Manual de Fundamentos de Química 2008

UNIVERSIDAD PEDAGÓGICA EXPERIMENTAL LIBERTADOR

INSTITUTO PEDAGÓGICO DE CARACAS DEPARTAMENTO DE BIOLOGÍA Y QUÍMICA

CÁTEDRA: QUÍMICA GENERAL FUNDAMENTOS DE QUÍMICA

Manual de Laboratorio “Fundamentos de Química”

Elaborado por los Profesores Rafael Pujol Michelena, Yanetti Contreras, Catalina Betancourt y el Preparador

Cherski Berris

Caracas, 2008

Cátedra de Química General/Manual de Laboratorio “Fundamentos de Química”

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Introducción:

El curso de fundamentos de química se encuentran entre los

primeros cursos que estudian los educandos de las especialidades de

Biología y Química dentro de su proceso de formación, este le permitirá

al estudiante adquirir una visión de la Química como ciencia en

evolución, logrará conocimientos sobre conceptos, principios, leyes y

teorías fundamentales, lo que le permitirá la aplicación de estos

conocimientos en el contexto ambiental, social y tecnológico, y

contribuirá al desarrollo de valores éticos desde la perspectiva de la

Ciencia.

El siguiente manual pretende proporcionar a los estudiantes de

Biología y Química las técnicas experimentales básicas en Química, que

son esenciales para la profundización en los distintos campos de su

actividad profesional y logren encontrar su aplicabilidad en cada una

de sus especialidades

El Laboratorio de Fundamentos de Química suministrará una

herramienta útil al estudiante para que pueda relacionarlo con los

conocimientos tratados previamente en la parte teórica.

Usuarios ha quien va dirigido el siguiente manual de laboratorio:

El siguiente manual va dirigido a los estudiantes de Biología y

Química del Departamento de Biología y Química del Instituto

Pedagógico de Caracas, que cursan la asignatura de Fundamentos de

Química.


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Orientaciones Didácticas para el Profesor

Al utilizar esta selección de prácticas de laboratorio y su discusión,

podrás enseñar y practicar con tus estudiantes el manejo y utilización de

los materiales e instrumentos de medida comúnmente empleados en un

laboratorio de Química, además de evidenciar algunos fenómenos de

importancia en el laboratorio, que podrán complementar el trabajo

realizado previamente en las clases de teoría.

Las prácticas de este manual son de dos tipos: estructuradas y no

estructuradas, estas últimas, con el objeto de presentarle al estudiante

una problemática, la cual debe resolver y en varios casos diseñar su

propio procedimiento experimental.

Los laboratorios aquí descritos se sometieron a una crítica y revisión

permanente. Aprovechando la experiencia de prácticas anteriores y

llevando a cabo cada trabajo experimental, los profesores de la

cátedra de Química General establecieron en forma precisa las

condiciones necesarias de experimentación de cada una de las

experiencias presentadas.

Orientaciones Didácticas para el Estudiante

Apreciado estudiante a continuación se te presentan las

instrucciones y precauciones generales que debes tomar en cuenta

cuando trabajes en el laboratorio de Fundamentos de Química, si las

sigues con detenimiento se te hará el trabajo más fácil, además que si

las prácticas se convertirán en parte de tu rutina de trabajo en el

laboratorio de está asignatura y en las próximas asignaturas de la

especialidad que requieran este tipo de trabajo. Recuerda que tú

como futuro docente tendrás que enseñar estas recomendaciones a tus

estudiantes.


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1. Recuerda que el laboratorio es un lugar de trabajo.

2. Utiliza siempre una bata protectora.

3. Familiarízate con los materiales de laboratorio de tu equipo, si falta algo,

comunícalo al profesor encargado.

4. Los libros y objetos personales no debes colocarlos sobre la mesa del

laboratorio, en ella solo deben estar los aparatos y materiales que

usarás.

5. Si alguna sustancia química salpica o cae en tu piel o en tus ojos, lávales

rápidamente y a fondo, con abundante agua y avísale al profesor

encargado.

6. No pruebe ni toque con las manos ningún compuesto químico ni

disolución.

7. Cuando se desea conocer el olor de una sustancia, no acerque la cara

directamente sobre el recipiente. Abanique un poco el vapor hacia la

nariz, moviendo la mano sobre la superficie del mismo.

