puntos ponderados criterio indicadores presentación }

CONTENIDO

Pág.

SUBCOMPETENCIA 1 ...........................................................................................................................................1

PRÁCTICA 1. CONOCIMIENTO Y MANEJO DEL MATERIAL DE LABORATORIO ............................................1

PRÁCTICA 2. TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS ....................................................................5

PRÁCTICA 3. DIFERENCIAS ENTRE LA CONDUCTIVIDAD ELECTRICA DE COMPUESTOS DE UNION

COVALENTE Y ELECTROVALENTE ..................................................................................................................... 14

SUBCOMPETENCIA 2 ........................................................................................................................................... 18

PRÁCTICA 4. OBTENCIÓN DE COMPLEJOS ..................................................................................................... 18

SUBCOMPETENCIA 3 ........................................................................................................................................... 24

PRÁCTICA 5. FUNCIONES DE QUÍMICA INORGÁNICA (ÓXIDOS, BASES, ANHÍDRIDOS, ÁCIDOS Y

SALES) .................................................................................................................................................................... 24

PRÁCTICA 6. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS ........................................................................................... 34

PRÁCTICA 7. OBTENCIÓN DEL CLOROOXIDACIÓN-REDUCCIÓN............................................................... 40

PRÁCTICA 8. PREPARACIÓN DE LA FENOLFTALEINA .................................................................................... 43

PRÁCTICA No. 9. NEUTRALIZACIÓN DE ACIDOS Y BASES ........................................................................... 47

SUBCOMPETENCIA 4 ........................................................................................................................................... 52

PRÁCTICA 10. SUSPENSIONES COLOIDALES Y SOLUCIONES..................................................................... 52

PRÁCTICA 11. CAMBIO DE LA SOLUBILIDAD CON LA TEMPERATURA ...................................................... 61

PRÁCTICA 12. DETERMINACIÓN DEL PESO EQUIVALENTE DE ACIDOS Y BASES ................................... 64

PRÁCTICA 13. PREPARACIÓN DE SOLUCIONES Y DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN ........... 69

BIBLIOGRAFÍA GENERAL ..................................................................................................................................... 74

ANEXOS .................................................................................................................................................................. 75

ANEXO I. INSTRUMENTOS DE EVALUACIÓN................................................................................................... 76

ANEXO II. LINEAMIENTOS GENERALES EN MATERIA DE SEGURIDAD ....................................................... 80

E HIGIENE A SEGUIR EN LOS LABORATORIOS ............................................................................................... 80

MARCO JURÍDICO ................................................................................................................................................ 82

ANEXO III. GLOSARIO ....................................................................................................... 84

1

SUBCOMPETENCIA 1

PRÁCTICA 1. CONOCIMIENTO Y MANEJO DEL MATERIAL

DE LABORATORIO

1.1 GENERALIDADES

Los equipos y materiales que se usan en el laboratorio de química constituyen los

elementos con los cuales se hacen experimentos y se investiga. Para trabajar con

eficiencia en el laboratorio es necesario conocer los nombres de los diferentes

utensilios, hacer un diagrama sencillo y conocer las aplicaciones de cada uno.

1.2 OBJETIVO

El alumno deberá familiarizarse con el equipo de laboratorio de uso corriente, así

como identificarlos y conocer los nombres de los diferentes materiales para

poder trabajar con eficiencia y conocer sus usos.

1.3 MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS

1 Agitador de vidrio

1 Anillo de hierro

1 Buretas de diferente medida

1 Cajas de Petri

-Cápsula de porcelana

-Crisol de Gooch

-Cristalizador

-Cucharilla de combustión

-Cuenta gotas

1 Embudo de Buchner

1 Embudo de separación

Embudos (vidrio o plástico, tallo

largo o tallo corto)

1 Espátula

1 Frasco gotero

1 Frasco reactivo

1 Horadador de tapones

1 Lámpara de alcohol

2

1 Lupa

Matraces (destilación, Erlenmeyer, balón,

balón de fondo plano, kitasato,

volumétrico, etc)

1 Mechero de Bunsen o Fisher

1 Mortero con pistilo

1 Pinzas (Mohr, Hoffman, doble de

bureta, para crisol, para bureta, de tres

dedos, para tubos de ensayo)

1 Pipeta (volumétricas y graduadas)

1 Probeta

Refrigerantes (recto, de rosario,

serpentín)

1 Soporte universal

1 Tela de asbesto

1 Termómetro

1 Triángulo de porcelana

1 Tripié

1 Tubo de hule

1 Tubo de seguridad

1 Tubo de vidrio

1 Tubo de ensayo

1 Vaso de precipitados

1 Vidrio de reloj

Autoclave

Balanza analítica o granataria

Baño María

Bomba de vacío

Centrífuga

Estufa

Microscopio

Mufla

Potenciómetro

1.4 PROCEDIMIENTO

Proporcionar al alumno los diferentes equipos y materiales disponibles en el

laboratorio, precisando sus nombres y usos específicos; hacer la demostración

del uso de algunos materiales.

1.5 CUESTIONARIO

1.- Clasifique el equipo mostrado por el maestro de acuerdo con las sustancias de

que están elaborados.

2.- De los nombres de los implementos usados para:

3

a) Medir volúmenes

b) Pesar sustancias

c) Calentar

d) Medir densidad

e) Medir temperatura

3.- ¿Por qué razón la bureta mide más exactamente que la probeta?

4.- ¿Cuáles de los recipientes indicados pueden someterse al calor y cuáles no?

1.6 TRATAMIENTO Y DISPOSICIÓN DE RESIDUOS

No se maneja ningún reactivo por lo cual no aplica.

1.7 EVALUACIÓN

Ver Anexo I: Instrumentos de evaluación.

1.8 BIBLIOGRAFÍA

1. Alcañiz J. (1998). Prácticas de Química Inorgánica. Licenciatura en Farmacia,

Departamento de Química Inorgánica de la Universidad de Alcalá.

2. Alcañiz J. (1998). Química Inorgánica Experimental. Departamento de Química

Inorgánica de la Universidad de Alcalá.

3. Echeverry LS, Ramírez FJ. (2012). Elaboración del Manual de Química

Inorgánica y Guía de Tratamiento de Residuos Peligrosos. Trabajo de Grado

Programa de Química Industrial de la Facultad de Tecnología de la

Universidad Tecnológica de Pereira.

4

4. García Rojas V, Henao Martínez JA. (2012). Manual de Laboratorio I de Química

Inorgánica. Escuela de Química de la Facultad de Ciencias de la Universidad

Industrial de Santander.

5. Ramírez Rojas M, Manzanera Quintana B. (2011). Laboratorio de Química

Inorgánica. Instituto Tecnológico de Chihuahua.

6. Torres Ponce de León RM, Aguilera Ríos MS, Molina León I, Montañez Sánchez

JL. (2013). Manual de Prácticas de Laboratorio de Química Inorgánica. Facultad

de Biología de la Universidad Michoacana de San Nicolás de Hidalgo.

5

SUBCOMPETENCIA 1

PRÁCTICA 2. TABLA PERIÓDICA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS

2.1 GENERALIDADES

La tabla periódica se ha vuelto tan familiar que forma parte del material didáctico

para cualquier estudiante, más aún para estudiantes de química, medicina e

ingeniería. De la tabla periódica se obtiene información necesaria del elemento

químico, en cuanto se refiere a su estructura interna y propiedades, ya sean

físicas o químicas.

La actual tabla periódica moderna explica en forma detallada y actualizada las

propiedades de los elementos químicos, tomando como base a su estructura

atómica. Según sus propiedades químicas, los elementos se clasifican en metales

y no metales. Hay más elementos metálicos que no metálicos. Los mismos

elementos que hay en la tierra existen en otros planetas del espacio sideral

(astros o estrellas).

El Sistema periódico o Tabla periódica es un esquema de todos los elementos

químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que

refleja la estructura de los elementos. Los elementos están ordenados en siete

hileras horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas

grupos. El primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y

los dos periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman periodos

cortos. Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos

en el caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo

largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando

núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio.

http://www.monografias.com/trabajos12/taper/taper.shtml

http://www.monografias.com/Quimica/index.shtml

http://www.monografias.com/trabajos11/medalop/medalop.shtml

http://www.monografias.com/trabajos14/historiaingenieria/historiaingenieria.shtml

http://www.monografias.com/trabajos7/sisinf/sisinf.shtml

http://www.monografias.com/trabajos15/todorov/todorov.shtml#INTRO

http://www.monografias.com/trabajos10/coma/coma.shtml

http://www.monografias.com/trabajos15/origen-tierra/origen-tierra.shtml

http://www.monografias.com/trabajos/sistsolar/sistsolar.shtml

http://www.monografias.com/trabajos11/teosis/teosis.shtml

http://www.monografias.com/trabajos10/prens/prens.shtml

http://www.monografias.com/trabajos14/dinamica-grupos/dinamica-grupos.shtml

6

Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados

tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos

de las letras "A" o "B", en donde la "B" se refiere a los elementos de transición. En

la actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido

adoptado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en

inglés). Este nuevo sistema enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a

través de la tabla periódica.

Estudiaremos experimentalmente las variaciones en el carácter electropositivo y

electronegativo de los elementos. El carácter electropositivo será identificado

con las tendencias ácidas de los compuestos que forman los no metales. Para ello

hemos escogido los elementos de los grupos I, II (metales) y el grupo VII (no

metales).

2.2 OBJETIVO

El objetivo de la presente práctica de laboratorio es realizar un estudio

experimental de la Ley Periódica de los Elementos. Esto lo realizaremos mediante

diversas pruebas químicas y físicas de las distintas series de elementos de la

tabla periódica.


2 Vasos de precipitado de 250 mL

1 Probeta de 100 mL

1 Pipeta Pasteur

1 Espátula metálica

1 pedazo de papel filtro

1 Vaso de precipitado de 250 mL

1 Trozo muy pequeño Na(s)

1 Trozo muy pequeño K(s)

4 gotas Indicador Fenolftaleína

150 mL Agua destilada

1 Trozo muy pequeño Ca(s)

2 Tiras de Mg

http://www.monografias.com/trabajos16/manual-ingles/manual-ingles.shtml

http://www.monografias.com/trabajos10/carso/carso.shtml

http://www.monografias.com/trabajos16/objetivos-educacion/objetivos-educacion.shtml

http://www.monografias.com/trabajos4/leyes/leyes.shtml

http://www.monografias.com/trabajos12/romandos/romandos.shtml#PRUEBAS

7

1 Tubo de ensayo de 15 x 150

1 Matraz erlenmeyer de 125 mL

1 Matraz balón de 100 mL

1 probeta de 100 mL

1 pinza para crisol

1 Pipeta Pasteur


1Placa de calentamiento

1 Mechero Bunsen

1 Soporte universal

1 Pinza para matraz

3 Tubos de ensayo de 15 x 150

1 pipeta de 5 mL


3 pipetas de 5 mL

1 Pipeta Pasteur

1 Vidrio de reloj

2 tubos de ensayo de 18x150 mm.

1 Pipeta de 5 mL

4 Pipetas Pasteur

4 gotas Indicador fenolftaleína


1 Trozo muy pequeño Mg(s)

1 Trozo muy pequeño Ca(s)

1 Trozo muy pequeño Fe(s)

20 mL HCl 3N

50 mL KBr (0,1M)

50 mL KI (0,1M)

50 mL NaCl (0,1M)

30 mL Agua de cloro

30 mL Agua de bromo

30 mL Agua de yodo

30 mL Tetracloruro de Carbono

6 tubos de ensayo de 15x150

20 mL de solución acuosa de Na,

Mg, Al, P, S y Cl

Papel indicador

20 mL solución acuosa de AlCl3

30 mL Solución acuosa de NH3

30 mL Solución acuosa HCl

30 mL Solución acuosa de NaOH

2.4 PROCEDIMIENTO

Experimento 1 (Metales alcalinos)

1. Depositar 60 mL. de agua destilada en cada uno de los vasos de

precipitado.

2. Agregar 2 o 3 gotas de fenolftaleína en cada vaso, mezclar.

8

3. Cortar un trocito de sodio elemento y séquelo con papel filtro, colóquelo

en uno de los vasos de precipitado con agua, haga lo mismo con el potasio

y colóquelo en el otro vaso con agua. Anotar sus observaciones y

conclusiones.

