Manual_Laboratorio_Segundo_semesre__2011._54377.pdf

Universidad de Santiago de Chile Facultad de Química y Biología Departamento de Química de los Materiales Laboratorio de Química General _______________________________________________________________________________________________

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UNIVERSIDAD DE SANTIAGO DE CHILE

FACULTAD DE QUÍMICA Y BIOLOGÍA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA DE LOS MATERIALES

MANUAL DE LABORATORIO

QUÍMICA GENERAL

Carreras:

-Ingeniería Civil en Geografía

-Ingeniería Civil en Minas

-Ingeniería Civil en Química

-Ingeniería Ejecución Química

-Ingeniería Ejecución Minas

-Ingeniería Ejecución Metalurgia

-Ingeniería en Biotecnología

-Ingeniería Ambiental

Aa

Mg. Ana María Rufs B.

Mg. Hernán Soto N.

Coordinadora Mg. Ana María Rufs B.

Segundo Semestre 2011


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REGLAMENTO DE LABORATORIO QUÍMICA GENERAL

CARRERA DE INGENIERIA

1.- Obligaciones del alumno:

a. Asistir al 100 % de los laboratorios programados, la ausencia a un laboratorio

automáticamente le hace reprobar la asignatura.

b. Concurrir con puntualidad al laboratorio en los días y horario programado.

c. El material utilizado en cada práctico deberá ser devuelto limpio y ordenado.

d. En caso de que se rompa algún material, este deberá ser repuesto antes de finalizar el

semestre.

2. – Inasistencia:

a. Aquellos alumnos que falten por causa justificada, podrán recuperar un práctico al final

del semestre, en semana programada para ello.

b. La inasistencia deberá ser justificada a través de los certificados correspondientes, visados

por el servicio médico, o la asistente social de la USACH, según corresponda. La

presentación de este documento deberá hacerse no más allá de una semana ocurrida la

inasistencia. Deberá entregarse al profesor.

3. – Presentación:

a. Los alumnos deberán presentarse en el laboratorio con delantal, gafas de seguridad, pelo

tomado y zapatos cerrados.

b. Los alumnos deberán tener un cuaderno de laboratorio, en el cual deberán desarrollar los

cuestionarios indicados en cada práctico, y tomar nota de lo observado en cada laboratorio.

c. Los alumnos deberán traer por curso un detergente líquido y una toalla absorbente por

grupo.

d. El uso de las gafas de seguridad es obligatorio en el laboratorio.

4. - Evaluación:

La nota del laboratorio se divide en:

a. 25% CONTROLES DE ENTRADA. En cada sesión de laboratorio se realizará un control de

entrada que evaluará la capacidad del alumno de comprender en términos generales los

aspectos teóricos de la guía de trabajo experimental que se va a realizar.

b. 20% REPORTES ENTREGADOS AL FINAL DEL PRACTICO. Al final de cada práctico, el

alumno deberá entregar un reporte que contiene resultados, cálculos, y conclusión de la

experiencia realizada.

c. 15% Informe de laboratorio. Se realizará un informe por grupo durante el semestre.

Este informe deberá ser entregado la próxima sesión de laboratorio y deberá contener los siguientes aspectos Construcción del informe: Escrito en computador, en hoja tamaño carta, letra arial, tamaño 11 y a 1,5 espacios . Este informe debe contener una portada en la cual debe indicar título del práctico, nombre de los autores, fecha de ejecución, y fecha de entrega nombre del profesor del laboratorio. El informe debe presentarse en una carpeta.


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Este informe debe contener los siguientes ítems con las puntuaciones que se indican: 1.Objetivos: Enumere los objetivos , es decir , las metas que se quiere lograr al termino del experimento que realizó en el laboratorio . Documéntese con esta guía, sus apuntes , la materia pasada en clases , textos e internet. Puntos:0.5 2.Introducción: En esta parte Ud. deberá escribir en forma clara y breve , los aspectos teóricos del tema sobre el cual Ud, realizó el experimento . Debe utilizar como máximo una página. Punto:1.0 3. Equipos y reactivos: Hacer una lista de los materiales ( indicando su capacidad cuando corresponda) y los reactivos químicos usados en su experiencia , señalando su concentración ó grado de pureza de los reactivos utilizados. Punto:0.5

4. Procedimiento experimental: Explicar en forma detallada y breve todos los pasos se seguidos durante el experimento , no reescriba la guía . Puede utilizar diagrama de flujo, lo que va bosquejando en forma de cuadros y flechas. Puntos:0.5

5. Resultados : En este ítem deberá mostrar los datos, separados de los resultados. Indicando las ecuaciones utilizadas si corresponde y los gráficos cuando sea necesario incluir un ejemplo de cálculo con sus respectivas unidades. Puntos:2.0 6. Discusiones y conclusiones: En este ítem el alumno debe discutir respecto a los resultados obtenidos comparándolos con los que indica la teoría , planteando sus argumentos por los cuales obtuvo su resultado. Exponga brevemente la conclusión de su trabajo. Puntos:2.0 7. Bibliografía: Se debe colocar toda la bibliografía consultada. La bibliografía la debe citar de la siguiente manera: nombre de los autores, nombre del texto utilizado, editorial, año, páginas utilizadas, país. Si consultó más de un libro, debe colocar los autores en orden alfabético de apellidos. Ej. Pérez, J.;González, R. "Química Avanzada” Editorial XYZ.2004,pág.14a25.Chile. Las páginas de internet se deben anotar completas : Ej:http://www.monografias,com/trabajos5/elagu/elagu.shtml-108k. Puntos:0.5 El informe no debe exceder de ocho páginas, incluyendo la portada.

d. 40% PRUEBA DE CICLO. Esta prueba se toma al final del semestre a todos los alumnos que cursan esta asignatura. Es de carácter obligatorio, no existe prueba de reemplazo. En esta prueba se evaluará aspectos teóricos y prácticos relacionados con los laboratorios realizados durante el semestre.


