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CARRERA DE BIOQUIMICA Y FARMACIA

GUIA LABORATORIO

QUÍMICA INORGÁNICA

Semestre: Segundo

Código: BYF210

Cochabamba – Bolivia

Lic. Richard Gonzales V.

LABORATORIO 1

NORMAS DE SEGURIDAD Y MATERIAL DE LABORATORIO

1. Objetivo(s) Conocer las normas de seguridad y materiales de laboratorio. Aprender a utilizar la balanza. Aprender a medir volúmenes.

2. Fundamento teórico

Debido a las características del trabajo que se realiza en el laboratorio se pueden provocar accidentes de diversa consideración, como incendios, explosiones, intoxicaciones y quemaduras. Debe disponerse, por tanto, de elementos de actuación adecuados para que estos efectos puedan ser controlados.

En el laboratorio se puede encontrar material muy diverso y es importante conocer su función puesto que de su correcto uso depende la calidad de los resultados obtenidos.

Investigar: a) Normas de seguridad en laboratorio.b) Materiales de laboratorio que describan forma, tipo de material y usos y precauciones.

Por ejemplo:Consiste en un tubo con un estrechamiento en su parte inferior y en su extremo superior lleva acoplada una perilla de goma para succionar el líquido y verterlo posteriormente.Se utilizan para añadir líquidos gota a gota. Es un instrumento de medida aproximada, ya que el volumen de las gotas depende de la naturaleza del líquido

Anotar las referencias bibliográficas utilizadas.

3. Materiales y reactivos Tubos de ensayo. Balanza analítica. Balanza digital. Agua destilada. Pipetas. Propipeta. Matraz aforado de 50 ml.

4. Procedimiento

a) Uso de la balanza digital y la balanza analítica Elegir 10 objetos para pesar que sean menos de 10 g. Pesar cada objeto en la balanza digital y anotar. Pesar cada objeto en la balanza analítica y anotar. Realizar una tabla de resultados


Comparar las masas obtenidas.

b) Uso de material volumétrico En 5 tubos de ensayo medir con una pipeta 2, 4, 6, 8, 10 ml de agua

destilada. Comparar los tubos de ensayo con el agua medida. En un matraz erlen meyer enrazar hasta el aforo con agua destilada. Anotar y concluir.

5. Resultados u Observaciones Describa los resultados del inciso a y b del punto 4.

6. ConclusionesConcluir en base a objetivos y la experiencia realizada

7. Cuestionario y/o actividadesa) Investiga equipos de protección personal para la cabeza, ojos, extremidades

superiores, extremidades inferiores, vías respiratorias, dibuja y describe su usob) Dibuja y explica los pictogramas: a) nocivo, b) irritante, c) explosivo, d) toxico,

e) muy toxico, f) peligroso para el medio ambiente, g) fácilmente inflamable, h) inflamables y extremadamente inflamables, i) comburente y j) corrosivo.

c) En caso de producirse salpicadura con ácido o un álcali sobre la piel ¿qué debes hacer en cada caso?, explica.

d) Ingresa a http://www.daypo.com/seguridad-laboratorios.html, realizar el test y comenta que te parece.

e) En la medición de masa que diferencia existe en utilizar balanza digital y balanza analítica.

http://www.daypo.com/seguridad-laboratorios.html


LABORATORIO 2

MODELOS ATÓMICOS

1. Objetivo(s) Conocer los modelos atómicos y su historia. Explicar las características de cada modelo. Construir los modelos atómicos.

2. Fundamento teórico

Un modelo es una representación o esquema de forma gráfica que nos sirve como referencia para entender algo de forma más sencilla.

Atómico, por su parte, es lo que está vinculado al átomo. Un átomo es la cantidad más pequeña de un elemento químico, etimológicamente la palabra proviene del griego “átomos”, que significa “no divisible”. La materia está compuesta por estas partículas pequeñas e indivisibles que llamamos átomos y esos átomos tienen un comportamiento determinado y unas propiedades determinadas.

Un modelo atómico es una representación gráfica de la estructura que tienen los átomos. Lo que representa es una explicación o esquema de cómo se comportan los átomos.

A lo largo del tiempo existieron varios modelos atómicos, algunos más elaborados que otros, debido a Demócrito, Dalton, Tomson, Perri, Rutherford, Bohr, Sommerfeld, Schrödinger, Dirac y Jordan

Investigar: La teoría de cada uno de los modelos atómicos generados durante la historia. Anotar las referencias bibliográficas utilizadas.

3. Materiales y reactivos Esferas de plastoformo. Plastilina de colores. Alambre. Pinceles. Cartón para situar el modelo atómico Acrilex de colores

4. Procedimiento

Construir los siguientes modelos atómicos:

- Modelo atómico de Dalton (experimentos y postulados)- Modelo atómico de Thomson (experimentos y postulados)- Modelo atómico Rutherford (experimentos realizados)- Modelo atómico de Bohr (experimentos)- Modelo atómico Cuántico y llenado de orbitales.


5. Resultados u Observaciones Describa los resultados del punto 4.

6. ConclusionesConcluir en base a objetivos y la experiencia realizada.

7. Cuestionario y/o actividadesa) Define con precisión isótopo, isobaro, isótonos e isoelectrónico y escribe

ejemplo de cada uno.b) Explica en experimento de Millikan o de la gota de aceitec) Completa la tabla

Elemento Símbolo p+ e- n0

BoroCatión níquel (II)Anión arsénico

Estaño

d) ¿Cuál de los siguientes pares de especies químicas son isoelectrónicas? Porque

i) Ne y Ar ii) F− y Cl− iii) Ne y F− iv) Na+ y K+ v) Na+ y Nae) Explica e que consiste la Notación Abreviada o Configuración tipo Kernel


LABORATORIO 3

CINÉTICA QUÍMICA

1. Objetivo(s) Comprender la velocidad de una reacción. Estudiar los factores que interviene en la velocidad de una reacción

química.

