Manual Química I Final. Ing. Civil

MANUAL DE QUIMICA I INGENIERÍA CIVIL

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PROGRAMA PROFESIONAL

DE

INGENIERÍA CIVIL

MANUAL DE PRÁCTICAS

QUÍMICA I

AREQUIPA- PERÚ

2014


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INDICE

INTRODUCCIÓN Presentación para el estudiante

Instrucciones para el trabajo en el laboratorio

Operaciones peligrosas

Normas para el uso del laboratorio

Pág.

Práctica Nº 1: Reconocimiento del Material de laboratorio……………………… 07

Práctica Nº 2: Medición y tipos de errores…………………………………………. 18

Práctica Nº 3: Operaciones Básicas en el laboratorio…………………………... 22

Práctica Nº 4: Tabla Periódica: Propiedades de los elementos…………………… 27

Práctica Nº 5: Enlaces Químicos…………………………………………………. 31

Práctica Nº 6: Funciones Químicas Inorgánicas…………………………………. 35

Práctica Nº 7: Reacciones y ecuaciones químicas……………………………….. 40

Práctica Nº 8: Reacciones de Oxido – Reducción………………………………… 47

Práctica Nº 9: Suspensiones, Coloides y disoluciones…………………………… 53

Práctica Nº 10: Soluciones Químicas…………………………………………..… 57

Práctica Nº 11: Cinética Química………………………………………………… 61

Práctica Nº 12: Equilibrio Químico………………………………………………. 64

Práctica Nº 13: Ácidos y Bases……………………………………………………. 68

Bibliografía……………………………………………………………………………72

Controles


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INTRODUCCIÓN

El Laboratorio de Química representa el encuentro del estudiante con el “hacer y sentir de la

química”, y está diseñado para que entiendas y profundices en algunos conceptos fundamentales

de química, pero además para desarrollar habilidades que te ayudaran a lo largo de tu vida

profesional. Por tanto, el presente manual está diseñado para guiarte en la realización de las

prácticas de laboratorio y de los reportes correspondientes.

Sin embargo, el éxito de tu trabajo en el laboratorio dependerá del orden y la disciplina con que

lo realices. Esté debe estar planeado de tal manera que pueda ser desarrollado adecuadamente en

las horas asignadas, para lograr esto siempre debes investigar antes de llegar al laboratorio a

realizar los experimentos, es fundamental que leas con suficiente anticipación el Manual de

Prácticas de Química I y comprendas los conceptos básicos impartidos en las clases teóricas.

Por otra parte, el éxito de un experimento se basa en la observación de los fenómenos que

ocurren, en la exactitud de la anotación de datos y mediciones, en el orden correcto de los pasos

de cada experimento, en la habilidad para la manipulación de los aparatos, equipos, etc, en la

adquisición de buenos hábitos; todos ellos son la base de la formación tecnología, científica o

profesional. Por tanto es importante que registres, en un cuaderno, las observaciones y los

resultados de cada experimento.

Los experimentos no son una repetición simple de recetas, estas sólo tiene por objeto dar las

indicaciones importantes para cada experimento. Lo más importante es que pienses y razones,

es decir debes usar el raciocinio y la inteligencia para llegar al conocimiento y comprobación de

un principio químico, así su aplicación en el campo profesional y científico.

Docente Responsable del Curso


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PRESENTACIÓN PARA EL ESTUDIANTE

La reglas y normas que a continuación se indican deberán de cumplirlas irrestrictamente ya que

de ello depende su formación integral y evaluación en el curso de Química.

1. La asistencia a las prácticas es obligatoria, el contar con 30% de inasistencias se le considera

como ABANDONO.

2. El promedio final alumno deberá respetar el horario y el gruño asignado. La puntualidad a la

práctica es fundamental. El alumno no podrá ingresar al laboratorio pasada la hora de inicio

y esto es considerado inasistencia.

3. Al inicio del curso deberá de solicitar el sílabus del curso, donde se encuentra el programa

del curso, fechas de evaluación y peso de las diferentes actividades que se ejecutarán en su

aprendizaje, así como, la forma de obtener el promedio final.

4. Las evaluaciones se efectuaran en el proceso y/o al final del curso tanto en la parte teórica

como experimental.

5. Está estrictamente prohibido:

Levar objetos, alimentos o sustancias ajenas a la práctica a realizarse.

Comer, beber o fumar dentro del laboratorio.

Realizar actividades o experimentos no programados, etc.

6. Cuando Ud. Ingrese al laboratorio debe previamente haber leído con suficiente anticipación

el MANUAL DE QUÍMICA I así como el haber comprendido los conceptos y otros que los

Docentes le han impartido en sus clases teóricas.

7. Tener siempre consigo su cuaderno de notas de laboratorio, anotar los datos y medidas

directamente en el. Es un pésimo hábito anotar importantes datos en un pedazo de papel.

8. Consultar con el Docente cuando no se entiende una operación o reacción química.

9. La ruptura o daño de los materiales y aparatos es responsabilidad de los estudiantes que se

encuentren operando.

HACER USO DEL MANDIL LENTES DE SEGURIDAD EN FORMA OBLIGATORIA

EN EL AMBIENTE DE TRABAJO.


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SEGURIDAD EN EL LABORATORIO QUÍMICO

A. INFORMACIÓN:

1. Infórmate sobre las medidas básicas de seguridad. El trabajo en el laboratorio exige

conocer una serie de medidas básicas de seguridad que son las que intenta recoger esta guía.

2. Presta atención a las medidas específicas de seguridad. Las operaciones que se realizan en

algunas prácticas requieren información específica de seguridad. Estas instrucciones son dadas

por el profesor y/o recogidas en el guión de laboratorio y debes de prestarles una especial

atención.

3. Localiza los dispositivos de seguridad más próximos. Estos dispositivos son elementos tales

como extintores, lavaojos, ducha de seguridad, salidas de emergencia, etc.

4. En caso de duda, consulta al profesor. Cualquier duda que tengas, consúltala con tu

profesor. Recuerda que no está permitido realizar ninguna experiencia no autorizada por tu

profesor.

B. PROTECCIÓN:

Utiliza los equipos de protección cuando se requiera.

a) Cómo ir vestido en el laboratorio. El uso mandil es obligatorio en el laboratorio (Mandil

blanco estándar con una composición de 67 % poliéster y 33 % algodón). No es aconsejable

llevar minifalda o pantalones cortos, ni tampoco medias, ya que las fibras sintéticas en

contacto con determinados productos químicos se adhieren a la piel. Se recomienda llevar

zapatos cerrados y no sandalias. Los cabellos largos suponen un riesgo que puede evitarse

fácilmente recogiéndolos con una cola.

b) Cuida tus ojos. Los ojos son particularmente susceptibles de daño por agentes químicos. Por

tal motivo es obligatorio usar lentes de seguridad siempre que se esté en un laboratorio donde

los ojos puedan ser dañados. No lleves lentes de contacto en el laboratorio, ya que en caso de

accidente, pueden agravar las lesiones en ojos.

c) Usa guantes. Es obligatorio usar guantes, sobre todo cuando se utilizan sustancias corrosivas

o tóxicas

C. TRABAJAR CON SEGURIDAD EN EL LABORATORIO:

Normas higiénicas. No comas ni bebas en el laboratorio, ya que es posible que los alimentos

o bebidas se hayan contaminado. Lávate siempre las manos después de hacer un experimento

y antes de salir del laboratorio. Por razones higiénicas y de seguridad, está prohibido fumar en

el laboratorio. No inhales, pruebes o huelas productos químicos si no estás debidamente

informado. Nunca acerques la nariz para inhalar directamente de un tubo de ensayo.

Trabaja con orden y limpieza. Recuerda que el orden es fundamental para evitar accidentes.

Mantén el área de trabajo ordenada, sin libros, abrigos, bolsas, exceso de botes de productos

químicos y cosas innecesarias o inútiles. Mantén las mesas siempre limpias.


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Limpia siempre perfectamente el material y aparatos después de su uso.

Actúa responsablemente. Trabaja sin prisas, pensando en cada momento lo que estás

haciendo, y con el material y reactivos ordenados. No se debe gastar bromas, correr, jugar,

empujar, etc. en el laboratorio.

Un comportamiento irresponsable puede ser motivo de expulsión inmediata del laboratorio y

de sanción académica.

Atención a lo desconocido. No utilices ni limpies ningún frasco de reactivos que haya

perdido su etiqueta. Entrégalo inmediatamente a tu profesor. No sustituyas nunca, sin

autorización previa del profesor, un producto químico por otro en un experimento. No utilices

nunca un equipo o aparato sin conocer perfectamente su funcionamiento.

D. NORMAS QUE DEBE DE CUMPLIR EL ESTUDIANTE ANTES DEL INGRESO

DURANTE Y DESPUÉS DE REALIZADA LA PRÁCTICA:

1. El estudiante debe de llegar temprano a la práctica.

2. Antes de ingresar deben estar previamente vestidos de acuerdo a las normas indicadas

anteriormente.

3. Recuerde que el laboratorio es un lugar de trabajo riesgoso en virtud de los equipos, aparatos,

sustancias y elementos que se utilizan al realizar un experimento. Adicionalmente debe de

mantener su lugar en el mesón de trabajo, conservándolo en perfecto orden.

4. Se debe de trabajar sin prisa, pensando en cada momento lo que se realiza y manteniendo los

materiales y reactivos ordenados.

5. En el laboratorio no se deben de hacer bromas, tampoco correr, jugar o comer. Un

comportamiento irresponsable es motivo de expulsión inmediata del laboratorio y de la

correspondiente sanción académica

6. Se debe dejar las mochilas, chaquetas y/o cualquier otro implemento que no se necesite en el

laboratorio en los casilleros dispuestos para tal fin.

7. Finalmente, lavarse bien las manos con agua y jabón, antes y después de hacer un experimento

y antes de salir del laboratorio.


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PRÁCTICA N°1

RECONOCIMIENTO DEL MATERIAL DE LABORATORIO

I. OBJETIVOS

Familiarizar al estudiante con los implementos usados en el Laboratorio de Química.

Capacitar al estudiante para adquirir habilidad en el manejo de pipetas, buretas, balones,

vasos de precipitado y tubos de ensayo.

Instruir al estudiante en las reglas básicas de comportamiento y seguridad dentro de un

laboratorio de Química

II. FUNDAMENTO TEÓRICO

1. Materiales de Laboratorio.

Los materiales de laboratorio son aquellos objetos o materiales que se emplean para realizar

una operación química, hacer un experimento o realizar un análisis químico. En un

laboratorio químico se encuentran materiales y equipos muy diversos, para los más variados

usos, la mayoría de los cuales son de vidrio y de uso específico y es muy necesario conocer

el uso adecuado de cada material.

2. Clasificación del Material de Laboratorio.

Los materiales de laboratorio se pueden clasificar de dos maneras:

A. Por la Clase de Material Empleado en su Fabricación.

Materiales de Vidrio: La mayoría de los materiales de laboratorio son de vidrio Pírex (es

un vidrio especial a base de boro silicatos, que poseen muy pequeño coeficiente de

dilatación, elevado punto de reblandecimiento y gran resistencia a agentes químicos).

Estos materiales pueden ponerse en contacto directo con el calor. Por ejemplo: vasos,

tubos balones, etc. Mientras que ciertos materiales sobre todo volumétricos como:

buretas, pipetas, fiolas, etc. a pesar de que están hechas de vidrio Pírex, no deben poner

en contacto con el calor ya que pueden variar la precisión en la medida del volumen, por

eso que estos materiales tienen en su rótulo la temperatura de trabajo y su precisión.

Materiales de porcelana: Materiales hechos en base a una mezcla de caolín, feldespato y

cuarzo calentado a elevada temperatura. Se puede poner en contacto con el calor sin

cambios bruscos de temperatura, por ejemplo: crisoles, cápsulas, embudos, etc.

Material Metálico:Son generalmente accesorios, muchos de ellos con revestimiento

(cromado), por ejemplo: soporte universal, trípode, pinzas, etc.

Materiales de Madera: Son soportes que no pueden estar en contacto con calor, ni con

agentes químicos corrosivos, por ejemplo gradilla, soporte para embudos, etc.

Materiales de Plástico: Materiales poco empleados en relación a los otros materiales,

debido a que son atacados fácilmente por sustancias corrosivas. Ejemplo: pizetas,

cuentagotas, etc.


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B. Por su Uso Específico

Materiales Volumétricos: Son materiales de vidrio, generalmente de vidrio borosilicatado,

destinados para realizar medidas de volúmenes de líquidos, de gases y son muy útiles para

los trabajos en laboratorios químicos.

Probetas: Recipientes cilíndricos de vidrio grueso, pico y base amplia para poder parar

algunos son de plástico o polietileno graduada de la base al aforo superior. Se emplean para

medir volúmenes cuando no se necesita mucha exactitud. Existen probetas desde 10 mL

hasta 1000 mL.

Pipetas: Material volumétrico en forma de varilla graduada de arriba hacia abjo. Sirve

para medir volúmenes pequeños con mucha exactitud y las hay desde 0.5 mL (micro pipetas)

hasta de 100 Ml. Antes de usar una pipeta, esta se enjuaga con el líquido a medir, después se

carga por succión hasta 2 ó 3 cm. Por encima del enrase y se tapa el extremo superior de la

pipeta con la yema seca del dedo índice, la pipeta debe mantenerse verticalmente y a una

altura tal que la marca se halle al mismo nivel que el ojo. La gota que queda en el extremo se

saca tocando una superficie de vidrio, como puede ser un vaso de precipitado u ro material.

Se pueden clasificar dos tipos de pipetas:

Pipetas volumétricas: Cuando tiene una marca o aforo y tiene un bulbo intermedio de

seguridad. Este tipo de pipeta se utiliza en operaciones que requieren medir volúmenes de

líquidos con gran exactitud.

Pipetas gravimétricas:Cuando oda la pipeta esta graduada, se emplea para emitir a voluntad

volúmenes diferentes y son útiles para medir volúmenes aproximados de líquidos, no se

emplea para mediciones de precisión.

Fiolas o matraces aforados: Son recipientes de vidrio de cuello muy largo y agosto en la

cual tiene una marca o aforo que señala un volumen exacto a una determinada temperatura,

que está grabada en el mismo recipiente y generalmente a 20ºC. Se emplea en operaciones

de análisis químico cuantitativo para preparar soluciones de concentraciones definidas, por

lo tanto este material es de gran exactitud. Existen fiolas desde 5 ml hasta 2000 ml, las más

comunes son de 50, 100 y 250 ml.

Buretas: Son tubos largos, cilíndricos y graduados cuyo extremo inferior terminan en una

llave de vidrio, la llave sirve para controlar el flujo del líquido con el que se le llene. Su

empleo se da en operaciones en que se requiere medir volúmenes con gran exactitud, como

son los análisis volumétricos cuantitativos.

Antes de ser utilizados, las buretas deben de ser enjuagadas con el líquido a medirse.

Existen buretas desde 1 ml (micro buretas) hasta 1000 ml. Pero las más comunes son de 10,

25, 50 y 100ml.


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Materiales de Reacción: Sirven para efectuar reacciones de prueba en pequeñas

cantidades. Hay materiales para realizar diversos tipos de reacciones de combinación, de

descomposición, de calentamiento, etc.

Tubo de ensayo: Sirve para hacer reacciones en pruebas de pequeñas cantidades, hay de

diferentes tamaños y capacidades.

Se pueden encontrar tubos de varios tipos:

Tubos de Ensayos: También llamados tubos de prueba, son los tubos comunes de

diferentes diámetros y longitudes como son: 18 x 150 y 25 x 150mm.

Tubos de Ignición: Son tubos pequeños generalmente de 14 x 100 mm de paredes gruesas

que se emplea para efectuar calentamiento a alta temperatura.

Tubos de salida Lateral:Son tubos especiales que tienen un pequeño ramal lateral cerca

del borde, se emplean para producir gases, para absorber los gases, para efectuar filtraciones

al vacio.

Tubos Graduados: Son tubos de vidrio graduados, utilizados para medir volúmenes de

gases y para casos especiales. Comúnmente las graduaciones están en 0.1 cc y hay de

diferentes capacidades.

Tubos en “U”: Son tubos de vidrio que tiene esta forma. Se emplean para hacer reacciones

electroquímicas en donde en cada extremo se coloca un electrodo.

Tubos Thisle: Son tubos de vidrio especial que tiene la forma de una “b”. Se utilizan para

determinar el punto de fusión de una sustancia.

Vaso de precipitados o beaker: Sirven para efectuar reacciones con mayor cantidad de

reactivos y en sistema abierto, tiene la forma alta o baja con o sin graduación desde 25 mL

hasta 2000 mL.

Matraces Erlenmeyer: Son recipientes de forma cónica, fabricados de vidrio

generalmente pirex. Su uso más común es en titulaciones (análisis químico cuantitativo)

debido a la facilidad que ofrecen para agitar la solución, sin peligro de que esté se derrame,

durante la titulación. Sin embargo, también se emplean para efectuar filtraciones ataques,

evaporaciones de soluciones capacidades, desde 25 hasta 2000 mL. Los más usados son de

100 y 250 mL.