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CALENDARIZACIÓN LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL

SEGUNDO SEMESTRE DE 2011

Semana

21- 26

Noviembre

Instrucciones

28Noviembre-

3Diciembre

Laboratorio 1 Uso de Material básico de laboratorio

5 – 10

Diciembre

Laboratorio 2 Tipos de Reacciones Químicas

12 - 17

Diciembre

Laboratorio 3 Determinación de la masa molar del Magnesio

19 - 24

Diciembre

Laboratorio 4

Solubilidad de Diferentes Solutos

Medición de Conductividad Eléctrica

26 – 31

Diciembre

Laboratorio 5

Determinación de los Productos de una Reacción

2 – 7

Enero

Laboratorio 6

Preparación de Soluciones

9 – 14

Enero

Laboratorio 7

Medición de pH

16 – 21

Enero

Laboratorio 8

Construcción de la Pila de Daniell y Electrólisis de una

solución acuosa de yoduro de potasio

23 – 28

Enero Recuperación de Laboratorio

4 Febrero Prueba de Ciclo


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LABORATORIO QUÍMICA GENERAL

1- NORMAS Y EQUIPAMIENTO DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO.

El laboratorio químico es, potencialmente, un lugar peligroso, en el que se puede encontrar

material de vidrio frágil, instrumental eléctrico, líquidos inflamables, sustancias tóxicas, mechero,

etc. Sin embargo, el conocimiento de lo que realiza, y el respeto de las normas de seguridad,

hacen del laboratorio un lugar seguro, en el cual puede realizar las experiencias que le ayuden a

comprender los conocimientos teóricos.

Para evitar accidentes debe estar familiarizado con las normas de seguridad y los procedimientos

de emergencia. Por lo tanto, es necesario estar siempre atento a lo que está haciendo y seguir las

instrucciones para lograr un éxito en el trabajo y la seguridad de todos.

1.1-Precauciones Generales

1- Usar delantal, que tiene que estar abotonado. 2- Usar zapatos cerrados. 3- Usar gafas de seguridad. 4- Las personas de pelo largo, deben mantenerlo recogido. 5- En el laboratorio no se puede comer, beber, ni fumar. No deben frotarse los ojos mientras

se trabaja. 6- Los pasillos del laboratorio deben permanecer despejados. No se debe dejar ningún tipo de

objeto en el suelo. 7- Los mesones del laboratorio deben estar limpios y despejados. Sobre los mesones no

deben dejarse libros, mochilas o prendas personales. El profesor dispone un lugar para ello.

8- No se deben realizar experimentos no autorizados. 9- Cualquier accidente, corte o quemadura debe comunicarse inmediatamente al profesor.

1.2- Elementos de Emergencia En el primer práctico, el profesor debe indicar el lugar donde se encuentran los extintores de incendio, el lavador de ojos, la salida de emergencia. 1.3- Material de Laboratorio Debe revisar el material que va a usar y mantenerlo ordenado. No debe utilizar material de vidrio roto o trizado. Si se rompe algún material, debe comunicarlo inmediatamente al profesor. Al término del práctico, debe entregar el material limpio y ordenado.


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1.4- Manipulación de Reactivos

1- Evite el contacto de la piel con compuestos químicos: los materiales sólidos deben

transferirse con espátula. Si alguna sustancia toca la piel, lavarse con abundante agua y

jabón.

2- Bajo ninguna circunstancia identifique el contenido de una botella o recipiente aspirando

directamente para percibir su olor

3- Nunca debe probar (degustar) compuestos químicos.

4- No use compuestos cuyas etiquetas se encuentren en mal estado.

5- Luego de manipular un producto químico o de realizar cualquier tarea de laboratorio, lávese

cuidadosamente las manos con agua y jabón. No lleve las manos a la boca u ojos cuando

esté manipulando productos químicos.

6- Antes de usar un compuesto químico, lea atentamente su etiqueta y familiarícese con su

peligrosidad. Ver tabla1 .

7- Sea cuidadoso al abrir las botellas.

8- Mientras use un reactivo apoye su tapa en la mesa de trabajo con la parte interior hacia arriba.

Tape inmediatamente los frascos de reactivos.

9- No introduzca pipetas directamente en los frascos de solventes. Vierta en un recipiente

adecuado la cantidad aproximada y pipetee desde ahí. No pipetee con la boca, use

propipeta.

10- No vierta productos químicos directamente desde el frasco. Vierta en un recipiente

adecuado de fácil manipulación.

11- Siempre vierta las disoluciones más concentradas sobre las más diluidas. Recuerde “….el

ácido al agua “. Así evitará reacciones violentas y salpicaduras.

12- No tome las botellas por su cuello o tapa.

13- Cuando trabaje con sustancias volátiles, inflamables, irritantes o cualquier otro grado de

peligrosidad, debe hacerlo bajo campana.

14- Nunca debe calentarse con el mechero un líquido que produzca vapores inflamables. Cuando

se caliente un tubo de ensayo, debe cuidarse que la boca del tubo no se dirija hacia

ninguna persona cercana.

15- Mantenga los líquidos inflamables lejos de fuentes de calor y de la luz solar directa.

16- Cuando vierta disoluciones en buretas, asegúrese primero que la llave inferior esté

perfectamente cerrada. Coloque un recipiente debajo por si hay pérdidas.

17- Nunca botar los sólidos a los lavatorios; los sólidos deben ser desechados en recipientes

destinados para ello. Los solventes deben ser vertidos en recipientes destinados para ello, que

se encuentran debidamente rotulados.


