Guia Laboratorio Basico Quimica

8/20/2019 Guia Laboratorio Basico Quimica

1/55

Laboratorio Básico de QuímicaGuía de Laboratorio

M.Sc. Ing. Sergio CarballoM.Sc. Lic. Carla Oporto

2da versión, febrero de 2006


2/55

ii


3/55

Contenido

Seguridad en el laboratorio 1

Material de laboratorio 5

1. Densidad de líquidos 11

2. Reacciones químicas 15

3. Identificación de metales a la llama 19

4. Conservación de la masa 23

5. Peso equivalente químico 27

6. Gases 31

7. Preparación de soluciones 35

8. Titulación 39

9. Estequiometría en reacciones 43

10.Propiedades coligativas 47

Bibliografía 51

iii


4/55

iv


5/55

Seguridad en el laboratorio

Un laboratorio es un centro de pruebas que esta diseñado para la realizaciónde ensayos y experimentos controlados, cuya ejecución en un ámbito normal o co-tidiano puede ser perjudicial o poner en riesgo la seguridad de quienes realizan laspruebas o de quienes se hallan en su vecindad. Así, los laboratorios son espacios

diseñados para la realización segura y controlada de un tipo específico de prue-bas, en donde la estructura y en general, los implementos, materiales, equipos yreactivos que se encuentran dentro de él, varían ampliamente dependiendo de laespecificidad del laboratorio.

El desarrollo seguro y exitoso de las prácticas en el laboratorio se garantiza conel cumplimiento de normas que se mencionan a continuación y que serán recalcadaspor el docente y el auxiliar al principio y durante el desarrollo de cada practica.

Normas de conducta

Sea ordenado, disciplinado y obedezca las recomendaciones del docente. En

el laboratorio existen muchos más peligros que en un aula cualquiera, ladisciplina ayudará para evitar accidentes. No se debe correr, jugar, ni moversetorpemente.

Antes de comenzar la práctica, coloque todo su material dentro de su mochilay cuelgue esta en los percheros, los mesones deben estar limpios y libres decosas innecesarias.

No coloque mochilas u otros impedimentos en el suelo, en caso de accidenteslas vías de acceso y salida del laboratorio deben estar libres.

No deben efectuarse pruebas o ensayos no autorizados o extras a la prácticaa menos que estén supervisados por el docente. Pregunte al docente sobrecualquier duda acerca de los reactivos o del manejo de equipos.

Cualquier accidente debe ser notificado de inmediato al docente.

Esta prohibido comer, beber y fumar en el laboratorio.

Lávese las manos antes y después de cada práctica, muchas de las sustanciasque se manipulan pueden ser tóxicas.

1


6/55

2

El uso de guardapolvo es indispensable y obligatorio como medida de pro-tección ante daños por salpicaduras de reactivos a la ropa o a la piel. Elguardapolvo también le servirá para identificarse como persona que esta tra-

bajando en el laboratorio y eventualmente para secarse las manos. No esrecomendable seguir utilizando el guardapolvo una vez que haya abandona-do el laboratorio para realizar otras actividades como por ejemplo comer.El guardapolvo significa asepsia y debe ser utilizado solo en el laboratorio,además debe ser mantenido limpio.

Disponga de una toalla o franela pequeña y de papel higiénico para el uso ylimpieza en el laboratorio.

Normas de manejo de material de vidrio

Lave bien el material de vidrio que se le proporciona para realizar la práctica.Material sucio contaminará sus reactivos, preparaciones y reacciones, no lepermitirán observar los diferentes fenómenos y su practica no será eficiente.

Utilice el material adecuado para cada procedimiento, consulte con el auxi-liar.

Utilice guantes apropiados, no de hule, para agarrar material de vidrio ca-liente.

No utilice material de vidrio roto.

El material de vidrio caliente debe ser colocado sobre tela de asbesto y no

directamente sobre el mesón.

Coloque las pipetas utilizadas sobre una tira de papel absorbente o higiénicopara no ensuciar el mesón. Se debe tener cuidado en especial con reactivos,como los incoloros que pueden dejar gotas en el mesón donde luego usted oun compañero se puedan apoyar.

No debe trasladar varios objetos de vidrio al mismo tiempo.

Al final de la sesión experimental, lave y enjuague con agua destilada elmaterial de vidrio que utilizo.

Normas de manipuleo de reactivos

Cuando se calientan sustancias contenidas en un tubo de ensayo, en un vasode precipitado o en un matraz Erlenmeyer, no se debe apuntar la boca delmaterial al compañero o a uno mismo, ya que pueden presentarse proyec-ciones del líquido caliente produciendo salpicaduras hacia el rostro y a losojos.


7/55

3

Cuando en una reacción se desprendan gases tóxicos o se evaporen ácidos, laoperación deberá hacerse bajo una campana de extracción.

Los vapores liberados en una reacción no se deben inhalar directamente. Si esun requerimiento de la práctica, los vapores se deben abanicar con las manoshacia la nariz.

Los frascos que contengan los reactivos a emplear en la práctica deben man-tenerse tapados herméticamente mientras no se usen.

Evite el traslado innecesario de reactivos de un mesón a otro. Si es necesariohacerlo, agarre la botella del reactivo con firmeza sujetando con una manoel cuello del recipiente y apoyando el fondo del recipiente en la otra mano.

No se debe pipetear ningún liquido con la boca.

La dilución de ácidos concentrados debe hacerse añadiendo lentamente elácido al agua resbalándolo por las paredes del recipiente, al mismo tiempoque se agita suavemente. Nunca añadir agua al ácido, ya que puede formarsevapor con violencia explosiva.

No colocar o utilizar solventes orgánicos cerca del mechero encendido.

Accidentes

En caso de accidente notifique de inmediato al docente.

Numerosas sustancias orgánicas e inorgánicas son corrosivas o se absorbenfácilmente por la piel, produciendo intoxicaciones o dermatitis, por lo que seha de evitar su contacto directo; si este ocurriera, deberá lavarse inmedia-tamente con abundante agua la parte afectada. Si ocurrieran salpicaduras alos ojos se deben lavar con abundante agua de forma inmediata durante porlo menos 5 minutos.

Quemaduras leves se pueden aliviar con el lavado intensivo con agua y lacolocación de una pomada o crema disponible, por ejemplo crema dental.Las quemaduras requieren atención médica inmediata, no tome usted ningu-na medida como lavado o aplicación de crema. La misma regla se aplica acortaduras leves y graves.


8/55

4


9/55

Material de laboratorio

Los instrumentos básicos y herramientas necesarias para el desarrollo de lasactividades y experimentos en este curso constituyen el material de laboratorio.En general existen diferentes clases de material, como se observa en las Figuras 1a 6. Los materiales hechos de vidrio son los más comunes y empleados, sirven

en general para contener y medir líquidos. En cambio los materiales metálicosse emplean como instrumentos auxiliares para sujeción y soporte. Otros tipos dematerial son los de plástico y porcelana.

(a) Vasos de precipi-tado

(b) Matraces Ernlen-meyer

(c) Pip etas (d) Probetas gradua-das

(e) Pipetas de goteo (f) Varillas (g) Tubos de ensayo (h) Vidrios de reloj

Figura 1: Material de vidrio. (Tomado de http://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluoreciencia)

5

http://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluorecienciahttp://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluorecienciahttp://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluorecienciahttp://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluoreciencia


10/55

6

Probetas Graduadas

Las probetas graduadas son cilindros que se emplean para medir líquidos con

un grado medio de precisión. Las probetas están marcadas con una serie de trazosa modo de regla, que posibilitan la medición del volumen del líquido que contienen.Por lo regular, las probetas no se construyen con material refractario y por lo tantono deben calentarse porque se rompen con el calor.

Vasos de Precipitado

Los vasos de precipitado sirven para múltiples propósitos tales como conte-ner, calentar, enfriar, disolver, y hacer reacciones. Estos recipientes son muy útilesy versátiles pero deben protegerse de los golpes accidentales, su principal causade deterioro. Aunque tienen una graduación, su precisión es muy baja; se trata

simplemente de vasos de vidrio pirex con borde superior al estilo de jarra para fa-cilitar el vertido de su contenido. Sus capacidades varían ampliamente desde 50mLhasta 5 L.