8. Cuando se calienta una sustancia en un tubo de ensayo, dirija el

extremo abierto del tubo hacia una parte que no pueda dañarlo a

usted o a sus compañeros, tomando en cuenta que el contenido del

tubo puede proyectarse al exterior.

9. para preparar una disolución acuosa diluida en un ácido, vierta siempre

el ácido concentrado sobre el agua, nunca el agua sobre el ácido.

10. Antes de usar los reactivos, lea detenidamente la etiqueta del

recipiente.

11. Conserva limpio los materiales del laboratorio.

12. A continuación se presentaran algunas reglas y consejos generales para

la elaboración del informe de laboratorio. Es importante resaltar que las

normas de presentación están muy bien establecidas en el Manual de

elaboración de trabajos de grado y tesis doctorales de la UPEL, el cual

está basado en las Normas APA para la presentación de trabajos de

investigación.


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INSTRUCCIONES Y ESQUEMA GENERAL PARA LA ELABORACIÓN DE

INFORMES DE LABORATORIOS

Estructura general:

1. Introducción: En esta sección; que es el preámbulo del informe, se

debe plantear la forma cómo está estructurado cada una de sus

partes, un resumen muy breve de cada sección, así como

también algunos aspectos importantes del trabajo de laboratorio

como, por ejemplo, las técnicas aplicadas, posibles limitaciones,

entre otros. Algunos autores opinan que en la introducción de un

trabajo científico debe incluirse el objetivo central de la

investigación.

2. Objetivos: Se debe plantear el objetivo general y los objetivos

específicos del trabajo de laboratorio, indicando en cada uno de

ellos el qué, el cómo y el para qué. Un ejemplo de esto sería:

Determinar la masa de cromo en una sal soluble por precipitación

como cromato de bario.

3. Marco teórico: Se realiza un esbozo bibliográfica de los conceptos

más relevantes relacionados con el trabajo de laboratorio que se

llevó a cabo, respetando los parámetros de las normas APA

(Manual UPEL) para realizar citas textuales, inferencias,

parafraseo, etc.

4. Metodología: También conocido, como marco metodológico,

comprende los procedimientos de todas las experiencias que se

realizaron en el trabajo de laboratorio, utilizando los esquemas de

denominados “marchas analíticas”.

5. Resultados: Contiene los gráficos, cuadros y otras ilustraciones que

resuman los resultados obtenidos en el trabajo de laboratorio, sin

explicar los procedimientos de laboratorios.


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6. Análisis de resultados: Esta es una de las partes más importantes

del informe. Utilizando citas bibliográficas se ponen en discusión

los resultados obtenidos, las posibles fuentes que introdujeron error

a la experiencia, el método utilizado, etc.

7. Conclusiones: Se elaboran las conclusiones del trabajo de

laboratorio, en base a los objetivos planteados y los resultados

obtenidos.

8. Bibliografía: utilizando las normas APA (Manual UPEL), se

referencian las fuentes utilizadas, ordenándolas en forma

alfabética, etc.

Objetivos del Manual:

• Dominar las medidas de seguridad del laboratorio de química,

aplicando todas las que correspondan a las actividades que

desarrolla en este curso.

• Conocer y utilizar adecuadamente utensilios de uso común de

laboratorio, incluyendo los de vidrio.

• Diferenciar entre las propiedades extensivas e intensivas de los

materiales.

• Determinar matemática y experimentalmente algunas

propiedades físicas de los materiales.

• Aplicar las diferentes técnicas de separación de mezclas.

• Reconocer diferentes soluciones y sus concentraciones en

productos de uso cotidiano.

• Clasificar las soluciones de acuerdo a su concentración y el

estado físico de sus componentes.

• Reconocer las diferentes unidades para expresar la

concentración de una solución.

• Interpretar cuantitativamente la concentración de una solución.


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• Aplicar la técnica correcta para preparar soluciones, a partir de

sólidos, líquidos y de solución madre.

• Aplicar el significado de la concentración de una solución para la

resolución de diferentes problemas.

• Interpretar lo que ocurre en una reacción química a nivel

microscópico.

• Interpretar los números asociados a las ecuaciones químicas.

