Fundamentos de la Práctica en el Laboratorio de Química General
Academia de Química Inorgánica Facultad de Ciencias Químicas Universidad Autónoma de Coahuila
UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE COAHUILA FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS
FUNDAMENTOS DE LA PRÁCTICA EN EL LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL. PARA: QUÍMICOS Y QUÍMICOS FARMACOBIÓLOGOS
VALDÉS FLORES MARIA AUXILIADORA VEGA SANCHEZ PATRICIA
Primera edición México, Diciembre del 2016 ISBN: 978-607-506-274-7
Foto de portada: L. Miguel López Valdez
© Esta obra es propiedad de la Universidad Autónoma de Coahuila. Derechos reservados por los autores
Queda prohibida la reproducción parcial o total por cualquier medio, sin la autorización escrita de la Universidad Autónoma de Coahuila.
Agradecimientos: Agradecemos el apoyo de la Secretaria de Planeación, a través del Programa de Apoyo al Desarrollo de la Educación Superior (PADES) otorgado en el año 2016 a la Universidad Autónoma de Coahuila.
Contenido OBJETIVO.............................................................................................. 1 INTRODUCCIÓN ................................................................................. 1 REGLAS BÁSICAS DE LABORATORIO .............................................. 1 PARTE 1. Reconocimiento del material de laboratorio ..................... 6 PARTE 2. Incertidumbre, medidas de masa y cifras significativas .. 11 PRÁCTICA 1 Cambios Físicos y Químicos ........................................ 14 PRÁCTICA 2. Densidad ...................................................................... 18 PRÁCTICA 3. Cromatografía en Papel ..............................................24 PRÁCTICA 4. Difusión....................................................................... 28 PRÁCTICA 5. Solubilidad ................................................................... 33 PRÁCTICA 6. Geometría Molecular ..................................................42 PRÁCTICA 7. La Reacción Química ..................................................47 PRÁCTICA 8. Ley de las Proporciones Definidas ............................. 53 PRÁCTICA 9. Tipos de Reacciones Químicas .................................. 57 PRÁCTICA 10. Reacciones de Precipitación y Filtración .................63
OBJETIVO Este libro está dirigido a los alumnos de la Facultad de Ciencias Químicas y su objetivo es dar a conocer los conceptos básicos de Química aprendidos en el aula y complementar estos conocimientos teóricos con la parte experimental, para que de este modo, tenga un concepto claro de lo aprendido en clase. Para esto, se explicarán las nociones básicas de seguridad en el laboratorio, así como el conocimiento de las reglas para trabajar en el mismo. También se les enseñará el manejo y descripción del material de vidrio básico en un laboratorio de química inorgánica. Además de la seguridad en el empleo de los diferentes reactivos químicos. Por último, el alumno aprenderá a llevar una bitácora de trabajo de forma organizada, con las observaciones pertinentes y los cálculos necesarios para resolver los problemas que se plantean dentro del laboratorio INTRODUCCIÓN Es por esto, que este libro se ha realizado para introducir al alumno en el mundo de la química moderna. Si bien, un solo libro no puede optimizarse para toda la química inorgánica, este en particular busca de forma clara que se reafirmen los conceptos aprendidos en clase. El trabajo más importante al realizar una investigación, se lleva a cabo mucho antes de entrar al laboratorio, es por esto, que en este libro no se encontrará una introducción teórica para cada práctica, sino que se plantean diversos cuestionamientos que orientarán al alumno en el tema a realizar. Con esto, se busca que sea él quien investigue antes de entrar al laboratorio para, de esta forma, asegurar el fundamento teórico y así afianzar el mismo al finalizar la práctica. Además, después del procedimiento escrito, se les pide los diagramas de flujo para cada práctica. De preferencia utilizando dibujos o softwares especializados para que lleven una noción de cómo y con qué trabajaran durante esa sesión de laboratorio. Este manual cuenta con el espacio suficiente para que el alumno reporte sus observaciones, cálculos y conclusiones de modo que al finalizar la práctica pueda entregar el reporte de la experimentación realizada Con el fin de adquirir buenos hábitos de laboratorio, que en definitiva contribuirán a la obtención de buenos resultados en los experimentos a desarrollar, es necesario conocer las normas básicas y las medias de seguridad en un laboratorio. Por lo que a continuación se resumen ambas cuestiones. REGLAS BÁSICAS DE LABORATORIO No realice experimentos en ausencia del docente. Realice solo los experimentos autorizados; si desea introducir variantes, consulte con el docente sobre posibles riesgos.
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Use protección ocular durante la realización del trabajo. Se pueden emplear lentes de policarbonato. Las personas que usen habitualmente anteojos no requieren de otra protección para la realización de los experimentos descritos en este manual. Por supuesto, los lentes de contacto no ofrecen protección. En caso de utilizarse ácidos o sustancias volátiles, éstas pueden disolverse y concentrarse en el líquido que se encuentra entre las lentes y el globo ocular, acentuando el daño. Es conveniente usar una bata de laboratorio para proteger la ropa de manchas y salpicaduras. Los zapatos deben ser cerrados (no usar sandalias) y preferentemente con suela de goma para disminuir eventuales resbalones. Las personas que usan el cabello largo deberán llevarlo recogido. No usar cadenitas, colgantes, collares, pulseras, pañuelos o bufandas que puedan engancharse a los elementos de trabajo, produciendo vuelcos y accidentes. Queda terminantemente prohibido comer o beber en el laboratorio o durante la realización de los experimentos. Queda terminantemente prohibido fumar en el laboratorio o durante la realización de los experimentos. Queda terminantemente prohibido jugar o correr en el laboratorio. Lávese las manos con agua y jabón al terminar el trabajo.
Dada la diversidad de experimentos que se realizan en la Facultad, la elaboración de un texto exhaustivo es tarea difícil, por lo que el contenido de este manual debería verse complementado con las especificaciones que exija cada laboratorio. Considerando lo anterior, contestes correctamente las siguientes preguntas antes de entrar al laboratorio. 1. Escriba su propia definición de accidente y consecuencias.
2. Mencione 5 formas de prevenir riesgos y accidentes
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3. ¿Qué tipos de fuego existen, según el agente que lo provoca, cuál es este agente y dé ejemplos?
4. Mencione 4 formas de extinguir un incendio.
5. ¿Qué instrucciones deben seguirse en caso de incendio?
6. De acuerdo con sus características de peligrosidad, mencione dos ejemplos de cada una: Corrosivas Reactivas: Explosivas: Tóxicas: Inflamables: Biológico-infecciosas: 7. Indique el equipo de protección personal que debe usarse en el laboratorio. a) b) c) d) 8. ¿Con qué equipo de reducción de riesgos de trabajo cuenta el laboratorio? Mencione al menos 4 a) b) c) d)
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9. ¿Cuáles son las normas de conducta al interior del laboratorio? a) b) c) d) e) f) 10. Mencione las medidas de seguridad que deben observarse durante el trabajo en el laboratorio. a) b) c) d) e) 11. Antes y durante la realización de una práctica, ¿qué debe hacer el alumno? a) b) c) d) 12. ¿Por qué es necesario realizar un registro de los datos manejados y obtenidos de un experimento?
14. Investigue donde se localización la enfermería de su Institución
15. Anote su número de afiliación a algún servicio medico
16. Anote los números de emergencia a los cuales se debe recurrir en caso de algún accidente.
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17. Indique su nombre completo, teléfonos de aviso a familiares, tipo de sangre, padecimientos y alergias.
