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DEPARTAMENTO DE QUIMICA
FACULTAD DE CIENCIAS
UNIVERSIDAD DEL BIO-BIO
GUIA DE LABORATORIO
INTRODUCCION A LA QUIMICA
(210102)
PROGRAMA BACHILLERATO EN
CIENCIAS NATURALES Y EXACTAS
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INSTRUCCIONES GENERALES DE LABORATORIO
1. Los alumnos deben presentarse al laboratorio con el siguiente material:
- un delantal blanco
- un cuaderno de 40 hojas para anotar los datos experimentales y sus observaciones
- guía de laboratorio
- una caja de fósforos o un encendedor
- un paño de aseo.
2. El trabajo de laboratorio será evaluado a través de un test (al inicio) y un informe (al final),
contribuyendo ambas evaluaciones con el mismo porcentaje a la nota final de laboratorio.
3. La materia a controlar en los test e informes comprende la parte experimental a ensayar y los
conceptos teóricos vertidos en cada práctico.
4. Con respecto al material de laboratorio, los alumnos deberán considerar lo siguiente:
4.1. Observar atentamente las etiquetas de los frascos de reactivos antes de usarlos, taparlos y luego
dejarlos en su lugar correspondiente.
4.2. No devolver nunca restos de reactivos a los frascos, (sólidos o líquidos). No introducir en ellos
espátulas o cucharillas sin asegurarse que estén completamente limpios.
4.3. No introduzca pipetas a frascos que contengan reactivos líquidos o en solución. Saque el volumen
de reactivo en un vaso de precipitado o en un tubo de ensayo y mida desde allí con la pipeta, el
volumen deseado.
4.4. Los residuos líquidos se desechan en el desagüe manteniendo el agua de la llave siempre
corriendo.
Los residuos sólidos se depositan en los basureros ubicados en los costados de cada mesón.
5. Respecto a la asistencia al laboratorio:
5.1. El laboratorio tiene una hora determinada de inicio no aceptándose alumnos atrasados.
5.2. La asistencia al laboratorio es de un 100% de los trabajos programados.
5.3. En caso eventual de inasistencia ésta deberá ser justificada con el profesor del grupo de
laboratorio en una plazo no superior a 48 horas desde la inasistencia a dicho laboratorio,
mediante una fotocopia del certificado médico presentado al Servicio de Salud u otro
documento que justifique su inasistencia.
Durante el desarrollo del laboratorio el alumno deberá observar un comportamiento correcto, seguir las
instrucciones dadas y consultar al profesor o al ayudante a cargo del práctico cualquier duda referente a la
manipulación uso de un equipo o reactivo determinado.
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INTRODUCCION
En esta sesión el alumno conocerá el material básico de laboratorio, aprenderá su uso y lo aplicará a las
actividades prácticas que se explican en esta guía.
Material de Laboratorio
1. De vidrio
A. Para contener líquidos
A.1) Tubo de ensayos Contener líquidos, efectuar reacciones.
A.2) Vaso de precipitados Contener líquidos, efectuar reacciones y calentar.
A.3) Matraz Erlenmeyer Contener líquidos en las titulaciones, efectuar reacciones.
A.4) Matraz de fondo plano Contener líquidos, efectuar reacciones y calentar
A.5) Balón Calentar líquidos y conectar equipos. Ejemplo:
destilación
A.6) Matraz Kitasato Filtración con succión
A.7) Frascos Contener y guardar soluciones y reactivos
B. Para medir volumenes
B.1) Pipeta parcial Medir distintos volúmenes
B.2) Pipeta total Medir un volumen fijo con exactitud
B.3) Bureta Medir diferentes volúmenes con exactitud
B.4) Matraz aforado Medir volúmenes exactos al preparar soluciones
B.5) Probeta Medir volúmenes aproximados.
C. Otros
C.1) Vidrio reloj Contener muestras a ensayar y como tapa para vasos,
cápsulas y otros
C.2) Termómetro Medir temperatura
C.3) Refrigerante Condensar vapores en destilación
C.4) Trompa de agua Succión de gases para disminuir presión en filtración con
succión.
C.5) Embudo Cónico Trasvasijar y filtrar líquidos
C.6) Embudo de decantación Separar líquidos no miscibles de distinta densidad
C.7) Desecador Secar muestras bajo 100ºC hasta temperatura ambiente
C.8) Bagueta o varilla de vidrio Agitar soluciones y recolectar precipitados
2. De fierro
2.1) Soporte Universal Soporte de pinzas para armar equipos
2.2) Trípode Soporte de rejillas para calentar con mechero
2.3) Rejilla con asbesto Soporte de recipientes para calentamiento homogéneo.
2.4) Triángulo Soporte de crisoles para calentar
2.5) Mechero Bunsen Fuente de calor
2.6) Pinzas para crisoles Coger crisoles, cápsulas, etc., a altas temperaturas
2.7) Nueces Unión con tornillos entre pinzas y soporte universal
2.8) Pinza para matraces Sostener matraces y conectar a una soporte
2.9) Argolla con tornillo Sostener embudos u otros y conectar a soporte
3. De Porcelana
3.1) Cápsula Calentar y secar sustancias
3.2) Crisol Calentar y calcinar sustancias
3.3) Mortero Triturar muestras
3.4) Embudo Büchner Filtrar con succión
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4. Otros
4.1) Pinza de madera Sostener tubos de ensayos calientes
4.2) Gradilla Soporte de tubos de ensayo
4.3) Piseta de plástico Lavar precipitados
4.4) Espátula Medir pequeñas cantidades de sustancias sólidas
4.5) Papel filtro Filtrar
4.6) Balanza Determinar masas
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PRACTICO N 1: “REGLAMENTO DE LABORATORIO Y CONOCIMIENTO DE MATERIALES”
OBJETIVOS: 1. Conocer y ensayar algunos materiales de uso común en un laboratorio químico. INTRODUCCION: El laboratorio de Química se realiza para aprender procedimientos y para realizar experimentos que le ayudan a aprender técnicas y a reforzar los conceptos vertidos en las clases. Lea previamente la guía del experimento que va a realizar, asegúrese de comprender las etapas de los experimentos y de conocer la teoría asociada a la actividad experimental. Durante el práctico anote en su cuaderno de laboratorio todas las observaciones y los datos, esto le servirá para elaborar el informe de laboratorio; en el cual Ud. debería poder explicar qué experimento realizó, qué aprendió y qué significan los resultados.
