guia componente practico quimica general 2014

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNADESCUELA DE CIENCIAS BASICAS TECNOLOGIA E INGENIERIAGUIA COMPONENTE PRÁCTICO DEL CURSO: 201102 – QUIMICA GENERAL

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA

ESCUELA DE CIENCIAS BASICAS TECNOLOGIA E INGENIERIA

GUÍA COMPONENTE PRÁCTICO

201102 – QUIMICA GENERAL

DANILO ARIZA RUAAutor

FRANCISCO JAVIER GIRALDO ROJASDirector Nacional

MILENA RAQUEL ALCOCERAcreditadora

BOGOTA

2014

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2. ASPECTOS DE PROPIEDAD INTELECTUAL Y VERSIONAMIENTO

La presente Guía fue diseñado en el año 2006 por el Msc. Danilo Lusbín Ariza Rua, docente de la UNAD, y ubicado en el CEAD de Barranquilla, actualmente se desempeña como tutor de la UNAD.

La primera actualización del módulo fue realizada por la Química Stella Díaz Neira, quien ha sido tutora en el CEAD JAG, de la ciudad de Bogotá desde el año 2001 y se desempeña actualmente como directora y tutora del curso a nivel nacional.

Para la presente actualización se recibieron observaciones, sugerencias y aportes del Licenciado en Química Johny Roberto Rodríguez.

Este mismo año La Ingeniera. Milena Raquel Alcocer, tutora del CEAD Ibagué, apoyó el proceso de revisión de estilo y dio aportes disciplinares, didácticos y pedagógicos en el proceso de acreditación de material didáctico desarrollado en el mes de Julio de 2009.

En Septiembre de 2010 a Qca Stella Díaz Neira, hace una segunda actualización de forma y contenidos.

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3. INDICE DE CONTENIDO

5. CARACTERÍSTICAS GENERALES.................................................................................5

PRACTICA No. 1 – RECONOCIMIENTO DE MATERIALES DE LABORATORIO Y NORMAS DE SEGURIDAD DE TRABAJO EN EL LABORATORIO..........................................................................8

PRACTICA No. 2 – MEDICIÓN DE PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS ESTADOS SÓLIDO Y LÍQUIDO................................................................................................................................15

PARTE I – LÍQUIDOS......................................................................................................................18

PARTE II - SÓLIDOS.......................................................................................................................19

PRACTICA No. 3 – LEY DE CHARLES.................................................................................24

PRACTICA No. 4 SOLUCIONES...........................................................................................29

PRACTICA No. 5 PROPIEDADES COLIGATIVAS......................................................................35

PRACTICA No. 6 CARACTERIZACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES. MEDICIONES DE pH.....................44

PRACTICA No. 7. REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS...................................................52

PRACTICA No. 8. ESTEQUIOMETRIA - REACTIVO LÍMITE.......................................................58

PRACTICA No. 9. ESTEQUIOMETRIA DE REACCIONES QUE INVOLUCRAN GASES Y SOLUCIONES

............................................................................................................................................64

7. FUENTES DOCUMENTALES........................................................................................69

ANEXO 1 REQUISITOS PARA REALIZACIÓN DE LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL..........70

ANEXO 2 GUÍA PARA LA PRESENTACIÓN DE PREINFORME E INFORME DE LABORATORIO..72

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4. LISTADO DE TABLAS

Tabla 1. Resultados experimentales para la práctica 1Tabla 2. Resultados obtenidos experimentalmente para líquidosTabla 3. Resultados obtenidos experimentalmente para sólidosTabla 4. Resultados experimentales obtenidos en la práctica 3Tabla 5. Resultados experimentales práctica 5Tabla 6. Valor de pH de cambio de color de algunos indicadores.Tabla 7. Reacciones con soluciones estándarTabla 8. Reacciones con soluciones caseras.Tabla 9. Cantidades de reactivo por tuboTabla 10. Resultados experimentales práctica

12182027424849496161

4.1. LISTADO DE GRÁFICOS Y FIGURAS

Figura 1. Posición de los ojos para medir volúmenesFigura 2. Procedimiento para la determinación de la densidad de un sólido irregularFigura 3. Montaje práctica 3Figura 4. Montaje necesario para la práctica 5Figura 5. Montaje necesario para la práctica 9

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19263965

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5. CARACTERÍSTICAS GENERALES

Introducción Actualmente vivimos maravillosos días de nuevos descubrimientos y avances en todos los campos del saber. La química no es la excepción.

El rápido desarrollo de los conocimientos sobre la estructura atómica y molecular de la materia, la química nuclear, química inorgánica y orgánica, bioquímica y otras áreas de gran impacto, han dado una inmensurable importancia a las ciencias químicas.

La química como una ciencia con un alto componente experimental requiere del desarrollo de competencias orientadas al adecuado y eficaz reconocimiento y manejo de instrumental, sustancias y técnicas propias de un laboratorio.

En tal sentido, el presente protocolo esta diseñado para servir como referencia a los eventos prácticos del curso Química General de la Universidad Nacional Abierta y a Distancia, Escuela de ciencias básicas, tecnología e ingeniería, Unidad de ciencias básicas.

El documento presenta nueve prácticas de laboratorio, especialmente propuestas para complementar el avance teórico del curso.

El contenido de cada una de ellas fue seleccionado, teniendo en cuenta el tiempo y las competencias metodológicas mínimas que se esperaría debe alcanzar un estudiante de la Universidad en el campo de la Química General.

Las prácticas de laboratorio pretenden servir como complemento de aprendizaje autónomo a los aspectos revisados en la parte teórica. Sin embargo requieren de una preparación y compromiso particular para garantizar el cumplimiento de los objetivos, en tal sentido es recomendable revisar antes de cada evento práctico, el presente documento y a partir de él elaborar un preinforme de laboratorio.

Cada práctica debe conducir a un producto que se verá plasmado en un informe de laboratorio, el cual servirá como referencia para determinar hasta que punto se logro avanzar en el desarrollo de los objetivos.

Finalmente, se propone el uso de lecturas y libros especializados en Química, además de ayudas audiovisuales y visitas a sitios web, que sirvan como complemento a las prácticas y como herramientas para la construcción de los informes de laboratorio.

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Stella Díaz Neira, Bogotá, agosto 2009 Johny Roberto Rodríguez P.

Justificación Es requisito para los estudiantes de Ingenierías de Alimentos, Industrial, Regencia de Farmacia, Agronomía y afines y Zootecnia y afines que están cursando el curso de Química General.

Intencionalidades formativas

PROPÓSITOS:

Desarrollar el pensamiento científico en los estudiantes

Que el estudiante se apropie de habilidades de análisis y observación a través del desarrollo de actividades y experiencias sobre los diferentes conceptos de la química.

Que el estudiante pueda relacionar y demostrar algunos de los conceptos teóricos en la parte experimental

OBJETIVOS:

Conocer el uso de diversos materiales de laboratorio

Desarrollar en los estudiantes destrezas para manejar datos experimentales y aplicar conceptos teóricos para explicar situaciones y problemas concretos en el laboratorio.

Que el estudiante presente de manera clara, rigurosa y concisa informes de laboratorio y reportes de trabajo sobre el tema o los temas de la práctica

METAS:

Desarrollará habilidades relacionadas con las prácticas en un laboratorio y el montaje y puesta en marcha de actividades experimentales.

COMPETENCIAS:

Los estudiantes analizan, simulan, comprueban y dan solución adecuada a problemas de interés disciplinar para el desarrollo de habilidades de pensamiento y destrezas instrumentales que puedan ser aplicadas en el ejercicio de su profesión, su campo de interés y la vida diaria.

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El estudiante reconoce la experimentación y el método científico como herramientas válidas dentro del proceso de construcción de nuevo conocimiento.

Denominación de practicas

Práctica 1: Reconocimiento de materiales de laboratorio y normas de seguridad de trabajo en el laboratorioPractica 2: Medición de densidad de los estados sólido y líquidoPractica 3: Gases – Ley de CharlesPractica 4: Soluciones Practica 5: Propiedades ColigativasPractica 6: Caracterización de ácidos y bases. Medición de pHPractica 7. Reacciones y ecuaciones químicasPRACTICA 8. Estequiometria - Reactivo LímitePRACTICA 9. Cálculos estequiométricos que involucran gases y soluciones

Número de horas 18

Porcentaje 30%

Curso Evaluado por proyecto SI___ NO_X_

Seguridad industrial

Blusa blanca de laboratorioGafas translucidasGuantes de Vinilo

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6. DESCRIPCIÓN DE PRÁCTICAS

PRACTICA No. 1 – RECONOCIMIENTO DE MATERIALES DE LABORATORIO Y NORMAS DE SEGURIDAD DE TRABAJO EN EL LABORATORIO

Tipo de practica

Presencial X Autodirigida RemotaOtra ¿Cuál

Porcentaje de evaluación 3.333%

Horas de la practica dos

Temáticas de la práctica Conocimiento de los materiales más utilizados y las normas de seguridad básicas para trabajar en un laboratorio químico.


PROPÓSITO

El trabajo en el laboratorio es un componente importante del curso académico de química. Es por eso que se hace necesario no solo conocer los diversos equipos y materiales que se utilizan en un laboratorio de química, sino también las normas de seguridad y de manejo de los mismos.

OBJETIVOS

Familiarizar al estudiante con los diversos materiales, implementos y equipos usados en el Laboratorio de Química

Instruir al estudiante en las reglas básicas de comportamiento y seguridad dentro de un

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laboratorio de Química.

META

Identificar y aplicar las normas de seguridad de trabajo en el laboratorio de química, reconociendo a su vez los símbolos de peligrosidad usados para determinar las características de sustancias peligrosas.COMPETENCIA

Adquirir el hábito de trabajar de forma segura, limpia y ordenada. para proteger su integridad personal, grupal y el espacio físico.

Fundamentación Teórica

PARTE I RECONOCIMIENTO DE MATERIALES DE LABORATORIO

En el laboratorio se emplean una variedad de implementos para la realización de las experiencias, algunos de ellos son denominados volumétricos, ya que se usan para medir volúmenes de fluidos, ya sean líquidos o gases, Algunos se emplean para calentar, por lo que se emplean materiales refractarios para su elaboración.Otros materiales se emplean para soporte, que son elaborados de metal, plástico o madera.

PARTE II NORMAS DE SEGURIDAD DE TRABAJO EN EL LABORATORIO

Nunca trabaje solo en el laboratorio.

Experiencias no autorizadas no deben realizarse.

No consuma ni beba ningún tipo de alimento mientras esté en el laboratorio.

Siempre utilice los implementos de protección como gafas, guantes, batas

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entre otros.Lea cuidadosamente las instrucciones de los reactivos antes de trabajar con ellos. Conozca los símbolos de peligrosidad de las etiquetas.

Cuando trabaje con fuego tenga la precaución de recogerse el pelo (si es largo).

No fume en el laboratorio.

Nunca apunte la boca de los tubos de ensayo hacía usted o hacia un compañero.

No exponga al fuego los reactivos inflamables.