Balones: Son de recipientes fabricados de vidrio pirex que constan de un cuerpo esférico

y un cuello. S le utiliza para realizar diversas reacciones químicas. Existen balones con

capacidades desde 100mL hasta 2000 mL y se pueden encontrar balones de varios modelos:

Balones con Fondo Plano: Denominados “matraces” compuestos por un cuello largo y

boca angosta o de cuello angosto y corto y el de cuello con boca ancha. Los que tienen

cuello largo se conocen como balones o matraces de Florencia.


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Balones con Fondo Redondo: Los balones de cuello largo constituyen el modelo clásico,

empleados para efectuar reacciones donde intervienen el calor también se disponen modelos

con cuello corto.

Balones de Destilación: Estos tienen fondo redondo con el cuello largo y un tubo lateral de

salida, situado en el cuello y ligeramente inclinado hacia abajo por donde saldrán los

vapores. El otro tipo de balón de destilación es el de Claissen que posee dos cuellos extra,

usados para ciertas operaciones especiales de destilación.

Lunas de reloj: Son discos de vidrio pírex de diferentes diámetros generalmente

cóncavos. Se usan para tapar los vasos de precipitados y así evitar salpicaduras para

evaporar pequeñas cantidades de un líquido; para realizar ensayos previos o de corta escala;

para cristalizaciones, sublimaciones (poniendo como tapa otra luna de reloj) y pruebas de

acidez, de basicidad.

Retortas: Son de recipientes de vidrio en forma de pipa cerrada con o sin abertura en la

parte superior si hay abertura llevaría tapón de vidrio, la cual puede ser esmerilada o no.

Tiene alta resistencia térmica y mecánica; son empleadas para obtener productos volátiles y

corrosivos.

Materiales de filtración y Separación: Sirve para separar bases distintas y estos pueden

ser:

Embudo: Cono terminado en vástago, sirve para filtrar por gravedad con ayuda de un

cartucho de papel filtro, algodón y algún medio filtrante.

Kitasato: Matraz de vidrio muy resistente que presenta una pequeña tubuladura lateral en

el cuello y sirve para realizar filtraciones al vacío.

Pera o embudo de separación o decantación: Embudo con llave en el vástago y cerrado

con tapa esmerilada, sirve para separar fases líquidas.

Columna Cromatográfica :Tubo de diámetro regular con o sin llave de paso inferior que

se llena con una sustancia absorbente para separar los componentes de una mezcla por la

diferencia de absorción.

Tubo de centrífuga: Tubo de ensayo con o sin tapa, terminado en punta con graduación

que sirve para separar fases por centrifugación.

Papel Filtro: Es un papel de celulosa pura sin carga y sometida a procesos especiales,

según el caso al que se destine así por ejemplo, hay con cenizas taradas para efectuar

análisis cuantitativos, resistentes a los ácidos, a los álcalis, para filtrar precipitados

gelatinosos, grasos, finos, etc.

El papel filtro se emplea cortando un círculo cuyo diámetro debe escogerse de tal modo que,

una vez doblado y colocado en el embudo, el borde superior de este quede más o menos 1

cm. Por encima del papel. Si se trata de filtrar al vacío, el diámetro debe ser tal que encaje


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perfectamente dentro del embudo de Buchner, por ningún motivo debe quedar doblado el

papel filtro.

Tamices Metálicos: Son mallas metálicas cuya superficie perforada permite efectuar la

separación de partículas o granos por tamaños. La magnitud de las perforaciones determina

la clasificación de los tamices la cual se realiza generalmente por escala numérica.

Columna de Absorción o Cromatográficas: Son columnas cilíndricas de vidrio con

entrada y salida apropiadas. Dentro de la columna se deposita una sustancia absorbente

específica para un determinado reactivo o sustancia en estado gaseoso o líquido. Este

material absorbente separa los componentes de una mezcla por la diferencia de absorción.

Extractores: El más conocido es el equipo de Soxhlet que se utiliza para extraer los

componentes solubles de un sólido con un solvente adecuado y así recuperan el compuesto

útil de una muestra.

Equipo de Destilación: El equipo en si consta de un balón de destilación y un

refrigerante o condensador. El condensador fabricado de vidrio condensa los vapores que se

desprenden del balón de destilación, ya que en contracorriente por un tubo concéntrico

circula agua fría o algún líquido refrigerante. Existen varios tipos de condensadores, por

ejemplo de Liebig (con Tubo condensador central recto) de serpentín o Graham (con tubo

condensador central en forma de serpentín o espiral) de bolas (con tubo condensador central

en forma de collar) de Friedrichs o inverso (con tubo condensador externo, el agua circula

por el tubo interno) etc.

También en algunos casos, se utiliza una columna de fraccionamiento, la cual consiste en

un tubo de vidrio largo provisto de platillos o niveles de condensación que se interpone

entre el balón de destilación y el refrigerante, para realizar una destilación fraccionada.

Materiales de Calcinación y Desecación: Son materiales refractarios para someterse a

altas temperaturas son generalmente de arcilla, porcelana o platino, etc.

Crisol: Es un recipiente pequeño en forma de vaso de arcilla, porcelana o metal sirve

para calcinar muestras pueden tener tapa.

Cápsula: Fuente pequeña de porcelana, sirve para desecar o calcinar muestras a bajas

temperaturas; hay de varias dimensiones.

Cristalizadores: Son cilandros de vidrio de baja altura, sirven para cristalizar soluciones

por evaporación a temperatura ambiente hay de diversos diámetros y tamaños.

Desecadores: Depósito grande, dividido en dos partes por una parrilla, la inferior sirve

para coloca materiales higroscópicos ( como CaCl2, CuSO4. Anhidro, P2O5, silicagel, etc) y

la parte superior para poner la sustancia a deshidratar.


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Materiales para Soporte o Sostén: Son aquellos que sirven de soporte o apoyo para mayor

seguridad y mantenimiento en las diferentes instalaciones así como para mantenerlos fijos y

en equilibrio.

Soporte Universal: Es de estructura metálica, consiste en una varilla metálica de

longitud variable enroscada a una base de hierro que puede ser triangular o rectangular. Se

utiliza para las diferentes instalaciones, para sostener en posición fija los diversos materiales

especialmente cuando se arman apartaos complicados como un equipo de destilación.

Pinzas: Son sujetadores sirven para sujetar accesorios o materiales de laboratorio.

Existen varias clases de pinzas:

Pinzas para Crisoles: Son de material metálico tienen forma de una tijera, sirven para

sujetar al crisol en una operación de calentamiento, además para manipular al crisol en la

mufla en una operación de calcinación.

Pinzas para Vasos de Precipitados: Son pinzas destinadas a manipular vasos, cuando

estos se encuentran calientes, tienen la forma de una tijera y son de estructura metálica.

Pinza para tubos de Ensayo: Son de estructura metálica, sirven para el manejo de tubos de

ensayo cuando son sometidos a la acción del calor.

Pinzas para Pesas: Son instrumentos a manea de tenacillas de estructura metálica. Sirven

para coger o sujetar las pesas pequeñas que se usan en una operación de pesada y para ser

colocados en el centro del platillo de la balanza.

Pinzas de Mohr o de Presión: Son de estructura metálica, sirven para controlar el flujo de

un fluido que circula a través de un tubo de goma.

Pinzas de Hoffman o de Tornillo: Son de metal, se utilizan en forma similar a la anterior,

con la diferencia de que es más precisa en el control de flujo por poseer un anillo graduable.

Pinzas para Buretas: Son metálicas con mordazas de jebe, se sujeta al soporte universal.

Se utilizan para soportar buretas (una o dos según el tipo) en forma vertical.

Nueces o Tenazas: Son de estructura metálica sirve para realizar diferentes conexiones

de instrumentos, como: aros, varillas metálicas, etc, al soporte universal,

Pueden ser fijas y giratorias.

Anillos Metálicos: Son de naturaleza metálica formando por un anillo circular soldado a

una varilla delgada del mismo material. Estos se sujetan a los soportes universales con una

nuez. Sirven para sostener objetos que tienen alguna parte esférica como un matraz redondo,

embudos, etc.

Gradillas para Tubos de Ensayo: Son de metal o de madera. Es una especie de

escalerilla portátil y sencilla. Sirve para portar tubos de ensayo durante el trabajo de

laboratorio.


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Porta Embudos: Son de madera tiene una base de madera y una varilla, en la cual se

sujeta una madera ahuecada para sostener embudos o peras de decantación.

Trípode: Accesorio metálico, formado por un anillo circular apoyado en tres patas

equidistantes, que son varillas delgadas. Sirven para colocar sobre la rejilla metálica o de

asbesto en una operación de calentamiento.

Rejillas: Son mallas metálicas hechas de alambre de hierro estañado, las de mayor uso

son de 15 x 15 cm

Rejillas Metálicas: Construidas de delgados alambres entrelazados, sirve como soporte del

recipiente que puede ser utilizado como el caso de las rejillas de asesto.

Rejillas de Asbesto: Son similares a las rejillas metálicas, pero posee en la parte central una

sustancia llamada asbesto. Se utiliza para difundir la llama producida por un mechero en

una operación de calentamiento, obteniendo un calentamiento suave y uniforme, además se

consigue evitar los cambios bruscos de temperatura. Se coloca sobre el trípode.

Triángulo Refractario: Esta constituido de dos partes, una de metal y la otra de un

material refractario como la porcelana, el cual cubre en forma de tubo concéntrico a un

triángulo de metal. Se usa para sostener a los crisoles en el trípode durante el calentamiento

o la calcinación.

Materiales para Usos Diversos:

Varillas de Vidrio o Baguetas: Son varillas gruesas de vidrio de 3, 5, y 7 mm de

diámetro y de largo conveniente, con ambos extremos redondeados. Las baguetas sirven

para agitar y trasvasar líquidos. La varilla “policía” es la que tiene un trozo de 3 cm. de tubo

de goma en uno de sus extremos, convenientemente fijado; es emplea para desprender

partículas de precipitados, que no es posible removerlo con chorros de agua de la pizeta. Por

precaución, la varilla de goma no debe ser empleada para agitar, ni se la debe dejar en la

solución.

Piedras de Ebullición: Son perlas de vidrio, cuya finalidad es romper la tensión

superficial de un líquido, antes de que este hierva y así, evitar las proyecciones.

Pizetas: Son frascos de plástico o polietileno, algunas veces de vidrio, con sifón; en el

que se llena agua destilada y permiten emplearla fácilmente para lavar precipitados o para

diluir precipitados.

Frascos Goteros o Cuentagotas: Son frascos de vidrio o plástico diseñados

especialmente para dosificar pequeños volúmenes (gotas) de reactivos o sustancias liquidas.

Espátulas: Son instrumentos de forma plana, alargada, de metal y con bordes afilados,

provistos de un mango de madera. Sirven para coger, trasladar o transportar muestras sólidas

o reactivos químicos puros, durante la operación de pesada en una balanza.


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Trampa de Vació o Trampa de Agua: Es un dispositivo metálico o de vidrio utilizado

para producir vació parcial dentro de un sistema, mediante el flujo continuo de agua, la cual

produce una diferencia de cargas, y por consiguiente un vació en el cuerpo de la trampa y

esta depende de la velocidad de flujo. Posee dos entradas, una para el líquido y otra para

realizar la succión de aire con una salida común.

Tubos de Goma o Mangueras: Tienen una gran utilidad en las conexiones en cualquier

dirección, de algún fluido o fluidos apropiados, de acuerdo a la calidad del material

construido.

Morteros: Son materiales semiesféricos de base plana, que son fabricados de porcelana,

de acero u otro tipo de material duro. Consta de dos partes: el mazo o pistilo y el mortero

propiamente dicho que es el recipiente donde se opera. Los morteros se emplean reducir de

tamaño, triturar, pulverizar pequeñas cantidades de muestra sólida por percusión. Existen

varios tipos de morteros y algunos son:

Morteros de Acero: Fabricados de una aleación de fierro y otros metales, se usan para

disgregar minerales y rocas en estado sólido.

Morteros de Porcelana: Aquellos que no tienen barniz interiormente, se aprovecha su

aspereza para un mejor desmenuzado.

Morteros de Vidrio: Utilizado en donde se requiere gran pureza y limpieza de sustancias o

cuerpos sólidos menos duros que el vidrio.

Morteros de Ágata: Son morteros de mucha dureza y mayor calidad, se les utiliza para

pulverizar las muestras de mayor valor.

Instrumentos de Laboratorio.

Son aquellos instrumentos mecánicos o eléctricos, simples o complejos que se utilizan en el

laboratorio. A continuación mencionaremos los más comunes.

Balanzas: Son instrumentos diseñados para la determinación de masa de diversas

sustancias. Se dispone de diversos tipos o modelos de balanzas, entre las que tenemos:

balanza analítica, balanza técnica y balanza electrónica.

Densímetros o Aerómetros: Son tubos de vidrio cerrados, de forma especial, con un

lastre en su parte inferior para mantenerlos verticales y una escala impresa en su parte

interior. Estas escalas están graduadas para líquidos de mayor o menor densidad que el

agua. El densímetro se hace flotar en el líquido cuya densidad se desea medir y el enrase

del menisco observado de la superficie libre sobre la escala graduada nos dará la densidad

respectiva.

Termómetros: Son instrumentos destinados a medir temperaturas con escalas en grados

centígrados o Fahrenheit (ºC o ºF). El tipo más usual es aquel que tiene graduaciones


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desde -10 ºC hasta 200 ºC. Son utilizados generalmente en operaciones de destilación,

determinaciones de puntos de fusión y ebullición, temperaturas de reacción, etc.

pH−metro: Es un aparato que mide la concentración de iones hidrógeno (H+), es decir, el

pH de una solución. Posee electrodos, los cuales debe estar en contacto con los iones

disueltos de la solución, para luego transmitir una fuerza electromotriz y reportar datos

que relacionan la concentración de la solución, expresada directamente en pH.

Conductímetro: Es un aparato que mide la conductividad, es decir medida de la

capacidad de una disolución acuosa para transportar la corriente eléctrica.

Mecheros: Son aparatos destinados a quemar combustible. Los de uso general en el

laboratorio son de vidrio y de metal. El primero se emplea para quemar alcohol (mechero

de alcohol) y el segundo para quemar gas (mechero de Bunsen).

Mufla Eléctrica: Es una cámara cerrada, construida de material refractario. En la puerta

anterior tiene un agujero de observación. Funciona a electricidad para producir

calefacción. Le temperatura máxima es de 1200ºC, en lo posibles debe poseer un

termómetro o termocupla.

Planchas Eléctricas: Se utilizan para calentamiento y evaporación de soluciones. Para

protegerse de los humos, vapores y derrame de líquidos corrosivos, los elementos

calefactores y los conductores internos están cubiertos y aislados convenientemente.

Estufas Eléctricas: Sirven para secar precipitados o sustancias sólidas a temperaturas

relativamente bajas, por calefacción eléctrica funcionan desde la temperatura ambiente

hasta 250 ó 300 ºC, tienen un termorregulador, que cumple la función de regular la

temperatura del aparato.

Cocinilla Eléctrica: Cocina eléctrica con resistencias. Sirve para calentar líquidos con

ayuda de una rejilla de asbesto.

Baño María: Aparato que consiste en un recipiente con resistencia eléctrica, en el

recipiente se coloca agua, la que se calienta, produciendo un baño caliente. Existen baños

María que permiten regular la temperatura del baño mismo.

Baño de Arena: Aparato que consta de un recipiente que contiene arena, debajo del cual

hay una resistencia eléctrica que permite calentar.

Reactivos Químicos.

Los reactivos químicos son las sustancias empleadas en el laboratorio para hacer reacciones

de pruebas, analíticas u otras. Los reactivos químicos se pueden clasificar de dos maneras.

A. Por su Naturaleza.

Reactivos Inorgánicos: Son de naturaleza inorgánica, con pocas excepciones. Se puede

clasificar como:


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• Ácidos: Ácidos inorgánicos, que se almacenan como soluciones acuosas concentradas. Se

incluyen algunos ácidos orgánicos.

• Sales e Hidróxidos: Sólidos que se clasifican de acuerdo al catión de las sales o de los

hidróxidos.

• Elementos Puros: Sustancias en estado elemental, generalmente inestables. Se debe tener

especial cuidado con su almacenaje, mantenerlos en queroseno.

Reactivos Orgánicos: Son de naturaleza orgánica, generalmente sólidos. Se puede clasificar

como:

• Ácidos Orgánicos:Sólidos como el ácido cítrico, acido oxálico, acido málico, Acido

benzoico, etc.

• Solventes: Líquidos como el benceno, éter, alcohol etílico, acetona, etc.

• Indicadores: Sustancias que se comportan diferente frente a ácidos y bases, por ejemplo:

fenolftaleína, anaranjado de metilo, rojo de metilo, etc.

