GUIA PRACTICA DE LABORATORIO DE QUIMICA INORGANICA

República Bolivariana de Venezuela

Ministerio de Educación, y Deportes

U.E.N. Eduardo Chollet Boada

Acarigua Edo. Portuguesa

Guía Práctica de Laboratorio
de Química Inorgánica
4to Año.

Autor: Prof.: Migdalia Guido.

Año Escolar 2.006-2.007

Reglas Generales Sobre el Trabajo de Laboratorio.

Al Estudiante:

Las consideraciones que se dan a continuación le permitirán comprender la utilidad de las prácticas en el laboratorio y las normas que deberá tener presente:

  1. Una de las mejores formas de aprender es practicando. Está comprobado que al cabo de un cierto tiempo recordamos solamente de un 10 a un 20% de lo que oímos, un 20 a 40% de lo que vemos y, sin embargo, recordamos del 60 al 80% de lo que hacemos.
  2. Debe presentarse puntualmente en el laboratorio a la hora fijada, pues el continuo entrar y salir distrae a sus compañeros.
  3. No olvide que el laboratorio es un centro de estudio y no de diversión. Procure hablar lo menos posible. El buen comportamiento demuestra educación.
  4. Antes de comenzar la práctica debe familiarizarse con el material de laboratorio que tiene en su equipo; si faltase algo, no lo tome por cuenta propia, comuníqueselo al profesor.
  5. No deje sobre la mesa del laboratorio las prendas personales y los libros. Ello quita espacio para trabajar y puede estropearse con los reactivos. Sólo deben estar sobre la mesa lo aparatos que se estén usando.
  6. Los frascos de reactivos deben colocarse en su sitio inmediatamente después de su uso.
  7. No use nunca una sustancia sin estas seguro que es la indicada en la práctica, pues ello podría ocasionar un accidente.
  8. Las materias sólidas inservibles, como fósforo, papel de filtro, entre otros, y los reactivos insolubles en agua, deben depositarse en un recipiente adecuado y en ningún caso en la pila.
  9. Los mecheros que no se estén usando deben de apagarse o reducirse la llama al mínimo.
  10. Cuando se caliente una sustancia en el tubo de ensayo, el extremo abierto del mismo no debe dirigirse a ninguna persona cercana.
  11. los aparatos calientes deben manejarse con cuidado y usarse para ellos pinza u otros utensilios adecuados.
  12. Los reactivos corrosivos, como ácidos álcalis fuertes, deben manejarse siempre con precaución, especialmente cuando están concentrados o calientes.
  13. Cuando opere con sustancias inflamables es necesario asegurarse siempre, antes de abrir el frasco, de que no hay llamas próximas.
  14. En caso de heridas, quemaduras entre otros, informe inmediatamente al profesor.
  15. Al terminar la práctica de Laboratorio la mesa debe quedar limpia y sin aparatos, y las llaves del agua y del gas deben dejarse cerradas.
  16. Todo alumno debe traer bata de laboratorio, guía de prácticas, pluma, lápiz, goma de borrar y un cuaderno de apuntes.
  17. Tome todos los datos de la práctica en una libreta, y después páselos en limpio a su guía de prácticas, y cualquier duda que tenga consulte a su profesor.
  18. Procure leer cuidadosamente el contenido de la práctica que le corresponde antes de entrar en laboratorio. Esté siempre seguro de lo que va a hacer.

Recomendaciones para el uso de los Artículos de Vidrio en el Laboratorio Químico.

  1. Ajuste el mechero para obtener una llama larga y suave, la que dará un calentamiento lento y uniforme.
  2. Ajuste el anillo de sustentación o el tornillo de fijación que soporta el artículo de vidrio para que la llama toque a éste por debajo del nivel del líquido. Ponga un tejido de alambre en el anillo para obtener la difusión de la llama.
  3. Caliente los líquidos lentamente y gire continuamente los tubos de ensayo para evitar la concentración del calentamiento en un área determinada.
  4. Observe con atención los ensayos de evaporación para poder remover los vasos de la llama en el momento que esta operación se ha completado.
  5. Lave con cuidado, después de los ensayos, las pipetas, buretas y probetas sin golpear las puntas de éstas en el laboratorio o con los grifos del agua.
  6. Deje enfriar lentamente los vasos que han sido sometidos a calentamiento, a no ser que esté utilizando artículos de la marca Vycor que son los únicos que se pueden someter a los más bruscos cambios de temperatura sin posibilidad de rotura. Por ejemplo, pueden ser calentados al rojo y sumergidos inmediatamente en agua fría sin que se rompan.
  7. Lave, tan pronto como sea posible, aquellos artículos que han estado en contacto con soluciones concentradas o han contenido caldos de cultivo. Si no se pueden someter a una limpieza total inmediata, por lo menos déjese sumergidos en agua con un buen detergente.
  8. Deje separadas las juntas y válvulas esmeriladas después de su uso para evitar su atascamiento.
  9. Moje los tubos de vidrio antes de introducirlos en tubos o tapones de goma, y como precaución adicional tómese el tubo con un trapo.
  10. Inserte una cinta de papel en las juntas esmeriladas cuando no estén en uso.
  11. Utilice tenazas para remover los vasos de las fuentes de calor.
  12. Proteja con gomas las varas de agitar soluciones para evitar el rayado de la parte interior de los vasos.
  13. Cuando almacene los artículos de vidrio trate de que no estén en contacto entre sí.

Evite Siempre.

  1. Colocar artículos de vidrio calientes en superficies frías o mojadas.
  2. Limpiar los artículos con cepillos gastados de tal manera que las partes metálicas del cepillo no toquen el vidrio.
  3. Calentar vasos de vidrio que tengan ralladuras de consideración.
  4. Mezclar ácido sulfúrico con agua en una probeta, pues el calor resultante de la mezcla puede quemar la base de la probeta.
  5. Almacenar soluciones alcalinas en buretas o matraces ya que los tapones o válvulas se pueden atascar.
  6. Succionar ácidos o álcalis fuertes en las pipetas con la boca.

Práctica Nº 1

Conocimiento del Material de Laboratorio y su Uso.

Objetivos

  1. Conocer el instrumental de vidrio regularmente empleado en los laboratorios de química.
  2. Experimentar con el material de vidrio a fin de evidenciar su precisión y uso en cada caso.
  3. Conocer los reactivos de uso común en los laboratorios de química e identificar sus propiedades.
  4. Conocer las técnicas para la transferencia cuantitativa de sólidos y líquidos.
  5. Aprender el correcto uso del Mechero
  6. Identificar los diferentes tipos de llamas.

Fundamentación Teórica

La presente tiene por objeto que el alumno conozca los aparatos de uso más corriente que va a emplear durante el curso, así como la utilidad de cada uno de ellos.

El profesor le mostrará el material de que se dispone en el laboratorio y le explicará el uso más frecuente.

Conceptos que debes revisar antes de asistir al Laboratorio.

  1. Uso del Material de Laboratorio

Investiga y anota a continuación el uso, y  la clasificación de los siguientes materiales de laboratorio y anexa un dibujo que lo identifique.

