este cuestionario

calcule el porcentaje de error en su experimento.

4. ¿Se podría sustituir en este experimento la bureta por una pipeta?

BIBLIOGRAFIA






34

Experimento 6: Serie de actividad de los metales. (Lado de mesa)

Materiales Equipo

Trozos de metales: sodio, potasio, cobre, magnesio (425),

aluminio y lana de hierro, disolución 0,1 mol/L de acetato de

plomo, disolución 0,2 mol/L de sulfato de cobre, disolución 0,01

mol/L de nitrato de plata, disolución diluida (3 mol/L) de HCl.

Beaker, tubos de

ensayo, Handbook of

Chemistry and

Physics

Objetivos

Determinar la posición relativa de algunos metales en la serie de actividad de

los metales.

Ilustrar el concepto del elemento activo.

Introducción

Para preparar pequeñas cantidades de hidrógeno en el laboratorio se puede usar el

hierro y un ácido como el ácido clorhídrico.

)(2)(3)()( 3262

gacacs HFeClHClFe

El hierro es un metal activo para desplazar el hidrógeno de los ácidos. Hay otros

metales que también pueden desplazar el hidrogeno de los ácidos: magnesio, aluminio,

zinc, etc. Otros sin embargo no lo desplazan: Cu, Hg, Ag, Au, Pt, etc. Estos son más

inactivos (o inertes). Por su extrema inactividad a la plata, al oro y al platino se les

denomina nobles. Por otro lado, el sodio, el calcio, potasio y litio son tan activos que

pueden desplazar al hidrógeno del agua.

)(2)()(2)( 22

gacls HNaOHOHNa

)(2)(2)(2)( )(2

gsls HOHCaOHCa

)(2)()(2)( 22

gacls HKOHOHK

En la reacción del potasio con el agua se produce tanto calor que el hidrogeno que

se desprende se quema formando agua y produciendo una llama.

Estudiando la actividad relativa de los metales, se encuentra, que pueden

ordenarse en una lista o serie llamada serie de actividad de los metales. Los metales que




35

están en la parte superior de la lista desplazan al hidrógeno del agua(hasta calcio); los que

siguen (hasta el hierro) lo desplazan del vapor de agua y a temperaturas altas, los que

siguen hasta el plomo lo desplazan de los ácidos; el desplazamiento va siendo menos

violento y más lento conforme se desciende en la lista. El sodio desplazaría al hidrógeno

de los ácidos con violencia explosiva. Los que siguen al hidrogeno en la serie no lo

desplazan del todo. Esta serie no solo sirve para decidir si ocurre o no el desplazamiento

del hidrógeno de un ácido sino de un elemento por otro en una sal. El de más arriba de la

lista puede desplazar de las sales al siguiente metal o a cualquiera de los que están más

abajo. Es así como esta serie sirve para predecir en forma elemental si una reacción

ocurre o no ocurre.

ocurre No

)(2

2

2)(2AgNOCu

ocurre NoSnClAu

ocurre No

)()(

)(2)(2)()(

)(2)(2)(2)(

)(2)(2)()(

)()(23)(3)(

)(2)(

)(4)(

)()(2)(2)(

)()(4)(4)(

acs

gacacs

gacls

gacacs

sacacs

acs

acs

sacacs

sacacs

HClCu

HFeClHClFe

HOHBaOHBa

HMgClHClMg

AgNOCu

FeSONi

FeMgClFeClMg

CuZnSOCuSOZn

Ejemplos

Serie de actividad de los

metales

Litio

Rubidio

Potasio

Sodio

Bario

Calcio

Magnesio

Aluminio

Manganeso

Zinc

Hierro

Níquel

Estaño

Plomo

Hidrogeno

Cobre

Plata

Mercurio

Platino

Oro




36

PROCEDIMIENTO

A) Metales activos

El asistente colocará un trozo de sodio y potasio metálico con mucho cuidado en

un beaker de 250 ml con agua y fenolftaleínaVIII

.Observe el resultado y el cambio de

color del agua.

Resultados

Compare las reacciones del sodio y del potasio con el agua. Escriba las

reacciones. ¿Qué demuestra el color del agua con fenolftaleína?

B) Reacciones de metales con ácidos

Coloque en tubos de ensayo, trocitos de cobre, lana de hierro, aluminio y

magnesio. Añada a cada tubo 2 mL de disolución diluida de ácido clorhídrico y note la

velocidad de reacción en cada caso. Caliente lentamente si fuera necesario, para que la

reacción comience. Ordene los tubos de menor a mayor actividad.

Resultados

¿Cómo sabe usted que una reacción está ocurriendo en cada tubo?

¿Cuál es el orden de mayor a menor velocidad con que reaccionan los metales

usados con el HCl? Escriba las reacciones.

C) Reacciones de metales con sales

Repita el procedimiento de la parte B empleando 2 ml de disolución de acetato de

plomo en lugar de HCl.

Repita lo anterior usando nuevos trozos de metal en cada tubo y una disolución

de sulfato de cobre en vez de acetato de plomo.

Repita con trozos nuevos de metal y 1 mL de disolución de nitrato de plata.

Resultados

¿Con cuáles de los siguientes metales: Cu, Fe, Mg y Al reacciona el acetato de

plomo?

Describa lo que observó en cada tubo y si hubo reacción, escriba la ecuación.

A su juicio ¿Cuál experimento, parte C o B, es mejor para comprobar la posición

relativa de los metales? ¿Por qué?

VIII

Visitar las páginas web: http://www.youtube.com/watch?v=e_rFSWmR6jk&feature=related

http://www.youtube.com/watch?v=lcVqu-DN6HQ




37

Describa lo que ocurrió en cada tubo entre el metal y el sulfato de cobre, en los

casos en que hubo reacción, escriba la ecuación.

Describa lo que ocurrió en cada tubo entre el metal y el nitrato de plata, en los

casos en que hubo reacción, escriba la ecuación.

Cuestionario

1. De las diferentes experiencias que realizó en este experimento, coloque los

siguientes metales en orden de mayor a menor actividad (incluya en la lista al hidrogeno):

Cu, Al, Mg, Fe, Na, K.

2. ¿Por qué cree usted que en las partes B y C no se incluye una experiencia

usando un trocito de sodio metálico?