Experimento 2 (Metales alcalinotérreos)

1. Depositar 60 mL. de agua destilada en un vaso de precipitado 250 mL.

2. Llenar el tubo de ensayo hasta el borde, y adicionar 4 gotas de indicador

fenolftaleína. Sostener con una mano sobre el vaso.

3. Preparar un pedazo de papel periódico humedecido (de unos 2x2 cm.)

sostener con la mano libre, bien próximo a la boca del tubo y lista para

taparlo.

4. Luego depositar dentro del tubo con agua el pedacito de calcio y tapar el

tubo con el papel, invertir e introducir en el agua dejándolo boca abajo en el

fondo. Anotar sus observaciones y conclusiones

5. Depositar agua destilada hasta la mitad del matraz balón y poner a hervir.

6. Colocar 2 tiras de Magnesio juntas, sujetar por un extremo con las pinzas

de crisol y acercar al mechero. Luego acercar a la boca del matraz balón.

Cuando el vapor de agua haya desalojado todo el aire, observar bien la llama

del magnesio. Anotar sus observaciones y conclusiones.

Experimento 3 (Comparación de velocidades relativas de reacción)

1. En cada tubo de ensayo depositar 3 mL de HCl 3N, añadir en forma

simultánea los elementos metálicos Mg, Ca y Fe respectivamente en cada

tubo. Anotar sus observaciones y conclusiones.

Experimento 4 (Halógenos)

1. En dos tubos de ensayo colocar al primero KBr 2 mL. (0,1M) y al otro KI 2

mL. (0,1M) y a ambos tubos agregar 1 mL. de agua de cloro.

2. En otro par de tubos agregar a uno 2 mL. NaCl (0,1M) y al otro 2 mL. KI

(0,1M) a ambos añadir 1 mL. de agua de bromo.

9

3. Por último en otro par de tubos colocar 2 mL. de NaCl (0,1M) y 2 mL. de

KBr (0,1M) respectivamente y luego a ambos agregar 1 mL. de agua de yodo.

4. Finalmente a los 6 tubos de ensayo agregar 5 gotas de CCl4.

5. Anotar sus observaciones y conclusiones.

Experimento 4 (Halógenos)

1. En dos tubos de ensayo colocar al primero KBr 2 mL. (0,1M) y al otro KI 2

mL. (0,1M) y a ambos tubos agregar 1 mL. de agua de cloro.

2. En otro par de tubos agregar a uno 2 mL. NaCl (0,1M) y al otro 2 mL. KI

(0,1M) a ambos añadir 1 mL. de agua de bromo.

3. Por último en otro par de tubos colocar 2 mL. de NaCl (0,1M) y 2 mL. de KBr

(0,1M) respectivamente y luego a ambos agregar 1 mL. de agua de yodo.

4. Finalmente a los 6 tubos de ensayo agregar 5 gotas de CCl4.

Experimento 5 (Propiedades periódicas, comparación de acidez y basicidad

relativa de los elementos del tercer período)

1. Sobre el vidrio de reloj, distribuir 6 porciones de papel indicador.

2. A cada pedazo de papel dejar caer 1 o 2 gotas de una de las soluciones

disponibles (una solución diferente en cada porción).

3. Anotar sus observaciones y conclusiones.

Experimento 6 (Propiedad anfotérica)

1. En un tubo de ensayo depositar 5 mL. de tricloruro de aluminio, adicionar

al tubo la solución acuosa de amoniaco gota a gota.

2. Dividir el resultado en dos tubos.

3. Agregar a un tubo, gota a gota, solución acuosa de HCl. Adicionar al otro

tubo una solución acuosa de NaOH hasta notar un cambio.

http://www.monografias.com/trabajos14/soluciones/soluciones.shtml

10

2.5 CUESTIONARIO

1. En el experimento 1 ¿Hubo cambio de color al agregar la fenolftaleína al

agua?

2. En experimento 1, ¿Hubo cambio de color al agregar los metales alcalinos al

agua con fenolftaleína, si los hubo, qué indica dicho color?

3. ¿Cómo se guarda el sodio y el potasio? ¿Por qué?

4. Describa la reacción del sodio con el agua.

5. Describa la reacción del potasio con el agua e indique las diferencias con la

reacción anterior.

6. ¿Podemos decir que el litio, sodio y potasio forman una sola familia de

elementos? ¿Por qué? ¿Necesita más datos?

7. ¿Qué observó en la reacción del calcio con el agua? Señale las características

que establecen diferencias con los elementos del grupo I.

8. ¿Qué diferencias encuentran entre la reacción del magnesio con el agua con

respecto a las reacciones anteriores?

9. Indique cómo proceden las reacciones en el experimento 3

10. Describa el experimento 4 y resuma sus resultados en un cuadro, en el que

indique todos los cambios de color observados.

11. Haga un cuadro comparativo indicando la reactividad de los halógenos con

relación a sus posiciones en la tabla periódica.

12. Haga un cuadro donde disponer los elementos estudiados conforme se

encuentren en la clasificación periódica y mediante flechas indique el orden

de reactividad. Saque sus conclusiones pertinentes.

13. ¿Cómo varían las propiedades ácidas en un período?

14. ¿Qué es electroafinidad?

15. ¿Qué es electronegatividad?

16. ¿Cómo varía el grado de reactividad (electro afinidad) de los elementos del

grupo I hacia el grupo VII?

http://www.monografias.com/trabajos11/basda/basda.shtml

11

17. ¿Cómo varía el grado de reactividad (electronegatividad) de los elementos

del grupo VII hacia el grupo I?

18. En el experimento 6 escriba las reacciones que ocurren primero en el tubo A

y luego en las dos porciones separadas (tubos A y B).

19. Según lo observado, ¿Cómo define usted la propiedad anfótera?


Figura 1. Diagrama ecológico: Metales alcalinos y metales alcalinotérreos.

Figura 2. Diagrama ecológico: Comparación de velocidades relativas de reacción.

12

Figura 3. Diagrama ecológico: Halógenos.

Figura 4. Diagrama ecológico: Propiedad anfotérica.

D1, D5: Neutralizar con HCl, confinar y etiquetar en recipiente de sales

inorgánicas.

D2, D3, D4: Confinar y etiquetar en recipiente de compuestos orgánicos clorados.

2.7 EVALUACIÓN


13

2.8 BIBLIOGRAFÍA

















14

SUBCOMPETENCIA 1

PRÁCTICA 3. DIFERENCIAS ENTRE LA CONDUCTIVIDAD

ELECTRICA DE COMPUESTOS DE UNION COVALENTE Y

ELECTROVALENTE

3.1 GENERALIDADES

Los compuestos en que predomina la unión electrovalente tienen propiedades

físicas y químicas diferentes de aquellos en que predomina la unión covalente.

Los compuestos de unión predominante electrovalente conducen corriente

eléctrica.

Si se calienta NaCl hasta temperatura de fusión y si se colocan un electrodo

positivo y uno negativo, se transmite corriente eléctrica.

Del electrodo positivo se desprende cloro, según la reacción:

2 Cl- Cl2 + 2e-

En el electrodo negativo se deposita sodio, según la reacción:

Na+ + 1e- Na

La corriente eléctrica se puede transmitir porque la sal fundida contiene los iones

Na+ y Cl-. En la sal fundida están presentes los iones aún antes de pasar la

corriente eléctrica. Esto no sucede en compuestos predominantemente

covalentes.

Los compuestos en que predomina la unión electrovalente producen soluciones

que conducen corriente eléctrica (siempre que el compuesto sea soluble).

También en solución acuosa están presentes iones que pueden conducir la

corriente eléctrica.

15

3.2 OBJETIVO

Los alumnos comprobarán experimentalmente que en solución acuosa, las

sustancias de unión electrovalente conducen la corriente eléctrica, mientras que

las de unión covalente no la conducen.


1 Bombillas

1 Portalámparas

Enchufe

Alambre de cobre para la instalación

2 Vaso de precipitados de 250 mL

1 Probeta de 100 mL

1 Agitador

1 Vidrio de reloj

Agua común 1 L.

50 g Cloruro de sodio

50g Azúcar

50 mL HCl

50g Hidróxido de sodio

50 mL Benceno

3.4 PROCEDIMIENTO

1. Montar el aparato que se muestra en la figura 5.

2. Disuelva 20 g de NaCl en 200 mL de agua e introduzca los electrodos

(terminales del alambre) en la solución. ¿Cómo es la intensidad de la luz en la

bombilla?

3. Haga variar la concentración de la solución y registre sus observaciones. (15 g,

10 g, 5 g, de la sal en 200 mL de agua).

4. Repita el experimento con soluciones de azúcar, NaOH, HCl y benceno. ¿Cómo

clasificaría este grupo de sustancias?

16

Figura 5. Dibujo esquemático: Circuito con sal.

3.5 CUESTIONARIO

1.- ¿Cuál es la principal afirmación que usted defendería con respecto a la

naturaleza de las partículas que constituyen la materia?

2.- Investiga acerca de la naturaleza de la corriente eléctrica que llega a la

solución e indique ¿Qué tipo de partículas pueden existir en cada una de las

sustancias?

3.- Se sabe que el NaCl está formado por partículas de Na+ y cL-; proponer una

explicación para el hecho de que la corriente eléctrica pase a través de la

solución de esta sustancia.

4.- ¿Por qué las soluciones de azúcar y benceno no conducen la corriente

eléctrica?


No sé genera productos, se recicla.

17

3.7 EVALUACIÓN


3.8 BIBLIOGRAFÍA

















18

SUBCOMPETENCIA 2

PRÁCTICA 4. OBTENCIÓN DE COMPLEJOS

4.1 GENERALIDADES

El enlace covalente coordinado es el tipo de enlace covalente en el cual el par

electrónico es aportado solamente por un átomo.

Los compuestos de coordinación pueden ser moléculas, iones positivos o

negativos, los cuales están formados por un átomo central rodeado por iones o

moléculas llamadas: ligandos. El átomo central es generalmente un metal de

transición y los ligandos siempre contienen un par de electrones libres que

pueden formar un enlace covalente coordinado.

Los compuestos de este tipo fueron los primeros descubiertos alrededor del año

1800. Sin embargo, en ese tiempo nadie podría explicar cómo se mantenían

unidos o por que se formaban.

Uno de los primeros compuestos preparados fue una sustancia amarilla

compuesta de cloruro de cobalto (III) y amoníaco. Se encontró que había 6 moles

de amoníaco asociados con cada mol de cloruro de cobalto (III). Puesto que el

cloruro de cobalto (III) y el amoníaco son sustancias estables, sin embargo, no se

podía explicar porque se combinaban para formar este nuevo tipo de sustancia.

Fueron necesarios por lo menos 100 años de estudio e investigación para

encontrar por qué se formaron estos compuestos y para proponer teorías para su

enlace.

Fue cuando empezó a utilizarse el nombre de sustancias complejas y como se

encontró que muchas de ellas eran iónicas se desarrolló el término ión complejo.

Una de las primeras teorías sobre enlace, conocida como la teoría del enlace de

valencia (la cual es uno de los modelos de actualidad aceptados para el enlace de

19

estos compuestos), utiliza el concepto de enlace covalente coordinado como

aquel formado por el átomo central y el ligando.

Por consiguiente, el nombre compuesto de coordinación es más bien una

expresión incorrecta. El mejor término y ampliamente utilizados es el de

complejos.

Los iones metálicos con una alta densidad de carga tienden a formar fácilmente

complejos. Un ejemplo, son los iones +2 y +3 de los elementos de transición. El

CuCl2 en solución acuosa, puede reaccionar con NH3. La estructura del NH está

representada por:

H

Se observa que el NH3 tiene un par de electrones libre. 4 moléculas de NH3

pueden rodear un átomo de cobre, produciendo la estructura de un gas noble.

Los iones que contienen un átomo de un metal y otro u otros átomos se

denominan iones complejos:

(Hg I4) = [PbCl4]=

[Ag (CN)2 ]- [SnS2]=

[Zn (CN)4 ] = [AgCl2 ]-

..

..:: HNH

20

[Al O3]= [Cu(H2O)]++

[Hg (CN)4 ]=

4.2 OBJETIVO

El alumno obtendrá experimentalmente la formación de iones complejos los

cuales están formados por átomos unidos entre sí por covalencias coordinadas.