Instrumento

Uso

Clasificación

Dibujo

1

Cilindro graduado

2

Pipeta Graduada

3

Bureta

4

Matraz de fondo plano

5

Matraz cónico, Erlemenyer o Fiola

6

Tubos de ensayo

7

Matraz aforado

8

Balón de destilación

9

Vaso de precipitado o Beacker

10

Vidrio de Reloj

11

Cápsula de porcelana

12

Mortero

13

Rejilla metálica o malla de asbesto

14

Soporte Universal

15

Trípode

16

Embudos

17

Gradillas

18

Espátula

19

Pinzas para soportes

20

Pinzas para matraces

21

Crisol de Porcelana

22

Pinza para crisoles

23

Pinzas de Mohr

24

Pinzas de Hoffmann

25

Tubos de centrífugas

  1. Reactivos de Uso Común en los Laboratorios de química y sus propiedades

Investiga y Anota en el siguiente cuadro los datos que se te solicitan, a continuación revisa algunas etiquetas de frascos que contengan reactivos químicos suministrados por el profesor y compáralas con  los datos que investigaste, has tus anotaciones

Nombre

Fórmula Química

Pureza

Observación

Ácido Clorhídrico

Ácido Butírico

Butanol

Ciclohexano

Tolueno

Amoníaco

Carbonato de Sodio

Oxalato de Amonio

Ácido Oxálico

Cloruro de Sodio

  1. Investiga las principales y más utilizadas unidades de Medida establecidas por el S.I.

Unidades fundamentales del Sistema Internacional

Nombre

Símbolo

Magnitud

Longitud

Masa

Tiempo

Intensidad de Corriente eléctrica

Temperatura

Intensidad de Luz

Cantidad de Materia.

  1. ¿Qué es un Mechero, cuáles son sus tipos, explica?

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  1. ¿Cuáles son los tipos de llamas de un mechero cuáles son sus zonas y característica de estas? Realiza un dibujo.

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Te recomiendo visites

http://www.computerhuesca.es/…/mechero/mechero.htm

Si haces clic al final de la página en Laboratorio

Encontrarás información útil.

  1. ¿Qué son los meniscos, sus tipos y las apreciaciones? Dibújalos

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  1. Investiga: ¿Qué es una Balanza? ¿Cuáles son sus partes? Y ¿Cuáles son los tipos de balanza? Realiza un dibujo

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  1. Investiga sobre los siguientes conceptos:

Decantación: __________________________________________________

_____________________________________________________________

Filtración:_____________________________________________________

_____________________________________________________________

Disolución:____________________________________________________

_____________________________________________________________

Evaporación:___________________________________________________

  1. Investiga cuál es la técnica apropiada para verter un líquido de un recipiente a otro, realiza un dibujo

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  1. Investiga cómo calentar líquidos en tubos de ensayo

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12. Revisa la siguiente ilustración para que aprendas como doblar correctamente un papel de filtro

Procedimiento Experimental

Experimento Nº 1.

Estudio de la Balanza

Antes de comenzar a utilizar la balanza es necesario que revises detenidamente la siguiente información:

Instrucciones para el manejo de la Balanza.

  1. Coloque la balanza sobre una base plana, sólida y resistente
  2. No coloque directamente sobre los platillos sustancias que puedan atacarlos o mancharlos, sino mediante un papel, un vidrio de reloj o un vaso pequeño.
  3. No tome las pesas con las manos, sino por medio de pinzas que llevan todas las cajas de pesas.
  4. Las pesas se ponen en el platillo derecho el cuerpo a pesar en el izquierdo.
  5. No coloque las pesas o los cuerpos en los platillos sin haber fijado antes la cruz por medio del tornillo.
  6. No mire el fiel de lado sino de frente.
  7. Para hacer la lectura de las pesas colóquelas por orden de tamaño y luego trasládelos directamente a su caja
  8. Antes de realizar una pesada asegúrese que la balanza esté en buen estado, sino fuese así comuníquelo a su profesor.

Ahora bien, luego de haber revisado detenidamente las instrucciones procede a realizar el siguiente experimento:

  1. Tome un objeto, tal como una cápsula de porcelana, un tapón de goma, limaduras de hierro, entre otros, y determine su masa en una balanza, anote los datos en la tabla que va a continuación y calcule el porcentaje de error de los resultados.

Identificación de Instrumento:

Tipo de Balanza: ___________________________

Apreciación: _______________________________

Nombre del Objeto

Peso (A)

Peso conocido (dado) (B)

Porcentaje de error

Experimento Nº 2

Lectura de un líquido

Los recipientes de uso más corrientes en el laboratorio para medir líquidos son los cilindros y las pipetas graduadas. Para realizar una buena medición del volumen contenido en un recipiente se debe tomar en cuenta la capacidad, la lectura correcta del menisco y la apreciación.

1. Mida con un cilindro graduado 15 a 20 cm3 de agua del grifo, colóquelo sobre la mesa de trabajo y deje reposar un momento. Observe cuidadosamente la superficie del líquido, de forma que la vista coincida horizontalmente con la división que corresponde a la concavidad inferior del menisco que se forma, la mayoría de los líquidos contenidos en un recipiente forman un menisco cóncavo por el contrario, en el caso del mercurio, el menisco que se forma es convexo.

1.1) ¿Qué clase de menisco pudo observar?

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1.2) ¿Cuál fue la lectura observada?

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Experimento Nº 3

Medida con la Pipeta

Introduzca la punta de una pipeta graduada en el recipiente donde se encuentra el líquido que vas a medir (en este caso agua de grifo) succiona lentamente hasta llegar a la marca que indica la capacidad total. Una vez llena la pipeta, tapa con el dedo índice la parte superior y deje caer el líquido hasta cero (Observa la figura)

Cuenta el número de gotas que hay en un cm3 y repita esta operación dos o tres veces para observar si los resultados son iguales.

Primera Operación

Segunda Operación

Tercera Operación

Experimento Nº 4

Factor de Apreciación de un instrumento de medida.

Antes de Comenzar Revisemos Conceptos.

Apreciación: Se denomina apreciación o aproximación de un instrumento de medida a la menor lectura correcta que se puede efectuar en el.

Cálculo de la apreciación: se procede de la siguiente manera:

  1. Se toman dos lecturas consecutivas
  2. Se resta la lectura menor de la mayor
  3. Se divide la diferencia anterior entre el número de divisiones que hay entre ambas lecturas.

A= Lectura Mayor

B= Lectura Menor

n= número de divisiones entre A y B

Apreciación: N =

Observación: Debe tenerse en cuenta que si el valor de la apreciación es fraccionario, es decir, decimal, esto significa que son fracciones de la unidad principal en al cual mide el instrumento

Experimento Nº 5

Apreciación de un Cilindro Graduado

Toma un cilindro graduado, que previamente te habrá suministrado tu profesor, anota su  Capacidad y su apreciación.

Capacidad: ________

Apreciación: _______

Repite el experimento anterior pero ahora con una pipeta graduada

Capacidad: ________

Apreciación: _______

Evalúa tu Comprensión.

  1. ¿Qué es la combustión? ¿Cuáles son sus factores?

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  1. ¿Qué líquidos forman menisco convexo: Los que mojan o los que no mojan las paredes del recipiente que los contiene?

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  1. ¿Cuáles son las principales partes de una balanza?

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  1. ¿A qué es igual un cm3 en litros?

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  1. ¿Cómo puede conseguirse que un mechero dé una llama amarilla y humeante?

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Práctica Nº 2

Estudio de las Soluciones.

Objetivos

  1. Valorar la importancia de las soluciones.
  2. Interpretar los factores que afectan la solubilidad de una sustancia.

Fundamentación Teórica

La mezcla de dos o más materiales físicamente homogéneos se denomina solución. En una solución la sustancia que se encuentra en mayor proporción es la que realiza la disolución y por lo general se le llama solvente o disolvente, y  la sustancia que se encuentra en menor proporción y que se disuelve, se le llama soluto.