Matraces Erlenmeyer

Debido a su forma cónica sirven para mezclar vigorosamente sin derramar lasolución contenida. Se pueden calentar, puesto que están fabricados de vidrio pirex.Existen en varios volúmenes desde 50mL hasta 1 L.

Matraces aforados

Los matraces aforados son recipientes volumétricos que están diseñados paracontener un volumen específico de líquido, el cual se halla debidamente marcadocon un trazo en el cuello del recipiente (Figura 2). Estos sirven para prepararsoluciones de concentración conocida y nunca deben ser calentados.

Figura 2: Uso correcto de un matraz aforado.


11/55

7

Pipetas

Las pipetas se emplean para transferir volúmenes pequeños fijos (alícuotas) de

un recipiente a otro con un alto grado de precisión y exactitud. Suelen tener unacapacidad que varia entre 0,1 mL y 100 mL. El líquido se succiona hacia el interiorde la pipeta mediante la ayuda de una «pera» y luego se vierte a donde se requierapor escurrido libre o mediante soplado.

En general, existen dos tipos de pipetas de vidrio. Las pipetas aforadas quepermiten medir un único volumen y las pipetas graduadas que permiten medirdiversos volúmenes dentro de un estrecho rango de medición. Las primeras sonmuy precisas pero poco versátiles, mientras que las segundas son más versátilespero menos precisas.

Buretas

Las buretas se parecen a las pipetas, están graduadas para medir cantidadesvariables de líquidos. En general, tienen las marcas principales señaladas con núme-ros que indican mililitros y subdivisiones no numeradas que indican 0,1 mL. Estánprovistas de una llave de teflón o de vidrio para controlar el flujo de líquido quese desea descargar. Es muy importante que las buretas se hallen escrupulosamentelimpias para evitar el taponamiento de la llave. El uso general y más importantede las buretas es en las titulaciones.

Pizetas

Son botellas de plástico con un pico, diseñadas para contener y descargar aguadestilada.

Propipetas y peras de succión

Son implementos de plástico o de goma que se utilizan para succionar a travésde una pipeta un liquido o solución y transferirlo a otro recipiente.

Cápsulas de porcelana

Las cápsulas de porcelana son pequeños recipientes blancos de capacidad va-riable (5 mL a 100mL de capacidad), que se utilizan para la realización rápida deensayos en pequeña escala, para la evaporación y secado de mezclas, y especial-mente para el calentamiento de substancias a altas temperaturas.


12/55

8

(a) Pinzas para crisol (b) Forceps (c) Soporte universal (d) Espátula

(e) Pinza para tubos (f) Pinza nuez (g) Malla de asbesto (h) Mechero Bunsen

Figura 3: Material metálico. (Tomado de http://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluoreciencia)

Gradilla y tubos de ensayo

Los tubos de ensayo son recipientes multi-propósito que tienen una ampliaaplicabilidad tanto en Química como en Biología. Generalmente se les emplea parala realización de pruebas y ensayos a pequeña escala. Los tubos de ensayo se colocanen un gradilla de madera, plástico o metal para mantenerlos en forma vertical.

Soporte universal, aros y pinzas

El soporte universal, los aros y las pinzas, son aditamentos de laboratorio queposibilitan la realización de los diversos montajes en el laboratorio y que puedenestar construidos de diversos materiales, siendo el metal y el plástico, los más comu-

nes de ellos. Existe una amplia variedad de tipos y tamaños de estos aditamentos,que varia de acuerdo con la especificidad del montaje que se desee realizar.

http://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluorecienciahttp://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluorecienciahttp://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluorecienciahttp://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluoreciencia


13/55

9

(a) Pizeta (b) Enbudos (c) Gafas de seguri-dad

Figura 4: Material plástico. (Tomado de http://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluoreciencia)

(a) Crisoles (b) Cápsula

Figura 5: Material de porcelana. (Tomado de http://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluoreciencia)

(a) Balanza (b) Termómetros (c) Montaje para ti-tulación

Figura 6: Otro material de laboratorio. (Tomado de http://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluoreciencia)

http://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluorecienciahttp://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluorecienciahttp://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluorecienciahttp://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluorecienciahttp://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluorecienciahttp://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluorecienciahttp://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluorecienciahttp://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluorecienciahttp://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluorecienciahttp://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluorecienciahttp://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluorecienciahttp://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluoreciencia


14/55

10


15/55

Práctica 1

Densidad de líquidos

La densidad es una propiedad de la materia de gran importancia para la vida en

el planeta. Consideremos, por ejemplo, los cambios de temperatura en el agua deun lago, estos cambios provocan que la densidad del agua cambie en las diferentescapas del agua según su cercanía a la superficie o al fondo del lago. Estas variacionesen la densidad producen la estratificación del agua en el lago y esto tiene graninfluencia sobre los procesos biológicos y químicos y la vida de los organismosvivos que habitan el cuerpo de agua. Si, por ejemplo, el hielo fuera más denso queel agua, este se hundiría e imposibilitaría la vida al interior del lago.

Objetivos

Comprender y aplicar el concepto de densidad.

Problema

Determinar las densidades de soluciones de cloruro de sodio (NaCl) de diferen-tes concentraciones utilizando picnómetros.

Concepto de densidad

La densidad es una propiedad física e intensiva de la materia que permiteidentificar sustancias. Si tomamos una cierta cantidad de sustancia, la densidad ρ

de esta es la masa dividida entre su volumen, Densidad es masa sovolumen .

ρ = masa

volumen = m

V (1.1)

En el sistema internacional de unidades SI, las unidades de masa y volumenson kg y m3, respectivamente. Por tanto la densidad se expresa en kg/m3, pero escomún emplear las unidades g/mL.

11


16/55

12 Práctica 1. Densidad de líquidos

Sustancia líquida Densidad/(g/mL)

Acetona 0,792

Agua 0,998Etanol 0,789Hexano 0,659

Cuadro 1.1: Densidad de algunas sustancias comunes a 20 ◦C.

Para determinar la densidad de una sustancia, es preciso conocer tanto su masacomo su volumen. La densidad es función de la temperatura y presión, pero paralíquidos esta no varia significativamente con la presión en condiciones ordinarias.En el Cuadro 1.1 se lista las densidades a temperatura ambiente de algunos líquidoscomunes.

La densidad relativa ρrel. o peso específico relativo es el cociente de dos den-sidades, la de la sustancia de interés o problema divida entre la densidad de unasustancia de referencia,

ρrel. = ρ

ρref.(1.2)

La sustancia de referencia para líquidos es el agua a 4 ◦C cuya densidad es 1 g/mL.ρH2O (4◦C) = 1 g/mL.

El peso específico relativo de los gases con frecuencia se mide tomando comoreferencia el aire.

Materiales y reactivos

Materiales Reactivos

picnómetro, soluciones al 5 %, 10 %, 15 %, 20 % de clo-ruro de sodio,

5 pipetas graduadas de 10mL, solución de cloruro de sodio de concentra-ción desconocida,

balanza analítica, agua destilada.papel absorbente o servilletas.

Procedimiento experimental

1. Pesar el picnómetro vacío y limpio. Registrar este dato.

2. Llenar el picnómetro con agua destilada, colocar la tapa y secar por fueracon papel absorbente. Registrar la temperatura del agua.

3. Pesar el picnómetro lleno con el agua. Registrar este dato.


17/55

13

4. Vaciar el picnómetro y luego enjuagarlo dos veces utilizando la primera so-lución de cloruro de sodio.

5. Llenar el picnómetro con la solución de cloruro de sodio y luego pesar. Re-gistrar este dato.

6. Repetir los pasos 4 y 5 con las otras soluciones de cloruro de sodio.

Cálculos y resultados

1. Calcular la masa de agua agregada en el picnómetro.

2. Conociendo la densidad del agua a la temperatura registrada, calcular elvolumen de agua. Este volumen será también el del picnómetro vacío.