Productos Químicos: Productos auxiliares, no clasificados, de diversa naturaleza. Tales

como arena, silicagel, carbón activado, piedra pómez, etc.

B. Por su Pureza.

Reactivos Pro−Análisis (P.A.): Son reactivos de alta pureza, usados para realizar análisis y

reacciones cuantitativas en trabajos de investigación.

Reactivos Químicamente Puro (Q.P.): Son reactivos de menor pureza que los anteriores, se

usa para reacciones semi−cuantitativas y experimentos afines.

Productos Técnicos: Son productos comerciales químicos de baja pureza, se usan para

reacciones comunes.

III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Para el desarrollo de esta práctica, el alumno:

Encontrará en su mesa de trabajo una serie de materiales de vidrio, porcelana, metal, que

son utilizados con mayor frecuencia en el laboratorio.

Recibirá la orientación necesaria por parte del profesor para el logro de los objetivos.

Dado un conjunto de materiales tendrá que identificar y reconocer por nombre,

características y uso de dicho material.

Esquematizara cada uno de los materiales de laboratorio al final de la guía de práctica.

Desarrollará el cuestionario que se encuentra al final de la práctica de laboratorio.

IV. REPORTE DE RESULTADOS

1. En orden alfabético esquematice, describa características e indique la función de los

materiales que con frecuencia se usan en el laboratorio.

2. ¿Cómo se clasifican los materiales de laboratorio de acuerdo a su uso ?


17

3. ¿Haga un cuadro indicando qué elementos y sustancias intervienen en la fabricación de los

materiales de vidrio, materiales de porcelana, materiales de plástico?

4. Defina brevemente las siguientes palabras: aforado, esmerilado y graduado

5. De qué calidad deben de estar hechos:

a) Los materiales para ser expuestos al fuego directo. Mencione cinco ejemplos

b) Los materiales para ser expuestos a ácidos y bases fuertes. Menciones cinco ejemplos-

6. ¿Por qué la lectura de los líquidos debe hacerse a la altura de la vista?


18

PRÁCTICA Nº 2

MEDICIÓN Y TIPOS DE ERRORES

I. OBJETIVOS.

Conocer las técnicas usadas en la determinación de las diferentes clases de magnitudes

susceptibles de ser medidas, tales como la longitud, masa, tiempo, temperatura y presión.

Efectuar las medidas con la mayor precisión y exactitud.

Aprender a medir volúmenes.


Medición: En el Campo químico, las mediciones son las observaciones cuantitativas. Toda

medición consta de dos partes: un número y una unidad, ambos son necesarios para que la

medición tenga significado.

Los elementos observables fundamentales, de los que pueden derivarse todos los demás, son la

longitud, la masa y el tiempo. Una vez que se ha seleccionado lo observable, deben asignarse

las unidades de medición para los tres.

A la unidad de medida también se le denomina patrón de medidas y debe cumplir tres

condiciones:

a) Debe reproducirse fácilmente.

b) Debe ser universal.

c) Debe ser inalterable.

d) Debe tenerse en cuenta lo que viene a ser el error de medida, que está en función del

operador y del instrumento de medida.

Error: Es la diferencia entre el valor obtenido o medido durante la práctica y el valor

verdadero o real. Afectan a cualquier instrumento de medición y puede deberse a diversas

causas, pero que se pueden prever, calcular o anular mediante calibraciones y la experiencia

del experimentador.

Se conocen dos clases de errores: Absoluto y relativo

a) Error absoluto: Es la diferencia entre el valor medido (Vm) y el valor real (Vr)puede

ser por exceso (error positivo) o por defecto (error negativo).

Error absoluto = Valor medido – valor real

b) Error relativo: Es el cociente obtenido de dividir el error absoluto por el valor

verdadero (Vr). Frecuentemente se expresa en forma de porcentaje, denominado

porcentaje de error, y es este error el que nos da la exactitud de la medida.

Error relativo = error absoluto/valor real

% de error = error relativo x 100


19

III. PARTE EXPERIMENTAL

Materiales y Reactivos

Materiales Reactivos

- Probetas de 100 y 250 ml

- Densímetros - Alcohol

- Termómetros - Agua destilada

- Vasos de pp de 200 ml - Cloruro de Sodio

- Pizetas - Aceite

- Picnómetros

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Experimento Nº 1.Determinación de la masa para muestras sólidas

- Determinar las masas de 03 objetos diferentes (ejemplo: tapón de jebe, tapa o una moneda.

etc.) Teniendo en cuenta las reglas para el uso de las balanzas proceda a pesar.

- Tabular los resultados considerando las masas en ambas balanzas, en la balanza analítica

(Valor verdadero) y en la otra balanza (el valor estimado), calcular el porcentaje de error.

Experimento Nº 2. Medición de Líquidos

Realizar mediciones de líquidos, Utilizando agua en vasos, probetas, pipetas, buretas,

matraces aforados (fiolas) según indicación del profesor.

En los vasos graduados la medición de volúmenes es aproximada, su exactitud es limitada.

En las probetas para no cometer errores de lectura, se debe tener en cuenta colocarlas en

posición vertical y al mirar la medida, el ojo debe estar a la altura del menisco. Para líquidos

que mojan se debe hacer la lectura en la parte inferior del menisco y para los que no mojan en

la parte superior del menisco

Experiencia Nº 3. Medición de Densidad

1.- Determinación de Densidad de sólidos

Métodos: Probeta ó Desplazamiento

Muestra: Cloruro de sodio

- En una probeta limpia colocar un volumen de etanol exactamente medido (V1)

- Pesar exactamente 2 g del sólido

- Introducir el sólido en la probeta, se observará un desplazamiento del volumen de etanol

(V2) que corresponde al volumen del sólido (V) , el cual se encuentra por diferencia

V = V2 – V1

- Aplicar la fórmula y encontrar la densidad del Cloruro de Sodio.

2.-Determinación de Densidad de Líquidos

A) Método de la Probeta:


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Densidad del agua

Pesar una probeta limpia y seca. Llenar con agua destilada hasta la marca de 50 ml. Usar

un gotero para ajustar el menisco hasta la marca de 50 ml. Anote el volumen. Vuelva a

pesar. Encuentre la masa del peso de agua por diferencia de masas y Calcule la densidad

del agua.

Densidad del Etanol

Pesar una probeta limpia y seca. Llenar con Etanol hasta la marca de 50 ml. Usar un gotero

para ajustar el menisco hasta la marca de 50 ml. Anote el volumen. Vuelva a pesar.

Encuentre la masa del peso de Etanol por diferencia de masas y Calcular la densidad del

Etanol.

B) Método del Densímetro:

El densímetro es un tubo de vidrio en cuyo interior lleva una escala graduada donde se

indican las distintas densidades.

En una probeta de 250 ml colocar una solución saturada de NaCl hasta la marca superior.

Sumergir el densímetro en la sustancia problema y antes de dejarlo en libertad, se deberá de

darle un movimiento rotacional, evitando que se adhiera a las paredes de la probeta.

La lectura se tomará a la altura del menisco que corta el vástago del densímetro y de

acuerdo a las unidades (oBaumé ) Se hace los cálculos. Antes de usar el densímetro para

otras muestras se debe de lavar y secar.

Utilizando la fórmula adecuada determinar la densidad relativa ó peso específico.

C) Método del Picnómetro

Para utilizar el picnómetro primero se le debe de calibrar (conocer su volumen exacto).

- Pesar el picnómetro limpio y seco con su tapa respectiva.

- Llenar el picnómetro con agua destilada tomar la temperatura del agua y enrasar.

- Pesar el picnómetro con el agua.

- Calcular por diferencia de peso (masa) de agua contenida en el picnómetro de la

siguiente manera:

MH2O = (Mpic + H2O) - Mpic

- De tablas obtener la densidad del agua a la temperatura leída o utilizar la densidad

obtenida en experimento 2 A

- Calcular el volumen del líquido agua contenida en el picnómetro con la siguiente

fórmula:

Vpic =

- Llenar el picnómetro con la muestra problema (aceite) dada por el profesor y repita los

pasos anteriores para hallar la densidad.

-


21


1. Tabular los resultados considerando las masas en ambas balanzas, en la balanza analítica

(Valor verdadero) y en la otra balanza (el valor estimado), calcular el porcentaje de error.

Objetos Balanza

analítica

Balanza

digital Diferencia

%

error

2. Escriba las observaciones de cada uno de los experimentos realizados y los cálculos de sus

respectivas mediciones.

V. CUESTIONARIO

1.- ¿Qué métodos usados en el laboratorio para determinar densidad, se basan en el principio

de Arquímedes?

2.- ¿Qué es densidad absoluta y qué Densidad Relativa?

3.- ¿Qué importancia tiene la Densidad de las sustancias para procesos a nivel industrial?

4.- ¿Por qué los instrumentos de medición de volúmenes llevan registrados generalmente la

temperatura de 20oC?

5.- ¿Cuál es la diferencia entre precisión y exactitud?

6.-¿ Es correcto pesar objetos calientes?

7.- ¿Cómo se puede reducir la inexactitud al medir volúmenes?

8.- ¿Qué es la convexidad del menisco?

9.- En una balanza se efectúan dos pesadas de 1 y 10 g , en estas dos pesadas ¿cual tiene

mayor error relativo de pesada , por qué razón?

10.- ¿Cómo influye la presión y temperatura en la densidad de gases, líquidos y sólidos

¿Porqué ?

11.- ¿Cuál es la diferencia entre densidad absoluta y peso específico?

12.- Explique ¿Cómo podría determinar la densidad de un sólido menos denso que el agua?


22

PRÁCTICA Nº 3

OPERACIONES BÁSICAS EN EL LABORATORIO

I. OBJETIVOS

Efectuar un estudio y reconocimiento de algunas técnicas de operaciones básicas, empleadas

frecuentemente en los trabajos de laboratorio.

Efectuar la separación de los componentes mezclas (homogéneas o heterogéneas).

Adquirir destreza y habilidad en la manipulación de los materiales usados en las distintas

operaciones básicas.


El trabajo continuo en un laboratorio de química se basa en ciertas técnicas a las que suele

llamarse operaciones básicas debido a que se repiten constantemente. Difieren unas de otras

por su simplicidad o complejidad.

Una operación se considera desde un encendido de un mechero, un filtrado o una destilación o

extracción.

Los estudiantes de Ingeniería Industrial estudiarán las Operaciones Básicas y verán las

numerosas aplicaciones de la filtración en las industrias de grasas y de aceites para separar los

agentes absorbentes empleados en la decoloración; en la industria azucarera se filtran las

pulpas del tratamiento de los jugos; en las industrias lácteas el agua se separa de la cuajada del

queso por filtración. La destilación con arrastre de vapor se utiliza en elayotecnia; la

rectificación en la separación de alcohol de mezclas en las azucareras, de industrias cárnicas y

de aceites vegetales para recuperar los disolventes en los procesos de extracción de grasas y

aceites y es una operación fundamental en la industria de bebidas alcohólicas, vinos y licores.

La extracción es una operación básica en la industria de los aceites de semilla. La adsorción se

aplicará sobre todo en la eliminación de colores, olores y sabores no deseados, por ejemplo en

elayotecnia, grasas y aceites, vinos, etc.

A continuación detallamos algunas definiciones de las operaciones básicas en el laboratorio de

química.

Pulverización: Operación utilizada para reducir de tamaño los cuerpos sólidos relativamente

grandes por medio de pequeños molinos o morteros de acuerdo a las características del

material. Seguidamente de esta operación se hace uso de tamices para la separación de acuerdo

al tamaño de la partícula.

Precipitación (pp.): Es la formación de un sólido (sustancia insoluble) en una disolución.

Esto ocurre cundo dos soluciones diferentes se mezclan o cuando tiene lugar una reacción

química y el producto o uno de los productos es el sólido insoluble en el solvente o agua en

que se encuentra, el sólido generalmente aparece como una suspensión o en casos especiales

como un coloide.


23

Decantación: Operación que consiste en dejar en reposo una solución que contiene un

precipitado con el objeto de que el insoluble se deposite en el fondo del recipiente por

influencia de la fuerza de la gravedad y el líquido sobrenadante puede ser separado por simple

escurrimiento.

Filtración: Es la operación que consiste en separar los componentes de una mezcla

heterogénea (sólido – líquido) a través de un medio poroso papel filtro que retengan las

partículas sólidas, en esta operación se emplea como material embudo, bagueta, porta embudo,

papel filtro que se fija al embudo con ayuda del agua destilada para trasvasar el contenido se

ayuda con la bagueta. El sólido adherido al papel filtro se denomina residuo y el líquido que

pasa se llama filtrado.

Disolución: Cuando una sustancia sólida, líquida o gaseosa se solubiliza en un solvente o

disolvente quedando una solución homogénea.

Centrifugación: Método de separación de difícil filtración de una mezcla, tiene la ventaja de

no requerir papel filtro, es una operación muy rápida, las partículas sólidas suspendidas en el

líquido se depositan en el fondo del recipiente, mientras que las ligeras sobrenadan, por acción

de la fuerza centrífuga.

Evaporación: Consiste en hacer pasar una sustancia en estado líquido al estado de vapor,

operación que se realiza a temperatura ambiente o a mayor temperatura, operación que se

realiza a temperatura ambiente o a mayor temperatura. Se emplea generalmente con la

finalidad de concentrar una disolución.

Lavado: Consiste en la eliminación de sustancias solubles que impurifican el precipitado. La

naturaleza del líquido de lavado depende de la solubilidad y propiedades químicas del

precipitado, de la impureza que se han de eliminar y de la influencia que debe tener la solución

del lavado que queda con el precipitado en los tratamientos posteriores del mismo antes de la

pesada.

Desecación: Operaciones que consisten en eliminar en contenido de humedad de los

precipitados obtenidos al filtrar una mezcla o de materias que tienen agua incluida, mediante

la acción del calor producido en la estufa. Corrientemente se llama secado cuando la

temperatura empleada no excede de los 200 °C y se realiza en la estufa.

Calcinación: Operación muy similar a la desecación, con la diferencia que se emplea para

descomponer la materia orgánica, obteniendo un residuo blanco denominado cenizas.

Operación que emplea temperaturas superiores a 250 °C y se efectúa en la mufla.

Destilación: Operación que se utiliza para separar de una sustancia líquida volátil de una

mezcla homogénea (líquidos miscibles), mediante el paso de uno de los componentes del

estado líquido al estado gaseoso (evaporación), producido por el calentamiento; y

posteriormente al estado líquido (condensación), producido por la refrigeración. Esta


24

operación se fundamenta en la diferencia del punto de ebullición de las sustancias a separarse.

Existen varios tipos: destilación simple, destilación fraccionada, destilación al vacío, etc.

• Destilación Simple: Se utiliza para separar los componentes de una mezcla líquida o de un

sólido en solución, los componentes deben poseer puntos de ebullición inferiores a 150 ºC y

estos deben de diferir ampliamente entre sí, más de 25 ºC.

• Destilación Fraccionada: Se utiliza para separar los componentes de una mezcla líquida,

cuando los puntos de ebullición de los componentes son muy cercanos entre sí, menos de 25

ºC. En este tipo de destilación se utiliza una columna de fraccionamiento.

• Destilación al Vació o a Presión Reducida: Se utiliza para separar líquidos con un punto de

ebullición superior a 150 ºC o que se descompone a alta temperatura. Como un líquido hierve

cuando su presión de vapor iguala a la presión externa, se puede reducir el punto de ebullición

disminuyendo la presión a la que se destila

Extracción: Esta operación consiste en la separación de un componente de una mezcla, sólida

o líquida, mediante el empleo de un solvente, es decir, la mezcla se trata con un solvente que

disuelva solamente uno de los componentes o algunos de ellos. Por tanto, la extracción se basa

en el reparto selectivo del soluto entre dos fases no miscibles, que pueden ser una acuosa y una

orgánica. Los solventes frecuentemente empleados son: acetona, benceno, éter, alcohol, etc.

Existen dos tipos de extracciones:

Cromatografía: Es una técnica sumamente eficaz de separación analítica, basada en la

distribución de los componentes de la mezcla entre dos fases inmiscibles: una fase móvil, que

transporta las sustancias que se separan y que progresa en relación con la fase estacionaria. La

fase móvil puede ser un liquida o un gas y la estacionaria puede ser un sólido o un líquido.

Existen varios tipos de cromatografía: cromatografía en papel, en capa delgada o fina, en

columna, por intercambio iónico, de gases, etc.

Cristalización: Método empleado para separar sustancias de sus disoluciones en forma de

cristales geométricos. Se funda en que la mayoría de los sólidos, son más solubles en caliente

que en frío o a la inversa. Operación que se utiliza para obtener sustancias sólidas de alta

pureza, formadas por partículas de tamaño uniforme

Operación que consiste en la separación de los componentes puros de una mezcla, en base en

sus diferentes solubilidades en un solvente dado en función de la temperatura. En otras

palabras, se basa en el hecho de que la mayoría de los sólidos son más solubles en caliente que

en frió (ver Figura 3.1). Con esta operación se pueden obtener sustancias sólidas de alta

pureza, formadas por partículas de tamaño uniforme.

