Guia Unificada de Laboratorio de Quimica General Entrega

Guía Unificada de Laboratorios

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MANUAL DE LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL

UNIVERSIDAD DE PAMPLONA FACULTAD DE CIENCIAS BÁSICAS

PAMPLONA, NORTE DE SANTANDER. COLOMBIA

2011


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TABLA DE CONTENIDO

PRESENTACIÓN NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO DE QUÍMICA

1. PRACTICA 1. Reconocimiento del material de laboratorio. 2. PRACTICA 2. Determinación de densidades 3. PRACTICA 3 Uso del mechero y ensayo a la llama

4. PRACTICA 4. Cambios físicos y cambios químicos. 5. PRACTICA 5. Mezclas y técnicas de separación. 6. PRACTICA 6. Nomenclatura, identificación de sustancias y reacciones químicas 7. PRACTICA 7. Leyes de los gases. Ley de Dalton y Ecuación de Estado de los gases

ideales 8. PRACTICA 8. Reacciones redox 9. PRACTICA 9. Soluciones preparación y titulación 10. PRACTICA 10. Estequiometria

ANEXO A. PRESENTACIÓN DE INFORMES Y PREINFORMES


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PRESENTACIÓN

La química es una ciencia eminentemente experimental. Analizando resultados experimentales se ha llegado a formar un cuerpo teórico importante que con el correr del tiempo fue separado de la práctica para su enseñanza y aprendizaje. Con todo, los mejores resultados son obtenidos cuando existe simultaneidad en entre la teoría y la práctica. Por lo mismo, se recomienda cursar simultáneamente el laboratorio de química general con el correspondiente curso teórico, para mejor entendimiento y fundamentación de esta asignatura que es de profundas bases científicas. Las guías de laboratorio recopiladas para uso de los estudiantes de química general de la Universidad de Pamplona y presentadas a través de este documento, han sido adaptadas para que puedan ser realizadas en las tres horas académicas que dura la práctica de laboratorio, considerando que las mismas son, cada una, de cuarenta y cinco (45) minutos. Así mismo, este trabajo pretende demostrar que se pueden realizar prácticas de laboratorio de química preservando el medio ambiente, utilizando materiales y reactivos económicos y poco contaminantes. Las prácticas se pueden realizar sin necesidad de equipo costoso. Los procedimientos son sencillos y no representan riesgo a la salud, ni a la vida de los estudiantes y profesores. Con todo, se recomienda no olvidar que el laboratorio es un lugar de trabajo serio en el que cualquier descuido o mal manejo de equipos o reactivos, puede provocar situaciones de emergencia médica y por lo mismo es necesario cumplir, todo el tiempo, las normas de seguridad que se presentan en la primera práctica de este manual.


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NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO DE QUÍMICA

La realización de prácticas de laboratorio requiere atención a una serie de detalles que pueden evitar consecuencias desagradables. Las normas de seguridad en el laboratorio han sido elaboradas a partir de innumerables experiencias a lo largo y ancho de los laboratorios de química que funcionan en el mundo conocido. No son consecuencia del capricho de los profesores. Han sido propuestas para minimizar accidentes y proporcionar el mayor grado de seguridad posible a las personas que se dedican a la práctica de esta interesante disciplina.

Recuerde que el laboratorio es un lugar serio de trabajo. Las prácticas de laboratorio serán realizadas en grupo y cada gr upo se ubicará e n un determinado espacio de la mesa de trabajo, del cual debe hacerse responsable y mantenerlo limpio y en orden. El estudiante debe proveerse de un pedazo de tela para la limpieza de su lugar de trabajo.

1. Antes de llegar a realizar cada una de las prácticas, LEA CUIDADOSAMENTE la

guía correspondiente, preparando un diagrama de flujo de la misma.

2. Para ingresar al laboratorio de química, es requisito indispensable:

2.1 El uso de bata de laboratorio. La misma debe ser de tela blanca no

inflamable, manga larga y debe cubrir desde los hombros y el cuello hasta la rodilla. Igualmente debe presentar al menos un bolsillo a la altura del pecho y dos más en la parte inferior. La bata de laboratorio debe permanecer abotonada. Por su seguridad, la bata de laboratorio debe poder ser retirada con facilidad en caso de accidente, por lo mismo se recomienda el uso de botones para cerrar la misma.

2.2 El uso de gafas de seguridad. Las gafas de seguridad para el laboratorio de

química deben ser de material transparente resistente al impacto. De ben cubrir totalmente los ojos desde el inicio de la cuenca ocular en el borde exterior del cráneo, hasta el borde externo de la nariz, en cada ojo. Igualmente debe cubrir desde la parte superior de las cejas hasta la parte inferior de la cuenca ocular. Por su seguridad, el estudiante debe permanecer con ellas permanentemente puestas el tiempo que dure la práctica. No está permitido el uso de lentes de contacto durante las prácticas de laboratorio de química. La presencia de sustancias irritantes y contaminantes puede comprometer seriamente su visión de forma permanente al penetrar entre el lente y la superficie del ojo.

2.3 El uso de indumentaria adecuada. No debe ingresar al laboratorio vistiendo

ropas que dejen al descubierto el abdomen, las piernas o los pies.

2.4 Permanecer con el cabello recogido (para las personas que tiene cabello de


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longitud suficiente como para que el mismo pueda ser amarrado mediante

un dispositivo adecuado). No está permitido el uso de gorras, sombreros, turbantes o dispositivos semejantes.

2.5 Presentar el diagrama de flujo de la práctica a realizar. El diagrama de flujo

debe presentarse en el cuaderno de laboratorio. El diagrama de flujo de la práctica es de carácter eminentemente individual.

3. Al ingresar al laboratorio asegúrese de conocer la ubicación de extintores de

incendio, llaves de gas, duchas y salidas de emergencia.

4. En el laboratorio está terminantemente prohibido el uso de celulares, audífonos o

cualquier otro dispositivo que distraiga la atención del practicante o de sus compañeros.

5. Al realizar las prácticas, solo efectúe la señalada para ese día, siguiendo las

correspondientes normas de seguridad.

6. Al recibir su material de manos del auxiliar de laboratorio, verifique que se encuentre

en buen estado. NO ACEPTE MATERIAL AVERIADO pues todo material roto o extraviado durante la práctica será responsabilidad de los integrantes del grupo de trabajo.

7. No toque las sustancias ni los aparatos de los estantes sin autorización.

8. No desplace hasta su lugar de trabajo los diferentes reactivos en los frascos principales. Mida la cantidad indicada en el lugar en que estos se encuentran y luego, haciendo uso de un recipiente adecuado, desplácese hasta su lugar de trabajo, con el mismo.

9. No juegue con las llaves de agua, gas, etc. que se encuentran en las mesas.

10. Si deja caer sustancias químicas sobre la mesa, limpie inmediatamente.

11. En caso de accidente en el que se vierta sobre sí un ácido o cualquier sustancia

corrosiva, lávese inmediatamente con abundante agua.

12. No toque directamente con las manos las sustancias químicas desconocidas.

13. Si desea conocer el olor de una sustancia, no acerque a la cara directamente,

abanique un poco de vapor a las fosas nasales, moviendo la mano sobre la sustancia o el recipiente que contiene la sustancia.

14. Compruebe cuidadosamente los rótulos de los frascos de reactivos antes de usar

su contenido.


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15. No devuelva los sobrantes de compuestos usados a los frascos originales, no

introduzca objetos extraños dentro de ellos, no cambie las tapas de los frascos de reactivos por ningún motivo.

16. No transite por el laboratorio con líquidos en goteros o pipetas. Cuando deba medir

líquidos, tenga siempre a mano el recipiente sobre en el cual va a depositar el líquido medido.

17. Para medir líquidos en el laboratorio haciendo uso de goteros o pipetas, no pipetee succionando con la boca. Haga uso de las peras o de los dispositivos adecuados para cada sistema de medida.

18. No transite por el laboratorio con sólidos en espátulas. Cuando deba pesar un

sólido, tenga siempre a mano el recipiente sobre en el cual va a depositar el sólido pesado.

19. No ingiera alimentos ni bebidas durante su permanencia en el laboratorio.

20. No fume dentro del laboratorio.

21. Al momento de encender el mechero, verifique que las llaves y manguera

correspondan al respectivo mechero.

22. Antes y después del experimento, asegúrese de la limpieza de las mesas y aparatos

usados, deje todo en su sitio.

23. Todo material roto o extraviado durante la práctica será de responsabilidad de todos

los integrantes del grupo.

OPERACIONES PELIGROSAS

1.- Nunca caliente un tubo de ensayo, dirigiendo éste hacia sí o hacia algún compañero,

las sustancias que se calientan, generalmente líquidas, pueden proyectarse violentamente hacia afuera, provocando un accidente.

2.- Nunca prenda un mechero, abriendo totalmente la llave de gas y manteniendo la

cara sobre el mismo; la presión del gas produce una llama bastante larga que podría causarle quemaduras.

3.- Tenga mucho cuidado al introducir un tubo o un termómetro a través de un tapón

de corcho o de jebe. La presión deberá ejercerse sobre el tubo en un punto próximo a l tapón; si se presiona desde el extremo opuesto, se tendrá mayor facilidad, pero puede producirse una palanca que fácilmente lo rompa, es aconsejable cubrirse la mano con un guante de cuero grueso y humedecer en agua, aceite o álcali el tubo o


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termómetro.

4.- Emplee siempre la pinza para coger los tubos, especialmente cuando está

efectuando calentamiento. Recuerde que el tubo no siempre se pone rojo cuando está lo suficientemente caliente, como para producir dolorosas quemaduras.

5.- Mantenga lejos de la cara, extendiendo bien los brazos, toda clase de reactivos

cuando por primera vez se ha de verificar alguna reacción química. Muchas veces ésta desprende gran cantidad de calor, que puede proyectar violentamente los reactantes fuera del tubo.

6- Siempre que deba hacer soluciones acuosas de ácidos y bases fuertes, VIERTA EL

REACTIVO SOBRE EL AGUA y no al contrario. El incumplimiento de esta

norma puede causar salpicaduras, quemaduras graves e incluso explosiones.

EN CASO DE ACCIDENTE

En cualquier tipo de incendio, inmediatamente cerrar toda llave de salida de gas. Si la

llama es pequeña, puede ser apagada con una toalla húmeda o con el extintor.

ÁCIDOS EN LA ROPA: Si cae algo de ácido en el vestido, aplicar inmediatamente

solución de amoniaco. Si la cantidad derramada es muy grande, retire la ropa rápidamente y coloque al accidentado bajo la ducha de emergencia. Lave con abundante agua. En caso de accidente, el pudor debe ser dejado en segundo plano pues prima la seguridad y la salud.

FUEGO EN LA ROPA: Inmediatamente cubrir con una manta o con una toalla. De ser necesario, retire la ropa rápidamente y coloque al accidentado bajo la ducha de emergencia. Lave con abundante agua. En caso de accidente, el pudor de be ser dejado en segundo plano pues prima la seguridad y la salud.

INCENDIO DE REACTIVOS: Cuando hay incendios en vasos o frascos de laboratorio, tapar inmediatamente la boquilla de éstos con una plancha de asbesto o con una toalla húmeda. Para incendios mayores usar el extintor.

CORTES: Producidos por roturas de tubos de vidrio o termómetros, deben ser lavados

con agua, aplicar un antiséptico y luego una venda.

ÁCIDOS EN LOS OJOS: Lavar inmediatamente la parte afectada con bastante agua,

luego con una solución saturada de ácido bórico o una solución de ácido acético al 1%; secar y poner dentro del ojo unas gotas de aceite de oliva.