18. Investigue las clases de incendio y la forma de combatirlos.
19. ¿Qué se debe hacer en caso de una quemadura con ácido?
20. ¿Qué debe hacer en caso de que una persona tenga fuego?
21. ¿Cuáles serían los pasos a seguir en caso de que exista un incendio en el laboratorio?
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PARTE 1. Reconocimiento del material de laboratorio OBJETIVO. Que el alumno sea capaz de reconocer los instrumentos de medición más comunes utilizados en el laboratorio, sus usos, características y cuidados. Así como también, que adquiera la habilidad para el manejo correcto del material básico.
INTRODUCCIÓN. El manejo correcto de los instrumentos de laboratorio llevarán al estudiante a una medición correcta y la obtención de resultados confiables, los cuales le permitirán solucionar problemas en el mundo laboral, así como también desenvolverse en el área de investigación que ellos elijan para el desarrollo de nuevas tecnologías. Para esto, es necesario conocer los nombres, cuidados y aplicaciones de los materiales de laboratorio. Básicamente el material de laboratorio puede clasificarse en tres grandes grupos como: Material volumétrico: Estos son elementos de precisión para medir volúmenes y no deben ser calentados debido a que pierden exactitud. Algunos ejemplos son pipetas, probetas graduadas, buretas, matraz aforado y el picnómetro. Material no volumétrico: Estos materiales se utilizan para calentar, son elementos ordinarios para medir y contener volúmenes, en este grupo encontramos vasos de precipitados, matraz Erlenmeyer, matraz de fondo redondo, etc. Material variado: Son materiales de uso corriente y de calentamiento como mecheros, vidrios de reloj, soportes, pinzas de sujeción, tubos de ensaye, etc.
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CUESTIONARIO. 1) Completa la siguiente tabla: NOMBRE
DIBUJO
USOS
Vaso de precipitados
Matraz Erlenmeyer
Matraz Volumétrico
Espátula
Probeta graduada
Pipeta graduada
Pipeta Volumétrica
Bureta
Agitador
Frasco para reactivos
Vidrio de reloj
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Frasco con gotero
Termómetro
Tubos de ensayo
Gradilla para tubos
Cristalizador de vidrio
Triangulo y capsula de porcelana Pinzas para tubo de ensayo
Pinzas para vaso de precipitado Pizeta Pinzas para bureta
Soporte universal
Pinza para crisol
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Mortero
Tapón de hule
Termómetro
Tubería de Vidrio
2) Clasifique como material volumétrico, no volumétrico o material variado cada uno de los elementos de la tabla anterior.
3) Mencione semejanzas y diferencias entre el vidrio común, el vidrio refractario y la porcelana. Y de ejemplos de material de laboratorio que se fabriquen con cada uno.
4) Menciona y describe los diferentes tipos de pipetas.
5) Escriba en qué casos en recomendable utilizar un mechero Bunsen y en qué casos un mechero Fisher.
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6) Describa como se limpia el material de vidrio que fue utilizado en la práctica de laboratorio.
7) Investigue los diferentes tipos de balanzas y su uso.
8) Indique cuales son los materiales especiales para realizar mediciones de volumen.
9) Indique cuales son los materiales especiales para calentar.
10) Cuál es la forma correcta de medir en una probeta. Realice un dibujo.
11) Explique las zonas de flama del mechero bunsen.
REFERENCIAS.
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PARTE 2. Incertidumbre, medidas de masa y cifras significativas OBJETIVO. Que el alumno se familiarice con los métodos de tratamiento estadístico de datos y adquiera habilidad en el uso de la balanza.
INTRODUCCIÓN. Las medidas de masa y volumen son fundamentales en las ciencias experimentales como la química, sin embargo, las mediciones siempre tienen algo de incertidumbre. Por ejemplo, si medimos el espesor de una moneda con una regla común, la medición sólo será confiable al milímetro más cercano, y el resultado será de 1 mm. Sería erróneo dar este resultado como 1.00 mm; dadas las limitaciones del instrumento de medición, no se sabría si el espesor real es de 1.00 mm o 0.85. Pero si se usa un micrómetro, que mide distancias de forma confiable al 0.01 mm más cercano, el resultado será 0.75 mm. La distinción entre estas dos mediciones radica en su incertidumbre. La medida con micrómetro tiene menor incertidumbre y es más exacta. La incertidumbre también se llama error, porque indica la máxima diferencia probable entre el valor medido y el real. La incertidumbre o el error de un valor medido dependen de la técnica empleada. Los números que se obtienen de mediciones siempre son inexactos. El equipo utilizado para medir cantidades siempre tiene limitaciones inherentes (errores de equipo), y hay diferencias en la forma en la que las personas realizan la misma medida (errores humanos). Suponga que a 5 estudiantes con 5 balanzas se les da la misma moneda para que determinen su masa. Es probable que las mediciones varíen un poco entre sí por la calibración del instrumento y por la forma en que el estudiante lea la masa de la balanza. Exactitud y precisión. Estos dos términos a menudo se confunden y por eso es importante diferenciarlos. Una medida puede ser muy precisa y al mismo tiempo inexacta. Como ejemplo considérese una serie de tiros al blanco. La exactitud se refiere a lo cerca del centro del blanco donde cae cada tiro y la precisión a que tan cerca caen entre si los diversos tiros. En la figura 1a la exactitud y la precisión son buenas; en cambio, en la figura 1b hay buena precisión y poca exactitud, mientras que la figura 1c representa una mala exactitud y precisión. Lo ideal es que toda medida sea precisa y exacta al mismo tiempo. La precisión se refiere a la reproductibilidad o concordancia de los datos de una serie de medidas que se han realizado de forma idéntica.
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Figura 1. Precisión y exactitud. a) buena exactitud y buena precisión, b) mala exactitud y buena precisión y c) mala exactitud y mala precisión. La balanza es uno de los instrumentos más importantes en un laboratorio de química. Existen diferentes tipos de balanzas, algunas son de alta precisión (del orden de 0,00001 g), llamadas balanzas de precisión o analíticas, empleadas en química analítica, en tanto que otras son de baja precisión y pueden registrar la masa de un objeto con una o dos cifras decimales. Antes de usar la balanza consulte el manual de operación o pida instrucciones al profesor. Además tenga presente que algunas sustancias químicas pueden ser corrosivas y al colocarlas directamente sobre los platillos pueden deteriorarlos. Utilice un papel filtro, un vidrio reloj o cualquier otro recipiente para pesar. Además de la precisión en las mediciones, toda operación de medida está sujeta a errores o incertidumbres. Como se mencionó anteriormente, la confiabilidad de los resultados depende de la exactitud del instrumento y del cuidado con que se haga la medición. Sin embargo siempre se cometerán errores de tipo instrumental y humano. Suponga que se pesa un vaso de precipitados en una misma balanza durante cuatro secciones diferentes y se obtuvieron los siguientes resultados: 20.52; 20.45; 20.40 y 20.43. Las diferencias que se presentan entre estos valores pueden relacionarse con errores instrumentales o con errores personales. Con una serie de datos como estos podría preguntarse ¿cuál es el mejor resultado y cuál es la incertidumbre de éste? Preguntas como estas solo se pueden responder haciendo el tratamiento estadístico de los datos. La media, media aritmética y promedio (𝑋̅) son términos sinónimos. Se obtiene dividiendo la suma de los resultados de una serie de medidas por el número de determinaciones. Por ejemplo, la media o promedio de una serie de medidas como las mencionadas anteriormente (20.52; 20.45; 20.40 y 20.43) se calcula así: 20.52 + 20.45 + 20.40 + 20.43 𝑀𝑒𝑑𝑖𝑎 = 𝑋̅ = = 20.45 4 La media en este caso representa el mejor valor, pero no garantiza que sea el verdadero. El valor verdadero en una ciencia experimental no existe, el error estará siempre presente en toda determinación. En consecuencia el valor que se acepta como verdadero corresponde al promedio de una serie de determinaciones realizada por un grupo.