• Clasificar las reacciones químicas de acuerdo a diferentes

criterios.

• Explicar las leyes involucradas en la información cuantitativa que

suministra una ecuación química.

• Balancear ecuaciones químicas, aplicando el método del

“balanceo por tanteo”.

• Establecer las relaciones estequiométricas en una ecuación

química.

• Aplicar las relaciones estequiométricas asociadas a las

ecuaciones químicas para la resolución de diferentes problemas.

A continuación se presentan la descripción de las actividades para

el logro de los objetivos.


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TRABAJO DE LABORATORIO Nº 1

DETERMINACIÓN DE PROPIEDADES: MASA, VOLUMEN, DENSIDAD Y CARGA ELÉCTRICA

DE ALGUNOS MATERIALES

En la naturaleza nos encontramos con diversos tipos de materiales, cada

uno de ellos presentan propiedades que nos permiten diferenciarlos e

identificarlos. En esta oportunidad podrás realizar varias experiencias que te

permitirán determinar las propiedades extensivas e intensivas de distintos

materiales. ¿En qué se fundamentan estas propiedades? Define cada una de

ellas.

INSTRUCCIONES:

1. ¿Cómo calcularías el volumen de los siguientes sólidos regulares: esfera,

pirámide, paralelepípedo, cilindro, cubo?

2. ¿Cómo determinarías el volumen de un sólido irregular?, ¿En qué

consiste el Principio de Arquímedes?. Diseña un procedimiento para

determinar el volumen de un sólido irregular y aplícalo a las diferentes

muestras que se te entregaran. Registra tus observaciones y resultados

en una tabla de datos.

3. Determina la masa de los materiales que se te entreguen, Registra tus

observaciones y resultados en una tabla de datos.

4. Construye una gráfica de masa vs volumen con los datos obtenidos en

los pasos N° 3 y 4. ¿Qué forma tiene? ¿Qué relación matemática entre

masa y volumen implica dicha gráfica?

5. Determina la densidad de los materiales que utilizaste en los pasos N° 3

y 4.

6. Infla un globo hasta llegar aproximadamente a la mitad de su

capacidad, a continuación pica pedacitos muy finos de papel y

colócalos sobre una superficie lisa. Toma una porción de fieltro y frota el

globo sobre él durante aproximadamente 30 segundos. Por último

desliza el globo por encima de los papelitos costados (a

aproximadamente 5 cm de altura) y observa que ocurre. Repite la

experiencia, pero esta vez desplaza el globo una vez frotado en el

fieltro, sobre la cabellera de uno de tus compañeros y observa

detenidamente que ocurre. ¿Cuáles principios científicos pueden

explicar este fenómeno ?, ¿a qué propiedad de la materia obedece?.


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TRABAJO DE LABORATORIO Nº 2

DETERMINACIÓN DEL PUNTO DE FUSIÓN Y PUNTO DE EBULLICIÓN DE ALGUNOS MATERIALES

El mundo en que vivimos es una miríada de formas, sonidos, olores

y sabores. Nuestros sentidos nos ayudan a describir esos objetos

presentes en nuestra existencia. Algo parecido sucede con cualquier

sustancia: sus propiedades exclusivas nos permiten identificarla y

predecir sus interacciones.

¿Cómo reconocemos a las sustancias? Cada sustancia tiene un

conjunto de propiedades característico de ella, y que le da su identidad

exclusiva. Las propiedades son las características inherentes de una

sustancia que se pueden determinar sin alterar su composición y están

relacionados con su existencia física.

A continuación se presentan una serie de actividades referidas a

propiedades como temperatura, punto de fusión y punto de ebullición.

1. Determina la temperatura de 30 cm3 y 10 cm3 de vinagre y/o

agua. Registra tus observaciones y resultados.

2. Determina el punto de fusión de una muestra sólida:

El punto de fusión es una de las constantes físicas más utilizada por

los químicos, en especial los químicos orgánicos. Por definición el punto

de fusión es la temperatura a la cual conviven en equilibrio la fase sólida

y la fase líquida de una muestra, lo que en palabras más sencillas se

traduce como la temperatura a la cual una muestra solida se vuelve

líquida a 1 atm. Aunque el punto de fusión de una muestra pura

depende en pequeño grado de la presión externa, se necesitaría

presiones muy elevadas para producir una variación apreciable en esta

constante.