3. Consultando la serie de actividad de los metales ¿Qué hubiera sucedido si

en la parte C se hubiera usado también una disolución de nitrato de níquel?

4. ¿Qué se hubiera notado en la parte C si en lugar del nitrato de plata se

hubiera utilizado nitrato de mercurio (II), Hg(NO3)2?

5. ¿A qué se debe el cambio de pH cuando reaccionan el sodio y el potasio

con el agua?

BIBLIOGRAFIA

1. Chavarri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial

Universidad de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 53-55.




38

Experimento 7: Disoluciones que conducen electricidad.

(Lado de mesa)

Materiales Equipo

Disolución 0,25 mol/L de hidróxido de bario (Ba(OH)2), disolución

0,08 mol/L de ácido sulfúrico (H2SO4), alcohol etílico al 20 %V/V;

disolución de sacarosa al 2%; ácido acético glacial; ácido acético 1

mol/L; ácido clorhídrico 1 mol/L (HCl), hidróxido de sodio 1 mol/Lm

(NaOH), disolución 1mol/L de amoniaco (NH3), disolución 1 mol/L de

acetato de sodio (NaOAc); disolución 1 mol/L de cloruro de sodio,

(NaCl).

Equipo de

electrólisis y

fuente de

corriente alterna

Objetivos

o Clasificar diversas sustancias en electrólitos y no electrólitos.

o Distinguir entre electrolitos débiles y fuertes mediante pruebas de conductividad.

Introducción

Los electrólitos conducen la corriente eléctrica a través de las disoluciones. Esta

conducción de la corriente eléctrica se efectúa debido a la presencia de iones en

disolución. Los iones por tener carga eléctrica positiva o negativa son atraídos hacia el

polo negativo o positivo, respectivamente; al llegar reciben o entregan uno o más

electrones; esta migración iónica y la remoción o entrega de electrones de los polos es la

base del mecanismo de conducción iónica.

Los electrólitos fuertes conducen muy bien la corriente eléctrica debido a la gran

concentración de iones en disolución debido a que se ionizan o disocian al 100% en

disolución. Los electrólitos débiles tienen una conductividad pobre ya que sus

disoluciones tienen muy baja concentración iónica, debido a que el porcentaje de

ionización o disociación es bajo (10-40 %). La dilución aumenta la ionización de

electrólitos como HOAc, HCN y otros que antes de ponerlos en disolución no tenían

iones. La dilución aumenta la libertad de movimiento (disociación) de los iones de

compuestos como NaCl, KNO3, etc., cuyos cristales están hechos de iones.

En este experimento se apreciará la propiedad de las disoluciones de electrólitos

con base en la mayor o menor luminosidad del bombillo de luz que se inserta en el

circuito. Utilice el siguiente equipo




39

Figura 7.1: Aparato para medir conductividad. El bombillo se enciende más si hay más iones entre los dos electrodos que están

sumergidos en la disolución.

PROCEDIMIENTO

A) Conductividad de varias disoluciones y algunos líquidos

Coloque 10 mL de disolución de HCl 1 mol/L en un beaker de 50 ml. Introduzca

ahora los electrodos hasta que toquen el fondo. Conecte ahora el tapón a la fuente de

corriente eléctrica y observe el resultado.

Observe el cambio de luminosidad del bombillo conforme va sacando lentamente

los electrodos de la disolución.

Repita el mismo procedimiento para cada una de las disoluciones o líquidos que

aparecen en el cuadro de los resultados. Observe la luminosidad del bombillo como un

índice de conducción. Complete el cuadro en su libreta de laboratorio. En la última

columna donde dice conclusión indique si el electrolito es fuerte o débil.

Resultados

Disoluciones o

líquidos (10 ml de

cada uno)

Conductividad Conclusión

No

conduce Conduce poco

Conduce

mucho

HCl 1mol/L

HOAC 1mol/L

NaOH 1mol/L

NH3 1mol/L

NaCl 1mol/L

Ba(OH)2 0,25 mol/L

Ácido acético glacial

Disolución acuosa de

sacarosa al 2 %

Disolución acuosa de




40

etanol al 20 %

NaOAc, 1 mol/L

Agua destilada

H2SO4, 0,08 mol/L

¿Por qué debe medirse el mismo volumen de cada disolución?

¿Qué sucede con la luminosidad del bombillo conforme se sacan los electrodos

de la disolución de HCl 1 mol/L? Explique el por qué de eso.

¿Qué observación le sirve a usted llenar la columna conductividad de la tabla

anterior?

¿Por qué un electrólito fuerte en el beaker hace que el bombillo se encienda con

gran luminosidad?

¿Cómo clasifica al HOAC 1mol/L?

¿Cómo clasifica al NH3 1mol/L?

¿Por qué la sacarosa no conduce la electricidad?

¿Por qué el ácido acético glacial prácticamente no conduce y el ácido acético

(HOAc) 1mol/L sí lo hace?

¿El HCl disuelto en el tolueno, conduce o no la corriente eléctrica? ¿Por qué?

Compare con el agua como disolvente.

Cuestionario

1. ¿Por qué al ácido acético concentrado se le llama ácido acético glacial?

2. Escriba la fórmula de Lewis del ácido acético.

3. Explique con base en la fórmula anterior por que el HOAc glacial no

conducen la corriente, pero al diluirlo con agua se observa una conducción.

BIBLIOGRAFIA


de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 82-83.




41

Experimento 8: Cambios Químicos (Parejas)

Materiales Equipo

Disoluciones 0,1 mol/L de: NH3, NaOH, KOH, Ba(OH)2, H2SO4, HI y

CH3COOH (HOAc).

Disolución 0,01mol/L de HNO3.

Disoluciones 0,01 mol/L de nitrato de sodio (NaNO3); nitrato de bario

(Ba(NO3)2); nitrato de cobre (II) (Cu(NO3)2); nitrato de plomo (II)

(Pb(NO3)2) y nitrato de plata (AgNO3).

Disoluciones de indicadores: fenolftaleína, rojo de metilo y anaranjado

de metilo.

Beakers, tubos

de ensayo,

mecheros,

vidrios de reloj,

papel pH.

Objetivo

Estudiar dos tipos de cambios químicos: las reacciones de precipitación y de

doble desplazamiento (ácido-base).