3. Calcular la masa de cada una de las soluciones de cloruro de sodio agregadasen el picnómetro.

4. Determinar la densidad de cada solución de cloruro de sodio a partir de lamasa y volumen calculados.

5. Graficar las densidades de las soluciones (ejes de las y) contra las concen-traciones (ejes de las x). Usando ésta gráfica, determinar el porcentaje deconcentración de la solución de cloruro de sodio de concentración desconocidaa partir de su densidad determinada.

Resgistro de datos y resultados

Completar el siguiente cuadro,

Soluciones de NaCl

H2O 5 % 10 % 15 % 20 % ? %

Masa del picnómetro vacío/gMasa del picnómetro lleno/gMasa de la muestra/gVolumen de la muestra/mLDensidad del líquido/(g/mL)


18/55

14 Práctica 1. Densidad de líquidos


19/55

Práctica 2

Reacciones químicas

En la naturaleza nada es permanente o perenne. Algunos cambios físicos como

los volcanes, los sismos y los deslizamientos son evidentes y repentinos; pero otros,de naturaleza química, como la erosión, la respiración, la fotosíntesis y la evoluciónbiológica, son cambios lentos y algunas veces desapercibidos.

Los cambios o reacciones químicas son transformaciones de la materia en dondelas propiedades físicas y químicas de los reaccionantes, cambian drástica e irrever-siblemente en relación con los productos. Existen reacciones en fase gaseosa, comolas que ocurren en la atmósfera entre los óxidos de nitrógeno y azufre y el vapor deagua (lluvia ácida). Aunque existen también reacciones en fase sólida tales comola oxidación y corrosión de los metales expuestos a la intemperie, las reacciones enfase acuosa son quizá las más numerosas, importantes, variadas y mejor estudiadas,de todas las que ocurren en la naturaleza.

Objetivos

Conocer los diferentes tipos de reacciones químicas.

Problema

Efectuar y observar diferentes tipos de reacciones químicas.

Tipos de reacciones químicas

Las reacciones químicas se clasifican en los siguientes tipos,

reacciones de combinación,

reacciones de descomposición,

reacciones de desplazamiento,

15


20/55

16 Práctica 2. Reacciones químicas

reacciones de doble desplazamiento (metatésis), y

reacciones de oxidación-reducción.

Las reacciones de combinación son aquéllas en las cuales se forma una sustanciaa partir de dos o más sustancias simples o compuestas,Combinación .

A + B C (2.1)

Ejemplos de reacciones de combinación son

2Al + 3S Al2S3

2H2 + O2 2H2O

2Al + 3Cl2 2AlCl3

H2O + SO2 H2SO3

CaO + H2O Ca (OH)2

Las reacciones de descomposición son aquéllas en que se forman dos o mássustancias a partir de una,Descomposición .

C A + B (2.2)

Muchos compuestos se comportan de ésta manera cuando se calientan. Por ejemplo,

2KClO3 2KCl + 3O2

2HgO 2Hg + O2

CaCO3 CaO + CO2

Las reacciones de desplazamiento son aquéllas en que una sustancia más activa

que otra, sustituye o desplaza a otra de un compuesto,Desplazamiento.

A + BX AX + B (2.3)

Ejemplos son

H2SO4 + Zn ZnSO4 + H2

6HCl + 2Al 2AlCl3 + 3H2

CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu

Las reacciones de doble desplazamiento o metátesis son aquéllas en las cualeshay un intercambio de elementos o de radicales entre los compuestos reaccionantes,Doble descomposición .

AX + BY AY + BX (2.4)

Por ejemplo,

H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O

MgCl2 + 2AgN O3 2AgCl + Mg (NO3)22HNO3 + Ca (OH)2 Ca (NO3)2 + 2H2O


21/55

17

Las reacciones de oxidación-reducción son aquéllas en las cuales las sustanciasque intervienen en la reacción aumentan (oxidación) o disminuyen (reducción)su valencia o número de oxidación por el intercambio de electrones entre dichas

sustancias. Oxidación-reducción .Ejemplos de reacciones de oxidación-reducción son

16HCl + 2KMnO4 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O + 5Cl2

3Cu + 8HNO3 3Cu (NO3)2 + 4H2O + 2NO



mechero de alcohol, agua destilada,

tubos de ensayo, magnesio, hierro, sodio,pinzas de metal. clorato de potasio,

soluciones de sulfato de cobre, cloruro de bario,sulfato de sodio, permanganato de potasio,ácidos sulfúrico, oxálico,papel tornasol.


Reacciones de combinación

1. Tomar con las pinzas un trozo pequeño de magnesio (Mg).

2. Quemar el trozo de magnesio utilizando el mechero. ¡Precaución! El destello emitido p

de dañar la vista .3. Recoger la ceniza residual o los gases desprendidos en un tubo de ensayo.

4. Agregar 1 mL a 3 mL de agua destilada y medir la acidez con papel tornasol.

Reacciones de descomposición

1. Colocar en un tubo de ensayo una pequeña cantidad de clorato de potasio(KClO3).

2. Calentar a la llama del mechero.

3. Introducir un pedazo de papel al fundir la sustancia, y observar.

Reacciones de desplazamiento

1. En un tubo de ensayo hacer reaccionar solución de sulfato de cobre (CuSO4)con hierro (Fe).


22/55

18 Práctica 2. Reacciones químicas

2. En un tubo de ensayo hacer reaccionar magnesio (Mg) con ácido clorhídrico(HCl).

Reacciones de doble descomposición

1. Colocar en un tubo de ensayo aproximadamente 1 mL de solución de clorurode bario (BaCl).

2. Agregar otro volumen igual de solución de sulfato de sodio (Na2SO4), yobservar.

Reacciones de oxidación-reducción

1. Colocar en un tubo de ensayo 1 mL de solución de permanganato de potasio(KMnO4).

2. Agregar 5 a 6 gotas de ácido sulfúrico (H2S04).

3. Agregar 1 mL de ácido oxálico (C2H2O4), calentar, y observar.

Resultados

Escribir las ecuaciones estequiométricas para cada una de las reacciones efec-tuadas y documentar sus observaciones.


23/55

Práctica 3

Identificación de metales a la

llama

A finales del Siglo XIX, los físicos sabían que había electrones dentro de losátomos y que la vibración de los electrones producía luz y otras radiaciones electro-magnéticas. Los físicos al calentar diferentes elementos hasta que estén radiantes,observaban la luz que venía del hidrógeno, por ejemplo, y no veían el arco iriscompleto. En su lugar obtuvieron líneas brillantes de ciertos colores. Cada tipo deátomo emite un conjunto único de colores. Las líneas de color (líneas espectrales)son como el «carnet de identidad» o más parecido al «código de barras» de cadaátomo.

Por ejemplo, las llamas de una fogata son amarillo naranja. Un espectrógrafo

revelará que el color proviene de dos líneas espectrales características del sodio.La madera y la mayoría de combustibles, pero no el gas natural que da llamaazul, contienen pequeñas cantidades de sal común (NaCl). De la misma manerafuncionan las luces de alumbrado público, dos tipos comunes de lámpara usanvapores de sodio y mercurio en su interior. Cada una de estas luces tiene unadiferente «firma» espectral, la luz de sodio es amarilla mientras que la luz delmercurio se percibe como blanca.

Objetivos

Identificar algunos metales y conocer sus características.

Problema

Someter diferentes sales a la prueba de la llama.

19


24/55

20 Práctica 3. Identificación de metales a la llama

Emisión de luz

Los metales son sustancias cuyos átomos en general contienen uno o dos elec-

trones en su configuración electrónica externa (capa de valencia). Al reaccionarLos elementos al calen-tarse emiten una luz de

color característico.tienden a formar compuestos iónicos (sales) por transferencia de electrones. Sonmuy activos por ceder fácilmente electrones y emiten luz al excitarse, produciendollamas de diferentes colores. Esta propiedad se utiliza para identificarlos.

Esta emisión de luz se representa por la formación de los espectros atómicosque se fundamenta en la mecánica cuántica que postula la cuantización de la ener-gía. Cuando los átomos emiten o absorben energía los electrones efectúan saltoscuánticos de un nivel superior a un nivel inferior de energía y viceversa.