Sublimación y Deposición: Operación que consiste en separar una sustancia de una mezcla

que se encuentra en estado sólido. La sublimación es el proceso por el cual las moléculas

pasan directamente de sólido a vapor, sin pasar por el estado líquido, y el proceso inverso (de


25

vapor directamente a sólido) se llama deposición. Los sólidos tiene presiones de vapores al

igual que los líquidos, pero su valor es muy inferior.



Materiales. Reactivos

- Vasos de precipitación 100, 250 ml - Cloruro de sodio

- Lunas de reloj - Oxido de Silicio (Arena)

- Centrífuga - Sulfato de Cobre

- Embudos - Nitrato de Plata Solución

- Papel filtro 0.1M

- Matraz Erlenmeyer

- Algodón

- Pizetas

- Baguetas

- Porta embudos

- Mortero


1) Pulverización

En un mortero de porcelana colocar partes iguales de Cloruro de sodio y sílice (1 g),

pulverizar hasta obtener polvo fino.

2) Disolución

Transferir la muestra pulverizada a un vaso y agregar 20 ml de agua destilada. Agitar.

3) Filtración

Armar equipo para filtrar y filtrar la solución, quedando en el papel filtro la sustancia

insoluble.

Del filtrado tomar 2 ml y colocar en un tubo de ensayo para la experiencia 5, el resto de la

solución colocarla en una cápsula de porcelana para la experiencia 4.

4) Cristalización

Evaporar el líquido contenido en la cápsula para obtener los cristales de la sustancia

correspondiente.

5) Precipitación

La solución separa en la experiencia 3 agregar 8 a 10 gotas de solución 0,1 M de AgNO3,

agitar y observar.

6) Centrifugación

Separar el precipitado formado, utilizando la centrífuga.


26

7) Deshidratación

Colocar algunos cristales del CuSO4 5 H2O, en un tubo de ensayo limpio y seco. Caliente con

cuidado directamente a la llama del mechero. Observe y explique.

V. REPORTE DE RESULTADOS

1) Pulverización :

2) Disolución: Física ó química

Sustancia soluble:

3) Filtración:

Sustancia Insoluble:

4) Cristalización:

Sustancia que se obtuvo:

5) Precipitación: Operación física ó química

Reacción :

6) Centrifugación:

Sustancia insoluble:

7) Deshidratación:

Sustancia obtenida:

Características :

VI. CUESTIONARIO

1.- ¿Por qué es mejor pulverizar una sustancia antes de realizar su disolución?

2.- ¿Qué factores favorecen la Disolución?

3.- ¿Cómo se produce un precipitado?

4.- En una experiencia de Deshidratación, si se prolonga el calentamiento podría producirse

alguna otra transformación?

5.- Mediante diagrama de bloques explique el proceso Industrial de Extracción de Aceite a

partir de Soya.

6.- Explique los diferentes tipos de Destilación y ponga 2 ejemplos de cada una aplicados a

procesos industriales.

7.- ¿Qué diferencia hay entre Deshidratación y Desecación?

8.- ¿Qué factores favorecen la disolución?

9.- ¿Por qué los vástagos de los embudos de filtración son preferentemente largos?


27

PRÁCTICA Nº 4

TABLA PERIÓDICA: PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS

I. OBJETIVOS:

Estudiar y correlacionar las propiedades de elementos conocidos y vistos como un grupo o

familia.

Balancear las diferentes ecuaciones químicas iónicas y moleculares, correspondientes a las

diferentes reacciones químicas


Tabla Periódica

En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleiev, publicó una tabla de los elementos a la que llamo

Tabla Periódica, donde mostró que las propiedades de los elementos se repiten periódicamente

a intervalos regulares. Este hecho se conoce hoy en día como la Ley Periódica. La ley periódica

resume muchas observaciones sobre las propiedades de los elementos. Se puede establecer como

sigue: cuando los elementos se acomodan en orden creciente de sus números atómicos, muestran

propiedades similares periódicamente. Todos los elementos están ordenados de acuerdo con el

valor creciente de sus pesos atómicos, formando hileras horizontales llamados periodos, con

propiedades físicas y químicas que 4.2.2. Propiedades Periódicas

Las variaciones de las propiedades dependen de las configuraciones electrónicas (ordenamiento

electrónico del átomo en su estado basal), en especial de la configuración de la capa externa

ocupada y de su distancia con respecto al núcleo.

Energía de Ionización: La primera energía de ionización o primer potencial de ionización

(EI1) es la cantidad mínima de energía que se requiere para remover al electrón en lazado con

menor fuerza en un átomo aislado para formar un ión con carga +1. La segunda energía de

ionización (EI2) es la cantidad de energía que se requiere para desplazar al segundo electrón.

Para un elemento dado, (EI2) siempre es mayor que (EI1) porque siempre es más difícil

desplazar a un electrón de un ión con carga positiva que al átomo neutro correspondiente. La

energía de ionización aumenta de abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a derecha en un

periodo. Los elementos con energía de ionización baja forman compuestos iónicos al perder

electrones, dando lugar a iones con cargas positivas (cationes). Los elementos con energía de

ionización intermedia, por lo general, forman compuestos moleculares (covalentes)

compartiendo electrones con otros elementos. Los elementos con energía de ionización muy alta

a menudo ganan electrones para formar iones con cargas negativas (aniones).

Afinidad Electrónica: La afinidad electrónica (AE) de un elemento es la cantidad de energía

que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ión con

carga −1. Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan electrones con


28

facilidad para formar iones negativos (aniones). La afinidad electrónica se hace más negativa de

abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a derecha en un periodo.

Electronegatividad: La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo

a atraer electrones hacia si cuando se combina químicamente con otro átomo. Las

electronegatividades de los elementos se expresan en la escala de Pauling. La electronegatividad

del Flúor es la más alta de todas, esto indica que cuando el ión flúor esta enlazado químicamente

con otros elementos, muestra mayor tendencia de atraer la densidad electrónica hacia sí que

cualquier otro elemento. La electronegatividad aumenta de abajo hacia arriba en un grupo y de

izquierda a derecha en un periodo.

Carácter Metálico: El carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo en un grupo y de

derecha a izquierda en un periodo. Los elementos a la izquierda de los que tocan a la línea zig−

zag son metales (con excepción del hidrógeno), mientras que los que se encuentran a la derecha

son no metales. Los elementos adyacentes a esta línea suelen llamarse metaloides porque

muestran propiedades características tanto de metales como de no metales.

Comportamiento Anfótero: Es la capacidad de una sustancia para comportarse como ácido o

como base. Por ejemplo, varios hidróxidos metálicos insolubles son anfóteros, reaccionan con

ácidos para formar sales y agua, pero también se disuelven en, y reaccionan, con exceso de

bases fuertes solubles.




- Vaso de precipitados - Na (metálico)

- Probeta - Mg (metálico)

- Pizeta - Fenolftaleína

- Tubos de ensayo - Solución de NaOH (0,1 M)

- Gradilla para tubos - Solución de KOH (0,1 M)

- Pipetas - Solución de SrCl2 (0.1M)

- Cocinilla - Solución de BaCl2(0.1M)


Experimento Nº 1: Familia de los Metales Alcalinos: Reactividad en Agua.

- En un vaso de precipitados agregar 40 ml de agua destilada y dejar caer 0.5 g de sodio

metálico. Observar el desprendimiento de gas.

- Al término de la reacción, agregar 2 gotas de fenolftaleína (indicador ácido − base), la

coloración rojo grosella, indicaría la formación del hidróxido correspondiente.

- Reportar todas las observaciones y la ecuación química balanceada correspondiente.


29

Experimento Nº 2: Familia de los Metales Alcalinotérreos: Reactividad en Agua.

- En un vaso de precipitados agregar 40 ml de agua destilada y dejar caer 0.5 g de magnesio

metálico. Observar.

- Agregar 2 gotas de Fenolftaleína. Observar la aparición de una coloración rojo grosella, la cual

indicaría la formación del hidróxido correspondiente. En caso de que la reacción no ocurra a la

temperatura del agua, someter a calentamiento suave.

- Reportar todas las observaciones y la ecuación química balanceada correspondiente.

Experiencia Nº 3: Familia de los Metales Alcalino Térreos Solubilidades de las Sales de los

metales Alcalino térreos

En cuatro tubos de ensayo colocar 1 ml de las siguientes soluciones Cloruro de magnesio y

cloruro de calcio, Cloruro de estroncio y Cloruro de bario.

A las muestras de estos cloruros agregar 1 ml de las siguientes soluciones:

a) Solución de Hidróxido de sodio concentrada

b) Solución de Hidróxido de sodio 0,5 M

c) Solución de Cromato de potasio 0,1 M

d) Solución 6 M de ácido sulfúrico

Anotar los resultados en la Tabla de solubilidades Agitar, observar y formular las ecuaciones

químicas correspondientes.


1. Escriba las observaciones del experimento Nº 1 y la ecuación química balanceada de la

reacción producida.

2. Escriba las observaciones del experimento Nº 2 y la ecuación química balanceada de la

reacción producida.

3. Escriba las observaciones del experimento Nº 3 y proceda a interpretar los resultados

obtenidos

VI. CUESTIONARIO

1.- ¿Porqué es importante el conocimiento de la posición los elementos químicos en la Tabla

periódica?

2.- ¿Qué es la afinidad electrónica?

3.- Defina con ejemplos cada una de las siguientes propiedades periódicas de los elementos

químicos:

- Electronegatividad

- Radio Atómico

- Carácter Metálico

- Radio Iónico

- Energía de Ionización


30

4.- ¿Qué tipo de compuestos forman los elementos que tienen baja y media energía de

ionización?

5.- ¿Qué son compuestos anfóteros?

6.- Escriba la distribución electrónica de los elementos:

- Cobre

- Zinc

- Plata

- Oro

Escriba también los números cuánticos del último electrón de dichos átomos.

7.- Los metales alcalinos tienen números atómicos 3, 11, 19, 37, 55 y 87.

a) Hay alguna periodicidad en estos números

b) ¿Podría relacionarse con la teoría atómica?

8.- ¿Qué características presentan en común los elementos que pertenecen a un mismo periodo?

9.- ¿Por qué los metales alcalinos no se presentan libres en la naturaleza?

10.- ¿Qué conclusiones puede sacar respecto a la reactividad de los metales alcalinos

¿Podría relacionarlas con su estructura atómica.


31

PRÁCTICA Nº 5

ENLACE QUÍMICO

I. OBJETIVO:

Determinar el tipo de enlaces de las diferentes sustancias.

Predecir la polaridad de los compuestos covalentes.

Aprender a diferenciar entre los electrólitos fuertes y débiles por su capacidad de conducir la

corriente.


Enlace Químico:

Puede definirse como las fuerzas que mantiene unidos a los átomos de elementos y compuestos se

llaman enlaces químicos. Para que se forme un enlace químico, entre dos átomos, debe haber una

disminución neta de energía potencial del sistema, es decir, los iones o moléculas producidas por

las distribuciones electrónicas deben estar en un estado energético más bajo que el de los átomos

aislados.

Tipos de Enlace:

Los átomos de los elementos químicos tienen diferentes estructuras electrónicas, por tanto,

presentan una variedad de uniones químicas.

Enlace iónico: Se forma cuando uno o más electrones del nivel de valencia de un átomo, se

transfieren al nivel de valencia de otro, transformándose ambos en iones positivo y negativo,

respectivamente, y atrayéndose entre sí electrostáticamente. El átomo que ha perdido uno o

más electrones de valencia posee carga positiva (ion positivo o catión); del mismo modo, el

átomo que ha ganado uno o más electrones posee carga negativa (ion negativo o anión); a

estos iones se les conoce por electrolitos, porque estos conducen la corriente eléctrica. Los

compuestos que contienen enlace predominante iónico se conocen como compuestos iónicos.

Esta atracción electrostática entre los iones de carga contraria es el enlace llamado iónico. Los

compuestos iónicos en estado fundido o en soluciones acuosas contienen iones (átomos con

carga eléctrica), los cuales originan una diferencia del potencial, que permite el paso de la

corriente eléctrica. Por lo general, estos compuestos son sólidos con puntos de fusión altos

(>400 ºC), muchos de ellos son solubles en agua, la mayoría es insoluble en solventes no

polares, los compuestos fundidos, así como, sus soluciones acuosas conducen bien la

electricidad porque contienen partículas móviles con carga. Por ejemplo: NaCl, MgCl2,

Li2O, CaO, Al2O3, Mg3N2, etc.

covalente se llaman compuestos covalentes. Por lo general, estos compuestos son gases,

líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos (<300 ºC), muchos de ellos son insolubles en

agua, la mayoría es soluble en solventes no polares, los compuestos líquidos o fundidos no

conducen la electricidad, las soluciones acuosas de la mayoría de los compuestos


32

covalentes suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas

con carga.

Existen varios tipos de enlace covalente, entre ellos tenemos:

• Enlace Covalente Polar: Se produce entre dos átomos con diferentes electronegatividades,

generando una distribución asimétrica de la densidad electrónica, la densidad electrónica se

distorsiona en dirección del átomo más electronegativo; es decir, el par de electrones se

comparte en forma desigual, generando dipolos, cargas parciales de signo contrario. Todas

las moléculas diatómicas heteronucleares, como HF, HCl, HBr, HI, etc. poseen este tipo de

enlace.

• Enlace Covalente No Polar: Se produce entre dos átomos idénticos (electronegatividades

iguales), generando una distribución simétrica de la densidad electrónica alrededor de los

núcleos de los dos átomos; es decir, el par de electrones se comparte de manera igual. Todas

las moléculas diatómicas homo nucleares, como H2, O2, N2, F2, Cl2, etc. poseen este tipo de

enlace.

• Enlace Covalente Coordinado: Se produce cuando dos átomos comparten un par de

electrones, pero dicho par procede solamente de uno de los átomos combinados; es decir,

uno de los átomos aporta el par de electrones (donante) y el otro aporta un orbital vació

(aceptor). Los compuestos de coordinación presentan este tipo de enlace; estos compuestos

presentan iones metálicos de transición, los cuales poseen orbitales d vacíos que pueden

aceptar compartir pares electrónicos. Por ejemplo: [Co(NH3)6]3+

, [Ni(CN)4]2+

, [Fe(CO)5], etc.

Enlace Metálico: Enlace en el interior de los metales, que se debe a las atracciones eléctricas

entre iones metálicos con carga positiva y electrones móviles deslocalizados que perteneces al

cristal como un todo.

Electrólitos y Grado de Ionización.

Los electrólitos son sustancias cuyas soluciones acuosas conducen la corriente eléctrica. La

electricidad es transportada, a través de la solución acuosa, debido el movimiento de los iones.

Los electrólitos pueden ser clasificados por su fuerza en electrólitos fuertes, débiles y no

electrólitos. La fuerza del electrolito depende, tanto de su tendencia a ionizarse o disociarse en

iones, como de las cargas de los mismos.




- Equipo de conductividad eléctrica - Solución 0,1M de Cloruro de Sodio

- Vasos de 100 ml - Solución de Heptano

- Vasos de 250 ml - Heptano

- Pizeta - Solución 0,1 M de Sacarosa

- Papel Tissue - Solución 0,1 M de Sulfato de Cobre


33

- Alcohol

- Agua de caño


- Colocar en vasos de precipitados las soluciones preparadas.

- Introducir los electrodos en las soluciones a una profundidad siempre uniforme.

- Observe si el foco esta encendido y en caso lo esté, observar el grado de luminosidad y la

lectura del miliamperímetro.

- Antes de colocar una nueva solución los electrodos deben ser bien lavados con agua

destilada y secados con papel filtro.

- Tabular los datos obtenidos y clasificar las sustancias buenas conductoras, medianamente

conductoras débilmente conductores y no conductoras, explique el porqué de estas

características.

V. CUESTIONARIO

1.- Explique qué electrones son los que determinan la formación del enlace químico en una

sustancia

2.- Explique los siguientes términos y escriba tres ejemplos de cada uno

a) Catión

b) Anión

3.- Escriba la configuración electrónica de los siguientes átomos:

Sustancia Buenos

conductores

Medianos

conductores

Débiles

conductores

No

conductores

Solución 0,1M de

Cloruro de Sodio

Solución de

Heptano

Solución 0,1 M de

Sacarosa

Solución 0,1 M de

Sulfato de Cobre

Alcohol

Agua de caño


34

4.- Utilizando la representación de Lewis muestre los enlaces en las siguientes sustancias:

- NaOH

- NH4+

- Na2 CO3

- H3 PO4

5.- ¿Qué diferencias hay entre compuestos Iónicos y covalentes?

6.- ¿Cuál es la condición fundamental para la formación del enlace químico?

7.- Porqué los electrolitos fuertes como el Cloruro de sodio no son conductores en estado sólido

y por el contrario son buenos conductores en solución?