2 Vasos de precipitados de 250 mL

2 Pipetas de 10 mL

Pipeta Pasteur

1 Probeta de 100 Ml

10 mL de KI al 10%

10 gr Sulfato de cobre

10 mL de Hidróxido de amonio al 5%


10 mL de Nitrato de mercurio al 10%

4.4 PROCEDIMIENTO

Experimento 1

En un vaso de precipitado adicionar 100 mL de agua; agregar 10 mL de una

solución de Nitrato de Mercurio al 10%. Después, adicionar poco a poco

solución al 10% de yoduro de potasio. Primero aparece un precipitado;

luego, con exceso de solución, el precipitado formado se disuelve.

21

Experimento 2

En un vaso de precipitado de 250 mL adicionar 100 mL de agua, disolver

en ella 10g de sulfato de cobre. Observe el color de la solución. Agréguele

NH4OH. Observe el color.

4.5 CUESTIONARIO

1.- Describa lo que observó, incluyendo el dato del color de las soluciones

originales, el del precipitado y el de la solución final.

2.- Las reacciones que se producen son:

Hg++ + 2I- HgI2 (insoluble)

HgI2 + 2I++ (HgI4)= (soluble)

Explique la naturaleza de cada una de las uniones químicas en los compuestos y

en los iones.

3.- Describa lo que observó

4.- ¿Cómo se explica el cambio de color?


Figura 6. Diagrama ecológico: Experimento 1.

22

Figura 7. Diagrama ecológico; Experimento 2.

DI, D2: Confinar y etiquetar en recipiente de metales pesados.

4.7 EVALUACIÓN


4.8 BIBLIOGRAFÍA












23






24

5.1 GENERALIDADES

El nombre que se da a una sustancia química, la debe distinguir con claridad y sin

ambigüedad de todas las otras sustancias que se conocen. Para distinguir un

compuesto de otro generalmente se nombran con dos palabras: una genérica,

que indica la función química, y otra específica que indica el elemento principal

que interviene en su constitución. Ejemplo:

H2S Ácido Sulfhídrico

Función Nombre específico

Se llama función química a la propiedad que tienen las sustancias de

comportarse de manera semejante al reaccionar con otra sustancia en particular.

Por ejemplo:

Todos los ácidos tienen iones hidrógeno H+ que ceden al combinarse y esta

propiedad química se llama: Función ácido. Si los ácidos se combinan con

las bases siempre reaccionan con los iones OH- que es su función química

característica.

Las funciones químicas principales son: Función óxido, función anhídrido,

función base, función ácido y función sal.

SUBCOMPETENCIA 3

PRÁCTICA 5. FUNCIONES DE QUÍMICA INORGÁNICA

(ÓXIDOS, BASES, ANHÍDRIDOS, ÁCIDOS Y SALES)

25

5.2 OBJETIVO

Que el alumno pueda dar nombre y fórmula química a los óxidos, anhídridos,

bases, ácidos y sales; además que experimente reacciones que den como

productos este tipo de compuestos para poder clasificarlos e identificarlos de

acuerdo a su nomenclatura química.



1vaso de precipitados de 100 mL

Papel filtro

1 vidrio de reloj

1 Espátula

1 Pipeta de 5mL

1 Pipeta Pasteur

Espátula

Gradilla

1 Pinza para tubo de ensayo

1 Pinza para crisol


1 Mechero

1 pipeta de 5 mL

Pipeta Pasteur

1 Pinza para crisol

1 Mechero

4 Tubos de ensayo del experimento

1 que contienen NaOH

Pipeta Pasteur

Papel tornasol azul y rosa

Pipeta Pasteur

Placa de calentamiento


Papel tornasol azul y rosa

Pipeta de 5 mL

2g Sodio metálico (Na)

20 mL Agua

Fenolftaleina (gotas)

Papel tornasol rosa

1 Trozo de cinta de magnesio

5 mL Agua

Fenolftaleina

Alambre de cobre (un trozo)

5 gotas de solución de sulfato de

aluminio al 2%

5 Gotas de solución de Cloruro Férrico

al 2%

5 Gotas de solución de Cloruro de

Niquel al 2%

26

1 Cucharilla de combustión con tapón

de corcho

1 probeta de 100 mL

1 termómetro

1 pipeta de 5 mL

Balanza granataria

1 Mechero

1 Matraz Erlenmeyer de 500 mL



Pipeta de 5 mL

1 Matraz Erlenmeyer de 50 mL

1 Gotero

1Cápsula de porcelana

1 Soporte universal

1 Anillo de tela de asbesto

1 Mechero

5 Gotas de Cloruro de Níquel al 2%

NiCl2

5 Gotas de Sulfato de cobre al 2%

Papel tornasol azul

0.1 g Azufre

50 mL Agua caliente

1 mL de solución de Cloruro de bario al

2%

2 mL de ácido Sulfuroso del

experimento 5

2 gotas de solución indicadora de

anaranjado de metilo

Papel tornasol azul

5 mL de solución de NaOH 0.1N

50 mL de solución de HCl 0.1N

2 Gotas de fenolftaleína

1 gr de NaCl

1 gr de bicarbonato de Na

1 gr de sulfato de amonio

3 mL de agua destilada

5.4 PROCEDIMIENTO

Experimento 1

1. Secar con papel filtro un trocito de sodio, sin tocar, cortar con la espátula

sobre el vidrio de reloj y observar sobre todo la superficie donde se

efectuó el corte.

2. Depositar con la espátula el sodio, ahora oxidado, a un vaso que

contenga 20 mL de agua, observar lo que ocurre.

27

3. Cuando termine la reacción, agregar 2 mL de esta solución a cada uno de

los tubos de ensayo y guardar para el siguiente experimento (para el

experimento 4).

4. Introducir a la solución restante un papel tornasol rosa más 2 gotas de

fenolftaleína, anotar sus observaciones.

Experimento 2

1. Tomar un trozo de cinta de magnesio con las pinzas para crisol y llevar

a la zona oxidante del mechero; observar lo que ocurre.

2. Cuando la reacción termine, llevar el producto a un tubo de ensayo que

contenga 3 mL de agua y calentar suavemente.

3. Introducir el papel tornasol rosa y agregar al tubo dos gotas de

fenolftaleína; anotar sus observaciones.

Experimento 3

1. Tomar con las pinzas un trozo de alambre de cobre y llevarlo a la zona

de oxidación de la flama del mechero, hasta que la reacción termine;

anotar sus observaciones.

Experimento 4

1. Tomar los tubos de ensayo que apartó en el experimento 1, los cuales

contienen NaOH en solución y agregar a cada uno de ellos 3 a 4 gotas

respectivamente de las siguientes soluciones: sulfato de aluminio, cloruro

de níquel, sulfato de cobre, cloruro férrico. Anotar sus observaciones.

Experimento 5

1. Tomar 0.1 gr de azufre y colocar en una cucharilla de combustión, llevar

a la zona de oxidación del mechero. cuando observe una flama azul,

introducir la cucharilla en el matraz Erlenmeyer que contiene 50 mL de

agua a 50 C, agitar constantemente durante 3 minutos. Tener cuidado de

que la cucharilla no toque el agua.

28

2. Cuando la reacción termine, introducir en el matraz una tira de papel

tornasol azul. Anotar sus observaciones.

Experimento 6

1. En un tubo de ensayo colocar 1 mL de solución de cloruro de bario y

agregar 2 mL de ácido sulfuroso preparado en el experimento anterior;

agitar violentamente durante varios minutos e introducir una tira de papel

tornasol azul, observar lo que ocurre.

2. Agregar 2 gotas de anaranjado de metilo, anotar lo que ocurre.

Experimento 7

1. En un matraz Erlenmeyer colocar 5 mL de solución de NaOH; agregar 2

gotas de fenolftaleina y neutralizar agregando poco a poco y después

gota a gota HCL hasta que el indicador vire. Observar lo que ocurre.

2. Introducir al matraz una tira de papel azul y otra rosa, observar lo que

ocurre. Por último, vertir el contenido del matraz en una cápsula de

porcelana y calentar hasta que el agua evapore totalmente. Anotar sus

observaciones.

Experimento 8

1. Colocar en los tubos de ensayo 1 gr de las siguientes sustancias: NaCl

en uno, NaHCO3 en otro y (NH4)2SO4 en otro. Agregar a cada uno de ellos 1

mL de agua destilada, agitar fuertemente e introducir una tira de papel

rosa y otra azul a cada tubo de ensayo. Anotar sus observaciones.

5.5 CUESTIONARIO

1. Investigue Las reacciones efectuadas y complete las siguientes ecuaciones:

Na + O2

Na2O + H2 O

29

2. Explique ¿Por qué el sodio debe agregarse en recipientes herméticos o bajo

petróleo?

3. ¿Cuál es el nombre de los productos de las dos reacciones?

4. Explique ¿Qué ocurrió con el papel tornasol y para qué se hizo esta prueba?

5. ¿Qué ocurrió con la fenolftaleina?

6. Anotar sus conclusiones y realice los dibujos que ilustren el experimento.

7. Complete las siguientes ecuaciones:

Mg + O2

MgO + H2O

8.- ¿Cuál es el nombre de los productos de las reacciones anteriores?

9.- ¿Qué le ocurre químicamente a un metal cuando reacciona con oxígeno?

10.- ¿Qué le ocurre químicamente a un óxido metálico cuando reacciona con

agua?

11.- ¿Qué le ocurrió al papel tornasol?

12.- ¿Eso qué significa?

13.- ¿Cuál es la finalidad de utilizar la fenolftaleina?

14.- Anotar sus conclusiones y realice los dibujos que ilustren el experimento

15.- Complete la siguiente ecuación:

Cu + O2

16. ¿Cómo se llama el producto de la reacción?

17. Explique ¿Por qué esta reacción necesita más calor y no es tan evidente como

las de los experimentos anteriores?

18. Anotar sus conclusiones y realice dibujos que ilustren el experimento.

19. Complete Las siguientes ecuaciones:

Al2(SO4)3 + NaOH

NiCl2 + NaOH

CuSO4 + NaOH

FeCl3 + NaOH

20. Escriba el nombre del producto de las reacciones anteriores.

21. Anotar sus conclusiones y realice los dibujos que ilustran el experimento.

30

22. Complete las ecuaciones siguientes:

S + O2

SO2 + H2O

23. Anotar el nombre de los productos de las reacciones anteriores.

24. ¿Con qué otro nombre se conocen los óxidos no metálicos?

25. ¿Qué se produce cuando reacciona un óxido no metálico con agua?

26. ¿Qué le ocurrió al papel tornasol?

27. ¿Eso qué indica?

28. Anotar sus conclusiones y realice los dibujos que ilustren el experimento

29. Complete la siguiente ecuación:

H2SO3 + BaCl2

30. Anotar los nombres de los productos de la reacción anterior.

31. Explique cómo en función de la fórmula se puede identificar un ácido y a una

sal.

32. ¿Qué le ocurrió al papel tornasol?

33. ¿Eso que indica?

34. ¿Para qué se utilizó el anaranjado de metilo?

35. Anotar sus conclusiones y realice los dibujos que correspondan al

experimento

36. Complete la siguiente ecuación:

HCl + NaOH

37. Escriba los nombres de los productos de la reacción anterior.

38. ¿Qué carácter (ácido o básico) tienen los productos de la reacción anterior?

39. ¿Qué sustancia quedó en el residuo de la cápsula de porcelana después de la

evaporación?

40. Anotar sus conclusiones y realice los dibujos que correspondan al

experimento

41. Explique ¿cuál es la finalidad del experimento?

42. De las sales estudiadas ¿Cuál es ácida? ¿Cuál es básica? ¿Cuál es neutra?

43. Anotar sus conclusiones y realice los dibujos que ilustren el experimento

31


Figura 8. Diagrama ecológico: Experimento 1,2 y 3.



32


DI, D2: Neutralizar con HCl , confinar y etiquetar en recipiente como sales

inorgánicas.

D3: Neutralizar con NaHCO3 hasta cs de la efervescencia, confinar y etiquetar en

recipiente como sales inorgánicas.

D4: Confinar y etiquetar en recipiente como sales inorgánicas.

