guia de lab ordenadas

LABORATORIO DE QUIMICA

INSTRUCCIONES GENERALES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO.

1- GENERALIDADES.

En un laboratorio de Química es absolutamente necesario establecer ciertas reglas de con - ducta, de cuyo cumplimiento dependen el orden en el trabajo, la comodidad y la seguridad de todos los analistas.

A continuación se ofrecen algunas reglas generales que deben leerse cuidadosamente:0. Prepárese siempre para cualquier experimento, leyendo las instrucciones y directrices de la

técnica antes de ir al laboratorio (Recuerde en el Moodle se encuentra la información para cada practica).

1. Utilizando los implementos para su seguridad Bata, Guantes, Gafa y Mascara de seguridad. no insista, si no los traes no se permite tu ingreso.

2. No toque nunca los compuestos químicos con las manos a m enos que se le autorice.Para manipularlos use espátulas, cucharitas, pinzas, etc. Lávese las manos antes de salir del laboratorio,

3. Deje pasar suficiente tiempo para que se enfríen el vidrio y los objetos calientes ,antes de manipularlos.

4. Todos los sólidos y papeles que sean desechados se deben arrojar a un recipiente adecua do para desechos. No arroje al sifón cerillas, papel de filtro o sólidos poco s olubles.

5. Compruebe cuidadosamente los rótulos de los frascos de reactivos antes de usarlos.6. No devuelva nunca a los frascos de origen los sobrantes de compuestos utilizados ,

a menos que se le indique.7. La mesa y el equipo utilizados deben quedar limpios antes de salir del laboratorio. Los

equipos se deben colocar nuevamente en su lugar correspondiente. Cerciórese de que las llaves del gas y del agua queden perfectamente cerradas.

2- NORMAS DE SEGURIDAD Y PREVENCIÓN DE ACCIDENTES.Los descuidos o el desconocimiento de posibles peligros en el laboratorio pueden originar accidentes de efectos irreversibles. Es importante, por lo tanto, que el alumno cumpla todas las instrucciones que le indique el profesor acerca del cuidado que debe tener en el laboratorio. A continuación se resumen algunas instrucciones prácticas y precauciones:

1. Si se produce algún accidente, avise inmediatamente al profesor.

2. Si alguna sustancia química le salpica o cae en la piel o en los ojos, lávelos inmediatamente con abundante agua y avise a su profesor.

3. No pruebe o saboree un producto químico o solución, sin la autorizac ión del profesor.

4. Si se derrama un reactivo o mezcla, límpielo inmediatamente.

5. Cuando se calienta una sustancia en un tubo de ensayo, dirija el extremo abierto del tubo hacia un lugar que no pineda ocasionar daño a usted ni a sus compañeros.

6. No sitúe una llama cerca de un recipiente que contenga un material volátil o inflamable.

7. Si sus vestidos alzan llama por cualquier razón, no co rra; cúbrase con una manta, métase en la ducha de emergencia o pida el extinguidor de CO2.

8. Los incendios pequeños se apagan con una toalla.

9. Si hay un principio de incendio, actúe con calma. Aplique el extinguido r y evite manifestaciones alarmistas innecesarias.


10. Evite las bromas y juegos en el laboratorio, así como comer y fumar.

11. No inhale los vapores de ninguna sustancia; si es n ecesario hacerlo, ventile suavemente hacia su nariz los vapores de la sustancia.

12. Para preparar una solución acuosa de un ácido (especialmente ácido sulfúrico), vierta siempre lentamente el ácido concentrado sobre el agua. Nunca vierta agua sobre el áci- do, pues puede producirse un accidente.

13. Cuando trabaje con equipos de vidrio, como tubos y termómetros, preste mucha aten ción pues el vidrio es frágil y se rompe fácilmente; este es un accidente que, con frecuencia, produce lesiones.

14. Cuando se manejen compuestos químicos peligrosos, utilice anteojos de protección para proteger los ojos contra accidentes debido a salpicaduras o explosiones.

3- INFORMES DE LABORATORIO

En este curso usted debe usar su libreta o cuaderno de laboratorio en la misma forma que lo hacen los investigadores. En la libreta debe anotar toda la información relativa a una experiencia en una forma clara, ordenada y legible.Para sacar el máximo provecho de los datos consignados en la libreta, se aconseja seguir las siguientes normas:

1. Anote todos los datos tan pronto como sea posible, después de hacer las observaciones.Anote siempre el nombre, la fecha y el título de la experiencia.

2. Registre claramente todos los datos y observaciones. Use una forma tabular siempre que sea apropiada. Desarrolle el hábito de hacer diagramas claros.

3. El profesor ayudará a decidir qué anotaciones son las más apropiadas para cada experiencia.

4. Indique las operaciones utilizadas, presentando un cálculo ordenado.

5. Anote las conclusiones y comentarios pertinentes. Cada inf orme contiene una serie de preguntas y ejercicios, los cuales se relacionan directamente con el experimento. Conteste todas las preguntas.

6. Elabore el informe inmediatamente después de la sesión de trabajo de laboratorio.

LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL


DETERMINACIÓN DE LA DENSIDAD DE SÓLIDOS Y LÍQUIDOS.

1- Objetivos:a- Aprender a determinar densidades de sólidos y líquidos.b- Aplicar los conceptos teóricos sobre densidad, al utilizar la fórmula y obtener el valor

numérico, con los datos obtenidos en la experiencia de laboratorio.

2- Materiales: Muestras de sólidos de tamaño irregular, muestras de líquidos como agua y alcohol, balanza, probetas, beakers, picnómetros, densímetros.

3- Procedimiento:

Densidad de un sólido irregular: Para esto se aplica el principio de Arquímedes que se refiere a sólidos sumergidos y que establece que “cuando se sumerge un sólido insoluble en un líquido, el cambio de volumen aparente de éste es igual al volumen del sólido sumergido”. Utilice este principio y determine la densidad de un pedazo pequeño de metal. Pese el pedazo de metal lo más preciso posible, en una probeta graduada mida 30ml de agua u otro volumen que le permita apreciar claramente las variaciones del mismo; en ambos casos anote el valor en una tabla de datos. Este volumen corresponderá al volumen inicial. A continuación sumerja, con cuidado, el pedazo de metal dentro de la probeta, deje que se “estabilice” y vuelva a registrar el nuevo volumen, este será el volumen final.