Sin embargo esta propiedad característica puede verse

seriamente afectada con la presencia de impurezas en la muestra ha

analizar, por ello el punto de fusión es un excelente criterio para la

determinación del grado de pureza de un muestra. Como regla general

las impurezas tienden a descender el punto de fusión de la muestra y

aumentar el rango de fusión. La determinación del punto de fusión de


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una muestra es muy sencilla pero se debe tener precaución en la

manipulación de la muestra.

Procedimiento: 1.- Toma una porción de la muestra que te proporcione el profesor e

introduce una pequeña cantidad de ella en un capilar de extremo

cerrado (1,0 mm x 8,0 mm), no debes introducir una cantidad excesiva

ya que introducirás mayor error a la determinación. De ser necesario

debes pulverizarla para facilitar este pasó.

2.- Con una banda de goma, une el capilar al bulbo del termómetro

teniendo cuidado de no romper el capilar.

3.- Llena el tubo thieler con Glicerina o agua (según te lo indique el

docente) hasta cubrir la sección de convección del thieler.

4.-Realiza el montaje como se te muestra en la figura 1 e introduce el

termómetro con el capilar en el tubo thieler sujetándolo con un tapón

de goma con corte transversal.

Figura 1: Montaje del tubo Thiele para la determinación del tubo de

fusión


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5.- Comienza a calentar suavemente el tubo thieler recordando que

este se realiza desde el asa de convección, no desde el fondo del tubo

thieler.

6.- Registra en uns tabla las temperaturas desde que la muestra

comienza a fundir hasta que funda completamente en intervalos de 1

segundo. Como regla general se considera como que una muestra pura

a fundido correctamente cuando el intervalo observado esta

comprendido entre los 0,5- 1,0 °C

Tomado y adaptado de:

Brewster, R., VanderWert, C. y McEwen W. (1970) Curso Practico de

Química Orgánica. 2da ed. Madrid: Editorial Alhambra, S. A.

Recomendaciones:

Antes de realizar la practica busca en la bibliografía conceptos

basicos relacionados con la practica y la técnica adecuada para

realizar cada uno de estos pasos. Si tienes alguna duda puedes

consultar con tu preparador. Para tu informe debes discutir el valor

obtenido vs. el valor real exprezando claramete cuales pueden ser las

fuentes errores de la determinacion, para ello debes consultar la

bibliografia y utilizarla como respaldo.

3. Sugiere un procedimiento para determinar el punto de ebullición del agua.

Nota: 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


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normal de ebullición en un factor proporcional a la diferencia de

presiones.

Ecuación de Corrección del punto de ebullición obtenido:

0,0012(760 )( 273 )

facto r de corrección en grados centig rados (°C ) ap licab le a

la tem pera tu ra de ebu llic ion (t) ob ten ida a la p resion (p ) en m m Hg

t p t

t

∆ = − +

∆ =

4. Diseña los modelos de tablas para registrar tus observaciones y resultados.

5. Basado en los resultados experimentales clasifica cada una de las

propiedades que determinaste en la práctica de laboratorio anterior (temperatura, masa, volumen y densidad) y en este trabajo de laboratorio (punto de fusión, punto de ebullición y solubilidad) como intensivas o extensivas, y como no características y características.

6. ¿En qué se diferencian los dos tipos de clasificación? ¿Cuál es el

criterio de clasificación utilizado en cada caso?


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PRÁCTICA DE LABORATORIO N° 3

DETERMINACIÓN DE ALGUNAS PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

A mediados del siglo XIX los científicos descubrieron que al acomodar

todos los elementos conocidos según sus propiedades y en una secuencia

creciente de masas atómicas, las propiedades de los elementos se repetían de

manera regular, o periódica. En este laboratorio, vas a investigar algunos

elementos químicos y a clasificarlos como metales, no metales o semimetales.

Por ¡o general, los metales son sólidos a temperatura ambiente, tienen brillo

metálico, son maleables y conducen la electricidad. Por otra parte, los no

metales pueden ser sólidos, líquidos o gases a temperatura ambiente y son

malos conductores de la electricidad. Si un no metal es sólido, es posible que

sea quebradizo más que maleable. Por su parte, los semimetales combinan

algunas de las características de los metales y de los no metales.