5.7 EVALUACIÓN


5.8 BIBLIOGRAFÍA







33











34

6.1 GENERALIDADES

Las reacciones químicas de los compuestos inorgánicos, se pueden clasificar en 4

grandes grupos:

1.- Síntesis de unión directa

2.- Descomposición

3.- Desplazamiento simple o sustitución

4.- Doble desplazamiento o doble descomposición

(Metátesis)

Los siguientes son ejemplos generales de cada tipo:

Síntesis: A + B AB

Descomposición: AB A + B

Desplazamiento: A + BC AB + C

Metátesis: AB + CD AD + BC

Como estos procesos no son directamente observables, ¿Cómo sabemos cuándo

ocurre un cambio químico?

Sabremos que se ha formado una nueva sustancia cuando se observe la

presencia de:

1) Un precipitado

2) Un gas

3) Un cambio de color

4) Un cambio de temperatura

SUBCOMPETENCIA 3

PRÁCTICA 6. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

35

6.2 OBJETIVO

Adquirir destrezas para identificar los diferentes tipos de reacciones químicas y

reconocer por evidencias experimentales, cuando ocurre una reacción química.


Balanza granataria

Mechero de Bunsen

Gradilla para tubos de ensayo

10 tubos de ensayo de 16 x 150

Pinzas para crisol

Pinzas para tubo de ensayo

Espátula

2 Pipetas de 5 mL

Cerillos

1 g Clorato de potasio

Cinta de Mg. un trozo

Granalla de Zn un trozo

3 mL de HCl 1:1

2 mL de solución de yoduro de potasio

al 10%

2 mL de solución de nitrato de plomo al

10%

3 mL de solución de carbonato de sodio

0.1M

3 mL de HCl concentrado

3 mL de NaOH al 10%

3 mL Solución de cloruro de Bario 0.1 M

3 mL de HCl 6 M

3 mL de ácido sulfúrico 3 M

6.4. PROCEDIMIENTO

Parte I: Síntesis

Con la ayuda del mechero de Bunsen, encender el trozo de una cinta de

magnesio que se sujeta con la pinzas para crisol. Anotar sus observaciones.

36

Parte II: Descomposición

1. Colocar 1 g de clorato de potasio en un tubo de ensayo; sujetar con las

pinzas para tubo de ensayo (no dirija la boca del tubo hacia la cara de sus

compañeros),

2. calentar directamente a la llama del mechero, cuando el clorato se funda y

desprenda burbujas, acercar a la boca del tubo el cerillo encendido. Anotar

sus observaciones.

Parte III: Desplazamiento

Verter 3 mL de HCl 1:1 en un tubo de ensayo y agregar el trozo de la

granalla de zinc. Recoger el gas desprendido de la reacción en otro tubo de

ensayo invertido; una vez que el tubo este lleno de gas, en esa misma

posición , llevar a la llama del mechero. Anotar sus observaciones.

Parte IV: Doble desplazamiento

Colocar en un tubo de ensayo 2 mL de la solución de KI al 10% y en otro 2

mL de la solución de nitrato de plomo al 10%. Mezclar el contenido de

ambos tubos. Anotar sus observaciones:

Parte V: Neutralización

Cada uno de los experimentos siguiente consiste en mezclar volúmenes

iguales (3mL) de 2 soluciones en un tubo de ensayo. Anotar las

observaciones cuando se mezclan las soluciones (Combinar las soluciones de

carbonato de sodio 1.0M y HCl concentrado, NaOH al 10% y HCl 6M y de BaCl2

0.1M. y ácido sulfúrico 3M.

6.5 CUESTIONARIO

1. Resuelva y balancee la ecuación para cada una de las reacciones.

2. Clasifique cada una de las tres reacciones del experimento V.

37


Figura 12. Diagrama ecológico: Descomposición.

Figura 13. Diagrama ecológico: Desplazamiento.

Figura 14. Diagrama ecológico: Doble desplazamiento.

38

Figura 15. Diagrama ecológico.

DI, D2, D4: Confinar y etiquetar en recipiente como compuestos orgánicos

clorados.

D3: Confinar y etiquetar en recipiente como metales pesados.

6.7 EVALUACIÓN


6.8 BIBLIOGRAFÍA









39









40

7.1 GENERALIDADES

Cuando un clavo de hierro se deja a la intemperie, se cubre de una capa de óxido.

Se dice que se oxida. La reacción que tiene lugar es:

2 Fe + O2 2 FeO

En el FeO posee dos cargas eléctricas positivas Fe++

El cambio que sufre el hierro es:

Fe Fe++ + 2e-

Por otra parte si tratamos hierro con HCl, se produce la reacción:

Fe + HCl H2 + FeCl2

El cambio que sufre el hierro es:

Fe Fe++ + 2e-

La analogía de las dos reacciones es evidente. Por extensión, en la segunda

reacción también se dice que el hierro se oxida, aun cuando no se produce óxido

de hierro.

Si tratamos Zn con HCl, este elemento sufre la reacción:

Zn Zn++ + 2e-

Simultáneamente se desprende hidrógeno. También en esta reacción se dice que

el Zn se oxida.

SUBCOMPETENCIA 3

PRÁCTICA 7. OBTENCIÓN DEL CLORO

OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

41

En general se define como oxidación al cambio que sufre un átomo, en el que

aumentan sus cargas positivas o disminuyen las negativas y hay desprendimiento

de electrones.

Los electrones, inevitablemente necesitan pasar a otro átomo que incremente

sus cargas negativas (o reduzca las positivas con absorción de electrones).

Este proceso es contrario a la oxidación, y se llama reducción.

En la reacción:

2 Fe + O2 2FeO

El oxígeno sufrió la reacción:

O + 2e- O-

Luego el oxígeno se redujo.

Cuando reacciona Zn con HCl se producen las reacciones:

Zn Zn++ + 2e-

El hidrógeno sufre la reacción:

Por lo tanto, si en una reacción se oxida un elemento, necesariamente se reduce

otro. Además el número de electrones que desprende un elemento es siempre

igual al número de electrones que absorbe el otro. Esta propiedad es muy útil

para el balanceo de ecuaciones en que hay oxidación y reducción, y a menudo

resulta tedioso balancearla por tanteos.

7.2 OBJETIVO

El alumno llevará a cabo la obtención de cloro en el laboratorio demostrando por

medio de una reacción el fenómeno de oxidación y reducción que se presenta en

tal obtención.

42


1 Tubo de ensayo grande.

1 Tapón monohoradado para el tubo.

1 Pinza para tubo de ensayo.

4 matraces erlenmeyer de 125 mL

4 Tapones para los matraces.

1 Tubo acodado largo.

1 Soporte universal.

1 Mechero de Bunsen.

2 g NaCl

1 g Permanganato de potasio

6 g Bisulfato de potasio

Aplicadores de madera.

Cerillos.

Muestras de telas de colores (húmeda).

Pétalos de rosas rojas.

Colorantes vegetales en polvo (usados

en pastelería).

7.4 PROCEDIMIENTO

Mezclar en un tubo de ensayo cloruro de sodio (NaCl), permanganato de potasio

(KMnO4) y sulfato ácido de potasio (KHSO4) en proporción aproximada de 2, 1 y 6

g. Colocar el tapón en el tubo acodado y calentar el tubo de ensayo. Recoger el

gas que se desprende (cloro) en un matraz Erlenmeyer.

Obsérvese la acción del cloro sobre:

a) Un aplicador encendido

b) Muestras de telas de colores (húmedas)

c) Pétalos de rosas rojas

d) Soluciones diluidas de colorantes vegetales

7.5 CUESTIONARIO

1.- Describa lo que observó.

2.- Balancee la reacción por el método de oxidación- reducción.

41

NaCl + KMnO4 + KHSO4 K2SO4 + MnSO4 + Cl2 + H2O + Na2O

3.- Diga que elemento se oxidó y cual se redujo

4.- ¿A qué se debe la acción decolorante del cloro?


Figura 16. Diagrama ecológico: Obtención del Cloro Oxidación-Reducción.


D2: Confinar en campana de extracción.

7.7 EVALUACIÓN

Ver Anexo I: Instrumentos de evalución.

7.8 BIBLIOGRAFÍA



42















43

8.1 GENERALIDADES

Las fenolftaleínas forman una clase importante de indicadores y colorantes.

Resultan de la reacción del anhídrido ftálico y los fenoles. Por ejemplo, la más

sencilla es la fenolftaleína, tiene la estructura de lactona incolora (éster cíclico)

que se indica en soluciones con un pH inferior a 8.5. Cuando el pH es superior a

9, se pierden dos protones para formar un dianión con una intensa coloración

roja.

O

O

O

+

OH

anhídrido

ftálico

fenol

H2SO4

OH

OH

O

O

fenolftaleina (forma incolora)

En presencia de álcali adquiere la forma quinónica (coloreada en rojo):

ONa

O

COONa

En exceso de álcali concentrado se vuelve incolora de nuevo:

ONa

ONaNaOOC

OH

SUBCOMPETENCIA 3

PRÁCTICA 8. PREPARACIÓN DE LA FENOLFTALEINA

44

La fenolftaleína es uno de los indicadores más usuales en análisis:

pH: 1 2 3 4 5 6 7 8 (fenolftaleína incolora)

9 10 11 12 13 (fenolftaleína roja)

14 (fenolftaleína incolora)

El valor comercial de la fenolftaleína es que sirve como ingrediente activo en

caramelos o chicles laxantes.

Cuando se lleva a cabo una reacción de neutralización a menudo se utiliza un

indicador (generalmente la fenolftaleína) para indicar cuando se alcanza el punto

de neutralización o punto final. En la práctica siguiente se llevará a cabo tal

procedimiento ya que en esta solo se preparará la fenolftaleína.

8.2 OBJETIVO

Preparar y probar un indicador ácido-básico.


Vaso de precipitado de 50 mL

Vidrio de reloj

1 pipeta de 5 mL

Pipeta Pasteur

2 g Fenol

1 g Anhídrido ftálico

Espátula

Balanza granataria

Parrilla de calentamiento

Termómetro

1 gota de ácido sulfúrico concentrado

3-5 mL de NaOH al 5%

3-5 mL de HCl al 5%

45

8.4 PROCEDIMIENTO

1. En un vaso de precipitado de 50 mL colocar 2g de fenol (pese sobre el

vidrio de reloj), y 1g de anhídrido ftálico.

2. Caliente cuidadosamente a 120 C durante 10 minutos.

3. Después de calentar agregar cuidadosamente una gota de ácido sulfúrico

concentrado. Enfríe la mezcla y disuelva en unos pocos mililitros de

solución de NaOH al 5%. ¿Qué fenómeno ocurre?

4. Neutralizar ahora la solución con otra de HCl al 5%, agregando gota por

gota y agitando cada vez. ¿Qué ocurre ahora?

8.5 CUESTIONARIO

1.- ¿Cuál es la reacción que tiene lugar entre el fenol y el anhídrido ftálico?

2.- ¿Qué función realiza el ácido sulfúrico en la reacción?

3.- ¿Cuál es el color de fenolftaleína en medio básico y en medio ácido?


Figura 17. Diagrama ecológico: Preparación de la Fenolftaleína.

46

DI: Neutralizar con HCl, confinar y etiquetar en recipiente como sales inorgánicas.

8.7 EVALUACIÓN


8.8 BIBLIOGRAFÍA

















47

9.1 GENERALIDADES

Cuando mezclamos una solución acuosa de ácido clorhídrico y una sosa caústica,

la reacción que tiene lugar es:

H3O+ + OH- 2H2O

El ión Cl- del ácido y el ión Na+ de la base, quedan en solución sin sufrir cambio

alguno.

Si evaporamos la solución obtenida, la concentración de la sal aumenta y

eventualmente tal solución se satura. Si se sigue evaporando se obtienen

cristales de cloruro de sodio, NaCl.

La reacción:

HCl + NaOH H2O + NaCl

Es incorrecta desde el punto de vista que no nos indica cuales son

verdaderamente los reactivos, ni cual es realmente la reacción que tiene lugar.

A pesar de ser incorrecta, es costumbre utilizarla pues da idea del concepto

global que se logra.

Tal reacción se logrará si ponemos en contacto HCl puro, gaseoso y NaOH.

La reacción de neutralización es de enorme importancia, tanto en la química de

los organismos vivos (la bioquímica) como en procesos industriales y en el

laboratorio.

Uno de los problemas más frecuentes de análisis es determinar la concentración

de un ácido o una base en una muestra. Para ello se pesa la muestra, se diluye en

SUBCOMPETENCIA 3

PRÁCTICA No. 9. NEUTRALIZACIÓN DE ACIDOS Y BASES

48

agua, se agrega un indicador, y se añadir poso a poco una concentración conocida

de ácido o base, según el caso, hasta que la solución se neutralice y cambie de

color el indicador.

