guia de prácticas ing civil

Química General - Laboratorio

Ing. Víctor A. Campos Linares Período 2015-20

1

GUÍA DE PRÁCTICAS DE

QUÍMICA GENERAL

ING. CIVIL

ALUMNO(A):…………………………………………

DÍA:………………………HORA:…..…….....……



2

........................................................................................04

Normas de seguridad e higiene en el laboratorio de química.................................05

PRIMERA PARTE

SEMINARIO Nº 01. Nomenclatura inorgánica de compuestos binarios

SEMINARIO Nº 02. Nomenclatura inorgánica de compuestos ternarios

PRÁCTICA Nº 01 (Semana 03)

Reconocimiento y manipulación de materiales y equipos de laboratorio.


Propiedades físicas de la materia.


Separaciones físicas.


Conductividad eléctrica y solubilidad.

SEMINARIO Nº 03. (Semana 07). Hoja de ejercicios para el Examen Parcial

SEGUNDA PARTE


Reacciones químicas.


Reacciones redox.


Rendimiento porcentual de una reacción química.


Preparación de soluciones.


Análisis de aguas.

A. Determinación de la dureza total en el agua.

B. Determinación de sólidos totales.


Determinación del pH.

SEMINARIO Nº 04. (Semana 15). Hoja de ejercicios para Evaluación Final.



4

PRÓLOGO

Este manual nace con la idea de ser un texto de apoyo al trabajo

experimental de la asignatura de Química General que se imparte en la Escuela

Profesional de Ingeniería Civil. En él los estudiantes encontrarán un abanico de

prácticas que les permitirá adquirir experiencia en las situaciones más

habituales de la vida diaria.

Cada una de las prácticas descritas en este manual está estructurada en

08 partes: en primer lugar, las capacidades que se pretenden alcanzar con el

desarrollo de la práctica. Tras ellos se incluye un breve y conciso fundamento

teórico del por qué se va a realizar. A continuación, se enumera el material,

equipo y reactivos necesarios para realizar el experimento. Seguidamente se

detalla el procedimiento experimental y luego se presenta un informe con un

apartado de cálculos y resultados donde el alumno anota todos los resultados

obtenidos. Luego elabora las conclusiones, responde a un cuestionario y escribe

toda la bibliografía consultada para elaborar su informe.

También se ha incluido a manera de introducción un capítulo de seguridad

en el laboratorio y procedimientos de actuación en caso de accidente que es

conveniente leer antes de iniciarse en el trabajo propiamente dicho.

Al final del manual se ha incluido un apéndice con hojas de ejercicios

relacionadas con la parte teórica de la asignatura, así como una tabla de

conversiones de unidades y otra con las masas atómicas de los principales

elementos.

Normas de Seguridad


5

NORMAS DE SEGURIDAD E HIGIENE EN EL

LABORATORIO DE QUÍMICA

Normas referentes a las instalaciones

1. Las ventanas y puertas han de abrir adecuadamente, ya que en caso de humos

excesivos es necesaria la máxima ventilación y en caso de incendio, la mínima.

2. Las mesas, sillas taburetes, suelos, etc., y el mobiliario en general deben estar en

buen estado para evitar accidentes.

3. Los grifos de agua y los desagües no deben tener escapes que hagan resbaladizo el

suelo y pudran la madera. Los desagües deben permitir bien el paso de agua.

4. Los enchufes o cables eléctricos no deben estar rotos o pelados; en caso de que sea

así deben sustituirse inmediatamente o protegerse para que no puedan tocarse.

Nunca deben ir por el suelo de forma que se puedan pisar.

5. Los armarios y estanterías deben ofrecer un almacenamiento para aparatos y

productos químicos y estar siempre en perfecto orden.

Normas personales

1. Cada grupo se responsabilizará de su zona de trabajo y de su material.

2. La utilización del mandil es muy conveniente, ya que evita que posibles derrames

de sustancias químicas lleguen a la piel.

3. Es muy aconsejable, si se tiene el pelo largo, llevarlo recogido.

4. En el laboratorio no se podrá fumar, ni tomar bebidas, ni comidas.

Normas referentes al orden

1. Las sustancias tóxicas permanecerán en armario con llave.

2. Es imprescindible la limpieza del laboratorio, de su instrumental y utensilios, así

como que esté ordenado.

3. En las mesas de laboratorio o en el suelo, no pueden depositarse prendas de

vestir, apuntes, etc., que pueden entorpecer el trabajo.

Normas referentes a la utilización de productos químicos

1. Antes de utilizar un determinado compuesto, asegurarse bien de que es el que se

necesita; para ello leeremos, si es preciso un par de veces, el rótulo que lleva el

frasco.

2. Como regla general, no coger ningún producto químico. El profesor los

proporcionará.

3. No devolver nunca a los frascos de origen los sobrantes de los productos utilizados

sin consultar al profesor.

4. Es de suma importancia que cuando los productos químicos de desecho se viertan

en las pilas de desagüe, aunque estén debidamente neutralizados, enseguida

circule por el mismo abundante agua.

5. No tocar con las manos, y menos con la boca, los productos químicos.

6. No pipetear con la boca los productos tóxicos. Utilizar la bomba manual o una

bombilla de succión.

7. Los ácidos requieren un cuidado especial. Cuando queramos diluirlos, nunca

echaremos agua sobre ellos; siempre al contrario, es decir, ácido sobre el agua.

8. Los productos inflamables no deben estar cerca de fuentes de calor, como estufas,

hornos, radiadores, etc.

Normas de Seguridad


6

9. Cuando se vierta cualquier producto químico debe actuarse con rapidez, pero sin

precipitación.

10. Si te cae cualquier ácido o producto corrosivo, lávate inmediatamente con mucha

agua y avisa al profesor.

11. Al preparar cualquier disolución, se colocará en un frasco limpio y rotulado

convenientemente.

Normas referentes a la utilización del material de vidrio

1. Cuidado con los bordes y puntas cortantes de tubos u objetos de vidrio. Alisarlos al

fuego. Mantenerlos siempre lejos de los ojos y de la boca.

2. El vidrio caliente no se diferencia a simple vista del vidrio frio. Para evitar

quemaduras, dejarlo enfriar antes de tocarlo (sobre ladrillo, arena, planchas de

material aislante).

3. Las manos se protegerán con guantes o trapos cuando se introduzca un tapón en

un tubo de vidrio.

Normas referentes a la utilización de balanzas

1. Cuando se determinen masas de productos químicos con balanzas, se colocará un

papel o "luna de reloj" para evitar el ataque de los platos por parte de sustancias

corrosivas.

2. Se debe evitar cualquier perturbación que conduzca a un error, como vibraciones

debidas a golpes, aparatos en funcionamiento, soplar sobre los platos de la

balanza, etc.

Normas referentes a la utilización de gas

1. El uso del gas butano requiere un cuidado especial: si se advierte su olor, cerrar la

llave y avisar al profesor.

2. Si se vierte un producto inflamable, córtese inmediatamente la llave general de gas

y ventilar por un largo tiempo el local.

Sustancias químicas peligrosas

Las sustancias químicas se clasifican, en función de su peligrosidad, en:

Explosivos

Sustancias y preparados que pueden explosionar bajo el efecto de una llama.

Comburentes.

Sustancias y preparados que, en contacto con otros, particularmente con los

inflamables, originan una reacción fuertemente exotérmica.

Extremadamente inflamables

Sustancias y productos químicos cuyo punto de ignición sea inferior a 0°C, y su

punto de ebullición inferior o igual a 35°C.

Fácilmente inflamables

Se definen como tales:

Sustancias y preparados que, a la temperatura ambiente, en el aire y sin aporte de

energía, puedan calentarse e incluso inflamarse.

Sustancias y preparados en estado líquido con un punto de ignición igual o

superior a 0°C e inferior a 21°C.

Normas de Seguridad


7

Sustancias y preparados sólidos que puedan inflamarse fácilmente por la acción

breve de una fuente de ignición y que continúen quemándose o consumiéndose

después del alejamiento de la misma.

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

normal.

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

desprendan gases inflamables en cantidades peligrosas.

Inflamables

Sustancias y preparados cuyo punto de ignición sea igual o superior a 21°C e

inferior a 55°C.

Muy tóxicos

Sustancias y preparados que por inhalación, ingestión o penetración cutánea

puedan entrañar riesgos graves, agudos o crónicos, e incluso la muerte.

Nocivos


puedan entrañar riesgos de gravedad limitada.

Corrosivos

Sustancias y preparados que en contacto con los tejidos vivos puedan ejercer sobre

ellos una acción destructiva.

Irritantes

Sustancias y preparados no corrosivos que por contacto inmediato, prolongado o

repetido con la piel o mucosas pueden provocar una reacción inflamatoria.

Peligrosos para el medio ambiente

Sustancias y preparados cuya utilización presente o pueda presentar riesgos

inmediatos o diferidos para el medio ambiente.

Carcinógenos


puedan producir cáncer o aumento de su frecuencia.

Teratogénicos


puedan inducir lesiones en el feto durante su desarrollo intrauterino.

Mutagénicos


puedan producir alteraciones en el material genético de las células.