ÁLCALI EN LOS OJOS: Lavar inmediatamente la parte afectada con bastante agua,

luego con una solución saturada de ácido bórico.


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QUEMADURAS PRODUCIDAS POR:

ÁCIDOS: Lavar con bastante agua, luego con una solución saturada de bicarbonato

de sodio, volver a lavar con agua, secar con gasa y aplicar picrato de butesina.

FENOL: Lavar con alcohol al 50% con una solución de agua de bromo al 1%, secar y

aplicar vaselina.

BROMO: Lavar con bastante agua, luego con una solución con centrada de bisulfito de

sodio hasta eliminar el bromo lavar con agua, secar y aplicar vaselina.

FUEGO: L as quemaduras por fuego o por contacto con objetos calientes se alivian,

aplicando a la parte afectada picrato de butesina.

ATENCIÓN:

EN CASOS GRAVES, SOLICITAR ATENCIÓN MEDICA.


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Practica 1: Reconocimiento del material de laboratorio 1. Objetivo

Identificar el uso del material de vidrio y de la balanza.

Diferenciar los errores que se pueden cometer en un instrumento de medida conociendo su apreciación y/o error instrumental.

2. Marco Teórico El fascinante mundo de la química n o se encuentra vedado para persona alguna. Aun siendo universalmente disponible, es necesario que el neófito comience por familiarizarse con los nombres y usos específicos de los materiales de uso cotidiano en el laboratorio de química. En esta práctica, se abrirán las puertas de la ciencia química haciendo un reconocimiento de los diferentes materiales de laboratorio que serán usados por los estudiantes en el desarrollo de sus prácticas. 3. Materiales, Equipos e Insumos Una (1) balanza de tres brazos Una (1) espátula Un (1) frasco lavador Un (1) vidrio de reloj Un (1) tubo de ensayo Un (1) vaso de precipitados de 100 ml Un (1) vaso de precipitados de 250 ml Un (1) balón de fondo redondo de 250 ml Un (1) erlenmeyer de 250 ml Un (1) erlenmeyer con desprendimiento lateral Una (1) pipeta graduada de diez (10) ml Una (1) pipeta graduada de cinco (5) ml Una (1) pipeta volumétrica (cualquier

capacidad) Una (1) bureta graduada de 25 ml (1) probeta graduada de 25 ml Un (1) pipeteador Un (1) balón aforado de 100 ml Un (1) picnómetro de 5 ml Un (1) termómetro de –10 a 110 ºC Un (1) mechero de gas Un (1) juego de pinzas de laboratorio Un (1) juego de soporte, pinzas, aros, nuez y malla de asbesto Un (1) mortero con pistilo Un (1) crisol de porcelana Una (1) cápsula de porcelana

4. Reactivos 500 ml Agua destilada 10g NaCl

5. Procedimiento Antes de ingresar al laboratorio para realizar esta práctica, el estudiante deberá consultar la información correspondiente a cada uno de los instrumentos enumerados en la lista de materiales. Igualmente deberá consultar el significado de las siguientes expresiones:


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Aforado

Volumétrico Menisco (referente a medidas de laboratorio con material volumétrico y graduado) Graduado (referente a material de laboratorio)

Grado de precisión

Grado de exactitud

El profesor de laboratorio presentará ante los estudiantes, todos y cada uno de los materiales solicitados en la lista. Describirá las principales características de los mismos y su uso particular. En el caso de los materiales graduados, el profesor indicará el grado de precisión y exactitud de los m ismos, haciendo énfasis especialmente en los cuidados de su uso. Adicionalmente explicará el cuidado que se debe tener en la forma del menisco a la hora de hacer medidas volumétricas de líquidos.

1. Calibre la balanza de tres brazos, según las indicaciones de su profesor 2. Repita la acción anterior, previo desajuste intencional de la balanza 3. Haciendo uso de la espátula, mida cerca de un (1) gramo del material sólido

disponible en el vaso de precipitados de 100 mL de capacidad 4. Coloque el vidrio de reloj sobre la bandeja de la balanza y pese el mismo. Escriba

en su cuaderno de laboratorio el peso obtenido, con las cifras significativas correctas a la vez que indica la precisión de la medida realizada.

5. Repita tres (3) veces el procedimiento del numeral cuatro (4). 6. Sin re tirar e l vidrio de reloj de la balanza ni desajustar la última medida, vierta

desde el vaso de precipitado el sólido que midió e n e l paso número tres (3). Tome nota del peso obtenido.

7. Retire el vidrio de reloj, junto con su contenido, de la balanza. Lleve a ceros (0) la misma.

8. Vuelva a pesar el conjunto vidrio de reloj-material sólido. Registre el resultado. 9. Repita los pasos siete (7) y ocho (8) tres (3) veces. 10. En su informe de laboratorio deberá presentar un análisis de los resultados

obtenidos in dicando pre cisión de la balanza usada y criterios de selección de los resultados, cuando esto sea necesario.

11. Pese un vaso de precipitados limpio y seco 12. Haciendo uso de la pipeta graduada de diez (10) mL, mida 10 mL de agua.

Tenga especial cuidado con la forma y ubicación del menisco. Coloque el líquido medido, en el vaso de precipitados pesado en el paso anterior.

13. Pese el conjunto vaso -líquido. registre este resultado en su cuaderno de laboratorio.

14. Retire el vaso de precipitados, junto con su contenido, de la balanza. Lleve a ceros (0) la misma.

15. Vuelva a pesar el conjunto vaso-líquido. Registre el resultado en su cuaderno de laboratorio.

16. Repita los pasos catorce (14) y quince (15) tres (3) veces. 17. Usando el termómetro suministrado, mida la temperatura del agua. Registre el

resultado en su cuaderno de laboratorio. 18. Espere un (1) minuto y repita la medida. Registre el resultado en su cuaderno


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de laboratorio. 19. Repita los pasos diecisiete (17) y dieciocho (18) tres (3) veces. Registre los

resultados en su cuaderno de laboratorio. 20. Haciendo uso de una tabla de densidades del agua en función de la

temperatura (se encuentra al final de la guía de laboratorio, página 6), determine el volumen de la misma usando los resultados de la pesada. Compare el resultado con las medidas de volumen realizadas con la pipeta graduada. Indique posibles fuentes de error o los motivos para las diferencias entre e l resultado matemático y el obtenido experimentalmente.

21. Medir 10 mL de agua con una pipeta aforada. 22. Transferir esta cantidad de agua a la probeta graduada y mida. 23. Medir 10 mL con la pipeta graduada. 24. Transferir esta cantidad de agua a la probeta graduada y mida. 25. Comparar y analizar los resultados respecto a precisión y exactitud 26. Compare precisión y exactitud entre las pipetas y la probeta. 27. Entregue los materiales limpios y secos antes de retirarse del laboratorio.

VARIACIÓN DE LA DENSIDAD DEL AGUA CON LA TEMPERATURA

Temperatura (ºC)

Densidad g/cm

3

0 0,9998

2 0,9999

4 1,0000

6 0,9999

8 0,9998

10 0,9997

20 0,9982

30 0,9956

40 0,9922

50 0,9880

60 0,9832

70 0,9777

80 0,9718

90 0,9652

100 0,9583


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Elemento # medida Masa (g) Temperatura (ºC) Volumen (mL)

Vidrio de reloj

1

2

3

Vidrio de reloj + sólido

1

2

3

Vaso de precipitados 1

Vaso de precipitados + agua

1

2

3

Agua

1

2

3

Pipeta aforada +agua

Probeta graduada +agua

Pipeta graduada +agua

6. Nivel de riesgo Riesgo bajo


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7. Bibliografía

Guzmán, D, D., Jiménez, Z. J., Polanco, H. V., Ulloa, C. E. Introducción a la técnica Instrumental. Primera Edición. México: Instituto Politécnico Nacional,2001.

Ladrón de Guevara O. Guía de seguridad para Laboratorios con Agentes Químicos. Instituto de Investigaciones Biomédicas

Mallinckodt, Laboratory Chemicals Catalog. 1999-2000.

Manual Merck, Productos y reactivos químicos. 1999-2000 8. Anexos

a. Discuta sobre la importancia que tiene el identificar correctamente los instrumentos de

laboratorio. b. ¿Por qué los volúmenes pequeños no deben medirse en recipientes grandes? c. Elabore el su cuaderno de pre-informes el dibujo y descripción de cada uno de los

instrumentos necesarios para la práctica.


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1. Practica 2: Determinación de densidades

2. Objetivo

Determinar la densidad de sustancias liquidas y sólidas haciendo uso de la balanza de tres brazos y otros equipos de laboratorio.

3. Marco Teórico La densidad definida como la masa de un objeto dividida entre su volumen, es una propiedad intensiva. Como la densidad es una propiedad intensiva y no depende de la cantidad de masa presente, para un material dado, la relación de masa a volumen siempre es la misma; en otras palabras, V aumenta conforme aumenta m. La unidad derivada del SI para la densidad es kilogramo por metro cúbico (kg/m3). Esta unidad es demasiado grande para la mayoría de las aplicaciones en química; por lo que la unidad gramos por centímetro cúbico (g/cm3) y su equivalente (g/mL), se utilizan más a menudo para expresar las densidades de sólidos y líquidos. Como las densidades de los gases son muy bajas para ello se emplea la unidad de gramos por litro (g/L) En esta práctica el estudiante hará uso de su conocimiento para pesar sustancias líquidas y sólidas a la vez que mide sus respectivos volúmenes de forma que los datos obtenidos le permitan calcular matemáticamente la densidad de los mismos. 4. Materiales, Equipos e Insumos Balanza de triple varilla o de tres brazos 1 probeta de 25mL 2 Vidrios de reloj grandes 2 Vasos de precipitado de 100mL Espátula

Picnómetro 3 bolitas de vidrio Termómetro Pipeteador Pipeta de 5mL

Nota: Para la práctica cada grupo de estudiantes deben traer las 3 bolitas de vidrio, 5g de sal, 60mL de alcohol antiséptico, cobre en lámina o hilo. 5. Reactivos Cloruro de sodio (NaCl) Agua destilada Etanol (CH3CH2OH) Cobre (Cu)

Aluminio (Al) Estaño (Sn) Plomo (Pb)

6. Procedimiento

a. Determinación de la densidad del agua

1- Calibre la balanza adecuadamente 2- Pese el picnómetro vacío, limpio y seco.

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3- Mida exactamente el volumen de agua destilada en el picnómetro. 4- Pese el picnómetro con agua. Realice esta operación dos veces. Anote los datos. 5- Tome la temperatura del agua en un vaso de precipitados para saber a qué

temperatura va a determinar la densidad del agua

Medida Valor

Peso picnómetro vacío

Volumen picnómetro

Peso picnómetro con agua

Peso picnómetro con agua

Temperatura de agua

b. Determinación de la densidad del agua con diferentes valores de masa

6 Pese la probeta limpia y seca. Repita esta operación dos vece s. Anote los datos. 7 Mida un volumen de agua destilada de acuerdo con la capacidad de la probeta (si

es de 25 mL mida 10 mL, si es de 50 mL mida 20 mL). 8 Pese la probeta con agua repitiendo los procedimientos iniciales hasta

completar tres pesadas. 9 Aumente cinco (5) mL de agua d estilada a la probeta y pese nuevamente. Anote

el d ato obtenido. Repita este paso dos veces más. (en total tendrá 4 datos). 10 Mida la temperatura del agua con el termómetro. Anote el dato.