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MATERIALES Y REACTIVOS. Balanza Vaso de precipitados de 150 mL Moneda de distintas denominaciones
Matraz Erlenmeyer de 150 mL Pinzas para crisol Regla y vernier
PROCEDIMIENTO. El docente realizará una breve descripción de la balanza indicando, sus cuidados, sus partes, precisión y la forma en que se usa. El alumno pesará tres veces y con la precisión indicada cada uno de los objetos que se le asignan. En cada pesada utilice las pinzas para manipular objetos. De este modo se evitaran errores por aumento de peso debido a la grasa o la humedad que le pueda quedar adherida al objeto cuando se manipula directamente con las manos. El alumno medirá las monedas con la regla y vernier, y anotara los resultados en una tabla
CUESTIONARIO. ¿Qué es la media aritmética? ¿Cómo se obtiene la desviación estándar? ¿Qué son las cifras significativas? Determine el número de cifras significativas de los valores obtenidos experimentalmente.
Determine la media, la desviación estándar y la incertidumbre de cada uno de los valores obtenidos en la balanza.
REFERENCIAS.
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PRÁCTICA 1 Cambios Físicos y Químicos OBJETIVO. Que el alumno aprenda a diferenciar los fenómenos físicos de los fenómenos químicos.
INTRODUCCIÓN. Muchas veces la aparición de burbujas es un indicio de que se está produciendo una transformación química. Sin embargo, en otras ocasiones, las burbujas se originan como consecuencia de procesos físicos.
MATERIALES Y REACTIVOS: 1 Agitador 1 Vaso de precipitados 1 Mechero 1 Vidrio de reloj 1 Popote Agua destilada Botella de refresco o agua mineral gasificada 1 Tableta de algún medicamento efervescente Polvo de hornear 1 Limón Detergente 1 Huevo crudo Carbonato de calcio Acetona Poliestireno espumado (nieve seca)
DESARROLLO EXPERIMENTAL. Realice las siguientes experiencias, registrando los resultados: 1.- Caliente un poco de agua en un vaso de precipitados. Observe la aparición de burbujas antes de la ebullición. Describa que se observa cuando el agua hierve. 2.- Observe una botella de agua gasificada antes y después de ser abierta. Describa sus observaciones. Agite el líquido con un agitador. Observe
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3.- Coloque la pastilla de medicamento efervescente en un vaso con agua. Observe. 4.-Coloque una cucharadita de polvo para hornear en un vaso. Agregue medio vaso de agua. Observe. Agregue el jugo de un limón. Observe. 5.- Disuelva un poco de detergente en agua. Sumerja un extremo de un popote en el agua jabonosa y sople suavemente. Observe. 6.- Coloque un huevo crudo en un vaso de precipitados. Observe la superficie del huevo. Caliente suavemente el agua. Observe. 7.- Coloque en un vaso de precipitados o en un vidrio de reloj carbonato de calcio, exprima sobre la sal medio limón. Observe. 8.-Coloque agua en un vaso, introduzca un popote y sople. Observe los resultados. 9.- Tome un trozo de poliestireno espumado (nieve seca). Vierta unas cucharadas de acetona en un vidrio de reloj y toque la superficie de la acetona con el trozo de poliestireno. Observe.
DIAGRAMA DE FLUJO.
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OBSERVACIONES.
CUESTIONARIO 1.- Registre sus resultados explicando ampliamente si el proceso llevado a cabo es físico o químico.
2.- ¿Por qué es esponjoso el pan con levadura?
3.- Observe un envase de comprimidos efervescentes de vitamina C. La tapa contiene en su interior un material que absorbe la humedad. Explique porque se deben conservar las pastillas de este medicamento en estas condiciones.
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CONCLUSIONES.
REFERENCIAS.
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PRÁCTICA 2. Densidad OBJETIVO. Que el alumno aprenda a distinguir la densidad como una propiedad física, que aprenda a predecir si una sustancia es más o menos densa que otra basándose en sus observaciones.
INTRODUCCIÓN. Definimos a la materia como todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. Entonces podemos comparar la masa de volúmenes iguales de diferentes materiales para disponer una forma de comparación entre los mismos: estamos comparando sus densidades ( ). La densidad es una propiedad física constante y característica de cada sustancia. Se define como masa por unidad de volumen, y las unidades normalmente usadas para la densidad son g/cc ó g/mL. Para obtener la densidad, medimos la masa y el volumen de una muestra de una sustancia y luego se divide m/v. Densidad ( ) = masa / volumen Las densidades de los gases suelen ser muy bajas, comparadas con las de los líquidos y sólidos. La densidad del helio es aproximadamente siete veces menos que la del aire. Esto trae como consecuencia que un globo lleno de helio se eleve en el aire. El agua es una sustancia tan común en nuestro planeta que a menudo se menosprecia, todos los procesos vitales requieren agua. Una de sus propiedades más sobresalientes del agua es que su fase sólida es menos densa que la fase líquida, por eso un cubito de hielo flota en un vaso de agua, o un témpano de hielo flota en un lago. Esta característica es fundamental en la vida acuática. La capa de hielo actúa como aislante de las bajas temperaturas de la atmósfera. Todas las sustancias salvo el agua presentan mayor densidad en la fase sólida que en la líquida.
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Sólido Aluminio Oro Azúcar
Tabla de densidades comunes Densidad a Líquido Densidad a Gas 20ºC(g/mL) 20ºC(g/mL) 2.70 Agua 0.998 Oxígeno 19.3 Etanol 0.79 Aire 1.59 Mercurio 13.6 Helio
Densidad 0ºC (g/L) 1.43 1.29 0.178
a
En la parte A de la práctica se propone modificar la densidad del solvente agregando sal, una sustancia soluble en agua. El limón actúa como sensor, ya que su densidad no se modifica durante el experimento. En la parte B, se observará que sucede con el hielo o la parafina al cambiar su estado de agregación.
MATERIAL Y REACTIVOS. 3 Vaso de Precipitado de 100 mL 1 Agitador 1 Probeta 1 Balanza 1 Marcador Etanol Agua Hielo Aceite comestible Parafina Sal Limón (pequeño)
DESARROLLO EXPERIMENTAL. Parte A 1.- Coloque el limón en un vaso de precipitados y llene el vaso con agua. 2.- Observe la posición en la que queda el limón. 3.- Agregue sal al vaso y agite. Observe los cambios en la posición del limón. Continúe agregando sal hasta lograr que la fruta flote en el vaso. Anote sus observaciones. Variante I: Si dispone de una balanza, puede introducir la siguiente modificación en el experimento:
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1.- Pese el vaso seco y vacío. Llene hasta la mitad con agua y vuelva a pesar. La diferencia entre ambas corresponde a la masa del agua (M del agua). 2.- Coloque el limón en el vaso y agregue sal hasta que la fruta flote. Retire el limón, tratando de no perder solución, y por diferencia con la masa del vaso vacío calcule la masa de la solución. (M de la solución). 3.- Transfiera la solución a una probeta y mida su volumen. Calcula la densidad de la solución de sal. Con ello habrá estimado la densidad del limón. Parte B: 1.- Coloque aproximadamente hasta ¼ de agua en un vaso de precipitados. 2.- Coloque aproximadamente hasta ¼ de etanol (alcohol) en otro vaso. 3.- Agregue un cubito de hielo a cada uno de los vasos. 4.- Registre sus observaciones (Note como se desliza el agua por el trozo de hielo a medida que funde en el vaso con alcohol). Variante II: 1.- Llene aproximadamente ¼ del vaso con aceite comestible. 2.- Agregue un cubito de hielo. Observe. 3.- Mezcle en un vaso partes iguales de agua y aceite, y en otro, partes iguales de agua y alcohol. Agite el contenido de ambos vasos. 4.- Describa sus observaciones. 5.- Describa que esperaría obtener si colocara un cubito de hielo en ambos sistemas. 6.- Compruebe sus predicciones agregando hielo a los vasos preparados. Variante III: 1.- Coloque un trozo de parafina en un vaso de precipitado y caliente el sistema hasta que la parafina se haya fundido. 2.- Retire el vaso del fuego pero manténgalo caliente, para evitar que solidifique. Coloque un trozo de parafina sólida (del tamaño de un cubito de hielo) dentro del vaso y observe. 3.- Anote sus resultados y compare con el caso de colocar un cubito de hielo en un vaso de agua.