2. Fundamento teóricoLa Cinética Química se encarga de la rapidez de las reacciones químicas y tiene, además, como objetivo el estudio de los factores que influyen en la rapidez de un proceso químico, como lo son la temperatura, los cambios de concentración de reactantes, la adición de catalizadores, modificación de pH; fuerza iónica, constante dieléctrica, etc. La finalidad de la cinética está en: En la síntesis química o microbiológica de productos empleados en la industria.

En la investigación de mecanismos de reacción.

Investigar: Concepto de cinética química. Expresión de la velocidad de una reacción. Orden de una reacción y Factores que afectan la velocidad de reacción (explicar).

3. Materiales y reactivos Vasos de precipitado. Cronometro. Termómetro. Hornilla. Mortero. Agua destilada. Balanza. Reactivos: alksetlzer, yoduro de potasio, acetato de plomo, almidón,

pastilla de vitamina c efervescente, tintura de yodo, agua oxigenada.

4. Procedimiento a) Influencia de la temperatura en la velocidad de reacción.

En dos vasos de precipitado de 100 ml colocar al primero 60 ml agua fría y al segundo 60 ml de agua caliente anotar la temperatura de agua en cada recipiente.

A cada vaso al mismo tiempo dejar caer una pastilla de alksetlzer (traer), anotar el tiempo que tarda la reacción.

Observar y escribir la reacción

b) Influencia del tamaño de partícula.Parte 1

Colocar en un mortero yoduro de potasio y acetato de plomo aproximadamente 0,5 g de cada uno.

Moler con el pilón y observar.


Agregar agua destilada, observar y explicar lo sucedido. Escribir la reacción química.

Parte 1 En 2 vasos de precipitado de 100 ml colocar 50 ml de agua a temperatura

ambiente. Una pastilla de alkseltzer (traer) triturar. Al mismo tiempo colocar una pastilla de alkseltzer (traer) entera al primer

vaso y al segundo vaso la pastilla triturada. Observar y anotar, escribir la reacción.

c) Influencia de la concentración en la velocidad de reacción. Preparar 100 ml de solución de almidón (agregar ½ cucharilla de almidón al

agua hirviendo) Disolver una pastilla de vitamina C efervescente en 60 ml de agua. Solución 1: En un vaso de precipitado de 100 ml agregar 3 ml de agua, 1

ml de tintura de yodo y solución de la vitamina C hasta decolorar el yodo. Solución 2: En tubo de ensayo colocar 3ml de agua, 1 ml de peróxido de

hidrogeno, 1 ml de almidón. Verter la solución 2 en el la solución 1 agitar y tomar tiempo. Volver a preparar solución 1 y solución 2 pero agregando esta vez 2 ml de

peróxido de hidrógeno. Mezclar las dos soluciones y tomar tiempo. Observar, dibujar, comparar tiempo, anotar la reacción que se produce.

5. Resultados u Observaciones Anotar según lo establecido con figuras y colores observados, y escribir las reacciones producidas


7. Cuestionario y/o actividadesa) ¿Cómo afecta un catalizador a una reacción química?b) A una reacción exotérmica que le pasara cuando a) se aumenta la

temperatura b) se disminuye la temperatura.c) Ingresa a https://www.youtube.com/watch?v=7Mv4bRgY3t0 explica que ocurre

con la Difusión de la tinta en agua y la teoría cinética.d) Una reacción entre moléculas A y B es de segundo orden respecto a B.

Expresa una posible ecuación de velocidade) En un estudio cinético de la reacción: 2SiO(g) + O2(g) →2SiO2(g)

Se obtuvieron los siguientes datos para las velocidades iniciales de la reacción.No experimento Concentraciones iniciales M Velocidad inicial M/s

SiO O2

Exp.1 0,0125 0,0253 0,0281Exp.2 0,0250 0,0253 0,112Exp.3 0,0125 0,0506 0,0561

Obtenga la ley de la velocidad para esta reacción.

https://www.youtube.com/watch?v=7Mv4bRgY3t0


LABORATORIO 4

EQUILIBRIO QUÍMICO

1. Objetivo(s) Fijar el concepto de equilibrio químico mediante el estudio experimental de

distintas mezclas de reacción. Observar cómo las mezclas alcanzan distintos puntos de equilibrio. Observar cómo se puede modificar el estado de equilibrio alterando

condiciones tales como concentración de las sustancias implicadas, temperatura, etc.

2. Fundamento teóricoTodas las reacciones químicas son en realidad sistemas en equilibrio dinámico, que a veces se desplazan por completo en un determinado sentido, es decir, aparecen como irreversibles debido a las condiciones en que se realizan. No obstante, se puede actuar sobre estas reacciones de modo que se invierta el proceso, aunque este efecto sea difícil de conseguir y apreciar en algunas reacciones que se consideran comúnmente irreversibles. Por esta razón es frecuente poner en las reacciones químicas, en vez de una sola flecha, una doble flecha indicando los dos sentidos de la reacción. La flecha de mayor longitud indica que la reacción se encuentra desplazada en ese sentido.

Investigar: Concepto de equilibrio químico. Expresión de la constante de equilibrio para una reacción en función de las concentraciones y en función de las presiones. Relación entre cinética química y equilibrio químico, Principio de Le Chatelier y Factores que afectan el equilibrio.

3. Materiales y reactivos Tubos de ensayo con tapa rosca. Cajas Petri. Vasos de precipitado. Pipetas. Hielo. Agua destilada. Reactivos: cromato de potasio, dicromato, de potasio, cobre metálico, ácido

nítrico conc.