De la misma manera, la solubilidad es una propiedad característica de las sustancias, esta expresa la cantidad en gramos de soluto disueltos por cada 100 g de solvente (la mayoría de los casos agua) a una temperatura determinada.

La cantidad de una sustancia que se puede disolver en otra depende de la naturaleza del soluto y del solvente, de la temperatura y la presión.

Conceptos que debes revisar antes de asistir al Laboratorio.

  1. ¿Cuáles son los factores que afectan la solubilidad de unas sustancias en otras?

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  1. ¿Qué son soluciones saturadas, insaturadas y sobresaturadas?

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  1. ¿Qué es una solución y cuales son sus componentes?

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Materiales Necesarios para la realización de esta práctica:

En el Laboratorio debe existir:

Recuerda que debes  traer:

Procedimiento Experimental

Experimento Nº 1.

Insolubilidad y Solubilidad.

  1. Vierte 10 ml de agua de cal (solución diluida de hidróxido de calcio) en un tubo de ensayo limpio y seco. Es recomendable que en un vaso de precipitados realices la mezcla de la cal que trajiste al laboratorio con una pequeña cantidad de agua del grifo, revolviendo con una varilla de vidrio y luego con una pipeta de 10 ml extraigas dichas cantidad y lo viertas directamente al tubo de ensayo.
  2. Introduce el pitillo dentro del tubo de ensayos con la mezcla anteriormente preparada y burbujea lentamente dióxido de carbono. Anota tus observaciones.

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  1. Ahora, continúa burbujeando dióxido de carbono dentro del tubo de ensayos con la ayuda del pitillo, realiza este procedimiento hasta que se aclare la solución y desaparezca el precipitado. ¿Sabes por qué desaparece? Realiza tus anotaciones.

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Experimento Nº 2

En este experimento veremos como influye la temperatura en la solubilidad de un gas en un líquido.

  1. En primer lugar toma un tubo de ensayos y vierte dentro de él una cantidad de la bebida gaseosa que trajiste, llena el tubo aproximadamente hasta la mitad.
  1. Instala el Mechero con ayuda de tu profesor, enciéndelo y sujeta el tubo de ensayos con la pinza apropiada para ello ya que lo debes calentar ligeramente. Recuerda que para calentar tubos de ensayos debes tener cuidado de no dirigir la boca del tubo hacia la cara de ninguna persona. Anota tus observaciones.

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  1. Ahora, vas a repetir el mismo experimento pero a distintas temperaturas, esto lo conseguirás utilizando apropiadamente el mechero y en los intervalos de tiempo adecuados. Procede a anotar lo que observaste

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Experimento Nº 3

Estudiaremos Ahora el efecto de la presión en la solubilidad de un gas en un líquido.

  1. Con sumo cuidado de no pincharte retírale la aguja a la inyectadora.
  2. Llénala con 10 ml de la bebida gaseosa que trajiste al laboratorio.
  3. Coloca tu dedo en el extremo de la inyectadora (donde va ubicada la aguja) y después retira el émbolo. ¿Qué puedes observa a medida que retiras el émbolo? Anota esas Observaciones

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  1. De nuevo Comprime el émbolo, ahora ¿Qué observas? Anótalo a continuación.

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Experimento Nº 4

Veamos como afecta la temperatura en la solubilidad de un sólido en un líquido

  1. Vierte en dos tubos de ensayo agua del grifo hasta aproximadamente la mitad.
  2. Con la técnica adecuada, calienta hasta ebullición el agua de uno de los tubos de ensayo. El otro mantenlo a temperatura ambiente.
  1. Agrega a los tubos de ensayo igual cantidad de Cloruro de Sodio (sal común). Observa que sucede, compara y anota tus observaciones.

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¿Se comportan ambas soluciones del mismo modo? Explica

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¿Qué factor Aumentó la solubilidad? ¿Por qué?

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Conclusión:__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

  1. Ahora aparte, en un vaso de precipitado coloca 100 ml de agua y agrégale a uno de ellos 2 g de cloruro de sodio finamente pulverizado (utiliza el mortero), y al otro la misma cantidad de cloruro de sodio pero en granos.
  2. Utiliza un Agitador de vidrio para que disuelvas las muestras de sal.
  3. ¿Cuál de las dos muestras se disuelve más rápido?

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¿Conclusión? ________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Evalúa tu Comprensión.

  1. ¿Cuál es la importancia de las soluciones?

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  1. ¿Cuáles son los diferentes tipos de soluciones?

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  1. ¿Cuáles son los factores que afectan la solubilidad de las soluciones?

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  1. Al destapar una bebida gaseosa se observa un burbujeo de gas, ¿Qué sucede con la presión y la solubilidad del gas dentro de la botella?

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  1. ¿La solubilidad de las sustancias aumenta siempre con la temperatura?

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Práctica Nº 3

Concentración  de las Soluciones.

Objetivos

  1. Utilizar correctamente las técnicas del laboratorio para preparar soluciones.
  2. Preparar soluciones diluidas a partir de soluciones patrón.
  3. expresar en unidades físicas y químicas la concentración de las soluciones empleando las unidades correctas.

Fundamentación Teórica

La concentración de una solución puede ser expresada cuantitativamente en unidades físicas y químicas. Los químicos utilizan diferentes expresiones cuantitativas entre las cantidades de sustancia presentes en una solución.

Para expresar la concentración de las soluciones se utilizan los términos diluida, concentrada y saturada.  Pero estos términos son imprecisos, no indican la cantidad de soluto disuelto en una cantidad dada de disolvente. De allí que sea necesario utilizar unidades físicas de concentración dadas en masa o en volumen; así como unidades químicas las cuales se expresan generalmente en moles y equivalentes-gramo que corresponden a los conceptos de molaridad, normalidad y molalidad.

Conceptos que debes revisar antes de asistir al Laboratorio.

  1. ¿Qué se entiende por concentración y cómo se expresa en unidades físicas y químicas?

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  1. ¿Qué unidades utilizan los químicos para expresar la masa y el volumen de un soluto, solvente y solución?

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Materiales Necesarios para la realización de esta práctica:

En el Laboratorio debe existir:

Recuerda que debes  traer:

Procedimiento Experimental

Experimento Nº 1.

Preparación de una solución de concentración 1 mol/l a partir de un ácido concentrado

  1. Revisa la etiqueta del frasco que se encuentra en el laboratorio del frasco de ácido clorhídrico y toma nota de su concentración y densidad.

Concentración: ___________

Densidad: _______________

  1. Realiza los cálculos que consideres necesarios para poder determinar el volumen de ácido clorhídrico que se necesitará para preparar 100 ml de solución de éste a una concentración de 1 mol/ l

Cálculos necesarios:

  1. Llena con 50 ml de agua destilada un cilindro graduado o un vaso de precipitados, y luego trasvásala  al matraz aforado de 100 ml y añade la cantidad que calculaste de ácido clorhídrico con mucho cuidado de que no toque tu piel al matraz que contiene el agua.
  2. Agita continuamente y enrasa el matraz con  lo faltante de agua, cuida de no pasarte de la línea de aforo, porque de ser así no podrás determinar su concentración con exactitud.
  3. La solución que preparaste, llévala a un frasco de mayonesa, y etiquétalo debidamente.

Experimento Nº 2

Preparación de una solución de concentración 1 mol/ l, a partir de una base sólida pura.