Algunas de estas sustancias se reflejan en el etiquetado de los productos químicos

mediante un símbolo o pictograma, de manera que se capte la atención de la

persona que va a utilizar la sustancia.

Normas de Seguridad


8


9

SEMINARIO N° 01 Y 02

FUNCIONALIDAD Y NOMENCLATURA INORGÁNICA

1.- Función química: Conjunto de sustancias que poseen estructura y propiedades químicas

similares; por ejemplo:

Óxidos: MgO, Na2O, Cl2O7, etc.

Hidróxidos: LiOH, Ca(OH)2, Al(OH)3, etc.

Ácidos: HCl, H2SO4, HNO3, etc.

Sales: NaCl, FeSO4, AlPO4, etc.

Hidruros: KH, CH4, CaH2, etc.

2.- Número o estado de oxidación: Es el número de electrones que gana o pierden los

elementos para formar un compuesto; así:

Fe3+

+ O2-

Fe2O3

3.- Estados de oxidación de los principales elementos: Existe una correlación definida

entre los números de oxidación y los grupos donde están ubicados los elementos en la

tabla periódica; así:

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA

Li Be B C N S Cl

Na Mg Al Si P Te Br

K Ca I

Ba +4,+2 +5,+3,+1 +6,+4,+2 +7,+5,+3,+1

+1 +2 +3 - 4 - 3 - 2 - 1

Otros metales de interés:

Ag Cd, Zn Cu, Hg Au Fe, Co, Ni Sn, Pb

+1 +2 +1, +2 +1, +3 +2, +3 +2, +4

Casos especiales:

Mn +2 +3 +4 +6 +7

Metal No metal

Cr +2 +3 +6

Oxígeno -2 O

2- En la mayoría de compuestos

-1 O2-

2 En los peróxidos

Hidrógeno +1 H

+ En la mayoría de los compuestos

-1 H- En los hidruros metálicos

4.- Reglas para asignar estados de oxidación:

a) Los elementos libres o sin combinar tienen el cero, como estado de oxidación; ejemplo:

Na, Fe, Ca, B, Al, Cl2, O2, N2, Br2, I2, S8, etc.

b) La suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos de un compuesto

neutro es igual a cero; ejemplo:

Determine el estado de oxidación del elemento subrayado, Mg3(PO4)2

(3)(+2) + (2)(X) + (8)(-2) = 0

X= +5 (Estado de oxidación del P)


10

c) La suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos que forman un

IÓN igual a la carga del ión; ejemplo:

Determine el estado de oxidación del elemento subrayado, (Cr2O7)2-

(2)(X) + (7)(-2) = -2

X = +6 (Estado de oxidación del Cr)

5.- Nomenclatura:

a) Tradicional:

Para los E. de O. positivos

04

Estados

de

oxidación

Per…ico 03

Estados

de

oxidación

Ico 02

Estados

de

oxidación

ico 01

Estado

de

oxidación

ico ico Oso

oso Hipo…oso oso

Hipo…oso

Ejemplos:

Ni2O3 Óxido niquélico

Cl2O7 Anhidrido perclórico

Para los E. de O. negativos se utiliza la terminación URO; por ejemplo en los

aniones:

Br- Ión bromuro I

Ión yoduro

Cl- Ión cloruro N3-

Ión nitruro

F - Ión fluoruro S

2-

Ión sulfuro

H- Ión hidruro O

2-

Ión óxido

Ejemplos:

Ca3N2 Nitruro de calcio o nitruro cálcico

Al2S3 Sulfuro de aluminio o sulfuro alumínico

b) Stock: Uso de los números romanos, que se obvia cuando el elemento tiene un solo

estado de oxidación; ejemplo:

Fe2O3 Óxido de hierro (III)

CaO Óxido de calcio

Cu(OH) Hidróxido de cobre (I)

c) Sistemática: Uso de los prefijos de cantidad; así:

mono di tri tetra penta hexa hepta octa nona deca

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Ejemplos:

Fe2O3 Trióxido de dihierro

Li2O Monóxido de dilitio

CO2 Dióxido de carbono

Cl2O5 Pentóxido de dicloro

SF6 Hexafluoruro de azufre

SO2 Dióxido de azufre

Materiales y Equipos de Laboratorio


19

6.- Compuestos binarios:

a) Óxidos metálicos

b) Óxidos no metálicos

c) Peróxidos

d) Ácidos hidrácidos

e) Sales (haloideas y de los ácidos hidrácidos)

f) Hidruros (metálicos y no metálicos)

7.- Compuestos ternarios:

a) Hidróxidos

b) Ácidos oxácidos

c) Sales oxisales



20

PRÁCTICA N° 01

RECONOCIMIENTO Y MANIPULACIÓN DE MATERIALES Y

EQUIPOS DE LABORATORIO

I. CAPACIDADES:

a) Reconoce los materiales y equipos que se usan en un laboratorio de Química.

b) Manipula y utiliza apropiadamente los materiales y equipos de laboratorio.

c) Mide con precisión masas y volúmenes de diferentes muestras.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO:

Los experimentos realizados durante el desarrollo de una práctica de laboratorio

constituyen una oportunidad para familiarizarse con los hechos y leyes que rigen

el desarrollo de las ciencias químicas, conlleva a realizar mediciones de masa de

objetos y reactivos con poca o rigurosa precisión, utilizando para ello diferentes

tipos de balanza.

También se efectúan mediciones de volúmenes de líquidos en forma aproximada o

con mayor precisión y por último también mediciones de propiedades físicas y

químicas con la ayuda de materiales auxiliares y equipos de laboratorio, acoplados

adecuadamente.

La exactitud se refiere a la proximidad entre un valor medido y un valor correcto y

la precisión se refiere a la cercanía entre valores medidos; idealmente, todas las

mediciones deberían ser exactas y precisas.

Descripción de los principales materiales y equipos de laboratorio

a) Para medición de masa

Debemos conocer claramente la diferencia de los conceptos de masa y peso. Masa

es una medida de cantidad de materia invariable, y el peso que corresponde a la

atracción gravitacional está sujeto a la variación geográfica, con la altitud y la

latitud. Se relacionan por la expresión conocida:

W= m.g = masa x aceleración de la gravedad (9,81 m /seg2)

En el laboratorio de química, se pueden encontrar varios tipos de balanzas que

pueden ser mecánicas o eléctricas.

Balanza de triple brazo : Sensibilidad = ± 0,1

Balanza de dos platillos : Sensibilidad = ± 0,1 g

Balanza de precisión : Sensibilidad = ± 0,001 g

Balanza analítica : Sensibilidad = ± 0,0001 g

b) Para medición de volúmenes

Para la determinación de volúmenes líquidos se usan diferentes instrumentos de

vidrio.



21

Menisco: La superficie de un líquido no es horizontal, puede ser cóncava o

convexa.

Lectura exacta

Pipetas graduadas: Existen de diversos volúmenes de 1mL, 5mL, 10mL

Buretas: Se utilizan para realizar titulaciones.

Fiolas o matraces volumétricos: Sirven para la preparación de soluciones.

Lectura aproximada

Probeta o cilindros graduados.

Matraz Erlenmeyer.

Vaso de precipitados.

c) Equipo para la separación de mezclas

Separación líquido-líquido

Destilación.- Operación para separar los componentes de una mezcla

homogénea líquida (solución); los cuales tienen puntos de ebullición

marcadamente diferentes.

Equipo para destilación simple

- Balón Engler

- Tubo refrigerante o condensador

- Termómetro

- Vaso de precipitados

- Medio de calentamiento

Equipo para destilación por arrastre con vapor

- Matraz Erlenmeyer

- Balón Engler

- Tubo refrigerante


- Medio de calentamiento

Decantación.- Operación empleada para separar los componentes de una

mezcla líquida heterogénea.

- Embudo de decantación




22

Separación sólido – líquido

Filtración.- Es la separación de sólidos suspendidos en un líquido,

haciendo pasar la mezcla a través

de un papel de filtro.

- Papel de filtro

- Embudo simple de vidrio

- Matraz Erlenmeyer

Sedimentación.- Operación para separar sólidos suspendidos en un

líquido, al dejar en reposo la mezcla. Se realiza en los vasos de

precipitados. La fuerza gravitacional hará que los sólidos más pesados

vayan primero al fondo del recipiente y al final los livianos. Se emplea

este método para tratar muestras grandes.


- Gotero capilar

Centrifugación.- Operación que se basa en el aumento de la velocidad

de sedimentación de las partículas, incrementando la aceleración de la

gravedad, debido al aumento de la velocidad rotacional.

- Centrífuga

- Tubos de centrífuga

- Gotero capilar

Vaporización.- Operación que consiste en calentar una mezcla hasta

lograr la eliminación parcial o total del disolvente, según se requiera.