Temperatura del agua

Repetición Medida Datos

1 Peso probeta vacía


1 Peso probeta con agua



Volumen adicionado Peso probeta + agua

5 mL

5 mL

5 mL

c. Determinación de la densidad del etanol con diferentes valores de masa

11 Repita los pasos 6-10 utilizando etanol a cambio de agua.


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Temperatura del etanol

Repetición Medida Datos



1 Peso probeta con etanol



Volumen adicionado Peso probeta + etanol

5 mL

5 mL

5 mL

d. Determinación de la densidad de un sólido (vidrio)

12 Pese un vaso de precipitados limpio y seco. 13 Adicione las 5 bolitas de vidrio sobre el v aso, y péselas. Complete dos

pesadas del conjunto. Anote los datos. 14 Mida exacta mente 10 m l de agua (s i la probeta tiene una capacidad de 2 5

mL), o 25 mL (si la probeta tiene una capacidad de 50 mL) en la probeta graduada.

15 Adicione una a una las 5 bolitas de vidrio en la probeta con agua, evitando que se forman burbujas. Tome nota del nuevo volumen en la probeta.

Medida Unidad

Peso vaso precipitado vacío

Peso vaso precipitado vacío + Bolitas

Volumen inicial de Probeta + Agua

Volumen final de probeta + Agua + Bolitas

e. Determinación de la densidad de un sólido (metal)

16 Repita los pasos 12-15 cambiando las bolitas de vidrio por pedazos de cada uno

de los metales suministrados. Anote los datos.

Medida Unidad

Peso vaso precipitado vacío

Peso vaso precipitado vacío + metal

Volumen inicial de Probeta + Agua

Volumen final de probeta + Agua + metal


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7. Nivel de riesgo Riesgo moderado R: 11 S: 2-7-16 8. Bibliografía

Briceño, Carlos Omar y Rodríguez de Cáceres, Lilia. QUÍMICA. Bogotá: Editorial Educativa,1993. 681p

Chang, Raymond. QUÍMICA. México: McGraw-Hill, 1992. 1064p

Holler, F.J.; Skoog, D.A. y West, D.M. Química Analítica. (6ª ed.). Mexico: McGraw-Hill, 1995

Mahan, Bruce H. QUÍMICA, curso universitario. México: Addion-Wesley Iberoamericana , 1986. 814p

9. Anexos a. Calcule la densidad del agua, a la temperatura medida. Compare los valores

obtenidos con los reportados en la literatura. Calcule el porcentaje de error. Explique el porqué de las diferencias e indique las posibles causas de error.

b. Calcule la densidad de cada uno de los líquidos a la temperatura que midió, con cada uno de las masas y volúmenes registrados. Compare los resultados entre sí y explique.

c. Compare los valores obtenidos con los reportados en la literatura. d. Calcule el porcentaje de error en cada caso. Explique el porqué de las diferencias e

indique las posibles causas. e. Calcule el peso de las bolitas de vidrio. f. Determine la densidad del vidrio a partir de la densidad relativa utilizando el principio

de Arquímedes. g. Determine la densidad del metal de la misma manera que en el paso anterior. h. Compare los resultados con los encontrados en la literatura y calcule el porcentaje de

error en cada caso.


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1. Practica 3: Uso del mechero y ensayo a la llama

2. OBJETIVOS

Aprender el empleo y el manejo del mechero a gas.

Identificar el color característico de los elementos alcalinos y alcalino- térreos.

Determinar la longitud de onda del color característico, según los intervalos aproximados en el espectro electromagnético..

3. MARCO TEÓRICO Naturaleza de la Energía Radiante La energía radiante se define como la energía transmitida en forma de radiación electromagnética. Puede ser emitida por sustancias bajo condiciones de gran excitación, tales como las producidas por altas temperaturas o por descargas eléctricas. Esta energía puede ser absorbida, transmitida, reflejada y refractada por muchas sustancias en diferentes estados de agregación (sólido, líquido, disolución y gas) si la radiación incidente tiene una longitud de onda apropiada. Cuando una sustancia es calentada a alta s temperaturas, emite radiación en forma de luz de colores. Como al enfriarse la sustancia mantiene su identidad física y química, se dice que e l color observado es debido a los electrones localizados en la parte ex terna de los átomos. Por lo mismo, la radiación observada puede dar información en r elación con el comportamiento de los electrones en el átomo. Una importante herramienta usada en el laboratorio como fuente de calor para realizar reacciones o excitar sustancias por medio del calor, es el mechero a gas. Existen dos tipos de mecheros: Bunsen y Fisher. Con este último se alcanzan mayores temperaturas que con el primer o. Ambos son fáciles de manejar y emplean gas como combustible. Este penetra en el mechero por la parte lateral inferior y su entrada se regula por una llave que está en una de las tomas de la tubería principal. En la parte inferior del mechero existen unas ventanillas que pueden cerrarse o abrirse para regular la entrada de aire. En la presente práctica se examinará el comportamiento de algunas sustancias frente a la llama del mechero y se aprenderá el empleo y manejo del mechero a gas. El estudiante debe consultar las diferentes normas de seguridad que deberá considerar de manera especial para desarrollar esta práctica, antes de ingresar al laboratorio. 4. MATERIALES, EQUIPOS E INSUMOS - Un (1) Asa - Un (1) mechero a gas - Una (1) cápsula de porcelana

- Un (1) vaso de 100 ml - Una (1) Pinza de crisol*

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5. REACTIVOS Magnesio metálico (Mg) Cloruro de magnesio (MgCl2) Cloruro de sodio (NaCl) Cloruro de potasio (KCl) Cloruro de litio (LiCl) Cloruro de calcio (CaCl2)

Sulfato de Litio (Li2SO4) Cloruro de bario (BaCl2) Limaduras de Hierro (Fe) Sulfato de cobre (CuSO4) Carbonato de calcio (CaCO3) Sulfato de hierro (FeSO4)

6. PROCEDIMIENTO

Figura 1. Forma de la tira de alambre Figura 2. Temperaturas de la llama del mechero

a. Identificación de las zonas en la llama

1. Siguiendo las instrucciones del profesor de laboratorio, encienda el mechero

que le fue suministrado 2. Haciendo uso de las ventanilla s de regulación del aire, gen ere una llama

totalmente amarilla 3. Usando la pinza y el soporte, suspenda una cápsula de porcelana a dos (2) cm

por encima de la punta de la llama durante treinta (30) segundos. Observe el

resultado y regístrelo en su cuaderno de laboratorio. Explique el resultado mediante el uso de reacciones químicas.

4. Haciendo uso de l a s v e n t a n i l l a s de regulación del aire, genere una llama totalmente azul

5. Usando la pinza y el soporte, suspenda una cápsula de porcelana a dos (2) cm por encima de la punta de la llama durante treinta (30) segundos. Observe el

resultado y regístrelo en su cuaderno de laboratorio. Explique el resultado mediante el uso de reacciones químicas.

6. Explique las diferencias observadas en los pasos tres (3) y cinco (5).


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b. Ensayo a la llama de diferentes compuestos

7. Haga un ojal con la punta del alambre, según se muestra en la figura 1. 8. Introduzca el ojo del alambre en agua o ácido nítrico y de inmediato colóquelo

en la parte más caliente de la llama del mechero (ver figura 2). Si el color de la llama da varios colores, el alambre no está limpio. Introdúzcalo en ácido nuevamente y caliente. NO TOQUE EL OJO DEL ALAMBRE DESPUÉS DE LA LIMPIEZA.

9. Introduzca el alambre limpio en la muestra que le ha sido suministrada. 10. Sosténgalo en la parte del mechero que presenta mayor temperatura. 11. Observe y anote, junto al nombre del compuesto que usó, el color de la

llama resultante. 12. Repita la prueba, previa limpieza del alambre 13. Repita los pasos ocho (8), nueve (9), diez (10) y once (11) con cada una de las

muestras suministradas 14. Reciba del profesor una muestra problema e identifique la misma haciendo

uso de la técnica recién aprendida.

Compuesto Fórmula Color Longitud de onda

Magnesio metálico

Cloruro de Magnesio

Cloruro de Sodio

Cloruro de Potasio

Cloruro de Litio

Cloruro de Calcio

Sulfato de Litio

Cloruro de Bario

Hierro

Sulfato de Cobre

Carbonato de calcio

7. Nivel de Riesgo Riesgo medio alto R: 8-22-50/53; 11; 35-37; 22-36/38-50/53; 34-15-11-17-36/37/38-22-19 S: 1/2-7/9-26-45; 43-7/8-43A-36-33-26 8. Bibliografía


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21

Guzmán, D, D., Jiménez, Z. J., Polanco, H. V., Ulloa, C. E. Introducción a la técnicaInstrumental. Primera Edición. México: Instituto Politécnico Nacional, 2001.



Manual Merck, Productos y reactivos químicos. 1999-2000

Mortimer, R. G. Physical Chemistry. 3ª. Edición. Canada: Elsevier Academic Press, 2008.

Perry, R. H. Perry’s chemical engineers’ handbook. 7ª. Edición. New York: McGraw-Hill, 1999.

Poling, B. E., Prausnitz, J. M., y O’Connell, J. P. The Properties of Gases and Liquids, 5ª. Edición. 2004. Digital Engineering Library @ McGraw-Hill. De: (www.digitalengineeringlibrary.com).

9. Anexos

a. Elabore una tabla con las longitudes de onda teóricas de las diferentes sustancias. b. Compare los resultados obtenidos entre la parte experimental y los valores teóricos. c. Indique cual sería el efecto de las siguientes situaciones en la práctica: Un

calentamiento rápido, usar demasiada cantidad de sustancia, impurezas en la muestra.

http://www.digitalengineeringlibrary.com/


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1. Practica 4: Cambios físicos y cambios químicos

2. Objetivo

Establecer las diferencias existentes entre cambio físico y cambio químico.

Determinar cuando ocurre un cambio físico o un cambio químico 3. Marco Teórico La composición de una sustancia es la combinación de las sustancias constitutivas que se mantienen unidas mediante enlaces químicos. Las sustancias puras presentan composición constante. Cualquier transformación que implique un cambio en la composición de las sustancias puras se considera que va acompañada de ruptura y formación de enlaces químicos y se denomina cambio químico o reacción química. Cuando los cambios de las sustancias no implican variaciones de la composición de las mismas, como son las alteraciones de las dimensiones de los objetos, cambio de estado de agregación o fracturas, entre otros, se dice que está ocurriendo un cambio físico. 4. Materiales, Equipos e Insumos Un (1) mechero Una cápsula de porcelana Dos (2) vasos de precipitado de 100 ml Soporte, nuez, aro y rejilla Tres (3) tubos de ensayo Una (1) pipeta graduada de 5 ml

Un (1) termómetro graduado de –10 a 110 ºC 3 Piedras de ebullición Una gradilla Un pipeteador

5. Reactivos Solución de Cloruro de sodio 10% (NaCl) Solución de Nitrato de plata 10% (AgNO3) Agua de Cal (Ca(OH)2)

Agua destilada Etanol (CH3CH2OH) Iodo (I) 5 cubos de hielo*

* Deben ser suministrados por los estudiantes 6. Procedimiento

1- Colocar en el vaso de precipitados, un cristal de yodo (SOLO UNO). Tapar el

vaso con una cápsula de porcelana. Colocar varios cubos de hielo en la cápsula.

2- Calentar suavemente el vaso de precipitados a la llama del mechero.

Observar y registrar los cambios ocurridos. Identificar el proceso como cambio físico o cambio químico. Explicar, de ser posible, mediante reacciones químicas.