Cada elemento emite un único y característico espectro atómico cuando sonexcitados adecuadamente. Para determinar los espectros atómicos se utiliza el es-pectroscopio, que es un instrumento que descompone el rayo luminoso en sus com-

ponentes. En esta práctica nuestros ojos servirán de espectroscopio para detectarsolo el color principal o resultante de esta emisión de luz.



mechero de alcohol, sales de metales (nitratos, cloruros o sul-fatos) de sodio, potasio, calcio, bario, litio,cobre, estroncio,

alambre de platino o nicromio, ácido clorhídrico.

vidrios de reloj,cápsula de porcelana.


1. Colocar sobre los vidrios de reloj una cantidad pequeña de cada una de lassales, y en la cápsula de porcelana ácido clorhídrico.

2. Limpiar el alambre de platino humedeciéndolo en el ácido clorhídrico, e intro-ducirlo en la llama del mechero. Si en la llama se observa alguna coloración,humedecer nuevamente el alambre en el ácido y calentarlo varias veces hasta

que la llama no se coloree.

3. Cuando el alambre esté limpio, humedecerlo en ácido clorhídrico y tocar laprimera sustancia colocada en los vidrios de reloj, introducir el alambre enla llama y anotar la coloración que adquiere.

4. Limpiar nuevamente el alambre y repetir los pasos anteriores con cada unade las sustancias.


25/55

21

Resultados

Anotar en el cuadro los siguientes datos,

Sustancia Fórmula Color de la llama Metal Longitud de onda λ

y documentar sus observaciones.


26/55

22 Práctica 3. Identificación de metales a la llama


27/55

Práctica 4

Conservación de la masa

La combustión, uno de los grandes problemas de la química del siglo XVIII,

despertó el interés de Lavoisier al trabajar en un ensayo sobre la mejora de lastécnicas del alumbrado público de París. Comprobó que al calentar metales comoel estaño y el plomo en recipientes cerrados con una cantidad limitada de aire,estos se recubrían con una capa de calcinado hasta un momento determinado enque ésta no avanzaba más. Si se pesaba el conjunto (metal, calcinado, aire, etc.)después del calentamiento, el resultado era igual al peso antes de comenzar elproceso. Si el metal había ganado peso al calcinarse, era evidente que algo delrecipiente debía haber perdido la misma cantidad de masa. Ese algo era el aire. Laexperiencia anterior y otras más realizadas por Lavoisier pusieron de manifiestoque si tenemos en cuenta todas las sustancias que forman parte en una reacciónquímica y todos los productos formados, nunca varía la masa.

Objetivos

Aplicar y comprobar el principio de conservación de la masa por medio de unciclo de reacciones químicas. El ciclo se inicia con una cierta cantidad de cobre, quepor medio de una serie de reacciones, pasa por diferentes estados constituyendocompuestos con propiedades físicas visibles claramente diferenciadas como son elcolor y la solubilidad. Asimismo, realizar los cálculos estequiométricos que haganevidente que la cantidad de sustancia de cada especie en que participa el cobre y/olos reactivos agregados son múltiplos de la cantidad de cobre inicial.

Problema

Partiendo de una cierta cantidad de cobre metálico, el que se transforma pordiferentes reacciones químicas en diferentes derivados del mismo cobre, obtener enun cambio químico que ponga fin al ciclo de reacciones una cantidad de cobre queno difiera en más del 5 % de la cantidad inicial.

23


28/55

24 Práctica 4. Conservación de la masa

Ley de la conservación de la masa

Una de las leyes básicas de las ciencias es la ley de la conservación de la masa. Si

una reacción química tiene lugar en un sistema cerrado, en el que no hay entradani salida de materia, la masa se conserva, es decir la masa es la misma antes yLa masa no se crea ni se

destruye, se conserva . después de ocurrida la reacción. Este fenómeno fue observado y comprobado porAntoine Lavoisier a fines del siglo XVIII.

Esta ley no se aplica para reacciones nucleares o atómicas, ya que en estasintervienen grandes cantidades de energía y es necesario por lo tanto considerar laconversión de energía en masa.



vaso de precipitado de 100mL, cobre metálico,pipeta graduada de 5 mL, solución de ácido nítrico de concentración

6mol/L,balanza analítica, solución de hidróxido de sodio de concen-

tración 6mol/L,hornilla eléctrica, solución de ácido sulfúrico de concentra-

ción 3mol/L.placa de calentamiento.


1. Pesar una muestra de cobre de aproximadamente 0,2 g. Registrar el pesoexacto.

2. Colocar el cobre en el vaso de precipitado de 100mL.

3. Agregar 4 mL de la solución de ácido nítrico.¡Precaución! Trabajar bajo la campa-

na. 4. Calentar suavemente sobre la placa de calentamiento.

5. Continuar el calentamiento hasta que el cobre haya reaccionado por completoy los gases de color café (NO2) no se observen más. En caso necesario, si quedacobre sin reaccionar, agregar 1 mL más de ácido nítrico.

6. Después de permitir que la disolución se enfríe, agregar 10mL de agua des-tilada.

7. Agregar gota a gota la solución de hidróxido de sodio, se observa que se iniciala precipitación de hidróxido de cobre de color azul. Durante esta operaciónagitar con una varilla de vidrio o hacer girar el recipiente con cuidado, de talmanera que el NaOH se distribuya por todo el volumen. Cuando al adicionar


29/55

25

una gota más de la solución de NaOH no se observe la formación de másprecipitado, agregar un exceso de 0,5 mL (10 gotas). El precipitado que seforma es gelatinoso y compacto, lo cual dificulta su agitación, por lo tanto

agregar 5 mL de agua.

8. Transformar el hidróxido de cobre obtenido en óxido mediante calentamientoagitando el recipiente con cierta frecuencia, cuidando de que el calentamientono sea localizado y provoque expulsiones del contenido del recipiente. Duranteeste calentamiento el precipitado, inicialmente de color azul, cambia a negropardusco.

9. Permitir que el recipiente se enfríe y agregar 6 mL de la solución de ácidosulfúrico. El óxido de cobre se transforma en sulfato de cobre.

10. Introducir un clavo de hierro y calentar suavemente. Durante esta operación

se observa la deposición del cobre sobre el clavo.

11. Recoger el cobre adherido, filtrar, secar y finalmente pesar. Registrar estedato del peso de cobre.


1. Escribir y balancear las ecuaciones correspondientes a los cambos químicosque ocurren en el ciclo.

2. Calcular las cantidades estequiométricas mínimas necesarias de reactivos conbase en la cantidad de sustancia de cobre inicial.

3. Calcular la diferencia porcentual del peso obtenido de cobre con respecto alpeso inicial.


30/55

26 Práctica 4. Conservación de la masa


31/55

Práctica 5

Peso equivalente químico

Objetivos

Comprender y aplicar el concepto de peso equivalente químico.

Problema

Determinar el peso equivalente de un elemento, el magnesio, y el peso equiva-lente de un compuesto, el carbonato de calcio.

Definición de peso equivalente químico

El peso equivalente químico es un número relativo, indica que cantidad de sus-tancia entra en combinación con 1,008 partes en peso de hidrógeno o con 8,000partes de oxígeno, o también a qué cantidades de estos sustituyen en una combi-nación.

Para ilustrar el concepto de peso equivalente químico, estudiemos algunos com-puestos desde el punto de vista de su composición cuantitativa y expresemos elporcentaje en peso de cada uno de los elementos que los forman,

Comp. Hidrógeno Oxígeno Azufre Cloro Cobre Mercurio Plata

H2O 11,19 % 88,81 %

HCl 2,76 % 97,24 %H2S 5,91 % 94,09 %CuO 20,11 % 79,89 %Ag

2O 6,90 % 93,10 %

Hg O 7,39 % 92,61 %

Calculamos ahora las partes en peso de los elementos anteriores que se combi-nan con 1,008 partes de hidrógeno o con 8,000 partes de oxígeno,

27


32/55

28 Práctica 5. Peso equivalente químico

Elemento Peso equivalente

Hidrógeno 1,008

Oxígeno 8,000Azufre 16,043Cloro 35,514Cobre 31,781Mercurio 100,254Plata 107,942



cuba hidroneumática, magnesio,probeta de 100 mL, ácido clorhídrico concentrado,balanza analítica, solución 1 N de ácido clorhídrico,matraz Erlenmeyer de 250 mL, carbonato de calcio.vaso de precipitado de 100 mL,bureta de 25mL,hornilla eléctrica.