Trabaje lejos de fuentes de agua cuando trabaje con reactivos que reaccionan violentamente con ella, por ejemplo con los metales alcalinos.

Prepare siempre un mapa de proceso para estar seguro de lo que está haciendo.

Cuando termine de trabajar asegúrese que las fuentes de gas, luz y agua queden cerradas.

Cuando mezcle ácidos concentrados y agua, vierta el ácido sobre el agua.

Primeros auxilios en el laboratorio

En caso de accidente siga las siguientes reglas básicas de atención inmediata.

Informe cualquier accidente, por pequeño que sea.

Si cae ácido en sus ojos, lávelos con suficiente agua corriente durante unos 15 minutos. Inmediatamente enjuague con solución diluida de bicarbonato de sodio, seguido nuevamente con agua.

Si cae álcali en sus ojos, lávelos con suficiente agua corriente durante unos 15 minutos. Inmediatamente enjuague con solución diluida de ácido bórico y finalice nuevamente con agua.

Si cae otra sustancia química en sus ojos, lávelos con suficiente agua corriente durante unos 15 minutos. Se recomienda la asistencia de un médico.

Si se derrama algún tipo de ácido (excepto ácido sulfúrico concentrado) en su piel, lave el área afectada con suficiente agua y aplique una pasta de

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bicarbonato de sodio durante unos minutos. Enjuague finalmente con agua. En caso de que el ácido derramado haya sido el sulfúrico, seque la parte de piel afectada lo más posible con una toalla o algún otro tipo de textil, antes de lavar con agua y luego siga el procedimiento ya indicado.

Si se derrama algún tipo de base en su piel, lave el área afectada con suficiente agua y aplique una solución de ácido bórico durante unos minutos. Enjuague finalmente con agua.

Utilice las instrucciones de un botiquín en caso de quemaduras y cortaduras.

Descripción de la práctica.

Esta práctica se dividirá en dos partes:

La primera se dedicara para que el estudiante reconozca los diferentes materiales y equipos y sus usos.

En la segunda, debe conocer las diferentes normas de seguridad, primeros auxilios, tabla de seguridad de los reactivos químicos, Reglamento de Laboratorio y los sitios de disposición final de residuos de laboratorio.

Recursos a utilizar en la práctica (Equipos / instrumentos)

Los materiales y equipos utilizados en el laboratorio de Química General y las normas, procedimientos y tablas de seguridad.

Software a utilizar en la práctica u otro tipo de requerimiento para el desarrollo de la práctica

Un aula diferente https://www.serina.es/empresas/cede_muestra/312/TEMA%20MUESTRA.pdf

Leer los primeros auxilios en pág. 10 del siguiente enlace : http://ciencias.unizar.es/aux/seguridadSalud/SegLabQuimicoPanreac.pdf

Seguridad Industrial

Utilizar los implementos de seguridad y leer en carta de seguridad los riesgos y seguridad de los reactivos utilizados en el laboratorio.

RECOMENDACIÓN

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http://ciencias.unizar.es/aux/seguridadSalud/SegLabQuimicoPanreac.pdf

https://www.serina.es/empresas/cede_muestra/312/TEMA%20MUESTRA.pdf

https://www.serina.es/empresas/cede_muestra/312/TEMA%20MUESTRA.pdf


Es importante conocer las reglas de disposición de materiales y reactivos químicos usados, con el propósito de no causar contaminación. Lo más recomendable es desechar los diferentes reactivos en por lo menos tres recipientes separados que el ayudante o encargado del laboratorio debe mantener: Uno para ácidos, uno para bases y otro para solventes.

Metodología

CONOCIMIENTOS PREVIOS PARA EL DESARROLLO DE LA PRÁCTICA.

Leer la guía de la práctica y teoría sobre el tema; preparar un pre informe sobre los mismos (ver anexo2).

FORMA DE TRABAJO.

En grupos colaborativos de máximo cuatro estudiantes.

PROCEDIMIENTO.

PARTE I. MATERIAL DE LABORATORIO

1. Investigue previamente sobre el material de laboratorio empleado en los laboratorios de química, haga particular hincapié en sus especificaciones y uso. (Busque imágenes o fotografías que muestren sus formas).

2. Examine cuidadosamente el material de laboratorio suministrado.

3. Complete la siguiente matriz de acuerdo a sus observaciones:

Tabla 1. Resultados experimentales para la práctica 1

Instrumento Uso Especificaciones Observaciones Imagen

1

2

n

4. Clasifique el material observado de acuerdo a las siguientes categorías:Material volumétrico (utilizados para medir volúmenes exactos)Material de calentamiento (que puede calentarse)Material de sostenimientoOtros usos (para medir temperatura, para medir variables físicas, otros)

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5. ¿Qué puede concluir a partir de los resultados de los puntos 3 y 4?

PARTE II. NORMAS DE SEGURIDAD

1. Determine las principales normas de trabajo en el laboratorio de química, preséntelas en un diagrama.

2. Consulte los pictogramas usados para identificar la peligrosidad de las sustancias químicas. Preséntelos y explíquelos.

3. Indague sobre las frases R y frases S, ¿qué son? Escriba las frases S y R de tres reactivos que encuentre en el laboratorio.

4. En un diccionario de reactivos y productos químicos (o en la web) busque una sustancia peligrosa usada en el laboratorio, identifique sus símbolos de peligrosidad, características de manejo, primeros auxilios en caso de accidente y otro tipo de información que considere relevante.

5. Investigue como debe realizarse la disposición final de sustancias químicas peligrosas, con el fin de mitigar la contaminación medio ambiental.

CONCLUSIONES

Qué conclusiones se derivan de esta práctica.

Sistema de Evaluación

Se evaluará por lo menos

Desempeño durante la práctica.

Preinforme (antes de comenzar la práctica): los conceptos teóricos y procedimiento de las prácticas a desarrollar. Revisar anexo 2

Informe. Revisar (según rúbrica)

Se deja a discreción del tutor hacer una evaluación escrita sobre la temática de la

práctica.

Informe o productos a entregar

Preinforme (entregarlo antes de comenzar la práctica): los conceptos teóricos y procedimiento de las prácticas a desarrollar. Revisar anexo 2

Informe (entregarlo después de las prácticas, cuando lo determine el tutor de laboratorio). Revisar anexo 2

Rúbrica de evaluación

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Ítem Valoración baja Valoración media Valoración altaPuntaje Máximo

1. ObjetivosNo presenta

objetivos (0)

Presenta algunos objetivos

(0.15)

Presenta todos los objetivos

(0.3)(0.3)

2. Teoría (Resumen, o mapa conceptual)

No presenta teoría

(0)

Presenta parte de los conceptos

(0.3)

Presenta los suficientes

conceptos para realizar el informe

(0.6)

(0.6)

3. Procedimiento (diagrama de

flujo)

No presenta el procedimiento

para cada una de las partes de la

práctica (0)

Presenta el procedimiento para

algunas de las partes(0.3)


cada una de las partes.(0.6)

(0.6)

4. Diagramas o Gráficos

No presentagráficos

(0)

Solo presenta gráficos incompletos o

sin ceñirse a lasinstrucciones

(0.4)

Presenta los gráficos, de

acuerdo a las instrucciones

(0.8)

(0.8)

5.Cuestionarios

No responde las preguntas de los

cuestionarios(0)

Resolvió parcialmentelos cuestionarios, o

los resolvió de formaincorrecta

(0.35)

Resolvió en sutotalidad y

correctamente loscuestionarios

(07)

(1.5)

7. Conclusiones.

No presenta conclusiones o

están mal elaboradas

(0)

Presenta solamente algunas conclusiones

(0.3)

Presenta las conclusiones

correspondientes a los objetivos (0.6)

(0.6)

8. ReferenciasNo presenta referencias

(0)

Presenta solamente una o dos referencias

(0.15)

Presenta las referencias

suficientes para un buen informe (0.3)

(0.3)

9. PresentaciónDesorden,

Mala ortografía y redacción (0)

Buena presentación (0.3)

(0.3)

TOTAL 5.0Retroalimentación.

Dada por el tutor de laboratorio a los ocho días de entregado el informe y cuestionarios.

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PRACTICA No. 2 – MEDICIÓN DE PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS ESTADOS SÓLIDO Y LÍQUIDO

Tipo de practica

Presencial X Autodirigida Remota



Temáticas de la práctica Medir alguna propiedades físicas de materiales líquidos y sólidos


PROPÓSITOS

Diferenciar propiedades físicas generales y específicas

Adquirir destreza en medir volúmenes y hacer pesadas de diferentes líquidos y sólidos y a partir de ellos determinar densidades.

Aprender a realizar gráficos y a interpretarlos.

OBJETIVO GENERAL

Medir el volumen, la masa y calcular la densidad de algunos líquidos y sólidos.

METAS

Que los estudiantes, se familiaricen con la medición de volúmenes y pesadas

COMPETENCIAS

Adquirir destreza en mediciones de volúmenes y de pesos.

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Las propiedades físicas de la materia son aquellas que pueden medirse y observarse sin que se afecten la naturaleza o composición originales de las sustancias, porque sus estructuras moleculares no cambian durante la medición.

Toda propiedad que se puede medir es una magnitud. Las magnitudes que se miden directamente con un patrón de referencia se denominan fundamentales, y las que se miden a partir de las fundamentales se llaman derivadas. El volumen y la masa son propiedades físicas generales, que no son características de un material porque varían con la cantidad de materia. Estas propiedades no nos permiten diferenciar un material de otro.La densidad e una propiedad física específica que es propia de cada sustancia

“En algunos aparatos el líquido se mide adicionándolo en el interior de este, mientras que en otros como en el caso de las pipetas el liquido se mide llenándolo mediante succión (o vacío) con peras de caucho.

Al medir un líquido con el uso de pipetas se debe tener la precaución de que la punta inferior quede muy por debajo de la superficie del líquido, ya que de lo contrario absorberá aire, el cual impulsara el liquido hasta hacer contacto con la boca o con la pera de caucho.

Cuando se mide un líquido, la superficie de este generalmente adopta una curvatura denominada menisco, para efectos de una buena medición la parte inferior del menisco debe quedar tangente a la señal de referencia, Fig. 1.”

Fig. 1. Posición de los ojos para medir volúmenesTomado de http://www.angelfire.com/hi/odeon/Laboratorio_1.PDF

Descripción de la practica

Medición de masa y volumen para determinar densidad en líquidos y sólidos,


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MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS

2 Probetas (25 y 100mL)2 Pipetas (1 y 5mL)Vaso de precipitados 100mLBalanzaAgua EtanolGlicerina ( u otro líquido más denso que el agua)HierroZincPlomoMetales conocidos en piezas pequeñas

Software a utilizar en la practica

http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/fluidos/estatica/aerometro/aerometro.htm#Medida%20de%20la%20densidad%20de%20un%20sólido



RECOMENDACIÓN

Utilice una balanza digital si está disponible y revise la forma correcta de medir volúmenes en las probetas.