- Cápsula de porcelana

- Medio de calefacción (mechero con alcohol)

- Trípode

- Rejilla con asbesto

- Luna de reloj

d) Material para reacciones químicas

- Balón simple

- Tubos de ensayo

e) Material para calentamiento

- Mechero Bunsen

- Mechero con alcohol

- Cocina eléctrica

- Estufa

- Horno de mufla

f) Material auxiliar

- Pinzas

- Soporte universal

- Nuez

- Grapa

- Trípode

- Triángulo refractario

- Rejilla porta tubos de

ensayo

- Varilla de agitación

- Espátula



20

- Rejilla con asbesto - Luna de reloj

- Frasco lavador



20

INFORME DE PRÁCTICA Nº 01

I. CAPACIDADES:


III. DESCRIPCIÓN DE LOS MATERIALES Y EQUIPOS DE LABORATORIO:

Se sugiere dibujos hechos a mano en número de 6 a 8 por página.

a) IV. CONCLUSIONES:………………………………………………………………………….…

……………………………………………………………………………………………………..…

.……………………………………………………………………………………………………..

b) V. CUESTIONARIO:

a) ¿Cuál es la diferencia entre masa y peso?

b) ¿Qué es el menisco de un líquido? Dibuje una superficie cóncava y otra convexa

en una probeta.

c) ¿Cuál es la diferencia de exactitud y precisión?

VI. BIBLIOGRAFÍA:

Propiedades Físicas de la Materia


25

Masa (g)

Densidad = -------------------

Volumen (mL)

PRÁCTICA N° 02

PROPIEDADES FÍSICAS DE LA MATERIA

I. CAPACIDADES:

a) Determina la densidad de sólidos irregulares (Fe y Al) y de algunas sustancias

líquidas.

b) Calcula el porcentaje de error en la determinación de densidades de sustancias

conocidas.

c) Determina el punto de ebullición del etanol.

d) Compara la conductividad térmica de algunos metales.


Todas las sustancias tienen propiedades físicas que se observan, al margen de

cualquier cambio en la composición; por ejemplo: el color, la densidad, la dureza,

el punto de fusión, el punto de ebullición y la conductividad eléctrica la

conductividad calorífica y otras.

2.1. Densidad: relación que existe entre la masa (g) y el volumen (mL) que ocupa

una sustancia u objeto.

Suele expresarse en g/cm3 o g/mL para sólidos y líquidos y g/L para los gases.

Tabla de densidad de sustancias comunes

Sustancia Densidad(g/cm3) Sustancia Densidad(g/cm3)

Hidrógeno(gas) arena

CO2(gas) aluminio

corcho hierro

CH3CH2OH cobre

agua plata

magnesio plomo

sal de mesa oro

Porcentaje de error: El porcentaje de error para la densidad de muestras

sólidas y líquidos se calcula con la fórmula siguiente:

Densidad experimental – Densidad teórica

% error = x 100

Densidad teórica

2.2. Punto de ebullición:



26

2.3. Conductividad térmica:

2.4. Punto de fusión:

.

Sustancia Punto de fusión (ºC)

Agua

Plomo

III. MATERIALES:

- Probetas de 100 mL y fiolas de 10 mL

- Balanza analítica y de precisión

- Mechero con alcohol

- Alcohol, CH3CH2OH

- Trozos de Fe y Al

- Varilla de agitación

- Parafina, placas de cobre, fierro y aluminio

- Vasos de precipitados

- Termómetro

IV. PROCEDIMIENTO:

4.1. Densidad de sólidos

En la presente práctica se determinará la densidad de tres sustancias de

forma irregular (arena, gravilla y Fe), cuyos volúmenes se determinan con el

Principio de Arquímedes.

Vs= Vf - Vo

Los pasos son:

a) Pesar por separado las muestras de Fe y Al. Anotar cada lectura de

masa.

b) Agregar agua en tres probetas de 100mL hasta la línea de 60mL.

(Volumen inicial = Vi)

c) Sumergir las muestras en las probetas con agua y dar lectura al nuevo

volumen. (Volumen final = Vf)

d) Calcular el volumen de la muestra.

Volumen de muestra = Vf – Vi



27

e) Determinar la densidad de la muestra.

Peso de la muestra

Densidad de muestra (g/mL)=

Volumen de muestra

f) Cálculo del porcentaje de error. La densidad teórica se

obtiene de la tabla periódica y de la bibliografía respectiva.

4.2. Densidad de líquidos

a) Pesar la fiola de 10 mL y anotar. (mi)

b) Llenar la fiola de 10 mL con la muestra de etanol.

c) Pesar la fiola más la muestra líquida respectiva. (mf l)

d) Calcular la masa de la muestra líquida.

Masa de la muestra = masa final (mf l) – masa inicial (mi)

e) Calcular la densidad de la muestra.

Peso de la muestra

Densidad de muestra (g/mL) =

Volumen de muestra

f) Calcular el porcentaje de error con la fórmula respectiva.

4.3. Punto de ebullición

a) Armar el equipo para el experimento.

b) Colocar en un vaso de precipitados de 100 mL un volumen suficiente de

alcohol que permita mantener sumergido el bulbo del termómetro sin

topar el fondo del vaso.

c) Encender el mechero y calentar.

d) Realizar lecturas de temperatura cada 30 segundos en forma continua.

Anotar.

4.4. Conductividad térmica

a) En el extremo de cada lámina metálica (Cu, Al y Fe), impregnar unas

gotas de parafina y luego dejar secar.

b) Con la pinza adecuada coger la lámina metálica y someterlo al calor por

el extremo contrario a donde se encuentra depositada la parafina.

c) Controlar el tiempo que tarda en derretir la parafina para cada metal.

d) Hacer las comparaciones respectivas con respecto al tiempo.



28

V. CÁLCULOS Y RESULTADOS:

a) Densidad de sólidos

b) Densidad de líquidos

Muestra

Volumen

fiola

(mL)

Peso

fiola

vacía

(g)

Peso fiola

vacía +

líquido (g)

Peso de

muestra

(g)

Densidad

experimental

(g/mL)

Densidad

teórica

(g/mL)

% Error

Alcohol 10 mL

0,80

c) Diagrama del punto de ebullición del etanol.

t (seg) 0 30 60 90

T(0C)

T (°C)

t (seg)

Muestra

Masa

(g)

Volumen

inicial

(mL)

Volumen

final

(mL)

Volumen

de la

muestra

Densidad

experimental

(g/mL)

Densidad

teórica

(g/mL)

%

Error

Al

2,53

Fierro

7,86



29

d) Datos de la conductividad térmica

V. CONCLUSIONES:

VI. CUESTIONARIO:

1. Un frasco contiene 4,50 mL de un sólido metálico. La masa total del frasco y el

sólido es de 35,66 g. El frasco vacío pesa 14,24 g. Calcular la densidad del sólido.

2. Se requieren 95 g de una solución de etanol para una reacción química ¿Qué

volumen de esta solución debe medirse si se sabe que su densidad es 0,789

g/mL?

3. El peso experimental de 50 mL de gasolina es 41 g. Al calcular su densidad se

encontró un porcentaje de error de 4,52 %. ¿Cuál es el valor de la densidad

teórica?

4. La densidad del mercurio, Hg es 850 lb/pie3 y la del plomo, Pb es 11,3 g/cm3

¿Cuál de las sustancias tiene mayor densidad?

5. ¿Cuál es el punto de ebullición y de fusión del mercurio en grados Fahrenheit y en

grados kelvin?

Mercurio,

Hg

Pto. ebullición Pto. fusión

°C °F °K °C °F °K

357 -38,4

VII. BIBLIOGRAFÍA:

Muestra Tiempo (seg) Orden

Aluminio

Fierro

Cobre

Separaciones Físicas


30

PRÁCTICA N° 03

SEPARACIONES FÍSICAS

I. CAPACIDADES:

a) Diferencia los métodos de separación más comunes.

b) Propone el método de separación más adecuado para efectuar la separación de

los componentes de mezclas homogéneas o heterogéneas.


Casi toda la materia que nos rodea consiste en mezclas de sustancias. Cada

sustancia de una mezcla conserva su identidad química y por lo tanto sus

propiedades, podemos separar una mezcla en sus componentes aprovechando la

diferencia en estas sus propiedades. Así basándonos en la diferencia en las

propiedades físicas de los componentes de una mezcla, propondremos los

métodos de separación más apropiados.

Por otra parte, existen actualmente cientos de miles de sustancias químicas y es

fácil de comprender que el número de combinaciones que se pueden tener

simplemente mezclando en parejas, es ya prácticamente infinito.

Sería absolutamente imposible crear métodos para la separación de todas estas

mezclas, Sin embargo existen una serie de procedimientos más o menos generales

para hacer separaciones y entre los más comunes están:

Filtración

Sedimentación

Centrifugación

Secado

Destilación

Evaporación

Decantación

* La selección de un método en particular dependerá del problema específico que

se tenga teniendo en cuenta también que hay mezclas que en principio se pueden

separar por varios métodos.

III. MATERIALES Y REACTIVOS:

Materiales

Equipo de filtración Sedimentación: agua + arena

Equipo de evaporación Filtración: agua+ arena

Equipo de destilación simple Evaporación: agua + NaCl

Equipo de decantación Centrifugación: agua + arena

Estufa Destilación: agua + etanol

Vaso de precipitados 250mL Decantación: agua + aceite

Varilla de agitación.