Introducción

Los cambios químicos se pueden clasificar desde distintos puntos de vista; estas

clasificaciones resultan a veces incompletas o inconvenientes por lo que es preferible no

establecer marcos rígidos de clasificación. Seguidamente se estudiaran diferentes

cambios químicos y se nombrarán según las distintas clasificaciones cuando así sea

conveniente.

La clasificación más utilizada, clasifica los cambios químicos en:

Reacciones de combinación (oxidación-reducción)

)()(2)( 22 sgs MgOOMg

En esta reacción el magnesio se oxida y el oxígeno se reduce. Se dice entonces

que el magnesio es el agente reductor (A.R) y que el oxígeno es el agente oxidante (A.O).

Reacciones de desplazamiento (oxidación-reducción)

El zinc desplaza al hidrógeno del HCl y este es un ejemplo de oxidación–

reducción; el zinc se oxida del metal a ión zinc y el hidrógeno se reduce de ión hidrógeno

(hidronio) a hidrógeno libre.

)(2)(2)()( 2 gacacs HZnClHClZn




42

Reacciones de descomposición (oxidación-reducción)

La reacción que ocurre al calentar HgO es de descomposición pero a su vez

resulta un ejemplo de oxidación-reducción pues el oxígeno se oxida a O2 y el mercurio se

reduce de ión Hg+2

a mercurio libre.

)(2)()( gls OHgHgO

Reacciones de precipitación (doble desplazamiento)

El nitrato de plata es soluble en agua y el cloruro de sodio también. Sin embargo,

cuando se mezclan disoluciones de nitrato de plata y de cloruro de sodio se forma cloruro

de plata, AgCl, que es un sólido insoluble en agua que se separa de la disolución al

precipitar.

)(3)()()(3 acsacacNaNOAgClNaClAgNO

Este ejemplo de precipitación es a su vez un ejemplo de doble descomposición o

de doble desplazamiento: la plata desplaza al sodio y el sodio desplaza a la plata.

Reacciones ácido-base (doble descomposición o doble desplazamiento)

De acuerdo con Brønsted y Lowry los ácidos son donadores y las bases son

receptores de iones hidrógeno (H+, también llamados hidronio o “protones”). Así el HCl

es un ácido porque puede donar un ión hidrógeno H+, se combina con el ión OH

- de la

base NaOH y forma agua; el ión cloruro y el ión sodio que quedan formando cloruro de

sodio, una sal. Este es un ejemplo de neutralización entre ácido y base.

)(2)()()( lacacac OHNaClNaOHHCl

Hay otros casos de reacción ácido-base que no constituyen una neutralización;

pero todos los casos de neutralización de ácido y base son ejemplos de doble

descomposición formándose una sal y agua.

En la reacción:

)()(4)(2)(3 acaclac OHNHOHNH

el agua es el ácido pues ésta dona un protón a la base NH3. Este ejemplo es a su vez una

ilustración del proceso de formación de iones: ionización. Esta reacción sin embargo

ocurre apenas en 1,3% o sea que solamente 13 de cada mil moléculas de NH3 reaccionan.

La ionización es muy débil y por eso el NH3 es una base débil.

Aunque se ha definido ácido y base como compuestos que donan o aceptan

protones respectivamente, según Brønsted y Lowry, dentro de esa misma definición están

los ácidos y bases clásicos según Arrhenius, que al reaccionar forman una sal y agua.




43

Dentro de ese criterio clásico hay ácidos como HCl, H2S, HBr, HCN, HI, HF que no

tienen oxígeno en sus moléculas (hidrácidos) y hay también ácidos como H2SO3, H2SO4,

H3PO4, HNO3, H3BO3, HClO, HClO3, HClO4, que tienen oxígeno en sus moléculas

(oxácidos). Estos últimos se originan, al menos teóricamente, en la reacción del oxido no

metálico con agua, por ejemplo:

)(43)(2)(52

)(2)(2)(32

)(3)(2)(52

)(32)(2)(2

23

2

2

acls

acls

acls

aclg

POHOHOP

HClOOHOCl

HNOOHON

SOHOHSO

Dentro del criterio clásico las base tales como NaOH, Ca(OH)2, KOH, Ba(OH)2

provienen de la reacción del oxido metálico con el agua. Ejemplos:

)(2)(2)(

)()(2)(2

)(2)(2)(

)()(2)(2

)(

2

)(

2

acls

acls

acls

acls

OHBaOHBaO

KOHOHOK

OHCaOHCaO

NaOHOHONa

Para distinguir un ácido de una base, en el laboratorio, se puede utilizar papel de

tornasol. El tornasol es un colorante que cambia su coloración al pasar de una disolución

ácida a disolución básica. El tornasol está impregnado en el papel y una gota de ácido o

base, le cambia el color. Todos los ácidos (concepto de Arrhenius) producen iones H+ que

se hidratan y forman iones hidronio, H3O+. Las bases (concepto de Arrhenius) tienen

iones OH-. Por eso al reaccionar el ácido con la base se forma siempre agua:

)(2)()(3 2 lacac OHOHOH

PROCEDIMIENTO

A) Estudio de bases

Coloque varios trocitos de cinta de papel tornasol rojo en un vidrio de reloj

(colocados sobre un papel blanco para observar los cambios de color más fácilmente).

Con un agitador de vidrio limpio coloque una gota o dos de disolución de NaOH en un

trocito de papel tornasol rojo. Observe los cambios. Lave bien el agitador y repita el

proceso con las otras tres disoluciones de KOH, NH3, Ba(OH)2, lavando el agitador cada

vez que cambia de disolución.

En tres tubos de ensayo, agregue 3 mL de la disolución de NaOH. A un tubo de

ensayo añada tres gotas de disolución de indicador fenolftaleína, al otro tubo de ensayo

agregue tres gotas de indicador rojo de metilo, y al tercer tubo tres gotas de indicador

anaranjado de metilo. Repita lo mismo para las disoluciones de KOH, Ba(OH)2 y NH3.




44

Sostenga por unos segundos una tirita de papel tornasol rojo sobre la boca de una

botella de disolución concentrada de NH3. No permita que el papel toque la boca de la

botella, observe lo que sucede.