Actividad N1 – Realizada por el Profesor Presentación de los materiales siguientes: - Matraz Erlenmeyer – Matraz de fondo plano – Balón – Matraz Kitasato – Tubo de ensayo . Vaso
de precipitados – Probeta – Pipeta parcial – Pipeta total – Bureta – Matraz aforado – Vidrio reloj – Embudo cónico – Embudo de decantación – Embudo Büchner – Termómetro – Refrigerante – Trompa de agua – Bagueta – Soporte universal – Nueces – Pinzas – Argolla – Trípode – Rejilla con asbesto – Mechero Bunsen – Pinza de madera – Gradilla – Piseta – Espátula – Papel filtro – Papel pH
- Balanza – Centrífuga – Manta calefactora – Densímetro – pHmetro MATERIALES Y REACTIVOS.
Pipeta parcial de 10 mL Matraz aforado
Gradilla con tubos de ensayo Termómetro
Bureta Mechero Bunsen
Probeta Soporte
Vaso de precipitados Pinza y nuez
Actividad N 2 – Actividades a realizar por los Alumnos - Medición de volúmenes aproximados
Medir 2 mL de agua de la llave con una pipeta parcial y vaciarlos a un tubo de ensayo, observar y dibujar. Repetir para 5 mL y para 10 mL.
- Comparación de la medida de un volumen Medir 50 mL de agua destilada en una bureta, vaciarlos a una probeta y comparar la lectura, luego vaciarlos a un vaso de precipitados y comparar nuevamente.
- Aforar Medir 100 mL de agua destilada en un matraz aforado.
- Medición de temperatura Medir con termómetro la temperatura de 50 mL de agua de la llave
- Encendido de mechero Encender correctamente el mechero y reconocer las zonas de la llama
- Armar un soporte universal con nuez y pinza
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PRACTICO Nº2: “METODOS FISICOS DE SEPARACION DE
LOS COMPONENTES DE UNAS MEZCLA”
OBJETIVOS:
2. Conocer y ensayar algunos materiales de uso común en un laboratorio químico.
3. Conocer y ensayar distintas técnicas de separación de los componentes de una mezcla.
4. Obtener una sustancia pura a partir de una mezcla.
INTRODUCCION:
En la naturaleza, la materia se cuenta como sustancias puras (O2, H2O) o mezclas (aire, océanos). Las
mezclas pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas; dependiendo del estado físico de los componentes. Se
clasifican en homogéneas y heterogéneas dependiendo del número de fases presente (se define como fase
aquella parte del sistema que es uniforme en su totalidad).
Mezclas Homogéneas o Soluciones:
Todos los componentes se encuentran en una misma fase.
Ejemplos:
- gaseosa : aire (principalmente N2 y O2 )
- líquida : océanos (sales como NaCl disueltas en agua)
- sólida : bronce (aleación de cobre y estaño: Cu-Sn)
Mezclas Heterogéneas:
Los componentes se encuentran en más de una fase, generalmente observables a simple vista.
Ejemplos:
- sólida-gas : humo (partículas de carbono en suspensión en el aire)
- líquida-líquida : aceite y agua (líquidos no miscibles)
- sólida-líquida : yoduro de Plomo (Pbl2) en agua (sal poco soluble).
La técnica de separación a utilizar depende del tipo de mezcla a separar, ya sea homogénea o heterogénea, y
de la fase en que se encuentren los distintos componentes (sólida, líquida o gaseosa).
A. Técnicas de Separación de los Componentes de una Mezcla Heterogénea.
1. Filtración
2. Decantación
3. Centrifugación
4. Sublimación.
B. Técnicas de Separación de los Componentes en una Mezcla Homogénea.
1. Cristalización
2. Destilación
3. Extracción con Solventes.
Descripción de las distintas técnicas de separación de los componentes de una mezcla:
A.1. Filtración
Consiste en la separación por medio de algún material poroso (papel filtro, placa de porcelana o
fibra de vidrio) de los componentes de un sistema líquido-sólido. Las partículas del sólido deben ser
de tamaño apreciable.
La filtración puede ser simple, usando un embudo cónico y un material poroso, siendo el más
empleado el papel filtro que se fabrica de distintos tamaños de poros dependiendo del tamaño del
sólido a separar. En este tipo de filtración, la velocidad es de separación es lenta y se usa cuando
interesa recuperar el sólido. Se puede acelerar una filtración empleando succión o vacío. Para ello
se utiliza un embudo Büchner provisto de papel filtro en el fondo, el embudo se adapta a un matraz
Kitasato, mediante un anillo de goma. El matraz Kitasato se conecta a una trompa de agua o a una
bomba de vacío.
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A.2. Decantación.
Es un método de separación basado en la diferencia de peso específico entre los componentes de un
sistema sólido-líquido. La decantación del sistema sólido-líquido, consiste en la sedimentación del
sólido; éste se separa sifonando o vaciando la capa líquida sobrenadante.
Cuando los componentes de la mezcla son líquidos inmiscibles, se realiza la decantación en un
embudo de decantación.
A.3. Centrifugación.
Para esta técnica se utiliza una centrífuga, en la cual se disponen tubos con la mezcla y se hacen
girar. A causa de la fuerza centrífuga, es posible separar mezclas sólido-líquido. La fase más densa
(sólida) se deposita en el fondo del tubo de centrífuga
Se aplica en las mismas situaciones que la decantación; se caracteriza por su rapidez y porque
permite separar componentes con pequeña diferencia de peso específico.
A.4 Sublimación.
Para la separación se usa el cambio físico, sublimación, que consiste en el paso de sólido a gas sin
pasar por el estado líquido. El sólido es obtenido por condensación de sus vapores.
Se utiliza para separar un componente sólido volátil (sublima a baja temperatura) mezclado con otros
sólidos no volátiles, por medio de un calentamiento adecuado.
B.1. Cristalización.
Consiste en la separación por enfriamiento de una sustancia disuelta (soluto) desde una solución
saturada, preparada a mayor temperatura. En esta técnica se aprovecha la menor solubilidad del
soluto a menores temperaturas; el soluto cristaliza y se deposita en el fondo del recipiente.