4. Procedimiento a) Equilibrio químico cromato/dicromato

- En dos tubos de ensayo colocar 3 ml de solución de dicromato de potasio.- Al primer tubo agregar gotas de solución de HCl, observar y comparar con

el segundo tubo.- Seguidamente al mismo tubo agregar gotas de NaOH, observar y comparar

con el segundo tubo.- Escribir las reacciones que se observan.


b) Equilibrio químico dióxido de nitrógeno/tetra óxido de di nitrógeno

- En tres tubos de ensayo con tapa que contengan gas de dióxido de nitrógeno (previamente preparado por reacción de ácido nítrico con cobre metálico). Comparar el color del contenido de ambos frascos.

- Preparar tres vasos de precipitación, el primero con agua caliente (a temperatura de ebullición), el segundo con agua a temperatura ambiente y el tercero con agua fría (con cubos de hielo), todos con un volumen aproximado un tercio del volumen total.

- Introducir los tubos de ensayo en el primer y tercer vasos de precipitación, dejar los tubos durante 5 minutos como mínimo.

- Retirar ambos tubos de ensayo de los baños de agua, observar y anotar la diferencia en los colores.

- Llevar luego ambos tubos de ensayo al vaso con agua a temperatura ambiente, dejar aproximadamente durante 5 minutos y observar el color que toman los gases de ambos frascos.

- Interpretar los cambios tomando en cuenta que el gas NO2 es pardo rojizo y que tiende a polimerizarse a N2O4 gaseoso LABORATORIOmente incoloro.

5. Resultados u Observaciones Anotar según lo establecido con figuras y colores observados, y escribir las reacciones producidas


7. Cuestionario y/o actividadesa) Explicar: a) reacción reversible, b) reacción irreversibleb) Escribe la expresión de la constante de equilibrio, Kc y Kp para cada una

de las siguientes reacciones:- CO(g) +O2(g) CO2(g)

- SO2(g) + O2(g) SO3(g)

- P4(g) + O2(g) P4O6(s)

- HBr(g) H2(g) + Br2(l)

- H3PO4(ac) H+(ac) + H2PO4

1-(ac)

c) Deducir la relación matemática que existe entre la constante de equilibrio Kc y Kp.

d) La reacción entre el nitrógeno y el oxígeno para formar NO gas se representa mediante: N2(g) + O2(g) NO(g) . Las concentraciones de los gases en equilibrio a 1500 ºK son 1,7x10 -3 mol/L O2, 6,4x10-3 mol/L N2 y 1,1x10-5 mol/L NO. Calcular el Kc a 1500 ºK. Resp. 1,1x10-5

e) Ingresa en videos a “Experimento de equilibrio quimico 1” o la página https://www.youtube.com/watch?v=EKIEbE85Z8k, describe el procedimiento, escribe las reacciones y analiza que sucede.

https://www.youtube.com/watch?v=EKIEbE85Z8k


LABORATORIO 5

NATURALEZA DE ÁCIDOS Y BASES

1. Objetivo(s) Aprender el uso de indicadores ácido base. Aplicar indicadores en soluciones de uso cotidiano.

2. Fundamento teóricoEl buen reconocimiento de las propiedades de la materia, permiten obtener buenos resultados a la hora de trabajar con ellos. Es así, que el reconocimiento de una de las propiedades de la materia como lo es la función pH, permite tener antecedentes relevantes sobre algún compuesto o sustancia conocida y así poder predecir resultados con respecto a alguna reacción. Con la ayuda de otras sustancias, tales como los indicadores, la tarea de identificar el pH, se facilita enormemente, en especial en los casos de neutralización de reacciones ácido-base, logrando resultados bastante precisos y aceptables.

Investigar: Teoría de ácidos y bases. Propiedades de los ácidos y bases. Coloca una tabla de alimentos o compuestos químicos ácidos y básicos que utilizas. Indicadores ácido base.

3. Materiales y reactivos Tubos de ensayo. Vasos de precipitado. Pipetas. Agua destilada. Indicadores: pape tornasol rojo y azul. Fenolftaleína, rojo de metilo,

anaranjado de metilo. Soluciones diluidas: ácido clorhídrico, hidróxido de sodio, ácido sulfúrico,

hidróxido de potasio, ácido nítrico, bicarbonato de sodio, hidróxido de magnesio, ácido fosfórico, hidróxido de amonio, ácido acético, etc.

10 muestras: Vinagre, solución de detergente, jugo de limón, saliva, lavandina, orina, refresco sprite, detergente vajillero, alcohol, aspirina, Te o café, otros mas

4. Procedimiento Parte 1

En 3 tubos de ensayo colocar 3 ml de una solución según el cuadro. Agregue al primer tubo un pedazo del papel tornasol rojo y azul, 3 gotas de fenolftaleína. Anotar en cada caso el color que toma.

Al segundo tubo colocar 3 gotas de indicador anaranjado de metilo, observar y anotar

El tercer tubo colocar 3 gotas de indicador rojo de metilo, observar y anotar.

Repetir los pasos anteriores para cada solución.

Parte 2.


En base a las pruebas anteriores utilizando investigar la acides, basicidad o neutralidad de algunas muestras que debes traer, ver tabla:

5. Resultados u Observaciones Elabora una tabla de resultados para cada inciso, analiza y describe mediante dibujos lo observado.