Resultados

¿Qué cambio sufre la tirita de papel de tornasol al ponerla en contacto con la

disolución de NaOH? ¿Sucede lo mismo con las otras bases? ¿Qué tienen en común todas

las bases, (concepto de Arrhenius)? ¿Qué coloración se obtiene al agregar los tres

indicadores a la disolución de NaOH? Tabule los resultados para todas las cuatro bases

con los tres indicadores. ¿Por qué bases diferentes producen la misma coloración en un

determinado indicador?

¿Qué gas se desprende de una disolución concentrada de amoniaco (fórmula y

nombre)? ¿Tiene olor? Descríbalo. ¿Qué le sucede al papel de tornasol rojo? Explique el

cambio.

B) Estudio de ácidos

Repita todo el procedimiento de la parte A (excepto el último párrafo referente al

NH3 concentrado) pero en lugar de utilizar cuatro disoluciones de bases use las siguientes

cuatro disoluciones de ácidos: ácido sulfúrico, ácido clorhídrico y ácido acético 0,1 mol/L

y ácido nítrico 0,01 mol/L. (Observe bien la concentración de cada ácido). Sostenga una

tirita de papel de tornasol azul, (desde luego usted debe usar ahora papel de tornasol azul

en vez de rojo) en la boca de la botella que contenga una disolución concentrada de HCl.

Resultados

¿Qué cambio sufre el papel tornasol azul al contacto con la disolución de ácido

sulfúrico? ¿Es igual o diferente el cambio con los otros ácidos? ¿Cómo explica usted ese

resultado? ¿Qué coloración se obtiene al agregar los otros tres indicadores al H2SO4?

Tabule el resultado (color observado) de cada uno de los cuatro ácidos con cada

uno de los tres indicadores. ¿Por qué ácidos diferentes producen coloración igual con un

determinado indicador?

¿Qué gas se desprende de la botella de HCl concentrado? ¿Tiene olor? ¿Qué le

sucede al papel de tornasol azul? ¿Por qué?

C) Algunos ejemplos de precipitación.

Agregue gota a gota por las paredes del un tubo de ensayo cada disolución de la

lista 1 siguiente a una muestra de 1 mL de cada disolución de la lista 2. Observe en cuales

casos se forma un precipitado con las primeras tres o cinco gotas de reactivo de la lista 1

y anote el color.




45

Lista 1 Lista 2

Disolución 0,1 mol/L de HI Disolución 0,01 mol/L de NaNO3

Disolución 0,1 mol/Lde H2SO4 Disolución 0,01 mol/Lde Cu(NO3)2

Disolución 0,1 mol/LdeNaOH Disolución 0,01 mol/Lde Pb(NO3)2

Disolución 0,1 mol/LdeHCl Disolución 0,01 mol/Lde AgNO3

Disolución 0,01 mol/Lde Ba(NO3)2

Resultados

Escriba las ecuaciones para cada reacción (enumere de 1 a 20 las ecuaciones y

reserve dos renglones para cada una). Anote el color que se forma o simplemente la frase:

“no ocurre reacción observable”.

Nota: usted debe corroborar los resultados obtenidos con su asistente y corregir

aquellos resultados erróneos.

Cuestionario

1. Escriba una ecuación que ilustre cada caso siguiente:

aguametáliconoóxido

aguametálicoóxido

oxígenometalno

oxígenometal

2. ¿Cuáles son los óxidos de los metales alcalinos de la tabla periódica?

3. ¿Cuáles son los óxidos para los metales alcalinotérreos?

4. Escriba la fórmula y a la par el nombre de los compuestos de las preguntas

2 y 3.

5. Complete las siguientes ecuaciones y escriba a la par de la fórmula, el

nombre correcto del compuesto resultante.

)(2)(

)(2)(2

)(2)(

)(2)(2

ls

ls

ls

ls

OHBaO

OHOK

OHCaO

OHONa

6. Escriba muy ordenadamente el nombre que corresponde a cada uno de los

reactivos y cada producto de la parte C de este experimento. Escriba la fórmula y a la par

el nombre en forma de lista. Primero las nueve sustancias reaccionantes y luego los

productos de las 20 posibles reacciones (cuando ocurran).




46

7. ¿Cuál es la definición de ácido y cuál de base según Bronsted y Lowry?

8. Escriba tres ejemplos de ácido y tres de base según Bronsted y Lowry.

9. Demuestre mediante una reacción de neutralización: como la definición de

ácido y base de Arrhenius abarca también la definición de Bronsted y Lowry.

BIBLIOGRAFIA


de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp55-57.




47

Experimento 9: El cobre y sus sales

(Parejas)

Materiales Equipo

Alambre de cobre, disoluciones (6 mol/L) de: ácido

nítrico, hidróxido de sodio, ácido sulfúrico, ácido

clorhídrico; zinc en polvo o magnesio en virutas,

Cápsula de porcelana y

pizeta con agua destilada,

beaker, mechero.

ADVERTENCIA: MANEJE CON CUIDADO LOS ÁCIDOS FUERTES, PRODUCEN

QUEMADURAS

Objetivos

Emplear las técnicas aprendidas anteriormente (medir masa, decantar,

lavar y secar en baño maría), para transformar una masa de cobre en varias

de sus sales y volver a obtener el cobre elemental.

Recordar los postulados de la Teoría Atómica.

Analizar la naturaleza del enlace iónico y su efecto en las propiedades de

los compuestos iónicos.

Introducción

El cobre se encuentra en la naturaleza en forma de sales (sulfuros, arseniuros,

cloruros y carbonatos), la más común es la calcopirita CuFeS2. El cobre metálico, se

obtiene por combustión oxidativa y fundición, seguida de electrodeposición a partir de la

disolución del sulfato.

El metal, es dúctil y maleable, con brillo dorado, es un buen conductor de la

electricidad y del calor, es resistente al ataque de los ácidos no oxidantes como el ácido

clorhídrico; sin embargo, es atacado por el ácido nítrico y sulfúrico, en presencia de aire,

para dar disoluciones que contienen el catión [Cu(H2O)6]2+

, la ecuación para la reacción

con el ácido nítrico es

3Cu + 8HNO3 → 3Cu (NO3)2 + 2NO + 4H2O

Al basificar las disoluciones de sales de cobre, se forma un precipitado gelatinoso

del “hidróxido”, que carece de estructura cristalina definida. Este hidróxido, es realmente




48

un óxido hidratado, que pierde agua por acción del calor y se forma óxido de cobre (II),

de color negro y carácter básico puesto que se disuelve por acción de los ácidos fuertes.