Entonces: V(sólido) = V(final) – V(inicial)Calcule la densidad a partir de la ecuación: D = Masa / Volumen

Densidad de un líquido: mase el picnómetro vacío, limpio y seco, anote este valor. Luego llénelo hasta el aforo con el líquido problema, asegúrese de que esté seco por fuera antes de llevarlo a la balanza, vuelva a pesarlo y registre la diferencia de masa (picnómetro lleno – picnómetro vacío) como la masa del líquido problema. El volumen será el indicado por el aforo del picnómetro (se encuentra escrito en el cuerpo del picnómetro), calcule la densidad con estos datos.

4- Datos y Resultados:

1-Reporte en una tabla todos los datos de masa, volumen y densidad obtenidos durante la experiencia.

2- Responda:a- ¿La densidad de un sólido regular como una esfera o un cubo, se puede hallar por un método directo?b- ¿El peso y la masa de un cuerpo son lo mismo?c- ¿Cuándo un sólido no está perfectamente sumergido dentro de un líquido el cálculo de su densidad se verá afectado?

ENTREGA DE INFORME ESCRITO PRÓXIMA CLASE.


SEPARACIÓN DE LOS COMPONENTES DE MEZCLAS

Objetivos:a- Conocer los principales métodos para separar los componentes de una mezcla.b- Adquirir la habilidad en la aplicación de los diferentes métodos de separación a través de la experiencia en el laboratorio.

Marco conceptual:Investigar y documentarse sobre los diferentes métodos de separación de mezclas homogéneas y heterogéneas.

Materiales y reactivos:Sistema de filtración al vacío, embudo, papel filtro, mechero, agitador, probeta, beakers de 50ml y 100ml, embudo de separación, pipeta o gotero, montaje para destilación, erlenmeyer. Oxido de calcio, sulfato de bario ó sulfato de calcio, sulfato de cobre (II), aceite o glicerina, alcohol etílico y agua.

Procedimientos:

a- Realice un montaje de destilación con los materiales suministrados. Coloque en el balón una mezcla de agua con alcohol (partes iguales aproximadamente), hasta un volumen de 100 ml; adiciona perlas de vidrio con el propósito de regular la ebullición. Tape el balón y conéctelo con el condensador, ponga a circular el agua y comience a calentar. Suspenda el calentamiento cuando la temperatura vuelva a subir -cambie- y haya obtenido una cantidad considerable de destilado. Registre las observaciones.

b- Prepare una mezcla de 100ml de óxido de calcio y agua (sobresaturando un poco la mezcla). Déjela en reposo. Pase la mitad de la mezcla a través del papel filtro colocado en un embudo de vidrio y la otra mitad a través del sistema de filtración al vacío. Registre las observaciones.

d- En un embudo de separación mezcle 30 ml de agua y 20 ml de aceite o glicerina, agite y deje en reposo hasta que se formen las dos fases. Proceda a separarlas teniendo cuidado en el manejo de la llave cuando termine de salir la primera fase. Registre las observaciones.

ANÁLISIS DE LAS OBSERVACIONES Y LOS RESULTADOS:

Responda las siguientes preguntas:

1- ¿Cuál es el principio utilizado en cada uno de los diferentes procedimientos realizados? Sea explícito y sustente su respuesta.

2- ¿La destilación que se realizó es simple o fraccionada? (explique).

3- Diferencie claramente y con ejemplos, una mezcla homogénea y una mezcla heterogénea. Clasifique las mezclas utilizadas en la práctica.

4- Después del primer procedimiento, ¿se logró una buena separación del sólido y el líquido?

5- Cuando se mezcla el agua y el aceite o glicerina, ¿qué sustancia se separa primero en el embudo de separación? ¿cuál de las sustancias tiene mayor densidad? Explique su respuesta.

ENTREGA DEL PREINFORME SEGÚN EL FORMATO

ENTREGADO. ENTREGA DEL INFORME ESCRITO PRÓXIMA

CLASE


ITIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

1- Objetivos:a) Adquirir destrezas para identificar los diferentes tipos de reacciones químicas.b) Reconocer, por evidencias experimentales, cuándo ocurre una reacción química.

2- Marco conceptual:Las reacciones químicas de los compuestos inorgánicos se pueden clasificar en cuatro grandes grupos: 1) síntesis o unión directa; 2) descomposición; 3)desplazamiento simple y 4) doble desplazamiento o metátesis. Los siguientes son ejemplos generales de cada tipo:

Síntesis A + B ABDescomposición AB A + BDesplazamiento A + BC AB + CDoble desplazamiento AB + CD AD + BC

Como estos procesos no son directamente observables, ¿cómo sabemos cuándo ocurre una reacción o cambio químico? Usted sabrá que se ha formado una nueva sustancia cuando observe la presencia de: (1) un precipitado, (2) un gas, (3) un cambio de color, (4) un cambio de temperatura.

3- Materiales y reactivos:

Mechero, gradilla, 4 Tubos de ensayo, pipetas, pinza para crisol, pinza para tubo de ensayo, clorato de potasio (KClO3) , cinta de magnesio, granallas de zinc, yoduro de potasio (KI) ó yoduro de sodio (NaI) diluido, nitrato de plomo Pb(NO)3 ó nitrato de plata diluido (AgNO3), ácido clorhídrico concentrado (HCl). Fósforos y palillos de madera.

4- Procedimiento:

Parte I: Síntesis.Con la ayuda del mechero, se enciende el trozo de la cinta de magnesio que se sujeta con las pinzas paracrisol, espere a que se consuma totalmente. Anote sus observaciones.

Parte II: Descomposición.Colocar 1 gramo (aprox.) de clorato de potasio en un tubo de ensayo; sujetarlo con la pinza para tubo de ensayo (no dirija la boca del tubo hacia la cara de su compañero) y calentarlo directamente en el mechero; cuando el clorato se funda y desprenda burbujas, se acerca a la boca un palillo con un punto de ignición. Anote sus observaciones.

Parte III: Desplazamiento.

Se vierten CON CUIDADO 3 ml de ácido clorhídrico concentrado en un tubo de ensayo y se le agrega una granalla de zinc. El gas desprendido de la reacción se recoge en otro tubo de ensayo que se coloca invertido sobre el que contiene el ácido y el zinc; una vez que el tubo esté lleno de gas, en esa misma posición se lleva a la llama del mechero, CON CALMA. Anote sus observaciones.