  1. Pesa 4 g de Hidróxido de sodio (diablo rojo) en la balanza. Recuerda que no debes pesar directamente sobre el plato de una balanza, hazlo sobre un vidrio de reloj, al que antes de colocarle el hidróxido de sodio debes pesar y luego por diferencia calcular el peso del hidróxido.
  2. Vierte con sumo cuidado el hidróxido de sodio al matraz aforado, recuerda que esta sustancia es muy corrosiva al contacto con la piel, si llegaras a tener contacto con ella, enjuágate rápidamente con agua de grifo corriente.
  3. Añade lentamente 50 ml de agua destilada y agita continuamente hasta que el NaOH se disuelva completamente, con una pipeta completa el agua dentro del matraz hasta alcanzar la línea de aforo.
  4. Luego, efectúa los cálculos necesarios para que determines la concentración en mol/l de la solución que acabas de preparar.
  5. Transvasa esta solución a un frasco de mayonesa, etiquétala, e indica la concentración de la solución.

Cálculo de la concentración de la solución que preparaste

Experimento Nº 3

La Concentración de las soluciones.

  1. Revisa la etiqueta del frasco de naranjada que trajiste al laboratorio, ¿cual es su concentración?

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  1. ¿Si se te solicitara que prepararás una solución glucosada al 45% de concentración (m/v), cómo lo harías? Describe los pasos a seguir a continuación.

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Evalúa tu Comprensión.

  1. ¿Cuál es el significado del término concentración?

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  1. ¿Cuál es la importancia de la cuantificación de la concentración de las soluciones?

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  1. ¿Qué significado tiene que una solución tenga 20% de concentración en peso?

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  1. ¿Cuál es la diferencia entre una solución diluida y otra concentrada?

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Práctica Nº 4  

Titulación de Soluciones.

Objetivos

  1. Utilizar correctamente las técnicas del laboratorio para la valoración volumétrica de soluciones.
  2. Determinar la concentración en mol/l de un determinado volumen de una base, a partir de la concentración en mol/l y el volumen de un ácido conocido.
  3. Determinar la concentración en mol/l de un determinado volumen de un ácido, a partir de la concentración en mol/l y el volumen de una base conocida.

Fundamentación Teórica

En el laboratorio se puede determinar la concentración de una solución problema por medio de otra solución de concentración conocida, llamada solución patrón, esta operación de análisis volumétrico recibe el nombre de titulación o valoración.

La valoración de soluciones se fundamenta en reacciones de neutralización al poner en contacto un ácido con una base o un hidróxido. En esta reacción se produce una sal correspondiente y agua.

Es necesario resaltar que el principio fundamental en el cual se basan las neutralizaciones es que un equivalente gramo de un ácido siempre se combina con el equivalente gramo de una base y viceversa.

En el laboratorio, la operación se reduce a averiguar qué cantidad de ácido de concentración conocida es necesaria para neutralizar una cantidad fija de base de concentración desconocida o al contrario.

El procedimiento necesario para realizar la titulación o valoración, consiste en llenar una bureta con la solución de concentración conocida y en un vaso de precipitado o un matraz se coloca un volumen determinado de la solución cuya concentración se desea determinar. A la que se le añade un indicador apropiado, (fenolftaleina, anaranjado de metilo o rojo de metilo) para observar por cambio de coloración el momento en el cual se produce la neutralización.

Una vez agregado el indicador se abre con cuidado la llave de la bureta y se deja caer gota a gota, la solución de concentración conocida sobre la solución de concentración desconocida.

Al lograr un cambio persistente por varios segundos se detiene el proceso. Es recomendable repetirlo varias veces para minimizar el error.

Conceptos que debes revisar antes de asistir al Laboratorio.

  1. ¿Qué es la valoración volumétrica de una solución?

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  1. ¿Qué es alcalimetría y acidimetría?

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  1. ¿Qué son indicadores? Y ¿cuáles son sus tipos?

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Materiales Necesarios para la realización de esta práctica:

En el Laboratorio debe existir:

Recuerda que debes  traer:

Procedimiento Experimental

Experimento Nº 1.

Valoración de una solución básica

  1. Realiza el montaje mostrado en la figura nº 1
  2. llena la bureta con la solución patrón de HCl que preparaste en la práctica anterior.
  3. Deja correr y salir el ácido hasta que la columna señale la marca cero (0), esto te permitirá eliminar las burbujas de aire en la punta de la bureta, las cuales representarían en un futuro fuentes de error.
  4. vierte en el vaso de precipitado o en el matraz 10 ml de solución da NaOH preparada en la práctica anterior, añádele 10 gotas de indicador, (puede ser natural o fenolftaleina) para preparar el indicador natural, corta con las manos las hojas del repollo morado que trajiste al laboratorio, colócalas dentro de un vaso de precipitados y llévalas a fuego en un mechero, al cual previamente le colocarás un aro con una rejilla encima  de un soporte universal, observa la figura nº 2
  5. Ahora coloca el vaso de precipitados con la solución y el indicador debajo de la bureta.
  1. Deja gotear la solución ácida al mismo tiempo que  agitas el vaso de precipitados hasta que se produzca una variación en el color de la solución contenida en el vaso.
  1. Al ocurrir esto cierra inmediatamente la llave de la bureta.
  2. Anota el volumen de ácido clorhídrico añadido, revisa la concentración que tenías anotada en la etiqueta del frasco que lo contenía y procede a valorar la concentración del hidróxido o base.

Volumen de HCl: ______________         Volumen de la base: __________________________

Concentración del Ácido: _______        Valoración de la concentración de la base: _______

Experimento Nº 2

Valoración de una solución ácida

Antes de realizar esta operación es importante que se laven con abundante agua los materiales utilizados, antes de proceder a montar el sistema anterior.

  1. Vas a realizar el mismo montaje del experimento anterior, pero a diferencia que vas a llenar la bureta con la solución patrón de hidróxido de sodio que preparaste en la práctica anterior.
  1. Ahora vas a verter en el vaso de precipitado o en el matraz 10 ml de HCl preparado en la práctica anterior y agrégale 10 gotas del indicador que utilizaste en el experimento anterior, en caso de ser el natural ya sabes como realizarlo.
  2. Como próximo paso, vas a colocar el vaso de precipitados o el matraz, en caso de que lo estés utilizando con la solución y el indicador debajo de la bureta. Deja caer gota a gota la solución de NaOH Añadido, revisa su concentración anotada en la etiqueta del frasco que lo contenía y procede a valorar la concentración del ácido.

Volumen de la base: _____________     Volumen del ácido: __________________________

Concentración d la base: _______        Valoración de la concentración del ácido: _______

Evalúa tu Comprensión.

  1. ¿Si se dispone de 1 ml de H2SO4 de concentración 0.05 mol/l qué volumen de Ca (OH)2 de concentración 0.10 mol/l se requiere para neutralizar el ácido?

Respuesta: ____________

  1. ¿Qué nombre recibe la última valoración que realizaste?

____________________________________________________________

  1. ¿Qué instrumental volumétrico se utiliza en la técnica de valoración de soluciones?

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  1. ¿Cuáles son las principales precauciones que deben tenerse en el laboratorio para reducir las posibles causas de error durante la valoración volumétrica  de soluciones?

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Práctica Nº 5

Reacciones de óxido Reducción.

Objetivos

  1. Interpretar el fenómeno de óxido-reducción a través de reacciones químicas.
  2. Balancear ecuaciones químicas por el método del cambio del número de oxidación y por el método del ión-electrón.
  3. Determinar el número de oxidación de los elementos de un compuesto.
  4. Identificar los agentes oxidantes y reductores en una ecuación química.