3- En un tubo de ensayo verter un (1 ) m l de solución 10% de nitrato de plata.


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Adicionar un (1) ml de solución 10% de cloruro de sodio. Observar y registrar los cambios ocurridos. Identificar el proceso como cambio físico o cambio químico. Explicar, de ser posible, mediante reacciones químicas.

4- En un tubo de ensayo verter cinco (5) ml de agua de cal. Introducir una pipeta en el líquido y burbujear el aire ex halado durante un (1) minuto. Observar y registrar los cambios ocurridos. Identificar el proceso como cambio físico o cambio químico. Explicar, de ser posible, mediante reacciones químicas.

5- Llenar un vaso de precipitado con hielo y agregar sal. Colocar dentro un tubo

de en sayo con agua destilada y un termómetro. Esperar a que e l agua se

congele, medir la temperatura y registrarla. Identificar el proceso como cambio

físico o cambio químico. Explicar, de ser posible, mediante reacciones

químicas.

Proceso Estado

Inicial

Estado

Final

Tipo de Cambio

Reacción química

Yodo metálico + calor

Nitrato de plata + cloruro de sodio

Agua de cal + aire

Agua + hielo con sal

7. Nivel de riesgo Extrema precaución con el sodio metálico, NUNCA mezclar con agua. R: 3 – 14 - 11-15 -- 20/21 -- 50 S: 2 - 7/8-43 – 23 – 25- 61- 24 – 25 - 9 – 20 – 36 - 37 8. Bibliografía

Briceño, Carlos Omar y Rodríguez de Cáceres, Lilia. QUÍMICA. Bogotá: Editorial Educativa, 1993. 681p

Buscarons, F.; Capitán, F. y Capitan, L.F. Análisis inorgánico cualitativo sistemático. Séptima edición. Barcelona: Reverté, 1986.


Cotton, A. y Wilkinson, G. Química Inorgánica Básica. Limusa, 2002. 9. Anexos a. Describa la importancia de un cambio físico y químico b. De ejemplos prácticos de cambios físicos y químicos.


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1. Practica 5: Mezclas y técnicas de separación 2. Objetivo

Diferenciar entre mezcla homogénea y heterogénea.

Aprender el fundamento y procedimiento de algunas técnicas de separación.

Conocer diferentes técnicas o procesos mecánicos o físicos para separar los componentes de una mezcla y adquirir los criterios para seleccionar un proceso con base en las propiedades físicas que exhiben los componentes de la mezcla.

3. Marco Teórico La materia está constituida por sustancias puras y mezclas, dentro de las sustancias puras se encuentran los elementos y compuestos, las mezclas pueden ser homogéneas y heterogéneas. Una mezcla es un sistema en el que se interponen las partículas de dos o más sustancias. Las sustancias que forman parte de una mezcla se llaman componentes y conservan sus propiedades. Un compuesto es la unión química de dos o más elementos que pierden sus propiedades originales al pasar a formar parte del compuesto. Los elementos que forman parte de un compuesto reciben el nombre de constituyentes y no pueden ser separados por medios físicos, sino únicamente por medios químicos. Las mezclas se separan mediante procedimientos mecánicos o físicos, las técnicas a utilizar dependen del tipo de mezcla y de las propiedades físicas de los componentes. Mezclas homogéneas: constituidas por varias sustancias que se solubilizan y forman una sola fase, son uniformes y en cada punto de ellas presentan las mismas propiedades. Ej: agua de mar, café, gasolina, petróleo. Mezclas heterogéneas: constituidas por varias sustancias poco insolubles entre sí, que forman varias fases, no son uniformes y en cada punto de ellas no presentan las mismas propiedades. Ej: concreto, ensalada, agua y aceite. Las componentes de las mezclas se pueden separar teniendo en cuenta sus propiedades, algunos métodos de separación comúnmente usados en el laboratorio son presentados en la siguiente tabla:


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Método Tipo de Mezcla Propiedades

Separación magnética Sólido-sólido Propiedades magnéticas

Tamizado Sólido-sólido Diferencia de Tamaño

Decantación Sólido-líquido no soluble Diferencia de densidad

Líquidos no miscibles Diferencia de densidad

Filtración Sólido-líquido Diferencia de tamaño

Evaporación Sólido-líquido Diferencia de punto de ebullición

Destilación Líquido–líquido miscible Diferencia de punto de ebullición

Cristalización Líquido-sólido Diferencia de punto de solidificación.

Cromatografía

Liquido-líquido Diferencias de polaridad

Líquido-gas Fenómenos de capilaridad

4. Materiales, Equipos e Insumos Una (1) Lupa Un (1) Embudo de decantación Una (1) probeta de 50 mL Un (1) Vidrio de reloj grande Un (1) Vaso de precipitado de 250mL Un (1) vaso de 100 mL Un (1) Embudo de cuello largo Un (1) Erlenmeyer 100 mL Una (1) Varilla de agitación Dos (2) Soportes y pinzas

Un (1) mechero, malla y aro Lapiceros de colores* Una (1) Espátula Un (1) Equipo de destilación simple Un (1) Termómetro -10 a110 ºC Un (1) Pipeteador Cinco (5) Perlas d ebullición Una (1) Balanza de 3 brazos Dos (2) Pipetas de 5mL Un (1) Mortero con pistilo

5. Reactivos 100mL Bebida alcohólica sin gas* Etanol (CH3CH2OH) Acetato de etilo (CH3COOCH2CH3) Agua destilada Cloruro de sodio (NaCl) Imán*

Limadura de hierro (Fe) 2 Papeles filtro por grupo Aceite mineral* Azul de metilenoC16H18ClN3S. * Proporcionada por el estudiante

6. Procedimiento

Guía Unificada de Laboratorios Código FLA-23 V. 00

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Diferenciar entre mezcla homogénea y heterogénea:

Coloque una porción de 3 g de arena limpia y seca sobre una hoja de papel blanco, con una lupa ayudándose de la espátula observe los gránulos de arena.

Coloque una porción de 3 g de cloruro de sodio sobre un papel que no sea blanco, con la lupa y ayudándose de la espátula observe los cristales de cloruro de sodio.

Con ayuda de la espátula mezcle la arena con la sal y observe con la lupa los diferentes cristales

Separación de mezclas:

a. Filtración y evaporación:

Coloque en un vaso de precipitados de 250 ml la mezcla de arena y de sal, agregue agua hasta una tercera parte de su volumen y agite hasta que la sal s e disuelva en el agua.

Prepare y coloque un papel de filtro en el embudo y filtre la mezcla.

Realice varios lavados con agua destilada para disolver por completo la sal, recoja la solución.

Coloque la arena en una capsula de porcelana, seque la arena y determine su peso.

Evapore la solución filtrada a sequedad utilizando un mechero con calentamiento suave. Determine el peso del filtrado.

Por observación de la arena y la sal secas, comprobar que los procedimientos utilizados han permitido separar los componentes de la mezcla original

b. Separación magnética:

Pese 2 g de viruta de hierro y 2 g de aserrín, colóquelos en un mortero, mézclelos bien y tritúrelos lo mejor que pueda. Pase un imán por la mezcla observe como el hierro es extraído. Haga una extracción completa y pese el hierro obtenido.

c. Decantación: Dentro del embudo de decantación vierta una mezcla de 5 mL de aceite mineral y 15 mL de agua destilada, agregue una gota de azul de metileno para hacer visible la experiencia, agite fuertemente. Destape el embudo y deje en reposo hasta que las dos fases se hayan separado. Abra con cuidado la llave y deje salir el líquido más denso recogiéndolo en un tubo de ensayo. Identifique las dos fases en el embudo de separación.

d. Cromatografía en papel. A un centímetro del borde de la tira de papel filtro que le entrega el profesor, con ayuda de un lápiz de colores dibuje dos puntos. Repise la línea y los puntos con tinta de lapicero. Deje secar. En un vaso de precipitado de 100mL adicione 2mL de etanol, tape el vaso con un vidrio de reloj por espacio de unos minutos. Introduzca la tira en el vaso, procurando


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que queden verticales y que el solvente no toque la línea hecha con lapicero, tape con el vidrio reloj (Figura 3). Observe. Deje ascender el solvente hasta 1cm del borde superior del papel, saque las tiras y déjelas secar. Repita el procedimiento con dos tintas de color diferente y cambiando el solvente por acetato de etilo. Registre las observaciones y explique sus resultados.

Figura 3. Montaje paracromatografía en papel a. Destilación de etanol Realice el montaje de destilación simple según las indicaciones dadas por el profesor, una vez conectadas las piezas deposite en el balón de fondo redondo los 100 mL de la bebida alcohólica sin gas y luego encienda el mechero para iniciar el calentamiento. La temperatura en el termómetro va subiendo, cuando las primeras gotas del líquido destilen anote la temperatura del termómetro y observe si coincide con el punto de ebullición del etanol. Cuando todo el etanol haya sido destilado, la temperatura del termómetro comienza a subir, en este instante quite la fuente de calor y termine la operación. Determine la cantidad de etanol recuperado y compare con la cantidad presente en la bebida. Realizar una tabla de temperatura en función del tiempo, tome los primeros datos cada minuto y cuando se acerque a la temperatura de 60 ºC realice la toma de los datos cada 30 segundos.

Figura 4. Montaje de destilación simple.


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Experiencia Observación Datos Análisis

Arena

Sal

Arena+ sal

Filtración y evaporación

Separación magnética

Decantación

Cromatografía

Destilación Simple

7. Nivel de riesgo Riesgo moderado R: 11 S: 2-7-16 8. Bibliografía



Mahan, Bruce H. QUÍMICA, curso universitario. México: Addion-Wesley Iberoamericana, 1986. 814p

9. Anexos a. Elabore las tablas para la recolección de datos de las diferentes experiencias b. ¿Cuantas fases pueden diferenciar con claridad en la arena c. ¿Es constante la composición de la arena? d. ¿Cuantas fases puede observar en la sal? e. ¿Es constante la composición de la sal? f. ¿Cuantas fases distintas y bien definidas observa en la mezcla de sal y arena? g. ¿Está seguro que la separación de la mezcla de arena y sal es completa? ¿Cómo lo

demuestra?


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h. • Explique en que se fundamenta la técnica de separación utilizada en la separación de la mezcla sal y arena

i. ¿Cuál es la función de los procesos de evaporación y filtración?. j. ¿Cuál es el efecto del imán en la separación? k. ¿Fue posible recuperar todo el hierro de la mezcla? l. ¿Se observa más de una tonalidad de color en el papel de filtro? m. ¿La tinta del lapicero es homogénea o heterogénea? n. ¿Cuál es el líquido que se recoge de la destilación? o. Elabore un gráfico Temperatura Vs Tiempo con los datos obtenidos de la destilación


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1. Practica 6: Nomenclatura, identificación de sustancias y reacciones químicas 2. Objetivo

Haciendo uso de la nomenclatura, identificar algunas sustancias químicas.

Estudiar los diferentes tipos de reacciones químicas que se producen comúnmente en el laboratorio.

3. Marco Teórico

Las reacciones químicas son las interacciones de dos o más sustancias entre sí o la acción sobre ellas de agentes externos como luz, calor, electricidad, etc., que producen cambios y nuevos compuestos con características físicas propias diferentes a las de las sustancias reaccionantes.