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Tabla 1. Símbolos de peligrosidad más habituales

Símbolo Tipo de sustancia

Explosivas. Sustancias y preparados que pueden explosionar bajo el

efecto de una llama.

Comburente. Sustancias y preparados que, en contacto con otros,

particularmente con los inflamables, originan una reacción fuertemente

exotérmica.

Extremadamente inflamables

Sustancias y productos químicos cuyo punto de ignición sea inferior a

0°C, y su punto de ebullición inferior o igual a 35°C.

Fácilmente inflamables

• Sustancias y preparados que, a la temperatura ambiente, en el aire y

sin aporte de energía, puedan calentarse e incluso inflamarse.

• Sustancias y preparados en estado líquido con un punto de ignición

igual o superior a 0°C e inferior a 21°C.

• Sustancias y preparados sólidos que puedan inflamarse fácilmente

por la acción breve de una fuente de ignición y que continúen

quemándose o consumiéndose después del alejamiento de la

misma.

• Sustancias y preparados gaseosos que sean inflamables en el aire a

presión normal.

• Sustancias y preparados que, en contacto con el agua y el aire

húmedo, desprendan gases inflamables en cantidades peligrosas.

Inflamables

Sustancias y preparados cuyo punto de ignición sea igual o superior a

21°C e inferior a 55°C.

Muy tóxicas. Sustancias y preparados que por inhalación, ingestión o

penetración cutánea puedan entrañar riesgos graves, agudos o

crónicos, e incluso la muerte.

Nocivas. Sustancias y preparados que por inhalación, ingestión o

penetración cutánea puedan entrañar riesgos de gravedad limitada.

Irritantes. Sustancias y preparados no corrosivos que por contacto

inmediato, prolongado o repetido con la piel o mucosas pueden

provocar una reacción inflamatoria.

Corrosivas. Sustancias y preparados que en contacto con los tejidos

vivos puedan ejercer sobre ellos una acción destructiva.


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LABORATORIO 1

USO DE MATERIAL BÁSICO DE LABORATORIO

Objetivo:

- Adquirir una visión general de los materiales de uso más frecuente en un laboratorio de química.

- Conocer el nombre y uso de cada uno de los materiales utilizados en el laboratorio.

- Identificar los materiales volumétricos, diferenciarlos por exactitud y precisión.

- Diferenciar los materiales volumétricos en contenedores y medidores de líquidos.

- Conocer las distintas partes de un mechero Bunsen.

Actividades:

A – Describir los siguientes materiales de uso común:

Matraces y vasos

Material de vidrio Aforado

Material de vidrio Graduado

Matraz Aforado

Pipeta

graduada

Probeta

Pipeta aforada o volumétrica

Bureta

Matraz Kitasato Vaso de precipitado

Cristalizador

Matraz Erlenmeyer

Matraces redondos con 1 y 2 bocas esmeriladas

Balón de fondo redondo


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Embudos Refrigerantes

Embudo Embudo de Embudo Analítico decantación Büchner Pinzas y Soportes Otro Material

Pinzas de Hoffmann para tubo de goma

Pinzas metálicas para crisol

Pinzas de madera

Soportes

Pinzas metálicas con nuez

Pinzas para buretas

Aros con nuez

Rejilla

Escobillas para tubos de ensayo

Vidrio de reloj

Cápsula de porcelana

Crisol de porcelana

Balanza granataria electrónica

Peachímetro Voltímetro

Papel pH Papel pH en varillas

Gafas de seguridad

Balanza analítica

Mortero

Frascos lavador

Termómetros

Espátula


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B- MATERIAL DE CALEFACCIÓN

El método de calefacción más común para calentar compuestos que no son inflamables

(disoluciones acuosas) es el mechero Bunsen.

El mechero es un instrumento de laboratorio de gran utilidad. Fue diseñado con el propósito de

obtener una llama que proporcione máximo calor y no produzca depósitos de hollín al calentar los

objetos.

La llama del mechero es producida por la reacción química de dos gases: un gas combustible

(propano, butano gas natural) y un gas comburente (oxígeno, proporcionado por el aire). El gas

que penetra en el mechero pasa a través de una boquilla cercana a la base del tubo de mezcla

gas-aire.

El gas se mezcla con el aire y el conjunto arde en la parte

superior del mechero. La reacción química que ocurre, en

caso de que el combustible sea el propano (C3H8) y que la

combustión sea completa, es la siguiente :

C3H8(g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4 H2O(g) + calor

La llama es considerada como una combustión visible que

implica desprendimiento de calor a elevada temperatura;

ésta última depende entre otros factores de: la naturaleza

de los gases combustibles y de la proporción combustible-

comburente . En el caso del propano, la proporción de la

mezcla es de cinco partes de aire por una de gas,

obteniéndose una llama de color azul.

Si se reduce el volumen de aire, el mechero producirá una llama amarilla luminosa y humeante.

Cuando el mechero funciona con la proporción adecuada de combustible y comburente, la llama

presenta dos zonas (o conos) diferentes. El cono interno está constituido por gas parcialmente

quemado, el cual es una mezcla de monóxido de carbono (CO) , hidrógeno (H2), dióxido de

carbono (CO2) y nitrógeno (N2). En el cono exterior esa mezcla de gases arde por completo

gracias al oxígeno del aire circundante. Esta es la parte más caliente de la llama.

El mechero comúnmente empleado es el mechero Bunsen, el cual recibe su nombre del químico

alemán del siglo XIX Robert Wilhem Bunsen (1811-1899). Existen otros mecheros de uso en el

laboratorio, por ejemplo, el Tirrill, donde tanto el aporte de gas como el de aire pueden ajustarse

con el fin de obtener una combustión óptima y una temperatura de la llama de más de 900oC .