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DIAGRAMA DE FLUJO.
OBSERVACIONES.
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CUESTIONARIO. 1.- A partir del experimento realizado registre sus observaciones en la siguiente tabla: Cubito de hielo colocado en Vaso con agua
Vaso con alcohol
Vaso con aceite
Vaso con mezcla alcohol-agua
2.- La tabla de la introducción indica las densidades del agua (líquida) y del alcohol de farmacia (etanol). ¿Qué puede decir sobre la densidad del hielo en función de lo observado en el experimento?
3.- A partir de la variante III realice un dibujo que represente los resultados observados en los sistemas empleados: a) Agua (líquida)-Agua (sólida) b) Parafina fundida-Parafina sólida
4.- Asigne el signo (>, < o =) según corresponda: a) La densidad del agua a 25º C es _________que la densidad del hielo a 0º C. b) La densidad de la parafina a 60º C es _________que la de la parafina a 25º C. c) A 4º C, la densidad de una tonelada de agua es ________que la de una gota de 0.05 g de agua.
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5.- ¿Porque en general se verifica que para una misma sustancia la densidad de su fase sólida es mayor que la densidad de su fase líquida, y esta a su vez mayor que la densidad en su fase de vapor?
CONCLUSIONES.
REFERENCIAS.
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PRÁCTICA 3. Cromatografía en Papel OBJETIVO. Relacionar os fundamentos teóricos de la cromatografía en papel con la práctica experimental, separando los componentes de un colorante arrastrándolos a diferentes velocidades por una fase móvil sobre una fase estacionaria.
INTRODUCCIÓN. La cromatografía en papel es un proceso muy utilizado en los laboratorios para realizar unos análisis cualitativos ya que pese a no ser una técnica muy potente no requiere de ningún tipo de equipamiento. La fase estacionaria está constituida simplemente por una tira de papel filtro. La muestra se deposita en un extremo colocando pequeñas gotas de la solución y evaporando el disolvente. Luego el disolvente empleado como fase móvil se hace ascender por capilaridad. Esto es, se coloca la tira de papel verticalmente y con la muestra del lado de abajo dentro de un recipiente que contiene fase móvil en el fondo. Después hay varios factores de los cuales depende una cromatografía eficaz: la elección del disolvente y la del papel de filtro. Las mezclas de colorantes se pueden separar en sus componentes por medio de cromatografía en papel. Este tipo de separaciones son posibles porque distintas sustancias tiene distintos grados de atracción por el papel y cuanto mayor sea la afinidad de la sustancia por el papel, más lentamente se moverá con el disolvente.
MATERIALES Y REACTIVOS. Microvial Mechero Bunsen Pipeta Pasteur Papel filtro Plástico autoadherible Mezcla de colorantes vegetales Mezcla etanol/agua (1:1)
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DESARROLLO EXPERIMENTAL. 1. Sosteniendo firmemente por los extremos una pipeta Pasteur calentarla en el centro de la parte delgada directamente a la flama dando vueltas. Al sentir que el vidrio se suaviza, retirar de la flama y jalar los extremos rápidamente para que esta parte se adelgace. 2. Dejar enfriar y cortar de forma que quede un aplicador de muestra de punta muy fina. 3. Cortar tres tiras de papel filtro de 1 cm de ancho por 6 cm de largo. 4. Agregar al microvial 1.5 mL de mezcla etanol-agua. 5. Mojar la punta del aplicador en la mezcla de colorantes vegetales y aplicar en el extremo de cada una de las tiras de papel. 6. Dejar secar la aplicación de uno a dos minutos, verificando que las manchas queden 0.5 cm por encima del nivel del liquido antes de introducirlas al microvial. 7. Introducir la tira de papel filtro con la mancha de colorante en el microvial que contiene la mezcla etanol-agua. 8. Colocar un pedazo de plástico auto-adherible en la boca del microvial. 9. Observar como la fase móvil asciende por el papel. 10. Extraer la tira de papel cuando la fase móvil se acerque al extremo superior (0.5 cm aproximadamente) 11. Observar la separación de la mancha original en diferentes colores. Repetir el procedimiento con las otras tiras y con diferentes mezclas de colorantes.
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DIAGRMA DE FLUJO.
OBSERVACIONES.
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CUESTIONARIO. 1. Consulte el significado de Rf.
2. Reporte los Rf obtenidos para todos los componentes de cada mezcla.
3- ¿Existe evidencia que alguna de las tintas está formada por más de un pigmento?
4.- ¿Algunos de los dulces contienen los mismos colorantes? Explica tu respuesta.
CONCLUSIONES.
REFERENCIAS.
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PRÁCTICA 4. Difusión OBJETIVO. Comprobar que la difusión es una propiedad física de los gases y evaluar el comportamiento ácido base de los compuestos
INTRODUCCIÓN. La difusión es una propiedad de los gases; debido a que sus moléculas tienen movimiento aleatorio y constante, se difunden con rapidez en cualquier recipiente. Por ejemplo, si se libera sulfuro de hidrógeno en una habitación de gran tamaño, en poco tiempo podrá percibirse dicho olor en toda la habitación (cabe recordar que este gas tiene un olor característico de huevo podrido). La palabra difusión se usa para describir la penetración de un gas en otro o en una mezcla de otros gases.
MATERIAL Y REACTIVOS. 2 placas de porcelana 5 pipetas beral Pétalo de una flor colorida Trozo de tela de mezclilla Tubo de ensaye Soporte universal Pinzas tres dedos Tapón para tubo de ensaye Algodón Plástico auto adherible Pizeta Fenolftaleina Amoniaco concentrado Blanqueador casero HCl 3M
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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL. 1. Colocar unas gotas de HCl en un orificio de la placa y en otro unas gotas de amoniaco concentrado y colocarles a ambas sustancias dos gotas de fenolftaleína. Observar. Desechar Parte 1 2. Colocar cuatro gotas de fenolftaleína en tres celdas de la microplaca, agregar a cada una la misma cantidad de agua destilada 3. Colocar 4 gotas de amoniaco concentrado en una de las esquinas opuesta de la microplaca, tapar la microplaca, observar y anotar cambios.