Fundamentación Teórica

Las reacciones de óxido reducción o redox,  son aquellas reacciones en las cuales los átomos experimentan cambios del número de oxidación. En ellas hay transferencia de electrones y el proceso de oxidación y reducción se presentan simultáneamente, un átomo se oxida y otro se reduce. En estas reacciones la cantidad de electrones perdidos es igual a la cantidad de electrones ganados.
El Número de oxidación o estado de oxidación es el número que se asigna a cada tipo de átomo de un elemento, un compuesto o ión, y que representa el número de electrones que ha ganado, perdido o compartido. El número se establece de manera arbitraria, pero su asignación se basa en diferentes postulados.

Existen diferentes definiciones sobre oxidación y reducción:

Oxidación: es un incremento algebraico del número de oxidación y corresponde a la pérdida de electrones. También se denomina oxidación la pérdida de hidrógeno o ganancia de oxígeno.

Reducción: es la disminución algebraica del número de oxidación y corresponde a la ganancia de electrones. Igualmente se define como la pérdida de oxígeno y ganancia de hidrógeno.

Para determinar cuando un elemento se oxida o se reduce puede utilizarse la siguiente regla práctica:
Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido àSE OXIDA

-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7

Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido ß SE REDUCE.

Agentes oxidantes: son especies químicas que ganan electrones, se reducen y oxidan a otras sustancias.

Agentes reductores: son especies químicas que pierden electrones, se oxidan y reducen a otras sustancias.

Conceptos que debes revisar antes de asistir al Laboratorio.

  1. ¿Qué se entiende por dismutación o auto-oxidación?

_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

  1. ¿Cuáles son las reglas para determinar el número de oxidación?

_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

  1. ¿Qué se entiende por oxidación y que se entiende por reducción?

_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Materiales Necesarios para la realización de esta práctica:

En el Laboratorio debe existir:

Recuerda que debes  traer:

Procedimiento Experimental

Experimento Nº 1.

Se colocan en una cápsula de porcelana unas limaduras de cobre y se calienta, al cabo de un cierto tiempo se observa que las limaduras contenidas en la cápsula tienen un color pardo.

¿Qué ha sucedido?

______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

¿Con qué ha reaccionado el cobre?

____________________________________________________________________________________________________________________________________

¿Qué tipo de reacción ha tenido lugar?

_______________________________________________________________

Escribe la ecuación química correspondiente a esta reacción

Cu (s) +  O2(g) à

Experimento Nº 2

Se ponen en un tubo de ensayo 2 cm3 de disolución de CuSO4 0.5 M y se agrega un clavo de hierro.

¿A qué es debido el color azul inicial de la disolución de CuSO4?

_______________________________________________________________

¿A qué se debe el cambio de color que experimenta la disolución?

_______________________________________________________________

¿Qué sólido se deposita sobre el clavo de hierro?

_______________________________________________________________

Completa la reacción que ha tenido lugar:

Fe + Cu2+ (aq) à

¿Qué le ocurre al Fe?

_______________________________________________________________

¿Y al ión Cu2+?

_______________________________________________________________

¿Qué elemento capta electrones?

_______________________________________________________________

¿Cuál los cede?

_______________________________________________________________

¿Cuál es la semi reacción de oxidación?

_______________________________________________________________

¿Cuál la de reducción?

_______________________________________________________________

¿Qué especie química es la oxidante?

_______________________________________________________________

¿Cuál la reductora?

_______________________________________________________________

Experimento Nº 3

  1. Toma un tubo de ensayo y cúbrelo con plástico o papel negro para que la luz no penetre en su interior.
  2. Sujeta el tubo con una pinza en un soporte metálico y vierte en el casi hasta arriba disolución de AgNO3. No tocar esta disolución con los dedos porque ennegrece la piel.
  3. En un tapón de corcho que ajuste en el tubo de ensayo preparado pincha un trozo de alambre de cobre enrollado en espiral.
  4. Coloca el tapón en el tubo de ensayo de manera que el cobre esté sumergido en la disolución de AgNO3 y déjalo en reposo unos 30 minutos.
  5. Saca el tapón y observa como se encuentra el trozo de cobre.

¿Qué se ha depositado sobre el cobre?

______________________________________

¿Qué proceso ha tenido lugar?

______________________________________

¿Cuál es la ecuación iónica correspondiente?

______________________________________

¿Qué le ha ocurrido al Cu? ¿Y a los iones Ag+?

______________________________________

¿Por qué se debe cubrir el tubo de ensayo que contiene la disolución de nitrato de plata con algo negro?

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Evalúa tu Comprensión.

  1. A fines del siglo XVII en Francia se desarrolló el proceso Leblanc para producir industrialmente carbonato de sodio, que a su vez se empleaba para producir hidróxido de sodio.

La secuencia de reacciones involucradas es:

Cloruro de Sodio + Acido Sulfúrico à Sulfato de Sodio + Acido Clorhídrico

Sulfato de Sodio + Carbonato de Calcio + Carbono à Carbonato de Sodio + Sulfuro de Calcio + Dióxido de Carbono

Carbonato de Sodio + Hidróxido de Calcio  Hidróxido de Sodio + Carbonato de Calcio

a)      Escribir las ecuaciones correspondientes e igualarlas.

b)      Identificar las reacciones redox.

c)      Identificar qué especies se oxidan y qué especies se reducen.

d)      ¿Cuál es el agente reductor y cuál es el oxidante?

2. Cuando una batería de auto (acumulador de plomo) produce energía eléctrica, ocurre la siguiente reacción global:

Pb + PbO2 + H2SO4 à PbSO4 + H2O

a)      Identificar cuál especie se oxida y cuál se reduce.

b)      Escribir las semi reacciones de oxidación y de reducción.

c)      Igualar la ecuación por el método del ion-electrón.

3. El gas natural, que se emplea como combustible doméstico, en industrias, usinas eléctricas y automotores (GNC), está compuesto principalmente por metano. La reacción de combustión puede ser representada por la siguiente ecuación:

CH4 (g) + O2(g) à   CO2(g) + H2O(g)

a)      Igualar la ecuación e indicar si se trata de una reacción redox. Justificar.

b)      En caso afirmativo, identificar cuál sustancia se oxida y cuál se reduce.

c)      ¿Cuál es el agente oxidante y su forma reducida? ¿Cuál es el agente reductor y su forma oxidada?

Práctica Nº 6

Rapidez de las Reacciones Químicas.

Fundamentación Teórica

En la Naturaleza ocurren continuamente cambios químicos que pueden pasar inadvertidos para los que no son especialistas en la disciplina. Difícilmente se puede estar consciente, por ejemplo, de las innumerables reacciones químicas que ocurren en nuestro cuerpo relacionadas con la respiración, el crecimiento, la alimentación, la reproducción, etcétera.

Se define la velocidad de una reacción química como la cantidad de sustancia formada (si tomamos como referencia un producto) o transformada (si tomamos como referencia un reactivo) por unidad de tiempo.

La velocidad de reacción no es constante. Al principio, cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den choques entre las moléculas de reactivo, y la velocidad es mayor. a medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de choques y con ella la velocidad de la reacción .La medida de la velocidad de reacción implica la medida de la concentración de uno de los reactivos o productos a lo largo del tiempo, esto es, para medir la velocidad de una reacción necesitamos medir, bien la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, bien la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo .La velocidad de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en moles/s.

Por norma general, la rapidez de reacción aumenta con la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas. Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con más energía.

Conceptos que debes revisar antes de asistir al Laboratorio.

  1. ¿Qué se entiende por rapidez de reacción?

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

  1. ¿Cuáles son los factores que afectan la rapidez de una reacción?