Metodología

CONOCIMIENTOS PREVIOS PARA EL DESARROLLO DE LA PRÁCTICA.El estudiante debe conocer: el manejo del material básico del laboratorio. las normas de seguridad y el reglamento de trabajo en el laboratorio. Ajustar una gráfica por mínimos cuadrados y determinar la pendientes de una recta. Principio de Arquímedes (determinación de densidades de sólidos irregulares)

FORMA DE TRABAJO.

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http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/fluidos/estatica/aerometro/aerometro.htm#Medida%20de%20la%20densidad%20de%20un%20s%C3%B3lido




PROCEDIMIENTO.

PARTE I – LÍQUIDOS

1. Pese una probeta limpia y seca en una balanza de precisión con aproximación a 0.01g Registre la masa pesada.

2. Añada 5mL de agua usando una de las pipetas y vuelva a pesar la probeta (teniendo cuidado de no derramar el liquido por la parte exterior de las paredes).PRECAUCIÓN: Use siempre la misma pipeta para cada líquido con el fin de no contaminarlos entre sí.

3. Repita el procedimiento incrementando el volumen en fracciones de 5mL cada vez hasta completar 25mL. Es necesario que a cada fracción de volumen añadido, el conjunto sea pesado. El último peso será para el volumen de 25mL.

4. Vacié y limpie la probeta. Repita el procedimiento anterior con el etanol y la glicerina. No olvide registrar cada uno de los pesos obtenidos.

5. Registre sus datos en una tabla como la siguiente para cada uno de los líquidos ensayados.

Tabla 2. Resultados obtenidos experimentalmente para líquidos

Líquido

Masa de la

Probeta vacía

(g)

Masa de la probeta +

liquido

(g)

Masa del líquido

(g)

Volumen del

líquido

(mL)

Relación masa / volumen

(g/mL)

(Densidad)

Densidad promedio

6. Para cada líquido elabore en papel milimetrado una gráfica: volumen (mL) vs. masa (g) con el volumen en el eje de las X. Puede utilizar una sola gráfica para los tres líquidos, indicando una codificación (Ej. Color) para cada uno de ellos.

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7. Tome para cada líquido los valores de masa hallados a partir de las gráficas para varios volúmenes y halle sus densidades dividiendo la masa por el volumen correspondiente. Finalmente, para cada líquido halle su densidad promedio sumando las densidades (₫) halladas y dividiendo por el número de densidades.

8. El tutor le entregará a cada grupo un líquido desconocido (uno de los utilizados en el experimento). Tome 5 mL del líquido en una probeta graduada. Determine la densidad y compárela con la obtenida para los líquidos que se trabajaron. Grafique la relación 5mL vs. Masa, para ver a cual de los líquidos corresponde.

PARTE II - SÓLIDOS

Se medirá el volumen de varios sólidos irregulares por desplazamiento de un volumen de agua tomado previamente.

1. Coloque 40mL de agua en una probeta graduada de 100mL. Registre el volumen de agua con precisión de 0,1mL

2. Pese la probeta con agua. Registre el peso. Deje la probeta en la balanza.

3. Con la probeta en la balanza agregue muestras del metal (de cada uno por separado) de tal forma que el volumen incremente en más de 2 mL. Repita el procedimiento hasta completar cuatro pesadas y sus respectivos cuatro volúmenes. Registre las masas y volúmenes en la tabla 3, (figura 1).

4. Repita el procedimiento anterior para cada uno de los demás metales.

Diseño: LQ. Rodríguez, Johny 2009

Figura 2. Procedimiento para la determinación de la densidad de un sólido irregular

5. Registre sus datos en una tabla como la siguiente para cada uno de los sólidos ensayados:

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Tabla 3. Resultados obtenidos experimentalmente para sólidos

Sólido

Volumen del agua

(cm3)

Masa probeta + agua

(g)

Volumen agua + metal

(cm3)

Volumen del

metal

(cm3)

Masa probeta + agua + metal

(g)

Masa del

metal

(g)

Masa/

Volumen

(g/ cm3)

Densidad

Metal

Densidad promedio

Pendiente del gráfico = (ΔY/ΔX)

6. Grafique los resultados: volumen vs. masa, de la misma manera como hizo para los líquidos. Haga un gráfico para cada sólido.

7. Determine la pendiente de cada una de las gráficas de los sólidos. Compare la pendiente del gráfico de cada metal con la densidad promedio hallada por la relación masa / volumen.

8. El tutor le entregará a cada grupo un metal desconocido (uno de los utilizados en el experimento). Repita el procedimiento. Determine la densidad y compárela con la obtenida para algunos de los metales trabajados.

9. Grafique los resultados: volumen vs. masa, de la misma manera como hizo para los líquidos. Haga un gráfico para cada sólido.

10. Determine la pendiente de cada una de las gráficas de los sólidos. Compare la pendiente del gráfico de cada metal con la densidad promedio hallada por la relación masa / volumen.

11. El tutor le entregará a cada grupo un metal desconocido (uno de los utilizados en el experimento). Repita el procedimiento. Determine la densidad y compárela con la

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obtenida para algunos de los metales trabajados.

CÁLCULOS

1. Busque las densidades teóricas de las sustancias trabajadas, compárelas con la densidad promedio obtenida en la tabla y con la densidad experimental obtenida en la gráfica (pendiente del gráfico), para cada una de las sustancias ensayadas (líquidos y sólidos). Aplique las formulas para hallar error absoluto y relativo.

2. ¿Qué puede concluir de lo anterior, si se presenta una variación muy amplia entre los datos experimentales y los teóricos?

LABORATORIO VIRTUAL (OPCIONAL)

Entre al siguiente link y realice la actividad para los metales, hierro y plomo.

http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/fluidos/estatica/aerometro/aerometro.htm#Medida%20de%20la%20densidad%20de%20un%20sólido.

Compare los resultados, con los obtenidos en el laboratorio

ANÁLISIS DE RESULTADOS:

Analizar los resultados obtenidos, haciendo observaciones de los diferentes pasos realizados, de los cálculos y de comparaciones con los datos teóricos.

PREGUNTAS

1. ¿Qué representa la pendiente para cada línea de las gráficas?

2. ¿Qué valor será mejor para 10mL de cada líquido: la relación masa / volumen o el valor obtenido del gráfico?

3. ¿Cómo determinaría la relación masa / volumen de un sólido que flote en el agua?4. Investigue sobre otras propiedades físicas específicas de la materia, nómbrelas.

CONCLUSIONES


RECOMENDACIÓN Utilice una balanza digital si está disponible y revise la forma correcta de medir volúmenes en las probetas.



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práctica.



Informe. Revisar anexo 2

respuestas a las preguntas (cuestionarios)

Rúbrica de evaluación del Informe

Ítem Valoración baja Valoración media Valoración altaPuntaje Máximo

1. ObjetivosNo presenta

objetivos (0)

Presenta algunos objetivos

(0.2)

Presenta todos los objetivos

(0.4)

(0.4)

2. Teoría (Resumen, o

mapa conceptual)

No presenta teoría

(0)

Presenta parte de los conceptos

(0.2)

Presenta los suficientes

conceptos para realizar el informe

(0.4)

(0.4)

3. Procedimiento (diagrama de

flujo)

No presenta el procedimiento para cada una

de las partes de la práctica (0)


algunas de las partes(0.2)


cada una de las partes.(0.4)

(0.4)

4. Datos experimentales

No presenta datos

experimentales o están

equivocados(0)

Presenta solamente algunos

datos experimentales, o están en desorden

(0.2)

Presenta correctamente los

datos experimentales

(0.6)

(0.6)

5. Cálculos y gráficos

No presenta cálculos, ni

Solo presenta cálculos parciales

Presenta todos los cálculos o un

(0.6)

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(cuando se requiere)

gráficos(0)

y/o gráficos incompletos o sin

ceñirse a las instrucciones

(0.3)

ejemplo de cada uno de ellos.

Presenta los gráficos, de acuerdo a las instrucciones

(0.6)

6. Resultados.

No presenta resultados o están muy

equivocados(0)

Presenta solamente algunos

resultados(0.3)

Presenta correctamente todos

los resultados pedidos.

(0.6)

(0.6)

7. Análisis de Resultados.

No hace análisis de resultados o

está mal enfocado (0)

Analiza solamente algunos aspectos

(0.3)

Hace un análisis de resultados correcto

(0.6)

(0.6)

8.Cuestionarios

No responde las preguntas de los

cuestionarios(0)

Resolvió parcialmente los

cuestionarios, o los resolvió de forma incorrecta (0.5)

Resolvió en su totalidad y

correctamente los cuestionarios

(0.5)

(0.5)

9. Conclusiones.

No presenta conclusiones o

están mal elaboradas

(0)

Presenta solamente algunas conclusiones

(0.5)

Presenta las conclusiones

correspondientes a los objetivos (0.5)

(0.5)

10. ReferenciasNo presenta referencias

(0)

Presenta solamente una o dos referencias

(0.1)

Presenta las referencias

suficientes para un buen informe

(0.2)

(0.2)

11. Presentación

Desorden, sucio, Mala ortografía y

redacción (0)

Buena presentación (0.2)

(0.2)

TOTAL5.0

Retroalimentación

Dada por el tutor de laboratorio a los ocho días de entregado el informe.

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PRACTICA No. 3 – LEY DE CHARLES

Tipo de practica




Temáticas de la práctica Comprobar la ley de Charles


PROPÓSITO

Comprobar experimentalmente la ley de Charles

OBJETIVO GENERAL

Observar el efecto del aumento de la temperatura sobre el volumen de un gas confinado en un recipiente, deduciendo la relación gráfica temperatura absoluta – volumen a partir de los datos obtenidos.

METAS

Que el estudiante compruebe experimentalmente la relación de proporcionalidad directa entre el Volumen y la Temperatura absoluta

COMPETENCIAS

Qué el estudiante adquiera habilidad de observación, análisis y deducción.


En el año 1987, Jacques Charles observó la relación entre el volumen de un gas y su temperatura, en condiciones de presión constante. Encontró que cuando una muestra de gas se calienta, su volumen aumenta.

En términos de la teoría cinética esto significa que al aumentar la temperatura, la velocidad de las moléculas aumenta y el volumen ocupado por el gas es mayor. La Ley

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de Charles se cumple si la temperatura se expresa en una escala absoluta. En resumen, la Ley de Charles enuncia la relación de proporcionalidad directa entre el volumen de una muestra de gas y su temperatura absoluta, si la presión permanece constante.


Se realiza el montaje mostrado en la figura 2. Para observar la relación entre la temperatura y el volumen de un gas a presión y cantidad de moles contantes.



Soporte universalAroMalla de asbestoVaso de precipitados de 250mLVaso de precipitados de 500mLTermómetro de laboratorio.Mechero2 Pinzas2 NuecesTubo con desprendimiento lateralTapón de caucho para tubo de ensayoManguera de cauchoProbeta de 100mLPipeta de 5mL


Gases Ideales

http://www.educaplus.org/gases/gasideal.html



Metodología


Teoría sobre gases ideales y las leyes de los gases

25

http://www.educaplus.org/gases/gasideal.html


FORMA DE TRABAJO.