Determinación del peso equivalente del magnesio

1. Llenar la cuba hidroneumática y la probeta con agua de la pila.

2. Colocar la probeta de cabeza sobre el orificio de salida de gas en la cubahidroneumática. Evitar las burbujas de aire en el interior de la probeta.

3. Pesar aproximadamente 50mg de magnesio. Registrar el peso exacto e intro-ducir el magnesio en un pequeño tubo de vidrio.

4. Verter unos 2 mL de ácido clorhídrico concentrado en el matraz Erlenmeyerlimpio y seco.

5. Introducir el tubo de vidrio con el magnesio en el matraz Erlenmeyer y conec-tar inmediatamente el matraz a la salida de gas de la cuba hidroneumática.

6. Después de haber concluido la reacción, ya no se observa más formación degas hidrógeno, medir el volumen de hidrógeno recogido en el matraz.

7. Medir y anotar la presión y temperatura ambiente.


33/55

29

Determinación del peso equivalente del carbonato de calcio

1. Pesar aproximadamente 3 g de carbonato de calcio (pedazo de mármol). Re-gistrar este peso.

2. Colocar el carbonato de calcio en el vaso de precipitado de 100 mL.

3. Llenar la bureta con solución 1 N de ácido clorhídrico. Se deberá enjuagar 1o 2 veces antes la bureta con la solución.

4. Desde la bureta, dejar caer 25mL de ácido clorhídrico en el vaso de precipi-tado.

5. Dejar reaccionar y calentar suavemente el vaso para acelerar la reacción.

6. Cuando haya terminado la reacción, no se observa más desprendimiento dedióxido de carbono, vaciar la solución del vaso, lavar el carbonato de calcio

que no ha reaccionado y secarlo sin frotar con papel absorbente.

7. Pesar el carbonato de calcio. Registrar este peso.


Peso equivalente del magnesio

1. Calcular el peso de gas hidrógeno producido mediante la ecuación de los gasesideales,

mH2 = PVM H2

RT 2. Con los pesos de magnesio y gas hidrógeno, determinar el peso equivalente

del magnesio.

3. Calcular el error del peso equivalente determinado experimentalmente conrespecto al peso equivalente teórico.

Peso equivalente del carbonato de calcio

1. Calcular el peso de carbonato de calcio que reacciono.

2. Calcular el número de equivalentes químicos que hay en 25mL de solución 1 Nde ácido clorhídrico .

3. Con el número de equivalentes químicos de ácido clorhídrico y el peso de car-bonato de calcio que reacciono, determinar el peso equivalente del carbonatode calcio.

4. Calcular el error del peso equivalente determinado experimentalmente conrespecto al peso equivalente teórico.


34/55

30 Práctica 5. Peso equivalente químico


35/55

Práctica 6

Gases

Algunos elementos y compuestos comunes se encuentran en estado gaseoso a

temperatura ambiente. Entre estos podemos citar al hidrógeno, helio, nitrógeno,oxígeno y cloro. En cuanto a los compuestos gaseosos, tenemos al amoniaco, eldióxido de carbono y el metano.

El metano es un compuesto gaseoso presente en el gas natural. Este se encuen-tra mezclado con otros hidrocarburos gaseosos como el butano y el propano. Elgas natural al igual que el petróleo se forma cuando grandes cantidades de micro-organismos acuáticos mueren y son enterrados entre los sedimentos del fondo deestuarios y pantanos, en un ambiente muy pobre en oxígeno. Cuando estos sedi-mentos son cubiertos por otros que van formando estratos rocosos que los recubren,aumenta la presión y la temperatura y, en un proceso poco conocido, se formanel petróleo y el gas natural. Este último se forma en mayor cantidad cuando las

temperaturas son mayores.

Objetivos

Preparar varios elementos gasesosos conocidos y corroborar algunas de sus pro-piedades.

Problema

Mediante un dispositivo generador de gases obtener cloro, oxígeno e hidrógeno.

Propiedades de los gases

Los tres estados de la materia son sólido, líquido y gaseoso. De estos, el estadogaseoso es el que ha sido estudiado extensivamente y es descrito con bastanteprecisión. Muchas de las propiedades de los gases no dependen del elemento gaseosoen estudio, sino que estas son generales para todos ellos. Esto permitió el desarrollo

31


36/55

32 Práctica 6. Gases

de una de las teorías más importante de la ciencias, la teoría cinética de los gases,que establece leyes que describen su comportamiento.

La ley de los gases ideales se cumple para gases a baja densidad, es decir

temperaturas altas y presiones bajas,

PV = nRT (6.1)

donde P es la presión absoluta, V el volumen ocupado, n la cantidad en moles degas, T la temperatura absoluta, y R la constante universal de los gases.

Algunos elementos comunes que se encuentran como gases a temperatura am-biente son hidrógeno, helio, nitrógeno, oxígeno, flúor y cloro. También se encuen-tran algunos compuestos gaseosos como el amoniaco, dióxido de carbono, metanoy otros.

El cloro es bastante soluble en agua. La solución obtenida al hacer pasar cloro

en agua es amarilla„ y tiene fuerte olor a gas. Este gas tiene propiedades blanquea-doras.

El oxígeno es una gas incoloro e inodoro. Favorece la combustión (comburente),es decir, muchos materiales se queman en presencia de oxígeno.

El hidrógeno es un gas incoloro e inodoro. En un proceso de combustión, es elque se quema (combustible).



cuba hidroneumática, blanqueador,matraz Erlenmeyer de 250mL, solución de ácido clorhídrico de con-

centración 6 mol/L6 tubos de ensayo, agua oxigenada al 6 %,pipetas volumétricas de 1 mL y 5 mL, solución de cloruro férrico de con-

centración 0,5mol/L,tapones de hule, magnesio.cerillos de fósforo y una vela delgada.


Obtención de cloro

1. Llenar la cuba hidroneumática con agua de la pila.¡Precaución! Trabajar bajo la campa-

na. 2. Llenar con agua de la pila tres tubos de ensayo, invertir un tubo y colocarlosobre la salida de gas en la cuba. Sujetar el tubo.

3. Colar 3 mL de blanqueador en el matraz Erlenmeyer.


37/55

33

4. Con la ayuda de una pipeta, tomar 1 mL de la solución de ácido clorhídrico,luego vaciarlo en el interior del Erlenmeyer, taparlo inmediatamente conec-tándolo a la salida de gas en la cuba.

5. Cuando el tubo recolector esté lleno de gas cloro, dejarlo sumergido dentrola cuba. Llenar los otros dos tubos con el gas cloro.

6. Mantener los tubos sumergidos en el agua, taparlo con tapones de hule ysacarlos de la cuba. No importa que entre un poco de agua a los tubos.

7. Para comprobar que se obtuvo cloro, observar el color del gas, destapar untubo e introducir un pedazo de tela de color oscuro, y en el otro tubo uno odos pétalos de flor, volver a tapar de inmediato y observar el fenómeno queocurre.

8. Lavar el Erlenmeyer y dejarlo listo para utilizarlo en los experimentos que serealizarán a continuación.

Obtención de hidrógeno

1. Colocar aproximadamente 100 mg de magnesio en el Erlenmeyer.

2. Llenar con agua de la pila tres tubos de ensayo, invertir un tubo y colocarlosobre la salida de gas en la cuba. Sujetar el tubo.

3. Tomar 1 mL de la solución de ácido clorhídrico con una pipeta, luego intro-ducir todo el volumen en el Erlenmeyer, taparlo conectándolo a la salida degas en la cuba.

4. Recolectar el gas hidrógeno en el tubo de ensayo, cuando este lleno removerloe inmediatamente taparlo con un tapón de hule. Llenar los otros dos tubos.