C- Encienda el machero y observe los distintos tipos de llama.

Cuestionario: 1- Describa brevemente todos los materiales de uso común y dibújelos en su cuaderno.


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2- Dibuje un mechero Bunsen. Identifique la zona reductora y la zona oxidante, indicando la temperatura que alcanza cada zona.

3- Investigue cómo y por qué se produce el hollín.


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LABORATORIO 2

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Una reacción química ocurre cuando una o varias sustancias se transforman en otras nuevas, con

propiedades físicas y químicas diferentes. Generalmente están acompañadas de algún cambio

observable como cambio de color, olor, producción de gases, formación de precipitado, variación

de la temperatura, etc.

En las reacciones químicas podemos reconocer dos tipos de sustancias, los reactantes y los

productos. Los reactantes son las sustancias que se ponen en contacto para que ocurra la

reacción química. Los productos son las sustancias obtenidas luego de que ocurra la reacción

química.

Al ocurrir un cambio químico ocurre la ruptura de enlaces y la formación de enlaces nuevos, por lo

que se requiere a veces un aporte de energía para que ocurra la reacción o a veces

desprendimiento de energía. Una reacción química se considera endotérmica cuando absorbe

energía, o requiere de energía para que ocurra. Una reacción química se considera exotérmica

cuando libera energía.

Las reacciones químicas de los compuestos inorgánicos se pueden clasificar en:

Reacción de Combinación o síntesis: Dos reactivos se combinan para dar un producto.

A + B AB

Reacción de Descomposición: Una sustancia única se descompone para dar dos o más

sustancias distintas.

AB A + B

Reacción de Desplazamiento: Un elemento reemplaza a otro que forma parte de un compuesto.

A + BC B + AC o bien A + BC C + BA

Reacción de doble Desplazamiento o de Metátesis: Dos compuestos intercambian aniones y

cationes para producir dos compuestos diferentes.

AB + CD AD + CB

Objetivos:

- Describir los cambios ocurridos en las reacciones químicas.

- Reconocer cambio físico y cambio químico.

- Diferenciar distintos tipos de reacciones químicas.


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Actividades:

1- Tome una cinta de magnesio con una pinza para crisol y caliéntela a la llama directa de un

mechero Bunsen: Utilice gafas de seguridad. Observe. Mantenga cerca un vidrio de reloj

para recibir el residuo. Al residuo blanco de óxido de magnesio agregue unas gotas de de

agua y luego una gota de fenolftaleína. Se observa la presencia de un óxido básico.

2- Bajo campana y utilizando una pipeta volumétrica agregue a un tubo de ensayo

aproximadamente 5 mL de ácido clorhídrico (6M). Agregue al tubo con el ácido un pequeño

trozo de zinc, tomándolo con una pinza metálica y déjelo deslizar por las paredes

interiores del tubo, esto se logra manteniendo el tubo levemente inclinado, así evitará

posibles salpicaduras con el ácido. Lave las manos con abundante agua en caso de

salpicaduras. Observe.

3- En un tubo de ensayo agregue 5mL de disolución de Sulfato de Cobre(II). Introduzca un

clavo limpio en la solución de modo que quede parcialmente sumergido. Observe.

4- En un tubo de ensayo seco agregue un cristal de sulfato de cobre (II). Obsérvelo. Caliente

el tubo con el cristal expuesto indirectamente a la llama de un mechero Bunsen separado

por una rejilla sobre un trípode, para ello tome el tubo con una pinza y NO caliente

directamente. Observe. Cuando aprecie algún cambio de color deje enfriar y agregue unas

gotas de agua. Observe.

5- En un tubo de ensayo agregue aproximadamente 2 mL de hidróxido de sodio 0.1 M Con la

técnica ocupada en la actividad 2, agregue al tubo unas gotas de Fenolftaleína. Observe.

Luego, con un gotario agregue gota a gota una solución de ácido clorhídrico 0.1 M hasta

notar cambio. Observe.

6- En un tubo de ensayo coloque aproximadamente 5 mL de nitrato de plata 0.1 M. Agregue

un alambre de cobre limpio enrollado en forma helicoidal. Observe.

7- En un tubo de ensayo agregue aproximadamente 5 mL de una disolución de cloruro de

bario diluida y luego agregue gota a gota una solución de sulfato de cobre (II) Observe.

Cuestionario:

1- Investigue las reacciones químicas que va a realizar en el laboratorio. Anótelas en su

cuaderno de laboratorio indicando el estado físico de los reactivos y los productos.

Describa los cambios que observó en cada actividad. Escriba la ecuación química igualada

para cada reacción.

2- Señale el tipo de reacción según la clasificación dada anteriormente e indique si ésta es

endotérmica o exotérmica.


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LABORATORIO 3

DETERMINACIÓN DE LA MASA MOLAR DEL MAGNESIO

Objetivos:

- Determinar experimentalmente la masa molar del magnesio usando la ecuación general de

los gases.

- Uso de tablas.

En la determinación de la masa molar del magnesio, se mide el volumen de hidrógeno

desprendido, cuando una masa conocida de magnesio reacciona con exceso de ácido clorhídrico.

Mg(s) + 2 HCl(ac) MgCl2(ac) + H2(g)

Estequiométricamente, la cantidad, en mol, de hidrógeno obtenido es igual a la cantidad de

magnesio que reacciono. Usando la ecuación de los gases ideales se tiene:

PV =nRT

nH2 = PH2 VH2 / RT como nH2 = nMg

nMg = masa Mg / M Mg

M Mg = masa Mg / nMg

Actividades:

1- Armar el equipo de acuerdo con la figura 1

Figura 1


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Figura 2 Figura 3

2- Medir con una probeta 4 mL de ácido clorhídrico 3M y colocarlos en el matraz

erlenmeyer.