8.- Los puntos de fusión y ebullición de las sustancias buenas conductoras del electricidad son

altos ó bajos? ¿Por qué?

9.- Indicar la clase de enlace que se presenta en cada compuesto indicado:

a) CsO

b) C Cl

c) RbO

d) Ni F2

e) I F

K19

39

Na23

11

Ag108

47

S32

16


35

PRÁCTICA Nº 6

FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS

I. OBJETIVOS

Estudiar la formación, características y nomenclatura de las diferentes funciones químicas

inorgánicas

Establecer la similitud de propiedades de acuerdo al grupo funcional.


1. Función Química

Se designa como función química a la presencia de un elemento(s) común a un conjunto de

compuestos, que determinan características comunes al conjunto de compuestos, ello no

descarta que los compuestos que se clasifican dentro de una función química puedan tener

propiedades físicas y químicas diferentes.

2. Clasificación de los Compuestos Inorgánicos

Anteriormente, se indicó que los compuestos inorgánicos pueden ser clasificados como

iónicos o covalentes, de acuerdo al tipo de enlace que predomine en ellos. Sin embargo, para

una mejor clasificación de los compuestos inorgánicos, se han aplicado dos criterios.

3. Compuestos Binarios

Son compuestos que constan de dos elementos; pueden ser iónicos o covalentes. Entre estos

tenemos:

Óxidos: Son compuestos binarios que contienen oxígeno. El oxígeno se combina con casi

todos los elementos, con excepción de los gases nobles y metales no reactivos (Au, Pd, Pt),

para formar óxidos. Aunque este tipo de reacciones suelen ser muy exotérmicas, pueden

producirse con bastante lentitud y requiere de calentamiento para proporcionar la energía

necesaria para romper los fuertes enlaces de la molécula de oxigeno (O2). Una vez iniciada la

reacción, la mayoría libera energía más que suficiente para mantenerse por si solas y en

ocasiones provocan incandescencia. Existen dos tipos de óxidos: óxidos metálicos u óxidos

básicos, y óxidos no metálicos u óxidos ácidos.

• Óxidos Metálicos u Óxidos Básicos: Por lo general, son sólidos iónicos, resultan de la

combinación del oxígeno con metales.

• Óxidos No Metálicos u Óxidos Ácidos: Resultan de la combinación del oxígeno con un no

metal, generalmente presentan enlace covalente.

Sales Haloideas: Son compuestos binarios que resultan de la neutralización de un ácido

hidrácido con un hidróxido.

4. Compuestos Ternarios.

Son compuestos que constan de tres elementos; pueden ser iónicos o covalentes. Entre estos

tenemos:


36

Hidróxidos: Son compuestos ternarios que resultan de la combinación de un oxido metálico,

soluble en el agua, sin cambio en el estado de oxidación del metal; o de la combinación de un

hidruro metálico con agua, en la cual los iones hidruro reducen al agua para formar iones

hidróxido e hidrógeno.

Los hidróxidos, también, se pueden obtener al reaccionar un metal alcalino o alcalinotérreo (los

más activos) con agua, con desprendimiento de hidrógeno.

Metal Alcalino o Alcalinotérreo + Agua →Hidróxido + Hidrógeno

Oxácidos: Son compuestos ternarios que resultan de la combinación de un oxido no metálico,

soluble con agua, sin cambio en el estado de oxidación del no metal.

Oxisales: Son compuestos ternarios que resultan de la neutralización de un oxácido con un

hidróxido, sin cambio en los estados de oxidación.

Las sales oxisales, también, se pueden obtener al reaccionar un oxido metálico con un oxido no

metálico, sin cambio en los estados de oxidación.

Existen varios tipos de sales, de acuerdo a las proporciones estequiométricas del ácido o base,

entre las cuales tenemos:

• Sales Neutras: Son las descritas anteriormente, en las que reaccionan cantidades

estequiometricas de ácido y base.

• Sales Acidas: Cuando reaccionan cantidades menores a las proporciones estequiométricas de

bases con ácidos polipróticos (más de un H+), las sales resultantes se les conoce como sales

acidas porque aún son capaces de neutralizar bases. Por ejemplo, el ácido fosfórico (H3PO4)

puede producir tres sales distintas, dependiendo de las cantidades relativas de ácido y base

que se empleen.

• Sales Básicas: Las bases polihidroxiladas (más de un OH) reaccionan con cantidades de

ácidos menores a las proporciones estequiométricas para formar sales básicas, es decir, sales

que contienen grupos OH−sin reaccionar. Por ejemplo, la reacción del hidróxido de aluminio

Al(OH)3con ácido clorhídrico (HCl) puede producir tres sales diferentes.

• Sales Dobles: Estas sales resultan de sustituir los hidrógenos de un ácido por dos metales

distintos.

5. Solubilidad para Compuestos en Solución Acuosa.

La solubilidad se define como la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una

cantidad de disolvente a una temperatura especifica. Este fenómeno es complejo y no es

posible formular reglas simples para explicar todos los casos, sin embargo, las siguientes

reglas para solutos en soluciones acuosas son de gran utilidad para casi todos los ácidos,

bases y sales que se encuentran en química general.

Los ácidos inorgánicos comunes y los ácidos orgánicos de bajo peso molecular son

solubles en agua.


37

Los compuestos comunes de los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) y el ion amonio

(NH4+) son solubles en agua.

Los nitratos (NO3-), acetatos (CH3COO

−), cloratos (ClO3

-), y percloratos (ClO4

-)

comunes son solubles en agua.

Los sulfatos (SO4-2

) comunes son solubles en agua. El sulfato de calcio (CaSO4) y el

sulfato de plata (Ag2SO4) son ligeramente solubles. El sulfato de bario (BaSO4), el

sulfato de mercurio II (HgSO4) y el sulfato de plomo II (PbSO4) son insolubles.

Los carbonatos (CO3-2

), fosfatos (PO4-3

), y arsenatos (AsO4-3

) comunes son insolubles

en agua, excepto los de los metales alcalinos y del ion amonio. El carbonato de

magnesio (MgCO3) es bastante soluble.

Los cloruros (Cl−) comunes son solubles en agua, con excepción del cloruro de plata

(AgCl), cloruro de mercurio I (Hg2Cl2), y cloruro de plomo II (PbCl2).

Los bromuros (Br−) y yoduros (I

−) comunes muestran aproximadamente el mismo

comportamiento de solubilidad que los cloruros, pero existen algunas excepciones. Al

incrementarse el tamaño de los iones haluro (Cl−, Br

−, I

−) las solubilidades de sus

compuestos ligeramente solubles disminuye. Por ejemplo, el cloruro de mercurio II

(HgCl2) es muy soluble en agua, el bromuro de mercurio II (HgBr2) es tan sólo

levemente soluble y yoduro de mercurio II (HgI2) es aún menos soluble.

Las solubilidades de los pseudo haluros, cianuros (CN−) y tiocianatos (SCN

−), son

bastante similares a los de los yoduros correspondientes.

Los sulfuros (S2−

) comunes son insolubles en agua, excepto los de los metales alcalinos

y del ion amonio.

La mayoría de los hidróxidos (OH−) son insolubles en agua. Las excepciones son los

hidróxidos de metales alcalinos, del ion amonio, y los miembros más pesados de los

metales alcalinotérreos, comenzando con el hidróxido de calcio (Ca(OH)2que es

ligeramente soluble.


Material y Reactivos.


- Espátula - Mg (metálico en cinta o viruta)

- Mechero - Fenolftaleína

- Vaso de precipitados - Anaranjado de metilo

- Probeta - CuO(s)

- Pizeta - Solución de H2SO4 (0,1 M)

- Tubos de ensayo - Agua destilada

- Gradilla para tubos


38

Experimento Nº 1: Obtención de un Oxido Metálico.

- Colocar cinta de magnesio sobre el extremo de una espátula y llevarla a la llama de un

mechero hasta combustión, observar.

- Retirar la espátula con el producto obtenido del mechero, observar las características del

producto y compararlas con las del reactivo (Mg). Determinar el producto formado.

- Reportar sus observaciones y la ecuación química de la reacción

Experimento Nº 2: Obtención de un Hidróxido.

- En un tubo de ensayo colocar 5 ml de agua destilada, añadir el producto obtenido en el

experimento Nº 1 y agitar.

- La solución resultante dividirla en dos tubos de ensayo, en cantidades iguales. Al primer

tubo adicionar dos gotas de fenolftaleína y al segundo tubo dos gotas de anaranjado de

metilo, observar la coloración formada en cada caso.

- Reportar sus observaciones y la ecuación química de la reacción.

Experimento Nº3: Obtención de sales

- La solución obtenida en la experiencia 1 b dividirla en 2 tubos de ensayo y agregar a

cada uno.

a) Gotas de ácido clorhídrico, agitar

b) Gotas de ácido sulfúrico agitar

Anotar las observaciones

Experimento Nº 4: Obtención de una Oxisal.

- En un tubo de ensayo colocar, aproximadamente, 0,1 g de CuO adicionar 2 ml de solución

H2SO4y agitar por 5 min. aproximadamente.

- Observar la formación de una coloración celeste, lo cual indica la presencia de la sal oxisal

correspondiente.

- Reportar sus observaciones y la ecuación química de la reacción.


1. En el experimento Nº 1, escriba las observaciones cuando el Mg se sometió a la llama del

mechero. ¿Qué sustancia se formó y de qué color es dicha sustancia? Escriba la ecuación

química balanceada correspondiente a esta reacción.

2. En el experimento Nº 2, ¿Qué sustancia se formó cuando el producto obtenido, en el

experimento Nº 1, reaccionó con el agua? Escriba la ecuación química balanceada

correspondiente a esta reacción.

Al agregar los indicadores a la solución ¿Qué ocurre? ¿Por qué se produjo el cambio?

3. En el experimento Nº 3, indique que sustancia se formó y de qué color es dicha sustancia.

Escriba la ecuación química balanceada correspondiente a esta reacción.


39

4. En el experimento Nº 4, indique que sustancia se formó y de qué color es dicha sustancia.

Escriba la ecuación química balanceada correspondiente a esta reacción.

V. CUESTIONARIO

1.- ¿Qué son sustancias indicadores? Nombre indicadores ácido- base indicando los

colores de acuerdo al su rango de PH

2.- Explique las reacciones químicas que se producen en la contaminación ambiental

por el Efecto Invernadero.

3.- Explique las reacciones químicas que se producen en la contaminación ambiental

por el Efecto por la Lluvia Acida.

4.- Investigue debido a que sustancias químicas se produce la degradación de la capa de

ozono?


40

PRÁCTICA Nº 7

REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS

I. OBJETIVOS

Los principales objetivos de esta práctica son:

Demostrar experimentalmente cuando ocurre una reacción química

Reconocer reacciones químicas de precipitación

Utilizar indicadores ácido- base para las reacciones de Neutralización.


Reacción Química

Las reacciones químicas modifican la composición y las propiedades de las sustancias que

forman parte de ellas. El estudio de las mismas es de vital importancia no solo como ciencia

sino por su amplia aplicación en la industria y en muchas disciplinas relacionadas con la

química, biología, diferentes ramas de la Ingeniería, Medicina, etc. son muy importantes.

En la naturaleza y en laboratorio ocurren diferentes reacciones químicas, y estas son

representadas a través de las ecuaciones químicas, que nos proporciona los medios para:

Resumir la reacción

Mostrar las sustancias que reaccionan, y los productos formados.

Indica las cantidades totales las sustancias que intervienen en la reacción.

Las ecuaciones químicas no solo permiten la interpretación del cambio químico que está

ocurriendo, sino que indican cómo reaccionan ciertos materiales químicos cuando se mezclan

así como los productos que puede obtenerse. Las reacciones químicas siempre implican un

cambio, donde los átomos, moléculas e iones se reacomodan para formar nuevas sustancias.

Las sustancias que participan en la reacción se llaman reactivos y las sustancia formadas son

los productos.

Durante las reacciones químicas se rompen enlaces y se forman otros productos, y los

reactivos y productos suelen estar como sólidos, líquidos y gaseosos. Además en una reacción

química debe cumplir la Ley de conservación de la masa Los átomo no se crean ni se

destruyen, todos los átomos que existen en los productos deben estar presentes en los

reactivos.

Ecuación Química.

Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química, la cual indica las

sustancias que reaccionan (reactivos), las sustancias que se forman (productos) y las

cantidades relativas de las sustancias que participan en la reacción. En las ecuaciones químicas

los reactivos, por convención, se escriben a la izquierda y los productos a la derecha de la

flecha.


41

El estado físico de los reactivos y productos se debe indicar mediante las abreviaturas g, l y s

entre paréntesis para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido; además, para indicar que

una sustancia se encuentra en solución (ambiente acuoso) se emplea la abreviatura ac. Esta

información es muy útil para llevar a cabo los experimentos. Por otra parte, una ecuación

química debe estar balanceada, es decir, debe tener el mismo número de átomos de cada

elemento a ambos lados de la flecha, con la finalidad de cumplir con la Ley de la

Conservación de la Masa, descrita anteriormente. Por ejemplo, cuando reaccionan el bromuro

de potasio (KBr) y el nitrato de plata (AgNO3) en un ambiente acuoso, se forma un sólido, el

bromuro de plata (AgBr); esta reacción se puede representar mediante la siguiente ecuación

balanceada:

Clasificación de las Reacciones Químicas.

Las reacciones químicas se pueden clasificar de acuerdo a varios criterios, entre los que

destacan:

Por el Mecanismo de la Reacción:

• Reacciones de Combinación, Adición o Síntesis: Son reacciones donde dos o más

sustancias se combinan para formar un compuesto. Incluye la combinación de dos

elementos, de un elemento y un compuesto, o de dos compuestos para formar un nuevo

compuesto.

• Reacciones de Descomposición: Son aquellas donde un compuesto se descompone para

producir: dos elementos, uno o más elementos y uno o más compuestos, o dos o más

compuestos.

2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)

• Reacciones de Sustitución o Desplazamiento Simple: Son aquellas donde un elemento

desplaza a otro en un compuesto, quedando el elemento desplazado en forma libre.

Una forma sencilla de predecir si ocurriría una reacción de sustitución, tanto en el caso de

sustitución de hidrógeno como de metal, es referirse a una serie de actividad metálica. De

acuerdo con esta serie cualquier metal ubicado arriba del hidrógeno lo sustituiría del agua o

de un ácido. De hecho, cualquier especia de la lista reaccionara con cualquier otra especie

que se encuentre debajo de ella y no al contrario.


42

• Reacciones de Metátesis o Desplazamiento Doble: Son aquellas en las cuales dos

compuestos reaccionan para formar otros dos nuevos compuestos, sin que se produzca un

cambio en el número de oxidación de los átomos. Los ejemplos más comunes de esta clase

de reacción son las reacciones de precipitación y las reacciones de neutralización.

Por Intercambio de Energía:

Reacciones Exotérmicas: Son aquellas en donde existen una liberación de energía a su

entorno.

.

• Reacciones Endotérmicas: Son aquellas en donde existen una absorción de energía de su

entorno.


43

Por el Sentido de la Reacción:

• Reacciones Reversibles: Son reacciones que no terminan y se producen tanto en sentido hacia

la derecha como en sentido contrario. Se les representa por una doble flecha ( ) que

significa reversibilidad.

• Reacciones Irreversibles: Son reacciones que terminan y se producen en un solo sentido

hacia la derecha.

Por Transferencia de Electrones:

• Reacciones Sin Transferencia de Electrones: Son reacciones donde no se produce cambios

en el número de oxidación de los átomos.

NaOH + HCl NaCl + H2O

• Reacciones de Oxido − Reducción (redóx): Son aquellas en las cuales algunos átomos

experimentan cambios en su número de oxidación.

El estudio de las reacciones químicas es de vital importancia, no solo como ciencia sino, por su

amplia aplicación en la industria y en muchas disciplinas relacionadas con la química, biología,

diferentes ramas de la ingeniería, medicina, etc. En la naturaleza y en el laboratorio ocurren

diferentes reacciones químicas, hoy en día existen muchos métodos instrumentales confiables y

sensibles que permiten detectar fenómenos o cambios químicos que indiquen posibles

reacciones químicas, sin embargo, es frecuente que muchas de las reacciones que ocurren en

medio acuoso produzcan evidencias que puedan ser detectadas a simple vista por el observador,

como son:

Formación de precipitados

Cambios de coloración de las soluciones

Desprendimiento de gases

Cambios de temperatura, etc.


44




- Tubos de ensayo - Zn metálico

- Gradilla para tubos - Solución de Ácido Sulfúrico 2M y 0,1 M

- Pipetas - Solución de Cloruro de Bario

- Pizetas - Solución de Cromato de Potasio

- Solución de Nitrato de Plata

- Solución de Nitrato de Plomo 0,1 M

- Solución de Yoduro de potasio 0,1 M

- Solución de Hidróxido de sodio 0,1 M

- Solución de Sulfato de cobre

- Solución de Ácido Clorhídrico 0,1 M

- Solución Ácido Acético 0,1 M

- Indicador Fenolftaleína

- Indicador Anaranjado de Metilo


Experimento Nº 1. Reacción de Formación ó Síntesis

- En un tubo de ensayo, colocar una granalla de Zinc metálico (Zn), agregar 1 ml de solución

de HCl y agitar.