En grupos colaborativos de máximo tres estudiantes.

PROCEDIMIENTO.

1. Realice el siguiente montaje de la figura 2.

2. Llene en ¾ partes con agua el vaso de precipitados de 250 y a la mitad el de 500mL

3. Tape herméticamente el tubo de ensayo, verifique que no queden escapes en la manguera de lo contrario el experimento no tendrá resultados positivos

4. Llene una probeta de 100mL con agua casi hasta su totalidad, inviértala sobre el vaso de precipitados de 500mL, registre la cantidad de aire atrapado

5. Inicie el calentamiento, controle las variables: temperatura y volumen de aire en la probeta.

6. Complete la tabla 5, con los datos que recoja.

7. Finalice la experiencia cuando llegue a temperatura constante (punto de ebullición del agua).


Figura 3. Montaje práctica 3

Tabla 4. Resultados experimentales obtenidos en la práctica 3

LecturaTemperatura Volumen de

aire en la probetaºC K

26


12n

PRECAUCIÓN

El termómetro solo debe tocar el liquido (agua), de lo contrario la lectura de la temperatura será errónea.

CÁLCULOS

1. Construya en un gráfico que presente la relación temperatura absoluta (K) vs. Volumen (cm3), con los datos de temperatura en el eje de las X.

2. Calcule por extrapolación el volumen del gas a una temperatura de cero absoluto.

LABORATORIO VIRTUAL

Realice la práctica virtual y compare con lo realizado en el laboratorio

Procedimiento:

1. Abra la página http://www.educaplus.org/play-118-Ley-de-Charles.html

2. Coloque el cursor en el extremo más izquierdo (73,15K), deslice el cursor hacia la izquierda, aumentando de 40 en 40 K, hasta aproximadamente 380 K.

3. Haga clic en tabla de datos. Anote los datos de volumen. Realice un gráfico con los datos de T (K) vs V (cm3). Extrapole hasta 0 Kelvin.

4. ¿Qué volumen se obtiene a 0 Kelvin?



PREGUNTAS

1. ¿Por qué no se cumple la ley de Charles si la temperatura se expresa en (ºC)?

2. ¿Existe el estado gaseoso en cero absoluto? Explique su respuesta

27

http://www.educaplus.org/play-118-Ley-de-Charles.html


3. ¿Cuál es la temperatura de ebullición del agua en su laboratorio (a nivel del mar es 100ºC) ? Si le da diferente a 100ºC, a qué se debe?

CONCLUSIONESQué conclusiones se derivan de esta práctica.







práctica.






Se utiliza la misma rúbrica colocada en la práctica 2

Retroalimentación


28


PRACTICA No. 4 SOLUCIONES

Tipo de practica


Porcentaje de evaluación

3.333%


Temáticas de la práctica

Preparar soluciones de diferentes concentraciones

PROPÓSITO

Familiarizarse con la preparación de soluciones de diferentes concentraciones

OBJETIVO GENERAL

Aprender a calcular y preparar soluciones y diluciones de diferentes concentraciones

METAS

Que el estudiante comprenda las diferentes formas de

expresar las concentraciones y cómo calcularlas.

COMPETENCIAS

Adquirir destreza en el manejo de materiales volumetricos del laboratorio para la preparación de diferentes soluciones.

Adquirir habilidad de deducción para comprender la diferncia entre las formas de expresar las concentraciones.


Las soluciones son mezclas homogéneas de dos o más componentes. El ser homogéneas significa que las propiedades físicas y químicas son iguales en cualquier parte de la solución. Además, cuando se observa una solución a simple vista solo se

29


distingue una fase, sea líquida, sólida o gaseosa.

Los componentes de la solución se denominan soluto y solvente. Soluto es el componente que se disuelve. Solvente es el componente en el cual el soluto se disuelve. Distinguir en una solución, cual es el soluto y el solvente, a veces se dificulta. Por regla general, el solvente es el componente cuyo estado de la materia es igual al de la solución final. Por ejemplo, si mezclamos sólidos y líquidos y la solución resultante es sólida, entonces el solvente es el sólido. Cuando los componentes se encuentran en el mismo estado de la materia, el solvente será el que se encuentra en mayor proporción.

Las unidades de concentración expresan la relación de las cantidades de soluto y solvente que se tomaron para preparar la solución. Las principales unidades de concentración son: porcentaje en peso (o porcentaje en masa) % w/w; porcentaje en volumen, % v/v; porcentaje peso – volumen; % p/v; concentración molar o molaridad (M); concentración molal o molalidad (m) y concentración normal o normalidad (N).


En Esta práctica se preparan soluciones de diferente concentración utilizando unidades de concentración físicas y químicas.



Balón aforado de 50mL Balón aforado de 100mLBalón aforado de 250mLVaso de precipitados de 200mLVaso de precipitados de 100mLEmbudoFrasco lavadorPipeta 5mLPipeta 10mLPipeteadorEspátulaAgitador de vidrioBalanzaNaCl (sólido)


Video sobre preparación de solucioneshttp://www.youtube.com/watch?v=ev3wTXmL-l8

30

http://www.youtube.com/watch?v=ev3wTXmL-l8


(Enlace suministrado por la tutora Nira Díaz del CEAD de Acacías).



Metodología


Cálculos para determinar concentración de una solución utilizando diferentes unidades.

Cálculos para diluir una solución.

FORMA DE TRABAJO.


PROCEDIMIENTO.

1. Preparación de una solución de NaCl en %p/p (peso/peso)

El tutor indica el peso y la concentración de la solución que debe prepara cada grupo.

Ejemplo. Preparar 100 g de una solución al 10% p/p

En un vaso de precipitados seco tome 10g de NaCl. Retírelo de la balanza y agregue 90 g de agua (90 Ml). Homogenice con un agitador de vidrio. Registre sus observaciones.¿Por qué 90 g de agua son igual a 90 Ml de agua?

2. Preparación de una solución de NaCl en %p/v (peso-volumen)

El tutor indicael volumen y la concentración de la solución que debe prepara cada grupo.

Ejemplo. Preparar 100 mL de una solución al 5% p/v

En un vaso de precipitados seco de 100mL pese 5g de NaCl. Retírelo de la balanza y agregue una cantidad de agua inferior a 50mL para disolver la sal. Traslade el contenido del vaso de precipitados a un balón aforado de 100mL ayudándose con un embudo y enjuagando con agua destilada y la ayuda de un

31


frasco lavador. Complete con agua el volumen del balón aforado. Agite y tape la solución. Registre sus observaciones.

3. Preparación de una solución Molar de NaCl

El tutor indica el volumen y la concentración en Molaridad de la solución que debe prepara cada grupo.

Ejemplo. Preparar 250 mL de una solución al 2M

Calcular la masa de NaCl que se debe pesar.Pese en un vaso de precipitados la masa de NaCl necesaria para preparar 250 mL de una solución 2M de NaCl. Agregue agua de tal forma que se disuelva preliminarmente la sal. Traslade el contenido del vaso de precipitados a un balón aforado de 250 mLy complete a volumen con agua destilada, en la misma forma que lo hizo en el apartado 2. Agite, tape el balón aforado y guarde la solución para las dos próximas experiencias. Guarde la solución preparada. Realice los cálculos y registre sus observaciones.

4. DilucionesCalcule el volumen que se debe tomar de la solución anterior (punto 3) para preparar las siguientes soluciones y prepare alguna de las tres.:50mL - 0.5M

100mL - 0.2M250mL – 0.1M

Procedimiento:

Tome el volumen calculado de la solución del punto tres con una pipeta y trasládelo al balón aforado correspondiente al volumen a preparar (indicado por su tutor). Complete con agua el volumen del balón, tape, agite y conserve la solución. Realice los cálculos y registre sus observaciones.

5. Determinar concentración de una solución salina

Tome una cápsula de porcelana limpia y seca, pésela con precisión de 0,01g. Tome una alícuota (volumen) de 10mL de la solución del punto 3, viértala en una cápsula de porcelana.

32


Pese la cápsula con la solución y evapore en baño de María hasta sequedad. Deje enfriar y vuelva a pesar. Registre sus observaciones.

Nota: para la realización de los cálculos, debe determinarPeso de la cápsula vacia: _______ gPeso de la cápsula + 10 mL de la solución 2M : ________ gPeso de la solución (Los 10 mL): _______ gPeso de la cápsula + el soluto (el residuo después de la evaporación): ______ gPeso del soluto: ______ g

CÁLCULOS

1. Determine la cantidad teórica de soluto que debe obtener en el punto 5, realice los cálculos de error absoluto y relativo, al comparar con el valor experimental.

2. Calcule la concentración de la solución del numeral cinco y exprésela en %p/v, %p/p, ppm, g/L, molaridad (mol/L), molalidad (mol/Kg), normalidad (equi/L), y XSoluto, XSolvente.

3. Calcule la masa de NaCl necesaria para preparar 200mL de una solución 2.5M

4. Calcule el volumen que se debe tomar de una solución 2.5M para preparar 100ml de una solución 1M



PREGUNTAS

1. ¿Cuando se prepara una solución, en donde el solvente y el soluto son líquidos, se puede considerar el volumen total de la solución como la suma de los volúmenes del soluto y solvente?

2. ¿Se pueden expresar las concentraciones de soluciones de gases en concentraciones molares? Explique su respuesta

3. ¿Qué puede inferir de la experiencia realizada?

CONCLUSIONES


33


PRECAUCIÓN:

Cuando se preparan soluciones líquidas deben conservarse bien tapadas para prevenir

la evaporación del solvente y así evitar el cambio de concentración.







práctica.







Retroalimentación


34


PRACTICA No. 5 PROPIEDADES COLIGATIVAS

Diseñado por: M.A. Carlos A López, con adaptaciones de Quim. Stella Díaz Neira

Tipo de practica


Porcentaje de evaluación 3.333%Horas de la practica 2Temáticas de la práctica Propiedades coligativas de las soluciones.

Intencionalidades formativas PROPÓSITO (s)

Medir la temperatura de ebullición de un solvente y la temperatura de ebullición de soluciones con diferente concentración molar de soluto; verificando que al adicionar un soluto a un solvente, su temperatura de ebullición aumenta.

OBJETIVO(s)

Los estudiantes verificarán experimentalmente una de las propiedades coligativas de las soluciones, el aumento en la temperatura de ebullición ( aumento ebulloscópico) y determinarán la masa molar del soluto a partir de los datos recolectados durante la práctica.

META

Comprobar la propiedad coligativa conocida como aumento en la temperatura de ebullición; al adicionar un soluto no volátil y molecular a un solvente, aumenta la temperatura de ebullición Δ Te, con respecto a la temperatura de ebullición del solvente puro.

35


COMPETENCIA (s)

El estudiante desarrollará habilidades de análisis, registro y procesamiento de datos experimentales.


Las sustancias empleadas como solvente experimentan un cambio en sus propiedades coligativas cuando son empleadas en la preparación de una solución; lo anterior debido a la presencia de moléculas, iones ó átomos de soluto disueltos. Así pues, el valor de estos cambios se encuentra directamente relacionado con la concentración final de la solución, no de su naturaleza.