• Tipos o clases de reacciones químicas:

Para su mejor estudio las reacciones químicas se clasifican de la siguiente manera:

Reacciones de combinación (unión o síntesis).

a. Elemento más elemento-----------------> Compuesto

2 Mg + O2 ----------------------------> 2 MgO

b. Elemento más compuesto 1--------------> Compuesto 2

O2 + 2 NO ----------------------------> 2 NO2

c. Compuesto 1 más compuesto 2 ----------> Compuesto 3.

BaO + CO2 ----------------------------> BaCO3

Reacciones de descomposición. (Son las reacciones opuestas a las reacciones

de combinación)

a. Compuesto más calor ---> Compuestos y/o elementos

CaCO3 + calor -----------------> CaO + CO2

Reacciones de desplazamiento simple:

a. Elemento 1 más Compuesto 2 --> Elemento 2 más compuesto 1 Zn + 2HCl --------------> H2 + ZnCl2

Reacciones de doble desplazamiento (metátesis)


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a. Con formación de precipitados (pp):

I) Con pp amorfo: Ca++

+ S--2

-------> CaS

II) Con pp. Cristalino:

(CH3COO)2Pb + 2 KI -------> PbI2 + 2 CH3COOK

III) Con pp. coloidal:

FeSO4 + 2NH4OH -------> Fe(OH)2 + (NH4)2SO4

b. Sin formación de precipitado (pp):

I) Sin coloración:

NaOH + HCl ---------> NaCl + H2O

II) Con coloración:

2K2CrO4 + 2HCl -------> K2Cr2O7 + 2KCl + H2O

Reacciones de Oxido-Reducción (son reacciones en las cuales ocurre

transferencia de electrones).

Oxidación: es la pérdida de electrones; Reducción: es la ganancia de electrones.

El elemento que gana electrones se reduce y es el agente oxidante; El elemento que pierde electrones se oxida y es el agente reductor:

2 Na + 2 H2O --------> H2 + 2NaOH

ag. red. ag. ox.

Reacciones con formación de complejos.

AgNO 3 + 2NH4OH --------> Ag(NH3)2OH + H2O

Esta reacción ocurre en dos etapas:

I-a etapa: 2AgNO3 + 2NH4OH ----> Ag2O + 2NH4NO3 + H2O

II -a etapa: Ag2O + 4NH4OH ---- 2 Ag(NH3)2OH + 3H2O


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4. Materiales, Equipos e Insumos Diez (10) tubos de ensayo Una (1) Espátulas Una (1) Varilla de agitación Un (1) Churrusco Un (1) Pipeteador

Una (1) Pinza para tubo de ensayo Una (1) pinza metálica Una (1) Gradilla 1 Mechero Una (1) pipeta de 10 mL

5. Reactivos Ácido Clorhídrico (HCl) 0,1 M Hidróxido de amonio (NH4OH) 6 M Agua destilada Magnesio metálico (Mg) Cloruro de Bario (BaCl2) 0,1 M Clorato de potasio (KClO3) Ferricianuro de potasio K4[Fe(CN)6] 0.1M

Sulfato de Cobre (CuSO4) 0,1 M Sulfato de sodio (Na2SO4) 0,1 M Zinc metálico (Zn) Nitrato de plata (AgNO3) 0,1M Cromato de potasio (K2CrO4) 0,1 M Nitrato de Plomo (Pb(NO3)2) 0,1 M

6. Procedimiento

1. Quemar un trozo de cinta de magnesio, comparar el aspecto de la cinta con el residuo de combustión.

2. En un tubo de ensayo calentar con cuidado una pequeña porción de clorato de potasio (KClO3), observar y comparar la muestra original con el residuo.

3. Con 1 ml (20 gotas) de las siguientes soluciones 0.1M de BaCl2, HCl, K4Fe(CN)6,

Na2SO4, K2CrO4, CuSO4, y Pb(NO3)2 realizar las siguientes reacciones químicas

en tubos de ensayos independientes: Na2SO4 + BaCl2 ---------> NaCl + BaSO4

Pb(NO3)2 + 2HCl ----------> PbCl2 + HNO3

2CuSO4 + K4Fe(CN)6 ---------> K4Cu(CN)6+ FeSO4

2K2CrO4 + 2HCl ----------> K2Cr2O7 + H2O + Cl-

4. A 2 ml de solución de CuSO4 0.1M agregue media lentejita de Zinc (Zn)

metálico, observe con cuidado las coloraciones de la solución y del metal.

5. A 1 ml de la solución 0.1M de AgNO3 agregue 1 ml de la solución 0.1M de NaCl.

Ahora, haga sedimentar el precipitado, decante la solución sobrenadante y al sólido restante agregue 1 ml de solución 6 M de amoníaco, NH4OH: si hay

desaparición del sólido, entonces se está formando el cloruro amoniacal de plata. Expresar los resultados mediante reacciones químicas. identificar los productos y los reactivos mediante uso de nomenclatura adecuada.


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6. A 1 ml de la solución de sulfato de cobre CuSO4 agregue 10 gotas de solución de

hidróxido de amonio, agite y observe. Expresar los resultados mediante reacciones químicas. identificar los productos y los reactivos mediante uso de nomenclatura adecuada

Proceso Reacción Observación

Cinta de Magnesio

+llama 2Mg + O22MgO + calor

2KClO3 + calor 2KClO3 + calor 2KCl + 3O2

Na2SO4 + BaCl2 Na2SO4 + BaCl2 NaCl +

BaSO4

Pb(NO3)2 + 2HCl Pb(NO3)2 + 2HCl PbCl2 +

HNO3

2CuSO4 + K4Fe(CN)6 2CuSO4 + K4Fe(CN)6

K4Cu(CN)6+ FeSO4

2K2CrO4 + 2HCl 2K2CrO4 + 2HCl K2Cr2O7 +

H2O + Cl-

CuSO4 + Zn CuSO4 + Zn ZnSO4 + Cu

AgNO3 + NaCl

+ NH4OH

AgNO3+NaCl AgCl (s) + NaNO3

AgCl(s)+ 2NH4OH Ag(NH3)2Cl

+ H2O

CuSO4 + NH4OH CuSO4 + NH4OH Cu(NH3)4+2

+SO4-2 + 2OH-


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7. Nivel de riesgo Riesgo moderado – alto se recomienda trabajar bajo campana de extracción de gases. R: 34-50/53 S: 1/2-26-36-45-60-61 8. Bibliografía


Buscarons, F.; Capitán, F. y Capitan, L.F. Análisis inorgánico cualitativo sistemático. Séptima edición. Barcelona: Reverté, 1986.


Cotton, A. y Wilkinson, G. Química Inorgánica Básica. Limusa, 2002.


Fórmula Nombre


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9. Anexos

a. Identificar el tipo de reacción que ocurrió, dar los nombres de los productos y los

reactivos mediante uso de nomenclatura adecuada. b. .De ejemplos prácticos de diferentes tipos de reacciones químicas.


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1. Practica 7: Leyes de los gases. Ley de Dalton y Ecuación de Estado de los

gases ideales 2. Objetivo

Obtener oxígeno a partir de la descomposición del clorato de potasio y calcular la cantidad obtenida de acuerdo con la ecuación de estado de los gases ideales y la ley de Dalton.

3. Marco Teórico

Cuando se trabaja con gases en reacciones químicas, estos no se pueden pesar o adicionar tan fácilmente como cuando se trabaja con sólidos o con soluciones. Sin embargo existe una relación entre las cuatro propiedades que se necesitan para describir un gas:

1. Cantidad de gas (moles) 2. Temperatura del gas 3. Volumen ocupado por el gas 4. Presión ejercida por el gas

Esta relación fue determinada con base en el comportamiento de las sustancias en estado gaseoso, y se define según las leyes que se enuncian a continuación:

La Ley de Boyle-Mariotte: para una cantidad fija de gas a una temperatura determinada, el producto de la Presión por la Temperatura es constante.

P V = constante

La Ley de Charles-Gay Lussac: para una cantidad fija de gas a presión constante, el Volumen que ocupa es directamente proporcional a la Temperatura absoluta.

V = constante *T

La Ley de Avogadro: Para una temperatura y presión determinada, volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de partículas (n).

V = constante*n

Para cada una de estas leyes, la naturaleza del gas es intrascendente. Cada una de estas leyes es un caso particular de otra ley más general: la Ley de los gases ideales.

P V = n R T

Dónde: P = Presión del gas en atmósferas V= Volumen de gas en litros


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n= El número de moles de gas producidos T= Temperatura en Kelvin

Y la constante R es la llamada constante de los gases.

En esta práctica se utiliza esta ecuación, denominada la ecuación de estado de los gases ideales, que relaciona las cuatro propiedades que describen el estado de un gas, para determinar el número de moles de oxigeno producidas por la reacción de descomposición del clorato de potasio:

La reacción de descomposición del clorato de potasio en presencia del óxido de

manganeso como catalizador, es muy conveniente porque el tiempo entre el cual el

clorato se descompone y se empieza a generar gas, es muy corto. Este corto periodo

permite tomar la lectura inicial del volumen. El volumen se determina como el volumen de

agua desplazado por el gas. Las moles de O2 (gas que se produce) se determinan

usando la ecuación química y la cantidad de clorato de potasio usado. La temperatura, s

e mide con un termómetro. La determinación de la presión de O2, se puede realizar

ajustando el nivel del agua del recipiente que contiene el agua (cubeta o vaso de

precipitados) con el nivel de la probeta, asegurando así que la presión dentro de la

probeta sea igual a la presión atmosférica. Como el O2 (g) no es el único gas atrapado

dentro de la bureta pues también se tiene aire que queda dentro cuando se ensambla el

sistema y un poco de agua en estado gaseoso (por presión de vapor). Se usa entonces la

ley de las presiones parciales de Dalton, en la cual la presión total ejercida por una

mezcla de gases es igual a la suma de las presiones ejercidas por los componentes

individuales, para conocer la presión ejercida por el oxígeno molecular.

Ptotal=PA + PB + PC+……..

En nuestro caso:

Ptotal = Presión Atmosférica = PO2 + PH2O + Paire =

Presión Atmosférica = Este valor se puede leer simplemente del barómetro o

determinar analíticamente partiendo de la temperatura de ebullición del agua en el

lugar de trabajo y haciendo uso de la ecuación de Clausius Clapeyron para

determinación de presiones de vapor de sustancias puras.

PH2O = Este se puede determinar de una gráfica de la presión de vapor del

agua vs Temperatura, que el estudiante debe traer como parte del preinforme de la

práctica

PAire = Puede ignorarse este valor si se tiene cuidado de no introducir demasiado

aire durante el proceso.


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Así:

PO2 =Ptotal–Presión de vapor del agua a la temperatura que se

desarrolle la práctica.

El estudiante debe traer la gráfica de P vs T para poder determinar la presión del agua a la temperatura a la que desarrolle el experimento utilizando los datos de la tabla que se encuentra a continuación:

Tabla 1. Presión de Vapor del agua en función de la temperatura

4. Materiales, Equipos e Insumos Vaso de precipitados de 1000 ml o cubeta de plástico. Tubo de ensayo con desprendimiento lateral Tapones de caucho Manguera

Mechero Soporte universal y pinza con nuez Probeta de 100 ml Pinza para tubo de ensayo * Suministrado por los estudiantes

5. Reactivos Clorato de Potasio (KClO3) Oxido de Manganeso IV (MnO2) 6. Procedimiento

Antes de iniciar este experimento es conveniente que se practique la inversión de la probeta. También es conveniente entrenarse en la lectura de los volúmenes una vez invertida la probeta.

Pese aproximadamente 0,15 g de KClO3 y 0,06g de MnO2, o pídalos pesados a su

profesor.