Tus datos experimentales te ayudarán a clasificar algunos elementos

como metales, no metales o semimetales, y a determinar la tendencia general

de las características metálicas y no metálicas dentro de la tabla periódica.

Objetivos: a) Observar las propiedades de muestras de elementos metálicos, no

metálicos y semimetales. b) Clasificar a los elementos como metales, no metales o semimetales. c) Analizar los resultados para descubrir las tendencias de las propiedades

de los elementos de la tabla periódica. Procedimiento: 1. Prepare una tabla de datos como la que se muestra (Cuadro 1).

2. Observa y anota las características de los elementos proporcionados.

Incluye en tu descripción el estado físico, color y otras características evidentes

como el brillo metálico, su dureza respecto a fa uña y su magnetismo.

3. Retira un poco de muestra de cada uno de los elementos. Coloca las

muestras sobre una superficie dura que haya designado tu profesor. Golpea

ligeramente cada muestra con el martillo. Un elemento es maleable si se

aplana con los golpes, y es quebradizo si se hace pedazos al golpearlo.

4. Coloca en un cilindro graduado cierta cantidad de agua e introduce

cada una de las muestras por separado para comparar su densidad con

respecto a la del agua

5. Para probar la conductividad de los elementos, conecta los electrodos

del aparato medir la conductividad a un trozo de elemento. Si el bombillo se

enciende, tienes una evidencia de conductividad


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Preguntas de Interpretación:

a) Clasifique los elementos investigados, según sus propiedades. ¿Cuáles elementos mostraron las características generales de los metales, de los no metales o una combinación de características metálicas y no metálicas.

b) Enumera y define varias de las propiedades físicas específicas de los metales y de los no metales. Elabora un cuadro comparativo.

c) ¿Las características metálicas de los elementos a lo largo de un periodo parecen aumentar de izquierda a derecha o de derecha a izquierda? ¿Las características metálicas de los elementos de un grupo aumentan de arriba hacia abajo o de abajo hacia arriba?

Tabla de Resultados:

Cuadro 1. Algunas propiedades físicas de los elementos químicos.

Tomado y adaptado de: Pedrozo, J. y Torrenegra, R. (2000). Exploremos la Química I. Bogotá: Prentice

Hall.

Phillips, J., Strozak, V. y Wisírom, C. (2000). Química conceptos y aplicaciones,

México: McGraw-Hill.

Elemento Aspecto Color Brillo

metálico

Dureza

Maleable o

quebradizo

Atracción

por el

imán

Densidad

respecto

al agua

Conductividad

eléctrica

1

2

3

4

5

6


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TRABAJO DE LABORATORIO N° 4

REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS

El presente trabajo de laboratorio tiene como principales propósitos

que: a) Realices y observes reacciones químicas sencillas.; b) Escribas !as

ecuaciones químicas correspondientes y c) Clasifiques los cambios

químicos realizados como reacciones de: Combinación,

descomposición, desplazamiento o sustitución, doble desplazamiento o

doble descomposición y neutralización.

Indicaciones Generales:

Lee cuidadosamente el procedimiento a seguir en cada una de las

experiencias, antes de llevarlas a cabo; así podrás conocer las

precauciones que debes tomar y los instrumentos y reactivos que

necesitas. Si tienes alguna duda, pregúntale a tu profesor, antes de

realizar cualquier experiencia.

Es importante que observes las características de los materiales

(color, estado físico, brillo, etc.) antes y después de ocurridos los

cambios. Anota todas tus observaciones.

Asegúrate de no contaminar una solución con otra, utilizando cada

vez goteros o pipetas previamente lavados.

Cumple con las medidas de seguridad; sobre todo al manipular

soluciones acidas, al encender y manipular mecheros o cualquier otra

que señale tu profesor.

Experiencia 1: En un matraz erlenmeyer, coloca unos 25 mL de agua

destilada y coloréala con unas gotas de anaranjado de metilo. Llena

con azufre en polvo, más o menos hasta la mitad, una cucharilla de

combustión. Caliéntala en la llama de! mechero, hasta que el azufre

comience a quemarse. Inmediatamente, introduce la cucharilla de

combustión en el matraz, tapando su boca con una toalla de papel,

para que no escapen los productos de la reacción. Realiza esto bajo la

campana extractara encendida. Además, toma la precaución de que

la cucharilla no se ponga en contacto directo con e! agua. Agita

vigorosamente, hasta que observes algún cambio.