Conocido el volumen de reactivo usado, se puede calcular la concentración de la

muestra original.

Ejemplo:

2g de una muestra de solución de ácido sulfúrico se disolvieron en agua; se

adicionaron gotas de un indicador y se agregó poco a poco una solución 1M de

potasa cáustica. Se consumieron 38.7mL antes de que el indicador cambiara cde

color. Encuentre la concentración de la muestra expresada en porciento de peso.

Una solución 1M contiene un mol gramo en 1000 mL de solución. Entonces se

utilizó:

0387.01000

1*7.38 moles gramo de KOH

Según la reacción:

2K+ + 2OH- + 2H3O + SO4= 2K+ + SO4

= + 2H2O

por cada dos moles de KOH se neutraliza uno de ácido sulfúrico (en solución

realmente 2H3O+ + SO4=).

Los moles de ácido sulfúrico en la muestra son:

0.0387/2= 0.01935 moles gramo de ácido sulfúrico.

El peso molecular del ácido sulfúrico es:

H: 2 x 1 = 2

S: 32 x 1 = 32

O: 4 x 16 = 64

49

P.M = 98

1 mol gramo de ácido sulfúrico son 98g.; 0.01935mol gramo son:

0.01935 x 98 = 1.895g

Este es el contenido de ácido sulfúrico en la muestra.

Como sabemos que la muestra pesa 2g es muy fácil calcular el porcentaje:

2g de muestra contienen _______________ 1.895g de ácido sulfúrico

10g contendrán _______________ X

X = 94.75% de ácido sulfúrico

9.2 OBJETIVO

Analizar una solución acuosa de NaOH para determinar su concentración en esta

sustancia.



Matraz Erlenmeyer de 125 mL

Bureta

1 Soporte Universal

1 Pinzas para bureta

1 Probeta de 100 mL

1 Espátula

1 Pipeta de 10 mL

Pipeta Pasteur

Balanza granataria

50 mL HCl 1M.


5 g NaOH

Gotas de solución de fenolftaleína

50

9.4 PROCEDIMIENTO

1. Disolver 5 g de NaOH en 100mL de agua.

2. Determinar la concentración de NaOH en esta solución.

3. Medir 10mL. de la solución anterior y ponerla en un matraz Erlenmeyer.

4. Agregar 50mL de agua y, 2 o 3 gotas fenolftaleína.

5. Poner una solución 1M. de HCl en una bureta y agregar gota a gota a la solución

problema, hasta que cambie de color.

9.5 CUESTIONARIO

1.- ¿Cuántos mL de solución de ácido 1M se utilizaron?

2.- Calcule cuantos mol gramo de HCl contiene el ácido empleado

3.- Escriba la reacción de neutralización y balancee.

4.- De acuerdo con los coeficientes de la ecuación y el dato de los mol gramo de

HCl usados, encuentre los moles gramo de NaOH que se neutralizaron.

5.- Sabiendo que el peso molecular de NaOH es 40, calcule los gramos de NaOH

en la muestra.

6.- Sabiendo que se tomaron 10mL de una muestra y el dato de los gramos de

NaOH que contienen, de acuerdo con el punto anterior, calcule los gramos de

NaOH en 100mL de solución.


Figura 18. Diagrama ecológico: Neutralización de ácidos y bases.

51


9.7 EVALUACIÓN


9.8 BIBLIOGRAFÍA

















52

SUBCOMPETENCIA 4

PRÁCTICA 10. SUSPENSIONES COLOIDALES

Y SOLUCIONES

10.1 GENERALIDADES

Se denomina solución a la mezcla de dos o más sustancias en las que el grado de

dispersión es tal que las moléculas o iones de las sustancias que se encuentran

en menor cantidad están separadas entre sí y no en conjuntos. La sustancia que

se encuentra en mayor cantidad, y que normalmente es un líquido, se denomina

solvente; la que se halla en menor volumen puede ser gas, líquido o sólido, y se

llama soluto.

El término solución suele referirse a mezclas líquidas. Hay excepciones, las que

se habla de soluciones de una sustancia en un sólido. El tamaño de las partículas

que forman una mezcla puede ser variable. En una mezcla arena-cemento, a

simple vista se ve que existen, cuando menos dos compuestos diferentes. Si

mezclamos dos polvos, como cemento y harina, no es posible determinar en

forma macroscópica que se trata de una mezcla, pero al observar el conjunto al

microscopio se observan claramente dos sustancias.

La leche a primera vista es un líquido homogéneo, observada al microscopio se

ve una serie de esferas de grasas nadando en un líquido transparente. Un sistema

de este tipo se denomina suspensión coloidal. La dispersión puede ser más fina

todavía puede estar una sustancia separada en moléculas aisladas, entonces se

denomina solución.

Los coloides son dispersiones cuyas partículas tienen un diámetro

aproximadamente entre una décima y una milésima de micra, por ello aparecen

como soluciones homogéneas, pero al analizarlas al microscopio es posible

apreciar sus partículas, esto quiere decir que no son soluciones verdaderas (las

53

soluciones verdaderas son mezclas homogéneas cuyas partículas disueltas son

tan pequeñas que no se pueden apreciar a simple vista, ni siquiera con

microscopio potente) sino dispersiones coloidales. En este tipo de disoluciones

las partículas se hallan permanentemente suspendidas en el medio dispersante.

Se pueden separar por medio de ultrafiltros y no dializan, ejemplos de estas

soluciones son las mezclas formadas por gelatina o goma en agua.

Se conocen varios tipos de dispersiones coloidales dependiendo de la familia

(sólida, líquida o gaseosa) en que se encuentran las sustancias dispersas y el

medio dispersante, así:

Cuando se dispersa un sólido en un gas: el humo.

Cuando se dispersa un líquido en un gas: la niebla

Cuando se dispersa un gas en un líquido: la espuma

Cuando se dispersa un líquido en un líquido: la mayonesa y la leche

Cuando se dispersa un sólido en un líquido: la mantequilla

Cuando se dispersa un gas en un sólido: la piedra pómez

Cuando se dispersa un líquido en un sólido: las perlas

Cuando se dispersa un sólido en un sólido: las aleaciones (plata esterlina)

Además los coloides se pueden clasificar en dos grandes grupos: los coloides

liófobos y los coloides liófilos a los cuales pertenecen en su orden las

emulsiones y las suspensiones.

Las emulsiones son dispersiones de líquidos en líquidos cuyo tamaño de

partículas es igual o mayor a una décima de micra. Las emulsiones son coloides

liófilos (filos: afinidad), en ellos hay una gran afinidad entre las partículas

dispersas y el medio dispersante, es decir hay una interacción muy íntima entre

las dos fases.

Por ejemplo, en el caso de las proteínas gelatinosas disueltas en agua, las cuales

presentan una sustancia semirígida cuando se enfrían, esta masa gelatinosa es lo

54

que se conoce con el nombre de gel, que es el resultado de la reacción entre las

partículas de la proteína y el agua, entendiéndose como en este caso como

reacción la hidratación o asociación de las moléculas de gelatina con las agua.

Las suspensiones son dispersiones de sustancias sólidas en un líquido o en un

gas, y el tamaño de sus partículas es mayor al de una décima de micra, razón por

la cual son visibles al microscopio.

Estas sustancias constituyen el otro grupo de los coloides o sea los coloides

liófobos en los cuales hay poca afinidad por el medio dispersante y al precipitar o

flocular sus partículas forman los soles. Un ejemplo es el humo en el que las

partículas sólidas (hollín) se dispersan en el aire, presentando una limitada

adsorción. Como en este caso el medio dispersante es un gas, entonces se habla

de que es un aerosol. Cuando se trata de un líquido orgánico el líquido

dispersante, se denomina un organosol. Cuando el agua es el medio dispersante

la dispersión se llama hidrosol.

Diferencias entre los coloides liófilos y los coloides liófobos

Emulsiones Suspensiones

- Las partículas dispersas muestran - Las partículas dispersas

muestran

gran afinidad por el medio - poca afinidad por el medio

dispersante - dispersante

- Presentan mayor viscosidad - Presentan menor

viscosidad

- Al precipitarse forman un gel - Al precipitarse forman un

sol

- Están formadas por sustancias - Son sustancias inorgánicas:

orgánicas. Ejemplo: lechar, - FeCl3, en agua caliente

mayonesa, etc.

55

- No precipitan con facilidad - Precipitan al añadir un

electrolito

al adicionar un electrolito

- El efecto Tyndall se observa - El efecto Tyndall es

observado

muy poco con facilidad

10.2 OBJETIVO

El alumno reconocerá el estado coloidal y clasificara los diferentes tipos de

coloides.


Parilla de calentamiento


Pipetas de 5 y 10 mL

Microscopio

Portaobjetos

Pipeta Pasteur

Balanza granataria

Espátula

Probeta de 100 mL

Vaso de precipitado de 250 mL

2 vasos de precipitados de 150 mL

1 vaso de precipitado de 50 mL

1 Embudo

Papel filtro

Cápsula de porcelana

Agitador de vidrio

1 g Polvo de cemento

8 mL Gasolina

5 mL Alcohol común

5 gotas de aceite comestible

0.1 g NaCl

2 mL Cloruro férrico al 20%

1 g Tiosulfato de sodio

4 mL HCl concentrado

1 g Gelatina

1 mL Nitrato de plata al 20%

250 mL Agua destilada.

57

10.4 PROCEDIMIENTO

Parte I

1. En un tubo de ensayo, colocar polvo de cemento. Llenar con gasolina,

agitar y dejar reposar. Anotar sus observaciones.

2. Llenar a la mitad un tubo de ensayo con alcohol común. Agregar una gota

de aceite combustible y Agitar. Anotar sus observaciones.

3. Llenar el tubo de ensayo con agua. Si se dispone de microscopio, observar

la gota de la suspensión. Dejar reposar durante 24 h y anotar

observaciones.

4. Disolver en agua aproximadamente 0.1 g de sal (NaCl) en un tubo de

ensayo. Dejar en reposo 24 h y observar la gota de la solución a través del

microscopio.

Parte II

Solución de hidróxido férrico coloidal.

En un vaso de precipitado de 250 mL, colocar 100 mL de agua y calientar

hasta ebullición. Agregar lentamente 2 mL de solución de cloruro férrico al

20% ¿Qué le sucede a la sal? Registre su observación.

Azufre coloidal

1. Pesar aproximadamente 1g de tiosulfato de sodio y disuélvalo con 25 mL

de agua en una cápsula de porcelana, después agregar lentamente ácido

clorhídrico concentrado hasta un volumen de 3 mL, agitando en cada

adición.

2. A continuación filtrar la solución varias veces, pasándola por el mismo

papel filtro en un vaso de precipitado de 50 mL. Registre sus

observaciones.

Solución de gelatina.

1. En vaso de precipitado de 150 mL, colocar 1 g de gelatina y añadir agua

fría. Remojar por unos minutos. Sacar y escurrir con cuidado.

58

2. Colocar en otro vaso de precipitado de 150 mL que contenga 40 mL de

agua caliente, agitar y dejar en reposo la solución hasta que se enfríe.

3. Adicionar de 8 a 10 gotas de HCl concentrado, agitar constantemente;

agregar 5 gotas de Nitrato de plata al 20% y agitar. Observar y registrar

resultados.

10.5 CUESTIONARIO

1.- Anotar sus observaciones

2.- ¿Cómo se define una solución verdadera?

3.- Cuando se mezclaron el alcohol y el aceite, ¿Se obtuvo una solución

verdadera?

4.- Cuando a la mezcla de alcohol y aceite se agregó agua. ¿Se produjo una

solución verdadera?

1.- En cada una de las pruebas efectuadas ¿Qué tipo de coloide se ha formado?

¿Qué características presenta cada uno?

2.- ¿Qué observaciones puede hacer en cada caso?. Explique.

3.- Escriba las reacciones efectuadas en cada caso.


Figura 19. Diagrama ecológico: Parte II.

59

Figura 20. Diagrama ecológico: Azufre coloidal.

Figura 21. Diagrama ecológico: Solución de gelatina.

D1: Neutralizar con HCl, confinar y etiquetar en recipiente como sales

inorgánicas.