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

  1. En qué consiste la teoría de las colisiones

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

  1. La mayoría de los envases de aerosoles, entre sus precauciones advierten, “No los exponga al calor excesivo”. Relaciona esta advertencia con la Teoría de la Colisiones y los factores que influyen sobre la rapidez de una reacción. Redacta una conclusión.

___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Materiales Necesarios para la realización de esta práctica:

En el Laboratorio debe existir:

Recuerda que debes  traer:

Procedimiento Experimental

Experimento Nº 1.

Efecto de la Temperatura en la Rapidez de una reacción

  1. Vierte 25 ml de solución de yodato de potasio 0.01 mol/l en un vaso de precipitados de 150 ml.
    1. Agrégale 25 ml de solución de sulfito y observa el tiempo que tarda en aparecer un color oscuro. Anota este tiempo.            t= __________
  1. Vierte 25 ml de solución de yodato de potasio 0.01 mol/l, en un vaso de 150 ml y caliéntala hasta 20 ºC por encima de la temperatura ambiente. Anota este tiempo:t= ___________
  2. Agrega 25 ml de solución de sulfito y observa nuevamente el tiempo que tarda en aparecer el color azul. (la temperatura de la mezcla será de unos 10 ºC por encima de la temperatura ambiente)
  3. ¿Qué se deduce de este experimento?

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Experimento Nº 2

Efecto de la Naturaleza en las sustancias reaccionantes

  1. Coloca 2 g de KMnO4 (permanganato de potasio) en un mortero, e igual cantidad de cristales de CuSO4 (sulfato de cobre) en otro.
  2. Vierte ahora 10 gotas de glicerina en cada uno de los morteros.
  3. Anota lo observado.

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Experimento Nº 3

Efecto del grado de subdivisión en la rapidez de reacción.

  1. Coloca dos vasos de precipitados limpios y secos sobre el mesón, vierte 80 ml de agua del grifo en cada uno.
  2. Titura una tableta de Alka-Seltzer en un mortero.
  3. vierte una tableta entera de Alka-Seltzer en un vaso de precipitados y la tableta triturada en el otro vaso.
  4. Compara la rapidez con la cual se producen ambas reacciones y anota tus conclusiones.

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Evalúa tu Comprensión.

  1. ¿Por qué se puede aumentar la rapidez de reacción al aumentar la concentración de los reactivos?

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  1. ¿Cómo cambia un catalizador la rapidez de una reacción?

__________________________________________________________________________________________________________________________________

Práctica Nº 7

Construcción de una escala de pH

a partir de un producto Natural.

Objetivos

  1. Establecer una escala de colores que permita usar la solución de un producto natural como indicador ácido-base.

Fundamentación Teórica

Desde la antigüedad existe el conocimiento de que muchas sustancias pueden producir cambios de color cuando se les pone en contacto con ciertos compuestos. A estos compuestos, que en su mayoría son sustancias de carácter orgánico se les denomina indicadores y pueden ser clasificados dependiendo de la acidez del medio en el cual ocurra el viraje de color como ácidas, neutras o básicas.

Se ha encontrado que el repollo morado que debe su color a las antocianinas, puede actuar como indicador ácido-base de numerosas sustancias. Los compuestos orgánicos responsables del color del repollo morado (antocianinas) presentan coloración azul en medio básico y roja en medio ácido, y se encuentran también en los pétalos de algunas flores, en frutas rojas: (fresas, frambuesas, moras).

Conceptos que debes revisar antes de asistir al Laboratorio.

  1. ¿Qué son indicadores?

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  1. ¿Cómo se determina el pH?

______________________________________________________________________________________________________________________________

  1. ¿Qué se entiende por pH y por pOH?

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Materiales Necesarios para la realización de esta práctica:

En el Laboratorio debe existir:

Recuerda que debes  traer:

Procedimiento Experimental

Experimento Nº 1.

Preparación Del Indicador Natural

  1. Corta en pequeños trozos, las hojas del repollo morado que trajiste al laboratorio (usa las manos)
  2. Coloca en el mesón de un beacker lleno de agua hasta la mitad
  3. Realiza el montaje para calentar el beacker con el mechero
  4. Introduce dentro del beacker con agua los pedacitos del repollo morado que cortaste, y procede a calentarlos hasta que hiervan.
  5. Déjalos aproximadamente por 2 minutos luego de que hiervan o hasta que el agua se torne púrpura intenso
  6. Deja reposar la mezcla.
  7. Con la ayuda de un embudo de vidrio, cuela la mezcla anterior y deposítala en otro beacker limpio y seco.

Experimento Nº 2

Determinación del pH de algunos materiales con un indicador natural.

  1. En una gradilla coloca 7 tubos de ensayo a los que les vas agregar la misma cantidad de las siguientes sustancias: Agua de bicarbonato de sodio, jugo de limón, agua de jabón, Vinagre, agua del grifo, amoníaco  y agua con sal.
  2. Agrégale a cada uno de ellos 10 gotas del indicador natural que preparaste anteriormente.

Clasifícalas por el cambio de color que presenten en ácidas si se tornan rojas, básicas si se tornan azules o verdes y neutras si no cambian de color

Realiza tus anotaciones en la siguiente tabla.

Sustancias

Solución de Repollo Morado

Conclusión

Cambia a Rojo

Cambia a verde o azul

No cambia

Ácido

Base

Neutro

Agua de bicarbonato de sodio

Jugo de limón

Agua de Jabón

Vinagre

Agua de grifo

Amoníaco

Agua salada

Evalúa tu Comprensión.

  1. ¿Cuál es la importancia para la ciencia y la tecnología del conocimiento del pH de los materiales?

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  1. ¿Cómo se identifican las sustancias ácidas y las básicas con un indicador natural como el repollo?

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Práctica Nº 8

Determinación de la composición porcentual

de un compuesto. Estequiomertría.

Objetivos

  1. Comprender y escribir las ecuaciones químicas que representan a las reacciones de los experimentos realizados.
  2. Determinar las relaciones molares y/o másicas estequiométricas de una reacción química.
  3. Calcular el porcentaje en peso de cada uno de los componentes constituyentes de cada compuesto en la mezcla

Fundamentación Teórica

Los cálculos estequiométricos se basan en relaciones fijas que hay entre las especies (átomos iones y moléculas) involucradas en las reacciones químicas. Estas relaciones son expresadas por medio de fórmulas y ecuaciones químicas. Así mismo, se puede verificar la pureza de un compuesto de forma experimental determinando el porcentaje en el que contribuye cada elemento a la masa total del compuesto y se compara con el resultado teórico.

La composición porcentual en masa (mal llamado peso) es el porcentaje en masa de cada elemento de un compuesto y se obtiene al dividir la masa de cada uno de los elementos que constituyen un mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicándolo por 100. Matemáticamente se expresa la composición porcentual como:

% = (n x masa molar del elemento) x 100 / masa molar del compuesto.

El bromato de potasio es un sólido blanco de gran poder oxidante y se prepara de acuerdo a la siguiente reacción:

3Br2(g) + 6 KOH(ac) à  KBrO3(ac) + 5KBr(ac) + 3H2O

El bromato de potasio se descompone a una temperatura ligeramente superior a su punto de fusión en bromuro de potasio y oxígeno

2KBrO3 à 2KBr + 3O2(g)

Observación: Los bromatos son productos químicos peligrosos que explotan, frecuentemente en presencia de impurezas. Caliente sólo cuando se le den instrucciones. No caliente en recipientes cerrados

Conceptos que debes revisar antes de asistir al Laboratorio.