Por la posición en la serie de actividad de metales, se lo puede reducir fácilmente

a cobre metálico, a partir de las disoluciones ácidas del sulfato de cobre (II), utilizando

zinc o magnesio para la reducción.

PROCEDIMIENTO

A) Obtención del nitrato de cobre (II):

Medir una muestra de cobre metálico de 0,3 g y colocarla en un beaker de

150 mL. Anotar la masa de la muestra medida. Agregar con CUIDADO, 8 mL de la

disolución de ácido nítrico (6 mol/L) al beaker que contiene el cobre. Calentar

SUAVEMENTE, hasta que se disuelva completamente el cobre y sin que se desprendan

gases en forma vigorosa. Diluir con 45 mL de agua destilada y agitar para homogenizar la

disolución.

Resultados

¿Qué tipo de reacción se lleva a cabo en este proceso?

¿A qué se debe el color verdoso inicial de la disolución del cobre metálico en

ácido nítrico?

B) Obtención de hidróxidos de cobre (II):

A la disolución anterior, se la deja enfriar y se añaden, con agitación constante,

15 mL de NaOH (6 mol/L).

Resultados

¿Qué aspecto tiene el precipitado? ¿Por qué?

¿Se mantuvo el color azul en el líquido supernatante? ¿Por qué?

C) Transformación del hidróxido de cobre (II) a óxido de cobre (II):

Calentar suavemente el precipitado anterior hasta que se dé un cambio definido y

total en el precipitado, agitar por último la mezcla.

Resultados

¿Qué tipo de cambio químico ocurrió al hidróxido de cobre (II)?

¿Cómo clasifica este tipo de reacción?




49

D) Obtención del sulfato de cobre (II):

Lavar el precipitadoIX

de CuO con 60mL de agua destilada y decante el líquido

supernatante. Repita la operación varias veces. Añadir 10mL de la disolución de ácido

sulfúrico (6mol/L) (CUIDADO), y agitar hasta que se disuelva todo el precipitado. Si no

se disuelve todo, añada gota a gota más ácido sulfúrico hasta obtener la disolución total.

Resultados

¿Qué color adquiere la disolución? ¿Por qué?

¿Por qué se utiliza ácido sulfúrico y no una disolución de sulfato de sodio o

potasio?

E) Obtención de cobre metálico:

A la disolución de sulfato de cobre (II), añadir 2,5 g de magnesio en virutas (o

lana de hierro), en varias porciones y con agitación constante. Durante éste proceso, NO

DEBEN de haber quemadores encendidos. Si la disolución presenta una tonalidad

celeste, añadir 1 g más de zinc o magnesio y esperar a que disminuya el burbujeo para

decantar el líquido supernatante. Lave el precipitado dos veces con porciones de 20 mL

de agua destilada.

Añadir al precipitado, 5 mL de agua destilada y 10 mL de ácido clorhídrico

concentrado (CUIDADO). Cuando el burbujeo sea lento, calentar suavemente pero no

hasta ebullición. Cuando el burbujeo no sea apreciable, decante el líquido supernatante y

lave el precipitado dos veces con porciones de 5 mL de agua destilada.

Traslade todo el precipitado a una cápsula de porcelana previamente tarada y lave

el precipitado tres veces con porciones de 5 mL de acetona (CUIDADO: mantenga el

quemador apagado mientras lava con acetona). Después de lavar el precipitado, coloque

la cápsula de porcelana sobre un baño maría y espere a que el precipitado esté seco. Deje

enfriar la cápsula y determine por diferencia, la masa de cobre recuperado.

Resultados

¿Qué sucede si no se lava el precipitado de cobre antes de añadir el ácido

clorhídrico?

¿Por qué no debe estar encendido el quemador cuando se añade zinc (o magnesio)

a la disolución ácida de sulfato de cobre?

IX

Cuando se ha formado el sólido negro (CuO) se agregan los 60 mL de agua y se agita la mezcla por un

momento y luego se deja reposar para que el sólido se deposite en el fondo del beaker y se decanta el

líquido supernatante.




50

¿Cuáles cambios químicos le ocurren al cobre y al zinc (o magnesio) en este

proceso?

¿Qué peligro existe si la acetona está cerca de la llama?

¿Por qué no se debe calentar a ebullición la disolución a la que se le agregó ácido

clorhídrico?

Cuestionario

1. Calcule el porcentaje de cobre recuperado y enumere las posibles causas de

error que impidieron alcanzar el 100% de rendimiento. Agrupe las causas en dos grupos:

las que disminuyen el rendimiento y las que lo aumentan.

2. Si el “NO” es incoloro, ¿Por qué se desprenden gases pardos al formar el

nitrato de cobre (II)? Proponga una reacción que explique este fenómeno.

3. ¿Por qué se utiliza el HCl concentrado para eliminar el exceso de zinc (o

magnesio). Se podría utilizar ácido nítrico o ácido sulfúrico?

4. Proponga las reacciones para las transformaciones que ocurren en los

apartados B, C, D y E. Indique cuáles reacciones son redox, ácido-base, precipitación y

descomposición.

5. Comente los postulados de la teoría atómica, dentro de los resultados

experimentales obtenidos.

6. Analice las propiedades generales de los compuestos iónicos producidos y

relaciónelos con las características del enlace iónico.

.




51

Experimento 10: Hidrógeno (Parejas)

Materiales Equipo

Lana de hierro (Fe), dis

olución 3 mol/L de HCl

Equipo recolector de hidrógeno (figura 11.1),

beaker de 150 mL, tubos de ensayo

Figura 11.1: Equipo recolector de hidrógeno

Objetivos

Preparar pequeñas cantidades de hidrógeno.

Observar sus propiedades especialmente su densidad y su capacidad explosiva.

Introducción

La producción de hidrógeno en el laboratorio es un proceso simple. Según la serie

de actividades de los metales, que se estudia en el experimento 6, algunos metales son

capaces de desplazar el hidrógeno del agua; otros pueden desplazarlo de los ácidos y

otros son capaces de desplazar el hidrógeno del vapor del agua. Los elementos alcalinos y

los alcalinotérreos lo desplazan del agua a temperatura ambiente.