Las propiedades coligativas (del latín colligare = unir, ligar) de una disolución son aquéllas que dependen de la concentración de soluto y no de la naturaleza del mismo, y están relacionadas con las fuerzas de interacción o cohesión entre moléculas dependiendo de la cantidad de soluto presente, y en concreto con la presión de vapor que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida en un recipiente cerrado (línea de equilibrio de fases). Experimentalmente se constata que a medida que se añade soluto a un disolvente, se alteran algunas propiedades físicas de la disolución. La disolución es capaz de ejercer una presión osmótica, disminuye la presión de vapor en solutos no volátiles, el punto de ebullición es mayor (aumento ebulloscópico) y el de congelación, en disoluciones diluidas, disminuye respecto a la del disolvente puro. (tomado de http://mural.uv.es/ferhue/2o/labter/Crioscopia_FHG.pdf)En resumen, los cuatro propiedades coligativas son:

Disminución de la presión de vapor Disminución del punto de congelación, o descenso crioscópico (del griego kryos =

frío; skopein= examinar). Aumento del punto de ebullición, o aumento ebulloscópico. Presión osmótica

36

http://mural.uv.es/ferhue/2o/labter/Crioscopia_FHG.pdf


Figura 1 - Comparación del diagrama de fases de la sustancia pura (línea azul) y su disolución (línea roja). tomada de mediateca.cl/500/540/apuntes1/soluc3.ppt

Nota: ∆Tf es el descenso crioscópico, o descenso del punto de fusión. ∆Tb, o ∆Te es el aumento ebulloscópico, o aumento de la temperatura de ebullición (en inglés boilling, en español ebullición) ∆Tb = ∆T de la solución - ∆T del solvente purofp0 = punto de fusión del agua pura

fp = punto de fusión de la solución

bp0 = punto de ebullición del agua pura

bp = punto de ebullición de la solución

En la gráfica se observa que el punto de ebullición de la solución es mayor que el punto de ebullición del agua pura.

DTe = Ke • m

Donde, DTe = aumento del punto de ebullición

Ke = Constante ebulloscópica ∆Te = ∆T de la solución - ∆T del solvente puro

M = molalidad ( moles de soluto/ kilogramos de solvente)

37


A continuación se realiza una relación de las propiedades coligativas de las soluciones: disminución en la presión de vapor del solvente, aumento en la temperatura de ebullición, disminución en la temperatura de congelación y disminución de la presión osmótica.


Se determinará la temperatura de ebullición de un solvente y de soluciones de concentración conocida.



- Balón de fondo plano de 100 ml

- Pipeta volumétrica de 1 ml

- Matraz aforado de 100 ml

- Balanza digital

- Termómetro electrónico

- Plancha de calentamiento.

- Espátula.

- Beaker de 100 ml

- Agitador.

- Cronómetro.




Metodología


Definición de solución y componentes de una solución

38


Propiedades coligativas de las soluciones

FORMA DE TRABAJO.


PROCEDIMIENTO.

Conocimiento previo para el desarrollo de la práctica.

- Definición de solución y componentes de una solución - Propiedades coligativas de las soluciones

Forma de trabajo:


Procedimiento:

Realice los respectivos cálculos para la preparación de 5 soluciones acuosas de sacarosa con las siguientes concentraciones y volumen:

Solución 1: 0,2 M y 100mlSolución 2: 0,4 M y 100mlSolución 3: 0,6 M y 100mlSolución 4: 0,8 M y 100mlSolución 5: 1,0 M y 100ml

1. Según la orientación del tutor cada grupo colaborativo preparará una de las soluciones para las cuales realizó los anteriores cálculos. Siga el protocolo establecido en la práctica 4 Soluciones para su preparación.

2. Uno de los grupos de laboratorio rotulará, con la palabra control, un balón de fondo plano y dispondrá en él 100ml de agua del grifo.

3. Los demás grupos rotularán el balón de fondo plano y dispondrán en él la solución que han preparado.

4. Conecte la plancha de calentamiento y ajústela a una temperatura cercana a los 150 oC.

5. Prepare su cronómetro y póngalo a correr al dar inicio al calentamiento de la solución a cargo de su grupo.

6. Registre el tiempo en minutos que la solución a su cargo necesito para alcanzar la ebullición.

7. Determine la temperatura de ebullición de la solución.8. El grupo al cual se le encargó la muestra control realizará igual procedimiento

determinando tiempo en minutos que la muestra a su cargo necesito para alcanzar la ebullición.

9. Determine la temperatura de ebullición de la muestra control.

Registre los datos generados en la experiencia en tablas como las siguientes:

39


Tabla 5. Resultados experimentales práctica 5

ATiempo

(s)Temperatura

Agua(°C)

Temperatura soluciónAgua - Sacarosa

(°C)

:

BConcentración

MolarW (g)

SacarosaTiempo total en

llegar a Ebullición (s)

Temperatura Ebullición (oC)

0 00,20,40,60,81,0

CÁLCULOS

I. Determinar la masa molar de la Sacarosa.

1. En primera instancia se mide el punto de ebullición del solvente (Agua) puro. Luego, se disuelve una determinada masa de Sacarosa en una determinada cantidad de Agua.2. Experimentalmente se mide el punto de ebullición de la solución formada.3. Sabiendo que la constante ebulloscópica del agua Ke es 0.52ºC/m, a partir del valor experimental hallado para ΔTe se calculará m (molalidad).

Por definición, molalidad es: m = moles de soluto / Kg de solvente, Si.g2 = masa de soluto (sacarosa).g1 = masa de solvente (agua).M2 = masa molar del soluto (sacarosa).La anterior igualdad se puede expresar como sigue:

m = 1000 x g2

40


g1 x M2

despejando M2, queda:M2 = (1000 x g2) / (m x g1)

Dado que g2, g1 y m se conocen, se puede calcular M2 (masa molar del soluto)

Masa de agua (g1) ____________Masa de sacarosa (g2) _______________Temperatura de ebullición del agua (T0

e) ______________Temperatura de ebullición de la solución (Te) ____________________Aumento del punto de ebullición ∆Te = (T0

e – Te) __________________Molalidad de la solución m = (ΔTe / Ke) ______________________Masa molar de la sacarosa = 1000 x g2 / m x g1 = ________________Error absoluto = _______________________

Error relativo porcentual = (Error absoluto) x 100 = ______________

II. Gráficas

1. Grafique las curvas de calentamiento del Agua y de la solución (temperatura vs. tiempo). T (eje Y), t (eje X) Las dos curvas en la misma gráfica utilizando diferente color.

2. Grafique Temperatura de ebullición en oC vs Concentración de la solución en M.3. Grafique ΔTemperatura de ebullición en oC vs Concentración de la solución en M.4. Tiempo en segundos vs Concentración de la solución en M.

NOTA: Las gráficas deben acompañarse con su correspondiente tabla de resultados


Analizar los resultados obtenidos, haciendo observaciones de los diferentes pasos realizados, de los cálculos, de las gráficas y de comparación con los datos teóricos.

PREGUNTAS

1. Mencionar otro método similar al empleado en la práctica que permita determinar la masa molar de un soluto en solución diluida. Ampliar y explicar.

2. Resolver el siguiente ejercicio. Cuando se disuelve 15,0 g de etanol (CH3CH2OH) en 750 g de ácido fórmico, el punto de congelamiento de la solución es 7,20°C. Sabiendo que el punto de congelamiento del ácido fórmico es 8,40°C, calcular Kc para el ácido fórmico.

41


Rta: 2,76 °C/m3. Resolver el siguiente ejercicio.

¿Cuál es el punto de ebullición normal de una solución de sacarosa C12H22O11, 1,25 m sabiendo que Ke del agua pura es 0,512 °C/mol?

Rta: 100,64°C4. Resolver el siguiente ejercicio.Calcular la masa molecular de un soluto desconocido, a partir de los siguientes datos:- Solución que contiene 0.85 g de un soluto desconocido en 100 g de Benceno.- Punto de solidificación de la anterior solución = 5.16ºC- Punto de fusión del benceno puro= 5.5ºC- Constante Crioscópica del benceno = 5.12ºC-Kg/mol

Rta: 128.8g/mol

CONCLUSIONES








práctica.







42


Retroalimentación


PRACTICA No. 6 CARACTERIZACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES. MEDICIONES DE pH

Tipo de practica






PROPÓSITO

Qué los estudiantes apliquen los conocimientos sobre pH y sobre ácido y base y puedan diferenciarlos y determinarlos utilizando diferentes soluciones indicadoras, equipos y materiales

OBJETIVO GENERAL

Caracterizar soluciones como ácidas o básicas utilizando un indicador ácido-básico, estimando su pH.

METAS

Que los estudiantes comprendan la diferencia entre soluciones ácidas y básicas y asociarlas con los electrolitos fuertes y débiles.

COMPETENCIAS

Adquirir habilidad de análisis e interpretación de diferentes tipos de ácidos y bases

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La teoría de Brönsted - Lowry define los ácidos como las sustancias que donan iones hidronios, H30+ (protones) y las bases como las sustancias que reciben iones hidronios. De esta manera, solo existe el ácido, si la base está presente y viceversa.

MARCO REFERENCIAL

Según la teoría de Brönsted - Lowry la ecuación general para una reacción ácido – base, se puede escribir así:

HA + H2O H3O+ + A-

Ácido I Base II Ácido II Base I

En esta ecuación A- es la base conjugada de HA. Por otro lado H30+ es el ácido conjugado de H2O.

Los ácidos y bases se clasifican en fuertes y débiles. Los ácidos y bases fuertes son aquellas sustancias que se disocian (ionizan) totalmente. Para los ácidos fuertes, la concentración de iones hidronios es muy grande.

Los ácidos y bases débiles son las sustancias que en soluciones acuosas se disocian (ionizan) parcialmente. Para los ácidos débiles la concentración de iones hidronios (H3O+) es muy pequeña. Un ácido de Brönsted-Lowry donará iones hidronios (H3O+) a cualquier base cuyo ácido conjugado sea más débil que el ácido donante.

Se define el pH como el logaritmo decimal negativo de la concentración de los iones hidronios.

pH = - log H3O+

Las soluciones acuosas de ácidos tienen un pH 7 y las soluciones básicas un pH 7 y las soluciones neutras pH = 7

44


Un indicador ácido-básico es un ácido débil que cambia de color cuando pierde iones hidronios. Por ejemplo, la fenolftaleína, que representaremos como HPhth, es un indicador que cambia de incolora (en medio ácido) a rosado intenso (en medio básico).

HPhth + OH- Phth- + H2O

Incoloro Rosado

En una solución neutra las dos formas de la fenolftaleína HPhth (incolora) y Phth-

(rosada) se encuentran en equilibrio y predomina la incolora. El pH en el cual un indicador cambia de color depende de su fuerza ácida.

En esta experiencia se pretende observar el comportamiento de los ácidos, bases, y productos caseros, utilizando una serie de indicadores.

El cambio de color será la evidencia de la presencia de un medio ácido o básico. Para medir el valor exacto del pH de una solución o producto, se utiliza un pH-metro.