- Observar la formación de gas, producto de la reacción.

- Reportar sus observaciones y la ecuación química balanceada de la reacción.

Experimento Nº 2. Reacción de Precipitación

- En un tubo de ensayo, colocar 1ml de solución de Pb(NO3)2, agregar gota a gota solución de

KI, hasta que se forme un precipitado.

- Observar las características del precipitado.


Experimento Nº 3. Reacción de Descomposición

- En un tubo de ensayo, colocar 2 ml de solución de HCl, agregar lentamente 0,05 g carbonato

de sodio.


Experimento Nº 4. Reacción de Neutralización

- En un tubo de ensayo colocar 1 ml de solución de NaOH 0,1 M con 2 gotas de

fenolftaleína, agitar y agregar gota a gota solución de HCl 0,1 M, hasta observar un

cambio de color. Explicar y formular la ecuación química de la reacción.


45


Para cada uno de los experimentos realice lo siguiente:

1. Escriba todas las observaciones de los experimentos.

2. Escriba la ecuación química balanceada correspondiente a la reacción. Incluya en la

ecuación el estado físico de reactivos y productos.

3. De acuerdo a la clasificación de las reacciones por su mecanismo, indique que tipo de

reacción química se produjo.

4. ¿Hubo transferencia de electrones en la reacción? Si la respuesta es afirmativa, ¿Cuántos

electrones estuvieron en juego?

5. ¿Qué productos se formaron, indique fórmula y nombre, y cuál era el estado físico de esos

productos?

VI. CUESTIONARIO

1.- ¿Qué reglas se deben conocer para predecir las reacciones de precipitación?

2.- ¿Qué es el Proceso de Neutralización?

3.- Escriba dos procesos de producción industrial explicando las reacciones químicas

que se producen en su desarrollo.

4.- Formule 3 reacciones de reacciones de neutralización que se desarrollen en su vida

diaria.

5.- Indique a que tipo corresponden las siguientes reacciones y Balancéelas:

a.

b.

c.

d.

e.

f.

CuO(s) Cu + O2 (g)

AgNO3 + HCl AgCl + HNO

3

Al2O

3 + Fe Al + Fe

2O

3

CaO + H2O Ca(OH)

2

BaCl2 (ac) + Fe

2 (SO

4)3

BaSO4 + FeCl

2

H3PO

4 + Mg Mg(PO

4)2 + H

2


46

6.- ¿Qué alteración sufren los átomos de las sustancias cuando se produce una reacción

química?

7.- Escriba las ecuaciones químicas correspondientes a las siguientes reacciones

químicas y balancéelas:

a) Tricloruro de Aluminio reacciona con hidróxido de amonio produciendo

hidróxido de aluminio cloruro de amonio.

b) Cloro reacciona con Yoduro de potasio produciendo cloruro de potasio y Yodo.

c) Carbonato de calcio con Ácido clorhídrico.

d) Óxido de sodio y Flúor

e) Aluminio y Nitrato de magnesio

VII. ACTIVIDAD

1. Enumere y explique dos reacciones químicas de neutralización que se producen en la vida

diaria. Presente el informe


47

PRACTICA Nº 8

REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN

I. OBJETIVOS


Reconocer los estados de oxidación de los diferentes elementos que participan en una

reacción redóx.

Determinar el elemento que se oxida y se reduce, así como, el agente oxidante y reductor.

Formular y balancear las ecuaciones químicas de las reacciones redóx en medio ácido y

neutro.


Reacciones de Oxido − Reducción o Redox.

Son reacciones que implican cambios en los estados de oxidación de los elementos, debido a

procesos de transferencia de electrones. Las reacciones, vistas anteriormente, de sustitución así

como las de combinación y descomposición, en las que participan elementos libres, como

reactivos o productos, siempre son reacciones redóx; mientras que, las reacciones de metátesis

nunca son redóx.

de electrones no suele ser completa y el proceso redóx se produce como consecuencia de un

cambio en los enlaces covalentes entre átomos de distinta electronegatividad. Por tanto, la

oxidación se manifiesta mediante la ganancia de oxigeno o perdida de hidrógeno, y la

reducción mediante la ganancia de hidrógeno o perdida de oxígeno.

Número de Oxidación o Estado de Oxidación.

Se refiere al número de cargas que tendría un átomo en una molécula o en un compuesto

iónico, si los electrones fueran transferidos completamente. A continuación, se dan algunas

reglas, las cuales ayudaran en la asignación de los números de oxidación de los elementos en

un compuesto.

En los elementos libres (en estado no combinado), cada átomo tiene número de oxidación

de cero. Así, cada átomo en H2, Br2, Na, Be, K, O2, P4, S8, etc. tiene el mismo número de

oxidación, cero.

Para los iones, compuestos de un solo átomo, el número de oxidación es igual a la carga del

ion. Todos los metales alcalinos tienen un número de oxidación de +1 y todos los metales

alcalinotérreos tienen un número de oxidación de +2 en sus compuestos. El aluminio

siempre tiene un número de oxidación de +3 en todos sus compuestos.

El número de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos es −2, pero en el

peróxido de hidrógeno (H2O2) y en el ion peróxido (O2−2

) su número de oxidación es −1.


48

El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando está enlazado con metales en

compuestos binarios (hidruros metálicos), en estos compuestos su número de oxidación es

−1.

El Flúor tiene un número de oxidación de −1 en todos sus compuestos. Los otros halógenos

(Cl, Br y I) tienen números de oxidación negativos cuando se presentan como iones haluro

en los compuestos. Cuando se combinan con el oxígeno (oxácidos y oxoaniones), tiene

números de oxidación positivos.

En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser

cero. En un ion poli atómico, la suma de los números de oxidación de todos sus elementos

debe igualar la carga neta del ion.

Para asignar el número de oxidación al carbono, en las moléculas orgánicas, se sigue las

siguientes reglas:

El número de oxidación del C varía en −1 por cada enlace que presenta con el átomo de H.

El número de oxidación del C varía en +1 por cada enlace que presenta con un átomo más

electronegativo que él.

Los dobles y triples enlaces con un heteroátomo, se cuentan como +2 y +3,

respectivamente.

Los enlaces existentes entre átomos de C, no se tienen en cuenta al determinar el número

de oxidación.

El número de oxidación total de la molécula, es la suma de los números de oxidación de los

C.

Balanceo de Ecuaciones Redox.

Método del cambio del Número de Oxidación:

El método del cambio del número de oxidación se basa en el incremento total y disminución

total igual de números de oxidación, es decir, en el cambio del número de oxidación de las

especies que reaccionan. Las siguientes reglas ayudaran a aplicar este método, en el balanceo

de las ecuaciones redóx.

Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos que intervienen en la

reacción redóx.

Identificar los elementos que cambian su estado de oxidación. Escribir las

semireacciones correspondientes al proceso de oxidación y reducción, no importa el

orden de escritura de las semireacciones.

Balancear los átomos de cada una de las semireacciones por separado, debe haber el

mismo número de especies químicas en ambos lados de la flecha de semireacción.

Balancear la carga de cada una de las semireacciones por separado, debe haber igual

número de cargas en ambos lados de las flechas de la semireacción. Lo único que puede


49

utilizarse para el balance de carga son los electrones (e−) que se pierden o se ganan en el

proceso redóx. El balance de carga siempre debe hacerse después del balance de átomos,

nunca antes.

Multiplicar, en forma cruzada, los electrones perdidos y ganados en las semireacciones

redóx balanceadas, de tal forma que, el número de electrones que se intercambian en las

semireacciones redóx sea el mismo.

Sumar las dos semireacciones que resultan de las multiplicaciones. Simplificar los

términos comunes en ambos lados de la ecuación iónica resultante.

Introducir los coeficientes obtenidos, en el paso anterior, en la ecuación molecular. Este

paso corresponden únicamente a las especies químicas que intervinieron en el proceso

redóx y se colocan como coeficientes de los compuestos correspondientes en la reacción

completa.

Finalmente, balancear los demás átomos por inspección, respetando los coeficientes ya

obtenidos. Comprobar la ecuación final, el número de átomos de cada elemento en ambos

lados de la ecuación debe ser igual.

Método del Ion − Electrón:

El método del ion − electrón se basa en el concepto de que la oxidación consiste en la pérdida

de uno o más electrones, en cambio, la reducción es la ganancia de uno o más electrones. Por

tanto, la reacción global se divide en dos semireacciones, una para la oxidación y la otra para

la reducción. Las ecuaciones de las dos semireacciones se balancean por separado (elementos

y carga). A continuación, se iguala el número de electrones que se gana y se pierde en ambas.

Por último, se suman las semireacciones resultantes para obtener la ecuación total balanceada.

Las siguientes reglas ayudaran a aplicar este método, en el balanceo de las ecuaciones redox.

1. Establecer una ecuación iónica que incluya aquellos reactivos y productos que contengan

los elementos, que sufren una variación del número de oxidación.

2. Escribir una ecuación para la semireacción de reducción, con el elemento que sufre una

disminución en su número de oxidación; y una para la semireacción de oxidación, con el

elemento que sufre un aumento en su número de oxidación. Las especies deben ser escritas

en forma iónica o molecular. Los compuestos iónicos se separan en sus iones componentes,

señalando con toda claridad sus cargas correspondientes. Los óxidos y los compuestos

covalentes no se separan en iones.

3. Balancear los átomos de cada una de las semireacción por separado, teniendo en cuenta el

medio de la reacción.

Para reacciones en medio acido o neutro agregar H2O para balancear los átomos de O, y

H+ para balancear los átomos de H. Por cada átomo de oxígeno en exceso en un lado de la

ecuación, agregar una molécula de H2O al otro lado; y por cada átomo de hidrógeno en

exceso en un lado, agregar H+ al otro lado.


50

Para reacciones en medio básico agregar H2O y OH−para balancear los átomos de H y O.

Por cada átomo de oxígeno en exceso en un lado de la ecuación, agregar una molécula de

H2O al mismo lado y dos OH−

al otro lado; y por cada átomo de hidrógeno en exceso en un

lado, agregar un OH− al mismo lado y una molécula de H2O al otro lado.

4. Balancear las cargas de cada una de las semireacciones por separado, añadir electrones (e−)

en forma de reactivos (semireacción de reducción) o productos (semireacción de

oxidación) de tal manera que la ecuación tenga carga cero. El balance de carga siempre

debe hacerse después del balance de átomos, nunca antes.

5. Multiplicar cada semireacción por un número apropiado, de modo que el número total de

electrones perdidos seria el agente reductor sea igual al número de electrones ganados por

el agente oxidante.

6. Sumar las dos semireacciones que resultan de estas multiplicaciones. En la ecuación iónica

resultante anular todos los términos comunes en ambos lados. Todos los electrones se

anulan automáticamente.

7. Transformar la ecuación iónica obtenida en una ecuación molecular, esto se realiza

añadiendo a cada lado de la ecuación, números iguales de iones que no sufren transferencia

de electrones. Balancear estas especies, respetando los coeficientes ya obtenidos.

8. Finalmente, comprobar la ecuación final, contando el número de átomos de cada elemento

en ambos lados de la ecuación y calculando la carga neta en cada uno de ellos.




- Tubos de ensayo - Solución de KMnO4 (0,1 M)

- Gradilla para tubos - Solución de H2SO4

- Vaso de precipitados - Etanol

- Na2SO3 (sólido)

- Solución de CuSO4 (0,1 M)

- Zn (granalla o viruta)


Experimento Nº 1.

- En un tubo de ensayo, colocar 1 ml de solución de KMnO4, acidificar con cinco gotas de

H2SO4. Observar.

- Añadir gota a gota etanol hasta que se observe un cambio en la coloración del

permanganato.

- Reportar sus observaciones y la ecuación química balanceada correspondiente.


51

Experimento Nº 2.

- En un tubo de ensayo, colocar 1 ml de solución de K2Cr2O7, acidificar con unas gotas de

solución de H2SO4 observar.

- Añadir 0,1 g de Na2SO3, agitar hasta cambio en la coloración de la solución.


Experimento Nº 3.

- En un tubo de ensayo, colocar 1 ml de solución de CuSO4,

- Añadir una granalla de Zinc agitar hasta cambio en la coloración de la solución.



EXPERIMENTO 1

Semireacción de oxidación: Semireacción de reducción:

Agente Oxidante: Agente Reductor:

Reacción Redóx total:

Cambio de color y observaciones

VI. CUESTIONARIO

1.- Calcule el número de oxidación de los elementos subrayados de los siguientes

compuestos:

HClO3

CrO4-2

HSnO3-

SO2

NH4+

H2C2O4

AsO4-3

S2 O3-2

2.- Clasifique los siguientes cambios como oxidación ó reducción:

a. MnO4- se transforma en Mn

+2

b. Cr+3

se transforma en Cr2O7-2


52

c. IO3- se transforma en I2

d. S2O3-2

se transforma en S

3.- Balancear las siguientes ecuaciones, identifique el agente oxidante y reductor en

cada caso:

VII. ACTIVIDAD

1. Enumere y explique dos reacciones químicas redóx que se producen en la vida diaria.

Presente el informe

KI + K2Cr

2O

7 + H

2SO

4Cr

2(SO

4)3 + K

2SO

4 + I

2 + H

2O

K2Cr

2O

7 + HCl + FeCl

2 CrCl3 + FeCl

3 + KCl + H

2O

AuCl3 + H

2C

2O

4 Au + HCl + CO2

MnO + PbO2 + HNO

3HMnO

4 + Pb(NO

3)2 + H

2O

Bi2O

3 + HNO

3 Bi (NO3)3 + S + NO + H

2O


53

PRÁCTICA Nº 9

SUSPENSIONES, COLOIDES Y DISOLUCIONES

I. OBJETIVOS


Distinguir algunas de las propiedades de los diferentes tipos de Dispersiones.

Clasificar algunas mezclas como suspensiones, coloides o disoluciones Apreciar el efecto

Tyndall.

Distinguir entre disoluciones y coloides, aprovechando el efecto Tyndall


Las mezclas o dispersiones se pueden clasificar, según el tamaño de las partículas de la fase

dispersa, en: disoluciones, coloides y suspensiones.

En una disolución verdadera hay partículas de líquido, sólido o gas (fase dispersa) disueltas

en otro líquido, sólido o gas (fase dispersante), pero las partículas no se alcanzan a distinguir a

simple vista porque son muy pequeñas.

En una suspensión las partículas se logran apreciar a simple vista o con un microscopio, y las

partículas son tan grandes que, si se dejan reposar, sedimentan.

Las partículas de un coloide se encuentran entre los tamaños de estas dos primeras. No se

logran distinguir a simple vista, pero tienen propiedades que nos permiten diferenciarlas de las

soluciones.

Los coloides tienen una propiedad óptica exclusiva, que se conoce como el efecto Tyndall:

debido al tamaño de las partículas, éstas funcionan como espejitos que reflejan la luz, lo que

nos permite ver la trayectoria de un rayo de luz que pasa a través del recipiente en el que se

encuentra el coloide, en tanto que las soluciones son completamente transparentes (no se

observa el rayo de luz en el recipiente), y las suspensiones, debido al gran tamaño de las

partículas, suelen ser opacas.

El efecto Tyndall se puede apreciar cuando entra un rayo de sol por la ventana en un cuarto

que está oscuro, pues se pueden ver partículas de polvo suspendidas en el aire, que forman un

sistema coloidal.

SOLUCIONES COLOIDES SUSPENSIONES

No se sedimentan No se sedimentan Se sedimentan en reposo

Pasan a través de papel filtro

ordinario

Pasan a través de papel filtro

ordinario

Se separan a través de papel

filtro

Pasan a través de una

membrana

Se separan mediante una

membrana

Se separan mediante una

membrana

No dispersan la luz Dispersan la luz Dispersan la luz


54




- Caja pequeña - Agua destilada

- Linterna - Etanol

- Pipetas - Azúcar de mesa

- Pizeta - Leche

- Tubos de ensayo - Detergente

- Arena fina

- Gelatina

- Colapez

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.

Experimento Nº 1:

- Etiqueta los tubos de ensayo en la parte superior, del 1 al 6, y llénalos de la siguiente forma:

-

- Agita suavemente cada uno de los tubos durante un minuto y después déjalos reposar unos

minutos. Clasifica los tubos que sedimentan como suspensiones.

- Los que no sedimentan, somételos a la siguiente prueba.