)3(22

)2(2222

)1(2222

2)()(2)(

2)()(2)(

2)()(2)(

HOHCaOHCa

HOHKOHK

HOHNaOHNa

acacs

acacs

acacs

Las reacciones (1) y (2) ocurren con bastante violencia y como el sodio y el

potasio, son más livianos que el agua, flotan y se mueven por retropropulsión en su

superficie. El calor generado en la reacción (2) es suficiente para que el hidrógeno se




52

encienda. A menudo se forma un glóbulo fundido del metal que estalla y para evitar este

peligro y poder recoger el hidrógeno se puede envolver el metal activo en un pedazo de

tela metálica de cobre o de plomo con lo cual el metal se hunde. La reacción (3) ocurre

con más serenidad y como el calcio es más pesado que el agua se hunde y no se requiere

en este caso de la tela metálica pudiendo recogerse el hidrógeno el un tubo de ensayo en

la forma que lo indica la figura 11.1.

Para obtener hidrógeno de los ácidos se utiliza el ácido clorhídrico o el sulfúrico

diluido y un metal como el zinc

)(2)(4)(42)( gacacac HZnSOSOHZn

PROCEDIMIENTO

A) Recolección de gas hidrógeno.

Llene un tubo de ensayo con HCl y colóquelos en un beaker de 150 mL el cual

contiene HCl hasta dos tercios de su capacidad. Con sus manos forme una bolita de lana

de hierro y colóquela en el beaker, recoja el hidrógeno en el tubo por desplazamiento del

ácido. El tubo lleno de hidrógeno se coloca boca abajo sobre un cuadro de vidrio plano

y se reservan para la parte B. Repita este procedimiento 4 veces más.

Resultados

Escriba la reacción entre el hierro y el HCl. ¿Es el hidrógeno muy soluble en la

disolución ácida? ¿Cómo llega a esa conclusión? ¿Por qué se colocan los tubos llenos de

hidrógeno boca abajo sobre un vidrio? Explique

B) Densidad y poder explosivo del hidrógeno.

Aproxime uno o dos tubos con hidrógeno a la llama del quemador de Bunsen.

Note como el hidrógeno se quema silenciosamente. Coloque un tubo con hidrógeno boca

arriba y cúbralo con otro vació (es decir lleno de aire) y haga que las bocas de ambos

tubos coincidan. Espere unos segundos. Aproxime ahora cada tubo a la llama del Bunsen.

Note como ahora el hidrógeno se quema con un ruido especial (“pop”) que equivale a una

pequeña explosión. Use los otros tubos con hidrógeno hasta que obtenga los resultados

descritos.

Resultados

¿A qué se debe la diferente manera en que el hidrógeno se quema en estos

experimentos? Escriba la ecuación de la combustión del hidrógeno.




53

Cuestionario

1) ¿Qué es la serie de actividad de los metales?

2) ¿Qué elementos desplazan al hidrógeno del vapor de agua?

3) ¿Cuáles hidruros producen hidrógeno al ponerlos en agua? Ejemplos

4) ¿Es el hidrógeno libre muy abundante? ¿Por qué?

5) ¿Cómo se prepara industrialmente el hidrógeno? (mencione solo un

método)

6) ¿Qué importancia tiene este método ante la crisis del petróleo?

BIBLIOGRAFIA


de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp46.




54

Experimento 11: Amoniaco

Materiales Equipo

Gelatina en polvo; cal-soda (mezcla de CaO y

NaOH); HCl concentrado; cloruro de amonio

(NH4Cl), disolución de hidróxido de sodio

6 mol/L (NaOH), ; sulfato de amonio sólido; cal

apagada Ca(OH)2, disolución indicador de azul

de bromotimol.

Tubo de ensayo “pyrex” grande

provisto de tapón de hule y tubo de

entrega como lo indica la figura12.1,

botellas de boca ancha para la

recolección de gases; equipo para la

fuente del amoniaco.

Objetivos

Estudiar la obtención de amoniaco a partir de varias sustancias.

Estudiar las propiedades del amoniaco.

Introducción

El amoniaco ha sido conocido desde tiempos remotos y los alquimistas

describieron su obtención y propiedades. Primeramente se obtuvo calentando orina con

sal y tratando el producto resultante con bases fuertes (llamadas álcalis). Calentando

pezuñas y cuernos de animales en retortas donde se desprende amoniaco. Estos métodos

dieron origen a los primeros nombres del amoniaco y sus disoluciones acuosas, “espíritu

volátil” y “espíritu de asta de ciervo”. Estos procedimientos demuestran que los

aminoácidos que forman las proteínas forman amoniaco cuando se descomponen en

medio alcalino.

Se debe insistir en la diferencia entre amoniaco, NH3, que es un gas y amonio,

NH4+, que es un ión positivo. El amonio se origina al reaccionar el gas amoniaco con un

protón proveniente de un ácido o del agua. Así se forman sales como cloruro de amonio,

NH4Cl; sulfato de amonio, (NH4)2SO4; o el NH4OH- cuando el NH3 reacciona con el

agua.

En el laboratorio se pueden producir cantidades limitadas de amoniaco haciendo

reaccionar una mezcla seca de una sal de amonio como el cloruro o el sulfato con una

base como el hidróxido de calcio:

OHCaSONHOHCaSONH

OHNaClNHNaOHClNH

2432424

234

22)()(

Estos métodos son validos solamente para el laboratorio ya que las sales mismas

de amonio se obtienen industrialmente a partir del amoniaco.

El amoniaco se prepara industrialmente por el proceso de Haber que consiste en la

unión de gases N2 y H2 en condiciones especiales. Otro proceso industrial de importancia




55

es el de la cianamida que utiliza coque, piedra caliza y nitrógeno gaseoso. Los detalles de

estos procesos industriales pueden encontrarse en los libros de química general e

inorgánica.

El amoniaco se produce en la naturaleza por la acción de las bacterias de la

putrefacción y de formación de amoniaco sobre la materia orgánica del suelo.

El amoniaco es un gas incoloro. Es fácilmente detectable por su olor penetrante,

irritante y sofocante. Es venenoso en alta concentración. El gas es más liviano que el aire

y puede por eso recogerse por desplazamiento del aire hacia abajo.