INVESTIGAR sobre:

- Qué es pH y pOH, como se relacionan

- Electrolitos fuertes y débiles

- Cálculos de pH de ácidos y bases fuertes y ácidos y bases débiles.


Determinar pH a diferentes soluciones, algunos reactivos ácidos y bases y otras soluciones caseras.



20 tubos de ensayosGradillaFrasco lavadorpH metro (opcional)Ácido clorhídrico (HCl) 0,1 MÁcido acético (CH3C00H) 0,1 MAmoniaco (NH3) 0.1 MHidróxido de sodio (Na0H) 0.1 MAgua destilada

INDICADORES

45


Rojo de metiloAzul de bromotimolFenolftaleínaAzul de timolPapel indicador universal

Materiales caseros (Uno por cada grupo)

Jugo de limónVinagreCaféLecheAspirina o alka-seltzerAntiácido (leche de Magnésia)GaseosaBlanqueadorOtros


No se emplea


PRECAUCIONES

Cumpla las normas de seguridad cuando trabaje con ácidos y bases. No inhale el amoniaco.


Metodología


Teoría sobre ácidos, bases, qué es pH, cómo se calcula. Diferenciar electrolitos fuertes y electrolitos débiles. Diferenciar ácidos fuertes y ácidos débiles

FORMA DE TRABAJO.

46



PROCEDIMIENTO.

1. En cinco tubos de ensayos limpios y marcados vierta por separado 2mL de cada una de las siguientes soluciones: ácido clorhídrico 0.1 M; ácido acético 0.1 M; amoniaco 0.1 M, hidróxido de sodio 0,1; agua destilada.

2. Agregue una gota de rojo de metilo a cada uno de los 5 tubos de ensayo. Agite. Registre el color final de la solución y estime el pH de la solución.

3. Repite para nuevas muestras de solución los procedimientos anteriores para cada uno de los indicadores.

4. Utilice cada uno de los indicadores para estimar el pH de cada una de las sustancias de uso domiciliario; para ello tenga en cuenta la siguiente tabla en la que se da una lista de algunos indicadores ácidos básicos y el intervalo de pH en el cual cambia de color.

Tabla 6. Valor de pH de cambio de color de algunos indicadores.

Indicador Color 1 Color 2Intervalo de cambio

de color(pH)

Azul de timol

(Primer cambio)Rojo Amarillo 1,2 - 2,8

Azul de timol

(Segundo cambio)Amarillo Azul 8,0 - 9,6

Azul de bromofenol Amarillo Azul 3,1 - 4,4

Rojo de clorofenol Amarillo Rojo 4,8 - 6,4

Rojo de cresol Amarillo Rojo 7,2 - 3,8

Fenolftaleína Incoloro Rojo 8,3 – 10

Alizarina amarilla Amarillo Rojo 10 – 12,1

Anaranjado de metilo Rojo Amarillo 3,1 – 4,4

Rojo de metilo Rojo Amarillo 4, 2 – 6,3

47


Indicador Color 1 Color 2Intervalo de cambio

de color(pH)

Azul de bromotimol Amarillo Azul 6 – 7,6

5. Compruebe el pH de todas las soluciones utilizando el pH-metro (OPCIONAL)

RESULTADOS

1. Registre sus datos en tablas similares a las números 7 y 8.

Tabla 7. Reacciones con soluciones estándar

Solución

pH utilizando Indicador pH

Rojo de

metilo

Fenolftaleína

Azul de Bromoti

mol

Azul de timol

EstimadoPapel

indicador universal

pHmetro

(OPCIONAL)

HCl 0.1 MÁcido

acético 0.1M

Amoniaco 0.1M

Hidróxido de sodio

0.1MAgua

destilada

Tabla 8. Reacciones con soluciones caseras

Solución

casera

pH utilizando Indicador pH medido

Rojo de

Fenolftaleína

Azul de Bromotimol

Azul de

Estimado

Papel indicador

pHmetro(OPCIONAL)

48


metilo

timol universal

2. Compare el pH del ácido clorhídrico y el del ácido acético y compare el pH del amoniaco con el del hidróxido de sodio

3. Compare el valor del pH de las diferentes soluciones caseras



PREGUNTAS

1. Explique la diferencia del valor del pH entre el ácido clorhídrico y el ácido acético, entre el amoniaco y el hidróxido de sodio y entre las soluciones caseras. ¿Qué puede concluir?

2. De los reactivos registrados en la tabla 7 identifique los ácidos y bases fuertes, por qué reciben ese nombre?

3. Clasifique las soluciones de la tabla 8 en ácidos o bases fuertes débiles o neutras

4. Calcule el pH de la solución de HCl 0,1 M (ácido fuerte)

5. Calcule el pH de la solución 0,1M de ácido acético (Ka = 1,8x10-5)

6. Calcule el pH de la solución de NaOH 0.1 M (base fuerte)

7. Calcule el pH de la solución de NH4OH 0.1 M (Ka = 1,75x 10-5)

CONCLUSIONES



49







práctica.







Retroalimentación


50


PRACTICA No. 7. REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS

Tipo de practica






PROPÓSITOS

Reconocer cuando se produce una reacción química

Escribir correctamente una ecuación química

Observar diferentes clases de reacciones químicas

OBJETIVO GENERAL

Identificar diferentes tipos de reacciones químicas.

METAS

Observar evidencias que indiquen que se realizó una reacción química.

Diferenciar los tipos de reacciones que se

51


producen

Adquirir habilidades de observación y análisis

COMPETENCIAS

Los estudiantes deben poder identificar,

interpretar y argumentar sobre las reacciones químicas.


Investigar en el módulo y en otros textos sobre:- La ecuación química, - Las reacciones químicas, su clasificación y ejemplos de ellas.- Enumere evidencias que indiquen que se ha llevado a cabo una reacción química. - Cómo se determina el número de oxidación de los elementos que forman los compuestos. Qué es Reducción, Oxidación, Agente oxidante y Agente reductor.Descripción de la practica

Realizar diferentes reacciones químicas, observar y analizar los cambios presentados.



Vasos de precipitado de 50 ml y 100 mlTubos de ensayoAgitador de vidrioOxido de CalcioHidróxido de BarioNitrato de AmonioSolución de Yoduro de Potasio (KI)Solución de Acetato de Plomo (CH3COOH)Solución de Sulfato de cobre (Cu(SO4)2 )Acido sulfúrico concentrado (H2SO4)Granallas de ZincCarbonato de Calcio (CaCO3)

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Acido Clorhídrico concentrado (HCl)Software a utilizar en la práctica u otro tipo de requerimiento para el desarrollo de la práctica

No se emplea


Utilizar los implementos de seguridad y leer en carta de seguridad los riesgos y seguridad que se debe tener para manejar los reactivos utilizados en el laboratorio.

PRECAUCIÓN

El nitrato de amonio debe estar alejado del fuego y de fuentes de calor porque es un agente oxidante muy poderoso.

Metodología


Teoría sobre clasificación de las reacciones químicas Conocimiento de una ecuación química Conocimiento sobre número de oxidación, Reducción y Oxidación.

FORMA DE TRABAJO.


PROCEDIMIENTO.

1. Observar cuidadosamente cada una de las reacciones que se describen a continuación.

2. Escribir la ecuación química balanceada, clasificar la reacción y determinar si hay o no transferencia de electrones.

Reacción 1

1. Anote la temperatura ambiental2. Coloque en un tubo de ensayo oxido de calcio (aproximadamente 1,0g)3. Añada un 1mL de agua y tome la temperatura4. Agite con cuidado (evite romper el termómetro)5. Observe y registre sus observaciones

CaO + H2O ?

53


Reacción 2

1. Coloque en un beaker de 100 ml 1,0g de Hidróxido de Bario agregue 5mL de H2O, agite con una varilla para disolver el hidróxido.

2. Tome la temperatura ambiental y la de la solución.3. Agregue 1,0g Nitrato de Amonio agite.4. Tome de nuevo la temperatura.5. Observe y registre sus observaciones

Ba(OH)2 + NH4NO3 ?

Reacción 3

1. En un tubo de ensayo tomar 2mL de agua, luego agregue 0.5g de acetato de plomo, agite. Observe el color de la solución.

2. En otro tubo de ensayo prepare, siguiendo la misma técnica, una solución de yoduro de potasio. Tome 2mL de agua, luego agregue 0.5 de yoduro de potasio. Observe el color de la solución.

3. Vierta el contenido de ambos tubos en un vaso de precipitados de 50mL4. Observe y registre sus observaciones

(CH3COO)2Pb + KI ?

Reacción 4

1. En un vaso de precipitados de 100 mLcolocar de 5mL de una solución de sulfato de cobre

2. Acidular la solución con 6 gotas de ácido sulfúrico concentrado3. Adicionar al vaso una granalla o una lámina de zinc 4. Deje reposar5. Observe y registre sus observaciones

CuSO4 + Zn + H2SO4 --?

Reacción 51. En un tubo de ensayo coloque una pequeña cantidad de óxido de

mercurio, observe el color de la muestra.2. Caliente fuertemente en la llama del mechero el tubo con la muestra. Al

mismo tiempo acerque una astilla de madera con un punto de ignición, a la boca del tubo. Observe lo que ocurre.

3. Vierta el residuo en una cápsula de porcelana. Observe cuidadosamente

54


las paredes del tubo y el residuo. 4. Registre sus observaciones.

RESULTADOS

1. Identifique cada una de las anteriores reacciones (clasifíquelas según su tipo).

2. Escriba las ecuaciones químicas de cada reacción.

3. Diga cual de las anteriores reacciones es de oxido – reducción y por qué (Para determinar si son de oxido reducción debe determinar el número de oxidación de los elementos y decir cual compuesto se redujo y cual se oxidó)



PREGUNTAS

Cuando los metales reaccionan con oxígeno producen oxidos básicos y al reaccionar estos con agua se producen bases o Hidróxidos.

Cuando reaccionan no – metales con Oxígeno se producen óxidos ácidos, al reaccionar estos con agua se producen ácidos.

Cuando reacciona un ácido con una base se produce una sal.

De acuerdo a la anterior información completar los espacios en las siguientes ecuaciones químicas,

a. 2Ca + O2 ------- 2CaO ( )

CaO + H2O ------ ________ ( )

b. 4 K + O2 ---- __________ (oxido de potasio)

________ + H2O ---- 2 _______ (hidróxido de Potasio

c. Cl2 + O2 ------- 2Cl2O (óxido hipocloroso)

2Cl2O + _____ -------- HClO (ácido hipocloroso)

d. HCl + NaOH -------- _______ + H2O

e. emparejar las siguientes reacciones con su correspondiente tipo de reacción

H2O → H2 + O2 Reacción de desplazamiento

55


H2SO4 + Cu → CuSO4 + H2 Reacción de Síntesis o combinación

NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 Reacción de descomposición

SO2 + O2 → SO3 Reacción de intercambio o doble desplazamiento

CONCLUSIONES








práctica.