7. Cuestionario y/o actividadesa) Escribe la reacción general entre un ácido y una base y los productos que

se obtieneb) ¿Qué es un ácido fuerte, acido débil, base fuerte y base débil? Realiza

una tabla de ácidos y bases fuertes y débiles colocando su constante de acidez o basicidad.

c) Investiga estructura química y cómo funciona el papel tornasol, rojo de metilo y fenolftaleína.

d) Averigua y representa en una tabla el rango de pH y color de viraje de diferentes indicadores.

e) Acidez y alcalinidad. La importancia del equilibrio del pH en el cuerpo, ingresa a https://www.youtube.com/watch?v=xJ1me2fLwsM realiza un resumen

https://www.youtube.com/watch?v=xJ1me2fLwsM


LABORATORIO 6

EXTRACCIÓN DE INDICADORES NATURALES

1. Objetivo(s) Extraer indicadores naturales a partir de la remolacha, pétalos de rosa,

repollo morado. Comprobar en sustancias químicas de laboratorio la presencia de ácidos y

bases.

2. Fundamento teóricoLos indicadores son sustancias que, mediante un cambio de color, nos ayudan a identificar si las sustancias son ácidas o básicas, es decir, si su pH es menor o mayor que siete. La identificación se hace muy fácil ya que los indicadores presentan diferentes colores en medio ácido y en medio básico.

Investigar: Indicadores naturales, Características de los indicadores naturales, Proceso de extracción de indicadores naturales.

3. Materiales y reactivos Tubos de ensayo. Vasos de precipitado. Pipetas. Agua destilada. Remolacha, repollo guindo, pétalos de rosa. Soluciones diluidas: ácido clorhídrico, hidróxido de sodio, ácido sulfúrico,

hidróxido de potasio, ácido nítrico, bicarbonato de sodio, hidróxido de magnesio, ácido fosfórico, hidróxido de amonio, ácido acético, etc.

10 muestras: Vinagre, solución de detergente, jugo de limón, saliva, lavandina, orina, refresco sprite, detergente vajillero, alcohol, aspirina, Te o café, otros mas

4. Procedimiento a) Extracción de pigmentos de la remolacha Pelar una remolacha Cortar en cubitos pequeños y colocar en un vaso de precipitado de 250 ml,

agregar agua destilada aproximadamente 100 ml. Colocar el vaso en una hornilla y hacer hervir 5 minutos. Filtrar el sobrenadante. Realizar pruebas de cambio de color en soluciones de ácidos y bases

agregando de 2 a 5 gotas, realizar tomada de datos.

b) Extracción de pigmentos del repollo guindo- Cortar el repollo en pequeños trozo y colocar en un vaso de precipitado de

250 ml, agregar alcohol aproximadamente 50 ml.- Dejar en reposo aproximadamente 30 minutos.- Filtrar el sobrenadante.- Realizar pruebas de cambio de color en soluciones de ácidos y bases



c) Extracción de pigmentos de pétalos de rosa Los pétalos de rosa roja, machucar en un mortero, agregar 5 ml de etanol. Filtrar el líquido sobrenadante. Realizar pruebas de cambio de color en soluciones de ácidos y bases


5. Resultados u Observaciones Anotar según lo establecido con figuras y colores observados.


7. Cuestionario y/o actividadesa) Escribe la reacción general de un indicador acido base.b) ¿Qué propiedades físicas y químicas tienen los indicadores?c) Describe las características y propiedades de la remolacha y el repollo.d) Dibujar la molécula de cianina, e investigar sus propiedades físicas y

químicas.e) Para tener un buen indicador de pétalos de rosa que debe cumplir.


LABORATORIO 7

PREPARACIÓN DE SOLUCIONES

1. Objetivo(s) Aprender a preparar una solución a partir de un sólido. Aprender a preparar una solución a partir de una solución concentrada.

2. Fundamento teóricoUna solución química es una mezcla homogénea que tiene dos componentes fundamentales que son el soluto y el solvente o disolvente.

Investigar: Concepto de solución, Tipos de soluciones, Unidades de concentración de soluciones como: molaridad, normalidad, porcentaje en peso, fracción molar, molalidad, partes por millón y solubilidad. Ejemplo para cada uno de cómo realizar el cálculo. Grados de pureza de los reactivos químicos. Agua destila y agua des ionizada. Incluir referencias bibliográficas.

3. Materiales y reactivos Matraz aforado. Gotero. Pipetas. Vasos de precipitado. Balanza. Propipeta. Espátula. Agua destilada. Reactivos: Cloruro de sodio, permanganato de potasio, solución ácido

clorhídrico, solución de ácido acético.

4. Procedimiento a) Preparar 100 ml de una solución 0,1 M de NaCl

Calcular la masa de NaCl a ser pesado Pesar y disolver en un vaso de precipitado utilizando la mínima cantidad de

agua posible Traspasar al matraz aforado y enrasar

Dilución (C1V1 = C2V2) Preparar 50 ml de solución 0,03 M de NaCl a partir de la anterior

solución

b) Preparar 100 ml de una solución 0,1 M de HCl Calcular la concentración de la solución de partida. Calcular volumen de HCl concentrado Pipetear directo al matraz aforado y enrasar

c) Preparar 100 ml de una solución 0,05 M de ácido acético Calcular volumen de ácido acético concentrado, leer los datos del envase Pipetear directo al matraz aforado y enrasar


d) Preparar 100 ml de solución 0,01 M de KMnO4

Calcular la masa de KMnO4 a ser pesado Pesar y disolver en un vaso de precipitado utilizando la mínima cantidad de

agua posible Trasvasar al matraz aforado y enrasar

5. Resultados u Observaciones Para cada inciso: anotar, registrar, calcular los resultados, dibujar y explicar, además investigar las propiedades físicas y químicas de cada reactivo químico utilizado.


7. Cuestionario y/o actividadesa) ¿Cómo se debe enrazar una solución coloreada? Explicab) Realiza cálculos y explica como preparas una solución de ácido bórico 0,5 Mc) Al preparar una solución que precauciones debes tomar en cuenta, explicad) Recomendarías el uso de una balanza digital o una balanza analítica para

pesar un soluto, explica tu respuesta.e) Calcula el porcentaje en peso, fracción molar, normalidad y solubilidad de las

cuatro soluciones preparadas.