Parte 2. 4. En tres celdas situadas en la orilla de la microplaca, colocar en una un pétalo de una flor colorida, en las otras un trozo de tela de diferente color. 5. Colocar 10 gotas de blanqueador casero en una celda situada en la esquina opuesta. Agregar 4 gotas de HCl 3M sobre el blanqueador. Tapar la placa rápidamente y anotar los cambios que se presentan.
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Parte 3 6. Colocar en el fondo del tubo de ensaye un algodón empapado con amoniaco concentrado. 7. Colocando el tubo de manera horizontal ayudándose de las pinzas de tres dedos y el soporte universal, colocar en la parte de la boca del tubo un algodón empapado con HCl 3M y tapar el tubo. 8. Esperar unos minutos observando cuidadosamente. Observará la formación de una nube blanca cerca del extremo donde se encuentra el HCl, ya que el amoniaco se difunde más rápidamente.
DIAGRAMA DE FLUJO.
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OBSERVACIONES.
CUESTIONARIO. 1. ¿Cuáles son los colores que toma la fenolftaleína más un ácido y mas una base?
2. En la parte 1 ¿Se observa algún cambio en la celda que contiene el indicador? ¿Por qué?
3. ¿El amoníaco es un ácido o una base?
4. En la parte 2, ¿se observa algún cambio en el blanqueador casero después de la reacción?
5. ¿Qué cambios se observan en el pétalo de la flor y en los trozos de la tela después de que se efectúa la reacción?
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6. ¿A que se deben estos cambios?
7. Escriba la ecuación para la reacción que se llevó a cabo en la parte 3.
CONCLUSIONES.
REFERENCIAS.
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PRÁCTICA 5. Solubilidad OBJETIVO. Determinar las temperaturas de cristalización de una sal en solución acuosa. Predecir la solubilidad de diferentes soluciones
INTRODUCCIÓN. Solubilidad es la cualidad de soluble (que se puede disolver). Se trata de una medida de la capacidad de una cierta sustancia para disolverse en otra. La sustancia que se disuelve se conoce como soluto, mientras que la sustancia donde se disuelve el soluto recibe el nombre de solvente o disolvente. La concentración, por otra parte, hace referencia a la proporción existente entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente en una disolución. La solubilidad puede ser expresada en porcentaje de soluto o en unidades como moles por litro o gramos por litro. Es importante destacar que no todas las sustancias se disuelven en los mismos solventes. El agua es solvente de la sal pero no del aceite, por ejemplo. La polaridad de las sustancias tiene una gran influencia sobre su capacidad de solubilidad. Hay que tener en cuenta que la solubilidad depende tanto de las características del soluto y del solvente como de la presión ambiental y de la temperatura. Otro factor que incide en la solubilidad es la presencia de otras especies disueltas en el solvente. Si el líquido en cuestión alberga complejos metálicos, la solubilidad será alterada. El exceso o el defecto de un ion común en la solución y la fuerza iónica también tienen incidencia en la solubilidad. De acuerdo a las condiciones de la solubilidad, puede hablarse de solución diluida (la cantidad de soluto aparece en mínima proporción de acuerdo al volumen), solución concentrada (con una cantidad importante de soluto), solución insaturada (no alcanza la cantidad máxima tolerable de soluto), solución saturada (cuenta con la mayor cantidad posible de soluto) o solución sobresaturada (contiene más soluto del que puede existir).
MATERIALES Y REACTIVOS. 3 Vaso de precipitados de 200 mL 9 Tubos de ensaye Parrilla de calentamiento Termómetro
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Disoluciones de: Disolución A: 0.613 g de KNO3 en 1 mL de agua, Disolución B: 1.226 g de KNO3 en 2 mL de agua, Disolución C: 3.065 g de KNO3 en 5 mL de agua.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL. 1. Caliente en un vaso de precipitados 200 mL de agua de la llave para un baño María. 2. Etiquete por triplicado nueve tubos de ensaye como se indica en la tabla 2 y mida directamente en cada uno de ellos la cantidad de KNO3 indicada en la tabla 1. Nota: Evite que la sal se pegue a las paredes de los tubos. 3. Agregue la cantidad de agua destilada indicada en la tabla 1 al primer tubo. En caso de que se tenga algo de sal en las paredes arrástrela con el agua que se agregue. Si la sal no se disuelve fácilmente, ponga el tubo en baño María; procure no sobrecalentarlo para evitar una evaporación significativa que afecte la concentración de la disolución. 4. Introduzca el termómetro en el tubo procurando no moverlo y no lo retire hasta que termine la medición correspondiente. 5. Cuando la sal esté completamente disuelta, retire el tubo del baño María y enfríe poco a poco. Registre en la tabla 2 la temperatura en la cual aparezcan los primeros cristales. Nota: La aparición de los cristales es repentina, por lo que debe trabajar cómodamente para que la observación de los primeros cristales resulte lo más fácil posible. En caso necesario utilice una lupa. 6. Proceda de la misma forma con el resto de los tubos. Enjuague y seque el termómetro al terminar cada medición.
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Parte II ¿Qué masa de nitrato de potasio se debe disolver en 1 mL de agua para que cristalice a las siguientes temperaturas: 25 °C, 35°C y 45°C? 1. Repita el procedimiento experimental utilizado para resolver el problema 1, pero utilice ahora las cantidades de sal y de agua indicadas en la tabla 4. Registre sus resultados en la tabla 5.
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DIAGRAMA DE FLUJO.
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OBSERVACIONES Y RESULTADOS. ¿A qué temperatura inicia la cristalización de cada una de las sustancias?
CUESTIONARIO. Cuestionario Parte I 1. Calcule la concentración de las disoluciones A, B y C, en gramos de sal que se disuelven en 1 mL de agua y en gramos de sal que se disuelven en 100 mL de agua. Registre sus datos en la tabla 3.
2. ¿Son similares las temperaturas de cristalización de las disoluciones A, B y C? ¿Por qué? Justifique sus resultados en función de las concentraciones de las disoluciones A, B y C.
3. ¿Qué propiedad de la materia relaciona los gramos de sustancia que se pueden disolver en un determinado volumen de agua a una temperatura específica?
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4. ¿Esta propiedad es intensiva o extensiva? ¿Por qué?
5. ¿A qué temperatura se inicia la cristalización en las disoluciones A, B y C?
Cuestionario Parte II 1. Calcule la concentración de cada solución en gramos de sal que se disuelven en 1 mL de agua y en gramos de sal que se disuelven en 100 mL de agua. Registre sus resultados en la tabla 6.
2. Trace una gráfica de Solubilidad (g KNO3 en 100 mL de agua) (ordenadas) en función de la temperatura (°C) (abscisas); el gráfico debe ocupar la mayor parte del tamaño de la hoja del papel milimetrado.
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3. Interprete la gráfica obtenida.
4. ¿Cambia la concentración de cada solución si se queda sal pegada al tubo? ¿Por qué?
5. ¿Por qué se recomienda no sacar el termómetro del tubo hasta que se haya registrado la temperatura de cristalización?
6. Si conoce la concentración de una disolución de KNO3, cualquiera que esta sea, ¿puede determinar su temperatura de cristalización en el gráfico obtenido? ¿Cómo?
7. Analice la gráfica y determine la temperatura de cristalización para las siguientes disoluciones:
8. Explique por qué es importante conocer y mantener las cantidades de sal y agua durante el experimento.
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9. ¿Existe alguna diferencia entre la temperatura en la cual aparecen los primeros cristales y la temperatura en la cual aparece el resto?
10. ¿Es posible preparar una disolución de KNO3 40% en masa/masa a temperatura ambiente? ¿Por qué?