3- Pesar en una balanza analítica 30 mg de cinta de magnesio. (anote el peso exacto de la

cinta de magnesio)

4- Introduzca la probeta invertida llena de agua en la cubeta. Verifique que en el interior de la

probeta no queden burbujas de aire.

5- Introduzca la manguera de la salida del tubo de desprendimiento de gas dentro de la

probeta evitando la entrada de aire. (figura 2)

6- Medir la temperatura del agua.

7- Colocar rápidamente la cinta de magnesio en el tubo y taparlo inmediatamente para evitar

pérdidas de hidrógeno.

8- Una vez terminada la reacción, leer en la probeta el volumen de hidrógeno desprendido.

9- Medir con una regla la altura de la columna de agua (hagua). (figura 3)

10- Anotar la densidad del agua a la temperatura medida. (Tabla 1)

11- Solicite la presión atmosférica del momento.

12- Anotar la presión de vapor del agua a la temperatura medida (Tabla 2)

Cálculos:

nH2= PH2 VH2 / RT

Patm = PH2 + Pv + Pcolumna de agua

Pcolumna de agua = hagua dagua / dHg

donde: hagua = altura de columna de agua, en mm

dagua = densidad del agua

dHg = densidad del Hg = 13.6 g/mL


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Tabla1. Densidad del agua

Temperatura Densidad del agua Temperatura Densidad del agua

(oC) (g/mL) (oC) (g/mL)

0 0,999 842 5 26 0,996 786 7

4 975 0 27 516 2

5 966 8 28 236 5

10 702 6 29 0,995 947 8

11 608 4 30 650 2

12 500 4 35 0,994 034 9

13 380 1 37 0,993 331 6

14 247 4 40 0,992 218 7

15 102 6 100 0,958 366 5

16 0,998946 0

17 777 9

18 598 6

19 408 2

20 207 1

21 0,997995 5

22 773 5

24 299 5

25 047 9

Tabla 2. Presión de Vapor del Agua (mmHg)

T (oC) Pv T (oC) Pv T(oC) Pv T(oC) Pv

Cuestionario:

1- Defina qué es un gas y enumere sus propiedades.

2- Calcular la presión de Hidrógeno

3- Calcular la cantidad, en moles, de hidrógeno.

4- Calcular la masa molar de Mg


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LABORATORIO 4

SOLUBILIDAD DE DIFERENTES SOLUTOS

MEDICIÓN DE CONDUCTIVIDAD ELECTRICA

Muchos sólidos tienen la propiedad de disolverse en algunos líquidos. La cantidad de soluto que

se puede disolver en una cantidad determinada de disolvente es limitada, por lo tanto la solubilidad

es la capacidad que posee una sustancia para disolverse en otra.

En general, la cantidad de una sustancia que podemos disolver en una cantidad fija de disolvente

aumenta si elevamos la temperatura de la disolución. Sin embargo la solubilidad de los gases en

los líquidos disminuye al aumentar la temperatura.

La solubilidad se puede expresar en forma cualitativa como: soluble, poco soluble e insoluble.

Cuando se expresa cuantitativamente se define como la masa de soluto en gramos disuelta en 100

g de agua.

La conductividad de las disoluciones, se define como la capacidad que tienen las sales

inorgánicas en solución (electrolitos) para conducir la corriente eléctrica. El agua pura,

prácticamente no conduce la corriente eléctrica, sin embargo el agua con sales disueltas la

conduce. La conductividad de estas disoluciones se debe a la presencia de los iones cargados

positiva y negativamente, y por lo tanto dependerá del número de iones presentes y de su

movilidad.

Las sustancias que existen en disolución completamente ionizadas, se llaman electrolitos fuertes.

Aquellos compuestos que se ionizan parcialmente al disolverse se denominan electrolitos débiles.

Para determinar si una sustancia en disolución es un electrolito o no electrolito se utiliza un

aparato simple constituido por un par de electrodos conectados a una ampolleta y a una fuente de

poder (batería) y un vaso de precipitado que contenga la disolución a medir. Si la ampolleta

enciende estamos en presencia de un electrolito. La intensidad de la luminosidad nos indica si se

trata de un electrolito fuerte o débil.

Objetivo:

- Determinar cualitativamente la solubilidad de diferentes solutos en solventes de distinta polaridad.

- Distinguir entre electrolito fuerte y electrolito débil de acuerdo a la conductividad eléctrica de

disoluciones acuosas.


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Actividades:

1- Tome 3 tubos de ensayo y numérelos.

2- Vierta en cada uno de ellos aproximadamente 2 mL de agua destilada, etanol, y tetracloruro

de carbono TRABAJE BAJO CAMPANA.

3- Agregue a cada tubo una punta de espátula de cloruro de sodio. Agite vigorosamente.

Observe.

4- Repita el experimento anterior pero ahora agregue como soluto glucosa (azúcar)

5- Repita el experimento anterior pero ahora agregue como soluto: aceite. Observe.

6- Utilizando el equipo que se muestra en el siguiente esquema:

Y por comparación de la intensidad de la luz emitida por la ampolleta, clasifique las siguientes

sustancias como electrolitos fuertes, débiles o no electrolitos.

Sustancia Intensidad de luz

(Alta, media, baja o nula)

Clasificación

Agua potable

Agua destilada

Etanol (alcohol etílico)

Disolución acuosa de cloruro de sodio

Disolución acuosa de vinagre

Bebida gaseosa

Jugo de limón

Disolución acuosa de azúcar

Disolución acuosa de H2SO4

Cuestionario:

1- Investigue por qué la actividad 2 debe realizarla bajo campana.