LABORATORIO 8

TITULACIÓN DE ÁCIDO FUERTE CON BASE FUERTE

1. Objetivo(s) Comprender los pasos de una titulación. Aplicar la titulación a compuestos de solución ácida.

2. Fundamento teóricoLa valoración o titulación es un método de análisis químico cuantitativo en el laboratorio que se utiliza para determinar la concentración desconocida de un reactivo conocido. Debido a que las medidas de volumen desempeñan un papel fundamental en las titulaciones, se le conoce también como análisis volumétrico.

Investigar: Investigar sobre titulación o valoración de ácido fuerte con base fuerte, acido débil con base fuerte, Curvas de valoración, Punto de equivalencia, Indicadores acido base, Elección del indicador.

3. Materiales y reactivos Bureta. Matraz erlen meyer. Vasos de precipitado. Balanza. Pipetas. Reactivos: ácido clorhídrico concentrado, hidróxido de sodio, indicador

fenolftaleína. Piceta con agua destilada.

4. Procedimiento A) Titulación de solución 0,1 M de ácido clorhídrico con solución de

hidróxido de sodio 0,1 M.- Preparar 100 ml de solución 0,1 M de HCl.- Preparar 100 ml de solución 0,1 M de NaOH.- Cargar en la bureta la solución de NaOH preparada, abrir lentamente la

llave y ajustar el menisco a la marca de cero, colocando el vaso debajo de la bureta para recibir el líquido que caiga.

- En un matraz Erlenmeyer de 100 ml tomar 10 ml de la solución de ácido clorhídrico preparado y agregar 3 gotas de indicador fenolftaleína.

- Coloque el matraz debajo de la bureta y deje caer gota a gota la solución de hidróxido hasta que la solución del matraz persista el color rosado unos segundos. Lea el volumen de hidróxido gastado y anote.

- Efectúe 2da, 3ra y 4ta titulación en porciones de 5 ml, 8ml y 12 ml del ácido y repita los pasos anteriores. Elabore una tabla de datos.


B) Titulación de ácido acético en vinagre.- En una muestra de vinagre. Proceda a titular tres muestras de 1 ml por

separado con la solución de hidróxido de sodio 0,1 M; siguiendo el mismo procedimiento descrito para el ácido clorhídrico.

- Elabore una tabla de datos y calcule la concentración molar y el porcentaje del ácido acético presente en el vinagre.



7. Cuestionario y/o actividadesa) ¿Qué aplicaciones tiene la titulación acido base en la bioquímica? Escribe

ejemplos.b) ¿Qué es un patrón primario acido base? y que propiedades debe tener.c) ¿Cuántos ml de disolución 0,25 N de un ácido clorhídrico se necesitan para

neutralizar exactamente 20 ml de una disolución 0,20 N de una base de hidróxido de sodio?

d) ¿Cuál debe ser la normalidad de una disolución de ácido clorhídrico para que 40 ml de la misma neutralice la misma cantidad de base que 36 ml de hidróxido de sodio 0,125 N?

e) ¿Cómo se dibuja una curva de valoración para un ácido y base fuerte? Y que partes tienen?


LABORATORIO 9

TITULACIÓN DE ÁCIDO DEBIL CON BASE FUERTE

1. Objetivo(s) Comprender los pasos de una titulación ácido débil con base fuerte. Aplicar la titulación a compuestos de solución ácida.

2. Fundamento teóricoLa valoración o titulación es un método de análisis químico cuantitativo en el laboratorio que se utiliza para determinar la concentración desconocida de un reactivo conocido. Debido a que las medidas de volumen desempeñan un papel fundamental en las titulaciones, se le conoce también como análisis volumétrico.

Investigar: Investigar Definición del vinagre. Elaboración del vinagre (los métodos). Variedad de vinagre. Usos del vinagre.

3. Materiales y reactivos Bureta. Matraz erlen meyer. Vasos de precipitado. Balanza. Pipetas. Reactivos: hidróxido de sodio, Vinagre, indicador fenolftaleína. Piceta con agua destilada.

4. Procedimiento

Determinación del contenido de ácido acético en vinagre.- Calcular la masa de NaOH para preparar 100 ml de solución 0,5 M de

NaOH.- La masa calculada pesar en un vaso de precipitado diluir con pequeña

porción de agua, trasvasar al matraz enjuagando el vaso 3 a veces.- Enrazar con agua destilada.- La solución preparada cargar a la bureta.- En tres matraces Erlenmeyer de 100 ml medir 2 ml, 3,5 ml y 5 ml de

vinagre respectivamente.- Agregar 3 gotas de fenolftaleína y proceder a titular hasta cambio de color.- Elaborar una tabla de datos y calcular la concentración molar del ácido

acético y el porcentaje del ácido acético presente en el vinagre.

5. Resultados u Observaciones Anotar los cálculos realizados de preparación del hidróxido de sodio, en un gráfico indicar el proceso de titulación, Escribir la reacción de titulación ácido acético con hidróxido de sodio, realizar la tabla de datos obtenido y los cálculos de concentración molar y porcentaje de ácido en vinagre.



7. Cuestionario y/o actividadesa) ¿Para qué sirve el vinagre?b) ¿Qué contenido de ácido acético tiene los vinagres?c) Realiza una tabla de datos y su grafico al titular 20 ml de ácido acético 0,3

M con 0,3 M de NaOH. Cuando se han agregado 0, 1,4, 5, 15, 19, 20, 20,5; 25, 30, 40 ml de Solución de NAOH.


LABORATORIO 10

ESTANDARIZACIÓN DEL ÁCIDO SULFÚRICO 0,1 N

1. Objetivo(s) Aprender a realizar una estandarización. Calcular y preparar las soluciones necesarias.

2. Fundamento teóricoEn química analítica una solución estándar o disolución estándar es una disolución que contiene una concentración conocida de un elemento o sustancia específica, llamada patrón primario que, por su especial estabilidad, se emplea para valorar la concentración de otras soluciones, como las disoluciones valorantes.