Parte IV: Doble Desplazamiento.

Se colocan en un tubo de ensayo 2 ml de solución diluida de yoduro de potasio (o de yoduro de sodio) y en otro2 ml de solución de nitrato de plomo (o de plata). Se mezcla el contenido de ambos tubos, espere 10 minutos y anote sus observaciones.

5- Resultados y preguntas.

5.1- Escriba las ecuaciones químicas balanceadas para cada una de las reacciones de los experimentos de las partes I a IV. Anotar las observaciones de cada reacción.

5.2- Escriba otro ejemplo para cada tipo de reacción.


PREPARACIÓN DE SOLUCIONES CONCENTRACION EN UNIDADES FISICAS

Objetivo:Adquirir habilidad en la preparación de soluciones con concentraciones en unidades físicas, %p/p, %p/v y %v/v.

Marco conceptual:Incluir en este aparte conceptos básicos cómo: solución, concentración, soluto y solvente. La concentración se puedeexpresar en unidades físicas o en unidades químicas, en ésta ocasión trabajaran con unidades físicas como gramos (g), centímetros cúbicos (cc) y litros (l). la concentración de soluciones en unidades físicas se expresa en: %p/p (porcentaje peso a peso), %p/v (porcentaje peso a volumen) y %v/v (porcentaje volumen a volumen).

Materiales y reactivos:Beakers de 100 ml (1), de 200 ml (2), matraz de 100 ml (1) varillas de agitación, probeta, pipeta, balanza digital, NaCl, NaOH y H2SO4.

Procedimiento:A partir de la explicación dada por el profesor, y una vez aclaradas las dudas, cada grupo procederá a preparar 3 soluciones,con un volumen total de 100ml cada una, con las concentraciones que se le asignen y completará una tabla con los datos que le correspondan.En la siguiente tabla se muestran los valores de concentración de cada solución para cada grupo:

Grupo NaOH NaCl

1 12%p/p 26%p/v

2 15%p/p 23%p/v

3 20%p/p 18%p/v

4 23%p/p 15%p/v

5 26%p/p 12%p/v

Datos y Resultados:

1-Completar la siguiente tabla con los datos que le corresponden a cada grupo:

Grupo Solución de NaOH Solución de NaCl Solución degNaOH gH2O gNaCl vH2O vH2SO4

2-Responder las siguientes preguntas:

a- ¿Cuántos gramos de NaCl habrán en 120cc de una solución al 15% p/v?

b- Para preparar una solución al 25% p/p de KMnO4, ¿cuántos gramos de KMnO4 son

necesarios?. c-¿Qué volumen de soluto y solvente se requieren para preparar una solución 35%v/v

de HCl?

ENTREGA DE INFORME ESCRITO PRÓXIMA CLASE


PREPARACIÓN DE SOLUCIONES CONCENTRACION EN UNIDADES QUIMICAS

1-Objetivo:Adquirir habilidad en la preparación de soluciones con concentraciones en unidades químicas, Molaridad (M),molalidad(m) y Normalidad(N).

2-Marco conceptual:Incluir en este aparte conceptos básicos cómo: Molaridad, molalidad y normalidad, con sus respectivos ejemplos de cálculo.La concentración se puede expresar en unidades físicas o en unidades químicas, en ésta ocasión trabajaran con unidades químicas como Molaridad (M), molalidad(m) y Normalidad(N).

3-Materiales y reactivos:Beaker de 100ml (para pesar los reactivos), Beaker de 200ml, matraces aforados de 100ml (3), varilla de agitación,espátulas, balanza digital, NaCl, Ca(OH)2 , agua destilada.

4-Procedimiento:A partir de la explicación dada por el profesor, y una vez aclaradas las dudas, cada grupo procederá a preparar 3 soluciones, con un volumen total de 100ml cada una, con las concentraciones que se le asignen y completará una tabla con los datos quele correspondan.En la siguiente tabla se muestran los valores de concentración de cada solución para cada grupo:

Grupo Ca(OH)2 NaCl

1 0.5M 1N

2 1M 2N

3 1.5M 3N

4 2M 4N

5 2.5M 5N

5-Cálculos y Análisis:

5.1-Completar la siguiente tabla con los datos que le corresponden a cada grupo, anotando explícitamente los cálculos para obtener las cantidades de soluto que se van a utilizar en cada caso:

Grupo Sln Molar de Ca(OH)2 Sln Normal de NaCl Sln molal de NaClNo g Ca(OH)2 gNaCl gNa

5.2- ¿Qué diferencia encuentras entre una solución Molar y una solución molal?


PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES Y SU VALORACIÓN (PH)

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

Preparación de disoluciones. Material volumétrico. Balanza. Normalización de disoluciones. Utilización de indicadores químicos y físicos (pH-metro). Determinación de la concentración dedisoluciones de ácidos y de bases.

PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES

Disolución: Es la mezcla íntima y homogénea de un soluto (sólido, líquido, gas) en un disolvente (generalmente líquido). En multitud de operaciones químicas, resulta indispensable realizarlas reacciones con sustancias en disolución.

Si se conoce la concentración de una disolución tipo, ésta puede servir como instrumento de medida de elevada precisión. El análisis cuantitativo basa algunos de sus métodos en las reacciones condisoluciones de concentración conocida.

Al disolver una sustancia hay que cuidar:

A) Elección del disolvente.- Junto con el agua (disolvente de multitud de sustancias), puede servir cualquier líquido tanto orgánico como inorgánico. Para que una sustancia sea soluble ha de guardarcierta analogía con el disolvente.

Para ensayar la solubilidad, se toma un tubo de ensayo con unos mililitros de disolvente al que se añaden 0,1 gr. de soluto. Se agita y se observa si disminuye el tamaño del soluto, primero en frí o yluego en caliente. Como apreciaciones indicativas, se tiene:

* Si se disuelve: - totalmente, se dice ser muy soluble.

- parcialmente, se dice ser soluble.

* Si no se disuelve aparentemente nada, se dice ser insoluble.