TUBO

CONTENIDO

1

6 mL de agua

2

6 mL de agua + 0,3 g de sal

3

6 mL de agua + 5 gotas de leche

4

6 mL de agua + 0,3 g arena

5

6 mL de agua + 0,3 g detergente

6

6 mL de agua + 5 gotas de alcohol

7

6 mL de agua caliente + 0,3 g de gelatina

8

6 mL de agua + 0,3 g de colapez


55

a. Recorta en la caja de cartón los siguientes orificios (Figura 1).

b. Introduce por los orificios de la parte superior de la caja: el tubo 1, que contiene agua, y

el tubo 2, que contiene una disolución. Ilumina los tubos con la linterna de mano, a través

del orificio indicado para ello. Por la ventana del costado, mirando en forma

perpendicular al rayo de luz, observa la diferencia entre ambos.

c. Compara el tubo 3, que contiene un coloide, con el 2 y con el 1. Observa la diferencia

entre ellos y describe en qué consiste el efecto Tyndall.

d. Introduce de uno en uno todos los demás tubos para que puedas clasificar a las

dispersiones como coloides o como disoluciones verdaderas.


1. ¿Qué pruebas necesitarías hacer para clasificar una mezcla como coloide, suspensión, o

solución?

2. En las pruebas que realizaste, ¿cuáles mezclas resultaron ser soluciones, cuales coloides y

cuáles suspensiones? ¿Cómo realizaste tu clasificación?

3. Escribe un ejemplo de cada tipo de dispersión e indica qué características de ésta te permite

clasificarla como tal.

VI. CUESTIONARIO

1. Defina:

a) fase dispersa

b) fase dispersante

c) disolución

d) disolvente

e) soluto


56

f) emulsión

g) suspensión

2. ¿Cuál es la diferencia de un coloide y una suspensión?

3. ¿Cómo se clasifican los coloides? Mencione algunos ejemplos.

4. Explique en qué consiste el Efecto de Tyndall

5. ¿Cómo se define la solubilidad?

6. ¿Qué es una disolución isotónica?

7. ¿Cuáles son las propiedades de un sistema coloidal

8. ¿Qué son sistemas coloidales

9. ¿Qué es el movimiento Browniano

10. ¿Qué son coloides moleculares, liofilices, liofóbico, Micelares, caducos.

11. Indique 5 usos industriales de los coloides

12. Explique 5 sistemas coloidales de importancia práctica en la industria


57

PRÁCTICA Nº 10

SOLUCIONES QUÍMICAS

I. OBJETIVOS

Realizar cálculos para preparar soluciones en diferentes unidades de concentración.

Aplicar técnicas para preparar soluciones en diferentes unidades de concentración físicas y

químicas.


Soluciones.

Una solución es una mezcla homogénea (uniforme) de dos o más sustancias puras, en la cual no

hay precipitación. Las soluciones verdaderas constan de un disolvente y uno o más solutos,

cuyas proporciones varían de una a otra solución. La sustancia que se disuelve y se encuentra en

menor proporción recibe el nombre de soluto, mientras que el solvente o disolvente es el medio

en el cual los solutos se disuelven y se encuentra en mayor proporción.

Clasificación de Soluciones.

Las soluciones pueden clasificarse de acuerdo a dos criterios:

Por el Estado Físico de la Solución:

• Soluciones Líquidas: Cuando el disolvente es un líquido y según sea el tipo de soluto pueden

ser:

Sólido en Líquido: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: azúcar en agua.

Líquido en Líquido: Cuando el soluto es un líquido, por ejemplo: etanol en agua.

Gas en Líquido: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: cloro en agua gaseosas.

• Soluciones Sólidas: Cuando el disolvente es un sólido y pueden ser:

Sólido en Sólido: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: el latón, el cual contiene cobre y

zinc (aleación).

Líquido en Sólido: Cuando el soluto es un líquido, por ejemplo: empaste dental.

Gas en Sólido: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: H2 gaseoso en paladio.

• Soluciones Gaseosas: Cuando el disolvente es un gas y pueden ser:

Sólido en Gas: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: polvo atmosférico.

Líquido en Gas: Cuando el soluto es un líquido, por ejemplo: la niebla.

Gas en Gas: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: el aire.

Por la Cantidad de Soluto en la Solución:

• Soluciones Diluidas: Son soluciones que contienen poca cantidad de soluto. Generalmente su

concentración es menor que 5 Molar, por ejemplo: Na(OH) 0.5M.

• Soluciones Concentradas: Son soluciones que contienen razonable cantidad de soluto. Su

concentración es mayor que 5 Molar, por ejemplo: Na(OH) 8M.


58

• Soluciones Saturadas: Son soluciones que contienen la máxima cantidad de soluto que pueda

disolverse, a una temperatura dada. En este tipo de soluciones existe un equilibrio entre el

soluto disuelto y el soluto sin disolverse.

• Soluciones Sobresaturadas: Son soluciones que contienen más cantidad de soluto disuelto

del que normalmente pueda disolverse, a una temperatura dada. Este tipo de soluciones se

preparan con ayuda del aumento de temperatura para favorecer la disolución.

Concentración de Soluciones:

La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de

solución. La forma de expresar la concentración de una solución, pueden ser en unidades físicas

o unidades químicas

Unidades Físicas:

• Porcentaje Peso − Peso o Porcentaje en Peso: Expresa la masa del soluto por cien unidades

de masa de solución.

• Porcentaje Peso − Volumen: Expresa la masa del soluto por cien unidades de volumen de

solución.

• Porcentaje Volumen − Volumen: Expresa el volumen del soluto por cien unidades de

volumen de solución.

Unidades Químicas:

• Molaridad (M): Es el número de moles de soluto disueltos entre el volumen de solución en

litros .

M =

• Normalidad (N): Es el número de equivalentes (eq.) de soluto entre el volumen de solución

en litros

N =

Dilución de Soluciones.

Es el proceso que consiste en preparar una solución menos concentrada a partir de una solución

concentrada (solución madre). Cuando se diluye una solución al agregar más disolvente, la

cantidad de soluto no experimenta cambio alguno, pero el volumen y la concentración si varían.

La siguiente expresión, conocida como la ecuación de dilución, puede ser utilizada para

preparar soluciones diluidas.

V1 C1 = V2 C2


59

Precaución: La dilución de una solución concentrada, especialmente ácidos o bases fuertes, por

lo general liberan gran cantidad de calor. Este puede vaporizar gotas de agua cuando caen en la

solución concentrada y provocar salpicaduras peligrosas. Como medida de seguridad, las

soluciones concentradas siempre se deben verterse lentamente en el agua, permitiendo que el

calor sea absorbido por la mayor cantidad de agua.




- Balanza analítica - NaCl (s)

- Luna de reloj - Agua destilada

- Espátula

- Vaso de precipitado

- Bagueta

- Fiolas

- Pipetas

- Pizeta

- Tubos de ensayo

Experimento 1

Preparación de una solución saturada

- Pesar 3 g de NaCl y triturarla perfectamente.

- Medir en un matraz de 100 ml, 6 ml de agua y añadir la mitad de la cantidad de sal pesada.

- Si después de agitar toda la sal se disuelve, se añade una nueva porción y se procede similar

manera hasta que una pequeñísima parte de la sal quede sin disolver

- Pesar la cantidad de sal que queda después de la operación.

- Hacer los cálculos correspondientes para determinar la solubilidad de la sal.

Preparación de solución sobresaturada

- A la solución anterior calentar suavemente y agregar otra pequeña cantidad de sal hasta que

ya no se disuelva más la sal.

Experimento 2

Preparación de solución % peso-volumen

- Realizar los cálculos para obtener la cantidad de soluto para preparar 50 ml de una solución

al 25 % en peso/volumen de Sulfato de cobre a partir de Sulfato de cobre pentahidratado.

- Pesar dicha cantidad y disolver en un vaso con 25 ml de agua destilada, luego transvasar a

un matraz aforado, enrasar y homogenizar la solución.

Experimento 3

Preparación de 50 ml de una solución de sulfato de cobre 0,1 N

- Realizar los cálculos respectivos del soluto.


60

- Medir exactamente con pipeta el volumen determinado.

- Colocar en una fiola de 50 ml, 30 ml de agua destilada agregar el ácido por las paredes gota

a gota.

- Se termina de llenar la fiola hasta el enrase con agua destilada, se agita para mezclar y

homogenizar.


1. Escriba los cálculos realizados para la preparación de cada una de las soluciones en cada

uno de los experimentos.

2. Indique porque es importante el aforo en la preparación de soluciones.

V. CUESTIONARIO

1.- ¿Por qué se dice que cuando se diluye una solución su concentración disminuye?

2.- ¿Qué es el mili equivalente gramo?

3.- ¿Qué peso de Cromato de sodio anhidro se necesita para preparar 50 ml de solución 0,15 M?

4.- Un frasco reactivo esta rotulado como ácido nítrico de 70 % de concentración, densidad 1,41

g/ml Calcular

a) Molaridad del ácido

b) Normalidad

c) Molalidad.

5.- Si se disuelven 58,7 g de ácido acético en 300 ml de agua .¿Cuál es el % de ácido acético en

la solución?

6.- Una muestra contiene 23,9 % en peso de alcohol etílico, la densidad de esta solución es de

0,95 g/ml. Cuál es su:

a) Molaridad

b) Molalidad

c) Normalidad

7.- ¿Qué peso de Acetato de níquel (II) tetrahidratado se necesita para preparar 325 ml de una

solución 0,3 M?

8.- ¿Cuánto de Carbonato de sodio se necesita para preparar 100 ml de una solución cuya

concentración sea de 0,009 g/ml?

9.- Determine el peso equivalente (P.Eq.) de las siguientes sustancias:

a) H2SO3

b) HClO4

c) HNO2

d) Na(OH)

e) Fe2(SO4)3

f) (NH4)2CO3

g) NaSO4 2 H2O


61

PRÁCTICA Nº 11

CINÉTICA QUÍMICA

I. OBJETIVOS

Observar cualitativamente la velocidad de una reacción química.

Conocer y evaluar los factores que influyen en la velocidad de una reacción.

Graficar el proceso referente a la velocidad de una reacción.


Cinética Química:

La cinética química estudia las velocidades de las reacciones químicas y los mecanismos por los

cuales se producen. La velocidad de reacción es el cambio en la concentración de los reactivos o

productos con respecto al tiempo, y el mecanismo de reacción es la ruta o serie de pasos por la

cual se efectúa dicha reacción. La velocidad de reacción puede escribirse bastándose en la

velocidad de cambio de concentración de cada especie, y se expresa en M/s.

Ley de Velocidad:

La ley de velocidad es una expresión que relaciona la velocidad de una reacción con la

constante de velocidad (k) y las concentraciones de los reactivos elevadas a las potencias

apropiadas. K para una reacción dada cambia sólo con la temperatura.

La utilidad de la ley de velocidad radica en que si se conoce los valores de k, x y Y(los cuales

sólo se pueden determinar experimentalmente, no guardan ninguna relación necesariamente con

los coeficientes de la ecuación química balanceada de la reacción), se podrá calcular la

velocidad de una reacción, dadas las concentraciones de los reactivos. Por otra parte, la suma de

los exponentes a los que se elevan todas las concentraciones de los reactivos que aparecen en la

ley de velocidad se conoce como orden de reacción.

La ley de velocidad es: velocidad = k [A]0= k. Por tanto, la velocidad de una reacción de orden

cero es una constante, independiente de la concentración de los reactivos.

Factores que Afectan el Velocidad de Reacción: La velocidad de una reacción se ve afectada

por cuatro factores: naturaleza de los reactivos, concentración de los reactivos, temperatura y

catalizadores.

Efecto de la Naturaleza de los Reactivos: Los estados físicos de las sustancias que reaccionan

son importantes para determinar sus reactividades, también el estado de subdivisión (área de

superficie de contacto) de los sólidos y líquidos es crucial para determinar la velocidad de

reacción.

Efecto de los Catalizadores: Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de una

reacción química sin ser consumida en ella; el catalizador puede reaccionar para formar un

intermediario, pero se regenera en un paso subsecuente de la reacción. Los catalizadores

permiten que las reacciones se efectúen por rutas alternas, es decir, cambian el mecanismo de la

reacción, y por consiguiente, afectan las velocidades de reacción al cambiar las energías de


62

activación. La energía de activación desciende en la mayoría de las reacciones catalizadas Sin

embargo, en el caso de catalizadores de inhibición (sustancias que disminuye la velocidad de

una reacción), la energía de activación se eleva porque la reacción se ve obligada a efectuarse

por una ruta menos favorable.




- Tubos de ensayo - Solución de Na2S2O3 0,1 M

- Gradilla para tubos - Solución de H2SO4 0,1 M

- Pipetas - Pastillas de alcazeltzer

- Pizetas

- Cocinas


Experimento Nº 1: Efecto de la concentración y temperatura en la velocidad de reacción.

- Para esta reacción se utiliza el tiosulfato de sodio haciéndolo reaccionar con ácido sulfúrico

produciendo azufre insoluble el cual se le identifica por la formación de un sólido de color

blanquecino según la siguiente reacción:

- Tomar 5 tubos y enumerarlos y colocar en cada uno de la solución de tiosulfato como se

indica en el cuadro:

No mL de Na2S2O3

0.1M

mL de

agua

Gotas de

H2SO4

Temperatura ºC

Tiempo

1 0.5 2.5 1 Ambiente

2 1.0 2.0 1 ¨

3 1.5 1.5 1 ¨

4 1.0 2.0 1 30

5 1.0 2.0 1 50

- Añada a cada tubo la cantidad de agua destilada y ácido sulfúrico según cuadro, teniendo en

cuenta que cuando se agrega el ácido a cada tubo se tome el tiempo desde el momento que se

agrega las gotas de ácido hasta que aparezca un precipitado blanquecino.

- Anotar los resultados para cada uno y llenar el cuadro.

- Los 3 primeros trabajar a temperatura ambiente y los dos últimos con temperaturas como se

indica en el cuadro. Para este caso usar baño maría y cuando se llegue a la temperatura

indicada sacar el vaso de la cocinilla y agregar las gotas de ácido en el tubo, tomar el tiempo

hasta que aparezca el precipitado blanco y anotar.

- Hacer los cálculos respectivos, graficar y reportar los resultados.

Experimento Nº 2: Efecto del tamaño de partícula

- Para esta experiencia se necesita dos sobres de alcazeltzer proceda a triturar una de las

pastillas dentro del sobre.


63

- Tome dos vasos de 250 mL y coloque 150 mL de agua en cada uno.

- En el primer vaso coloque la pastilla de alcazeltzer completa y mida el tiempo de disolución

- En el segundo vaso coloque la pastilla de alcazeltzer previamente triturada y mida el tiempo

de disolución.


1. Haga los cálculos y complete el cuadro respectivo y haga la gráfica para la experiencia Nº 1.

2. Según el desarrollo experimental cuál es efecto de la temperatura en la reacción?

3. Cuál es el efecto de la concentración del tiosulfato y el ácido sulfúrico en la reacción?

4. Explique todas sus observaciones del trabajo experimental.

VI. CUESTIONARIO

1. Defina los siguientes términos:

a) Energía de activación

b) Catalizador

c) Complejo activado

d) Velocidad de reacción

e) Barrera de energía

2.- Mediante ecuaciones explique el mecanismo de reacción entre el Tiosulfato de sodio y el

ácido sulfúrico.

3.- ¿Cuáles cree usted que son los errores experimentales que se pueden cometer en estas

experiencias?

4.- ¿Qué se quema más rápido en el aire, una pieza de un gramo de madera ó un gramo de la

misma madera pulverizada (aserrín)?. Explique su respuesta.

5.- Escriba la expresión de la ley de la velocidad de la reacción siguiente:

NO (g) + O2(g) NO2(g)

6.- ¿Cuál será el efecto en la velocidad de la reacción si se duplica la concentración del NO?

7.- Se ha estudiado la siguiente reacción:

CO (g) +` NO2(g) CO2(g) + NO(g)

8.- Se ha encontrado que cuando las concentraciones de los reaccionantes son de 0,10

moles/litro, la velocidad de formación del CO2 es de 0,012 moles/litro –s

Hallar:

a. La ecuación de la velocidad de reacción.

b. La constante de la velocidad de reacción.

c. La velocidad de formación del CO2 cuando la concentración de los reactantes es de 0,2

moles/litro


64

PRÁCTICA Nº 12

EQUILIBRIO QUÍMICO

I. OBJETIVOS:

Demostrar experimentalmente las características de los sistemas en equilibrio.

Verificar la influencia de los cambios externos en los sistemas de equilibrio.


Equilibrio Químico:

El equilibrio químico es un estado dinámico, en una reacción reversible, en la cual la velocidad

de reacción hacia la derecha y hacia la izquierda son iguales. Mientras un sistema se encuentra

en equilibrio, no se produce cambio neto en las concentraciones de los reactivos o productos.

Ley de Equilibrio Químico:

La expresión de la constante de equilibrio constituye la ley de equilibrio químico. La constante

de equilibrio (K. eq.), a una temperatura dada, se define como el producto de las

concentraciones en equilibrio (moles/litro) de los productos, elevada cada una a la potencia que

corresponde a su coeficiente en la ecuación química balanceada, dividido entre el producto de

las concentraciones en equilibrio de los reactivos, elevada cada una a la potencia que

corresponde a su coeficiente en la ecuación balanceada.