5. Mantener invertido los tubos e introducir un cerillo encendido en estos. Re-gistrar sus observaciones.

6. Lavar el Erlenmeyer.

Obtención de oxígeno

1. Colocar en el Erlenmeyer 3 mL de agua oxigenada al 6 %.

2. Tomar 5 mL de la solución de cloruro férrico con una pipeta. Verter todo elcloruro férrico en el Erlenmeyer.

3. Llenar dos tubos con el gas oxígeno como se realizó en los experimentosanteriores, y taparlos con tapones de hule.

4. Para comprobar que el gas obtenido es oxígeno, tomar una vela pequeña yencenderla.


38/55

34 Práctica 6. Gases

5. Tomar uno de los tubos recolectores que contiene oxígeno, destaparlo e in-troducir la vela y taparlo. Registrar el tiempo que permanece encendida lavela.

6. Repetir el paso anterior con el otro tubo de oxígeno y con un tubo lleno deaire.


1. Documentar todas sus observaciones.

2. Escribir cada una de las reacciones que se efectúan para la producción de losgases.

3. Calcular el volumen teórico de cada uno de los gases obtenidos en el labora-

torio.


39/55

Práctica 7

Preparación de soluciones

El componente líquido de los suelos, denominado solución del suelo, es sobre

todo agua con varias sustancias minerales en disolución, cantidades grandes deoxígeno y dióxido de carbono disueltos. La solución del suelo es muy compleja ytiene importancia primordial al ser el medio por el que los nutrientes son absorbidospor las raíces de las plantas. Cuando la solución del suelo carece de los elementosrequeridos para el crecimiento de las plantas, el suelo es estéril. La solución delsuelo es el medio en el que se llevan a cabo la mayoría de las reacciones químicasdel suelo.

Objetivos

Preparar soluciones de concentraciones definidas.

Problema

Preparar soluciones de ácidos, bases y sales a partir de sus soluciones concen-tradas o de reactivos químicos en estado sólido. Realizar y registrar los cálculosnecesarios.

Soluciones

Una solución es una mezcla homogénea en la cual los componentes están unifor- Una solución es unamezcla homogénea .memente dispersos a nivel molecular. Hay soluciones gaseosas como el aire, sólidas

como el acero que es una mezcla de hierro y carbono, y líquidas como el agua demar, el suero de la sangre y el del queso, los aceites para los automóviles, los aceitesesenciales utilizados en perfumería, etc.

Los componentes de una solución se conocen como soluto y solvente. Una so-lución puede tener más de un soluto. Los solutos son aquellos componentes que seencuentran en menor proporción, y el solvente es el que se encuentra por lo generalen mayor proporción.

35


40/55

36 Práctica 7. Preparación de soluciones

Cuando un soluto se mezcla con un solvente y aparentemente parece desapare-cer, se dice que se disuelve y que es muy soluble si es posible disolver una cantidadrelativamente grande, y poco soluble si la cantidad que se disuelve es relativamen-

te pequeña. La solubilidad es la capacidad que tienen los solutos de disolverse enlos solventes. El grado de solubilidad se aprecia por la cantidad de soluto que sedisuelve en una cierta cantidad de solvente.

La expresión que indica la proporción de cada sustancia en una mezcla se de-nomina composición. Dado que una solución es una mezcla, la composición de unasolución indica la proporción en que se encuentra cada componente. La compo-sición de una solución se expresa como concentración. La concentración indica laproporción de soluto por determinada cantidad de solvente o por cierta cantidadde solución. Las formas más comunes de expresar la concentración son

Concentración en porcentaje en peso. Son las unidades de soluto por cadacien unidades de masa de solución,

C P = masa de soluto

masa de solución × 100 (7.1)

Por ejemplo, una solución acuosa al 20 % de cloruro de sodio contiene 20 g decloruro de sodio por cada 100g de solución, o 20 g de cloruro de sodio por cada80 g de agua.

Concentración molar. Es la cantidad de sustancia expresada en moles de soluto

por cada litro de solución,

C M = moles de soluto

volumen de solució (7.2)

Por ejemplo, una solución acuosa 0,03mol/L de hidróxido de sodio significaque cada litro de solución contiene 0,03 mol de hidróxido de sodio.

Concentración molal Es la cantidad de sustancia expresada en moles de solutopor cada kilogramo de solvente,

C m = moles de solutomasa de solvente

(7.3)

Por ejemplo, una solución acuosa 0,03mol/kg de hidróxido de sodio significaque cada kilogramo de solvente contiene 0,03 mol de hidróxido de sodio.

La concentración molal se puede transformar en concentración molar conocien-do la densidad de la solución.


41/55

37

Concentración normal o normalidad. Es la cantidad de sustancia expresadaen equivalentes de soluto por cada litro de solución,

C N = equivalentes de solutovolumen de solución (7.4)

Por ejemplo, una solución acuosa 0,03 equivalentes/L o 0,03 N de hidróxido desodio significa que cada litro de solución contiene 0,03 equivalentes de hidróxidode sodio.

Concentración en partes por millón. Son las unidades de soluto por cadamillón de unidades de masa de solución,

C ppm = masa de soluto

masa de solución × 106 (7.5)

Por ejemplo, una solución acuosa 10ppm de plomo contiene 10 g de plomo porcada 1 × 106 g de solución.

Para soluciones gaseosas las unidades de soluto y solución son los moles. Porejemplo, 5ppm de SO2 en la atmósfera son 10 mol de SO2 por cada 1 × 10

6 mol deaire.



vaso de precipitado de 25mL, ácido sulfúrico concentrado,

2 pipetas graduadas de 10mL, ácido nítrico concentrado,3 matraces aforados de 50mL, hidróxido de sodio sólido,espátula, cloruro de sodio,vidrio de reloj, agua destilada.embudo de filtración,balanza analítica,probeta graduada de 50mL.


Antes de realizar el experimento, calcular las cantidades de reactivos necesariospara preparar 50mL de soluciones 3mol/L de H2SO4, 6mol/L de HNO3, 1 N deHCl , 6mol/L de NaOH , 25 g de solución al 15 % de NaCl , y 25mL de solución0,1 N de NaCl , esta última a partir de su solución al 15 %.

1. Pesar con cuidado en el vidrio de reloj la cantidad de soluto calculada. Obien, si el reactivo es líquido medir cuidadosamente con la pipeta graduadael volumen requerido.


42/55

38 Práctica 7. Preparación de soluciones

2. Transferir completamente el soluto a un vaso de precipitado. Si el soluto eslíquido transferirlo directamente al matraz aforado y continuar con el paso 5.

3. Disolver el sólido en una pequeña porción de agua. En caso del cloruro desodio, completar hasta el peso final requerido.

4. Transvasar la solución al matraz aforado utilizando el embudo. Lavar va-rias veces el vaso y el embudo con pequeñas cantidades de agua destiladaasegurándose de no dejar nada del reactivo.

5. Completar con agua destilada la capacidad (marca de aforo) del matraz vo-lumétrico.

6. Tapar el matraz y homogeneizar la solución invirtiéndolo varias veces.

7. Transferir la solución preparada a un frasco limpio y seco, en el cual se indique

con una etiqueta el nombre del reactivo y su concentración.


Documentar los cálculos realizados para la preparación de cada una de lassoluciones.


43/55

Práctica 8

Titulación

El empleo de una solución de concentración conocida con exactitud, para anali-

zar otra solución de concentración desconocida, se denomina titulación. Mediantela titulación se determina la cantidad de un analito en una solución basándoseen una cantidad de un reactivo estándar que este consume. En otras palabras,se hace una titulación cuando añadimos un reactivo de concentración conocida ala solución de un analito hasta que éste último reacciona de forma completa conel reactivo, punto que se conoce como «punto final» o «punto de equivalencia».El volumen del reactivo de concentración conocida se mide y es utilizado paradeterminar la cantidad del analito.