2- Clasifique los solutos y solventes que va ha utilizar en el practico como polares y apolares.

3- Cómo cree Ud. que debería ser la conductividad del agua de mar.

4- ¿Por qué una persona que se encuentra sumergida en una tina de baño con agua puede

electrocutarse al hacer funcionar un aparato eléctrico?


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LABORATORIO 5

DETERMINACIÓN DE LOS PRODUCTOS DE UNA REACCIÓN QUÍMICA

Cuando se realiza una reacción, generalmente los reactivos no están presentes en las cantidades

estequiométricas exactas, es decir en las proporciones que indica la ecuación igualada. El

reactivo que se consume completamente en la reacción es el reactivo limitante, y la cantidad de

producto que se obtiene depende de la cantidad de este reactivo. Cuando este reactivo se

consume, no se forma más producto. El reactivo que se encuentra en mayor cantidad de la

requerida para la reacción corresponde al reactivo en exceso.

El rendimiento de una reacción química, se refiere a la cantidad real de producto que se obtiene,

con respecto a la que debería obtenerse a partir de los valores estequiométricos, deducidos de la

ecuación química igualada. Experimentalmente la cantidad de producto que se obtiene es menor

que la cantidad teórica. La eficiencia de una reacción se expresa en términos de porcentaje de

rendimiento.

% de rendimiento masa real obtenida × 100

masa teórica a obtener

Objetivos:

- Determinar el reactivo limitante.

- Determinar el porcentaje de rendimiento en la formación del Yoduro de Plomo (PbI2).

Actividades:

1- Pesar 0,4 g de nitrato de plomo (Pb(NO3)2, ponerlos en un vaso de precipitado de

100 mL, agregar 25 mL de agua medidos con una probeta, agitar hasta disolución.

2- En otro vaso de precipitado de 50 mL disolver 0,6 g de yoduro de potasio (KI) en 25 mL de

agua, agitar hasta disolución. Luego añadir con agitación la disolución de KI al vaso de

precipitado que contiene la disolución de nitrato de plomo. Observe.

3- Pesar un papel filtro y anotar su masa. Colocar el papel filtro en el embudo y filtrar por

gravedad ( figura 1)

Figura1


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4- Filtrar el precipitado amarillo de yoduro de plomo, arrastrando todo el sólido. Lavar el precipitado con pequeñas porciones de agua destilada.

5- Se seca, sobre un vidrio de reloj, en estufa a 90oC. Una vez que el precipitado obtenido está totalmente seco, se pesa.

Cuestionario:

1- Escriba la ecuación química igualada de la reacción.

2- Identifique el reactivo limitante y el reactivo en exceso.

3- Calcule la masa teórica del yoduro de plomo.

4- Determine el % de rendimiento de la reacción


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LABORATORIO 6

PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES

Una disolución es una mezcla homogénea (una sola fase) de dos o más componentes, cuya

composición es variable. Las disoluciones pueden ser sólidas , líquidas o gaseosas, siendo las

más comunes las disoluciones líquidas. El componente que se encuentra en menor cantidad se

denomina soluto, y el componente que se encuentra en mayor cantidad se denomina disolvente. El

disolvente más común es el agua.

La cantidad de soluto disuelta en una determinada cantidad de disolvente, se expresa en mediante

unidades de concentración. Las unidades de concentración más utilizadas son:

Porcentaje en peso (%p/p) %p/p= gramos de soluto

100g disolución

Porcentaje en volumen (%v/v) %v/v= mL de soluto

100mL disolución

Porcentaje peso volumen (%p/v) %p/v= gramos de soluto

100mL disolución

Molaridad (M) M = moles de soluto

1L disolución

Las disoluciones pueden ser preparadas por disolución y por dilución.

Por disolución se preparan disolviendo una determinada cantidad de soluto, en un determinado

volumen de disolvente.

Ejemplo 1. Preparación de 100mL disolución de NaCl 0,1M.(MM=58,5g/mol).

0,1mol 1 L

X mol 0,1L

se requieren 0,01mol de NaCl, es decir g=0,01mol x 58,5g/mol = 0,585g

por lo tanto, la disolución se preparara disolviendo 0,585g de NaCl en un pequeño volumen de

agua destilada, en un vaso de precipitado. Luego se trasvasija a un matraz aforado de 100mL, se

enjuaga el vaso de precipitado varias veces virtiendo el lavado al matraz aforado, se agrega agua

destilada hasta el aforo y se homogeniza la disolución. Para enrasar el ojo del observador debe

estar a la altura del menisco formada por el liquido(A), para evitar el error de paralaje que

resultaría al leer por sobre(B), o por bajo el menisco(C).


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Por dilución, se mide un volumen de la disolución concentrada y se añade una determinada

cantidad de disolvente, obteniendo una disolución diluida (menor concentración).

Ejemplo 2. Preparación de 100mL disolución de HNO3 0,1M(MM=63g/mol), a partir de un HNO3

concentrado 43%p/p y densidad 1,27g/mL.

a) Se determina la concentración molar del HNO3 concentrado.

n HNO3 = 43g = 0,68moles mL disolución= 100g = 78,74mL

63g/mol 1,27g/mL

por lo tanto la concentración molar del ácido concentrado es :

M HNO3 = 0,68mol = 8,63

78,74x10-3 L

b) Se calcula el volumen de HNO3 concentrado, mediante la siguiente ecuación:

C1 x V1 = C2 x V2

donde:

C1 : concentración de disolución que se desea preparar.

V1 : volumen total de la disolución que se desea preparar.

C2 : Concentración de la disolución concentrada.