El amoniaco es muy soluble en agua. A la presión normal, un volumen de agua a

0 C disuelve cerca de 1200 volúmenes de amoniaco y a 20 C el agua disuelve cerca de

700 volúmenes del gas. El amoniaco es una base débil; reacciona con el agua y esta le

cede un protón; en esta reacción participan solo 1,3 % de las moléculas de NH3 y es por

eso que se le clasifica como base débil.

OHNHOHNH 423

De acuerdo con Bronsted-Lowry el amoniaco es una base débil pues su ácido

conjugado, el ión amonio es relativamente fuerte (enorme tendencia a combinarse).

PROCEDIMIENTO

A) Amoniaco de materia orgánica nitrogenada. (Parejas)

Mezcle en un vidrio de reloj y con la ayuda de una espátula 1 g de gelatina en

polvo y un gramo de cal-soda. Traspase la mezcla a un tubo de ensayo pequeño. Caliente

suavemente y sostenga en la boca del tubo, pero sin tocarlo, un papel tornasol rojo

humedecido. Observe el resultado. Aproxime ahora a la boca del tubo un agitador de

vidrio humedecido en disolución de ácido clorhídrico concentrado. Observe.

Resultados

¿Qué es la gelatina? ¿Por qué la gelatina puede desprender amoniaco? ¿Qué es la

cal soda? ¿Por qué la cal soda ayuda a que el amoniaco se desprenda? ¿Cuál es el efecto

en el papel tornasol? Escriba la reacción del NH3 con el agua. ¿Qué sucede al aproximar

el agitador con HCl concentrado? Escriba la ecuación. ¿Es el producto formado entre el

NH3 y el HCl un sólido, un líquido o un gas? Revise su respuesta con su asistente de

laboratorio.

B) Amoniaco de las sales de amonio (Parejas)

Coloque 0,5 g de cloruro de amonio sólido (NH4Cl) en un tubo de ensayo.

Humedezca la sal con disolución de hidróxido de sodio. Observe los cambios.

Repita con 0,5 g de sulfato de amonio en lugar de cloruro de amonio.




56

Resultados

¿Cuál es el olor del producto? Escriba las reacciones que ocurren en la parte B.

¿Se podría sustituir el NaOH por el KOH? ¿Qué otra sustancia podría usarse además de

NaOH?

C) Preparación de varias botellas de gas NH3 (Lado de mesa)

Mezcle, en una cápsula de evaporación, 5g de cloruro de amonio y 4g de cal

apagada. Coloque esta mezcla en un tubo de “pyrex” provisto de un tapón de hule con un

hueco y un tubo de entrega doblado en forma de L, lo suficientemente largo para llegar al

fondo de una botella recolectora, sostenida boca abajo. La botella estará colocada sobre

un cartoncito perforado apoyado en un anillo.

Figura 12.1: Equipo para

recolectar amoniaco.

Caliente suavemente la mezcla seca y recoja una botella de amoniaco y llene

también un balón seco de 1000 mL (asegúrese de que el balón este completamente seco).

Para determinar cuando la botella está llena con el gas, aproxime un agitador humedecido

con ácido clorhídrico. Si se forman humos blancos y densos, la botella está llena. Cubra

las botellas con cuadros de vidrio y colóquelas boca abajo sobre la mesa. Tape el balón

con amoniaco con un tapón de hule seco y guárdelo para la parte D.

Coloque 1 mL de ácido clorhídrico concentrado en un beaker de 250 mL. Dé

vueltas al beaker a fin de que el ácido se extienda en toda la superficie interior del beaker

y se desprenda HCl gas; aproxime la boca del beaker a la boca de la botella llena de

amoniaco. Observe los resultados.

Tubo de

entrega




57

Resultados

¿Cuál es la reacción y describa el producto entre HCl gas y el NH3 de la segunda

botella?

D) Solubilidad del amoníaco: La fuente de amoníaco (Lado de mesa)

Prepare una disolución débilmente ácida, añadiendo dos o tres gotas de ácido

clorhídrico diluido a cerca de 400 mL de agua. Observe el color al agregarle 10 gotas de

azul de bromotimol. Prepare un tubo de vidrio con un tapón de hule que a su vez tenga un

algodón mojado abundantemente con agua, como se indica en el diagrama B) de la figura

12.2.

Coloque el tubo con el tapón dentro del beaker y remueva rápidamente el tapón

del balón lleno de NH3 obtenido en la parte C, e inviértalo inmediatamente sobre el tapón

con el algodón y trate de provocar un cierre hermético (figura 12.2C). Observe lo que

ocurre y los cambio de color. (Para obtener los resultados a veces debe esperar hasta 10

minutos).

Figura 12.2: Equipo para obtener una fuente de amoniaco. (A) Recipiente con

el gas. (B) Equipo sobre el que se colocará el NH3(g). (C) Fuente de amoniaco.




58

Resultados

Describa brevemente lo que sucede: ¿Por qué sube el agua?; ¿Por qué cambia de

color el azul de bromotimol?

BIBLIOGRAFIA


de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. Pp 47-49




59

Experimento 12: Geometría Molecular

Materiales y Equipo

El estudiante debe ingresar a la página web:

http://phet.colorado.edu/en/simulation/molecule-shapes

Modelos estructurales. Estructuras para analizar como incógnitas.

Objetivos

Relacionar la fórmula de una sustancia con su estructura molecular.

Determinar la geometría de las moléculas, los ángulos de enlace, tipo de

hibridación del átomo central, la polaridad y dibujar su estructura.

Introducción

La mayoría de los símbolos, fórmulas y ecuaciones químicas están escritas en dos

dimensiones y sobre superficie planas. Sin embargo, las sustancias que representan,

existen en tres dimensiones en el espacio. Para entender muchos aspectos del

comportamiento de las sustancias moleculares es necesario considerar cuál es la

estructura o geometría de las moléculas. Se puede pensar por ejemplo en el sitio activo de

una enzima.