B) Técnica seguida en toda disolución.- Si el soluto es sólido se pulveriza finamente, empleando morteros de mano. Se pone parte de la porción en polvo fino en el recipiente elegido (erlenmeyer, vaso) y se añade el disolvente agitando con una varilla. A veces convendrá calentar para facilitar ladisolución.

La disolución de líquido en líquido, caso de ser solubles en todas proporciones, únicamente requiere precauciones en casos especiales. Uno de éstos se presenta, al tratar de disolver ácido sulfúrico en agua: se añadirá éste sobre el agua, muy poco a poco, y agitando para evitar elevaciones excesivas de temperatura: "nunca verter el agua sobre el sulfúrico".


La disolución de gas en líquido se logra haciendo borbotear el gas en el seno del líquido, enfriando parafavorecer la solubilidad. Como instrumento se emplean los frascos lavadores de gases.

Las concentraciones de las disoluciones se expresan en %, Normalidades (N), Molaridades (M), etc. Como concentración Molal (m), se entiende el número de moles que hay disueltos por cada kilogramode disolvente.

Para preparar un determinado volumen de disolución, a una determinada concentración, se hará el cálculo previo de las cantidades de soluto precisas. Si este es sólido, se pesará, si es líquido, o bien sepesa o se mide el volumen correspondiente, conocida su densidad.

Téngase especial cuidado en los cálculos cuando se trata de reactivos tipo redox.

MATERIAL Y PRODUCTOS

Matraz aforado, pipetas, embudo, erlenmeyer pequeño, vidrio de reloj, vaso de precipitados, varillaagitadora.

MANERA DE OPERAR

Calculados los gramos precisos, se pesan en vidrio de reloj o en pesa-sustancias (figura) si la sustancia es higroscópica. Si se trata de un líquido o disolución, se tomará el volumen correspondiente por mediode una pipeta.

* Soluto Sólido

Previa pulverización y pesada la sustancia, puesta en un vaso o Erlenmeyer, se adiciona una pequeña cantidad de agua agitando. Si es preciso, puede calentarse para favorecer la disolución. Se deja enfriar antes de verter en el matraz aforado, empleando el embudo. Se lava repetidas veces el recipiente conagua destilada, que se vierte también en el matraz aforado. Finalmente, se añade agua hasta enrase.

El matraz aforado nunca ha de calentarse.

Al enrasar ha de coincidir la tangente al menisco del líquido con la marca del aforo (evítese el error de paralelaje). El ajuste final se logra con más facilidad y precisión si se emplea la pipeta o ungotero pequeño.

Toda disolución así preparada ha de ser posteriormente "valorada", para determinar conexactitud su concentración.

* Soluto Líquido

No se pipeteará con la boca. Basta en estos casos con introducir la pipeta hasta la base del recipiente y esperar a que ascienda el líquido, sin succión.


Al succionar, se cuidará que la pipeta esté bien introducida en el líquido, y que seguirá estándolo aún cuando se vaya llenando con él: si quedase poco introducida, pueden penetrar burbujas de aire, que,junto con el líquido, ascenderían hasta la boca.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

A) Preparación de una disolución de HCl, aproximadamente 0,15 M

Calcular, a partir del peso específico y del tanto por ciento del HCl concentrado, el volumen necesario para preparar 100 mL de disolución de ácido clorhídrico 0,15 molar. Medir el volumen

calculado en una pipeta graduada(1) de 2 ó 5 mL limpia y seca, y verterlo en un matraz aforado de 100mL. Adicionar agua hasta enrasar (el menisco debe quedar tangente a la marca).

B) Preparación de una disolución de NaOH, aproximadamente 0,1 M, y su NORMALIZACIÓN

Calcular a partir del peso molecular y del % de pureza del hidróxido de sodio, los gramos necesarios para preparar 250 mL de disolución de NaOH 0.1 M. La forma correcta de normalizar volumétricamente una disolución de hidróxido de sodio, consiste en valorarla con volúmenes

conocidos de un ácido que se puede calificar como patrón primario(2). Un patrón primario adecuado, en este caso, es el KHC8H4O4 (hidrogenoftalato de potasio) que se comporta como ácido débil frente al NaOH. Secar el hidrógenoftalato de potasio a 110 ºC en una estufa durante 3 horas y posteriormente

guardarlo siempre en el interior de un desecador(3) hasta el momento de preparar la disolución. Cadamesa dispone de una disolución de concentración exacta siendo esta 0.034 M de KHC8H4O4 .

Lavar tres veces la bureta con pequeñas porciones de la disolución de NaOH, ya preparada, y fijarla a un soporte vertical mediante una pinza Fischer. Despreciado el líquido procedente del lavado, llenar la bureta con la disolución de NaOH. Eliminar las burbujas de aire en la columna, así como las que hayan después de la llave, y enrasar. Tomar ahora una pipeta limpia de 50 mL y lavarla dos veces con 10-15 mL de la disolución de KHC8H4O4. Pipetear exactamente 50 mL de la disolución patrón e introducirloen un enlermeyer limpio de 250 mL. Añadir 3 ó 4 gotas de fenolftaleína ( indicador(4) ) Colocar unpapel blanco debajo del erlenmeyer para ver con mayor nitidez los cambios de coloración. Durante la valoración, el contenido del erlenmeyer se debe agitar continuamente. Añadir la disolución de la bureta con rapidez al principio de la valoración, pero al aproximarse al punto final se debe proceder con lentitud (gota a gota). Las salpicaduras adheridas a las paredes del erlenmeyer, se deben arrastrar con agua destilada hacia el seno de la disolución. El punto final se alcanza cuando la disoluciónadquiere una coloración rosada persistente durante 30 segundos.

Medir el pH del punto final con el papel indicador. Repetir dos veces todo el proceso.

A partir de los volúmenes de NaOH consumidos y de los volúmenes conocidos de KHC8H4O4, calcular la concentración exacta de la disolución de hidróxido de sodio normalizada.


C) Valoración de la disolución de HCl, preparada en el primer apartado, utilizando comoindicador la fenolftaleína.