El reactivo de concentración exactamente conocida usado en una titulación seconoce como solución estándar. La exactitud de la concentración de esta soluciónimpone un limite fijo y definitivo en la exactitud del método. Debido a esto, la

preparación de dichas soluciones se hace con mucho cuidado. Este procedimientose realiza en el laboratorio utilizando una bureta y un matraz Erlenmeyer. Laadición y medición del volumen de la solución de concentración conocida (reactivotitulante), se lleva a cabo con la bureta dejándolo caer lentamente dentro del matrazque contiene una muestra medida de solución de concentración desconocida.

La titulación es un método volumétrico de análisis; existen varios tipos detitulaciones:

titulación ácido-base o de neutralización,

titulación de oxido-reducción,

titulación de precipitación,

titulación de complejación.

Objetivos

Introducir el método de titulación utilizado en análisis químico.

39


44/55

40 Práctica 8. Titulación

Problema

Determinar el contenido de ácido acético de un producto casero, el vinagre.

Titulación ácido-base

El vinagre comercial es una solución diluida de ácido acético (CH3COOH)en agua, su concentración es aproximadamente 5 % volumen/volumen. Al ácidoacético puro se le llama ácido acético glacial porque en su punto de congelación,que son los 17 ◦C, se forman cristales parecidos al hielo.

Los ácidos y bases reaccionan entre sí,

CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O (8.1)

La fuerza de los ácidos están relacionadas con la cantidad de iones H+ y OH−

que se producen cuando reaccionan con el agua.

Los ácidos y bases fuertes son electrólitos fuertes, se ionizan o disocian total-mente cuando entran en solución, por ejemplo el ácido clorhídrico y el hidróxidode sodio.

Los ácidos y bases débiles se ionizan o disocian en cierta proporción, producenrelativamente pocos iones H+ y OH− en solución comparados con los ácidos ybases fuertes. Son electrólitos débiles por ejemplo el ácido acético y amoniaco.

La titulación es el procedimiento de añadir un reactivo denominado reactivo ti-tulante, a una solución denominada solución a titular hasta alcanzar el punto finalde la reacción que corresponde al punto de equivalencia o punto estequiométrico.La titulación es una

técnica analítica utiliza-

da para determinar con-

centraciones .

Este procedimiento se realiza en el laboratorio utilizando una bureta y un matrazErlenmeyer. La adición y medición del volumen de la solución de concentración co-nocida (reactivo titulante), se lleva a cabo con la bureta dejándolo caer lentamentedentro del matraz que contiene una muestra medida de solución de concentracióndesconocida.

Las titulaciones ácido-base se realizan para determinar concentraciones des-conocidas. La solución de concentración conocida, solución patrón o estándar, seagrega a la solución problema hasta que el indicador ácido-base cambie de colordurante el proceso de adición, agitando cada vez que se realiza. El punto finalde la titulación, que es cercano al punto de equivalencia, se observa cuando haycambio en el color de la solución y se presenta cuando se han utilizado cantidadesestequiométricas de los dos reactivos.


45/55

41



matraz aforado de 50mL, vinagre casero de mazana o vino,pipeta graduada de 10mL, solución 0,1mol/L de hidróxido

de sodio,bureta de 50mL, indicador fenolftaleína.pinza para bureta,pro-pipeta,5 matraces Erlenmeyer de 125mL.


1. Tomar una alícuota de 5 mL de vinagre y agregar 45mL de agua destilada uti-lizando el matraz aforado. Transvasar la solución en un matraz Erlenmeyer.Repetir esta operación cuatro veces más en los otros matraces Erlenmeyer.

2. Llenar la bureta con la solución patrón de solución 0,1mol/L de hidróxidode sodio, enjuagándola previamente con un poco de la solución. Ajustar elnivel a cero y controlar que no se encuentren burbujas de aire en el cuerpode la bureta o en la llave.

3. Antes de iniciar la titulación agregar dos gotas de fenolftaleína a la soluciónpor titular y registrar el color de la solución.

4. Proceder a titular con la solución de hidróxido de sodio (gota a gota). Con-trolar que la punta de la bureta no esté situada más de 3 cm o 4 cm arribade la superficie de la solución por titular, de manera que la caída de reactivotitulante no provoque salpicaduras.

5. Durante la titulación agitar manualmente el matraz Erlenmeyer después decada adición.

6. Registrar los cambios de color del indicador y el volumen utilizado de soluciónpatrón en el momento en que se observa un cambio de color y hasta cuando

el nuevo color deja de variar.El punto final de la titulación se alcanza cuando una gota de solución dehidróxido de sodio produce el cambio para que permanezca el color.

7. Repetir el procedimiento, pasos 4 al 7, con las otras muestras.

8. Determinar el contenido de ácido acético del vinagre.


46/55

42 Práctica 8. Titulación


Realizar los cálculos para determinar la concentración molar de ácido acético

en el vinagre, su porcentaje de acidez, completar el siguiente cuadro,

Matraz

1 2 3 4 5

Volumen de NaOH/mLConcentración de NaOH/(mol/L)Cantidad de NaOH /molCantidad de CH3COOH /molVolumen de CH3COOH /mLConcentración de CH3COOH/(mol/L)% (p/v) de CH3COOH

y calcular las concentraciones promedio.


47/55

Práctica 9

Estequiometría en reacciones

Objetivos

Comprender y aplicar el concepto de reactivo limitante.

Problema

A partir de una solución de bario, determinar el peso del precipitado obtenidoal realizar la reacción

BaCl2(ac.) + H2SO4(ac.) BaSO4(s.) + 2HCl (ac.) (9.1)

Concepto de reactivo limitante

La estequiometría se refiere a las relaciones cuantitativas entre las especiesquímicas presentes y a cálculos numéricos que se efectúan a partir de las reaccionesquímicas. Para poder realizar estos cálculos se debe en primer lugar balancearlas reacciones químicas consideradas. Cualquier resultado obtenido a partir dereacciones no balanceadas es erróneo.

Cuando se efectúa una reacción química, los reactivos generalmente no se en-cuentran en relación estequiométrica, esto es, en la relación indicada en la ecuaciónbalanceada. El avance de una reacción química se detendrá cuando haya falta deuno de los reactivos, esta sustancia se denomina reactivo limitante.

El reactivo limitante es aquel que se consume primero en la reacción. Se uti- El reactivo limitanteel que se agota prim

en una reacción .liza este término ya que la cantidad máxima de producto formado depende de lacantidad inicial de este reactivo que se consume completamente en la reacción.Los reactivos presentes en relaciones mayores que la estequiométrica se denominanreactivos en exceso.

Para ilustrar este concepto consideramos nuevamente la ecuación 9.1,

BaCl2(ac.) + H2SO4(ac.) BaSO4(s.) + 2HCl (ac.)

43


48/55

44 Práctica 9. Estequiometría en reacciones

La ecuación balanceada indica que por cada mol de BaCl2 que se consume,reacciona un mol de H2SO4, se forman un mol de BaSO4 y dos moles de HCl .En unidades de masa es equivalente decir que por cada 208g de BaCl2 que se

consume, reaccionan 98 g de H2SO4, se forman 233 g de BaSO4 y 73 g de HCl .La relación estequiométrica de reactivos es 2,12 g de BaCl2/g de H2SO4. Si por

ejemplo introducimos 100g de cada uno de estos reactivos, la relación es 1 g deBaCl2/g de H2SO4, por tanto para este caso el reactivo limitante es es el BaCl2.



6 vasos de precipitado de 100 mL, solución 0,5mol/L de BaCl2,6 matraces Erlenmeyer de 250mL, solución 0,5mol/L de H2SO4,

6 embudos de f iltración, agua destilada.2 pipetas graduadas de 10mL,papel filtro,hornilla eléctrica.


1. Agregar a cada uno de los vasos las cantidades de reactivos indicadas en lasiguiente tabla,

Reactivo Vaso 1 Vaso 2 Vaso 3 Vaso 4 Vaso 5 Vaso 6

BaCl2 0,5mol/L 2 mL SI3mL 5 mL 7 mL 9 mL 10 mLH2SO4 0,5mol/L 10 mL 9 mL 7 mL 5 mL 3 mL 2 mLH2O 40 mL 40 mL 40 mL 40 mL 40 mL 40 mL

2. Calentar cada uno de los vasos durante aproximadamente 5 minutos, agitan-do constantemente. Luego dejar enfriar a temperatura ambiente.