11. Consulte la gráfica obtenida y conteste las siguientes preguntas considerando que está trabajando a 20 °C: a) ¿Es posible disolver 20.5 g de KNO3 en 100 mL de agua?, ¿esta disolución será saturada o no saturada? b) ¿Es posible disolver 31.6 g de KNO3 en 100 mL de agua?, ¿esta disolución será saturada o no saturada? c) ¿Es posible disolver 35.3 g de KNO3 en 100 mL de agua?, ¿esta disolución será saturada o no saturada? d) ¿Cómo prepararía una disolución cuya concentración sea 35.3 g de KNO3 /100 mL de agua?
12. Consulte la preparación de disoluciones sobresaturadas.12. Según la gráfica obtenida, ¿cómo varía la solubilidad del KNO3 en función de la temperatura?
13. Investigue en la bibliografía si esta tendencia es igual para todas las sales. Mencione algunos ejemplos.
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14. Consultando los datos de solubilidad del sulfato de manganeso, ¿qué masa de este compuesto se puede disolver en 1 mL de agua a las siguientes temperaturas: 25°C, 35°C y 45 °C?
15. ¿Qué masa de nitrato de potasio se debe disolver en 1 mL de agua para que cristalice a las siguientes temperaturas: 25 °C, 35 °C y 45 °C?
CONCLUSIONES
REFERENCIAS.
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PRÁCTICA 6. Geometría Molecular OBJETIVO. Que el alumno se familiarice en la descripción de las geometrías moleculares y analice algunas geometrías comunes que presentan las moléculas simples y sus ángulos de enlace.
INTRODUCCIÓN. Explique correcta y claramente: ¿En qué consiste la repulsión de pares de electrones (Teoría de Repulsión de los Pares de Electrones de Valencia, TRPEV)?
¿Qué efecto y/o consecuencias tiene la repulsión de pares de electrones en la Geometría Molecular?
¿Qué relación hay entre los pares de electrones y los ángulos de enlace?
¿Cómo se tipifica un átomo central?
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MATERIAL. Globos del mismo tamaño (6 del color A Y 6 del color B) Transportador Regla Plastilina
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL. Parte I 1. Infla dos globos del mismo tamaño y únelos por los extremos. 2. Dibuja en tu hoja (un solo plano) la figura geométrica que represente esta figura y calcula el ángulo entre los enlaces. 3. Infla tres globos del mismo tamaño y únelos por los extremos. 4. Dibuja en tu hoja (un solo plano) la figura geométrica que represente esta figura y Calcula el ángulo entre los enlaces. 5. Haz lo mismo para 4, 5 y 6 globos. 6. Después repite el procedimiento intercambiando los colores de los globos como lo indica la tabla de resultados. Parte II 7. Con palillos de dientes cortados de manera adecuada, representar las distancias de enlace. 8. Con esferas de plastilina de diferente color (o bolitas de unicel pintadas), construir los átomos que se enlazan representando cada elemento con un color diferente así:
Color Negro Rojo Banco
Elemento Carbono Oxígeno Hidrógeno
Color Azul Naranja Verde
Elemento Nitrógeno Fósforo Cloro
9. Construir los modelos correspondientes a los compuestos del cuadro y presentárselas al Profesor. Compuesto CO2 CH4 NH3 PCl5
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DIAGRAMA DE FLUJO:
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OBSERVACIONES Y RESULTADOS.
Número Número de globos de globos del color del color A B 2
0
3
0
4
0
5
0
6
0
2
1
3
1
2
2
4
1
3
2
2
3
5
1
Dibujo
Ángulos de enlace
Nombre de la Geometría
Sistema
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4
2
CUESTIONARIO 1.
¿En qué consiste la polaridad y la no polaridad de las moléculas?
2.
¿Cuáles son las cinco formas básicas de Geometría Molecular?
3. ¿Qué aportan las Estructuras de Lewis para la interpretación de la Geometría Molecular?
CONCLUSIONES.
BIBLIOGRAFÍA.
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PRÁCTICA 7. La Reacción Química OBJETIVO. Observar, identificar, clasificar y escribir las reacciones químicas.
INTRODUCCION. Las reacciones químicas se pueden clasificar en los siguientes tipos: Reacciones de combinación: Son aquellas en las cuales se forma una sustancia a partir de dos o más elementos. Reacciones de descomposición: Son aquellas en que se forman dos o más sustancias a partir de una. Reacciones de desplazamiento: Son aquellas en las que un elemento reacciona con un compuesto, entrando en combinación con uno de los constituyentes y liberando el otro. Reacciones de doble descomposición: Son aquellas en las cuales hay un intercambio de elementos o de radicales entre los compuestos que reaccionan. Reacciones de reagrupamiento interno: Son aquellas en que el compuesto en sí sufre modificaciones en su propia estructura por diversas causas, alterándose su naturaleza química, y por tanto varían sus propiedades y características iniciales. Reacciones de óxido-reducción: son aquellas en las cuales las sustancias que intervienen en la reacción aumentan (oxidación) o disminuyen (reducción) su número de oxidación o valencia, por el intercambio de electrones entre dichas sustancias.
MATERIAL.ES Y REACTIVOS *Lea cuidadosamente las instrucciones para realizar las reacciones propuestas y labore una lista de los reactivos y el material requerido
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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL. 1. Investigue las precauciones para el manejo de los reactivos que va a utilizar. 2. Realice cada una de las reacciones indicadas, registrando sus observaciones en una tabla. 3. De acuerdo con la información proporcionada en cada inciso, plantee la ecuación correspondiente y balancéela. Escríbala en la tabla. 4. En un tubo de ensayo coloque una pequeña cantidad de cinc y agréguele ácido clorhídrico diluido. Acerque con precaución una punta en ignición a la boca del tubo y observe el comportamiento del gas desprendido. 5. Coloque 3 mL de disolución de sosa 1 M en un tubo de ensaye, mídale el pH y añada 3 mL de disolución 1 M de ácido clorhídrico al que previamente se le midió también el pH. Registre si hay cambio de temperatura y de pH al finalizar la reacción. 6. A 2 mL de disolución de nitrato de plata agréguele 2 mL de disolución de cloruro de sodio. Uno de los productos obtenidos es cloruro de plata. 7. A unas gotas de disolución de sulfato de cobre agregue unas gotas de amoniaco acuoso. El producto formado es el sulfato de tetraamín-cobre (II). 8. Mezcle en estado sólido una pequeña cantidad de nitrato de cadmio con sulfuro de sodio, presionando para tener mayor superficie de contacto. Uno de los productos obtenidos es sulfuro de cadmio. 9. A 2 mL de disolución de nitrato de aluminio agregue gota a gota sosa diluida y observe los cambios que se producen. Al inicio se forma el hidróxido y posteriormente el aluminato correspondiente. 10. Coloque 20 mL de disolución saturada de silicato de sodio en un frasco pequeño y añada uno o dos cristalitos de las siguientes sales: sulfato de níquel (II), cloruro de calcio, sulfato de cobre (II), sulfato de cobalto (II), cloruro de hierro (III) y sulfato de cromo (III). Deje en reposo aproximadamente 24 horas. Para plantear sus ecuaciones considere que en cada caso se forma el silicato de cada uno de los cationes añadidos. 11. Coloque en una superficie blanca dos o tres cristales de sulfato de níquel (II) y a 2 cm de distancia ponga una gota de etilendiamina. Añada unas gotas de agua entre ambos reactivos para ponerlos en contacto y espere unos minutos. El producto formado es el sulfato de tris etilendiamina níquel (II). 12. En un tubo de ensaye coloque 1 mL de nitrato de cobalto (II), unas gotas de alcohol amílico (no interviene en la reacción) y tiocianato de amonio sólido. Agite. 13. Proponga cinco reacciones diferentes y muéstrelas a su asesor antes de realizarlas experimentalmente.