B.2. Destilación.
Proceso utilizado para separar dos líquidos miscibles o el solvente desde una solución, se requiere
que los componentes tengan distinta temperatura de ebullición. Consiste en calentar hasta la
ebullición la mezcla y condensar luego los vapores del líquido de menor temperatura de ebullición en
un depósito frío llamado refrigerante, es posible recolectar separadamente las fracciones destiladas a
las distintas temperaturas de ebullición. Generalmente como el soluto de la solución es no volátil o
menos volátil que el solvente, este último se evapora primero. Mediante este método es posible
recuperar los solventes a partir de sus soluciones.
B.3. Extracción con Solvente.
El soluto de una solución puede ser separado con otro solvente que sea inmiscible con el primero y
que sea mejor disolvente para el soluto que el inicial. Ambas fases líquidas no miscibles se separan
con la ayuda de un embudo de decantación.
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MATERIALES Y REACTIVOS.
Vasos de precipitados de 100 mL y 250 mL
Probeta de 100 mL
Gradilla con tubos de ensayo
Embudo de vidrio cónico
Embudo Büchner
Matraz Kitasato
Papel filtro, tijeras
Centrífuga y tubos de centrífuga
Embudo de decantación
Balón de 250 mL o 500 mL
Piseta
Equipo de destilación simple
Espátula
Solución NaOH 0,2 M
Solución CuSO4 0,1 M
Solución acuosa de I2
C6H12
Yodo sólido (I2)
Solución NH3
Soporte Universal
Argolla con tornillo
ACTIVIDADES
1. Destilación.
a) Identificación de Cu2+: Coloque en un tubo de ensayo aproximadamente 1 mL de solución CuSO4,
agregue NH4OH (Hidróxido de amonio) gota a gota hasta que se forme una solución coloreada
(inicialmente aparece un precipitado azul verdoso, la reacción finaliza cuando toda la solución está
coloreada sin la presencia de fase sólida). La reacción que aquí ocurre se representa por la ecuación:
CuSO4(ac) + 4 NH4OH(ac) = [ Cu(NH3)4]SO4(s) + 4 H2O(l)
b) Arme un equipo de destilación simple (Figura 1), colocando en el matraz de destilación,
aproximadamente 40 mL de solución de CuSO4. Proceda a destilar hasta que recolecte alrededor de
5 mL de líquido condensado (destilado). Compruebe en el destilado la presencia de Cu2+
agregando gotas de NH3 como lo hizo en la experiencia a).
NOTA: Para evitar interferencias de residuos de Cu+2 remanentes, lave cuidadosamente el equipo de
destilación con abundante agua de la llave y luego enjuague con agua destilada.
Figura 1. Equipo sencillo de laboratorio para destilación. El agua fría
circula alrededor del refrigerante provocando la condensación del líquido
que se ha evaporado.
2. Filtración y Centrifugación
El profesor le entregará una mezcla heterogénea, formada por un sólido y un líquido. Esta mezcla la
utilizará en los tres procedimientos indicados a continuación. Utilice un tercio del contenido en cada uno
de estos procedimientos
a) Separación de las fases (líquida y sólida) por filtración simple y por filtración con succión, proceda tal
como se muestra en la figura 2.
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b) La técnica de centrifugación será realizada en forma demostrativa por el Profesor, utilizando la mezcla
heterogénea que se le entregó previamente.
Figura 2. Equipo de Filtración Simple y de Filtración con Succión.
3. Extracción con Solvente.
a) Experiencia demostrativa a cargo del Docente
Se vierte en un tubo de ensayo aproximadamente 2 mL de Ciclohexano (C6H12 ), y en otro tubo vierta
aproximadamente 2 mL de agua destilada. Agregue a ambos tubos una punta de espátula de yodo.
Compare la solubilidad y el color del yodo en el agua y en el ciclohexano. Posteriormente mezcle el
contenido de los dos tubos. Anote sus observaciones.
b) Mida en una probeta 25 mL de solución acuosa de yodo y vacíela a un embudo de decantación.
Agregue 5 mL de ciclohexano. Agite fuertemente la mezcla con el embudo de decantación tapado e
invertido, presionando el tapón con la palma de la mano izquierda. Abra cada cierto tiempo la llave del
embudo para liberar la presión producida por la mezcla al agitar. Deje decantar la mezcla y observe.
Extraiga la fracción inferior abriendo cuidadosamente la llave del embudo, figura 3. Identifique la
composición de la fase extraída y de la fase que queda en el embudo.
Figura 3. Extracción con Solvente
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PRACTICO Nº3: “CALIBRACION DE INSTRUMENTOS VOLUMETRICOS Y
DETERMINACION DE LA DENSIDAD DE UNA SOLUCION”
OBJETIVOS
1. Calibrar una pipeta total con exactitud.
2. Medir un volumen con exactitud empleando una pipeta calibrada.
3. Determinar la densidad de una solución de cloruro de sodio de concentración conocida.
4. Determinar la concentración de una solución problema de cloruro de sodio.
INTRODUCCION
Es necesario conocer el significado de estos dos términos para el análisis de mediciones. La exactitud indica
cuan cerca está el valor de una medición del valor real de una cantidad medida. La precisión se refiere a la
repetición del valor de la medición de una determinada cantidad. Estos conceptos se pueden ilustrar
mediante el siguiente ejemplo: Un estudiante (A) utiliza para medir la masa de un cuerpo, una balanza
recién calibrada. Otro estudiante (B) utiliza para medir la masa del mismo cuerpo, una balanza que no ha
sido calibrada últimamente. Los resultados obtenidos por ambos estudiantes se muestran en la tabla
siguiente:
Estudiante A Estudiante B
0.1076g 0.1165g
0.1080g 0.1164g
0.1065g 0.1160g
Las mediciones realizadas por el estudiante A son más exactas debido a la utilización de un instrumento
calibrado, sin embargo éstas son poco precisas, indicando fallas en la técnica de medición. En cambio, las
mediciones realizadas por el estudiante B son más precisas (se repiten muy cercanamente en torno a un
valor), en cambio son poco exactas debido al uso de un instrumento no calibrado. Por lo tanto para efectuar
buenas mediciones y obtener resultados confiables, esto es, exactos y precisos, debe utilizarse un instrumento
calibrado y utilizar buenas técnicas de medición.