V2 : Volumen de la disolución concentrada(alícuota) que se debe tomar para preparar la

disolución diluida.

VHNO3 = 0,1M x 100mL = 1,16 mL

8,63M

c) Medir el volumen calculado del ácido concentrado, mediante una bureta o pipeta graduada,

adicionar este volumen a un matraz aforado de 100mL que ya contiene agua destilada hasta

la mitad de su capacidad y agitar. Enrasar hasta el aforo y homogenizar.

Objetivos:

- Preparación de disoluciones por disolución

- Preparación de disoluciones por dilución

Actividades:

1- Preparación de disolución de Sulfato de cobre (CuSO4) por disolución.

a) Realice los cálculos para preparar 100mL de disolución de CuSO4 2%p/v.

b) En un vaso precipitado pequeño limpio y seco, pese la cantidad de soluto en una balanza

granataria.


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c) Agregue una pequeña cantidad de agua destilada con la piseta, para disolver el soluto.

d) Con la ayuda de una bagueta, vierta cuantitativamente la disolución a un matraz aforado

de100mL.Enjuague el vaso con agua destilada y vierta el lavado al matraz. Repita esta

operación varias veces. Homogenice la disolución y luego agregue agua hasta el aforo.

Rotule la disolución: Nombre y concentración de la disolución. Fecha de preparación. Nombre de persona(s) responsable(s). 2- Preparación de disolución de Ácido Clorhídrico ( HCl) por dilución.

a) Realice los cálculos para preparar 100mL de HCl 0,1M a partir de un ácido concentrado 37%p/p

y densidad 1,19g/mL.

b) Bajo campana, mida el volumen de HCl calculado mediante una bureta. Agregue este volumen

a un matraz aforado de 100mL que ya contiene agua destilada hasta la mitad de su volumen.

Agite y enrase cuidadosamente con un gotario hasta el aforo. Homogenice la disolución.

Rotule la disolución:

Nombre y concentración de la disolución.

Fecha de preparación.

Nombre de persona(s) responsable(s).

Cuestionario:

1- Realice los siguientes cálculos:

a) En el laboratorio dispone de un ácido sulfúrico al 95%p/p y densidad 1,84g/mL. Calcule el

volumen de ácido concentrado para preparar 100mL de ácido diluido de concentración 0,1M.

b) Se desea preparar 250mL de disolución de NaOH 0,2M. Calcule los gramos de NaOH que

debe pesar para preparar esta disolución.

c) Se disuelven 28,0g de NaCl en 500gr de agua (d=1.00g/mL). La disolución obtenida tiene

una densidad de 1,0369g/mL. Calcule la concentración en

i)%p/p

ii)%p/v

iii)M


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LABORATORIO 7

MEDICIÓN DE pH

Un tipo especial de electrólitos lo constituyen los ácidos y bases. Los ácidos se caracterizan por

tener un sabor agrio, corroer los metales, enrojecer el papel tornasol y perder todas sus

propiedades ácidas al ponerse en contacto con una base. En cambio las bases o álcalis, se

caracterizan por tener un sabor amargo, y textura jabonosa, colorean de azul el papel tornasol y

pierden todas sus propiedades al ponerse en contacto con un ácido.

Según la teoría de Arrhenius, un ácido es una sustancia que en disolución acuosa libera uno o

más iones hidrógeno (H+) y una base es una sustancia que en disolución acuosa libera uno o más

iones hidroxilos (OH-).

La teoría de Bronsted-Lowry define un ácido como sustancia capaz de donar un protón y una

base sustancia capaz de aceptar un protón.

La concentración de protones en una disolución acuosa suele ser muy pequeña, y se expresa en

términos de pH. El pH nos da una medida del grado de acidez de una disolución, y se define

como logaritmo negativo en base 10 de la concentración molar de iones hidrógeno.

pH = - log [H+]

Disolución ácida : valor del pH 7.00

Disolución neutra: valor del pH 7.00

Disolución básica: valor del pH 7.00

En el laboratorio, el pH de una disolución se puede medir con precisión utilizando un peachímetro.

El peachímetro es un instrumento que mide la diferencia de potencial entre un electrodo de trabajo

y uno electrodo de referencia. El electrodo de trabajo más común es el electrodo de vidrio, que

tiene una membrana sensible a la concentración de H+. Al variar la concentración de H+, su

potencial varía y, como se mide con respecto a un electrodo de referencia, cuyo potencial se

mantiene constante, se produce una diferencia de potencial. Esta diferencia de potencial se puede

relacionar con el valor del pH. Estos instrumentos deben calibrarse antes de su uso, para lo cual

se utilizan disoluciones (tampón o buffer) de pH exactamente conocido.

Otra forma de medir el pH aproximado, es utilizando indicadores ácido-base. Los indicadores

ácido-base son compuestos orgánicos (ácidos débiles) que pueden existir en forma ácida o básica.

Las dos formas tienen colores intensos distintos. Así el indicador adquiere un cierto color en un

medio ácido y cambia a uno diferente si se pone en medio básico. El papel pH, es un papel

impregnado en una mezcla de indicadores, el indicador en el papel toma diferentes colores al ser

mojado con disoluciones de diferentes pH. Así el pH de una disolución se puede medir colocando

una gota de la disolución en el papel y comparar el color con una escala de colores calibrada a

diferentes pH. Esta escala de colores se encuentra impresa en el contenedor del papel pH.


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Objetivos:

- Medir el pH a distintas disoluciones utilizando papel pH y peachímetro

- Clasificar las disoluciones como ácidas, básicas o neutras.