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DIAGRAMA DE FLUJO.
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OBSERVACIONES Y RESULTADOS
1. ¿Cuáles son los productos de las reacciones químicas involucradas? 2. ¿Cómo se expresan estos procesos mediante ecuaciones químicas? 3. ¿Cómo se pueden clasificar estas reacciones?
CUESTIONARIO. 1. Para hacer la clasificación que se solicita a continuación utilice los resultados de las reacciones que realizó.
2. Clasifique las reacciones con base a las diferencias entre reactivos y productos: a) Identifique las reacciones en que a partir de dos reactivos se obtiene un producto de mayor complejidad. ¿Cómo definiría este tipo de reacciones? ¿Cómo se nombran usualmente? b) Identifique aquellas reacciones en que un reactivo se descompone para dar dos o más productos, para las que hay intercambio de un anión o un catión y para aquellas que hay un doble intercambio. En todos los casos proponga la definición correspondiente al tipo de reacción.
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3. Ahora clasifíquelas con base a su comportamiento químico: a) Mencione en que reacciones hubo formación de precipitado. b) Indique en que reacciones hubo cambios en los números de oxidación de los elementos involucrados, especificando cuáles fueron estos cambios. c) ¿Cómo se denomina a las reacciones en las que hay cambios apreciables de pH? d) Las reacciones en las que se forman compuestos de coordinación, que generalmente dan a las disoluciones una coloración característica, se les pueden clasificar como reacciones en las que se forman "complejos". ¿Qué reacciones caen en esta categoría?
4. Por último, la variación de la temperatura durante un proceso químico, permite otra clasificación para la reacción química a) Indique dos de las reacciones en que fue necesario suministrar energía para que el proceso se llevara a cabo. ¿Cómo se denomina a este tipo de reacciones? Exprese estos cambios en la ecuación usando el símbolo correspondiente. b) ¿En qué reacciones observó un aumento en la temperatura al efectuar el proceso? ¿En cuál fue más evidente? ¿Cómo se denomina a este tipo de reacciones?
5. Defina qué es una reacción química.
6. ¿Qué representa una ecuación química, qué información nos proporciona y qué principios debe satisfacer?
51
CONCLUSIONES.
REFERENCIAS.
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PRÁCTICA 8. Ley de las Proporciones Definidas OBJETIVOS. Demostrar el cumplimiento de la Ley de las Propiedades Definidas. Valorar la importancia de las Proporciones Definidas en la formación de compuestos químicos.
INTRODUCCIÓN. La Ley de las Proporciones Definidas (propuesta inicialmente por Joseph Proust en 1799) establece que un compuesto puro consiste siempre de los mismos elementos combinados en la misma proporción por peso. El compuesto agua, por ejemplo, está siempre formado por los elementos Hidrógeno y Oxígeno, en la misma proporción: 11.19 % de Hidrógeno y 88.1% de Oxígeno por peso y 2 de H y 1 de O por moles. Esto trae como consecuencia que en las reacciones químicas, un peso relativo definido de reactantes produzca un peso relativo definido de productos. Por ejemplo: Si el peso de un ácido que se requiere para neutralizar una base, es de 2,35 veces el peso de la base, esta relación será cierta sin importar que se refiera a unos pocos miligramos, kilogramos o toneladas. Esta ley es aplicable para cualquier reacción. En esta práctica de laboratorio se comprobará la Ley de las proporciones definidas haciendo reaccionar el zinc (metal) con ácido clorhídrico. Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
MATERIALES Y REACTIVOS. Granalla de Zn HCl (6M) Agua destilada Balanza 4 tubos de ensayo 1 cápsula porcelana 1 gradilla 1 pinza para tubos de ensayo 1 probeta de 10mL Espátula
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1 Vidrio Reloj 1 Mechero 1 tela de asbesto 1 tripie
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 1. Enumere cuatro tubos de ensayo y coloque en ellos una cantidad de cinc previamente pesada entre 0.2, 0.3, 0.4, 0.5 g. 2. Mida 1.0 mL de HCl 3M y añada esta cantidad a cada tubo de ensayo. Observe y anote cuando suceda. 3. Pese una cápsula de porcelana vacía e introduzca en ella el líquido de uno de los tubos de ensayo (si ha quedado cinc lavarlo con un poco de agua y añada el líquido a la Cápsula). Seque el cinc que no ha reaccionado en el horno (110oC – 10 minutos), seguidamente ubíquelo en el desecador por 10 minutos y péselo. 4. Caliente la disolución y se formará un residuo blanco de cloruro de cinc. Prosiga el calentamiento un rato más. 5. Anote las observaciones. Deje enfriar la cápsula y vuelva a pesar. Anote los resultados. 6. Repita el procedimiento con los otros tres tubos de ensayo. Los datos se anotarán en la siguiente tabla: Ensayo Zn utilizado Zn que Masa del m reactivo reaccionó compuesto m producto obtenido 1 2 3 4
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DIAGRAMA DE FLUJO.
OBSERVACIONES Y RESULTADOS
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CUESTIONARIO. ¿Es constante la última columna?
¿Se cumple la ley de las proporciones definidas?
¿Cuál es la proporción en la que se combinan el cinc y el cloro?
¿Hay desprendimiento de gases en la reacción? ¿Qué gas se desprende? ¿Cómo se puede comprobar?
CONCLUSIONES.
REFERENCIAS.
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PRÁCTICA 9. Tipos de Reacciones Químicas OBJETIVOS. Identificar algunas reacciones químicas tales como de oxidación - reducción, neutralización, que ofrecen cambios de color u otros cambios que pueden observarse con facilidad. Adquirir habilidades y destrezas en el uso de la cristalería del laboratorio químico.
INTRODUCCIÓN La reacción química es el cambio químico que sufren las sustancias dando origen a otra u otras con propiedades diferentes. Según la absorción o liberación de energía durante el proceso, las reacciones se clasifican en endotérmicas (se absorbe energía) y exotérmicas (se libera energía). Na + H2O
→
NaOH +
2KClO3
→
2KCl + 3 O2 Endotérmica
H2
Exotérmica
Otros tipos de reacciones químicas son: reacciones de combinación o síntesis, de descomposición y de desplazamiento (el desplazamiento puede ser simple o doble). SO2
+
H2O
2KClO3 CuOH +
Na
H2SO4 +KOH
→
H2SO3
Combinación
→
2KCl + O 2
Descomposición
→
NaOH + Cu Desplazamiento.
→
K2SO4 + H2O
Desplazamiento doble (de neutralización)
También están las reacciones de oxidación - reducción (redox), las cuales son reacciones que implican ganancia y pérdida de electrones. Oxidación se define como la pérdida de electrones. En todas las reacciones redox, el número de electrones transferidos por el agente reductor (sustancia que se oxida) es igual al número de electrones recibidos por el agente oxidante
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(sustancia que se reduce). La pérdida de electrones es pues igual a la ganancia de electrones, por eso la reducción y la oxidación son procesos simultáneos. Toda ecuación redox se puede representar por dos semi-reacciones: en una ocurre la oxidación y en otra la reducción. Zn 0 → Cu
+
Zn0 +
Zn++ + 2e- Semi-reacción de oxidación 2e- → Cu++
Cu0 Semi-reacción de reducción →
Zn++ + Cu0 reacción total de redox
En el laboratorio la reacción anterior se lleva a cabo agregando una laminita de zinc metálico a una disolución de CuSO4. El metal zinc precipita como metal de color café opaco.