Cálculo del porcentaje de error en una medición.
El porcentaje de error en una medición se calcula dividiendo el error del instrumento por su valor nominal y
multiplicando este cuociente por 100.
Ejemplo: Si una pipeta de 25 mL entrega un volumen de 24,5 mL, el porcentaje de error de ese instrumento
es:
%210025
5,2425%
Error
Densidad.
Conocer la densidad de una sustancia puede ser una vía de identificación, y para una solución, una forma de
conocer su concentración.
La densidad (d) es la razón o cuociente de una cierta masa de una sustancia y su volumen; es decir, es la
masa por unidad de volumen, y se determina por la ecuación:
v
md
Como el volumen de una sustancia (especialmente líquidos y gases) varía con la temperatura, es importante
mencionar la temperatura a la cual se ha determinado la densidad. Así por ejemplo, el volumen de 1.000 g
de agua a 4 ºC es de 1.000 mL y a 20 ºC es 0.998 mL. En la tabla siguiente se informa los valores de la
densidad del agua en función de la temperatura.
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TABLA. Densidad del agua a diferentes temperaturas.
Temperatura
( ºC)
Densidad
(g / cm3)
Temperatura
( ºC)
Densidad
(g / cm3)
0 0.99987 19 0.99843
4 1.00000 20 0.99823
5 0.99997 21 0.99802
10 0.99973 22 0.99780
15 0.99913 23 0.99756
16 0.99897 24 0.99732
17 0.99880 25 0.99707
18 0.99862 30 0.99567
Calibración y uso de una pipeta total.
Un instrumento volumétrico de precisión, tal como una pipeta total, puede tener un cierto grado de error,
que para algunas mediciones puede ser importante. En este práctico calibraremos una pipeta total de 10 mL,
determinando la masa que corresponde al volumen de agua destilada entregado por la pipeta. El volumen
real de agua será calculado a través de la densidad, a la temperatura de la medición.
Para medir con precisión un volumen de agua con una pipeta total, vierta en un vaso de precipitado limpio y
seco (o enjuagado (cebado) con la solución acuosa a medir), un volumen ligeramente mayor al que se va a
extraer. Llene la pipeta hasta el aforo, cuidando que el nivel inferior del menisco de agua formado, quede a
nivel del aforo de la pipeta (Figura 1). Seque la pipeta por afuera con un pedazo de papel absorbente y
vierta el contenido del líquido haciéndolo escurrir por la pared del recipiente donde va a depositarlo
(Observe Figura 2). En la punta de la pipeta quedará algo de líquido, el cual no deberá ser vertido, por
ejemplo, soplándolo, ya que éste se considera “parte de la pipeta”.
Figura 1: Menisco de un líquido como el agua. Figura 2. Trasvasije de líquido de un material a otro.
MATERIALES Y REACTIVOS
- Balanza analítica con precisión de 0,0001 g
- Pipeta total de 10 mL
- Vasos de precipitado de 50 y 100 mL
- Termómetro
- Soluciones de cloruro de sodio de concentraciones:
10 % , 15 % , 20 % , 25 % , 30 % (p/v)
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ACTIVIDADES
1. Calibración de una pipeta total.
1.1. El vaso de precipitados que usará en esta experiencia se encuentra limpio y seco, no lo lave antes de
usarlo. Determine su masa usando una balanza analítica.
1.2. Mida con pipeta total de 10 mL, un volumen de agua destilada de acuerdo al enrase del instrumento
(observe el nivel del líquido en el aforo tal como se indica en la figura 1). Para esto utilice agua
destilada, mida la temperatura del agua; cebe previamente la pipeta unas 3 veces con el agua para dejarla
a la temperatura de esta última y posteriormente proceda a medir el volumen.
1.3. Vierta el volumen de agua destilada de la pipeta total en el vaso de precipitados que pesó en el punto 1.1.
y determine la masa del sistema vaso de precipitados - agua.
1.4 Determine la masa del agua por diferencia entre la masa del vaso y la masa total del vaso – agua.
1.5 En una tabla, determine el valor de la densidad del agua a la temperatura de calibración de la pipeta
total.
1.6 Con la densidad leída, determine el volumen de agua entregado por la pipeta total.
1.7. Determine el porcentaje de error de su pipeta total.
2. Determinación de la densidad de una solución de cloruro de sodio de concentración conocida.
2.1. Determine la masa de un vaso precipitados limpio y seco.
2.2. Mida con la pipeta total calibrada un volumen exacto de solución de cloruro de sodio. Anote el valor de
la concentración que aparece en la etiqueta del frasco que contiene la solución que Ud. utilizó. Verifique
que la temperatura de la solución sea similar a la temperatura en que calibró la pipeta total.
2.3. Vierta la solución al vaso de precipitados y determine la masa correspondiente al volumen de la
solución medido.
2.4. Calcule la densidad de la solución de cloruro de sodio.
La información que Ud. obtiene será compartida por el resto de los grupos de trabajo; por lo que Ud. debe
anotar la información de densidad y concentración que obtuvieron sus compañeros.
3. Determinación gráfica de la relación densidad versus concentración de soluciones de cloruro de
sodio y determinación de la concentración de una solución problema de cloruro de sodio.
3.1 Con los datos obtenidos por Ud y por sus compañeros, confeccione una tabla y con ella realizará un
gráfico de densidad versus concentración para todas las soluciones de cloruro de sodio medidas.
Observe cómo varía la densidad cuando aumenta la concentración de la solución.
3.2 Determine la densidad de su solución problema (solución de concentración desconocida), anote el
número de la muestra. Para determinar la densidad de la solución problema proceda de manera similar
como lo hizo en la Actividad 2. Posteriormente en el gráfico densidad versus concentración, por
interpolación del valor de la densidad determinará la concentración de su solución problema.
0
10
20
30
40
50
60
1 2 3 4
d (g/mL)
Co
nce
ntr
aci
ón
(%
p/v
)
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PRACTICO Nº4: “PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS. SOLUBILIDAD Y
CONDUCTIVIDAD DE ALGUNOS COMPUESTOS
OBJETIVOS
1. Identificar a algunos elementos alcalinos y alcalino-térreos mediante ensayo a la llama.
2. Observar la reactividad de los metales alcalino y alcalino-térreos con agua.
3. Ensayar reacciones y solubilidad de algunas sales.
4. Ensayar conductividad de algunas soluciones y correlacionarlas con el tipo de enlace que presentan los
solutos.