31

IV. PROCEDIMIENTO:

En un vaso de precipitados de 250 mL agregar 150 mL de agua y una cantidad

adecuada de arena fina, luego agitar con la varilla de agitación. Usted determine

qué tipo de mezcla se obtiene al combinar dichos materiales.

4.1. Sedimentación

a) Verter aproximadamente la tercera parte (1/3) de la mezcla resultante en un

vaso pequeño de precipitados.

b) Dejar reposar la mezcla por 5 minutos.

c) Observar, luego separar cada componente con un gotero capilar y anotar.

4.2. Filtración

a) Armar el equipo de filtración.

b) Doblar y colocar el papel de filtro en forma adecuada, adicionando unas gotas

de agua para fijarlo al embudo.

c) Agregar con cuidado aproximadamente la mitad de lo que queda de la mezcla

original, empleando la varilla de agitación.

d) Continuar hasta efectuar la separación de toda la mezcla.

4.3. Centrifugación

a) De lo que queda de la mezcla original, añadir a un tubo de ensayo pequeño y

llevarlo a la centrífuga.

b) Colocar otro tubo con agua con igual nivel que el de la muestra para

contrapesar y deberán ser ubicados en posición diametralmente opuestos.

c) Conectar y encender la centrífuga, dejar funcionar por 2 minutos.

d) Apagar y retirar la muestra.

e) Observar y anotar.

4.4. Secado

a) Retirar el papel filtro más el residuo obtenido en la parte

b) Colocarlo en una luna de reloj.

c) Introducir en la estufa a 80 C.

d) Verificar la pérdida de la humedad en su totalidad.

4.5. Decantación

a) Armar el equipo de decantación.

b) Colocar en el embudo de decantación aprox. 50 mL de aceite y 100 mL de agua

del caño.

c) Tapar y agitar.

d) Eliminar burbujas formadas.



32

e) Dejar reposar 5 minutos y efectuar la separación cuidadosamente mediante la

apertura de la llave.

4.6. Evaporación

a) Armar el equipo de evaporación.

b) En un vaso de precipitados de 100 mL, mezclar NaCl y agua hasta su

disolución.

c) Colocar la mezcla en una cápsula de porcelana.

d) Encender el mechero y calentar hasta eliminación del líquido.

e) Apagar el mechero, observar y anotar.

4.7. Destilación

a) Instalar el equipo de destilación.

b) Verificar la conexión de agua.

c) Colocar la mezcla (alcohol más agua) en el balón Engler.

d) Encender la cocina eléctrica.

e) Controlar hasta la obtención de primera gota del líquido (vapor condensado).

f) Leer la temperatura y anotar.

g) Apagar la fuente de calor y cerrar la conexión de agua.

V. RESULTADOS:

Dibuje los equipos de separación física, debidamente ensamblados, que se

indican a continuación. Indique el nombre de las partes componentes:

a) Equipo de filtración

b) Equipo de evaporación

c) Equipo de decantación

d) Equipo de destilación

VI. CONCLUSIONES:……………………………………………………………………………….

……………………………………………………………………………………………………..



33

VII. CUESTIONARIO:

1) ¿Por qué se dice que la destilación simple es una operación de baja eficiencia?

2) ¿A qué temperatura empezaron a condensar los primeros vapores de la destilación?

Reporte la respuesta en ºC, ºK y en ºF

3) Explique la propiedad en que se basa para realizar una centrifugación,

sedimentación y una filtración.

4) Se desea obtener por separado cada uno de los componentes de las siguientes

mezclas. Indique los métodos de separación más adecuados para la obtención de

cada uno de ellos.

a) Agua –alcohol –sal

b) Azúcar – kerosene – agua

5) Identificar como verdadero (V) o falso (F) cada una de las siguientes proposiciones:

a) Para destilar los puntos de ebullición de los componentes de una mezcla tienen

cercanía .................................................................................................. ( )

b) La sedimentación, filtración y centrifugación tienen un fin similar ............ ( )

c) Al separar arena y agua se utiliza la sedimentación ................................. ( )

d) La centrifugación permite separar mezclas líquido-líquido ...................... ( )

e) Se utiliza el tubo refrigerante en la destilación .......................................... ( )

f) La cápsula de porcelana forma parte del equipo de secado ........................ ( )

g) Se destila los componentes de una mezcla heterogénea ............................. ( )

h) La sedimentación, filtración y centrifugación tienen un fin similar ............ ( )

i) Al destilar se realiza primero una condensación y luego la evaporación… ... ( )

i) El trípode forma parte del equipo de evaporación ...................................... ( )

VIII. BIBLIOGRAFÍA:

……………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………….

Conductividad eléctrica


34

PRÁCTICA Nº 04

CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA Y SOLUBILIDAD

I. CAPACIDADES:

a) Interpreta el papel de los iones en la conducción de la corriente

eléctrica.

b) Clasifica las diversas soluciones acuosas o solutos disueltos en agua de

acuerdo a sus características electrolíticas como electrolitos fuertes,

débiles y no electrolitos.

c) Explica la solubilidad de compuestos iónicos y covalentes.


2.1. Conductividad eléctrica: es la capacidad que tienen las sustancias

para conducir la corriente eléctrica; para que suceda esto, una

solución debe contener IONES (positivos y negativos).

2.2. Enlace químico: es la fuerza de carácter eléctrico que une a los

átomos para formar moléculas. Los átomos al enlazarse ganan,

pierden o comparten electrones en su capa de valencia, para llegar a

tener la configuración electrónica de un gas noble.

Fuerzas Interatómicas

- Enlace iónico: donde los metales transfieren electrones a los no

metales (mayor electronegatividad). Los compuestos iónicos fundidos

o en solución acuosa conducen la corriente eléctrica y la mayoría son

solubles en agua. Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente y

tienen alta temperatura de fusión; ejemplo: NaCl, KNO3, Al (OH)3,

LiOH.

- Enlace covalente: donde los no metales comparten sus electrones.

Los compuestos covalentes disueltos en agua encontramos que los

hay buenos, débiles y en su mayoría no conducen la corriente

eléctrica. Además algunos son miscibles, parcialmente miscibles e

inmiscibles en agua; ejemplo: HCl, HNO3, H2SO4, CH3COOH, fenol,

kerosene, petróleo, aceite, etc.

- Enlace metálico: la unión se debe a los electrones de valencia que

están deslocalizados a lo largo de todo el sólido. La movilidad de los

electrones explica por qué los metales son buenos conductores del

calor y de la electricidad; ejemplo: Ag, Cu, Fe, Al, etc.

Fuerzas Intermoleculares

- Interacción dipolo - dipolo: se presenta cuando el extremo positivo de una

molécula está cerca al extremo negativo de otra, caso especial es el puente

de hidrógeno (EPH).

- Interacción ión - dipolo: se presenta entre un ión y la carga parcial de un

extremo de una molécula polar.



35

- Fuerzas de London: se deben a la atracción del núcleo con carga positiva

de un átomo, hacia la nube electrónica de otro átomo de alguna molécula

cercana; ésta induce dipolos temporales en los átomos y moléculas.

2.3. Electrolitos: solutos que en agua se disocian (se separan en sus

iones) o ionizan (formación de iones) y que permiten el paso de la

corriente eléctrica.

- Electrolitos fuertes: permiten el paso de la corriente eléctrica con

alta intensidad.

Algunos compuestos iónicos se disocian totalmente; así:

NaOH(s) + H2O Na+(ac) + OH-

(ac)

Algunos compuestos covalentes se ionizan totalmente; así:

HNO3 + H2O H3O+ + NO3-

- Electrolitos débiles: permiten el paso de la corriente eléctrica con

baja intensidad.

Algunos compuestos covalentes se ionizan parcialmente; así:

HNO2 + H2O H3O+ + NO2-

2.4. No electrolitos: solutos que en agua o puros no conducen la

corriente eléctrica; por ejemplo: agua destilada, etanol, kerosene,

azúcar, NaCl(s), CH3OH(ac).

Tabla de ácidos fuertes y débiles

2.5. Solubilidad: es la capacidad de una sustancia de disolverse en otra.

Este hecho se explica por la naturaleza química de ambas sustancias.

Existen disoluciones de un sólido en un líquido, de un gas en líquido y

de dos líquidos; ejemplo: el azúcar en agua, el dióxido de carbono en

agua y el etanol en agua.

Ácidos

fuertes

Ácidos

débiles

Bases

fuertes

Bases

Débiles

H2SO4 CH3COOH NaOH NH3

HNO3 HNO2 LiOH CH3NH2

HClO4 HClO KOH

HI HCN Ca(OH)2

HBr HF Ba(OH)2

HCl



36

2.6. Miscibilidad: es la capacidad de un líquido para mezclarse con otro y

así formar una sola fase. Podemos decir que lo semejante disuelve a lo

semejante.

Reglas de solubilidad para compuestos iónicos comunes.