Esta práctica intenta ayudarle a relacionar las fórmulas de las sustancias con sus

estructuras. Su habilidad de entender la unión y reactividad de varias sustancias se

acrecentará si puede visualizar las moléculas en tres dimensiones. Esta visualización no

es fácil. Muchos químicos usan modelos de moléculas para ver más fácilmente las

relaciones tridimensionales. En este experimento se usarán varios tipos de modelos para

revisar algunos conceptos geométricos y para ilustrar varias relaciones estructurales.

Muchos modelos usan color para facilitar la identificación de átomos de

elementos diferentes, claro que los colores no tienen un significado físico pero facilitan la

interpretación de los modelos. El siguiente esquema de colores es muy usado.

ELEMENTO COLOR ELEMENTO COLOR

C Negro S Amarillo

H Blanco P Violeta

O Rojo Metales Gris

N Azul Halógenos Verde




60

Muchas estructuras importantes se identifican como sólidos poliédricos, tales

como el octaedro, el tetraedro, el cubo o el dodecaedro. La descripción se usa por cuanto

los átomos de la estructura ocupan posiciones que corresponden a los vértices y centro

del poliedro. Esto se ilustra en la figura 13.1. Una molécula tetraédrica tiene cuatro

átomos conectados a un átomo central. Cada uno de los cuatro átomos ocupa una

posición que corresponde a uno de los vértices del tetraedro. (Ver figura 13.1-A y –B)

Similarmente, una molécula tetraédrica tiene átomos en posiciones que corresponde a los

vértices del octaedro como también en su centro, como lo muestra la figura 13.1-C y –D.

En la primera parte de este experimento se estudiarán algunas geometrías para moléculas

junto con los correspondientes poliedros.

(-A-) (-B-) (-C-) (-D-)

Figura 13.1: Geometría de moléculas poliédricas.

La geometría de una molécula depende en gran parte de la configuración

electrónica de sus átomos. La aproximación más simple a la predicción de la forma de

una molécula es la teoría del modelo RPECV (Repulsión de pares de electrones de la

capa de valencia). Esto requiere que se cuente el número de pares de electrones alrededor

del átomo central.

Entonces se usa la regla de que los dominios de electrones en el nivel de valencia

alrededor de un átomo estarán lo más alejados uno del otro. Por lo tanto, el arreglo

geométrico de los pares de electrones corresponde a un orbital lleno y puede predecir la

geometría de los orbitales. Si no hay pares solitarios sobre el átomo central entonces la

geometría molecular alrededor de ese átomo es la misma que la geometría de dominios de

electrones. Si hay electrones desapareados, entonces la geometría molecular es diferente

a la geometría de dominios de electrones. Sólo las posiciones de los núcleos de los

átomos se incluyen en la descripción de la geometría molecular.

En la primera parte de este experimento usted determinará la estructura de algunas

moléculas y construirá modelos que las representen. Al final del experimento se

examinarán algunos modelos que corresponden a moléculas de compuestos incógnita.




61

PROCEDIMIENTO

A) Instalación de Software:

1) Ingresar a la página web http://phet.colorado.edu/en/simulation/molecule-shapes,

2) Bajar por la hoja electrónica y buscar el enunciado TRASLATED VERSIONS.

En esta sección buscar el idioma español y dar clic al enlace RUN NOW.

3) Al seleccionar inmediatamente se despliega un recuadro de descarga como el

siguiente, se selecciona la opción abrir con: Java y aceptar:




62

4) Una vez seleccionado, se descargará el programa y se despliega otro cuadro en el

cual se da clic en ejecutar:




63

5) Al instalarse el software, inmediatamente se abre el programa.




64

B) Análisis de modelos:

Al abrir el programa seleccionar la pestaña superior de “Real Molecules”

1) En la pantalla del programa seleccionar antes de iniciar el análisis:

a. Real.

b. Geometría de la molécula. (geometría molecular).

c. Geometría del electrón (geometría electrónica).

d. Mostrar pares de electrones solitarios.

e. Mostrar ángulos de enlace.

2) Analizar seis estructuras prediseñadas del programa y completar el cuadro 13.1.

Cuadro 13.1: Análisis molecular de compuestos químicos.

Nota importante: dependiendo de la geometría molecular del compuesto a analizar

el programa establece el nombre de: doblado (curvado), estos nombres indican la

misma geometría molecular de lo que se conoce como angular.

C) Incógnita:

1) El asistente entregará a cada estudiante tres compuestos. 2) A cada compuesto se le deberá realizar el mismo análisis de la parte B y

completar el cuadro 13.2.

Compuesto Geometría

dominios

de

electrones

Geometría

molecular

Ángulos

enlace

Hibridación Polaridad #

Enlaces

#Enlaces




65

Cuadro 13.2: Análisis molecular de los compuestos incógnita.

El estudiante entregará un informe de no más de 2 páginas, con el siguiente esquema:

Universidad, siglas de curso, número de grupo, nombre de asistente, nombre y

carné de estudiante y fecha de la práctica.

Título de la práctica.

Luego de este encabezado, se adjuntan los cuadros 13.1 y 13.2 completos con las

estructuras seleccionas y las incógnitas, respectivamente.

Por último, explicar las asignaciones de los ángulos de enlace y polaridad de cada

una de las incógnitas.

En las direcciones siguientes de Internet se puede encontrar información complementaria

sobre geometría de compuestos químicos capítulo 7.

http://www.uv.es/lahuerta/

http://wps.prenhall.com/esm_brown_chemistry_9/2/667/170888.cw/index.html

Compuesto Geometría

dominios

de

electrones

Geometría

molecular

Ángulos

enlace

Hibridación Polaridad #

Enlaces

#Enlaces




66

Experimento Virtual

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS

Nombre:_____________________________ Carné:__________________________

Grupo: ____________

Objetivo: utilizar la dirección http://www.educaplus.org/properiodicas/index.htmlpara

revisar las siguientes propiedades periódicas de los elementos: Radio Atómico, Energía

de Ionización, Afinidad Electrónica y Electronegatividad

1) Definición del Radio Atómico:

2) Definición de la Energía de Ionización:

2a) Comentar el comportamiento del Berilio, Nitrógeno, Magnesio y Fósforo en su

primera Energía de ionización:

3) Definición de la Afinidad Electrónica:




67

3a) Escribir la ecuación que la representa cuando el proceso es exotérmico

3b) Escribir la ecuación que la representa cuando el proceso es endotérmico

4) Definición de la Electronegatividad

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