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Experiencia 2: Con el filo de una espátula metálica, elimina la capa

oscura de una cinta de 5 cm de magnesio, de tal forma que quede

completamente brillante. Mediante una pinza para crisoles, toma la

cinta por uno de sus extremos e introdúcela en la llama del mechero.

Coloca el producto de la reacción en un vidrio de reloj. Agrégale unos 3

mL de agua destilada y mezcla con un agitador. Añádele a esta mezcla

de 2 a 3 gotas de una solución de fenolftaieína.

Experiencia 3: Coloca por separado, en 2 tubos de ensayo, 1 mL de

una solución de un ácido clorhídrico (0,1 mol/L) y 1 mL de una solución

básica de hidróxido de sodio (0,1 mol/L). Agrégate, tanto a la solución

acida como a la básica, una o dos gotas de la solución de anaranjado

de metilo. Realiza la misma prueba con las soluciones acida y básica,

pero utilizando esta vez la solución de fenolftateína. Compara los

resultados con los obtenidos en las experiencias 1 y 2. Luego, agrega

gota a gota, solución de ácido clorhídrico (0,1 mol/L) a los 2 tubos que

contienen la base y solución de hidróxido de sodio (0,1 mol/L) a los 2

tubos que contienen al ácido, hasta que ocurra un cambio de color, en

cada caso.

Experiencia 4: Coloca en un tubo de ensayo unos 5 mL de una

solución diluida de peróxido de hidrógeno (agua oxigenada). Agrégale

una pequeña porción (aproximadamente la punta de una espátula) de

dióxido de manganeso. Tapa, inmediatamente, la boca del tubo con el

dedo pulgar. Cuando sientas suficiente presión, introduce rápidamente,

en la boca del tubo, una astilla de madera con un punto de ignición.

Experiencia 5: Coloca, en un tubo de ensayo, unos 5 mL de solución

diluida de ácido clorhídrico. Deja caer en la solución una cinta de 2 cm

de magnesio, a la que previamente le hayas eliminado la capa oscura.

Inmediatamente, tapa con el dedo pulgar la boca del tubo. Cuando

sientas suficiente presión, introduce rápidamente un fósforo encendido,

en la boca del tubo. Observa las paredes del tubo, antes y después de

haber introducido el fósforo.

Experiencia 6: Coloca por separado, en 3 tubos de ensayo, 2 mL de

solución de ácido sulfúrico diluido, 2 mL de solución de sulfato de sodio y

2 mL de solución de sulfato de cobre (II). Agrégale, a cada una de estas

tres soluciones, 1 mL de solución de cloruro de bario. Deja reposar por

varios minutos y, luego, observa el fondo de los tubos.


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TRABAJO DE LABORATORIO Nº 5 DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA EMPÍRICA DE UN HIDRATO

Una fórmula Química suministra información cualitativa y

cuantitativa. En lo cualitativo indica las sustancias que constituyen al

compuesto y los tipos de átomos, moléculas o iones que posee. En lo

cuantitativo esta información puede ser: 1) el número de átomos de

cada elemento que forma parte de sus moléculas (si el compuesto es

molecular). 2) la relación numérica mínima que existe entre estos

números de átomos. En el primer caso se habla de fórmula molecular y

en el segundo de fórmula empírica. A partir de una fórmula química también se puede establecer relaciones de masas entre las sustancias que constituyen a un compuesto, ya que todo átomo tiene asociado una masa (masa atómica relativa). Si esta masa la expresamos en gramos (masa atómica gramo), la fórmula nos permite saber la cantidad de sustancia (expresada en moles) que hay de cada elemento en una masa determinada del compuesto, O sea, que una fórmula nos da las relaciones numéricas entre los moles de las sustancias constituyentes. Todo lo anterior nos permite afirmar que si se logra realizar en un

laboratorio un análisis cuantitativo de un compuesto a través de un

método gravimétrico (mediante pesadas), se puede entonces calcular

las relaciones entre las masas de las sustancias que lo forman. Esto

permite entonces, fijar la relación numérica mínima entre los moles de

dichas sustancias y de estos datos obtenidos experimentalmente,

establecer la fórmula empírica del compuesto. Esto último es el objetivo

central del presente trabajo de laboratorio.