Adicione los reactivos al tubo de ensayo que debe estar limpio y seco, y agite suavemente el tubo para que los dos reactivos se mezclen.

Coloque una pequeña porción de lana de vidrio por debajo de la salida del tubo y


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tápelo con el tapón de caucho.

Llene el vas o de precipitados y la probeta con agua del tubo. Invierta la probeta dentro del vaso de precipitados procurando que no se derrame el agua de la probeta. Asegúrese de que no queden burbujas dentro de la probeta.

Coloque un extremo de una manguera de caucho al desprendimiento lateral del tubo de ensayo y el otro extremo dentro de la probeta cuidando que no entre aire y que la manguera quede en contacto con el agua.

Caliente el tubo de ensayo suavemente rotándolo para que el calentamiento sea uniforme; suspenda el calentamiento cuando no observe la producción de burbujas en la manguera que se encuentra en la probeta.

Retire la manguera de la probeta cuidadosamente para que no pase agua al tubo de ensayo que al estar caliente puede romperse.

Coloque la probeta verticalmente de forma que el nivel del agua sea el mismo dentro de la probeta y en el vaso de precipitados.

Lea el volumen de oxigeno producido.

Lea la temperatura introduciendo un termómetro cerca de la boca de la probeta.

Después de registrar todos los datos, retire la probeta y tápela con la mano par a que no se escape el oxígeno producido.

Invierta la probeta y rápidamente introduzca un palillo con la punta en ignición (encendido), observe.

No olvide registrar la temperatura y la presión atmosférica.

Figura 1. Montaje Ley de los gases

Peso KClO3

Peso MnO2

Volumen de O2 recogido

Temperatura

Presión atmosférica


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Cálculos

Determine la presión del vapor de agua a la temperatura registrada según la

gráfica que Ud. realizo.

Calcule la presión del oxígeno recogido utilizando la ley de Dalton.

Determine el número de moles de O2 (g) producidos empleando a ecuación de

estado de los gases ideales y los datos obtenidos en el laboratorio.

Calcule el error experimental teniendo en cuenta las moles teóricas de O2 de

acuerdo al peso inicial del KClO3 y la estequiometría de la reacción.

Información adicional:

273.15 + °C = Temperatura en K

760mmHg = 1 atm.

R= 0,082 atm-litro/mol-Kelvin

7. Nivel de riesgo Riesgo Moderado R: 22-36/38-50/53 S: 2-22-36-37-60-61 8. Bibliografía



Kotz, John C. y Treichel, Paul M. Química y reactividad química. 5ª edición. Thomson, 2003.

Mahan, Bruce H. QUÍMICA, curso universitario. México: Addion-Wesley Iberoamericana, 1986. 814p

9. Anexos

Que factores influyen en la producción del oxígeno.

¿Qué papel cumple el MnO2 en la reacción?


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1. Practica 8. Reacciones redox

2. Objetivo

Estudiar las reacciones redox.

Aprender a balancear ecuaciones redox. 3. Marco Teórico

Las reacciones redox son aquellas en las cuales se produce una transferencia de electrones, reflejada en el cambio del número de oxidación de las especies químicas implicadas. Para que una sustancia se oxide (pierda electrones) es necesario que se halle en contacto con otra que se reduzca (gane electrones), es decir, que la oxidación y la reducción ocurren simultáneamente y el número total de electrones cedidos es igual al número total ganado.

Se dice que una sustancia es oxidada cuando pierde electrones y reducida cuando gana electrones por esa razón se dice que agente reductor es la especie química (átomo o grupo de átomos o ión) que al reaccionar cede electrones oxidándose y agente oxidante es la especie que gana electrones reduciéndose.

Balance de ecuaciones redox

Para balancear una reacción Redox, la ecuación debe separarse en dos medias reacciones.

VO2+

+ Sn+2

→ V3+

Sn4+

La media reacción de reducción para la especie que se reduce

VO2+

→ V3+

La media reacción de oxidación para la especie que se oxida.

Sn+2

→ Sn4+

Se lleva a cabo el balance de masa en cada una de las medias reacciones, cuando hay un exceso de oxígeno en un lado de las ecuaciones, este se balancea mediante la

adicción de moléculas de agua (H2O) o ión hidróxido (OH-) cuando las reacción se llevan

a pH básico y compensando a lado contrario con el ión hidronio (H+

) el hidrogeno introducido.


Código FLA-23 v.00

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2H+

+ VO2+

→ V3+

+ H2O Sn+2

→ Sn4+

Se lleva a cabo el balance de cargas de manera que el número de electrones que se ganan sea igual a los que se consumen al sumar las reacciones.

2 (e-

+ 2H+

+ VO2+

→ V3+

+ H2O)

Sn+2

→ Sn4+

+ 2e-

2e-

+ 4H+

+ 2VO2+

+ Sn+2

→ 2V3+

+ Sn4+

+ 2H2O + 2e-

Por último se cancelan especies que se encuentran a lado y lado.

Reacción Balanceada

4H+

+ 2VO2+

+ Sn+2

→ 2V3+

+ Sn4+

+ 2H2O

4. Materiales, Equipos e Insumos Doce (12) tubos de ensayo Una (1) gradilla

Un (1) Churrusco

5. Reactivos Zinc metálico (Zn) Cobre metálico (Cu) Limadura de Hierro (Fe) Ácido Clorhídrico concentrado (HCl) Ácido Sulfúrico concentrado (H2SO4) Ácido Nítrico concentrado (HNO3) Ácido Sulfúrico 10% (H2SO4)

Sulfato de cobre 0,5% (CuSO4) Sulfato de hierro 0,01 M (FeSO4) Permanganato de potasio 0,1% (KMnO4) Tiocianato de potasio 0,01 M (KSCN) Peróxido de Hidrogeno 30% (H2O2) Sulfito de Sodio 10% (Na2SO3) Hidróxido de sodio 1% (NaOH)

6. Procedimiento

Desplazamiento de hidrogeno por metales.

Colocar en una gradilla 5 tubos de ensayos limpios, numerarlos y agregar 1 mL (20 gotas) de HCl concentrado, H2SO4 concentrado, HNO3 concentrado y metales en

granallas realizar las siguientes reacciones químicas:


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1. Zn + HCl →

2. Cu + HCl →

3. Fe + HCl →

4. Cu + HCl →

5. Cu + HNO3 →

Observar en cuál de estas reacciones hay desprendimiento de gas (H2) y anotar los

resultados.

Desplazamiento de un ión en soluciones por un elemento.

En 2 tubos de ensayos limpios, numerarlos y agregar 3 mL de solución de CuSO4 al

0,5% y trozos de metales realizar las siguientes reacciones químicas:

1. CuSO4 + Fe → 2. CuSO4 + Zn →

En cada caso observar el cambio coloración y balancear las ecuaciones de acuerdo a los productos, determine en cada reacción que especie hace de agente oxidante y cual de agente reductor.

Agentes Oxidantes comunes

En 5 tubos de ensayos limpios, rotular y agregar 4 mL de solución de FeSO4 al 2% al

primer tubo añadir 3 gotas de H2SO4 al 10% y 3 gotas de NaOH 1% al cuarto tubo,

agitar en cada caso y añadir 5 gotas en orden de cada una de las siguientes soluciones de KMnO4, H2O2, Na2SO3 y K2CrO4 en tubos independientes y por ultimo añadir luego

a todos los tubos 3 gotas de solución de KSCN al 10%.

1. FeSO4 + H2SO4 + KMnO4 + KSCN →

2. FeSO4 + + H2O2 + KSCN →

3. FeSO4 + + Na2SO3 + KSCN →

4. FeSO4 + NaOH + K2CrO4 + KSCN →

5. FeSO4 + + KSCN →

Revelado

Fe3+ + SCN- → Complejo rojo

Fe2+

+ SCN-

→ Complejo Incoloro amarillo


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Observar y anotar los resultados de cada reacción y la coloración de cada solución.

7. Nivel de riesgo Riesgo moderado R: 11-35-37 S: 1/2- 2-7-7/9-16-26-36-37-45 8. Bibliografía




Reacciones de oxidación-reducción de: http://www.uv.es/fqlabo/biologos/Practicas/pdf_08_09/B_oxidacion3.pdf

9. Anexos En todos los casos después de interpretar los resultados balancee cada una de las ecuaciones que representan las reacciones de acuerdo a los productos de la reacción y por ultimo clasifique que especies hacen de agente oxidante y cual de agente reductor, quien se oxidan y cuales se reducen.

1. Zn + HCl →

2. Cu + HCl →

3. Fe + HCl →

4. Cu + HCl →

5. Cu + HNO3 →

6. CuSO4 + Fe →

7. CuSO4 + Zn →

8. FeSO4 + H2SO4 + KMnO4 + KSCN →

9. FeSO4 + + H2O2 + KSCN →

10. FeSO4 + + Na2SO3 + KSCN →

11. FeSO4 + NaOH + K2CrO4 + KSCN →

12. FeSO4 + + KSCN →


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1. Práctica 9: Soluciones preparación y titulación 2. Objetivo

Aprender las formas de expresar la concentración de las soluciones y su preparación.

De terminar la concentración de una solución (ácida o básica) mediante la titulación ácido-base.

3. Marco Teórico

Preparación de soluciones:

La solución es una mezcla homogénea (o uniforme) de dos o más sustancias, cuyas partículas son del tamaño atómico o molecular.

Los componentes de una solución son clasificados en soluto(s) y solvente(s). El solvente en una solución con los componentes en diferentes fases, es el componente que conserva la misma fase que la solución formada (p.ej., azúcar en el agua). El solvente es el agua, no importa la cantidad de azúcar disuelto, puesto que el agua tiene la misma fase que la solución obtenida.

En el caso de las soluciones cuy os componentes tienen la misma fa se, el sol vente es el componente que se encuentra en proporción mayor (p.ej., en el aire el nitrógeno se encuentra en un 79%, por lo que es considerado como solvente).

Concentración de las soluciones

Se puede decir que una solución está diluida si sólo h ay unas pocas partículas de soluto disueltas en ella, o concentradas si hay muchas partículas disueltas.

Al trabajar con las soluciones frecuentemente se necesita conocer con exactitud la concentración del soluto presente. La concentración de una solución es la medida numérica de la cantidad relativa de soluto en la solución; esta medida es, por consiguiente, expresada siempre como una relación.

Diluciones:

Una tarea muy común en un laboratorio químico es la preparación de una solución necesaria a partir de una solución m adre más concentrada. S e puede utilizar la siguiente relación para determinar la cantidad de solución madre requerida para una solución dada, pero se debe tener la seguridad de que se utilizan las mismas unidades de concentración y volumen a ambos lados de la ecuación:

(conc.deseada)x(vol.deseado)=(conc.sol.madre)x(vol.sol.madre)


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O simplemente:

C inicial x V inicial = C final x V final

Ácidos y Bases:

Definición de ácidos y bases según diferentes teorías:

A. Teoría de Arrhenius: un ácido es aquella sustancia que agregada al agua, aumenta

la concentración de iones hidronio, H 3O+, de la solución. Una base es aquella

sustancia, que al ser agregada al agua, aumenta la concentración de iones oxhidrilo,

OH -, en la solución.

Ej.

HCl(g) + H2O → H3O+(ac) + Cl-(ac) Acido

NaOH(s) + H2O → Na+(ac) + OH-

(ac) Base

B. Teoria de Brönsted y Lo wry: un ácido e s sustancia capaz de donar uno o varios

protones, H+, una base es sustancia capaz de aceptar uno o varios protones.

Ej.