  1. ¿Qué es una reacción química?

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

  1. ¿Qué es una ecuación química?

______________________________________________________________________________________________________________________________

  1. ¿Qué es la composición porcentual?

______________________________________________________________________________________________________________________________

  1. ¿Qué es la fórmula empírica y cómo se calcula?

________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

  1. ¿Qué es la fórmula molecular y cómo se calcula?

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Materiales Necesarios para la realización de esta práctica:

En el Laboratorio debe existir:

Procedimiento Experimental

Experimento Nº 1.

  1. Pesa un tubo de ensayo seco.
  2. Añade exactamente 2 g de bromato de potasio y pesa de nuevo, para no tocar el tubo con las manos, usa las pinzas apropiadas.
  3. Calienta ligeramente al principio, moviendo el tubo, procura no dirigir la boca del tubo a ninguna persona.
  4. Cuando el sólido se funda, cosa que ocurre rápidamente, aumenta la temperatura de calentamiento y continúa calentando durante 5 minutos el sólido formado.
  5. Retira el tubo de la llama, y déjalo enfriar a temperatura ambiente.
  6. Una vez frío, pésalo.
  7. Anota tus observaciones

_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

  1. Peso del Tubo:________________________________
  2. Peso del tubo + bromato:________________________
  3. Peso del tubo después del calentamiento:___________
  4. Peso del bromuro de potasio:_____________________
  5. Peso del oxígeno desprendido:____________________
  6. Moles de bromuro de potasio producidos:____________
  7. Composición Porcentual del Bromato de Potasio:______

Evalúa tu Comprensión.

  1. ¿Por qué no se deben pesar los materiales, si aún están calientes?

________________________________________________________________________________________________________________________

Práctica Nº 9  

Determinación Crioscópica del

Peso Molecular de un Compuesto.

Objetivos

  1. Evaluar el peso molecular de un compuesto haciendo uso del descenso del punto de congelación de la solución.
  2. Afianzar los conocimientos sobre la influencia de un soluto no volátil en el punto de solidificación de la solución respecto a la del solvente puro.

Fundamentación Teórica

               Las propiedades coligativas de una solución son aquellas que dependen solamente de la concentración de soluto. Estas son: disminución de la presión de vapor del solvente, disminución del punto de congelación, aumento del punto de ebullición y la presión osmótica de la solución. 

               La presión de vapor: Esta propiedad esta reflejada en la Ley de Raoult, un científico francés, Francois Raoult quien enunció el siguiente principio: “La disminución de la presión del disolvente es proporcional a la fracción molar de soluto disuelto”.  Este principio ha sido demostrado mediante experimentos en los que se observa que las soluciones que contienen líquidos no volátiles o solutos sólidos, siempre tienen presiones más bajas que los solventes puros.

El cálculo de la presión se realiza mediante la fórmula que se muestra.

Las soluciones que obedecen a esta relación exacta se conocen como soluciones ideales. Las presiones de vapor de muchas soluciones no se comportan idealmente.


Pasos para calcular la presión de vapor de una solución:
El planteamiento del problema puede ser el siguiente: Calcule la presión de vapor de una solución a 26°C que contiene 10 gr. de Urea disuelta en 200 gr. de agua. Masa molecular de la urea: 60 g/mol
Masa molecular del agua: 18 g/mol

Paso 1: Calcular el número de moles del soluto y del solvente.

Total moles soluto + solvente = 0,1666 + 11,111 = 11,276 mol
Paso 2: Fracción molar (Fn)

Paso 3: Aplicar la expresión matemática de la Ley de Raoult

Se busca en la tabla la presión del agua a 26ºC que corresponde a Po y se sustituye en la fórmula.
Presión de vapor de agua a 28ºC = 25 mmHg

Punto de ebullición y de congelación: El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor se iguala a la presión aplicada en su superficie. Para los líquidos en recipientes abiertos, ésta es la presión atmosférica. La presencia de moléculas de un soluto no volátil en una solución ocasiona la elevación en el punto de ebullición de la solución. Esto debido a que las moléculas de soluto al retardar la evaporación de las moléculas del disolvente hacen disminuir la presión de vapor y en consecuencia la solución requiere de mayor temperatura para que su presión de vapor se eleve o iguale a la presión atmosférica. La temperatura de ebullición del agua pura es 100 ºC.
El agua pura hierve a 100°C y la presión del vapor es de 760 mm de Hg. Al preparar una solución de urea 1 molar, ésta solución no hierve a 100°C y la presión de vapor desciende por debajo de 760 mm de Hg. Para que la solución de urea hierva hay que aumentar la temperatura a 100,53°C y elevar la presión a 750 mm de Hg. El punto de ebullición de cualquier disolvente en una solución siempre es mayor que el punto de ebullición del disolvente puro.

Para calcular la variación del punto de ebullición se aplica la siguiente fórmula:
Cálculo del punto de ebullición:

Te: diferencia entre los puntos de ebullición de una solución y del disolvente puro.
Ke: constante molal de ebullición. Cuando el disolvente es agua el valor de la constante  es: 0,52 ºC Kg/mol  m: molalidad
El punto de congelación de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido y del sólido se igualan. El punto de congelación se alcanza en una solución cuando la energía cinética de las moléculas se hace menor a medida que la temperatura disminuye; el aumento de las fuerzas intermoleculares de atracción y el descenso de la energía cinética son las causas de que los líquidos cristalicen. Las soluciones siempre se congelan a menor temperatura que el disolvente puro. La temperatura de congelación del agua pura es 0ºC.
Cálculo del punto de congelación:

Tc: diferencia entre los puntos de congelación de una solución y del disolvente puro.
Kc: constante molal de congelación. Cuando el disolvente es agua el valor de la constante es: 1,86 ºC Kg/mol
m: molalidad

Aplicación de las fórmulas:
En 392 g de agua se disuelven 85 g de azúcar de caña (sacarosa). Determinar el punto de ebullición y el de congelación de la solución resultante. Masa molecular de la sacarosa: 342 g/mol.
Paso 1: determinar la molalidad de la solución:

Paso 2:
Determinar el punto de ebullición y de congelación
Punto de ebullición:

Como el agua hierve a los 100°C, se suma el valor obtenido a 100°C:
100°C + 0,329 = 100,329°C
Punto de congelación:

Como el agua se congela por debajo de los 0ºC 0ºC – 1,179 = – 1,179°C.

Presión osmótica: Esta propiedad se basa en el fenómeno de la ósmosis en el cual se selecciona el paso de sustancias a través de una membrana semipermeable que tiene poros muy pequeños que sólo permiten el paso de las moléculas del disolvente pero no del soluto.

Esto permite que dos soluciones de diferentes concentraciones separadas mediante una membrana semipermeable igualen sus concentraciones, debido al paso de las moléculas de solvente de la solución más diluida a la solución más concentrada, hasta alcanzar ambas la misma concentración.

El paso del disolvente desde la solución diluida hacia la solución concentrada provoca un aumento de la presión de la solución. Este incremento de la presión que se suma a la presión de vapor de la solución, se conoce como presión osmótica y se representa con la letra
Cálculo de la presión osmótica

C: molaridad o molalidad

R: valor constante 0,082 L atm/ K x mol
T: temperatura expresada en K. Si el valor de la temperatura está expresado en ºC, se suma a este valor 273.

Ejemplo: Temperatura: 20 ºC, 20ºC + 273 = 293 K

A continuación se presenta un problema tipo de presión osmótica:
Halle la presión osmótica de una solución de glucosa que contiene 12 gr. de la sustancia en 500 ml de solución a una temperatura de 298 K.