D2, D3: Confinar y etiquetar en recipiente como compuestos orgánicos clorados.

60

10.7 EVALUACIÓN


10.8 BIBLIOGRAFÍA

















61

SUBCOMPETENCIA 4

PRÁCTICA 11. CAMBIO DE LA SOLUBILIDAD CON LA

TEMPERATURA

11.1 GENERALIDADES

Cuando un sólido se pone en contacto con un líquido capaz de disolverlo, se

produce el siguiente fenómeno:Las moléculas del sólido en contacto con las del

solvente son atraídas por estas últimas.

Si las fuerzas de atracción de las moléculas del sólido entre sí son mayores que

las de atracción de las moléculas del sólido y las del líquido, el sólido no se

disuelve, pero sí sucede lo inverso; esto es: se desprenden moléculas del sólido

de la superficie externa y se estabilizan rodeándose de moléculas del líquido.

La solución producida en la vecindad del sólido posee diferente densidad que la

masa del líquido, lo que desencadena corrientes de convección. Estas se pueden

ayudar por agitación provocada por una causa externa.

El movimiento vibratorio de las moléculas del solvente produce un movimiento

de traslación lento del soluto en la solución; es decir, el sólido se difunde.

En forma lenta se incrementa la concentración del soluto en la solución.

Simultáneamente con estos procesos se efectúa uno inverso: cuando el

movimiento de difusión lleva a una molécula de soluto a ponerse en contacto

con elel sólido, que ha depositado en él y se fija por las fuerzas de atracción

entre las moléculas del sólido.

A medida que aumenta la concentración del soluto en la solución, es mayor el

número de moléculas que regresan de la solución al sólido.

62

Por último, se llega a un equilibrio en que el número de moléculas por segundo

disueltas y depositadas es igual, y toda la masa de la solución tiene una

concentración uniforme.

A un aumento de temperatura corresponde un estado de mayor agitación de las

moléculas del solvente. Luego si la temperatura varía, debe modificarse la

concentración del soluto en la solución que está en equilibrio con la fase sólida.

Se puede obtener concentración máxima de una sustancia, a una temperatura

determinada, si agitamos una suspensión de los cristales del soluto en el

solvente por un tiempo suficientemente largo. La concentración así obtenida

recibe el nombre de solubilidad de la sustancia. Se denomina solución saturada,

a la producida en estas condiciones.

No es fácil preparar soluciones saturadas, pues es necesario agitar durante

muchas horas, manteniendo la temperatura constante. Cuando se enfría una

solución caliente concentrada, llega un momento en que se obtiene una solución

saturada; si se sigue enfriando existe tendencia a la formación de cristales, pero

el proceso es lento, y el equilibrio tarda mucho tiempo en establecerse. Mientras

llega a obtenerse el equilibrio, la solución tiene una concentración mayor que la

saturación. Se denomina solución sobresaturada.

Una solución sobresaturada cuya concentración es mucho mayor que la de

equilibrio, produce espontáneamente pequeños cristales que crecen en forma

lenta. Por último se obtiene una solución saturada.

11.2 OBJETIVO

El alumno experimentará en el laboratorio que la solubilidad de las sustancias

cambia con la temperatura.

63

11.3 MATERIALES, EQUIPO Y REACTIVOS

1 Parrilla de calentamiento

1 Probeta de 100 mL



1 Espátula

37.5g Nitrito de sodio

15 mL.Agua destilada

11.4 PROCEDIMIENTO

1.- Pesar 75 g de nitrito de sodio y agregar 12.5 mL de agua.

2.- Calentar hasta ebullición y agitar. La sal se debe disolver a esta temperatura.

Si no es así, descartar el sólido sobrante.

2.- Enfriar la solución.

11.5 CUESTIONARIO

1.- Anótese lo que observó.

2.- ¿Cómo se explica que la solubilidad cambie con la temperatura?


La solución se debe oxidar por aeración con bomba de aire para que forme

nitrato, se puede agregar peróxido de hidrógeno en medio ácido. La solución

oxidada confina.

11.7 EVALUACIÓN


63

11.8 BIBLIOGRAFÍA

















64

SUBCOMPETENCIA 4

PRÁCTICA 12. DETERMINACIÓN DEL PESO EQUIVALENTE

DE ACIDOS Y BASES

12.1 GENERALIDADES

Analicemos la ecuación siguiente:

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

Notemos que 1 mol de Zn produce 1 mol de H2 o 2.016 g, por consiguiente 0.5

moles de Zn producen 1.008 de g de H2.

Se da el nombre de peso equivalente de un elemento al peso de ese elemento

que se combina con o que produce un peso atómico de hidrógeno (1.008 o 0.5

moles) o que se combina con la mitad del peso atómico del oxígeno ( 8.00 g).

Se puede decir también que el peso equivalente de un elemento es igual al peso

atómico del elemento dividido entre su número de oxidación, por ejemplo:

El peso equivalente de un ácido, es el peso del ácido dividido entre el número de

hidrógenos en la molécula, así el peso equivalente del HCl es: 36.5/1 = 36.5g

este ácido contiene solo un peso de hidrógeno y producirá en reacciones

químicas solo 1.008g El peso equivalente de ácido sulfúrico es 98/ 2 = 49

El concepto de peso equivalente se puede definir de esta manera: es igual al

peso de un mol dividido entre la valencia positiva total o entre el número de

oxidación de ese elemento, por ejemplo: el peso equivalente del H2SO4 98/2 =

49g porque la valencia positiva de este ácido es 2. El peso equivalente del Na es

23/1 = 23g, del Ba es 137/2 =68.5g, del Al es 27/3 = 9g

65

Cuando tratamos de conocer el peso equivalente de una base, dividimos el peso

de un mol entre la valencia del hidróxido, por ejemplo: el peso equivalente del

KOH es 56/1 = 56gr, del Mg.(OH)2 es 58/2 = 29g

Debe tenerse mucho cuidado para evitar la ambigüedad que se presenta cuando

una sustancia tiene más de un peso equivalente. Por ejemplo, el Na2CO3

reacciona con el HCl de dos maneras:

1) 2HCl + Na2CO3 2NaCl + CO2 + HOH

2) HCl + Na2CO3 NaHCO3 + NaCl

En la primera reacción, el carbonato se comporta como si tuviera dos

equivalentes por cada mol; en la segunda reacción como si tuviera solo uno. El

problema se resuelve aclarando cual es la reacción que se efectúa.

En general el equivalente-gramo o peso equivalente de un ácido o base se

determina ordinariamente dividiendo la masa de un mol de compuesto (un peso

molecular gramo) por el número H+ o OH- reemplazables en las reacciones de

neutralización.

12.2 OBJETIVO

Comprobar en forma experimental que diferentes cantidades de ácidos que

reaccionan con una misma cantidad de base, guardan la misma proporción entre

sí que la de esos ácidos, cuando reaccionan con cierta cantidad de otra base.


3 vasos de precipitado de 250 mL 5 mL NaOH al 10%

66

3 Pipetas Pasteur

Pipeta de 5 mL

20 mL ácido sulfúrico al 10%

20 mL ácido nítrico al 10%

20 mL ácido clorhídrico al 10%

KOH al 10% 5 mL

Fenolftaleína (u otro indicador)

500 mL agua destilada

12.4 PROCEDIMIENTO

1. Verter el agua destilada hasta la tercera parte de un vaso de precipitado.

2. Agregar 10 gotas de la solución NaOH al 10%.

3. Añadir 2 gotas de solución de fenolftaleína. La solución se torna roja

(pueden proporcionarse diferentes indicadores a varios equipos de

alumnos). Los resultados deberán ser los mismos aunque los colores

obtenidos sean diferentes.

4. Agregar gota a gota, agitando, la solución de H2SO4 al 10%. Contar el

número de gotas necesarias para hacer variar el color. En el caso de la

fenolftaleína, el color rojo desaparece completamente y queda una

solución incolora.

5. Repetir el experimento usando 10 gotas de solución de NaOH al 10% y

agregar gota a gota solución de HNO3 al 10% utilizando el mismo

indicador. Repetir el mismo experimento usando ahora soluciones de

NaOH y HCl al 10%.

6. Efectar los experimentos anteriores con 10 gotas de solución de KOH al

10% y los mismos ácidos.

7. Registrar los datos obtenidos en un cuadro.

8. Con el número de gotas de H2SO4, equivalente a 10 gotas de NaOH,

calcular el peso equivalente de H2SO4 correspondiente a 40 g de NaOH (La

relación entre los pesos equivalentes debe ser igual a la que existe entre

67

el número de gotas empleadas, ya que estas tienen aproximadamente el

mismo volumen (0.05 mL), y la concentración en todos los casos es de 10g

de sustancia activa en 100 mL de solución).

9. Hacere las mismas operaciones para el cálculo de la cantidad de HNO3

equivalente a 40 g de NaOH.

10. Repetir lo mismo para el HCl.

11. Conocido el peso equivalente del H2SO4, encuentrar el que corresponda al

KOH, con los datos del número de gotas que reaccionan.

12. Repetir el cálculo anterior, basándose en el peso equivalente del HNO3 y

las gotas de este ácido y de KOH que reaccionan.

13. Efectúar nuevamente el cálculo fundándose en el peso equivalente del

HCl y el número de gotas de este ácido y de KOH.

Para 10 gotas de NaOH Para 10 gotas de KOH

Gotas necesarias de

Solución de H2SO4

Gotas necesarias de

Solución de HNO3

Gotas necesarias de

Solución de HCl


No se genera ningún residuo peligroso en la práctica.

12.7 EVALUACIÓN


68

12.8 BIBLIOGRAFÍA

















69

SUBCOMPETENCIA 4

PRÁCTICA 13. PREPARACIÓN DE SOLUCIONES Y

DETERMINACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN

13.1-GENERALIDADES

La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a

la cantidad de solvente; Dicha concentración nos da la información de la cantidad

de soluto disuelto en un volumen de solución. Como las reacciones químicas por

lo general se llevan a cabo en solución, es importante conocer las diferentes

formas de expresar la concentración y aprender a preparar soluciones con una

determinada concentración.

Ejemplo: Para casos comerciales, el porcentaje en peso y el porcentaje el

volumen son métodos apropiados y muy prácticos para expresar las

concentraciones.

Para propósitos químicos las concentraciones se expresan en términos de

molaridad y normalidad.

Porcentaje en peso:

Se refiere al peso del soluto en gramos por cada 100gr. de peso de solución

(soluto más solvente)

100*_____

__gra_%

solventedegsolutodeg

solutodemospesoen

Molaridad:

70

La molaridad representada por M, expresa el número de moles de soluto por litro

de solución.

litromolessolucióndeLitros

solutodemolesM /

__

__

Normalidad:

La normalidad representada por N, expresa el número de peso equivalente gramo

de soluto por litro de solución

litroesequivalentsolucióndeLitros

solutodeesequivalentN /

__

__

13.2 OBJETIVO

Identificar Las principales formas de interpretar la concentración de las

soluciones.

El alumno aplicará las técnicas más comunes para la preparación de soluciones X

concentración.

Se familiarizará con el manejo de algunos aparatos para medir volúmenes como:

probetas y matraces aforados.




1 Espátula

1 Probeta de 100 mL

2 Matraces aforados de 100 mL

1 Embudo de vidrio

Balanza granataria

22 g NaCl

71

1 Varilla de agitación

3 frascos de 150 mL con tapa

300 mL de agua destilada.

13.4 PROCEDIMIENTO

Parte I: Preparación de 100 mL de una solución al 10% en peso de NaCl

1. Pese un vaso de 150 mL en la balanza. Anotar el peso y agregar al vaso

porciones de NaCl hasta que el peso adicional corresponda a 10g Ahora se

miden 90 mL de agua con la probeta y se agrega al vaso con el NaCl para

formar la solución.

2. Agite con una varilla de vidrio para ayudar al proceso de disolución.

Una vez disuelto todo el NaCl se puede envasar la solución en frasco

limpio y roturarla.