Retroalimentación


56


PRACTICA No. 8. ESTEQUIOMETRIA - REACTIVO LÍMITE

Tipo de practica






Propósito(s)

Conceptualizar el significado de Reactivo Limitante de una reacción química.

OBJETIVO GENERAL

Determinar las relaciones estequiométricas molares de los reactantes de una reacción química, estableciendo con esto el reactivo

limitante de la misma.

Meta(s)

Que el estudiante pueda balancear una ecuación química

Qué el estudiante sea capaz de calcular el reactivo limitante en una reacción y la cantidad de producto resultante en un problema donde se dan datos de dos de los reactivos.

57


Competencia(s)

Los estudiantes deben poder identificar, interpretar y argumentar sobre reactivo límite y reactivo en exceso en una reacción química.


En un cambio químico los reactantes reaccionan en relaciones estequiométricas molares. Es por esto que cuando la cantidad molar de uno de los reactantes se agota la reacción no prosigue. Esta sustancia se conoce con el nombre de reactivo límite o limitante. Las cantidades de los demás reactantes se encuentran en exceso.

Las evidencias de ocurrencia de una reacción química son: formación de gases; cambios de color, formación de precipitados, cambios de pH; calentamiento o enfriamiento.


En este trabajo se observarán las cantidades de carbonato de plomo (II), PbCO3, que se formarán como precipitado en la reacción del nitrato de plomo (II) Pb(NO3)2, con carbonato de sodio Na2CO3. La dependencia de las cantidades de PbCO3 formado a partir de las cantidades molares iníciales de los reactantes se determinará gráficamente.



2 Pipetas (10 mL)

Gradilla

16 tubos de ensayo

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Pb(N03)2 0.25 M

Na2C03 0.25 M




PRECAUCIÓN

No vierta las soluciones de plomo en el desagüe.

Metodología


Ecuación química Cálculos estequiométricos

FORMA DE TRABAJO.


PROCEDIMIENTO.

1. En tubos separados mida las cantidades de soluciones según la siguiente tabla:

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Tabla 9. Cantidades de reactivo por tubo

Tubo de ensayo

VolumenPb(NO3)2 0.25M

(mL)

VolumenNa2CO3 0.25M

(mL)1 0.5 7.52 1.0 7.03 2.0 6.04 3.0 5.05 5.0 3.06 6.0 2.07 7.0 1.08 7.5 0.5

2. Mezcle, los contenidos de los tubos, según la numeración. Siempre en pares. Vierta el volumen mayor en el menor. Después de mezclar agite unos segundos el tubo, sin colocar el dedo en la boca del tubo. Deje reposar el tubo 10 minutos más.

3. Mida la altura del precipitado de carbonato de plomo PbCO3 en cada tubo. Registre esta altura en mm. Complete la siguiente tabla:

Tabla 10. Resultados experimentales práctica 8

Tubo de

ensayo

Volumen

Pb(NO3)

2 0.25M

(mL)

Volumen

Na2CO3

0.25M

(mL)

Altura del precipitad

o

(mm)

Moles de

Pb(NO3)

2 0.25M

Moles de

Na2CO

3

0.25M

Moles de PbCO3

producidos

Reactivo

Límite

12345678

60


4. A partir de los resultados determine el reactivo limitante.

CÁLCULOS

1. Determine los moles de Pb(NO3)2 y Na2CO3 en cada tubo

2. Dibuje una gráfica: altura del precipitado (eje y) de cada tubo contra el número de cada tubo (eje x)

3. Dibuje una segunda gráfica: altura del precipitado (eje y) contra el número de moles de Pb(NO3)2 y el correspondiente número de moles de Na2CO3 (eje x).

4. Establezca el reactivo límite en cada tubo, realice los cálculos necesarios.



PREGUNTAS

1. ¿Que propiedad de la reacción química controló la altura del precipitado del tubo 1 al 4?

2. ¿Cual fue el factor que controló la altura del precipitado del tubo 5 al 8?3. ¿Cuando se mide la altura del precipitado que propiedad del precipitado se

esta midiendo?

CONCLUSIONES






61




práctica.




Respuestas a las preguntas (cuestionarios)



Retroalimentación


62


PRACTICA No. 9. ESTEQUIOMETRIA DE REACCIONES QUE INVOLUCRAN GASES Y SOLUCIONES

Tipo de practicaPresencial X Autodirigida RemotaOtra ¿Cuál





Propósito(s)

Conceptualizar cálculos estequiométricos en reacciones químicas que involucren gases y soluciones acuosas.

OBJETIVO GENERAL

Generar CO2 a partir de una reacción, determinando la cantidad de gas que se puede obtener.

Meta(s)

Que los estudiantes adquieran destreza para realizar cálculos estequiométricos

Competencia(s)

Adquirir la habilidad para interpretar y expresar con claridad y precisión informaciones, datos y argumentaciones, que les dará la posibilidad de seguir aprendiendo a lo largo de la vida, tanto en el ámbito escolar o académico como fuera de él.

63



Los estudiantes deben investigar la teoría en el módulo y en otros textos de Química sobre cálculos estequiométricos, cálculos de concentración de soluciones acuosas, especialmente Molaridad y cálculos de volúmenes de gases




Probeta 250mLTubo con desprendimiento lateral y mangueraTapón de cauchoPipeta 5mLEspátulaVaso de precipitados de 100mLVaso de precipitados de 1LBalanzaCarbonato de calcio (CaCO3) Acido clorhídrico (HCl)




Metodología


Cálculos que involucran gases y soluciones

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FORMA DE TRABAJO.


PROCEDIMIENTO.

1. En un tubo con desprendimiento lateral unido a una manguera cuyo extremo va dentro de una probeta llena de agua colocada boca abajo sobre la cubeta también con agua (ver figura 4), colocar 1mL de una solución de ácido clorhídrico concentrado.

2. Tomar la temperatura y la presión ambiente del laboratorio en el que se realiza la experiencia (p.ej.: en Bogotá la presión es 560mmHg).

3. Verter sobre el tubo 0,1g de CaCO3, sin que este haga contacto con el HCl añadido antes de tapar herméticamente el tubo (puede colocar el carbonato dentro de un papel con el tubo ligeramente inclinado).


Figura 4. Montaje necesario para la práctica 9

4. Tapar el tubo con un tapón herméticamente.

5. Dejar mezclar los reactivos.

65


6. Una vez que empiece a desplazar el gas, este se va recogiendo en la probeta, que previamente se ha llenado con agua y está invertida en la cubeta. El gas es CO2.

7. Leer el volumen recogido de CO2 (para esto es necesario determinar el volumen inicial de aire contenido en la probeta).

8. Registre sus observaciones y resultados.

9. Repita el procedimiento variando la cantidad de CaCO3 que vierte, hágalo también con 0,2g y 0,3g por separado.

CÁLCULOS

1. ¿Cuál es la reacción que tuvo un mayor rendimiento en la generación de CO2?

2. ¿Determine el número de moles y de gramos de CO2 obtenidos en cada caso?

3. Calcule los gramos de CaCO3 que reaccionaron

4. ¿Qué cantidad de HCl puro se empleó (en moles)?

5. Suponiendo que el rendimiento de la reacción fue del 60%, ¿cuánto HCl puro se empleó (en moles)?



PREGUNTAS

1. ¿Por qué el gas se ubica en la parte superior de la probeta?

2. ¿A que hacen referencia las condiciones normales (CN) de un gas?

3. ¿Qué es volumen molar?

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OPCIONAL

Determinar la concentración de carbonato en una sustancia que lo contenga.

1. Averiguar que sustancias de su entorno contienen carbonato de calcio o de sodio

2. Llevar al laboratorio una de ellas para determinarle el porcentaje de pureza (en carbonato de sodio o calcio), utilizando el procedimiento anterior

CONCLUSIONES








práctica.







Retroalimentación


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7. FUENTES DOCUMENTALES

REFERENCIAS

MUÑOZ C., José y MALDONADO S., Luis A. Modulo de Química General. UNAD, Bogotá. 2001.

CIBERGRAFÍA

Práctica 1Normas de seguridadhttp://www.iespana.es/biolocos/ts/manual2.htm

Práctica 2Laboratorio virtualEnlace de google, Principio de Arquímedes, y clic en densidad de un sólido:http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/fluidos/estatica/aerometro/aerometro.htm#Medida%20de%20la%20densidad%20de%20un%20sólido

Práctica 3Laboratorio virtual. Ley de Charleshttp://personal.telefonica.terra.es/web/jpc/gases/ley_charles.html

Determinación del cero absoluto y práctica de la ley de Gay Lussachttp://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/estadistica/otros/cero/cero.htm#La%20escala%20Kelvin%20de%20temperaturas

Práctica 4Preparación de solucioneshttp://www.juntadeandalucia.es/averroes/iesgaviota/fisiqui/practicasq/node8.htmlhttp://usuarios.lycos.es/ifob/preparacion_de_disoluciones.htm

Video sobre preparación de soluciones http://www.youtube.com/watch?v=ev3wTXmL-l8 (Enlace suministrado por la tutora Nira Díaz del CEAD de Acacías), Práctica 5Propiedades coligativasDeterminación de la masa molar a partir del descenso del punto de solidificación

http://www.fi.uba.ar/materias/6302/TP4.pdf Práctica 6

http://pdf.rincondelvago.com/determinacion-del-ph.htmlPráctica 7

http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=54&l=sPrácticas 8 y 9Teoría sobre estequiometria

http://www1.ceit.es/Asignaturas/quimica/Curso0/estequiometr%C3%ADa.htm

68

http://www1.ceit.es/Asignaturas/quimica/Curso0/estequiometr%C3%ADa.htm

http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=54&l=s

http://pdf.rincondelvago.com/determinacion-del-ph.html

http://www.fi.uba.ar/materias/6302/TP4.pdf

http://www.youtube.com/watch?v=ev3wTXmL-l8

http://usuarios.lycos.es/ifob/preparacion_de_disoluciones.htm

http://www.juntadeandalucia.es/averroes/iesgaviota/fisiqui/practicasq/node8.html

http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/estadistica/otros/cero/cero.htm#La%20escala%20Kelvin%20de%20temperaturas

http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/estadistica/otros/cero/cero.htm#La%20escala%20Kelvin%20de%20temperaturas

http://personal.telefonica.terra.es/web/jpc/gases/ley_charles.html



http://www.iespana.es/biolocos/ts/manual2.htm


ANEXO 1.

REQUISITOS PARA REALIZACIÓN DE LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL

Para asistir al laboratorio se deben cumplir algunas normas:

1. Inscribirse al laboratorio, los primeros días del periodo académico , en su respectivo CEAD o CERES (las estudiantes en estado de embarazo no deben inscribir cursos metodológicos porque no se permite asistir a los laboratorios).