Compuestos iónicos

solubles en agua Excepciones importantes

Compuestos que contienen

NO3- Ninguna

(CH3COO)- Ninguna

Cl- Compuestos de Ag+, Hg22+ y Pb2+

Br- Compuestos de Ag+, Hg22+ y Pb2+

I- Compuestos de Ag+, Hg22+ y Pb2+

(SO4)2- Compuestos de Sr2+, Hg22+, Ba2+ y Pb2+

Compuestos iónicos

insolubles en agua Excepciones importantes

S2- Compuestos de NH4

+, los

cationes de metales alcalinos,

también Ca2+, Sr2+ y Ba2+

(CO3)2- Compuestos de NH4+ y los

cationes de metales alcalinos.

(PO4)3- Compuestos de NH4

+ y los

cationes de metales alcalinos

OH- Compuestos de los cationes de

metales alcalinos, Ca2+, Sr2+ y Ba2+

Gráficas de solubilidad con respecto a la temperatura de

diferentes sustancias en agua.



37

III. MATERIALES Y EQUIPOS:

Equipo de conductividad NaCl ( s ) y NaCl (ac ) Agua destilada

Vasos de precipitados CH3COOH (ac) Agua potable

Franela NaOH (ac) Sacarosa

Tubos de ensayo HCl (ac) Etanol

Petróleo, azufre, naftaleno, aceite.

PROCEDIMIENTO:

CONDUCTIVIDAD

4.1. Anotar en orden las disoluciones propuestas para la práctica.

4.2. Comprobar el buen funcionamiento del equipo de

conductividad, uniendo los electrodos se encenderá el foco.

4.3. Sumergir los electrodos en forma paralela en cada muestra. Si el

foco da luz, anotar si la intensidad es alta o baja en el respectivo

recuadro; si no enciende la luz indicar la intensidad como nula.

4.4. Cada vez que cambie de muestra, limpie los electrodos con la

franela.

4.5. Finalizada la parte experimental, desconectar el equipo de

conductividad eléctrica y en su mesa procesar toda la

información.

SOLUBILIDAD

4.1. En nueve tubos de ensayo preparar las siguientes mezclas:

Cloruro de sodio – agua

NaCl – petróleo

Azufre – ácido acético

Azufre – petróleo

Naftaleno – petróleo

Petróleo – agua

Petróleo – aceite

Etanol – agua

Etanol – aceite


5.1. CONDUCTIVIDAD

Muestras Intensidad del foco Compuesto Electrolito

No

electrolito Alta Baja Nula Iónico Covalente Fuerte Débil

NaCl(s)

K2Cr2O7 (ac)

HCl (ac)

H2O destilada

NaOH (ac)



38

C2H5OH(ac)

CH3COOH (ac)

NaCl (ac)

CuSO4 ac)

H2O potable

Sacarosa

5.2. SOLUBILIDAD Y MISCIBILIDAD

Mezclas Sustancia 1 Sustancia 2 Solubilidad Miscibilidad

EI ECP ECNP EI ECP ECNP Sol. Ins. Misc. Inm.

Cloruro de sodio – agua

Cloruro de sodio– petróleo

Azufre – agua

Azufre – petróleo

Naftaleno – petróleo

Petróleo – agua

Petróleo – aceite

Etanol – agua

Etanol - aceite

VI. CONCLUSIONES:………………………………………………………………………………

VII. CUESTIONARIO:

1) Explique la diferencia entre disociación e ionización. Proponer dos ejemplos:

2) Explicar el fenómeno por el cual el agua potable, permite el paso de la corriente

eléctrica; pero no por el agua químicamente pura como es el agua destilada.

3) Enumere cinco ejemplos de electrolitos fuertes, débiles y no electrolitos. También

enumere cinco ejemplos de compuestos con enlace iónico y enlace covalente.

4) La ecuación de disociación del KCl (s) (compuesto iónico) es:

5) La ecuación de ionización del HBr (ácido fuerte) es:

6) La ecuación de ionización parcial del NH3(base débil) es:

7) La ecuación de ionización parcial del HNO2(ácido débil) es:


Reacciones químicas


39

PRÁCTICA N° 05

REACCIONES QUÍMICAS

I. CAPACIDADES:

a) Verifica una reacción química al observar cambio de color, formación de un

precipitado, formación de gas o liberación de calor.

b) Diferencia las reacciones de combinación o síntesis, de descomposición, de

desplazamiento simple y de doble desplazamiento.

c) Formula y balancea por tanteos las reacciones químicas experimentales.


Una reacción química es un cambio químico, donde dos o más sustancias

interaccionan para formar nuevas sustancias.

Una reacción química se representa por una ecuación química, la

cual se escribe colocando en la izquierda, los compuestos o elementos

que van a interaccionar llamados reactantes, luego una flecha que

indica el sentido de la reacción y a la derecha, las sustancias

producidas llamadas productos.

a A + b B c C + d D

Reactantes Productos

Las reacciones químicas se clasifican en:

A. Reacciones de combinación o síntesis

Dos o más reactantes forman un solo producto

A + B C

Ejemplo

4 Fe + 3O2 2Fe2O3

Na2O + H2O 2NaOH

B. Reacciones de descomposición

Sólo un reactante por acción de un factor energético como puede ser la luz, calor (Δ)

o corriente eléctrica, se descompone formando dos o más productos.

AB A + B

Ejemplo:

CaCO3 CaO + CO2

2KClO3 2KCl + 3O2

Reacciones Químicas


40

C. Reacciones de desplazamiento simple

Se caracteriza por tener a un elemento y un compuesto como reactante y productos.

El elemento reactante desplaza a un elemento del compuesto, que forma parte de los

productos en forma libre.

A + BC AC + B

Orden de actividad de los metales de menor a mayor

Au, Pt, Ag, Hg, Cu, H, Pb, Sn, Ni, Co, Cd, Fe, Cr, Zn, Al, Mg, Na, Ca, Ba, K, Li

Desplazan al hidrógeno de los ácidos

Desplazan al hidrógeno del vapor de agua

Desplazan al hidrógeno

del agua fría

Ejemplo:

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2

Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu

D. Reacciones de desplazamiento doble o de metátesis

Los reactantes se reacomodan y forman nuevas parejas. Es importante resaltar que

ningún elemento varía en su estado de oxidación.

AB + CD AD + CB

Si en los productos se forma un sólido que precipita, la reacción se

denomina de precipitación. El producto que precipita se indica con

una flecha hacia abajo y corresponde al metal más pesado; ejemplo:

Hg2(NO3)2 + K2CrO4 Hg2CrO4 + KNO3

Si los reactantes son un ácido y una base para producir una sal y agua, la reacción

se le conoce como reacción de neutralización; ejemplo:

H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + H2O

II. MATERIALES Y REACTIVOS:

Materiales

Tubos de ensayo

Mechero

Luna de reloj

Pinzas para tubo de ensayo

Clavos oxidados



41

Reactivos

Cinta de magnesio Gránulos de Zn Sulfato cúprico (ac)

Sulfato cúprico pentahidratado Nitrato de Plomo (II) Yoduro de potasio

Hidróxido de calcio Ácido sulfúrico Bicarbonato de sodio

Ácido clorhídrico Tiocianato de amonio

III. PROCEDIMIENTO:

a. Coger un trozo de cinta de magnesio con una pinza y acercar a la llama azul

del mechero, el magnesio reacciona con el oxígeno del aire para formar el

producto con la aparición de una luz blanca muy intensa, a la cual no se le

debe mirar directamente. La persona que quema la cinta de magnesio debe

sostener un tubo de ensayo para recibir el producto blanco formado (cenizas).

b. Coger el tubo de ensayo que contiene las cenizas de la reacción anterior y

adicionarle agua destilada en cantidad suficiente para cubrir las cenizas.

Agitar vigorosamente hasta disolver y adicionar 2 ó 3 gotas de fenolftaleína.

Observar y anotar. Luego agregar HClcc para neutralizar, hasta que se observe

un cambio de color.

c. En un tubo de ensayo colocar un trozo de zinc y añadir sulfato cúprico, CuSO4

hasta cubrir totalmente el trozo de zinc. Sin agitar, dejar en reposo por lo

menos 5 minutos, luego observar y anotar.

d. Colocar en un tubo de ensayo una pequeña cantidad de cristales de sulfato de

magnesio heptahidratado, MgSO4.7H2O acercarlo a la llama del mechero,

calentar y agitar hasta observar cambio. Observar y anotar.

e. Colocar en un tubo de ensayo 1 mL de nitrato de plomo (II), Pb(NO3)2 y

adicionar gota a gota yoduro de potasio, KI hasta observar cambio. Agitar,

observar y anotar.

f. Colocar en un tubo de ensayo 1 mL de hidróxido de calcio, Ca(OH)2 y agregar

2 ó 3 gotas de fenolftaleína. Adicionar gota a gota ácido sulfúrico concentrado,

HClcc hasta observar cambio de color.

g. En un tubo de ensayo, colocar 1 mL de bicarbonato de sodio, NaHCO3 y luego

ácido clorhídrico concentrado, HClcc gota a gota hasta observar cambio.