Tomar una pipeta limpia de 10 mL y lavarla tres veces con 2 ó 3 mL de la disolución de HCl contenida en el matraz aforado del apartado a) (no se debe succionar nunca la pipeta con la boca). Verter exactamente 10 mL de esta disolución en un erlenmeyer limpio. Recoger con un poco de agua destilada las gotas de disolución que puedan haber quedado adheridas en las paredes del erlenmeyer completando hasta 50 mL, aproximadamente, con agua desionizada, y añadir 3 ó 4 gotas de fenolftaleína. Proceder a la valoración con la disolución de NaOH normalizada en el apartado b). Medir el pH del punto final con el papel indicador. Repetir todo el procedimiento dos veces. Calcular laconcentración de HCl valorado a partir de los datos experimentales.

SEGURIDAD Y RESIDUOS

* Al utilizar las pipetas emplear siempre los sistemas de aspiración de líquidos, nunca la boca.

* El ácido clorhídrico concentrado es corrosivo, provoca quemaduras, irrita las vías respiratorias, los ojos y la piel. Si entra en contacto con los ojos, lavarlos inmediatamente con mucha agua y acudir almédico rápidamente.

* El hidróxido de sodio provoca quemaduras graves, irrita los ojos y la piel. Si entra en contacto conlos ojos actuar como en el caso del HCl concentrado.

CUESTIONES

1. ¿Por qué se deben eliminar las burbujas de aire del interior de la bureta?.

2. ¿Por qué el hidróxido de sodio no es una substancia de tipo primario?.

3. Escribir todas las reacciones ácido-base de los diferentes apartados.

4. ¿Se comete algún error al diluir con agua la disolución de HCl contenida en el erlenmeyer antes deproceder a su valoración?.

5. ¿Deben coincidir los valores de pH, en el punto de equivalencia, hallados en los apartados B) y C)?.


PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES AUMENTO EN LA TEMPERATURA DE EBULLICIÓN

6.1 Objetivos

• Determinar la temperatura de ebullición de algunos líquidos puros.

• Corregir las temperaturas de ebullición de acuerdo con las variaciones en la presión atmosférica.

6.2 Marco teórico

6.2.1 Evaporación y presión de vapor

La energía cinética de las moléculas de un líquido está cambiando continuamente a medida que chocan con otras moléculas. En cualquier instante, algunas de las moléculas de la superficie adquieren la suficiente energía para superar las fuerzas atractivas y escapan a la fase gaseosa ocurriendo la evaporación. La velocidad de evaporación aumenta a medida que se eleva la temperatura del líquido.

Si el líquido se encuentra en un recipiente cerrado, las moléculas del vapor quedarán confinadas en las vecindades del líquido, y durante el transcurso de su movimiento desordenado algunas de ellas pueden regresar de nuevo a la fase líquida. Al principio, la velocidad de condensación de las moléculas es lenta puesto que hay pocas moléculas en el vapor. Sin embargo, al aumentar la velocidad de evaporación, también aumenta la velocidad de condensación hasta que el sistema alcanza un estado en el que ambas velocidades son iguales (véase la figura 6.1).

Figura 6.1 Evaporación de un líquido en un recipiente cerrado

En este estado de equilibrio dinámico, la concentración de las moléculas en el vapor es constante y por lo tanto también es constante la presión. La presión ejercida por el vapor cuando se encuentra en equilibrio con el líquido, a una determinada temperatura, se denomina presión de vapor y su valor aumenta al aumentar la temperatura.

6.2.2 Temperatura de ebullición

La temperatura de ebullición es aquella a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión externa. En este punto, el vapor no solamente proviene de la superficie sino que también se forma en el interior del líquido produciendo burbujas y turbulencia que es característica de la ebullición. La temperatura de ebullición permanece constante hasta que todo el líquido se haya evaporado.

El punto de ebullición que se mide cuando la presión externa es de 1 atm se denomina temperatura normal de ebullición y se sobreentiende que los valores que aparecen en las tablas son puntos normales de ebullición.

6.2.3 Corrección de la temperatura de ebullición

En el caso de los líquidos, la temperatura de ebullición se ve afectada por los cambios en la presión atmosférica debidos a las variaciones en la altura. A medida que un sitio se encuentra más elevado sobre el nivel del mar, la temperatura de ebullición se hace menor . A una altura de 1500 m o 0.84 atm (Medellín, por ejemplo), el agua ebulle a 95 °C mientras que al nivel del mar el agua hierve a 100 °C.

Con el propósito de realizar comparaciones con los valores reportados por la literatura, se hace necesario corregir la temperatura normal de ebullición en un factor proporcional a la diferencia de presiones. Los factores de corrección se muestran en la tabla 6.1 y dependen de la polaridad del líquido.

Ejemplo 6.1 La temperatura normal de ebullición del agua es de 100 °C. ¿Cuál será el punto de ebullición del agua enMedellín (p = 640 torr) y Bogotá (p = 560 torr)?

LABORATORIO DE QUIMICA Para Medellín: p = 760 torr – 640 torr = 120 torr = 120 mm Hg

Fc = 120 mm Hg x 0.370 °C/10 mm Hg = 4.4 °C

Te = 100 °C – 4.4 °C = 95.6 °C

Tabla 6.1 Factores de correción del punto de ebullición por cambios en la presión

Variación en T por p = 10 mm HgTeb normal (°C) Líquidos no polares Líquidos polares

50 0.380 0.32060 0.392 0.33070 0.404 0.34080 0.416 0.35090 0.428 0.360

100 0.440 0.370110 0.452 0.380120 0.464 0.390130 0.476 0.400

Para Bogotá: p = 760 torr – 560 torr = 200 torr = 200 mm Hg

Fc = 200 mm Hg x 0.370 °C/10 mm Hg = 7.4 °C

Te = 100 °C – 7.4 °C = 92.6 °C

Ejemplo 6.2 La temperatura de ebullición del n-butanol (polar) en Medellín es de 112 °C, ¿cuál será el punto de ebullición normal del n-butanol?

p = 760 torr – 640 torr = 120 torr = 120 mm Hg Fc = 120 mm Hg x 0.382 °C/10 mm Hg = 4.6 °C Te = 112 °C + 4.6 °C = 117 °C

Nótese que para 112 °C, el valor del factor de corrección en la tabla 6.1 se estima aproximadamente por interpolación. Consultar en qué consiste este método.