NH3 (ac) + HCl (ac) → NH4+

(ac) + Cl-(ac)

Base Acido

C. Teoría de Lewis: una base es toda sustancia capaz de ceder un par de electrones y

un ácido es toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones, para formar un enlace covalente coordinado.

Ej.

H3N: + BF3 → H3N-BF3

Base Acido La aplicación práctica de las reacciones ácido-base, es la neutralización ácido-base, que es la reacción entre las cantidades equivalentes estequiométricamente de un ácido y una base:

# Equivalentes ácido = # Equivalentes base.

El método volumétrico ácido-base consiste en determinar la concentración de u n ácido o una base, haciéndola neutralizar con una base o un ácido, respectivamente,


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de concentración conocida. El procedimiento utilizado en la volumetría se llama titulación y el dispositivo utilizado, se llama bureta. La titulación es la adición controlada de un volumen conocido de una solución ácida o básica a otra (básica o ácida) hasta su neutralización completa. El momento de la titulación, en que los equivalentes de ácido y base se igualan, se llama punto de equivalencia y se detecta mediante los indicadores.

Los indicadores son colorantes orgánicos que tienen las coloraciones distintas dependiendo de las concentraciones de los iones hidronio y de los iones de oxhidrilo.

Para calcular a concentración de la solución titulada de puede utilizar la siguiente ecuación:

VbaseNbase=VácidoNácido 4. Materiales, Equipos e Insumos Un (1) Balón aforado de 50 ml Una (1) Pipeta aforada de 5 ml Una (1) Pipeta graduada de 5 ml Dos (2) Erlenmeyer 100 ml

Una (1) Bureta 25 ml Dos (2) Vasos de precipitado 100 ml Un (1) Soporte universal Una (1) Pinza para bureta

5. Reactivos Ácido Clorhídrico concentrado (HCl) Ácido Clorhídrico 1 M (HCl) Hidróxido de sodio (NaOH)

Hidróxido de sodio 1 M (NaOH) Fenolftaleína

6. Procedimiento

El estudiante debe llegar a la práctica conociendo las formas de expresar la concentración de una solución y los métodos para calcular las mismas. Así mismo, el estudiante debe haber realizado previamente, los cálculos necesarios para realizar la práctica de laboratorio.

1. Preparación de las soluciones:

a. Preparación de solución de NaOH:

1. Preparar 50 ml de solución 0,3 N de NaOH 2. Preparar 50 ml de solución 0,25 N de NaOH 3. Preparar 50 ml de solución 0,2 N de NaOH

Realice en su cuaderno los cálculos necesarios para preparar 50 ml de cada una de estas soluciones, a partir de NaOH sólido. Pregunte a su profesor la solución que debe preparar (cada grupo de estudiantes preparará solo una solución)


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Pese la cantidad necesaria de NaOH en un vaso de precipitados, disuélvala en una pequeña cantidad de agua (aproximadamente 15 ml). Transfiera la solución al balón aforado, lave el vaso de precipitado con una pequeña cantidad de agua destilada y transfiera esto también al balón aforado. Agregue agua destilada hasta que el nivel está muy cerca de la línea de aforo y afore utilizando el gotero; tape y homogenice la solución.

b. Preparación de solución de HCl:

1. Preparar 50 ml de solución 0,3 N de HCl 2. Preparar 50 ml de solución 0,25 N de HCl 3. Preparar 50 ml de solución 0,2 N de HCl

Realice en su cuaderno los cálculos necesarios para preparar 50 ml de cada una de estas soluciones, a partir de solución concentrada de HCl al 3 7% en peso y densidad de 1,19 g/ml. Pregunte a su profesor la solución que debe preparar (cada grupo de estudiantes preparará solo una solución) Mida exactamente la cantidad de ácido según sus cálculos, utilizando una pipeta. Transfiera esta cantidad al balón aforado que debe contener un poco de agua destilada; teniendo en cuenta que se debe adicionar el ácido sobre el agua. Cuidado, recuerde que se debe adicionar el ácido sobre el agua y no al contrario. Agite cuidadosamente. Agregue agua destilada hasta que el nivel está muy cerca de la línea de aforo y afore utilizando el gotero; tape y homogenice la solución.

2. Titulación de una muestra problema:

a. Solicite a su profesor la solución que debe titular. b. Realice el montaje de la figura. c. Agregue 5 m l de la solución problema y 2 gotas del indicador (f enolftaleína) al

erlenmeyer.

d. Agregue la solución que Ud .preparo a la bureta utilizando para ello el vaso de

precipitados. Tenga cuidado de no dejar burbujas, solicite asesoría a su profesor

para el correcto llenado de la bureta.

e. Empiece la titulación, agregando pequeños volúmenes de la solución contenida en

la bureta y agitando el erlenmeyer en cada adición. Observe la coloración.

f. Cuando al agregar una gota de solución contenida en la bureta, la coloración de la

solución contenida en el erlenmeyer cambie y se mantenga durante dos minutos,

finalice la adición y anote el volumen gastado en la bureta. Este corresponde al

punto final de la titulación.

g. Repita todo el procedimiento anterior una vez más. (Duplicado)


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Figura 1. Montaje titulación.

Preparación de soluciones:

Peso de NaOH

Volumen final de solución

Concentración (N)

Volumen de HCl

Volumen final de solución

Concentración (N)

Titulación de solución problema:

Alícuota

Concentración solución preparada

Volumen utilizado en la titulación. Ensayo 1

Volumen utilizado en la titulación. Ensayo 2

Concentración de la solución problema

7. Nivel de riesgo Riesgo moderado R: 8-22-36/38-50/53; S: 2-22-60-61


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8. Bibliografía




9. Anexos

Determine el porcentaje de error en los diferentes cálculos realizados.

Determine la concentración de la solución problema suministrada por el profesor.


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1. Practica 10: Estequiometria 2. Objetivo

Revisar conceptos y cálculos estequiométricos

Comprobar la proporción másica de los reactivos que intervienen en una ecuación química y determinar la incidencia del reactivo límite sobre los productos obtenidos.

3. Marco Teórico La estequiometría (del griego στοιχειον, stoicheion, letra o elemento básico constitutivo y μετρον, métron, medida) hace referencia al número relativo de átomos de varios elementos encontrados en una sustancia química y a menudo resulta útil en la calificación de una reacción química. La estequiometría es el estudio de las relaciones cuantitativas en las reacciones químicas. Las relaciones molares y másicas se pueden obtener de una ecuación balanceada. En la mayoría de los problemas estequiométricos, las masas de los reactantes están dadas y se buscan las masas de los productos. Se puede interpretar una ecuación química en términos del número de moléculas (o iones o unidades fórmula) o en términos del número de moles de moléculas dependiendo de las necesidades. Una reacción transcurre hasta el momento en que se agota alguno de los reaccionantes, hasta que se alcance su equilibrio químico, o hasta que se le suministre energía. Por esta rezón, no es del todo cierta la definición de reactivo límite como aquel reactivo que se agota primero, pues son muchas las reacciones que no se logran en un 100%. De tal manera que la mejor definición es el reactivo que esté en menor proporción estequiométrica “limita” la reacción. 4. Materiales, Equipos e Insumos

Una (1) bureta de 25mL Una (1) capsula con tapa Un (1) Soporte con pinza

Un (1) trípode y malla Un (1) vaso de precipitado 100mL Un (1) Mechero

5. Reactivos Carbonato de Calcio (CaCO3) Ácido Clorhídrico (HCl)1:1


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6. Procedimiento La reacción que se va a llevar a cabo es:

CaCO3(s) + 2 HCl(ac) → CaCl2(ac) + CO2(g) + H2O(l)

Pese con exactitud un crisol de porcelana con su tapa (W1)

Añada al crisol entre 0,5 y 1 gramo de CaCO3. Anote el peso total (crisol con tapa más

carbonato) como W2

Añada lentamente 0,5 mL de HCl 1:1 utilizando una bureta.Agite el crisol con cuidado y espera hasta que no se produzcan más burbujas de CO2.

Deje enfriar el crisol y péselo. Anote este valor como W3.

Repita los pasos 4, 5 y 6, agregando porciones sucesivas de 0,5 mL de HCl hasta la etapa en la cual la primera gota de ácido que cae al contenido del crisol ya no produce efervescencia. Anote los valores correspondientes de los pesos como W4, W5, W6 y

así sucesivamente.

Coloque el crisol con tapa sobre un triángulo de porcelana y caliente ligeramente para evaporar el líquido que queda en el crisol.

Cuando el contenido del crisol aparenta estar seco, tápelo bien y caliente intensamente

por 5 minutos, lleve el crisol a un desecador y déjelo enfriar a temperatura ambiente.

Pese el crisol con tapa y su contenido con la mayor exactitud posible.

Nota: Recuerde que no debe colocar sobre el platillo de la balanza implementos húmedos en el exterior.

5. Datos y resultados

Peso del crisol con tapa (W1) _____________________

Peso muestra CaCO3 _____________________

Peso crisol con tapa + CaCO3 (W2) _________________

Peso crisol con tapa + residuo (CaCl2) después del calentamiento y enfriamiento en

el desecador (Wf)

Volumen de HCl añadido Peso crisol + tapa +residuo

0,5 mL W3 =

0,5 mL W4 =

0,5 mL W5 =

0,5 mL W6 =

0,5 mL W7 =

0,5 mL W8 =

0,5 mL W9 =

0,5 mL W10=

6. Cálculos


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Halle la cantidad de gramos de HCl teniendo en cuenta la densidad 1,0878 g/ml y el volumen del mismo añadidos al crisol en cada una de las etapas del proceso.

Teniendo en cuenta los cálculos realizados en la tabla del anexo 1*, a continuación registre los resultados en la siguiente tabla:

Volumen HCl añadido

g de HCl añadidos g de CO2 desprendidos

Por etapas Acumulado Por etapas Acumulado

0,5 mL

0,5 mL

0,5 mL

0,5 mL

0,5 mL

0,5 mL

0,5 mL

0,5 mL

Total

En la siguiente tabla encontrará una descripción un poco más detallada del procedimiento necesario para la realización de los cálculos.

Construya una gráfica colocando los valores de volumen de HCl añadidos (acumulado) en la abcisa (eje X) y los gramos de CO2 desprendidos (acumulado) en

la ordenada (eje Y). La gráfica se compone de una curva que muestra la formación del CO2 y el punto de

quiebre indica el momento cuando el carbonato se ha agotado.

W cápsula vacía + tapa: W cápsula vacía + tapa + CaCO3:

W CaCO3:

Etapa Vol HCl

adicionado g HCl etapa

g HCl Total

Masa Inicial Etapa

Masa Final Etapa

g CO2 Etapa

g CO2 Total

1 2

3 4 5

Se pueden adicionar más filas dependiendo de la cantidad de CaCO3 que se utilice.

Masa Inicial Etapa : W cápsula vacía + tapa + CaCO3 + g HCl etapa

Masa Final Etapa: W tomado de la balanza después de la adición de HCl

g CO2 Etapa: W inicial – W final

7. Nivel de riesgo


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Riesgo moderado R: 61-20/22-33-50/53 S: 53-45-60-61 8. Bibliografía




9. Anexos

Utilice ésta gráfica para encontrar el reactivo límite.

Encuentre los gramos de agua que se producen en la reacción.

Calcule el porcentaje de rendimiento de la reacción.

Calcule el error relativo respecto al rendimiento experimental de la reacción sabiendo que el rendimiento teórico es del 100%.