Observar y anotar.

h. En una luna de reloj, colocar un clavo oxidado y agregar 4 gotas de ácido

clorhídrico concentrado. Observar y anotar.

i. De la reacción anterior, retirar el clavo con la pinza y añadir 3 ó 4 gotas de

tiocianato de amonio, NH4.SCN a la solución. Observar y anotar.

j. En un tubo de ensayo agregue aproximadamente 20 mL de agua, luego añada

un trozo pequeño de sodio, Na evite agitar, observe que hay desprendimiento

de un gas, el producto obtenido será un ácido o una base, usted verifique con

el indicador respectivo, para luego proceder a su neutralización respectiva.



42

V. RESULTADOS:

a) Ecuación Química…………………………………………………………………………….

Tipo de Reacción Química………………………………..………………………………..

Nombre de los productos …………………………………………………………………..

Observaciones………………………………………………………………………………….

……………………………………………………………………………………………………..

b) Ecuación Química……………………………………………………………………………..

Tipo de Reacción Química………...………………………………………………………..

Nombre de los productos …………...………………………………………………………

Observaciones…………………………...…………………………………………………….

……………………………………….......................................................................

c) Ecuación Química……………………………………………………………………………...

Tipo de Reacción Química………………………………....………………………………..

Nombre de los productos ………………………………....…………………………………

Observaciones………………………………………………...………………………………..

…………………………………………………………….......………………………………..

d) Ecuación Química…………………………………………………………………..………...

Tipo de Reacción Química…………………...……………………………………………..

Nombre de los productos ……………....……………………………………………………

Observaciones……………………………......………………………………………………..

…………………………………………………………………………………………………..

e) Ecuación Química……………………………………………………………………………..

Tipo de Reacción Química………………………...………………………………………..

Nombre de los productos ………………....…………………………………………………

Observaciones………………………….......…………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………......

f) Ecuación Química………………………………………………………………..…………….

Tipo de Reacción Química………………...………………………………………………..

Nombre de los productos ………………...…………………………………………………

Observaciones……………………………...…………………………………………………..

…………………………………………………………………………………………………..

g) Ecuación Química………………………………………………………………………..…….

Tipo de Reacción Química…………………………...……………………………………..

Nombre de los productos …………………………...………………………………………

Observaciones…………………………………………...……………………………………..

…………………………………………………………………………………………………..

h) Ecuación Química………………………………………………………….………………….

Tipo de Reacción Química………………...………………………………………………..



43

Nombre de los productos …………………...……………………………………………….

Observaciones……………………………….......……………………………………………..

………….......……………………………………………………………………………………….

i)Ecuación Química……………………………………………………………………………..

Tipo de Reacción Química……………………..………...……………….……………….....

Nombre de los productos ……………...………..…………………………………………….

Observaciones…………………………...………..………………………………………………

…..…………………………………………………………………………………………………..

j)Ecuación Química………………………..…………………………………………………….

Tipo de Reacción Química……………………..………...……………….……………….....

Nombre de los productos ……………...………..…………………………………………….

Observaciones…………………………...………..………………………………………………

…..…………………………………………………………………………………………………..

VI. CONCLUSIONES:

………………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………………

……………………………………………………………………………………………………………..

VII. CUESTIONARIO:

a) Proponer tres ecuaciones químicas balanceadas para cada tipo de reacción

química. Deben ser diferentes a las realizadas en la práctica.



44

b) Completar y balancear por tanteos las siguientes ecuaciones químicas. Identificar

el tipo de reacción.

Al2O3 + H2O

Ca + O2

Fe(OH)3 + HNO3

Mg + H2SO4

Pb(NO3)2 + NaI

Zn + HCl

C4H10O + O2 CO2 + H2O

Fe(OH)3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + H2O

MgO + H2O Mg(OH)2

Li + N2 Li3N

Na2SO4 + BaCl2 BaSO4 + NaCl

AgNO3 + Na2SO4 Ag2SO4 + NaNO3

c) Indicar las siguientes proposiciones como verdadero (V) o falso (F):

- Cuando el Na reacciona con el H2O desprende gas molecular O2 ........................ ( )

- En una reacción exotérmica se produce liberación de calor ....................... ( )

- La fenolftaleína nos permite identificar la presencia de una base .............. ( )

- En una ecuación química los reactantes se encuentran a la izquierda de la

flecha ..................................................................................................... ( )

- El sodio es un metal que puede conservarse sumergido en agua ............... ( )

- Cuando el Na reacciona con el H2O desprende gas molecular N2 ........................ ( )

- En una reacción exotérmica se produce absorción de calor ....................... ( )

- En una reacción de doble desplazamiento no se producen cambios en los

estados de oxidación en ningún elemento reaccionante ....................... ( )




45

Reacciones Redox


46

PRÁCTICA N° 06

REACCIONES REDOX

I. CAPACIDADES:

a) Describe las características de una reacción de óxido – reducción.

b) Identifica el agente oxidante y reductor en las reacciones redox.

c) Balancea las ecuaciones de las reacciones de óxido - reducción por el método

del ión electrón.


Las reacciones en las cuales los elementos experimentan cambios del número de

oxidación se llaman reacciones de óxido – reducción o reacciones redox.

Estas reacciones se producen en todas las áreas de la química y la bioquímica.

La oxidación es el aumento algebraico del número de oxidación y corresponde a

la pérdida electrones. La reducción es una disminución algebraica del número de

oxidación y corresponde a una ganancia de electrones. La oxidación y la reducción

son procesos que suceden simultáneamente.

Ejemplo:

+2 +6 -2 +1 +7 -2 +1 +6 -2 +3 +6 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +1 -2

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Analizando los elementos que cambian en su estado de oxidación son:

Fe: +2 +3 aumenta estado de oxidación, entonces se oxida

Mn: +7 +2 disminuye estado de oxidación, entonces se reduce

Los agentes oxidantes se reducen y oxidan a otras sustancias y los agentes

reductores se oxidan y reducen a otras sustancias.

Las reacciones de óxido – reducción necesitan al igual que cualquier otro tipo de

reacciones ser balanceadas. El método a usar para el balance es el método del ión

electrón.

Balance por el método del ión electrón:

a) Identificar los elementos que cambian en sus estados de oxidación.

b) Dividir la ecuación en dos semirreacciones, una de oxidación y en otra de

reducción.

c) Balancear la materia y la parte eléctrica, así:

Balancear los elementos que son diferentes al hidrógeno (H) y al oxígeno (O).

Luego balancear los átomos de O añadiendo H2O.

Enseguida balancear los átomos de H, agregando H+.

Reacciones Redox


47

d) Por último, equilibrar las cargas sumando electrones (e-) al lado más positivo,

con el propósito de igualar la carga iónica neta. Multiplicar cada semirreacción

por el número de electrones transferidos.

e) Sumar las dos semirreacciones y simplificar solo los términos comunes que

aparecen en ambos lados de la ecuación.

f) Toda la información obtenida trasladar a la ecuación principal. Comprobar por

simple inspección el balance final y si fuera necesario reajustar algún

coeficiente por tanteo.

Ejemplo de aplicación del M.I.E. en medio ácido

+1 +4 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +1 +6 -2 +3 +6 -2 +1 +6 -2 +1 -2

Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 Na2(SO4) + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

H2O + SO3 2-

[O]

SO42- + 2H+ + 2e- x 6 3

6e- + 14 H+ + Cr2O7 2-

[R]

2Cr 3+ + 7H2O x 2 1

3 H2O + 3 SO3 2-

3 SO42- + 6H+ + 6e-

6e- + 14 H+ + Cr2O7 2-

2Cr 3+ + 7H2O

3H2O+ 3SO3 2-

+ 6e- +14H+ + Cr2O7 2-

3SO42- + 6H+ + 6e- + Cr3+ + 7H2O

3SO3 2-

+ 8H+ + Cr2O7 2-

3SO42- + 2Cr3+ + 4H2O

Esta última información se traslada a la ecuación principal; así:

3Na2SO3 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 3Na2(SO4) + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O


- Materiales - Reactivos

Tubos de ensayo NaNO2 (ac) HCl cc KMnO4(ac)

K2Cr2O7(ac) FeSO4(ac)

NH4SCN(ac)

IV. PROCEDIMIENTO:

4.1. En un tubo de ensayo colocar aproximadamente 0,5 mL de nitrito de sodio,

NaNO2; luego 5 gotas de HClcc y gota a gota del agente oxidante permanganato

de potasio, KMnO4. Visualizar que el contenido del tubo de ensayo se torna

ligeramente lila.

4.2. En un tubo de ensayo colocar 1 mL de peróxido de hidrógeno, H2O2; luego 5

gotas de HClcc y gota a gota del agente oxidante dicromato de potasio, K2Cr2O7.

Agitar y si fuera necesario calentar con el mechero. Visualizar un color verde

azulado.

4.3. En un tubo de ensayo colocar 1 mL de peróxido de hidrógeno, H2O2; luego 5

gotas de HClcc. Y gota a gota del agente oxidante, KMnO4. Visualizar la

presencia de oxígeno que se libera como producto.

4.4. En un tubo de ensayo colocar 1 mL de sulfato ferroso, FeSO4; luego 5 gotas de

HNO3cc. Para identificar al Fe3+ ya presente, adicione 3 gotas de tiocianato de

amonio, NH4(SCN); si cambia a color rojo sangre indicará la presencia de Fe3+.