3. Pesar los papeles filtro y registrar sus pesos.

4. Filtrar cada precipitado utilizando los papeles f iltros.

5. Secar los papeles f iltros mediante el calor de la hornilla.

6. Pesar cada papel f iltro con el precipitado y registrar sus pesos.


1. Determinar la masa experimental obtenida de cada uno de los precipitados.


49/55

45

2. Trazar las curvas teóricas de moles de precipitados versus moles de reactivoy gramos de precipitado versus moles de reactivo.

3. Mediante la estequiometría de la reacción y las cantidades de reactivos usadasen la práctica, completar la siguiente tabla,

Vaso Cantidad deBaCl2/mol

Cantidad deH2SO4/mol

Cantidad teóri-ca de BaSO4/g

Cantidad experimentalde BaSO4/g

123456

4. Con los datos calculados, construir una gráfica experimental de gramos deprecipitado versus moles de reactivo.

Analizar la gráfica y contestar las siguiente preguntas,

a ) ¿En qué experimentos el cloruro de bario fue el reactivo limitante?

b) ¿Con qué volumen de reactivos se obtendría la máxima cantidad deprecipitado? ¿Por qué?

c ) ¿En qué punto de la gráfica se obtendría la mayor cantidad de precipi-tado?


50/55

46 Práctica 9. Estequiometría en reacciones


51/55

Práctica 10

Propiedades coligativas

El punto de congelación de una solución acuosa cualquiera es menor que el del

agua pura. Esta propiedad se denomina «descenso crioscópico» y es una propiedadcoligativa.

Una de las prácticas fraudulentas en la producción e industria de la leche, esla adición de agua a la leche con el objeto de aumentar su volumen. Los métodosque pueden aplicarse a la detección de agua adicionada a la leche, están basadosen la medición de una propiedad física que varia proporcionalmente a la cantidadde agua adicionada al producto, tal como ocurre con el punto de congelación. Laleche por poseer numerosas sustancias en solución, tiene un punto de congelacióninferior al del agua. El descenso crioscópico normal observado en la leche se debeprincipalmente a la lactosa y sales minerales que se encuentra en solución. Cuandose le agrega agua a la leche, se diluyen sus solutos y el punto de congelación aumen-

ta, acercándose al del agua pura. El punto de congelación aumenta en proporcióna la cantidad de agua adicionada.

Objetivos

Comprender las propiedades coligativas de soluciones.

Problema

Determinar las constantes ebulloscópica molal kb y crioscópica molal kc delagua a partir de soluciones de cloruro de sodio.

Propiedades coligativas

Las propiedades de una solución son una mezcla de las propiedades del soluto ysolvente. En soluciones diluidas de cualquier solvente, existen algunas propiedadesfísicas que no depende de la naturaleza del soluto. Estas propiedades, llamadaspropiedades coligativas, dependen únicamente de la concentración de soluto.

47


52/55

48 Práctica 10. Propiedades coligativas

Propiedades coligativas son la presión osmótica, el descenso de la presión devapor del solvente, el ascenso del punto de ebullición con referencia al del solventepuro y el descenso del punto de congelación con referencia al del solvente puro.

El ascenso del punto de ebullición de soluciones se describe mediante la relación

∆T b = T b − T b0 = kbC m (10.1)

donde T b es la temperatura de ebullición de la solución, T b0 la temperatura de ebu-llición del solvente puro, kb una constante de proporcionalidad llamada constanteebulloscópica molal que depende de la naturaleza del solvente, y C m la concentra-ción molal de la solución.

De manera análoga, la relación para el descenso del punto de congelación es

∆T c = T c − T c0 = −kcC m (10.2)

donde T c es la temperatura de congelación de la solución, T c0 la temperaturade congelación del solvente puro, kc una constante de proporcionalidad llamadaconstante crioscópica molal que depende de la naturaleza del solvente, y C m laconcentración molal de la solución.



2 vasos de precipitado de 500 mL, agua destilada,

tubo de ensayo, cloruro de sodio (NaCl),termómetro, hielo machacado.hornilla eléctrica.


Ascenso del punto de ebullición

1. Llenar 3/4 de un vaso de precipitado con agua destilada, y llevarlo a ebulliciónsobre la hornilla.

2. Registrar la temperatura de ebullición del agua T b0 con el termómetro. Al

hacer lecturas con el termómetro, el bulbo no debe hacer contacto con elfondo ni las paredes del vaso.

3. Retirar el vaso de la hornilla, dejar enfriar por un lapso corto de tiempo, ytransvasar 200 g de agua caliente al otro vaso.

4. Agregar 10 g de cloruro de sodio al segundo vaso, disolver completamente, yllevar la mezcla a ebullición.


53/55

49

5. Registrar la temperatura de ebullición de la mezcla T b.

6. Retirar el vaso de la hornilla, dejar enfriar por un lapso corto de tiempo,

añadir 15 g de cloruro de sodio a la mezcla anterior, disolver, y llevar lanueva mezcla a ebullición.

7. Repetir los pasos 5 y 6 hasta completar 55 g de cloruro de sodio.

Descenso del punto de congelación

1. Preparar una mezcla frigorífica en un vaso con hielo machacado mediante laadición de sal sobre el hielo en un proporción de 1 a 3 en peso.

2. Agregar 10 g de agua destilada en el tubo de ensayo, e introducir el tubo enla mezcla frigorífica.

3. Introducir el termómetro en el tubo evitando el contacto con las paredes, yremover el tubo con precaución hasta congelamiento.

4. Registrar la temperatura de congelación del agua T c0.

5. Retirar el tubo, descongelar el agua, agregar 0,25 g de cloruro de sodio, ydisolver completamente.

6. Introducir el tubo en la mezcla frigorífica, introducir el termómetro en eltubo, y remover hasta congelamiento.

7. Registrar la temperatura de congelación de la mezcla T c.

8. Repetir los pasos 5 y 6 hasta completar 1 g de cloruro de sodio.


Ascenso del punto de ebullición

1. Completar la siguiente tabla a partir de los datos experimentales,

Mezcla Masa H2O Masa NaCl C m T b ∆T b

1 200 g 10 g2 200 g 25 g

3 200 g 40 g4 200 g 55 g

2. Con los datos calculados de la tabla anterior, determinar la constante ebu-lloscópica molal kb del agua.

3. Determinar el error relativo del valor experimental de kb con respecto al valorteórico de 0,52 ◦C kg/mol para el agua.


54/55

50 Práctica 10. Propiedades coligativas

Descenso del punto de congelación

1. Completar la siguiente tabla con los datos experimentales,

Mezcla Masa H2O Masa NaCl C m T c ∆T c

1 10 g 0,25 g2 10 g 0,50 g3 10 g 0,75 g4 10 g 1,00 g

2. Con los datos calculados de la tabla anterior, determinar la constante crios-cópica del agua kc.

3. Determinar el error relativo del valor experimental de kc con respecto al valor

teórico de 1,86◦

C kg/mol para el agua.


55/55

Bibliografía

Esta guía fue preparada en consulta con las siguientes fuentes:

Carrillo M., González R., Hernández G., Montagut P., Nieto E., SandovalR., Sansón C: Química General. Manual de Laboratorio, Pearson Educación,México, 2002.

Chang R.: Química General , Mc Graw Hill, México, 1998.

Longo F.: Química General , Mc Graw-Hill, México, 1975.

Fisica 2000:http://www.maloka.org/fisica.htm

Química experimental para estudiantes de ciencias ambientales:http://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluoreciencia

Análisis cuantitativo:http://coqui.lce.org/cedu6320/jgalarza/cedu6230.htm
http://www.maloka.org/fisica.htmhttp://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluorecienciahttp://coqui.lce.org/cedu6320/jgalarza/cedu6230.htmhttp://coqui.lce.org/cedu6320/jgalarza/cedu6230.htmhttp://atenea.udistrital.edu.co/grupos/fluorecienciahttp://www.maloka.org/fisica.htm

Documents

Guia Laboratorio Basico Quimica