Actividades: 1- Mida el pH de las disoluciones utilizando papel pH. Tomar pequeños trozos de papel pH y

humedecerlo con gotas de cada disolución empleando varilla de vidrio o gotario. Compare el color

del papel impregnado en la disolución con la tabla de colores. Registre el valor del pH en la tabla.

2- Mida el pH de cada disolución utilizando un peachímetro. Introduzca el electrodo en cada

disolución y mida el pH. Entre una y otra medición, el electrodo debe enjuagarse, con agua

destilada y secarse suavemente con un trozo de toalla absorbente.

Registre el valor del pH en la tabla.

Disolución pH

papel pH

pH

peachímetro

Agua destilada

Agua potable

Leche

Vinagre

Jugo de tomate

Disolución acuosa de

detergente


Bicarbonato


acetato de sodio 0,1M


Cloruro de sodio 0,1M


Ácido clorhídrico 0,1M


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Cuestionario:

1- Cuáles son las concentraciones relativas de H+(ac) y OH-

(ac) en :

a)una disolución neutra

b) una disolución ácida

c)una disolución básica

2- Es correcto decir que una disolución de pH 3 es 100 veces más ácida que una disolución

de pH 5.

3- Una disolución cuyo pH es 2, indicar la concentración de H+ y el pOH de la disolución.

4- Cuál es el pH y el pOH de una disolución 0,5M de NaOH.


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LABORATORIO 8

CONSTRUCCIÓN DE LA PILA DE DANIELL Y ELECTRÓLISIS DE UNA SOLUCIÓN ACUOSA

DE YODURO DE POTASIO

Una pila es un dispositivo capaz de producir energía mediante una reacción química.

Una pila requiere que se produzcan dos reacciones, una de oxidación, en la que se liberan

electrones, y otra de reducción, donde se captan electrones, en electrodos distintos, de modo que

entre ambos se establezca un flujo de electrones.

Para que el sistema funcione espontáneamente es necesario que la variación de potencial

generada entre ambas reacciones sea positiva.

Este sistema se denomina celda galvánica y al conjunto de cada electrodo con su disolución

asociada: semipila.

A cada electrodo se le asigna un potencial normal o estándar correspondiente al de reacción de

reducción.

Por ejemplo:

Zn+2 + 2 e Zno Eo = - 0,763 V semireacción de reducción

El conjunto de la pila se escribe de modo que la reacción sea espontánea de izquierda a derecha.

El símbolo // nos indica la presencia de un puente salino, se utiliza normalmente una disolución de

KCl.

Las fases se separan con una barra vertical y las celdas con una doble barra.

Zn / Zn+2 // Cu+2 / Cu

Correspondería a la reacción global:

Zno + Cu+2 Zn+2 + Cuo

A diferencia de las pilas, que generan energía por medio de una reacción espontánea, en una

celda electrolítica se produce una reacción redox que no es espontánea, por lo tanto, para que

esta ocurra se requiere suministrar energía eléctrica. Este proceso es conocido habitualmente

como electrólisis.

Objetivos:

- Construir la pila de Daniell y determinar su potencial.

- Comparar una celda galvánica con una celda electrolítica.


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Actividades:

A-Construcción de la pila de Daniell

Vierta 150 mL de disolución de sulfato de cobre (II) 1M y 150 mL de sulfato de zinc 1M en cada

uno de los vasos de precipitado, según el esquema.

1- Introduzca en el vaso que contiene la disolución de sulfato de cobre (II) una lámina de

cobre de tal modo que quede parcialmente sumergido. Recuerde lijar y limpiar bien la

lámina de cobre.

2- En el vaso que contiene la disolución de sulfato de zinc, sumerja una lámina de zinc,

previamente lijada y limpia.

3- Introduzca el puente salino invertido de tal forma que cada extremo quede dentro de

cada vaso. El puente salino contiene una disolución de cloruro de potasio.

4- Conecte la parte superior de cada placa metálica a los terminales del voltímetro.

Verifique que el potencial indicado sea positivo, si no es así invierta las conexiones.

Registre el valor del potencial.

5- Retire el puente salino y observe.

6- Coloque nuevamente el puente salino. Observe.

Cuestionario:

1- Escriba las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo de la pila.

2- ¿Qué electrodo es el cátodo en este proceso? ¿Por qué?

3- Compare el valor del potencial normal de su pila con el voltaje obtenido de tablas.

4- Suponga que prepara una pila con un electrodo de plata en disolución de nitrato de plata y

una de zinc, con disolución de iones Zn+2 0,5 M. ¿En qué electrodo se producirá la

oxidación y en cuál la reducción? Escriba las reacciones correspondientes e indique su

potencial.

5- ¿Sería posible invertir la polaridad sin cambiar los electrodos en la pila de Daniell? ¿Qué

sucederá con el voltaje de esta pila al pasar el tiempo?


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6- ¿Cuál es el papel del puente salino en la pila? ¿Qué ocurre si lo retira?

B- Electrólisis:

1- En un vaso de precipitado de 100 mL agregar aproximadamente 20 mL de una disolución

acuosa de yoduro de potasio 0,1 M.

2- Sumerja en la disolución anterior 2 barras de grafito (electrodos) conectados mediante un

cable de cobre a los terminales de una batería.

3- Identifique en qué electrodo se desprenden burbujas.

4- Alrededor de este electrodo, en la disolución, adicione 2 a 3 gotas de fenolftaleína. Qué

observa?

5- Alrededor del otro electrodo adicione 2 a 3 gotas de disolución de almidón. Observe.

Cuestionario:

1- Identifique el ánodo y el cátodo.

2- Describa las semi reacciones y la reacción global.

3- Investigue el potencial de esta reacción.

4- ¿Para qué agrega fenolftaleína y almidón?

Documents

Manual_Laboratorio_Segundo_semesre__2011._54377.pdf