INTRODUCCION.
1. Propiedades de los Elementos.
Metales Alcalinos. Son Elementos Representativos de configuración electrónica general GN ns1 y
forman el grupo 1 (I-A) del sistema periódico.
Li , Na , K , Rb , Cs , Fr *
Son todos metales muy reactivos, debido a que pierden fácilmente su electrón de valencia, proceso que
recibe el nombre de oxidación. La reacción que representa la oxidación de un metal alcalino se muestra
a continuación:
M M + + ē
Debido a su alta reactividad no se encuentran como metales libres en la naturaleza, sólo formando
compuestos con otros elementos. Por ejemplo, con el agua reaccionan violentamente formando
hidróxidos:
22 222 HMOHOHM
Deben guardarse en el Laboratorio bajo parafina o en atmósfera inerte para evitar su oxidación. Forman
sales incoloras y muy solubles en agua. Se pueden reconocer e identificar por el método de coloración a
la llama, debido a la luz que emiten cuando sus electrones son excitados al ser calentadas a la llama sus
sales. En la Tabla 1 se muestra la coloración de algunos elementos de los grupos 1 y 2 (II-A) de la
tabla periódica.
Metales Alcalino-Térreos. Forman el grupo 2 (II-A) en el sistema periódico y su configuración
electrónica general es [GN] ns2, que los clasifica como elementos representativos.
Be , Mg , Ca , Sr , Ba , Ra*
Son muy reactivos, aunque menos que los metales alcalinos. Se oxidan cediendo sus dos electrones de
valencia. La reacción de oxidación es :
M M +2 + 2 ē
La solubilidad de las sales de Ca, Mg y Ba son semejantes y los mismos reactivos precipitan a los tres
iones. También sus sales presentan una coloración a la llama característica, por lo que es fácil
reconocerlos.
TABLA 1
Coloración a la llama de elementos de los Grupos 1 y 2 de la Tabla Periódica
Elementos Litio Sodio Potasio Calcio Bario
Color a la llama Rojo Carmín Amarillo persistente Violeta suave Anaranjado Verde amarillo
* Elemento Radiactivo
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Halogenos. Son elementos representativos no metálicos, forman el Grupo 17 (VII-A) ubicado a la
derecha de la Tabla periódica. Su configuración electrónica general es [GN] ns2 np5.
Son muy activos químicamente y por lo tanto no se encuentran libres en la naturaleza. Se obtienen al
estado libre por electrólisis de sus sales en forma de moléculas diatómicas.
F2(g) , Cl2(g) , Br2(l) , I2(s)
Debido a que tienen una alta tendencia a captar un electrón, forman iones X , en un proceso
denominado reducción. La reducción de un halógeno se muestra a continuación:
X2 + 2 ē 2 X
2. Propiedades de los compuestos.
Las propiedades de los compuestos químicos dependen de las propiedades de los elementos que los
forman y del tipo de enlace que une a los átomos en el compuesto. De acuerdo al tipo de enlace, los
compuestos se clasifican en iónicos y covalentes, sin embargo pocos compuestos pueden ser
considerados como exclusivamente iónicos o exclusivamente covalentes, ya que, comúnmente un
compuesto iónico presenta un cierto grado de covalencia, y viceversa.
Enlace iónico. Se origina entre átomos que difieren considerablemente en su electronegatividad , cuya
diferencia de electronegatividad sea mayor a 1.7 (ENA-B > 1.7); como por ejemplo el enlace entre un
metal y un no-metal. Se forma por atracción electrostática entre iones positivos y iones negativos,
formándose estructuras ordenadas y rígidas denominadas cristales iónicos (Figura 1).
Figura 1. Estructura cristalina de cloruro de sodio
Enlace covalente. Se origina por compartición de un par de electrones entre elementos de
electronegatividad, igual o semejante, entre ellos la diferencia de electronegatividad es menor o igual a 1.7
(ENA-B ≤ 1.7). Los átomos unidos por enlace covalente forman unidades llamadas moléculas. Si la
diferencia de electronegatividad entre dos átomos es cero, el enlace se considera covalente puro y la
molécula formada es apolar, es decir, no tiene cargas eléctricas resultantes. En cambio, si hay diferencia de
electronegatividad entre los átomos unidos, el enlace resultante tendrá una distribución asimétrica de cargas,
ya que el átomo más electronegativo tendrá mayor atracción por el par de electrones, y por lo tanto la
molécula presentará polos positivo y negativo; en este caso el enlace es covalente polar. Una molécula que
presenta enlace covalente polar puede ser polar o apolar dependiendo de la geometría de la molécula. Como
ejemplo se dan las moléculas siguientes:
- Molécula de ácido clorhídrico: HCl
ENH = 2.1 ; ENCl = 3.0; luego ENHCl = 3.0 2.1 = 0.9, entonces el enlace entre H y Cl es covalente polar.
Por lo tanto, la molécula de ácido clorhídrico es un dipolo (tiene polo positivo y polo negativo).
+ H Cl (la punta de la flecha apunta hacia el polo negativo)
Dipolo: Es una molécula
eléctricamente asimétrica con
polos + y
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- Molécula de cloruro de berilio: BeCl2
ENBe = 1.5 , ENCl = 3.0 por lo tanto ENBeCl = 3.0 1.5 = 1.5 y el enlace es covalente polar. Sin
embargo, dado que esta molécula es lineal, no hay cargas netas resultantes y esta molécula es apolar.
Cl Be Cl
- Molécula de agua: H2O
ENH = 2.1 , ENO = 3.5, luego ENHO = 3.0 2.1 = 1.4 El enlace HO es, por lo tanto, covalente
polar. La molécula de agua, a diferencia de la molécula de BeCl2, tiene geometría angular, con un
ángulo de enlace H-O-H de 104,4º; por lo tanto, hay cargas netas resultantes que le dan a esta
molécula el carácter de dipolo.