En nutrición clínica, una solución estándar de aminoácidos es una disolución que contiene cantidades fisiológicas de aminoácidos esenciales y no esenciales, y están diseñadas para pacientes con función orgánica normal.

Un "estándar simple" se obtiene por dilución de un único elemento o sustancia en un disolvente en el cual es soluble y con el que no reacciona. Como la mayoría de las muestras reales, contienen un variado rango de distintas sustancias, y si se mide la concentración de un elemento o sustancia en concreto, la muestra puede tener una composición diferente de la que se utilice como estándar. De hecho se suele usar por comodidad con fines comparativos los "estándares simples": disoluciones estándares del elemento o sustancia pura en el disolvente. Esto puede ocasionar inexactitudes, por eso algunas "muestras estándares" son diseñadas específicamente para que sean lo más parecidas posibles en su composición a las "muestras reales" que pretendemos determinar.

Se dispone también de materiales de referencia certificados que contienen concentraciones, verificadas de forma independiente por distintos laboratorios usando distintas técnicas analíticas, de elementos o sustancias disponibles en distintas matrices o materiales de muestra (por ejemplo, la sangre). Con estos materiales se obtienen resultados analíticos finales más exactos.

Investigar: Estandarización de soluciones. Patrón primario y sus características. Patrón secundario y sus características. Ejemplos de patrones primarios para ácidos y bases. Rango de viraje de la fenolftaleína. Propiedades físicas y químicas del ácido sulfúrico y el carbonato de sodio.

3. Materiales y reactivos Bureta. Matraz erlen meyer. Vasos de precipitado. Balanza. Pipetas. Reactivos: ácido sulfúrico concentrado, carbonato de sodio, indicador

fenolftaleína y rojo de metilo.


Piceta con agua destilada.

4. Procedimiento a) Solución de Carbonato de sódio, Na2CO3 , 0.1 N.

Secar 3.00 a 5.00 g de Carbonato de sodio patrón primario a 250°C por 4 horas, enfriar en un desecador. Pesar …………………… g transferirlos a un matraz volumétrico de 100 ml y enrasar con agua destilada exenta de dióxido de carbono. Guardar en frascos de polietileno.

b) Preparar solución de Ácido Sulfúrico, H2SO4 0,1 N Diluir ………………… ml de ácido sulfúrico concentrado p.a. con agua

destilada o desionizada. Guardar hasta la siguiente clase en frasco de polietileno.

Estandarizar con un volumen conocido de solución de carbonato de sodio (se recomienda un volumen de 10 ml de solución de carbonato de sodio) Usando como indicador fenolftaleína. Calcular la normalidad.



7. Cuestionario y/o actividades

a) Explica la estandarización del hidróxido de sodio, escribe las reacciones que se observa.

b) Investiga formula, propiedades físicas y químicas, usos del biftalato de potasio.

c) Calcula el pH antes de titular de una solución de ácido sulfúrico 0,0056 Nd) Un frasco indica d= 1,8 g/ml y pureza del 95 % ácido sulfúrico, se pipetea 2

ml y se coloca para enrazar en 500 ml de solución. Determina el pH y pOH de la solución diluida.

e) ¿Cómo se determina los cloruros en el agua? Explica el método y escribe las reacciones (sugerencia ingresa a: https://www.youtube.com/watch?v=E4wlPscKTIk ).

https://www.youtube.com/watch?v=E4wlPscKTIk

https://www.youtube.com/watch?v=E4wlPscKTIk


LABORATORIO 11

SOLUBILIDAD

1. Objetivo(s) Obtener la curva de solubilidad del dicromato de potasio. Recristalizar el cloruro de sodio.

2. Fundamento teóricoSolubilidad es una medida de la capacidad de disolverse de una determinada sustancia (soluto) en un determinado medio (disolvente). Implícitamente se corresponde con la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una cantidad determinada de disolvente, a determinadas condiciones de temperatura, e incluso presión (en caso de un soluto gaseoso). Puede expresarse en unidades de concentración: molar, fracción molar, etc.

Si en una disolución no se puede disolver más soluto decimos que la disolución está saturada. En algunas condiciones la solubilidad se puede sobrepasar de ese máximo y pasan a denominarse como soluciones sobresaturadas. Por el contrario, si la disolución admite aún más soluto decimos que se encuentra insaturada.

Investigar: Definición de Solubilidad. Tipos de solventes. Factores que intervienen en la solubilidad, curvas de solubilidad. Curva de solubilidad del dicromato de potasio.

3. Materiales y reactivos Vasos de precipitado. Termómetro. Balanza. Hornilla. Tubo de ensayo. Pipetas. Reactivos: agua destilada, dicromato de potasio, sal común sucia.

4. Procedimiento Variación de la solubilidad del dicromato de potasio con la temperatura.

Calentar agua de grifo en un vaso de 400 ml. Pesar 0,6 g de bicromato de potasio e introducir en un tubo de ensayo

limpio y seco. Añadir 1,5 ml de agua destilada al tubo de ensayo. Disolver todo el dicromato de potasio cuanto sea posible en el agua

destilada, introducir un termómetro dentro el matraz, leer y anotar. Introducir el matraz en el vaso de precipitado que contiene agua caliente

(baño María) y agitar constantemente. Anotar la temperatura cuando se disuelva los cristales. Sacar el Erlenmeyer del vaso y enfriar en un baño de hielo y sal. Cuando de nuevo aparezca los cristales, añadir 0,5 ml de agua. Repetir 4 veces más agregando cada vez 0,5 ml de agua destilada.