6.3 Materiales y equipo

• Líquidos: cloroformo, etanol, 1-butanol, hexano (consultar el punto de ebullición y la fórmula química de estos líquidos)• Aceite mineral• Vaso de precipitados, tubo de ensayo• Soporte universal• Termómetro• Mechero• Capilares (traerlos)

6.4 Procedimiento

A un tubo de ensayo pequeño se añaden 2 mL del líquido problema, se introduce un capilar sellado por uno de susextremos de modo que el extremo abierto toque el fondo del tubo y luego se adiciona el termómetro. El sistema se coloca en un baño de aceite, tal como se ilustra en la figura 6.2.

Figura 6.2 Montaje para la temperatura de ebullición

LABORATORIO DE QUIMICA Se calienta gradualmente (2-3 °C/min) hasta que del capilar se desprenda un rosario continuo de burbujas. En seguida se suspende el calentamiento y en el instante en que el líquido entre por el capilar se lee la temperatura de ebullición. La determinación se repite para los demás líquidos.

6.5 Cálculos y resultados

Anotar en la tabla 6.2 los datos obtenidos en el experimento. Corregir la temperatura normal de ebullición de cada líquido a la presión del laboratorio, y calcular el porcentaje de error en la temperatura de ebullición experimental por comparación co n los valores corregidos.

Tabla 6.2 Temperaturas de ebullición

Líquido Polaridad Teb normal, °C Teb , °C (corregida)

Teb , °C (laboratorio) Err

cloroformo polaretanol polar

1-butanol polarhexano no polar

* Error =

6.6 Discusión y conclusiones

Con base en la comparación entre las temperaturas de ebullición obtenidas en el laboratorio y las temperaturas de ebullición normal corregidas, establezca las posibles causas de los errores obtenidos.

6.7 Preguntas

• ¿Cómo influye la presencia de impurezas solubles en el punto de ebullición?

• ¿Por qué la temperatura de ebullición se da justo cuando el líquido asciende por el interior del capilar?

• ¿Por qué la presión atmosférica influye sobre el punto de ebullición?

• Estrictamente hablando, ¿por qué debe ser incorrecto hablar de punto de ebullición?

• ¿Dónde se cocinará más rápido un huevo: en el Himalaya (p = 300 torr), en la luna (patm = 20 torr) o en Bogotá (patm = 560 torr)? Explique su respuesta.

• ¿Qué son fuerzas intermoleculares y cómo se clasifican?

• Investigue qué son sustancias polares y no polares. ¿Qué son los puentes de hidrógeno. ¿Qué relación tiene la polaridad con el punto de ebullición?

• ¿Por qué los alimentos se cocinan más fácilmente en una olla a presión?

• Criticar la siguiente afirmación: “Cuando el agua ebulle se rompen los enlaces H-O y ambos elementos escapan a la fase gaseosa como H2 y O2”.[Moore, J. W. Química. McGraw Hill, Cali, 1978.]

• El punto normal de ebullición de la etiléndiamina, H2N(CH2)2NH2, es 117 °C y el de la propilamina, CH3(CH2)2NH2, es de 49°C. Las moléculas, sin embargo, son semejantes en tamaño y masa molar. ¿Cómo se explica la diferencia en los puntos deebullición?[Moore, J. W. Química. McGraw Hill, Cali, 1978.]

• Cuando una o dos gotitas de un líquido muy volátil se colocan sobre la piel y se dejan evaporar, se experimenta una sensación de enfriamiento. ¿Por qué?[Moore, J. W. Química. McGraw Hill, Cali, 1978.]


RELACIONES ESTEQUIOMETRICASLEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA

1- OBJETIVO:Comprobar la ley de la conservación de la materia.2-MATERIALES Y REACTIVOS:

Balanzas granatarias y digita, Erlenmeyer, pipetas, Solución NaI yde caucho.

3- MARCO TEÓRICO:

PbNO3 2 , Hilo, tubo de ensayo, tapón

La teoría de la conservación de la materia fue enunciada por el químico francés Antonio Lavoisier, haciendo uso de una balanza y estableciendo que al efectuarse una reacción química, la masa total del sistema reaccionante no cambia. Para poder comprobar dicha ley se necesita conocer la masa inicial de las sustancias que entran en la reacción y luego al finalizar esta se debe pesar nuevamente la masa de los productos (Ampliar los conceptos básicos y enunciar la ley).

4- PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:

Seguir las instrucciones de la profesora

5- CÁLCULOS:

Los cálculos y resultados se harán en base a los datos siguientes:a) Masa del Erlenmeyer vacio:b) Masa total antes de reaccionar:c) Masa total después de reaccionard) Escriba las ecuaciones y haga los balances estequiométricos respectivos. e) % de error de la experiencia

6- PREGUNTAS:

6.1 ¿Cómo puede explicar el cambio de masa que sucede en una reacción química?

6.2 ¿Se cumplió o no, la ley de la conservación de la materia?.

6.3 ¿En qué consistió la teoría del Flogisto?

ENTREGA DEL INFORME PRÓXIMA CLASE.


RELACIONES ESTEQUIOMETRICASESTEQUIOMETRIA DE UNA REACCION QUIMICA – parte 2

1- Objetivo.Producir una reacción a partir de sustancias conocidas y comparar, con la ayuda de cálculos, estequiométricos el rendimiento de la reacción.

2- Marco conceptual.Hablar de la estequiometría de una reacción química se refiere a los cálculos numéricos necesarios para conocer a partir de las cantidades de los reactivos, cuánto producto debe esperarse. Con los cálculos estequiométricos se puede verificar la Ley de la Conservación de la materia también. Durante esta experiencia de laboratorio se harán reaccionar dos sustancias, cuya concentración y cantidad estarán determinadas, para obtener unas nuevas y medir el porcentaje de rendimiento de la reacción, es decir, calcular qué tanto del reactivo límite se transforma en productos. (Ampliar el marco conceptual).

3- Materiales y reactivos.Balanza, sistema de filtración al vacío (buchner-kitasato), papel filtro, beaker de 200 ml, matraces de 100 ml (2) para todo el grupo, varilla de agitación, horno para secado, cápsulas de porcelana. Solución de cloruro de bario (BaCl2) 0,1 M y solución de ácido sulfúrico (H2SO4) 3M.