2. Asistencia obligatoria

Cumplir el horario establecido (El laboratorio se realiza en tres sesiones) :

Ejemplo: En el JAG de Bogotá existen dos modalidades:o Tardes. Tres (3) sesiones: 2 pm a 8 pm

o Fines de semana: dos (2) sesiones Sábado 7 am – 7 pm

Una sesión (1) Domingo 7 am – 1 pm3. Llevar al laboratorio, a todas las sesiones:

Blusa blanca

Cinta de enmascarar

Fósforos

Churrusco delgado para lavar frascos

Trapo para limpiar el mesón

Detergente (poca cantidad)

Toallas de papel y jabón para las manos

Guantes de cirugía

Papel milimetrado

Regla, lápiz

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4. Preparar un preinforme que contenga

Número de la PrácticaTítulo de la PrácticaObjetivosMapa conceptual sobre la teoría de la práctica,.Procedimiento en diagrama de bloques. Referencias.

Materiales que deben llevar a cada sesión.

Primera SesiónPrácticas 1,2 y 3

Además de lo solicitado en los numerales 3 y 4 de este anexo, Llevar (por cada pequeño grupo de laboratorio) aprox. 100 g. metales de tamaño pequeño, por ejemplo: puntillas pequeñas (acero), pedacitos de plomo, de cobre.

Segunda sesión

Prácticas 4, 5 y 6 Además de lo solicitado en el numeral 4 de este anexo, Llevar al laboratorio (una por grupo colaborativo, de acuerdo a lo que le indique su tutor de laboratorio):

100g de sal de cocina (ojalá Refisal o similar, que sea refinada); Diferentes sustancias caseras (aproximadamente 100 ml de cada una) a las que se les pueda determinar el pH, entre ellas:

Leche de magnesia, Alka zeltser, sal de frutas, gaseosa incolora, leche, vinagre, blanqueador, jugo de limón, de naranja, u otra que deseen determinarle el pH.

Tercera sesión

Prácticas 7, 8 y 9Además de lo solicitado en el numeral 4 de este anexo,

Llevar alguna sustancia que contenga carbonatos, ejemplo: cáscara de un huevo, bicarbonato, alka zeltser, pastillas de carbonato de calcio, etc.

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ANEXO 2

GUÍA PARA LA PRESENTACIÓN DE PREINFORME E INFORME DE LABORATORIO

Los informes de laboratorio tienen como objetivo principal comunicar los resultados de un estudio experimental a otras personas.. En el caso del laboratorio de química, el estudiante debe demostrar que ha hecho la conexión entre los conceptos aprendidos en el curso y la aplicación que ha realizado en el laboratorio. Para que el informe tenga un estilo y apariencia atractivos que invite a leerlo utilice estilos y tamaños de letra apropiados, márgenes adecuados, use espacio y medio entre líneas.

El preinforme de Laboratorio debe contener las primeras secciones del informe: Portada, Número y nombre de la práctica, objetivos, introducción, marco teórico y procedimiento (en diagrama de flujo)

El Informe de Laboratorio debe poseer como mínimo las siguientes secciones:

• Portada: La portada debe contener, Nombre de la Institución, Nombre del curso, Prácticas realizadas, Número de Grupo de Laboratorio, Número de grupo colaborativo (de laboratorio, no del aula), nombres de los integrantes del grupo colaborativo (de laboratorio, no del aula), Tutor del curso, fecha de realizado el experimento, fecha de entrega del informe, Ciudad donde realizó la práctica.

Cada práctica debe contener:

• Número y Nombre de la práctica

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• Objetivos – En dos o tres oraciones se explica los objetivos del experimento. Es importante presentar claramente los objetivos ya que como parte de la conclusión se debe discutir si éstos se alcanzaron.

• Marco teórico – En esta sección se presenta de manera ordenada y coherente aquellos conceptos fundamentales necesarios para entender los fundamentos del experimento realizado. Esta sección debe incluir las ecuaciones que se van a utilizar y una explicación de cómo se utiliza la data colectada en el experimento para hacer los cálculos de las propiedades que se van a determinar.

• Procedimiento – En esta sección se describe el equipo utilizado y el procedimiento, el procedimiento debe ser lo suficientemente claro como para que otro estudiante pueda usarlo de guía para realizar el experimento (es aconsejable utilizar un diagrama de flujo para describirlo).

Recuerde incluir “los cambios de última hora”. Y mencionan precauciones particulares para ese experimento.

• Datos Experimentales – En esta sección se presentan de forma organizada los datos obtenidos en el laboratorio, sin haberles hecho ningún tipo de conversión o cálculo. Puede utilizar el formato de presentación que crea más apropiado. Es importante utilizar el número correcto de cifras significativas en cada valor reportado así como su incertidumbre (ejemplo, la masa de una pastilla de ácido benzoico medida en una balanza analítica podría ser 1.009 ±0.001). El número de cifras significativas dependerá de la precisión del instrumento utilizado para hacer las medidas. Recuerde que las cifras significativas incluyen un último dígito incierto.

• Ejemplos de Cálculos – En esta sección incluya un ejemplo de todos los cálculos utilizando uno de sus conjuntos de datos. Incluya las unidades en todos los valores numéricos.

• Resultados – Presente los resultados en el orden en que fueron calculados y obtenidos, de manera organizada. Por lo general se utilizan tablas cuando los cálculos son repetitivos para una o más variables independientes. Todas las tablas y figuras deben tener un número de referencia, ejemplo. Figura 1, Tabla I, etc.

• Gráficas – Todas las gráficas deben tener un título completo que describa lo que se presenta en la misma incluyendo el sistema (ejemplo, determinación de la

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densidad del plomo (calculado de la relación masa vs volumen). Los ejes de las gráficas deben estar rotulados incluyendo la propiedad y las unidades utilizadas (ejemplo, Temperatura (K)). Debe seleccionarse la escala de los ejes de manera que la gráfica presentada (línea o curva) cubra la mayor parte del espacio.

• Tablas – Las tablas son muy útiles para presentar grandes cantidades de datos o resultados, especialmente cuando los resultados guardan una relación entre sí. Por ejemplo, si a un líquido puro se le mide la masa y el volumen en múltiples ocasiones y con estos valores se calcula la densidad, entonces es conveniente presentar todos estos resultados en una misma tabla. Recuerde que todas las tablas deben tener un título y un número. Debe especificarse en la parte superior de las columnas la cantidad que se está tabulando, las unidades y la incertidumbre de los valores tabulados.

• Análisis y discusión de resultados – La discusión es la parte más importante del Informe de Laboratorio ya que en ella el estudiante demuestra que tiene dominio del experimento realizado y de los principios en los cuales éste está basado (Por ejemplo La discusión debe centrarse en una explicación del comportamiento observado para el sistema estudiado utilizando como fundamento para estas explicaciones la determinación del volumen en sólidos irregulares por desplazamiento de un líquido). En la discusión no sólo se analizan los resultados sino que se discute las implicaciones de los mismos. Se pueden utilizar en la discusión comparaciones con sistemas similares como una manera de validar los resultados observados. En el caso de que se estudien dos o más sistemas, se debe discutir las razones para las diferencias o similitudes observadas. Es importante además discutir las limitaciones del diseño del experimento y la propagación de error en las ecuaciones utilizadas. Haga siempre una búsqueda de valores reportados en la literatura para compararlos con los valores obtenidos en el experimento. Sin embargo recuerde que los valores de la literatura son el resultado de otros experimentos y no deben tomarse como verdaderos. Por lo tanto, calcule y reporte un por ciento de diferencia y no un por ciento de error. Debe presentar en la sesión de referencias la fuente de donde obtuvo los valores teóricos.

• Cuestionarios. Responder las preguntas de los cuestionarios que se incluyen el la práctica

• Conclusión – En esta sección se resumen brevemente los aspectos más importantes de los objetivos del experimento. Además se discute brevemente la importancia del experimento.

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• Referencias – Debe incluir todas las referencias utilizadas y citadas a través del informe. Existen muchos estilos para citar referencias utilizar el mismo estilo en todo el informe (sea consistente). Un estilo usado frecuentemente es el estilo de la A.P.A. (Amerincan Psychological Association) sobre el cual puede obtener información en el siguiente enlace: http://www.capitalemocional.com/apa.htm.

2. Algunas normas para la redacción del informe (2)

Un pensamiento debidamente elaborado, abre la puerta a una expresión también

debidamente elaborada.

Al ser el medio escrito una forma de comunicación dentro del ambiente científico, es necesario que el estudiante se entrene en su redacción. El informe de laboratorio no es una carga adicional al trabajo experimental, él es una comprobación de su dominio del tema, su conocimiento sobre el desarrollo del trabajo y de su capacidad selectiva y organizativa.

Debe cuidar su claridad, precisión y concisión, respetando las normas del idioma español. Debe buscar que su escrito tenga mérito científico y literario.

Para facilitar esa redacción se le sugiere tener en cuenta las siguientes recomendaciones:

a) Tenga en cuenta los objetivos previstos y escriba las principales ideas en la forma en que vayan apareciendo y deje espacios en blanco para concretar aspectos, reforzar ideas o ampliar información.

b) Escriba siempre en tercera persona y elimine los pronombres personales cuando quiera indicar sus propios aportes.

c) Verifique permanentemente los tiempos de los verbos; como se trata del reporte de un trabajo ya realizado, éstos deben estar en tiempo pasado.

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d) En las descripciones se debe escudriñar y detallar la estructura misma de los hechos y objetivos para dejarlos en forma clara y precisa, eliminando lo vano y metafórico, haciendo uso adecuado de las palabras y evitando el exceso de las mismas dentro de un mismo párrafo empleando los sinónimos adecuados.

e) La claridad que se tenga sobre el material que escribe permite la correcta comprensión e interpretación del mensaje por parte del lector. Un escrito ininteligible indica un pensamiento confuso e imperfecto y con profundos vacíos conceptuales por parte de quien lo escribe.

f) Al escribir tenga en cuenta a su lector, no crea que él lo sabe todo o es un neófito en el tema; déle los elementos necesarios para que lo pueda comprender e interpretar, como usted desea que el entiendan su escrito. Seleccione adecuadamente el material y sea equilibrado en el empleo del lenguaje técnico; entregue un mensaje completo y coherente en cada una de sus partes y entre ellas.

g) Organice el material en forma sistemática, secuencial y que mantenga la coherencia interna (relaciones entre frases, entre párrafos y entre los de análisis y los que contienen las conclusiones). Permita a su lector le siga mentalmente en la forma como obtuvo sus resultados (cuáles fueron los supuestos teóricos usados, qué métodos empleó para su comprobación, qué resultados obtuvo, cómo los evaluó, cómo resolvió el problema, cómo se pueden aplicar a otros problemas semejantes).

Referencia Bibliográfica

1. Cruz, Astri J. Preparación de informes de laboratório. Departamento de Química, Recinto Universitario de Mayagüez. Universidad de Puerto Rico

URL: http://blogs.uprm.edu/quim4101/guias-para-la-preparacion-de-informes-de-laboratorio/

2. Guerrero, José H. (2005). Módulo Química Orgánica. UNAD. Bogotá Colombia

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http://blogs.uprm.edu/quim4101/guias-para-la-preparacion-de-informes-de-laboratorio/

http://blogs.uprm.edu/quim4101/guias-para-la-preparacion-de-informes-de-laboratorio/

guia componente practico quimica general 2014

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