5. Resultados u ObservacionesAnotar según lo establecido con figuras y colores observados.


7. Cuestionario y/o actividadesa) Se tiene una sustancia con los datos de solubilidad

T (ºC) 20º 30º 40º 50º 60ºS(g/100 g H2O) 8 12 16 20 24

Si se disuelven 45 g de sustancia en 200 g de agua a 60 ºC y se deja enfriar hasta 35 ºC, ¿Cuántos gramos de sustancia cristalizan?a) no cristalizan b) 17 c) 18 d) 51 e) 56

b) A cierta temperatura se tiene una solución saturada de cloruro de sodio que pesa 240 g. Cuando se evapora toda el agua quedan 63,4 g de sal. Encuentre la solubilidad de la sal a dicha temperatura, que se exprese por 100 g de solvente.

a) 0,359 b) 35,9 c) 1,76 d) 176 e) 63,4

c) Se tiene los siguientes datos sobre la solubilidad del alumbre de potasio. Se tiene una solución de 55 g de alumbre disueltos en 100 g de agua a 90 ºC y luego se enfría hasta 10 ºC. ¿Cuántos gramos de alumbre cristalizan

T (ºC) 10º 20º 50º 70º 90ºS(g/100 g H2O) 4 6 17 10 109

a) no cristalizan b) 8 c) 18 d) 51 e) 56

d) Para la siguiente fase de la curva de solubilidad del sulfato de sodio, determinar la cantidad de sulfato de sodio que cristalizará si se han disuelto 45 g en 100 g de agua a 60 ºC y el sistema se calienta hasta 80 ºC

a) 0,7 b) 0,1 c) 1,3 d) 1,8 e) 2,2


LABORATORIO 12

RECRISTALIZACIÓN DEL CLORURO DE SODIO

1. Objetivo(s) Recristalizar el cloruro de sodio de manera experimental.

2. Fundamento teóricoLa investigación acerca de los cristales ha adquirido enorme importancia en estos momentos en los que asistimos a una incesante búsqueda de nuevos materiales, y cuando se ha comprobado que conseguir una determinada forma cristalina puede servir para, por ejemplo, optimizar las propiedades de los medicamentos, como puede ser el caso de una simple aspirina. La forma de la cristalización hace que las propiedades, incluyendo la estabilidad, solubilidad y velocidad de disolución sean diferentes, e incluso puede dar lugar a que en una determinada forma un medicamento resulte eficaz mientras que en otra sea un producto perjudicial para la salud. Para que la materia pueda reorganizarse formando determinadas estructuras, las moléculas o iones deben estar en movimiento y perder dicha movilidad en unas determinadas condiciones, con tiempo suficientes (lentamente), en reposo o disponiendo de espacio suficiente para orientarse. Los cristales más perfectos se obtienen en las naves espaciales porque, en ausencia de gravedad, sólo actúan las fuerzas entre los iones o moléculas

Investigar: Propiedades físicas y químicas del cloruro de sodio, procesos químicos para obtención de cristales de cloruro de sodio, .

3. Materiales y reactivos Vasos de precipitado. Termómetro. Balanza. Hornilla. Pipetas. Reactivos: agua destilada, sal común sucia.

4. Procedimiento Recristalización del cloruro de sodio partir de una solución saturada

Colocar 3 g de sal común sin refinar en un vaso de precipitado de 100 ml disolver con 20 ml de agua.

Filtrar la solución salina. Evaporar el agua con mucho cuidado. Calcular el porcentaje de pureza de la sal. Observar los cristales y comparar con los cristales que se disolvieron al

principio




7. Cuestionario y/o actividadesa) Dibuja la curva de solubilidad del cloruro de sodio y otros compuestos e

interpreta lo que se observa.

b) En un experimento se pesa 400 g de sal y después de hacer el tratamiento de purificación se obtienen 340 g de sal pura. ¿Cuántos gramo de impureza tiene la sal y que porcentaje representa?

c) Se prepara una solución de 8,8 g de NaCl en 24,5 ml de agua. a) Calcular la solubilidad del NaCl b) Compare con la solubilidad teórica y concluye que sucede.

d) Con el dato de solubilidad teórico prediga si la solución es saturada, sobresaturada o diluida. a) 65,4 g de sal en 182,2 g de agua b) 15,78 g de sal en 62,7 g agua y c) 12 g de sal en 24 g de agua

e) Dibuja la estructura cristalina del NaCl


LABORATORIO 13

CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA

1. Objetivo(s)- Comprender que algunas soluciones no conducen electricidad mientras que

otras conducen moderadamente o mucho la electricidad.- Entender que el agua, como la mayoría de los líquidos puros, no conduce

electricidad.- Explicar que la conducción de electricidad por soluciones depende de la

presencia de iones.- Explicar que la conductividad de una solución iónica depende de su

concentración.

2. Fundamento teóricoLa conductividad eléctrica es la medida de la capacidad de un material o sustancia para dejar pasar la corriente eléctrica a través de él. La conductividad depende de la estructura atómica y molecular del material.

Investigar: Definición de conductividad eléctrica de soluciones químicas. Electrolitos. No electrolitos. Disociación o ionización de compuestos. Recorrido de la corriente eléctrica en el cuerpo humano.

3. Materiales y reactivos Equipo de conductividad eléctrica. Vasos de precipitado. Pipetas. Picetas con agua. Reactivos: Diferentes soluciones químicas.

4. Procedimiento- Instalar el equipo como se muestra en la figura.- Introducir los electrodos en la solución, observar y

anotar si se trata de un electrolito fuerte o débil.- Proceder en el siguiente orden lavando bien los

electrodos: agua destilada, agua potable, ácido acético, ácido clorhídrico diluido, ácido sulfúrico diluido, ácido nítrico diluido, hidróxido de sodio diluido, solución de cloruro de sodio en agua destilada, solución de sulfato cúprico en agua destilada, solución de azúcar, alcohol etílico, gasolina, aceite, etc.