4- Procedimiento.Preparar las soluciones de cloruro de bario (BaCl2) 0,1 M de ácido sulfúrico (H2SO4) 3M, en matraces de 100 ml para cada una. Tomar 5 ml de cada solución y mezclar en un beaker (mezcla sencilla). Espere hasta la formación de un precipitado de color blanco.Mientras espera lleve el papel filtro al horno por 5 min aprox. y luego péselo justo antes de usarlo y proceda afiltrar el precipitado con el sistema al vacío, después lleve al horno el papel filtro hasta que esté completamente seco, usted determinará el tiempo necesario (5 a 10 min). Una vez seco el precipitado y el papel, vuelva a pesarlo. Registre sus observaciones.

5- Datos y observaciones.Anote las cantidades de reactivo utilizadas, el peso del papel filtro antes de filtrar y el peso final del pro ducto obtenido, haciendo una resta con el peso inicial del papel filtro. Así mismo anote cualquier variante durante la experiencia.

6- Cálculos.6.1- Escriba la ecuación química debidamente balanceada.6.2- Determine el reactivo límite.6.3- Calcule la cantidad de cada uno de los productos, en gramos y moles.6.4- Calcule el rendimiento de la reacción a partir de la siguiente relación:

% de rendimiento = (Producción real / Producción teórica) X 100% DEJAR LOS DATOS OBTENIDOS EN EL LABORATORIO EN UN PREINFORME.


RELACIONES ESTEQUIOMETRICASLEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O CONSTANTES.

1- OBJETIVO:

Comprobar de una manera sencilla la ley de las proporciones definidas o constantes, ley fundamental de la química para una reacción particular.

2- MARCO CONCEPTUAL:

La estequiometria es la parte de la química que estudia las relaciones entre las cantidades de las sustancias, las que son determinadas tanto por sus fórmulas como por las ecuaciones químicas que representan sus transformaciones. Para establecer dichas relaciones se utilizan varios principios, dos de los principales son: la ley de la conservación de la materia y la ley de las proporciones constantes. Establecida por PROUST en 1797, puede enunciarse como sigue “LA PROPORCIÓN EN QUE REACCIONAN DOS SUSTANCIAS ES SIEMPRE CONSTANTE PARA UN PROCESO DADO”. En este experimento se hará reaccionar permanganato de potasio con tiosulfato de sodio en presencia de ácido sulfúrico según la ecuación:

KMnO4 + Na2S2O3 + H2SO4 →→→ K2SO4 + MnSO4 + H2O + Na2SO4

3- MATERIALES Y REACTIVOS:

Tubos de ensayo (5), gradilla, varilla agitadora, beakers de 100ml, pipetas, goteros, Solución de permanganato de potasio al 0.1N, Solución de tiosulfato de sodio 0.1N, Ácido sulfúrico concentrado.

4- PROCEDIMIENTO:

4.1- Coloque en cada uno de los tubos de ensayo de 10 a 50 gotas de la solución acuosa del permanganato de potasio así: 10 gotas en el primer tubo, 20 gotas en el segundo, 30 en el tercero, 40 en el cuarto y 50 en el último. Rotule y anote dichos números.

4.2- Agregue agua destilada hasta llenar la mitad del tubo y 3 gotas de ácido sulfúrico concentrado. Repita para cada tubo.

4.3- Añada luego, gota a gota solución de tiosulfato de sodio, agitando después de agregar cada gota y esperando un tiempo suficiente para ver si desaparece o no el color debido al permanganato. Repita el goteo hasta que la coloración desaparezca definitivamente, anote el número de gotas de tiosulfato de sodio utilizadas. Repita para cada tubo.

4.4- Divida el número de gotas de la solución de permanganato de potasio entre las de solución de tiosulfato de sodio para cada tubo y compare los 5 cocientes obtenidos para observar si se presenta alguna constante entre ellos o no.


5- DATOS Y PREGUNTAS:

5.1- ¿De qué tipo es la reacción del experimento?

5.2- Balancee la ecuación.

5.3- Complete la siguiente tabla con los datos obtenidos:

Tubo No de gotas de KMnO4 No de gotas de Na2S2O3 COCIENT12345

5.4- ¿Considera comprobada la ley de las proporciones constantes?

5.5- ¿En caso de que no haya obtenido una corroboración de dicha ley para el caso particular estudiado, a qué le atribuye?.

ENTREGAR EL INFORME LA PRÓXIMA SEMANA.


PROPIEDADES DE LOS GASES COMPROBACIÓN DE LA LEY DE CHARLES-GAY LUSSAC

1- OBJETIVOS:

a- Hacer medidas del cambio de volumen de un gas con cambios de temperatura a una presión determinada para comprobar la Ley de Charles.

b- Trabajar con temperaturas desde 0°C hasta 75°C.

2- MARCO CONCEPTUAL: (Ampliar)

En 1787 el físico francés Jacques Charles, analizó los cambios en los volúmenes de algunos gases causados por los cambios de temperatura. Charles encontró que estos gases se expandían relativamente en la misma cantidad cuando se calentaban de 0°C a 80°C a presión constante.

De 1802 a 1808, Joseph Gay-Lussac, comprobó que el principio de Charles era aplicable a muchos otros mas gases y además demostró algo mucho más importante; que por cada variación de un grado centígrado en la temperatura del gas en estudio, éste cambiará su volumen en 1/273 partes de su volumen.

Haciendo un tratamiento matemático obtuvo lo siguiente: si para 0° el volumen se representa como V1 en milímetros en cada °C de aumento de la temperatura, el volumen deberá aumentar en 1/273, de este volumen, lo cual determina que el volumen del gas aumenta en la medida que lo hace la temperatura.

Lo interesante de este experimento fue haber logrado demostrar que, cuando la temperatura se disminuye, también lo hace el volumen del gas en la misma proporción descrita.

Charles derivó de las experiencias la siguiente ecuación:

Vt = Vo (1 + αt)Vt = Vo (1 + 1/273 * t) donde: α = 1/273Vt = Vo(273+t)/273 y si: V = Vo(T/To)

→V = (Vo + To) T V = KpT a presión constante.

Donde:

V = Volumen de una cantidad fija de gas

Vo= Volumen de un gas a 0°C

α = Coeficiente de expansión


3. MATERIALES Y REACTIVOS:Tubo de 20 cm de longitud y 2.5 mm de diámetro cerrado en un extremo, Beaker de 400ml, mechero, pinza para crisoles, aro, nuez, malla, termómetro, cápsula de porcelana, regla, fósforos. Mercurio, hielo y sal común.