Las moléculas polares y los compuestos iónicos pueden disolverse en agua, dado que ésta también es
polar. Si la solución acuosa es conductora de la corriente eléctrica los compuestos se comportan
como electrolitos, esto significa que la solución contiene iones.
Figura 2: Disociación y/o Ionización de compuestos iónicos en agua
NaCl(s) Na+(ac) + Cl (ac)
Un electrolito es una sustancia que en solución acuosa se disocia en iones, los cuales son los
responsables del transporte de cargas eléctricas. El grado de disociación iónica de una sustancia está
relacionado con la conductividad eléctrica de su solución. Una sustancia que en agua se disocia en
alto grado es un electrolito fuerte es excelente conductora; una sustancia con bajo grado de
disociación es un electrolito débil y su solución es pobre conductora. A mayor cantidad de iones en
la solución, mayor es la conductividad.
Propiedades de los compuestos de acuerdo al tipo de enlace
PROPIEDAD IONICO COVALENTE
Punto de fusión Alto Bajo
Dureza Alta Baja
Solubilidad en agua Solubles Variable, generalmente baja o
Insolubles.
Conductividad eléctrica
- Sólidos Aislantes Aislantes
- Fundidos Conductores Aislantes
- En solución Conductores Aislantes
Estado físico Sólidos Sólidos, líquidos o gases
Velocidad de reacción Alta, debido a la alta
movilidad de los iones
Generalmente baja; se
mueven moléculas lentas.
Iones sodio y cloruro hidratados. Cuando se disuelve cloruro
de sodio en agua, cada uno de los iones Na+ y Cl se rodea
de moléculas de agua. El extremo negativo del dipolo del
agua es atraído por el ion Na+ y el extremo positivo por el ión
Cl.
Dipolos de igual magnitud pero en
sentido opuesto se anulan.
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Toda molécula que presenta momento dipolar, forma un (dipolo) que se orienta bajo la
acción de un campo.
Como consecuencia de esta característica, los compuestos iónicos y los compuestos covalentes polares se
disuelven en agua. Los compuestos iónicos que están formados por iones se disocian en agua produciéndose
una ionización de ellos. El grado de disociación iónica de una sustancia en agua se puede evaluar midiendo
la conductividad eléctrica de la solución, a estas sustancias se les denomina electrolitos. Una sustancia de
alto grado de disociación, es un electrolito fuerte y con bajo grado de disociación, es un electrolito débil. Una
solución acuosa que contiene moléculas disueltas (compuesto covalente polar) no es conductora de la
electricidad, y se dice que es no-electrolito.
MATERIALES Y REACTIVOS
Mechero Bunsen
Alambre de nicrom
Gradilla de tubos de ensayo
Vaso de precipitados 400 mL
2 vasos precipitados de 100 mL
Conductímetro electrónico
Conductímetro de ampolleta
Piseta de agua destilada
Solución HCl concentrado
Sales de Na+ , Li+, Ca+2, y Ba+2
Solución alcohólica de fenolftaleína
Magnesio metálico
Potasio metálico
Cloruro de sodio
Cloruro de magnesio
Nitrato de sodio
Sacarosa
Naftaleno
ACTIVIDADES
1. Ensayo a la Llama
Para realizar esta experiencia, reconozca previamente las zonas de la llama del mechero Bunsen (Figura 3);
la llama puede ser regulada variando la entrada de aire mediante un tornillo que se encuentra en la base del
mechero.
Figura 3. Mechero Bunsen
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1.1. Para limpiar el alambre de nicrom, humedezca el alambre en solución de HCl y acerque el alambre a la
llama, en la zona de mayor temperatura. Repita este procedimiento una dos veces.
1.2. El alambre de nicrom limpio se humedece en HCl y luego se toca algunos cristales de la muestra sólida;
coloque el alambre en la zona oxidante inferior y observe la coloración de la llama del mechero. En
cada nueva determinación debe cuidar que el alambre quede totalmente limpio, calentándolo repetidas
veces siempre mojando con HCl de tal manera que no dé ninguna coloración a la llama que interfiera
con la muestra.
1.3. Identifique la presencia de los siguientes iones metálicos Li+ , K+ , Ca2+ , Ba2+ y Na+; presente en
sus respectivas sales (identifique el Na+ al final, debido a que presenta una llama amarilla muy
persistente; incluso después de la muestra problema).
1.4. Proceda ahora a ensayar su muestra problema, identificando los dos iones presentes en ella. Anote el
número de la muestra problema.
2. Carácter Electropositivo de los Metales.
2.1. En un tubo de ensayo coloque 5 mL de agua destilada, (aproximadamente ¼ de la capacidad del tubo de
ensayo), agregue dos gotas de indicador fenolftaleína y añada un trozo de magnesio. Observe si hay
cambio en la coloración, deje transcurrir unos 15 min y observe nuevamente.
2.2. Experiencia Demostrativa a cargo del Docente.
Repita la experiencia anterior usando ahora un vaso de precipitado de 500 mL con 2/3 de agua destilada
y gotas de indicador fenolftaleína. Agregue un trozo pequeño de potasio. Observe el color y la dureza
del metal en el momento de cortarlo con espátula en un vidrio reloj. La reacción que aquí ocurre es la
siguiente:
2 K(s) + 2 H2O(l) = 2 KOH(ac) + H2(g)
3. Conductividad de las sustancias.
PRECAUCION USO CORRIENTE ALTERNA DE 220 V
PARA COMPARAR CONDUCTIVIDAD ENTRE DOS O MAS SUSTANCIAS DEBE
CONSERVARSE UNA MISMA SEPARACIÓN ENTRE LOS ELECTRODOS Y DEBE
SUMERGIRSE SIEMPRE EN UNA MISMA LONGITUD DE ELLOS.
4.1. En un vaso precipitado de 100 mL, coloque aproximadamente 100 mL de agua destilada. Determine la
conductividad del agua por medio de un dispositivo que indica diferencias de conductividad por la
intensidad de la luz emitida por una ampolleta.