Reacciones Redox


48

4.5. En un tubo de ensayo colocar 1 mL de etanol, C2H5OH; luego 5 gotas de HClcc.

Y luego 10 gotas del agente oxidante K2Cr2O7.

I. V. RESULTADOS:

5.1 NaNO2 + HCl + KMnO4 NaNO3 + MnCl2 + KCl + H2O

5.2 H2O2 + HCl + K2Cr2O7 CrCl3 + KCl + O2 + H2O

5.3 H2O2 + HCl + KMnO4 02 + MnCl2 + KCl + H2O

5.4 FeSO4 + HNO3 NO + Fe2(SO4)3 + Fe(NO3)3 + H2O

VI. CONCLUSIONES:……………………………………………………………………………………

…………………………………………………………………………………………………………

……………….……………………………………………………………………………………….

Reacciones Redox


49

VII. CUESTIONARIO:

7.1. Balancear las siguientes semirreacciones y especificar si corresponden a un

proceso de oxidación o reducción.

I- I2

H2SO3 (SO4)2 -

NO3- N2

PbO2 Pb2+

7.2. Balancear las siguientes ecuaciones químicas por el método del ión – electrón.

Identificar el agente oxidante y reductor, la semirreacción de oxidación y

reducción.

Ca (ClO)2 + KI + HCl I2 + CaCl2 + KCl + H2O

I- I2

ClO- Cl-

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Fe2+ Fe3+

MnO4-

Mn2+

KMnO4 + KI + H2O MnO2 + KIO3 + KOH

MnO4- MnO2

I- IO3-


Reacciones Redox


50

PRÁCTICA N° 07

RENDIMIENTO PORCENTUAL DE UNA REACCIÓN QUÍMICA

I. CAPACIDADES:

a) Determina el rendimiento teórico y real de una reacción química.

b) Evalúa y justifica el rendimiento experimental obtenido.


La interpretación cuantitativa de las reacciones químicas es la parte de la química

denominada estequiometría. En varios procesos químicos, las cantidades de los

reactivos que se usan son tales que la cantidad de producto que se forma depende

del reactivo que no está en exceso, denominado reactivo limitante.

Para solucionar problemas donde no se conoce el reactivo limitante, un enfoque

alternativo es el de calcular el rendimiento teórico de uno de los productos para cada

reactivo por separado. El reactivo que produciría la menor cantidad de producto es el

reactivo limitante.

Ejemplo:

Si 20 g de CaO reaccionan con 10 g de H2O el peso teórico de producto obtenido se

calcula así:

CaO + H2O Ca(OH)2

74 g de Ca (OH)2

20 g CaO x -------------------------- = 26,4 g Ca(OH)2

56 g de CaO

Reactivo limitante Rendimiento teórico

74 g de Ca (OH)2

10 g H2O x ------------------------- = 41,1 g Ca (OH)2

18 g de H2O

Reactivo en exceso

El peso de producto obtenido es de 26,4 g de Ca (OH)2 por ser el menor valor y

corresponde al rendimiento teórico.

El rendimiento teórico de una reacción es el rendimiento calculado considerando

que la reacción se produce en forma completa, es decir, se consume todo el

reactivo limitante. La cantidad de producto que realmente se obtiene en una

reacción se denomina rendimiento real o experimental que siempre es menor

que el rendimiento teórico.

El rendimiento porcentual se calcula de la siguiente manera.

Preparación de Soluciones


51


MATERIALES

Vaso de precipitación

Varilla de agitación

Papel de filtro

Embudo simple

Matraz Erlenmeyer

Balanza analítica o de precisión

Luna de reloj

Estufa

Probetas

REACTIVOS

Nitrato de bario, Ba(NO3)2 0,1M

Sulfato cúprico, CuSO4.5H2O 0,1 M

Agua destilada

IV. PROCEDIMIENTO:

1. Medir en una probeta 20 mL de CuSO4.5H2O 0,1 M.

2. Medir en otra probeta 10 mL de Ba(NO3)2 0,1M.

3. Colocar ambos soluciones (reactivos) en un vaso de precipitados de 50 mL,

luego añadir 20 mL de agua destilada y agitar por 3 minutos.

4. Ensamblar el equipo de filtración.

5. Pesar el papel de filtro antes de colocarlo en el equipo de filtración.

6. Filtrar cuidadosamente la mezcla evitando que se queden restos en el vaso de

precipitación para esto agregar agua destilada hasta que no queden sólidos.

Luego, agregar agua destilada unas tres veces sobre el papel de filtro.

7. Retirar cuidadosamente el papel de filtro, colocarlo en una luna de reloj y

secar en la estufa.

8. Posteriormente al secado, pesar nuevamente el papel de filtro con los sólidos

incluidos y por diferencia de los pesos con el paso 5 obtener el rendimiento

real de la reacción.

9. Calcular el rendimiento teórico, experimental y el porcentaje de rendimiento.



52

V. CÁLCULOS:

5.1. Ecuación química balanceada

5.2. Cálculo del rendimiento teórico

5.3. Cálculo del rendimiento real

5.4. Cálculo del porcentaje de rendimiento.

VI. RESULTADOS:

Gramos

de

Ba(NO3)2

Gramos de

CuSO4.5H2O

Peso

papel

filtro

Peso (g)

papel filtro +

BaSO4

Peso(g)

BaSO4

Rendimiento

experimental

g de BaSO4

Rendimiento

teórico

g de BaSO4

%

Rendimiento

VII. CONCLUSIONES:

VIII. CUESTIONARIO:

a) ¿Considera que el rendimiento porcentual obtenido es óptimo? Explicar.

b) ¿Qué consideraciones tendría en cuenta para mejorar el rendimiento real obtenido?

c) Calcular el peso de reactivo en exceso que al final de la reacción queda sin

reaccionar.



53

d) Identifique el reactivo limitante en la reacción:

6Na + Al2O3 2Al + 3Na2O

Cuando 5,52 gramos de sodio se calientan con 5,10 gramos de Al2O3.

- ¿Qué masa de aluminio puede producirse?

- ¿Qué masa de reactivo en exceso permanece al final de la reacción?

e) En la reacción: NO2 + O2 + H2O HNO3

¿Cuántos gramos de cada sustancia reaccionante se necesitan para producir 2000

g de HNO3?

f) En la reacción: Na2CO3 + Ba(NO3)2 BaCO3 + 2 NaNO3

Si se hacen reaccionar 750 gramos de cada uno de los reactantes, finalizada la

reacción...

-¿Cuántos gramos de BaCO3 se obtendrán al final de la reacción?

-¿Cuántos moles de NaNO3 se obtendrán al final de la reacción?

- Si experimentalmente se obtuvieron 2,1 moles de BaCO3. Determine el % de rendimiento.

g) Marque las siguientes proposiciones como verdadera (V) o falsa (F):

-La estequiometría implica el estudio cuantitativo de una reacción química ( )

-El rendimiento real siempre es mayor al rendimiento teórico ( )

-El reactivo limitante se consume totalmente en una reacción química ( )

-La eficiencia de una reacción química se mide con el porcentaje de rendimiento ( )

-Porcentaje de rendimiento = (Rend. Teórico / Rend. Real) x 100 ( )

IX.BIBLIOGRAFÍA:……………………………………………………………………………………

…………………………………………………………………………………………………………



54

PRÁCTICA N° 08

PREPARACIÓN DE SOLUCIONES

I. CAPACIDADES:

a) Calcula la cantidad de soluto necesario para una solución.

b) Prepara una solución acuosa a una concentración determinada.

c) Realiza cálculos para preparar una solución por disolución.


Una solución es una mezcla homogénea de dos a más sustancias.

Frecuentemente, en las soluciones se identifica al soluto, que está disuelto en otra

sustancia llamado disolvente.

Las soluciones que se utilizan en el laboratorio son líquidas y el disolvente más

empleado es el agua. Por ejemplo las soluciones de hidróxido de sodio se preparan

disolviendo NaOH sólido en agua.

La concentración de las soluciones expresa la cantidad de soluto disuelto en una

masa específica o volumen de solución.

Unidades de Concentración

Porcentaje peso/peso:

Peso de soluto (g)

% en peso (w/w) = ------------------------------ x 100

Peso de solución (g)

Peso de solución = Peso de disolvente + Peso de soluto

Ejemplo:

Solución de NaCl al 5%(w/w); expresado como factor sería 5 g NaCl / 100 g de

solución.

Porcentaje peso/volumen:

Peso de soluto (g)

% en peso (w/v) = ---------------------------------- x 100

Volumen de solución (mL)

Ejemplo:

Solución de KCl al 8%(w/v); expresado como factor sería 8 g de KCl / 100 mL de

solución.

Partes por millón (ppm)

Miligramos de soluto en un litro de solución.

Peso de soluto (mg)

ppm = ------------------------------------

Volumen de solución (L)

Ejemplo:

Solución de AgNO3 800 ppm; como factor sería 800 mg de AgNO3 / 1 L de

solución.