7. Cuestionario y/o actividadesa) Explica y dibuja una celda electrolítica.b) ¿Qué compuestos se disocian en solución acuosa? Escribe 10 ejemplosc) Plantea e iguala por oxido reducción dos reacciones.d) Explica la electrolisis del agua y ¿cómo se verifica?e) Expliquen por qué el agua destilada no conduce la electricidad.


LABORATORIO 14

ENSAYOS A LA LLAMA

1. Objetivo(s) Reconocer el color de ciertos elementos a la llama. Aprender que son los espectros de emisión. Saber de dónde proceden los colores de los fuegos artificiales.

2. Fundamento teóricoEl ensayo a la llama es un proceso analítico usado en química para detectar la presencia de ciertos elementos, principalmente iones de metales, basado en el espectro de emisión característico a cada elemento. El color de la llama también puede depender de la temperatura.

Las muestras suelen sostenerse en un alambre de platino limpiado repetidamente con ácido clorhídrico para eliminar trazas de analitos anteriores. Debe probarse con diferentes llamas, para evitar información equivocada debido a llamas "contaminadas", u ocasionalmente para verificar la exactitud del color.

El ensayo a la llama es rápido y fácil de ejecutar, y no requiere equipamiento alguno que no se encuentre generalmente en un laboratorio de química. Sin embargo, el rango de elementos detectados es pequeño, y el ensayo se apoya en la experiencia subjetiva del experimentador, en vez de mediciones objetivas. La prueba tiene dificultad en detectar concentraciones pequeñas de algunos elementos, mientras que puede producirse un resultado muy fuerte para algunos otros, lo que tiende a "ahogar" las señales más débiles.

Aunque esta prueba sólo da información cualitativa, y no cuantitativa, acerca de la proporción real de los elementos en la muestra; puede obtenerse información cuantitativa por las técnicas relacionadas de fotometría de llama o espectroscopia de emisión de llama.

Investigar: Teoría de la llama. Límites de inflamabilidad. Clasificación de las llamas Forma., color y temperatura de la llama. Zonas de la llama. Ensayos a la llama. Colores de los elementos a la llama.

3. Materiales y reactivos Mechero bunsen. Alambre de platino. Vasos de precipitado. Reactivos: diferentes sales de cloruro, ácido clorhídrico.

4. Procedimiento Con mucha precaución habilitar el mechero bunsen (llama azul). Humedecer con solución de ácido clorhídrico la punta de la y acercar a la

llama. Humedecer nuevamente el aza y atrapar partículas de la sal y acercar a la

llama.


Repetir la operación para cada sal. Observar y anotar. Realizar una tabla para describir los colores de cada elemento metálico.



7. Cuestionario y/o actividadesa) Explica el espectro de emisión.b) ¿Qué es el color?c) ¿Cuál es el origen de los colores de la llama?d) Escribe las reacciones observadas en la LABORATORIO.e) Describe un método para determinar sodio en los alimentos.


LABORATORIO 15

METALES Y NO METALES

1. Objetivo(s) Reconocer a través de pruebas de laboratorio la presencia de metales y no

metales. Realizar pruebas de conductividad eléctrica. Comprender las propiedades de metales y no metales.

2. Fundamento teóricoDe acuerdo a sus propiedades los elementos se clasifican en metales y no metales. En general, los elementos metálicos son sólidos con altos puntos de fusión, poseen brillo metálico, son dúctiles y maleables y conducen la corriente eléctrica y al combinarse con no metales forman iones positivos. Los no metales, por el contrario, son líquidos o gases y cuando se presentan en forma sólida poseen puntos de fusión bajos, no conducen la corriente eléctrica y al combinarse con los metales forma iones negativos.

En este experimento se exploran las propiedades de algunos elementos para efectuar su clasificación como metales y no metales.

Investigar: Clasificación de los elementos. Mostrar en la tabla periódica la clasificación de los elementos. Propiedades de los metales. Propiedades de los no metales. Pruebas de laboratorio para determinar la presencia de metales y no metales.

3. Materiales y reactivos Cajas Petri (7). Tubos de ensayo. Mechero. Equipo de conducción eléctrica. Reactivos: Aluminio, magnesio, zinc, hierro, yodo, Azufre, Cobre (estos

elementos en láminas y en polvo), ácidos clorhídrico 0,5 M, solución de CuCl2.

4. Procedimiento Registra tus observaciones en una tabla aumenta si necesita una o más

columnas.Elemento Color Brillo Conductividad

eléctricaReacción con HCl

Reacción con CuCl2

a) Propiedades físicas Observa la apariencia de cada elemento y registra el color, brillo y forma. Realiza pruebas de maleabilidad utilizando un martillo. Realiza pruebas de conductividad eléctrica utilizado el equipo de

conductividad. Observar y anotar.


b) Propiedades químicas Deposita en cada tubo de ensayo una muestra pequeña de cada elemento. Añade a cada tubo 5 ml de solución de HCl. Observa y registra datos. Prepara otros tubos y coloca solo un elemento en cada uno. Añade 5 ml de la solución de cloruro de cobre (II). Observar y anotar.

5. Resultados u ObservacionesAnotar según lo establecido con figuras y colores observados, escribe las reacciones que se realizaron.


7. Cuestionario y/o actividadesa) Escribe la configuración electrónica de cada elemento utilizado en la

LABORATORIO.b) Investiga las propiedades físicas y químicas de los elementos utilizados en

la LABORATORIO.c) Explica los elementos de transición.d) Investiga sobre las propiedades físicas y químicas de los elementos de la

columna 18.

Date post:	30-Mar-2021
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