3.2. En un vaso precipitado de 100 mL, prepare las siguientes soluciones acuosas, usando aproximadamente
100 mL de agua destilada y una punta de espátula de las siguientes sustancias,
Solución Soluto Temperatura de fusión ºC
1 C6H12O6 (Sacarosa) 186
2 NaCl (Cloruro de sodio) 801
3 MgCl2 (Cloruro de magnesio) 714
4 FeCl3 (Tricloruro de hierro) 304
5 CH4N2O (Urea) 135
6 C10H8 (Naftaleno) 80
Observe la solubilidad de cada una de las sustancias en agua. Determine la conductividad de las
soluciones preparadas por Ud, proceda de manera similar como evaluó la conductividad de agua
pura.
3.3. Mida la conductividad de las soluciones : MgCl2 y KCI, ambas de igual concentración, 103M.
Para detectar la conductividad en esta experiencia use un conductímetro electrónico.
¿Qué conclusiones puede obtener de la medición de éstas propiedades físicas de las sustancias con
respecto al Enlace Químico?
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PRACTICO Nº5: “ESTADO GASEOSO”
OBJETIVOS
1. Obtener hidrógeno mediante la reacción de un metal con ácido.
2. Aprender a recolectar un gas sobre agua.
3. Utilizar la ecuación de los gases ideales.
4. Determinar número de moles, número de moléculas y cantidad de átomos de gas producido.
5. Establecer relaciones estequeométricas.
INTRODUCCION
Los gases representan el estado más simple de la materia, debido a que sus moléculas pueden considerarse
independientes unas a otras al no existir una fuerza de cohesión que las mantenga unidas, como ocurre en el
caso de los sólidos y líquidos. Las moléculas de gas se mueven a velocidades muy altas (tienen alta energía
cinética) incluso a temperaturas bajas; por ejemplo, la velocidad media de las moléculas de hidrógeno a 0 ºC,
es superior a 1500 (m/seg). Debido a este continuo movimiento, las moléculas de gas ocupan todo el
volumen del recipiente que las contiene. Por esta razón, los gases tienen muy baja densidad (expresada
comúnmente en g/L), y que es aproximadamente la milésima parte de la densidad que tiene una sustancia al
estado sólido o líquido (la que se expresa habitualmente en g/mL). Otra propiedad característica de un gas es
su alta compresibilidad debido a que su estructura es fundamentalmente espacio vacío; las moléculas se
encuentran muy separadas entre sí.
El comportamiento de los gases ha sido conocido desde el siglo XVII, y este conocimiento se ha traducido
en teorías y leyes que explican sus propiedades. En condiciones cercanas a las condiciones ambientales, el
comportamiento de todos los gases es muy similar, independiente de su naturaleza química, lo cual ha
permitido, teóricamente, asociar su comportamiento a un gas modelo (que no tiene existencia real)
denominado Gas Ideal.
La ecuación que rige el comportamiento de un gas se conoce como Ecuación de Estado del Gas Ideal.
P V = n R T
Donde: P = presión del gas
V = Volumen del gas
n = cantidad de gas
R = Constante Universal de los Gases
T = Temperatura Absoluta o temperatura Kelvin (K)
El valor de R es igual a 0.082 (L · atm / K · mol) lo que obliga a expresar el volumen en (L), la presión en
(atm), la temperatura en (K) y la cantidad de gas en moles.
Cuando un gas se recoge sobre agua o sobre una solución acuosa (Figura 1), la presión del gas corresponde a
la diferencia entre la presión atmosférica (a la cual está sometido el gas) y la presión que ejerce el vapor de
agua a dicha temperatura (Pºagua). El valor de la presión de vapor del agua se determina de valores tabulados
en función de la temperatura.
Figura 1. Recolección de un gas sobre un líquido.
En este práctico se trabajará como gas modelo con hidrógeno. El H es el elemento más simple, su átomo
consta de un protón y de un electrón; su masa atómica es 1.008 (uma). Bajo condiciones ambientales existe
como molécula biatómica gaseosa, la cual es muy poco soluble en agua. El hidrógeno molecular, H2, es la
sustancia química más liviana que existe, es por ello que se usó inicialmente como gas de llenado de globos
de exploración atmosférica; sin embargo; debido a su tremendo poder explosivo, fue pronto desechado.
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Es muy fácil obtener H2 en el laboratorio, haciendo reaccionar un ácido con un metal. La velocidad de
formación del hidrógeno gaseoso depende del tipo de metal utilizado, de la concentración del ácido y de la
fuerza iónica del ácido. La ecuación siguiente muestra la reacción entre ácido clorhídrico (HCl) y un metal
(M) cualquiera:
)(
2/ )(2)()( )(
compuestoelenmetaldeloxidacióndeestadoelesm
gacms HMMXHClMac
[Establezca las ecuaciones para un metal representante del grupo 1 (I-A), del grupo 2 (II-A) y del grupo 3
(III-A).
En este práctico, Ud obtendrá hidrógeno gaseoso (H2) haciendo reaccionar un metal del grupo 2 (II-A) con
HCl; Ud medirá el volumen de hidrógeno producido por desplazamiento de una solución al interior de una
bureta, al mismo tiempo que determinará las condiciones a las cuales realizó su medición, esto es evaluará la
temperatura y la presión atmosférica.
Como forma de asegurar el éxito en este laboratorio tiene que hacer los problemas siguientes:
Ejercicios que debe realizar antes de venir a realizar el práctico:
1. Calcule los moles de SO3 que hay en 40 g de esta sustancia
Respuesta: 0,5 (moles)
2. Calcule la cantidad de moléculas contenidas en 5 L de NH3 gaseoso, medido a 25 ºC y 700 mmHg.
Respuesta: 1,14 x 1023 moléculas
3. ¿Cuántos átomos en total hay en 13 g. de CO2
Respuesta: 5,34 x 1023 átomos.
4. Calcule la presión ejercida por 1.7 g de O2(g) a 25ºC, contenidos en matraz de 2L.
Respuesta: 492 (mmHg)
5. A partir de la ecuación :
Ca3 P2(s) + 6 H2O(1) 3 Ca (OH)2(s) + 2 PH3(g)
Si se hacen reaccionar 50 g de Ca3 P2 con suficiente agua, calcule
a) Los moles de hidróxido de calcio producido,
b) El volumen de hidruro de fósforo obtenido si la reacción la efectuó a 17 ºC y 680 mmHg.