Los cálculos son los siguientes:

g de soluto (NaCl) = 10g

g de solvente (H20) = 90g

Peso total de la solución = 100g

% de NaCl en la solución = %10100*100

10

g

g

Parte II: Preparación de 100 mL de una solución 2.0 M de NaCl

1. Pese un vaso pequeño de 50 mL en la balanza, Anotar el peso y agregar

al vaso porciones de NaCl con una espátula hasta que el peso adicionado

corresponda a 11.69g

2. Se transfiere el peso del soluto a un matraz volumétrico de 100 mL

usando un embudo pequeño para facilitar el traspaso, se agrega un poco

de agua (20 mL) al vaso y se agita para así disolver cualquier cantidad de

sal adherida; se pasa al matraz volumétrico a través de embudo con

72

cuidado de no derramarla,. Luego, cuidadosamente se agrega agua hasta

marca del matraz; se tapa y se agita invirtiéndolo varias veces. En esta

forma la solución en el matraz volumétrico queda lista para ser envasada y

colocarle su respectivo rótulo.

Los cálculos son los siguientes:

M = 2.0 M

V = 100 mL = 0.100 L

P.M NaCl = 58.44g/mol

litromolessolucióndeLitros

solutodemolesM /

__

__

Número de moles de soluto = M x L

Número de moles del soluto = 2.0 x 0.100 = 0.2 moles

58. 44g _____ 1 mol

X ____ 0.2 mol

X = 11.69g

Parte III: Preparación de 100 mL de una solución 0.02 M de NaCl

Mediante el uso del método de dilución y partiendo de la solución 2.0 M

de NaCl preparada en el experimento diseñe en detalle el procedimiento

que se debe conseguir para preparar 100 mL de una solución 0.02 M de

NaCl. Haga los cálculos correspondientes.


No se genera ningún residuo peligroso en la práctica.

73

13.7 EVALUACIÓN


13.8 BIBLIOGRAFÍA

















74

BIBLIOGRAFÍA GENERAL

















75

ANEXOS

76

ANEXO I. INSTRUMENTOS DE EVALUACIÓN

ESCALA ESTIMATIVA PARA EVALUAR EL DESEMPEÑO EN EL LABORATORIO

(INDIVIDUAL).

Fuente: Martha Rosales Raya / Adecuado por comité de academia.

ESCALA ESTIMATIVA PARA EVALUAR LA BITÁCORA DE LABORATORIO

Fuente: M.E.S. Luis Bolaños Celis / Adecuado por comité de academia.

ESCALA ESTIMATIVA PARA EVALUAR EL REPORTE DE LABORATORIO

Fuente: M en C. Rafael Manuel de Jesús Mex Álvarez/ Adecuado por comité de

academia.

77

ESCALA ESTIMATIVA PARA EVALUAR EL DESEMPEÑO EN EL LABORATORIO (INDIVIDUAL)

ALUMNO: Grado/grupo: Matricula:

Puntos: 1 2 3 Ponderación

Observaciones y sugerencias Aspectos a evaluar Escala

Acondiciona y prepara su

área de trabajo

A veces Con regularidad Siempre

Prepara en forma adecuada equipos y materiales

A veces Con regularidad Siempre

Forma de trabajo del alumno

Individual Con su equipo Colaborativamente

Es organizado en su forma de trabajo

Escasamente Medianamente Totalmente

Toma notas elaboradas y

aporta de su experiencia

Inadecuada Medianamente adecuada

Adecuadamente

Demuestra conocimiento al realizar las actividades de la práctica

Insuficiente Suficiente Excelente

Emplea de forma adecuada equipo(s),

reactivos y materiales

Poco cuidadoso Cuidadoso Muy cuidadoso y meticuloso

Realiza los experimentos atendiendo a las medidas de seguridad

Poco cuidadoso Cuidadoso Muy cuidadoso y meticuloso

Atiende a las indicaciones de trabajo del docente y/o instructores

Inadecuadamente Medianamente adecuada

Adecuadamente

Su actitud de trabajo es

respetuoso con compañeros, instructor y sujeto/objeto de estudio

Sólo con compañeros Con compañeros e instructor

Con compañeros, instructor y

sujeto/objeto de estudio

En el equipo realiza de adecuada las tareas que se le encomiendan


En el desarrollo de la

práctica emplea el tiempo eficientemente

Escasamente Por intervalos breves En todo el desarrollo de la práctica

Al concluir la práctica colabora con el equipo con la limpieza y entrega

de materiales


Total de puntos

Fuente: Martha Rosales Raya / Adecuado por comité de academia.

78

ESCALA ESTIMATIVA PARA EVALUAR LA BITÁCORA DE LABORATORIO

EQUIPO No.

Criterio Indicadores Puntos Puntos

Ponderados 4 3 2 1

For

ma

20%

Presentación Es una libreta costurada, enumerada, en buen estado, aspecto presentable

x 0.2=

Organización

Usa títulos y subtítulos para organizar y guardar un orden en el registro de las actividades realizadas en el laboratorio.

x 0.2=

Se indica quienes participaron en el experimento mediante un listado con firmas.

x 0.2=

Con

teni

do

80%

Introducción

Describe en forma breve, clara y precisa el experimento(s) a realizar

X 0.8=

Explica en forma breve y clara lo que se pretende probar experimentalmente

X 0.8=

Procedimiento*

Describe el procedimiento del experimento(s) con enunciados claros y completos.

X 0.8=

Presenta una secuencia correcta de los pasos y están enumerados

X 0.8=

Registro de observaciones*

Se registra los acontecimientos y sucesos que ocurren como resultado del experimento(s), mediante datos, esquemas, dibujos, tablas, fotos o videos según se requiera para cada caso.

X 0.8=

Se registran las observaciones en secuencia correcta de acuerdo al orden de los eventos.

X 0.8=

Se registró los eventos o sucesos significativos del experimento(s) observado.

X 0.8=

Conceptos científicos

Emplea un lenguaje técnico y propio de la disciplina para expresar principios, hechos o ideas registradas.

X 0.8=

*Estos aspectos son críticos no pueden faltar en la bitácora Total de puntos

Fuente: M.E.S. Luis Bolaños Celis / Adecuado por comité de academia.

79

ESCALA ESTIMATIVA PARA EVALUAR EL REPORTE DE LABORATORIO

QUIPO No. E

Criterio Indicadores Puntos Puntos

Ponderados 4 3 2 1

Fo

rma

20

%

Presentación

Es un texto en un folder de aspecto presentable,

elaborado a computadora, hojas blancas tamaño carta, con una portada de datos generales.

X 0.2=

Fecha de entrega Entrega el informe de laboratorio completo en la fecha establecida

X 0.2=

Organización Usa índice, títulos y subtítulos para organizar el informe de laboratorio que presenta.

X 0.2=

Ortografía Presenta un máximo de dos errores ortográficos o de puntuación

X 0.2=

Referencias bibliográficas

El documento contiene la bibliografía citada en el informe para sustentar el trabajo.

X 0.2=

Co

nte

nid

o 8

0%

Introducción

Describe en forma breve, clara y precisa el experimento(s) a realizar

X 0.8=

Redacta en forma breve y clara el objetivo de lo que pretende lograr experimentalmente.

X 0.8=

Hipótesis (En caso de requerirse)

Se formula hipótesis el experimento en forma clara basada en el razonamiento del fundamento teórico.

X 0.8=

Procedimiento*

Describe el procedimiento del experimento(s) con enunciados claros y completos.

X 0.8=

Presenta una secuencia correcta de los pasos y están enumerados

X 0.8=

Registro de observaciones*

Se reporta en orden y en forma correcta los datos de

los acontecimientos y sucesos que ocurrieron como resultado del experimento(s),

X 0.8=

Se construye de manera correcta: esquemas, dibujos, tablas y gráficos que muestran de manera objetiva los resultados obtenidos

X 0.8=

Se reporta los eventos o sucesos significativos del experimento(s) observado.

X 0.8=

Discusión y

Conclusión*

Se discuten los resultados (datos experimentales obtenidos) con citas bibliográficas que lo soporten.

X 0.8=

Se concluye contrastando objetivo(s) con resultados y referencias bibliográficas.

X 0.8=

Se justifica la aceptación o rechazo de la hipótesis,

contrastando los datos experimentales obtenidos con las referencias bibliográficas (en caso de manejar hipótesis).

X 0.8=

Conceptos

científicos

Emplea un lenguaje técnico y propio de la disciplina para expresar principios, hechos o ideas registradas.

X 0.8=

*Estos aspectos son críticos no pueden faltar en el reporte Total de puntos

Fuente: Rafael Manuel de Jesús Mex Álvarez / Adecuado por comité de academia.

80

ANEXO II. LINEAMIENTOS GENERALES EN MATERIA DE SEGURIDAD

E HIGIENE A SEGUIR EN LOS LABORATORIOS

Las actividades de carácter docente e investigador que se llevan a cabo en las

prácticas de laboratorios del Programa Educativo de Químico Farmacéutico

Biólogo de la Facultad de Ciencias Químico Biológicas (FCQB) de la Universidad

Autónoma de Campechar (UAC) conllevan, en determinados casos, un riesgo

dependiendo del tipo de trabajo que se desarrolle.

Este documento recoge los lineamientos necesarios para llevar a cabo un trabajo

seguro y eficiente atendiendo a las indicaciones del Reglamento Federal de

Seguridad e Higiene y Medio ambiente de Trabajo, publicado en el Diario Oficial

de la Federación, el 21 de enero de 1997, Normatividad en materia de Seguridad e

Higiene de la Secretaria del Trabajo y Previsión Social, Sistema de Gestión

Ambiental Yum Kaax ISO 14001:2004 de la Universidad Autónoma de Campechar

y Reglamento Interno de los Laboratorios en los que se realizan prácticas de

docencia de la FCQB de la UAC.

Solo se permitirá trabajar a los alumnos bajo la responsabilidad de un

profesor o de la persona asignada de manera previa por el Coordinador del

Programa Educativo o de Posgrado e Investigación.

Realizar únicamente tareas enmarcadas en el ámbito de trabajo del

laboratorio para las que ha sido autorizado.

Se deberá llevar siempre la bata de manga larga y los equipos de

protección individual exigidos según el tipo de trabajo que se realice

(goggles, mascarilla protectora, guantes de latex, calzado cerrado que

cubra el empeine, de tacón ancho o corrido con altura máxima de 4 cm, de

piel, que no sea de tela ni de material plástico, incluida la suela) según lo

solicite el profesor.

81

No se permite ingresar con bermudas o short y, en el caso de las mujeres,

el largo de la falda debe ser debajo de la rodilla.

Hombres y mujeres con cabello largo deberán portar el pelo recogido

hacia atrás.

No llevar pulseras, colgantes, mangas anchas ni prendas sueltas que

puedan trabarse en montajes, equipos o máquinas.

No fumar, comer ni beber.

No realizar reuniones o celebraciones.

No guardar alimentos ni bebidas en los frigoríficos del laboratorio.

Mantener el orden en las sesiones de laboratorio y tratar con respeto al

laboratorista, compañeros y profesores.

Verificar que el material y los equipos de laboratorio a emplear se

encuentren en óptimas condiciones de funcionamiento.

Antes de hacer uso de cualquier material y/o equipo consulte su

operatividad con el laboratorista.

Mantener las mesas de trabajo limpias y sin objetos personales en las

superficies (libros, cajas o accesorios innecesarios) para el trabajo que se

está realizando.

Tener la autorización para el uso de un producto, equipo o instalación

concreta.

Lavar y enjuagar todo el material de vidrio con agua destilada y secarlo.

Leer la etiqueta o consultar las fichas de seguridad de productos

químicos antes de utilizarlos por primera vez.

Para efectuar pipeteos utilice siempre propipeta o perilla

No tocar ni probar, sin el uso de guantes a los productos químicos.

Calentar tubos de ensayo de lado y utilizando pinzas.

Por su seguridad utilizar gradillas y soportes.

Comprobar la temperatura de los materiales antes de sujetarlos

directamente con las manos.

En caso de ser necesario utilizar las campanas de extracción.

82

Etiquetar adecuadamente los frascos y recipientes a los que se haya

transvasado algún producto o donde se hayan preparado mezclas,

identificando su contenido, a quién pertenece y la información sobre su

peligrosidad (reproducir el etiquetado original).

Reportar cualquier accidente o anomalía ocurrida durante la práctica, de

manera inmediata al laboratorista.

Salvaguardar todos los implementos y dispositivos de seguridad e

higiene (extintor, señalamientos, regadera y lavaojos de emergencia, etc.)

habilitados en el interior del laboratorio.