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55

BIBLIOGRAFÍA


Buscarons, F.; Capitán, F. y Capitán, L.F. Análisis inorgánico cualitativo sistemático. Séptima edición. Barcelona: Reverté, 1986.



Finn, Edward J. y Alonso, Marcelo. Fisica Vol II Interacciones y campos. Addison-Wesley Iberoamiericana, 1995. 970p.

Guzmán, D, D., Jiménez, Z. J., Polanco, H. V., Ulloa, C. E. Introducción a la técnicaInstrumental. Primera Edición. México: Instituto Politécnico Nacional, 2001.

Holler, F.J.; Skoog, D.A. y West, D.M. Química Analítica. (6ª ed.). Mexico: McGraw-Hill, 1995




Manual Merck, Productos y reactivos químicos. 1999-2000

Mortimer, R. G. Physical Chemistry. 3ª. Edición. Canada: Elsevier Academic Press, 2008.

Perry, R. H. Perry’s chemical engineers’ handbook. 7ª. Edición. New York: McGraw-Hill, 1999.

Petrucci, Ralph, Harwood, Wiliam y HerringGeoffrei. Química General. 8ª Edición. Madrid: Pentrice Hall, 2003. 1178p.

Poling, B. E., Prausnitz, J. M., y O’Connell, J. P. The Properties of Gases and Liquids, 5ª. Edición. 2004. Digital Engineering Library @ McGraw-Hill. De: (www.digitalengineeringlibrary.com).

Páginas Web recomendadas. http://www.fichasdeseguridad.com/ http://www.ilpi.com/msds/index.htmL http://www.mtas.es/insht/ntp/ntp_459.htm http://www.mtas.es/insht/ntp/ntp_005.htm http://www.creaf.uab.es/propies/pilar/LibroRiesgos/13_Cap%C3%ADtulo12.pdf

http://www.digitalengineeringlibrary.com/

http://www.fichasdeseguridad.com/

http://www.ilpi.com/msds/index.html

http://www.mtas.es/insht/ntp/ntp_459.htm


http://www.creaf.uab.es/propies/pilar/LibroRiesgos/13_Cap%C3%ADtulo12.pdf


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ANEXO A. PRESENTACIÓN DE INFORMES Y PREINFORMES 1. FASES DEL TRABAJO EN UN LABORATORIO

PREPLANEAMIENTO

PLANEAMIENTO

EJECUCIÓN

INFORME

EVALUACIÓN

1.1. EL PREPLANEAMIENTO Y EL PLANEAMIENTO

Objetivo General

• Comprender las bases teóricas del trabajo práctico y seleccionar el procedimiento más adecuado

Objetivos Específicos

Al finalizar el trabajo en el laboratorio se debe estar incapacidad de:

• Reconocer leyes, principios y conceptos implicados en el procedimiento.

• Relacionar y seleccionar el procedimiento.

• Efectuar los cálculos pertinentes

• Utilizar adecuadamente la bibliografía consultada.


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1.1.1. ETAPAS DEL PREPLANEAMIENTO

SELECCIONAR EL TEMA

CONSULTAR CON EL PROFESOR

CONSULTAR LA BIBLIOGRAFÍA

REVISIÓN

1.1.2. ETAPAS DEL PLANEAMIENTO

REDACTAR EL PROCEDIMIENTO

HACER LA LISTA DE OPERACIONES

ELABORAR DIAGRAMA DE FLUJO HACER CÁLCULOS TEÓRICOS

LISTA DE PRECAUCIONES REACTIVOS MATERIALES Y EQUIPO

ELABORAR CRONOGRAMA DE TRABAJO

ELABORAR EL PRE-INFORME

PRESENTAR PARA EVALUACIÓN


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1.2. EJECUCIÓN

Objetivo General

• Ejercitar y desarrollar las capacidades de análisis, síntesis y toma de decisiones.

• Adquirir destrezas y habilidades en el manejo de material, reactivos y equipos de laboratorio.


• Utilizar el material y los equipos en forma adecuada.

• Realizar correctamente los montajes.

• Describir las operaciones.

• Realizar y registrar los cálculos prácticos y compararlos con los teóricos.

1.2.1 ETAPAS DE LA EJECUCIÓN

PEDIR MATERIALES Y REACTIVOS

PREPARAR EQUIPOS HACER LOS MONTAJES

PROBAR EL FUNCIONAMIENTO

EFECTUAR LAS OPERACIONES

DESARROLLAR LA PRÁCTICA

TOMAR Y REGISTRAR MEDIDAS Y OBSERVACIONES

PRESENTAR PARA REVISIÓN

INFORME


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1.3. INFORME

Objetivo General

• Aprender a realizar informes de laboratorio que contengan la información de manera organizada y clara.


• Desarrollar la capacidad de síntesis y escritura de resultados experimentales.

• Aprender a utilizar tablas y gráficas para la presentación adecuada de resultados.

• Analizar y concluir acerca de experiencias experimentales tomando como base el método científico.

• Comparar con resultados teóricos o de la literatura y desarrollar la capacidad de análisis sobre el desarrollo de la experiencia.

REGISTRE LA INFORMACIÓN OBTENIDA EN EL PLANEAMIENTO

TÍTULO—RESUMEN O ABSTRACT—MARCO TEÓRICO-- MATERIALES Y MÉTODOS—DIAGRAMA DE FLUJO PRE-

INFORME

REGISTRE LA INFORMACIÓN OBTENIDA DURANTE LA PRÁCTICA

RESULTADOS—TABLAS DE RESULTADOS—CÁLCULOS— FIGURAS O GRÁFICAS—DISCUSIÓN DE RESULTADOS—

CONCLUSIONES—PREGUNTAS--REFERENCIAS

PRESENTE PARA EVALUACIÓN


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1.4. EVALUACIÓN

ASPECTOS DE FONDO

ASPECTOS DE FORMA

OBJETIVOS OBSERVACIONES CÁLCULOS DISCUSIÓN DE RESULTADOS

CONCLUSIONES

ESTRUCTURA TABLAS FIGURAS BIBLIOGRAFÍA

REDACCIÓN Y ESTILO

CORRECCIÓN-CALIFICACIÓN

2. LA BIBLIOGRAFÍA

2.1. FUENTES TERCIARIAS

Obras de referencia en general Enciclopedias Libros de texto generales 2.2. FUENTES SECUNDARIAS

Libros de texto especializados Revisiones generales en revistas especializadas. 2.3. FUENTES PRIMARIAS

Artículos originales en publicaciones periódicas (journals, revistas). Publicaciones institucionales Patentes Tesis, boletines.

3. MEDIDAS Y ERROR EXPERIMENTAL

En el laboratorio siempre se realizarán medidas y se registrarán datos numéricos. Cada medida cuantitativa está asociada a una incertidumbre. Esto puede deberse a limitaciones inherentes del equipo de medida, a la técnica de medición o también a la experiencia o habilidad del experimentador. Este hecho nos lleva a definir ciertos términos importantes a tener en cuenta para el reporte de medid as en el laboratorio:

3.1. Error relativo: Diferencia entre el valor “verdadero” o teórico (Vteórico) y el

valor obtenido en la medida (Vmedido). Generalmente se expresa como porcentaje:


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%Error = Vteórico Vmedido

× 100 teórico

3.2. Sensibilidad: La sensibilidad de un instrumento de medida está relacionada con las cifras decimales que podemos obtener al hacer una medida en dicho instrumento y con la incertidumbre o error que nos dará la medida.

3.3. Exactitud y precisión de una medida: La exactitud de un a medida se

refiere a la cercanía del valor medido al valor “verdadero” mientras que la precisión se refiere a la cercanía entre sí de varias medidas realizadas. Es deseable que un instrumento de medida sea exacto y preciso, esto quiere decir que nos de valores muy cercanos al real, y que además la realizar la medida varia veces su variación sea mínima.

4. SEGURIDAD Y MANEJO DE REACTIVOS

Cuando se trabaja con productos químicos es necesario conocer sus fichas de seguridad, toda la información referente al producto para así saber que precauciones debemos tomar en su manejo y en la disposición de los deshechos. Existen actualmente muchos lugares para encontrar esta información entre ellos están sitios en la web de fácil acceso como:

• http://www.fichasdeseguridad.com/

• http://www.ilpi.com/msds/index.html

• http://www.mtas.es/insht/ntp/ntp_459.htm

• http://www.mtas.es/insht/ntp/ntp_005.htm

Un primer indicio en el laboratorio para saber cómo manejar un producto es la etiqueta del mismo. Generalmente en ella se encuentran pictogramas que informan del tipo de producto y los peligros que puede conllevar su utilización.

En la siguiente tabla se presentan los principales pictogramas codificados según la Unión Europea y que se presentan en la etiqueta de la mayoría de productos químicos, junto con su significado y las normas mínimas de precaución en su manejo. La información acerca de cada reactivo en particular debe ser consultada para la realización del pre-informe de laboratorio.

http://www.fichasdeseguridad.com/

http://www.ilpi.com/msds/index.html




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Pictograma Significado Precauciones

E

Explosivo.

Evitar choque, percusión, fricción, formación chispas, fuego y acción de calor.

O

Comburente

Evitar contacto con sustancias combustibles

Corrosivo

Evitar contacto con ojos, piel y ropa. No inhalar vapores

F

Fácilmente inflamable

Mantener lejos de llamas abiertas , chispas y fuentes de calor

F+

Extremadamente inflamable

T

Tóxico

Evitar cualquier contacto con el cuerpo humano pues no se pueden descartar graves daños para la salud.

T+

Muy Tóxico

Xn

Nocivo

Evitar cualquier contacto con el cuerpo humano y también la inhalación de vapores. Pueden ser nocivos para la salud.

Xi

Irritante

N

Peligroso para el medio Ambiente

No desechar al ambiente.

Citotóxico. Tóxico para tejidos vivos.

Evitar cualquier contacto con el cuerpo humano, puede ser cancerígeno.

Tabla 1. Pictogramas de seguridad para reactivos químicos

Para utilizar esta información es necesario que todos los reactivos conserven sus etiquetas y que estas sean consultadas antes de hacer uso de cualquier reactivo


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Existe otra codificación de peligrosidad para productos químicos desarrollada por la NFPA (National Fire Protection Association) que utiliza el llamado diamante de la NFPA para indicar la peligrosidad de un producto y que tiene las siguientes reglas:

La información en la etiqueta se presenta en forma de diamante, que contiene 4 rombos en su interior con información codificada según colores y números así:

1. El color AZUL implica riesgo para la salud.

2. El color ROJO el grado de peligro para inflamación. 5. El color AMARILLO significa el peligro de reacción. 6. El color BLANCO presenta otro tipo de peligrosidad, OX para materiales

oxidantes, y W para indicar reactividad con agua, por lo que no se debe utilizar en caso de incendio.

7. El grado de peligrosidad va indicado con números de 0 a 4:

AZUL 4 FATAL 3 EXTREMADAMENTE PELIGROSO 2 PELIGROSO 1 LIGERAMENTE PELIGROSO 0 MATE RIAL NORMAL

ROJO 4 EXTREMADAMENTE INFLAMABLE 3 INFLAMABLE 2 COMBUSTIBLE 1 COMBUSTIBLE SI SE CALIENTA 0 NO SE QUEMARÁ

AMARILLO 4 DETONACIÓN RÁPIDA 3 DETONACIÓN PERO REQUIERE UNA FUENTE DE INICIO 2 CAMBIO QUÍMICO VIOLENTO 1 INESTABLE SI SE CALIENTA 0 ESTABLE

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Guia Unificada de Laboratorio de Quimica General Entrega

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