En la determinación del valor de K. eq. de una reacción dada, cuando los reactivos y/o

productos se encuentran en sólidos y/o líquido puro, la concentración de estos se puede

considerar como constante y omitirla en la ecuación de la constante de equilibrio. Por tanto, solo

se considera las concentraciones de los reactivos y/o productos, cuando estos se encuentran en

estado gaseoso o acuoso. En general, las concentraciones de reactivos y productos deben estar

expresadas en moles/litro. Sin embargo, las concentraciones de reactivos y productos en las

reacciones en fase gaseosa se pueden expresar también en términos de sus presiones parciales.

Por otra parte, K. eq. no tiene unidades. Por otra parte, el valor de la constante de equilibrio

depende de la naturaleza de la reacción y de la temperatura. A una temperatura constante, se

encuentra que la magnitud de K. eq. varía mucho de una reacción a otra. Es de gran importancia

práctica el conocimiento del valor de K. eq. la magnitud de esta constante mide hasta qué grado

se produce la reacción (predicción de la dirección de la reacción), cuando K. eq >1 indica que

en el equilibrio la mayoría de los reactivos se convierte en productos, mientras que, cuando K.

eq. < 1 indica que el equilibrio se establece cuando la mayoría de los reactivos permanece sin

reaccionar y se forma tan solo pequeñas cantidades de productos

Tipos de Equilibrio Químico

Equilibrio Químico Homogéneo: Este término se aplica a reacciones reversibles en donde

todas las especies (reactivos y productos) están en la misma fase.

Un ejemplo de equilibrio homogéneo en fase gaseosa es la disociación del N2O4.


65

Otro ejemplo de equilibrio homogéneo, pero, en fase acuosa es la ionización del CH3COOH

en agua.

Equilibrio Químico Heterogéneo: Este término se aplica a reacciones reversibles en la que

intervienen reactivos y productos en fases diferentes.

Un ejemplo de equilibrio heterogéneo es la descomposición de CaCO3, este se calienta en un

recipiente cerrado.

Otro ejemplo de equilibrio heterogéneo es solubilidad del AgCl en una solución saturada del

mismo, es decir, una solución saturada de AgCl que se encuentra en contactos con AgCl

sólido.

Factores que Afectan el Equilibrio Químico.

El equilibrio químico representa un balance entre las reacciones directa e inversa. En la mayor

parte de los casos, este balance es bastante delicado. Los cambios en las condiciones

experimentales pueden perturbar el balance y desplazar la posición del equilibrio de modo que

se forme más o menos del producto deseado. Las variables disponibles que se pueden controlar

experimentalmente son: concentración, volumen, presión y temperatura. Por otra parte, el

principio de Le Chatellier ayuda a predecir cambios en condiciones de equilibrio; este principio

establece que “si un sistema químico en equilibrio se somete a una tensión (cambios en la

concentración, volumen, presión o temperatura), el equilibrio se desplaza (reaccionando

químicamente) en sentido de que se contrarreste la tensión producida”.

Efecto de la Temperatura: Un aumento de temperatura favorece las reacciones

endotérmicas y una disminución de temperatura favorece las reacciones exotérmicas. Por

otro lado, un cambio en la concentración, presión o volumen puede alterar la posición del

equilibrio, pero no cambia el valor de la constante de equilibrio. Sólo un cambio de

temperatura altera el equilibrio y hace variar el valor de la constante.

Efecto de un Catalizador: Un catalizador aumenta la velocidad de reacción porque

disminuye su energía de activación, sin embargo, la energía de activación de la reacción

directa disminuye en igual magnitud que la de la reacción inversa. Esto significa que se

afectan las velocidades directa e inversa en la misma medida. Por lo tanto, la presencia de un

catalizador no afecta la constante de equilibrio ni desplaza la posición de un sistema en

equilibrio.




- Tubos de ensayo - Solución de K2Cr2O7 (0,1 M)

- Gradilla para tubos - Solución de K2CrO4 (0,1 M)

- Pipetas - Solución de HCl (1 M)

- Pizeta - Solución de Na(OH) (1 M)


66

- Cocinillas - Solución de CoCl2 (0,2 M)

- Vasos de precipitados - Hielo


Experimento Nº 1: Sistema De Equilibrio Ión Cromato- Ión Dicromato

- En un tubo de ensayo colocar aproximadamente 5 ml de solución de Cromato de potasio 0,1

M. en otro tubo de ensayo poner 5 ml de solución de Dicromato de potasio. Observe y anote

el color de cada solución.

- Vierta 0,5 ml aproximadamente de cada solución en tubos de ensayo separados y añada a

cada tubo solución de NaOH 1 M gota a gota hasta que una de las soluciones cambie de

color. Conserve estas soluciones y anote sus observaciones.

- Tome nuevamente 0,5 ml de cada solución en dos tubos de ensayo y añada a cada tubo

solución de HCl 1 M hasta que una de las soluciones cambie de color.

- Agregue gotas de solución de NaOH 1 M a las soluciones del paso anterior (c), hasta que

una de las soluciones cambie de color.

- Agregue gotas de solución de HCl 1 M a las soluciones del paso (b), hasta que se observe

una variación de color.

- Reportar sus observaciones la ecuación iónica balanceada correspondiente.

Experimento Nº 2: Condiciones que afectan al CoCl2 en disolución.

Observar los cambios en la temperatura del sistema que modifican el equilibrio y determinar en

qué dirección se desarrolla la reacción hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.

- Enumerar dos tubos de ensayo.

- Colocar 3 mL de la solución acuosa de cloruro de cobalto en cada uno de los tubos de

ensayo.

- Dejar el tubo Nº 1 a temperatura ambiente como testigo del color.

- Calentar a baño maría el tubo Nº 2 hasta observar un cambio de color.

- Dejar el tubo a temperatura ambiente y luego colocarlo en un baño de agua con hielo.

Observar el color.


1. Escriba las observaciones del experimento, balancee la ecuación iónica correspondiente,

Para el mismo experimento, escriba la expresión de la constante de equilibrio, K. eq. para la

reacción directa e inversa. Indique qué relación existe entre ambas expresiones.

2. En el experimento Nº 2 indique lo siguiente:

¿De qué color es la disolución cuando el CoCl2 x 6H2O se disuelve en agua?

¿De qué color es la disolución a la cual se añade la mayor cantidad de agua?

¿Qué cambios se observan al calentar y enfriar las disoluciones?

A bajas temperaturas ¿De qué especies químicas hay mayor concentración?

A altas temperaturas, ¿Cuál es la especie química presente en mayor concentración?


67

¿Qué reacción (directa o inversa) se ve favorecida por el aumento en la temperatura?

3. Luego de haber efectuado las experiencias Nº 1 y Nº 2 y teniendo en cuenta la información

energética dada para cada reacción, Explicar:

Explicar qué tipo de reacciones se ven favorecidas por el aumento o disminución de

temperatura

VI. CUESTIONARIO

1.- ¿Qué conclusiones puede sacar de la experiencia Nº 1?

2.- Escriba la expresión de la Ley de equilibrio para los sistemas estudiados en la práctica

3.- Qué efecto tendría el aumento de la concentración de oxígeno en la siguiente reacción?

H = - 135,4 kcal/mol

CO(g) + O2(g) CO2 (g)

4.- ¿Qué efecto tendría un aumento de presión en los siguientes sistemas?

a) H2S (g) + SO2(g) S(s) + H2O(l)

b) N2(g) + H2 NH3(g)

c) C2H4(g) + H2O(g) C2H5OH(l)

5.- En una botella de gaseosa mineral se tiene el equilibrio:

CO2(g) + H2O(l) H2CO3(ac)

Al destapar el corcho ó lata y reducir la presión en la botella la reacción se desplaza hacia la

derecha ó izquierda

6.- Explique según el Principio de Le Chatellier como influyen la concentración, la presión y la

temperatura en el equilibrio de las reacciones químicas.


68

PRÁCTICA Nº 13

ACIDOS Y BASES

I. OBJETIVOS

Verificar el comportamiento acido o básico de una sustancia en solución acuosa, mediante

sus propiedades características.

Diferenciar un ácido de una base, mediante indicadores acido − base. Conocer los cambios

de color de los distintos indicadores acido − base

según el rango de pH.

Determinar concentraciones de soluciones ácidas o básicas a partir de su pH.


Definiciones de Ácidos y Bases:

En 1884, Svante Arrhenius formuló una teoría de ácidos y bases que define un ácido como una

sustancia que se ioniza en agua para producir iones H+, y una base como una sustancia que se

ioniza en agua para producir iones OH−. Sin embargo, una definición general de ácidos y

bases, propuesta por Johannes Brønsted en 1923, describe a un ácido como un donador de

protones y una base como un aceptor de protones. Por otra parte, el concepto de par conjugado

acido − base es una extensión de la definición de ácidos y bases de Brønsted; dicho par se

puede definir como un ácido y su base conjugada o como una base y su ácido conjugado. La

base conjugada de un ácido Brønsted es la especie que queda cuando el ácido pierde un

protón, y a la inversa, un ácido conjugado resulta de la adición de un protón a una base

Brønsted.

Propiedades Características de Soluciones Acuosas de Ácidos y Bases:

Propiedades de Soluciones Acuosas de Ácidos: Las soluciones acuosas de la mayoría de los

ácidos protónicos tienen ciertas propiedades que se debe a los iones hidrógeno hidratados.

• Poseen un sabor agrio; por ejemplo, el vinagre debe su sabor al ácido acético, y los limones y

otros frutos cítricos contiene ácido cítrico.

• Producen cambios en los pigmentos vegetales; por ejemplo, cambian el color del tornasol de

azul a rojo.

• Reaccionan con ciertos metales, como el zinc, magnesio y hierro, para producir hidrógeno

gaseoso.

• Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos (por ejemplo, Na2CO3, CaCO3, NaHCO3), para

producir dióxido de carbono gaseoso.

• Reaccionan con óxidos metálicos e hidróxidos, para formar sales y agua.


69

• Conducen la corriente eléctrica porque están ionizados total o parcialmente. Cabe resaltar que

el ácido sulfúrico anhidro y el ácido acético glacial (100 %) son no electrólitos, sin embargo,

sus soluciones conducen la electricidad.

Propiedades de Soluciones Acuosas de Bases: Las soluciones acuosas de bases tienen ciertas

propiedades que se debe a los iones hidróxido hidratados.

• Poseen un sabor amargo.

• Poseen una sensación resbalosa; por ejemplo, las soluciones de jabones comunes, lejía, etc.,

presentan esta propiedad.

• Producen cambios en los pigmentos vegetales; por ejemplo, cambian el color del tornasol de

rojo a azul.

• Reaccionan con ácidos, para formar sales y agua.

• Conducen la corriente eléctrica porque están ionizadas total o parcialmente.

Auto ionización del Agua y Escala de pH:

Experimentos de conductividad eléctrica han demostrado que el agua pura sufre ionización en

pequeño grado. Por tanto, la ecuación química para la auto ionización del agua es:

Indicadores Acido− Base:

Un indicadores ácido − base, por lo general, es un ácido orgánico o base orgánico débil que

tiene colores claramente diferentes en sus formas no ionizada e ionizada. Estas dos formas están

relacionadas con el pH de la solución, en el que el indicador se encuentra disuelto. No todos los

indicadores cambian de color a los mismos valores de pH.

Si el indicador está en un medio suficientemente acido, el equilibrio anterior, de acuerdo con el

principio de Le Chatellier, se desplaza hacia la izquierda y el color predominante del indicador

es el de la forma no ionizada (HIn). Por otra parte, en un medio básico, el equilibrio se desplaza

hacia la derecha y predomina el color de la base conjugada (In−).




- Tubos de ensayo - Solución de HCl 0,001 M

- Matraz de 500 ml - Solución de NaOH 0,00l M

- Vasos de 100 ml - Jugo de tomate

- Tubos de ensayo - Jugo de limón

- Probetas de 100 ml - Gaseosa

- Goteros - Leche

- Agua Mineral


70


Experimento Nº 1: Determinar el PH de soluciones de ácidos y bases fuertes

- Se calienta a ebullición 400 ml de agua destilada en un matraz y se enfrían con un vasito

invertido sobre la boca del matraz. Esto se hace porque el agua suele ser ligeramente ácida

debido al CO2 disuelto que se desprende al calentar,

- El agua hervida actúa como solución de PH = 7 y con ella se preparan las diluciones.

- Hallar la concentración de iones hidronio y el PH de la solución 0,001 M de HCl (1)

- Se mezclan 5 ml de solución 0,001 M de HCl con 45 ml de agua destilada hervida, se agita la

mezcla. Determinar la concentración de iones hidronio. (2)

- De esta última solución se toman 5 ml y se preparan con ella 50 ml de solución, agregando

45 ml de agua destilada. Determinar la concentración de iones hidronio y el PH (3)

- Luego tomar 5 ml de la solución del paso anterior diluir con 45 ml de agua destilada

preparando 50 ml de otra solución diluida. Determinar la concentración de iones hidronio y

el PH.(4)

- Hallar la concentración de iones hidronio y PH de la solución 0,001 M de NaOH (5)

- Siguiendo el mismo procedimiento se debe diluir la solución 0,001 M de NaOH, agregando

agua destilada y preparando sucesivamente 3 soluciones diluidas, calcular la concentración

de iones hidronio de cada una y el PH. (6) (7) (8)

- Vierta 5 ml de cada una de las soluciones en tubos de ensayo limpios y secos y añádase

como máximo dos gotas de cada indicador, agítese y observe el color producido en cada

caso. Anote sus observaciones.

Experiencia Nº2: Determinar el PH de diferentes sustancias

- Colocar en tubos de ensayo 2 ml de las muestras problemas Jugo de tomate, jugo de limón,

leche, gaseosa

- Obtenga del profesor una pequeña tira de 1 cm del papel indicador

- Con la ayuda de un agitador se toca por un extremo la solución del tubo de ensayo que se

quiere ensayar y se transfiere una gota a la tira del papel indicador.

- Comparar con la escala de colores el papel humedecido.

- Medir con el Peachímetro el PH de cada solución y comparar con los valores obtenidos con

el papel indicador.


71


Experiencia 1

Experiencia 2

Sustancias pH Papel indicador

Instrumento Peachímetro

Jugo de tomate

Jugo de limón

Leche

Gaseosa

Agua mineral

VI. CUESTIONARIO

1.- Enumere los métodos que conoce para determinar el PH

2.- ¿Qué nos indica el PH de una sustancia?

3.- ¿Qué diferencia hay entre un ácido Arrhenius y un ácido Bronsted?

4.- Halle el PH y el POH de la leche comercial cuya concentración de Hidrógeno es 2,0 x 10-7

mol/l

5.- Calcule las concentraciones de iones hidronio y los valores de POH para las soluciones

cuyos valores de PH se dan a continuación<.

pH = 6,3

pH = 9,4

pH = 1,6

pH = 4,5

6.- Se tiene una solución de Mg (OH)2 cuya concentración es de 0,02 mol/l. Halle el pH y el

pOH de la solución

7.- Calcule el pH de una solución 0,35 M de Ácido Nitroso Ka = 5,1 x 10-4

pH de solución Naranja de Metilo Rojo Congo Fenolftaleína

Rojo de Metilo


72

BIBLIOGRAFIA

1. CHANG RAYMOND, Química Editorial. Mac Graw Hill. México 2000

2. MORTIMER, CH. Química. Editorial Iberoamericana, México 1998

3. BROW, LE MAY BURSTEN Química. Prentice – Hall, México 1997

4. WHITTEN KENNETH Química General. Mc Graw Hill, Madrid España 1998

5. HARRIS DANIEL Análisis Químico Cuantitativo. Grupo Editorial Iberoamericana, México


73

CONTROL DE PRACTICAS DE QUIMICA I

PRACTICA Nº1

Reconocimiento del Material de Laboratorio

APELLIDOS Y NOMBRES: __________________________________________________

GRUPO:___________________FECHA_________________CASILLERO____________

Coloque en los casilleros solamente en número de la pregunta que se le a asignado


74


PRACTICA Nº2

Medición y Tipos de errores





75


PRACTICA Nº3

Operaciones Básicas en el Laboratorio





76


PRACTICA Nº4

Tabla Periódica: Propiedades de los elementos





77


PRACTICA Nº5

Enlaces Químicos





78


PRACTICA Nº6

Funciones Químicas Inorgánicas





79


PRACTICA Nº7

Reacciones y Ecuaciones Químicas






80

PRACTICA Nº8

Reacciones de Óxido-Reducción





81

PRACTICA Nº9

Soluciones Químicas





82

PRACTICA Nº10

Suspensiones, Coloides y disoluciones





83

PRACTICA Nº11

Cinética Química





84

PRACTICA Nº12

Equilibrio Químico





85

PRACTICA Nº13

Ácidos y Bases




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Manual Química I Final. Ing. Civil

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