MATERIALES Y REACTIVOS. Mechero Tubos de ensayo Gotero Cápsula de porcelana Gradilla Probeta de 10 mL Disolución de almidón al 1% Disolución 0,05 M de yoduro de K Disolución 0,05 M de SnCl2 Disolución 0,05 M de HgCl2 Disolución al 3% de peróxido de Hidrógeno. Disolución 0,05 M de Cloruro de hierro (III) Laminillas de Zinc Ácido acético 0.1M NaOH 0.1 M, Laminillas de Mg. Fenolftaleína Disolución de Tiosulfato de sodio Disolución de sulfato de cobre (II)
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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL. PARTE A Neutralización Coloque en un tubo de ensayo 5 mL de ácido acético, con fenolftaleína y con un gotero agregue gota a gota 5 mL de NaOH. PARTE B Reacción con un metal (Mg) Coloque 5 mL de ácido acético en un tubo de ensayo y añada una pequeña lámina de Magnesio. Anote sus observaciones. PARTE C Acidifique 5 mL de disolución de almidón-yoduro de potasio con ácido sulfúrico diluido y agregue unas cuantas gotas de peróxido de hidrógeno. PARTE D Agregue gota a gota una disolución de cloruro de estaño (II) a 5 mL de cloruro de mercurio (II). Anote sus observaciones PARTE E Diluya tres gotas de disolución de tiosulfato de sodio en 10mL de agua. Coloque la disolución en una cápsula de evaporación y agréguele 1mL de suspensión de almidón; adicione luego, gota a gota y con agitación constante disolución de yodo, hasta obtener un color azul claro permanente. PARTE F Ponga una laminilla de Zinc y coloque 5mL de disolución de sulfato de cobre (II) en una cápsula de evaporación y agregue una laminita de zinc metálico. Caliente suavemente hasta que desaparezca el color.
59
DIAGRAMA DE FLUJO.
OBSERVACIONES
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CUESTIONARIO. 1. Señale el agente oxidante y el reductor en cada parte de este experimento.
2. Defina: Oxidación, Reducción, Agente Oxidante y Agente Reductor en términos de pérdidas y ganancias de electrones.
3. Defina los mismos conceptos, pero en términos de pérdida y ganancia de oxígeno y de hidrógeno (esta conservación limitada de redox es útil en procesos biológicos).
4. Equilibre por el método de pérdida y ganancia de electrones todas las reacciones de este experimento.
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5. ¿Cuál es el número de oxidación de cada elemento en los siguientes compuestos: NH4NO3; NH4NO2; CaCl2; CaOCl2; Na2S4O6; CuSO4.5H2O; KMnO4; K2MnO4; HClO; HClO2; HClO3; HClO4; PbO2; PbSO4.
CONCLUSIONES.
REFERENCIAS.
62
PRÁCTICA 10. Reacciones de Precipitación y Filtración OBJETIVOS. Llevar a cabo una reacción de doble desplazamiento, recolectar el precipitado resultante por filtración. Determinar si al realizar una mezcla de dos soluciones se formará o no un precipitado.
INTRODUCCIÓN. Una guía invaluable para predecir si es posible disolver un soluto en un solvente es “Lo semejante disuelve a lo semejante”, de tal manera que los solutos no polares se disolverán en solventes no polares, por ejemplo el naftaleno C10H8 se disuelve rápidamente en hexano C6H14, porque ambos son hidrocarburos no polares. Los solutos que son polares tienden a disolverse en solventes polares, por ejemplo la sacarosa, se disuelve rápidamente en agua, ya que ambos compuestos son polares.
MATERIALES Y REACTIVOS. 2 Matraces Erlenmenyer de 250 mL 1 probeta de 100 mL 1 embudo de filtración 1 espátula 1 equipo de calentamiento 1 pizeta 1 agitador de vidrio CaCl2∙ 2H2O Na2CO3∙10H2O Papel filtro
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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 1. Pese un matraz y anote su peso en una tabla. 2. Añada alrededor de 5 gr de CaCl2∙ 2H2O 3. Anote los pesos necesarios en la tabla 1 4. Pese el segundo de los matraces y anote su peso. 5. Agregue al matraz 2 alrededor de 13 g de Na2CO3∙10H2O 6. Anote los pesos necesarios en la tabla. 7. Agregue a cada matraz 50 mL de agua destilada y agite hasta lograr una solución. 8. Vacíe la solución de carbonato de sodio en el matraz 1. 9. Enjuague con aproximadamente 5 mL de agua destilada el matraz 2 y agregue este líquido al matraz 1 10. Observe la formación de un precipitado. Anote la forma de este. 11. Para lograr cristales de mayor tamaño, se deberá calentar hasta aproximadamente 95°, una vez alcanzada esta temperatura, dejara enfriar a temperatura ambiente. 12. Una vez formado nuevamente el precipitado (cuando este frio) se deberá filtrar. (en un papel filtro previamente pesado) 13. Colocar el papel filtro en la estufa para que se seque. 14. Pesar el papel filtro con el precipitado formado. TABLA Masa del matraz 1 vacio Masa del matraz y el CaCl2∙ 2H2O Masa del CaCl2∙ 2H2O Masa del CaCl2 Masa del matraz 2 vacio Masa del matraz y el Na2CO3∙10H2O Masa del Na2CO3∙10H2O Masa del Na2CO3 Masa del papel filtro Masa del papel filtro y el precipitado Masa del precipitado
g
64
DIAGRAMA DE FLUJO.
OBSERVACIONES.
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CUESTIONARIO. 1. Escriba la ecuación correspondiente a la reacción
2. Identifique el precipitado
3. Explica porque los cationes en soluciones acuosas son atraídas por los oxígenos de las moléculas de agua y porque los aniones son atraídos por los hidrógenos de las moléculas del agua.
4. ¿Cuales mezclas de los siguientes compuestos forman una solución? a) C20H42 y H2O b) HCl y H2O c) CH3OH y H2O d) CCl4 y H2O 5.- ¿Cuáles de los siguientes compuestos iónicos son solubles en agua? a) CsCl b) K2CO3 c) MgSO4 d) AgCl e) CuS f) NaOH g) NiSO4 h) FeCl3
CONCLUSIONES.
REFERENCIAS.
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BIBLIOGRAFIA RECOMENDADA. 1. Manual de prácticas de Química en Microescala Gomez Alvarez Mercedes Centro mexicano de química en microescala Universidad Iberoamericana 2. Microescala. Química general. Manual de Laboratorio Carrillo Alvarez Mirna, González Muradas Rosa Ma, et al. Prentice Hall Cuarta edición 2002 3. Química experimental. Prácticas de Laboratorio Zarraga Mc Graw Hill Primera edición 2005 4. General Chemestry Laboratory Manual Van Koppen Petra Mc Graw hill 2003 5. Laboratory Manual. Chemestry a world of choices Kelter Paul, Carr James, et al Mc Graw Hill Segunda edición 2006
67
Toxicidades, Propiedades y Medidas de seguridad de las sustancias empleadas.
68
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70
Fundamentos de la Práctica en el Laboratorio de Química General. Este libro se terminó de reproducir el 7 de diciembre de 2016 con un tiraje de 250 discos. Y fue elaborado por miembros de la Academia de Química Inorgánica de la Facultad de Ciencias Químicas de la Universidad Autónoma de Coahuila en la ciudad de Saltillo, Coahuila. México.