4. PROCEDIMIENTO

-Caliente el lado abierto del tubo pasándolo varias veces por la llama del mechero sostenido por una pinza.-Inviértalo sobre la cápsula con mercurio y deje que una columna de 5 mm demercurio succione por él.-Retírelo lentamente y manipúlelo evitando romper o fraccionar el sello móvil de mercurio.-Llene el beaker con hielo picado hasta las 3/4 partes, adiciónele sal y mezcle bien.-Introduzca con cuidado el tubo, con la boca hacia arriba, y el termómetro en el beaker.-Espere 5 minutos para asegurarse que el aire confinado en el tubo está a la temperatura del baño. Luego lea la temperatura.-Saque el tubo rápidamente y mida la altura de la columna de aire atrapado en el tubo.-Haga varias medidas de altura y de temperatura, variando esta de 5 a 5 grados(5° hasta 25°C).-Tome la altura a temperatura ambiente.-Repita al paso anterior a 50°C y 75°C.- Reporte sus datos en la hoja de datos.

5- ANÁLISIS DE RESULTADOS:

5.1- Con los datos obtenidos, construya una gráfica Volumen vs Temperatura. (Si se le dificulta realizar la gráfica en computador puede hacerla en papel milimetrado y anexarla al informe).

5.2- Extrapole la línea hasta que intercepte el eje horizontal de temperatura. Registre el valor del intercepto y halle la pendiente. ¿Qué representan éstos valores?

5.2- Con base en sus resultados ¿Considera comprobada la Ley de Charles-Gay-Lussac?¿Por qué?


Difusión de gases y líquidosLey de Graham

APARATOS Y REACTIVOS

• 2 tubos de vidrio de unos100 cmde longitud y 2 cm de diámetro

• Algodón• 2 varillas de soporte• 2 prensas universales• 3 goteros

2 bulbos de gotero1 vaso de precipitados de100 mi1 metroSolución concentrada deHC1Solución concentrada deNH3

15.2 OBJETIVOSa) Ilustrar la ley^ de Graham Comparando las velocidades de difusión de

dos sustancias ga-seosas:"amoníaco y cloruro de hidrógeno.

b) Comparar la velocidad de difusión de los gases con la de los líquidos.

15.3 INTRODUCCIÓNLa Teoría Cinética Molecular supone que (1) las moléculas de los gases están en rápido movimiento y (2) que sus velocidades promedio son proporcionales a la temperatura absoluta. También supone (3) que a la misma tamperatura, la energía cinética promedio de las moléculas de gases diferentes es igual. La Ley de Difusión de Graham se basa en las tres suposiciones anteriores.

El amoníaco, NH3, y el cloruro de hidrógeno HC1, son gases que al ponerse en contacto reaccionan para formar un humo blanco compuesto por partículos microscópicas de cloruro de amonio. En este experimento nos proponemos medir experimentalmente las velocidades relativas de difusión de estos gases, que cumplen la siguiente proporción (Ley de Graham):

En donde vt MI y D! representan respectivamente velocidad de difusión, peso molecular y densidad del primer gas, y v; M2 y D2 los correspondientes valores para el segundo gas.

Los líquidos se difunden más Lentamente que los gases, porque las moléculas están mucho más cerca entre sí y no pueden apartarse sin chocar.

15.4 PROCEDIMIENTO

Parte ILimpie primero el interior del tubo de vidrio de difusión ton agua destilada, luego con acetona (3 mi) y el exterior con una toalla o papel higiénico. Para obtener resultados satisfactorios el tubo debe estar perfectamente limpio y seco.

Mida con precisión la longitud del tubo de vidrio de difusión y anótelo en la tabla. Monte el tubo limpio y seco en posición horizontal, usando paraello una prensa universal y un soporte, tal como se ilustra en la figura 15.1.


bulbo que contiene 3 gotas bulbo que

contiene 3 gotas de amoníaco

Fig. 15.1 Aparato para la difusión de gases.

Coloque dos bulbos de goteros (o dos bolitas de algodón de igual tamaño) en los ex tremos opuestos del tubo. Con el uso de un gotero, agregue de 3 a 5 gotas de solución con centrada de amoníaco (NH4OH) al bulbo del lado derecho (o hasta humedecer el algodón) y al otro lado agregue simultáneamente con otro gotero una cantidad igual de ácido clorhídrico concentrado. Anote en la tabla el momento en que finaliza esta operación y desígnelo como tiempo inicial. Cuando se ponen en contacto los gases que se difunden por ambos extremos del tubo, reaccionan para formar un sólido blanco: cloruro de amonio. La localiza -ción de un anillo blanco de cloruro de amonio en el tubo indica el punto de contacto de los dos gases. Anote el tiempo en que aparece ei anillo blanco y desígnelo como tiempo final, Mida cuidadosamente la distancia desde el centro del anillo blanco hasta cada uno de los bordes extremos de los bulbos (o bolas de algodón). Anote estos datos como distancia recorrida. Repita el proceso con un segundo tubo seco y limpio{experimento 2).

Parte IIColoque una gota de tinta en un vaso de precipitados de 100 mi lle no de agua. Observe que lentamente se va perdiendo el color.

15.5 RESULTADOS

Tabla de datos experimentales

Longitud del tubo enem Distancia recorrida en cm Tiempo inicial en seg Tiempo final en seg Tiempo empleado en seg Velocidad de difusión cm/seg

Experiment ExperimentHC1 HC1

Promedio velocidad de difusión de HC1: cm/segPromedio velocidad de difusión del NH3:_ cm/seg

Preguntas y ejercicios

15.1 Escriba la ecuación para la reacción que ocurre al reaccionar los dos gases.

15.2 ¿Concuerdan los resultados con los que predice la Ley de Graham? Haga los cálculos.

15.3 ¿Cuál de los dos gases se desplaza más rápido y por qué?


15.4 Dé 3 ejemplos de difusión de gas, observados en la vida diaria.

15.5 ¿Por qué al agregar una gota de tinta al agua se pierde el color lentamente?

15.6 Dé tres ejemplos de difusión de líquidos, observados en la vida diaria.

15.7 Dé tres ejemplos de difusión de un gas en un líquido, que usted haya observado en ía vida diaria.

guia de lab ordenadas

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