Revisar la Normativa correspondiente de acuerdo a la NOM-062-ZOO-

1999, Cuidado y uso de animales de laboratorios y la NOM-087-

SEMARNAT-SSA1-2002, Protección ambiental-Salud ambiental-Residuos

peligrosos biológico-infecciosos-Clasificación y especificaciones de

manejo para el caso de emplear animales de laboratorio y muestras

biológico-infecciosas respectivamente.

El material y equipo que se rompa o sufra desperfectos en el transcurso

de la práctica, se deberá reportar al laboratorista de inmediato.

Asegurar la desconexión de equipos, agua y gas al terminar el trabajo.

Recoger materiales, reactivos, equipos, y depositar los residuos en los

contenedores correspondientes.

Lavarse las manos antes de dejar el laboratorio.

MARCO JURÍDICO

Reglamento Federal de Seguridad e Higiene y Medio ambiente de Trabajo.

Publicado en el Diario Oficial de la Federación (D.O.F.), el 21 de enero de 1997.

NOM-002-STPS-2010, Condiciones de seguridad - Prevención y protección contra

incendios en los centros de trabajo. D.O.F. 9-XII-2010.

http://www.stps.gob.mx/bp/secciones/dgsst/normatividad/normas/Nom-002.pdf

83

NOM-005-STPS-1998, Relativa a las condiciones de seguridad e higiene en los

centros de trabajo para el manejo, transporte y almacenamiento de sustancias

químicas peligrosas. D.O.F. 2-II-1999

NOM-010-STPS-1999, Condiciones de seguridad e higiene en los centros de

trabajo donde se manejen, transporten, procesen o almacenen sustancias

químicas capaces de generar contaminación en el medio ambiente laboral. D.O.F.

13-III-2000.

NOM-017-STPS-2008, Equipo de protección personal - Selección, uso y manejo

en los centros de trabajo. D.O.F. 9-XII-2008.

NOM-018-STPS-2000, Sistema para la identificación y comunicación de peligros y

riesgos por sustancias químicas peligrosas en los centros de trabajo. D.O.F. 27-X-

2000.

NOM-026-STPS-2008, Colores y señales de seguridad e higiene, e identificación

de riesgos por fluidos conducidos en tuberías. D.O.F. 25-XI-2008.

NOM-028-STPS-2004, Organización del Trabajo-Seguridad en los Procesos de

sustancias químicas. D.O.F. 14-I-2005.

NOM-062-ZOO-1999. Cuidado y uso de animales de laboratorio. D.O.F. 18-VI-

2001.

NOM-087-SEMARNAT-SSA1-2002, Protección ambiental-Salud ambiental-

Residuos peligrosos biológico-infecciosos-Clasificación y especificaciones de

manejo. D.O.F. 17-II-2003.

NOM-052-SEMARNAT-2005, que establece las características, el procedimiento

de identificación, clasificación y los listados de los residuos peligrosos. D.O.F. 23-

VI-2006.

Sistema de Gestión Ambiental Yum Kaax de la Universidad Autónoma de

Campeche. Octubre 2010.

Reglamento Interno de los Laboratorios en los que se realizan prácticas de

docencia de la Facultad de Ciencias Químico Biológicas de la Universidad

Autónoma de Campeche. Agosto de 2012.







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ANEXO III. GLOSARIO

Ácido: Sustancia que en solución acuosa libera iones hidrógeno. Donador de

protones.

Acuoso (a): abundante en agua. Parecido al agua.

Ads orción: la adherencia de átomos, moléculas o iones a la superficie de otra

sustancia.

Alcalino (a): sustancias con propiedades básicas, semejante a la lejía.

Aleación: mezcla homogénea de dos o más metales que tiene propiedades

diferentes a la del metal puro.

Anaranjado de metilo: Indicador que es rojo en solución ácida y amarillo en

solución básica.

Anfótero: sustancia que puede reaccionar como un ácido o una base.

Anhídrido: compuesto formado por un no metal y oxígeno.

Átomo: partícula más pequeño de un elemento.

Balanceo: igualar o poner en equilibrio.

Base: sustancia que en solución acuosa libera iones hidroxilo; sustancia que

acepta protones. También se les llama hidróxidos y están formados por iones

metálicos y el grupo hidroxilo.

Coloide: sistema soluto-solvente en el cual el tamaño de las partículas del soluto

es mayor que el tamaño de las suspensiones. Sistema con propiedades

características.

Coloide liofílico: las emulsiones son coloides liófilos, en ellos hay una gran

afinidad entre las partículas dispersas y el medio dispersante, es decir, hay una

relación muy íntima entre las dos fases.

Coloide liófobo: las suspensiones son llamadas coloides liófobos, en los cuales

hay poca afinidad por el medio dispersante y al precipitar o flocular sus

partículas forman los soles.

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Complejos: compuesto (iónico o molecular) poliatómico más o menos estable

formado en general por unión central y grupos coordinados los rodean.

Compuestos: unión con combinación química de dos o más elementos, en

proporciones constantes.

Compuesto coordinado; compuesto en el que hay uno o más ligandos enlazados

al ion o átomo central por medio de enlaces covalentes coordinados.

Compuestos inorgánico: cualquier compuesto que no es de naturaleza orgánica.

Concentración: es la cantidad de soluto disuelto en un sistema sólido-líquido a

una temperatura dada.

Conductividad eléctrica: transporte de cargas eléctricas. En los metales se

denomina conducción metálica y en las soluciones conducción eléctrica.

Covalente: enlace químico compartiendo electrones. Cada átomo aporta el

mismo número de electrones para el enlace.

Cromatografía: método para separar los componentes de una mezcla de fluidos

por adsorción preferencial sobre diversas superficies.

Densidad: la masa de unas sustancia por unidad de volumen (g cm-3)

Diálisis: separación de moléculas o iones de los coloides mediante difusión a

través de una membrana semipermeable.

Disolución: dispersión coloidal: separación de partículas coloides en otro medio.

Ecuación química: forma gráfica de representar reacciones o cambios químicos,

por medio de fórmulas.

Electrodo: conductor de corriente eléctrica, sumergidos en una solución

electrolítica. El ánodo es el electrodo positivo y el cátodo es el electrodo

negativo.

Electrólisis: separación de los iones producida por el paso de la corriente

eléctrica a través de un electrolito.

Electrón: unidad de carga negativa de la electricidad. Partícula negativa

fundamental de los átomos.

Electronegatividad: medida de la atracción que ejerce el núcleo de un átomo

determinado sobre los electrodos cercanos, dos átomos enlazan sus reempes.

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Electronegativo: son cuerpos, iones, partículas, etc., que están cargados

negativamente, es decir, que poseen más electrones que los cuerpos neutros.

Electropositivo: cuerpos, iones, partículas que llevan cargas positivas.

Enlace iónico o electrovalente: es la fuerza electrostática que une a los iones de

cargas opuestas.

Elemento: conjunto de átomos de la misma especie que tienen el mismo número

atómico y se representa por medio de símbolos.

Emulsión: suspensión coloidal de un líquido no miscible en otro.

Enlace químico: es el resultado de la unión de los átomos de las moléculas o en

los agregados atómicos.

Fenolftaleína: indicador ácido-base que es incoloro en medio ácido y rojo en

presencia de bases.

Fenómeno físico: aquel que no altera la naturaleza íntima de la materia. Solo

varía el acomodo de los átomos o moléculas, su grado de movilidad, su distancia,

etc., y este fenómeno desaparece cuando cesa la causa que lo originó.

Fenómeno químico: modificación que altera la naturaleza íntima de la materia,

dando lugar a otros cuerpos con propiedades distintas; fenómeno que no

desaparece al cesar la causa que lo originó.

Función química: propiedades que tiene la sustancia de comportarse de manera

semejante al reaccionar con otra sustancia en particular.

Fusión: la reducción química de un metal.

Grupo o familia: una de las 16 divisiones verticales de la tablas periódicas, en

pares A y B que constituyen los 8 grupos.

Halógenos: pertenecen a la familia VII A, conocidos como formadores de sales, los

halógenos son flúor, cloro, bromo y yodo.

Haluro: compuesto binario de los halógenos, formado por el halógeno y el

hidrógeno.

Hidróxido: base compuesta por uno o más grupos hidroxilo y un catión metálico.

Indicador: colorante ácido o base débil, que cambia de color al variar el pH de una

disolución, indicando con ello si una base o ácido están presentes.

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Ión: partícula con carga eléctrica.

Ion complejo: ión metálico con uno o más ligandos enlazados.

Isótopos: átomos del mismo elemento pero con masas atómicas diferentes, por

tener distinta cantidad de electrones.

Ligando: un ion o molécula que actúa como base de Lewis en el enlazamiento de

un ion o átomo metálico.

Materia: todo aquello que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa y energía.

Metal de transición: elemento de la familia B de la tabla periódica, incluyendo los

elementos actínidos y lantánidos.

Mezcla: combinación íntima de dos o más sustancias que retienen sus

identidades químicas.

Mezcla heterogénea: está constituida de dos fases distintas, dos porciones

separadas de materia cada una con propiedades características.

Mezcla homogénea: generalmente se le conoce como solución la cual es

uniforme en su totalidad.

Mol: la cantidad de sustancia que contiene el equivalente a un número de

Avogadro.

Molaridad: es el número de moles de solutos por litros de solución.

Molécula: la partícula más pequeña de una sustancia que conserva las

característica de dicha sustancia.

Neutralización: reacción entre el ión hidrógeno de un ácido y el hidróxido de una

base con formación de agua sin ionizar.

No metal: un átomo que gana electrones. Elemento que no posee las

características ni de los metales ni de los metaloides.

Normalidad: concentración de una solución expresada en equivalente-gramo

(peso equivalente gramo) de soluto por litros de solución.

Número atómico: (Z) es el número de protones en el núcleo de un átomo que a su

vez es igual al número de electrones y define que elemento es.

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Número de oxidación: también llamado estado de oxidación, es la carga positiva

o negativa que se le asigna a cada átomo en un compuesto, suponiendo que el

compuesto tuviera enlace iónico.

Oxidación: pérdida de electrones.

Óxido: compuesto que se forma al combinarse el oxígeno con los elementos.

Período: una de las 7 divisiones horizontales de la tabla periódica, cada uno de

los cuales termina con un gas noble.

Peso atómico: (masa atómica) es el promedio proporcional de todas las masas de

los isótopos de un elemento. Siempre es un número decimal.

Peso equivalente: (equivalente gramo) peso equivalente es igual al peso de un

mol dividido entre la valencia positiva total o entre el número de oxidación de

ese elemento.

Porcentaje de peso: se refiere al peso del soluto en gramos por cada 100 gramos

de peso de la solución.

Propiedad física: propiedad de una sustancia que la diferencia de otras pero que

no implica transformaciones químicas.

Propiedad química: propiedad de una sustancia que la hace participar en una

reacción química.

Radiactivo: cuerpo que emite radiaciones.

Reacción química: cambios químicos que presentan las sustancia al combinarse.

Reducción: ganancia de electrones. Tiene lugar en el cátodo.

Sal: compuesto formado por un metal y un no metal o ión negativo.

Solubilidad: cantidad de sustancia que se disuelve en cierta cantidad de

disolvente para producir una solución saturada (g de soluto / 100cm3 de

solvente)

Soluble: sustancia capaz de disolverse.

Solución: mezcla homogénea de 2 o más sustancias.

Solución saturada: solución que contiene la cantidad de soluto necesaria para

que exista un equilibrio entre el soluto disuelto y el no disuelto.

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Solución sobresaturada: solución de concentración más alta que la de una

solución saturada.

Solución verdadera: son mezclas homogéneas cuyas partículas disueltas son tan

pequeñas que no se pueden apreciar a simple vista.

Soluto: sustancia que se encuentra dispersa casi siempre en menor proporción en

una disolución.

Solvente: por lo general es el componente mayoritario de una solución, en el que

se encuentra disuelto el soluto.

Suspensiones: son dispersiones de sustancias sólidas en un líquido o en un gas, el

tamaño de sus partículas es mayor al de una décima de micra, por lo cual son

miscibles al microscopio.

Tabla periódica: clasificación tabular de los elementos en base a su número

atómico.

Temperatura: medida de la energía cinética promedio de las sustancias. Se mide

con el termómetro.

Titulación: método para determinar la concentración de una solución por medio

de la medición del volumen de una solución de concentración conocida con la

que reacciona completamente.

Valencia: la capacidad de combinación química de un átomo o un ion.

puntos ponderados criterio indicadores presentación }

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