R: a) 0,82 (moles) b) 14,56 (L)
MATERIALES Y REACTIVOS
- Muestras de metal
- Hilo
- Bureta de 50 mL
- Probeta
- Termómetro
- Vaso de precipitados de 1000 mL
- Soporte
- Pinza
- Solución de HCl 4 M
ACTIVIDADES.
- Llene el vaso de precipitados con agua de la llave hasta aproximadamente unos ¾ de su capacidad.
- Amarre el hilo al extremo superior de la bureta y una a él, uno de los trozos de metal; no olvide
anotar la masa del metal.
- Mida con la probeta 15 mL de la solución de HC1 (ácido clorhídrico) y vacíelo a la bureta,
agréguele suficiente cantidad de agua destilada (aproximadamente 25 mL) hasta obtener un
volumen aproximado de 40 mL al interior de la bureta.
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- Coloque el metal al interior de la bureta y, tapando con su dedo pulgar, invierta la bureta y
colóquela al interior del vaso de precipitados (ver figura 2); la parte superior de la bureta debe
quedar sumergida en el agua del vaso de precipitados antes de que Usted retire su dedo, ésta no debe
tocar el fondo del vaso.
- Sujete la bureta con la pinza a un soporte universal.
- Mida la temperatura del agua del vaso y consúltele a su Profesor la Presión Atmosférica.
- Lea desde una Tabla, ubicada en el Laboratorio, la presión de vapor del agua (pºagua) a la
temperatura antes medida.
Figura 2. Esquema del aparato que utilizará para medir
el volumen de hidrógeno producido.
El desprendimiento de burbujas indica que la reacción transcurre, se está formando H2(g) y el volumen de la
solución al interior de la bureta comienza a descender. La reacción termina cuando ya no se observa
producción de gas y el trozo de metal se ha consumido totalmente. Saque la bureta desde el vaso de
precipitados, lávela y proceda a repetir la experiencia con el otro trozo de metal. También debe cambiar el
agua del vaso de precipitados.
Proceda a calcular la cantidad de moles de hidrógeno producido; use los datos de temperatura, volumen y
presión obtenidos en la actividad experimental.
Como Ud. conoce la masa de metal utilizada, también podría determinar, utilizando la relación
estequiométrica , la cantidad de hidrógeno que debiera haber obtenido. Compare este resultado con el
calculado previamente.
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PRACTICO Nº6: “ESTUDIO FOTOMETRICO DE UNA REACCIÓN
QUIMICA” OBJETIVOS
1. Aprender a usar un espectrofotómetro.
2. Determinar la concentración de una solución de sulfato de cobre (CuSO4) a partir de soluciones de
concentración conocida utilizando un espectrofotómetro.
3. Establecer relaciones estequeométricas.
4. Relacionar gráficamente la obtención de un producto o la desaparición de un reactante con el tiempo
de reacción.
INTRODUCCIÓN
En el práctico de hoy se estudiará la reacción química que ocurre entre hierro (Fe) y el sulfato de cobre. Esta
reacción es de óxido-reducción debido a que el hierro se oxida y el cobre de la sal se reduce. La ecuación
correspondiente a este proceso es la siguiente:
Fe(s) + CuSO4(ac) FeSO4(ac) + Cu(s)
Esta reacción puede ser estudiada a través del tiempo (estudio cinético) midiendo la concentración del sulfato
de cobre en la solución.
La concentración del sulfato de cobre en la solución se puede determinar colorimétricamente, debido a que el
sulfato de cobre le otorga un color celeste a la solución, por lo que la intensidad del color es directamente
proporcional a la concentración de la solución. La relación entre estas variables se expresa por la siguiente
ecuación:
A = b · C
Donde A es la absorbancia, b es una constante de proporcionalidad y C es la concentración de la solución.
La absorbancia (A) es la medida de la cantidad de luz que es absorbida por una solución y es proporcional a
la concentración de la solución. Una solución absorbe luz de una determinada longitud de onda . Soluciones
con distintos solutos absorben distintas radiaciones.
Para conocer la concentración de una solución, se debe comparar la absorbancia de la solución desconocida
con valores de absorbancia de soluciones del mismo soluto pero de concentraciones conocidas.
Como se observa en la Figura 1, se muestra el espectro luz que absorbe una solución de CuSO4 0.1 M, esta
solución contiene 0.1 moles de soluto en 1 L de solución. A esta solución se le hace incidir radiaciones de
distinta longitud de onda. Los resultados se graficaron colocando en la ordenada (eje y) la absorbancia y en
la abscisa (eje x) la longitud de onda de la luz que atraviesa la solución. Se observa un máximo de
absorción a 810 nm (1 nm = 1 · 10 9m) , correspondiente a la mayor absorción de la solución de sulfato de
cobre. Es por esto que en el práctico de hoy se evaluará la concentración de una solución de sulfato de cobre
usando una radiación cuya longitud de onda sea de 810 nm.
Figura 1. Espectro de absorción de una solución de sulfato de cobre 0.1 M
0
0,2
0,4
0,6
0,8
1
1,2
1,4
1,6
300 400 500 600 700 800 900 1000 1100
Longitud de onda (nm)
Ab
sorb
an
cia
(u
.a.)
810 (nm)
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ACTIVIDADES.
1. En un espectrofotómetro, a la longitud de onda de 810 nm, mida la absorbancia de la solución de
concentración conocida (entregada por el profesor) contra un blanco compuesto únicamente por
agua.
2. Con los valores de absorbancia medidos por Ud. y sus compañeros, para soluciones de diferentes
concentraciones, confeccione un gráfico de Absorbancia versus Concentración.
3. Efectúe la reacción colocando un trocito de hierro en 10 mL. de solución de sulfato de cobre.
Espere el tiempo indicado por su profesor y extraiga parte de la solución, cuidadosamente para no
extraer sólido, en un tubo de ensayos pequeño, el cual se usará como celda fotocolorimétrica.
4. Mida la absorbancia de la muestra extraída, comparándola con el blanco.
5. Con los datos coleccionados de los diferentes grupos, confeccione un gráfico de concentración de
sulfato de cobre vs. tiempo de reacción.
6. De acuerdo al gráfico obtenido, Ud. deberá ser capaz de determinar estequeométricamente, la
cantidad de hierro y de sulfato de cobre que reaccionó, la cantidad de cobre obtenida y la cantidad
de sulfato de hierro formada.