• Responda a las siguientes preguntas:

1. ¿A qué se llama hidrato? 2. En el siguiente hidrato: Hg(NO)3 . 5H2O ¿Qué significado tienen los

coeficientes y subíndices en la fórmula? 3. En el compuesto anterior ¿Cuál es la relación numérica entre los

moles de sal anhidra y los moles del agua? 4. ¿Cómo podría establecer la masa de agua que hay en cierta masa

del hidrato? 5. Conocida la relación de masas anteriores: ¿Cómo podría establecer

la cantidad de moles de agua por cada mol de sal anhidra. 6. ¿Cómo utilizar esa relación molar para escribir la fórmula del hidrato?


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• Procedimiento: 1. Lleve a masa constante una capsula de porcelana, limpia y seca

con aproximación de 0,01 g. 2. Coloque en ella aproximadamente 2 g de la muestra del hidrato y

pese. 3. Caliente la capsula de porcelana con la muestra del hidrato de

forma suavemente, durante 5 minutos y luego fuertemente durante 15 minutos más.

4. Deje enfriar la capsula en el desecador y pese. 5. Caliente nuevamente la capsula y su contenido 5 minutos más, deja

enfriar y vuelva a pesar. 6. Repita si es necesario, el procedimiento hasta obtener un peso

constante (0,01g). 7. Elabore una tabla para presentar los datos obtenidos. Ejercicio: Una muestra de 0,783 g del compuesto AlK(SO4)2 . XH2O, se

calentó para extraer el agua hasta masa constante. La masa del

residuo es 0,427 g con estos datos determine la fórmula del hidrato.


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PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 6

TÉCNICAS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS

La mayor parte de la materia que nos rodea en la vida diaria está

compuesta de mezclas de sustancias. En algunos casos es obvio que

una muestra es una mezcla, mientras que en otros puede ser necesario

proceder a un examen cuidadoso y usar un instrumental relativamente

complejo para determinar si se trata de una sustancia pura o de una

mezcla de sustancias. Las mezclas se califican en heterogéneas y

homogéneas, según sea posible o no distinguir sus constituyentes.

La separación sólo es posible recurriendo a las propiedades de las

sustancias que componen las mezclas, dado que las mismas las

mantienen (conservan su identidad). Existen diversos procedimientos de

separación, conocidos como de análisis inmediato, y su selección

depende del tipo de mezcla y de la finalidad de la separación,

pudiendo ocurrir que un proceso sea adecuado para una determinada

mezcla y no lo sea para otra.

La separación de las sustancias de una mezcla es importante

para los químicos y en muchas industrias, dado que la mayor parte de

los materiales, sean obtenidos de productos naturales o preparados en

el laboratorio, son mezclas de sustancias.

ACTIVIDAD Nº 1: Aplicación de las Técnicas de Separación de Mezclas

Materiales: • Traer una muestra de tierra y una de agua (puede ser de río o de

mar)

Problema:

¿Cómo separaría los componentes de su muestra?


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ACTIVIDAD Nº 2: Situación Problemática

Al laboratorio en el cual usted trabaja llegaron dos muestras que

contenían los siguientes materiales:

• Muestra # 1: Mezcla de sal, arena, rocas pequeñas y limaduras de hierro.

• Muestra # 2: Mezcla de agua, alcohol y aceite.

Problema:

¿Cómo separaría los componentes de cada muestra?


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PRÁCTICA DE LABORATORIO Nº 7

PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES Y DETERMINACIÓN DE LA SOLUBILIDAD DE UNA SAL A DIFERENTES TEMPERATURAS El agua es uno de los componentes químicos más abundante en

la Tierra; grandes áreas de las regiones frías del globo están cubiertos de agua en forma de hielo y, en estado líquido, cubre las 5/7 partes de la corteza terrestre. El suelo, las plantas y los animales la contienen en diferentes proporciones. Las propiedades físicas del agua se explican por su capacidad para formar puentes de hidrógeno, su polaridad. Una de las propiedades físicas más importantes del agua es su facultad de disolver gran número de sustancias. Al estudiar las disoluciones se hace diferencia entre las sustancias que se disuelven y aquellas en las cuales se produce la disolución. La sustancia que se disuelve se llama soluto y la sustancia en la cual se produce la disolución se llama disolvente.Una disolución se forma cuando las moléculas o iones de la sustancia que se disuelve se dispersa entre las del disolvente hasta lograr una distribución uniforme y estable. La cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una determinada cantidad de disolvente a una temperatura dada se le conoce con el nombre de solubilidad.