Masa molecular de la glucosa = (MM): 180 g/mol

Paso 1:

Cálculo de la molalidad o molaridad:

Paso 2:

Cálculo de la presión osmótica
= C x R x T

= 0,13 g/mol x 0,082             x 298 K

= 3,176 atm

Materiales Necesarios para la realización de esta práctica:

En el Laboratorio debe existir:

Recuerda que debes  traer:

Procedimiento Experimental

Experimento Nº 1.

  1. Pesa 10 g de azúcar y agrégalos a un tubo de ensayo grande.
  1. Prepara un baño de agua en un beacker grande e introduce el tubo de ensayos con el azúcar dentro del tubo.
  2. Coloca dentro del tubo un termómetro.
  1. Calienta con cuidado el baño hasta que se funda el azúcar y anota la temperatura de fusión observada, recuerda que el termómetro no debe tocar las paredes del tubo de ensayos. Temperatura de fusión:________
  1. Anota los tiempos  y las temperaturas de enfriamiento correspondientes a intervalos de 30 segundos hasta que la agitación resulte difícil, con estos datos debes construir una curva de enfriamiento, que graficarás a continuación:

Evalúa tu Comprensión.

Resuelve los siguientes Ejercicios:

  1. Se prepara una disolución disolviendo 35 g de hemoglobina (Hb) en la cantidad suficiente de agua para tener un volumen de un litro, si se encuentra que la presión osmótica de la disolución es de 10.0 mmHg a 25 ºC calcule la masa molar de la Hemoglobina.
  1. Una muestra de 7.85 g de un compuesto se disuelven en 301.0 g de benceno, el punto de congelación de la disolución es 1.05º C menor que la del benceno puro, ¿Cuál es la masa molar del compuesto sabiendo que la Kc del benceno es 5.12 ºC/molalidad?.

Práctica Nº 10

Preparación de Productos de uso común

en la vida diaria..

Objetivos

1. Aplicar conocimientos químicos en la preparación de productos de uso común en la vida diaria.

Experimento Nº 1.

Elaboración de Champú.

Materiales Necesarios para la realización de esta práctica:

En el Laboratorio debe existir:

Recuerda que debes  traer:

Procedimiento Experimental

  1. Mezcla en un vaso de precipitados o beacker 4 g de ácido salicílico o ácido oleico, 5 cm3 de alcohol desnaturalizado; 1 cm3 de aceite de cade, de coco o de aguacate, 1 cm3 de trietanolamina y 100 cm3 de texapón, y agrega 10 gotas de aceite base de perfume.
  2. Mezcla vigorosamente todos estos ingredientes con ayuda de la varilla de virio, y luego procede a envasar el producto.
  3. Elabora una etiqueta donde expreses el Nombre del Champú
  4. Elabora otra etiqueta donde debes colocar:

PRODUCTO

Ácido salicílico

Alcohol desnaturalizado

Trietanolamina

Aceite de Cade

Texapón

Fragancia

Composición Química:

Se trata de un champú elaborado con sustancias en suspensión que se prepara en conformidad a los siguientes elementos.

Precauciones: Si al aplicarse el producto, observa una reacción desfavorable, suspenda su uso de inmediato y consulte a su médico.

Manténgase fuera del alcance de los niños.

Experimento Nº 2.

Elaboración de Jabones.

Materiales Necesarios para la realización de esta práctica:

En el Laboratorio debe existir:

Recuerda que debes  traer:

Procedimiento Experimental

  1. Mezcla en un vaso de precipitados o beacker 15 cc de hidróxido de sodio al 20% y 10 cm3 del aceite que vas a utilizar.
  1. Calienta y agita la mezclaron cuidado, observando todas las precauciones, hasta que se elimine todo el agua y se forme un sólido de aspecto céreo que, al enfriar se torna duro y quebradizo. Si no se forma el sólido sino un líquido espeso al enfriar la mezcla, añade otros 5 cm3 de hidróxido de sodio y colócalo a hervir hasta eliminar totalmente el agua.
  1. Prepara una solución concentrada de sal común, disolviendo 18 g de cloruro de sodio en 60 cm3 de agua destilada.
  1. Vierte 20 cm3 de la solución salina en el vaso de precipitados que contiene el sólido  céreo (jabón), lávalo y decanta la mezcla.
  1. Repite dos veces la misma operación y al tercer lavado, coloca el jabón sobre papel absorbente.
  2. Agrega 10 gotas de colorante y 10 gotas de base de perfume.
  1. Coloca el jabón obtenido en un molde y comprímelo para formar un trocito de pasta compacta.
  1. Elabora una etiqueta donde expreses el Nombre del Jabón.
  2. Elabora otra etiqueta donde debes colocar:

PRODUCTO

Composición Química:

Se trata de un jabón elaborado con sustancias en suspensión que se prepara en conformidad a los siguientes elementos.

Precauciones: Si al aplicarse el producto, observa una reacción desfavorable, suspenda su uso de inmediato y consulte a su médico.

Manténgase fuera del alcance de los niños.

Experimento Nº 3.

Elaboración de Exterminador de Cucarachas.

Materiales Necesarios para la realización de esta práctica:

En el Laboratorio debe existir:

Procedimiento Experimental

  1. Mezcla en un mortero 60 g de bórax, 30 g de harina y 15 g de chocolate
  2. Tritura la mezcla formada
  3. Procede a envasar y colocar la etiqueta.

Experimento Nº 3.

Elaboración de Multi limpiador

Materiales Necesarios para la realización de esta práctica:

En el Laboratorio debe existir:

Procedimiento Experimental

  1. Mezcla en un vaso de precipitados 15 ml de cloro, 1 g de caolín, 10 ml de aceite mineral y 200 ml de agua y procede a agitar con la varilla de vidrio
  2. Lleva la solución al envase, elabora una etiqueta donde expreses:

Composición Química:

Se trata de un jabón elaborado con sustancias en suspensión que se prepara en conformidad a los siguientes elementos.

Manténgase fuera del alcance de los niños.

Experimento Nº 4.

Repelente de Insectos

Materiales Necesarios para la realización de esta práctica:

En el Laboratorio debe existir:

Procedimiento Experimental

  1. Mezcla 30 g de cloruro de calcio y 30 g de alcanfor en un vaso de precipitados de 500 ml
  2. Añade 240 ml de alcohol desnaturalizado y agita hasta que se disuelva el alcanfor.
  3. Lleva la solución al envase, elabora una etiqueta donde expreses:

Composición Química:

Se trata de un repelente contra insectos elaborado con sustancias en suspensión que se prepara en conformidad a los siguientes elementos.

Manténgase fuera del alcance de los niños.

Tabla de Contenido


9 comentarios »

  1. Felix said,

    Felicitaciones es buenicimo

  2. jose alejandro chavez delgado said,

    son de utilidad para los estudiantes estas prácticas, pero si fuera a través de vídeos fuera de mayor utilidad,, si hay mas adelante discúlpenme.

    • dptodeevaluacionchollet said,

      estoy en eso preparando el material en videos este pendiente

  3. Nana said,

    Muy bueno… Gracias

    • dptodeevaluacionchollet said,

      siempre a la orden

  4. carmen vega jimenez said,

    muy interesante las practicas descritas en el articulo…..me sirvio para aplicarla co los estudiante de 10°!

    gracias

    • dptodeevaluacionchollet said,

      de nada siempre a la orden

  5. me ayudo muchisimo gracias por compartirlo


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