En Química no es suficiente determinar los componentes de una solución: debe tenerse un conocimiento de la cantidad presente de cada uno de ellos. En una muestra cualquiera la relación entre cantidad de soluto y solvente se denomina concentración de la disolución, y puede ser determinada en forma cualitativa (diluida, concentrada, etcétera) o en forma cuantitativa (expresada en unidades de concentración: partes por millón ppm, concentración mol/dm3, entre otras).

Los coloides son mezclas intermedias entre las disoluciones y las suspensiones. Las partículas de los coloides son más grandes que las moléculas que forman las disoluciones. El tamaño de las moléculas de un coloide permite diferenciarlo de una disolución y de una suspensión. En los coloides no hay sedimentación al dejarlos en reposo.

Las propiedades específicas de los coloides son: efecto Tyndall (reflexión y refracción de la luz producida por las partículas coloidales), movimiento browniano (múltiples choques en una partícula coloidal por acción de su entorno) y electrofóresis (demuestra que las partículas coloidales poseen cargas eléctricas).


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A continuación tendrás la oportunidad de resolver algunos problemas que te proponen la preparación de disoluciones considerando diferentes solutos y concentración de las disoluciones, previamente deberás realizar los cálculos necesarios para conocer las cantidades exactas de soluto que debes medir.

Actividades

A.- Plantea el procedimiento en forma de marcha analítica que deberás seguir para preparar las siguientes disoluciones:

1. Preparar 100 cm3 de una disolución 0,1 mol/dm3 a partir de ácido

clorhídrico concentrado al 37 % m/m y ρ= 2, 19 kg/dm3.

2. Preparar 100 cm3 de una disolución de CuSO4.5H2O a una

concentración de 0,1 mol/dm3.

a) ¿Cuál seria la concentración en mol/dm3 de la sal anhidra?

3. Preparar 10 cm3 de una disolución de un colorante al 1% m/V a

partir de una solución al 10 % m/V.

4. En el laboratorio se te entrega un volumen determinado de una

disolución de CuSO4.5H2O a una concentración de 18% m/m.

¿Cómo podrías expresar esa concentración en mol/dm3.

B.- Determina la solubilidad del Nitrato de Potasio a diferentes temperaturas y realiza la curva de solubilidad correspondiente:

Procedimiento:

1- Medir 1.00 g de KNO3 y agregarlo en un tubo de ensayo grande.

2- Añadir 2 mL de agua destilada medidos en un cilindro graduado.

3- Calentar suavemente el tubo de ensayo con la muestra en un

Baño de María hasta disolver el sólido y sin permitir que el agua

hierva.


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4- Luego de que se disuelva el sólido se debe retirar el tubo de

ensayo del baño e introducir el termómetro.

5- Se deja enfriar y se registra la temperatura a la cual empieza la

cristalización.

6- Con la disolución resultante se repite la experiencia añadiéndole

1.00 g más de KNO3 y 2 gotas aproximadamente de agua

destilada con el fin de compensar las pérdidas por evaporación.

En este punto se deben repetir los pasos 3, 4 y 5 anteriormente

descritos.

7- Se debe repetir el mismo procedimiento dos veces más,

añadiendo cada vez 1.00 g de sal y dos gotas de agua destilada.

Se debe llegar hasta 4.00 g de sal disueltos. Para cada repetición

se deben realizar los pasos 3, 4 y 5 nuevamente

8- Con los datos de temperatura obtenidos anteriormente se debe

graficar la curva de solubilidad, donde se debe colocar en el eje

de las abcisas: gr de KNO3 / 5ml de agua, y en el eje de las

ordenadas la temperatura.

Manual de Fundamentos de Química 2008

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