55

Molaridad (M)

Moles de soluto en un litro de solución

moles de soluto (moles)

M = ---------------------------------------

Litro de solución (L)

Ejemplo:

Solución de NaOH 0,9 M; como factor 0,9 moles de NaOH / L de solución.

Normalidad (N)

Equivalentes de soluto en un litro de solución

Equivalentes de soluto (equivalentes)

N = ---------------------------------------------------------

Litro de solución (L)

Ejemplo:

Solución de NaOH 0,8 N; como factor 0,8 equiv. de NaOH / L de solución.

Factor “i”; es el # equivalentes de soluto/mol de soluto y cuyo valor se

determina; así:

Para los ácidos depende del número de H+ que pueda perder.

Para las bases depende del número de grupos OH- y

Para las sales depende de la carga total positiva o negativa.

Para los agentes oxidantes o reductores depende de los e- ganados o perdidos.

Ejemplo:

SOLUTO FACTOR “i” SOLUTO FACTOR “i”

H2SO4 2 FeCl3 3

HNO3 K2SO4

HBr KMnO4

HCl KNO3

CH3COOH Fe2(SO4)3 6

NaOH 1 Na2SO4

Ca(OH)2 CuSO4.5H2O



56

Ecuación de dilución

Preparación de una solución adicionando un volumen determinado de agua a otro

volumen de solución de mayor concentración.

La fórmula de dilución es la siguiente:

(C x V) sol. concentrada = (C x V) sol. diluida

Donde: C es la concentración de la solución diluida y concentrada, debe estar en

las mismas unidades.


Materiales

Balanza analítica

Embudo simple

Fiolas de 50 mL y 100 mL

Vaso de Precipitación

Luna de reloj

Pipeta de 10 mL

Bombilla de succión

Reactivos

NaCl

Sacarosa

HCl 6N

IV. PROCEDIMIENTO:

4.1. Preparar 50 mL de una solución de NaCl al 2% (w/v)

a) Calcular la cantidad necesaria de NaCl y pesar en la balanza analítica

b) Agregar el NaCl en la fiola de 50 mL y añadir suficiente cantidad de agua

destilada para disolver el sólido.

c) Luego agregar agua destilada hasta la línea de aforo. Agite para homogenizar.

4.2. Preparar 50 mL de una solución de NaCl 0,08 N

a) Calcular la cantidad necesaria de NaCl y pesar en la balanza analítica

b) Agregar el NaCl en la fiola de 50 mL y añadir suficiente cantidad de agua

destilada para disolver el sólido.

c) Luego agregar agua destilada hasta la línea de aforo. Agite para homogenizar.

4.3. Preparar 50 mL de una solución de C12H22O11 0,1M

a) Calcular la cantidad necesaria de sacarosa y pesar en la balanza analítica

b) Agregar el C12H22O11 en la fiola de 50 mL y añadir suficiente cantidad de agua

para disolver el sólido.

c) Luego agregar agua destilada hasta la línea de afora. Agite para homogenizar.

4.4. Preparar 50 mL de una solución de HCl 0,5 M a partir de HCl 6 N

a) Calcular el volumen necesario de HCl concentrado.

b) Medir el volumen calculado con una pipeta y con la ayuda de la bombilla de

succión.

c) Agregar el HCl concentrado en la fiola de 50 mL y agregar agua destilada hasta

la línea de aforo.



57


5.1. Preparar 50 mL de una solución de NaCl al 2% (w/v)

5.2. Preparar 50 mL de una solución de NaCl 0,08N

5.3. Preparar 50 mL de una solución de C12H22O11 0,1 M

5.1. Preparar 50 mL de una solución de HCl 0,5 M a partir de HCl 6 N

VI. CONCLUSIONES:…………………………………………………………………………………

...........................................................................................................................

....................................................................................................................

..................................................................................................................

VII. CUESTIONARIO:

1. ¿Qué peso de soluto y de solvente, contienen 80 gramos de una solución de

KCl al 7,5%(w/w)?

2. Calcule la cantidad de soluto en gramos contenidos en:

a) 0,5 equivalentes de NaOH



58

b) 0,8 moles de Ca(NO3)2

c) 0,05 equivalentes de Fe2(SO4)3

d) 0,08 mol de CuSO4

3. Se añaden 12 g de NaCl puro a 120 g de una solución de NaCl al 5 %(w/w).

Calcule el %(w/w) de la nueva solución. Rpta. 13,63 %

4. Marque las siguientes proposiciones como verdaderas (V) o falsas (F):

a) Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias .......... ( )

b) El soluto es el que está en mayor proporción en una solución ................ ( )

c) El factor “i” para el soluto, FeCl3 es igual a 3 equiv-gramo / mol ............ ( )

d) La molaridad es igual a la normalidad, cuando el factor “i” es igual a 1 .. ( )

e) Una solución saturada, contiene la máxima cantidad de soluto disuelto . ( )

f) En toda solución el solvente siempre es el agua ...................................... ( )

g) La concentración de una solución siempre es la relación soluto/solvente ( )

e) El aire es una solución gaseosa ............................................................. ( )

5. Para los compuestos dados a continuación indique el factor “i” (equiv./mol)

Fe(NO3)3 Al2(SO4)3

BaCl2.2H2O HNO3

Cu2(SO4) LiOH

H2SO4 Fe(SO4)

VIII. BIBLIOGRAFÍA:…………………………………………………………………………………

……………………………………………………………………………………………………………..

Análisis de Aguas


59

PRÁCTICA N° 09

DETERMINACIÓN DE LA DUREZA TOTAL EN EL AGUA

I. CAPACIDADES:

a) Determina la dureza cálcica y total de una muestra de agua en ppm de CaCO3.


La Dureza es una característica química del agua que está determinada por el

contenido de carbonatos, bicarbonatos, cloruros, sulfatos y ocasionalmente

nitratos de calcio y magnesio, pero principalmente, es debida a la presencia de los

cationes alcalinotérreos mayoritarios, Ca2+ y Mg2+.

Agua, nombre común que se aplica al estado líquido del compuesto de hidrógeno y

oxígeno H2O. El agua pura es un líquido inodoro e insípido. Tiene un matiz azul,

que sólo puede detectarse en capas de gran profundidad. El agua es uno de los

agentes ionizantes más conocidos. Puesto que todas las sustancias son de alguna

manera solubles en agua, se le conoce frecuentemente como el disolvente

universal. El agua combina con ciertas sales para formar hidratos, reacciona con

los óxidos de los metales formando hidróxidos y actúa como catalizador en muchas

reacciones químicas importantes.

En su circulación por encima y a través de la corteza terrestre, el agua reacciona

con los minerales del suelo y de las rocas. Los principales componentes disueltos

en el agua superficial y subterránea son los sulfatos, los cloruros, los bicarbonatos

de sodio y potasio, y los óxidos de calcio y magnesio. Las aguas de la superficie

suelen contener también residuos domésticos e industriales.

Esta propiedad del agua es la que se estudiará en esta práctica; hay que decir que

la dureza del agua, además de ser la suma de las concentraciones de calcio y

magnesio, es la propiedad que tiene de precipitar el jabón y la formación de

sedimentos y costras en tuberías.

Definamos algunos términos:

Dureza Total: es la suma total de las concentraciones de sales de calcio y

magnesio, se mide por volumetría de complejación con EDTA (Ácido

etilendiaminotetracético), se expresa numéricamente en forma de carbonato de

calcio, CaCO3, principalmente en mg CaCO3 /L.

Dureza Temporal: es la que corresponde a la proporcionada por los

hidrógenocarbonatos de calcio y magnesio, desaparece por ebullición, pues

precipitan los carbonatos.

Dureza Permanente: es la que existe después de la ebullición del agua, corresponde

a la diferencia entre las dos anteriores. No puede ser eliminada por ebullición del

agua, su remoción únicamente es por medio de ablandamiento con cal, cal-soda e

intercambiadores iónicos como zeolitas y ciertas resinas.

Interpretación de la Dureza: el agua se clasifica generalmente en términos al

grado de dureza que posea de la siguiente forma:

Análisis de Aguas


60

El Ministerio de Salud y la Organización Mundial de Salud clasifican y

establecen los siguientes límites para el agua potable.

Una elevada dureza del agua puede causar fundamentalmente problemas en

procesos de lavado y en calderas de vapor.


Bureta de 50 mL

Matraz Erlenmeyer de 250 mL

Probeta de 50 mL

Solución EDTA 0,02 N

Solución NaOH al 10 % (w/v)

Murexida

Negro de Eriocromo T (NET)

Buffer dureza

Muestras de agua

Análisis de Aguas


61

IV. PROCEDIMIENTO:

4.1. Determinación de la dureza cálcica

En una probeta de 50 mL medir 40 mL de agua de su muestra y viértala en el

Matraz Erlenmeyer.

Adicionar aproximadamente 20 gotas de la solución de NaOH al 10 % con una

pizca del indicador murexida en el Matraz Erlenmeyer (color rojo vino).

Titular con la solución EDTA (Ácido etilendiaminotetracético) 0,02 N, hasta que

la solución se torne de color lila. Anote el volumen gastado.

Hacer los cálculos respectivos para determinar los mg de CaCO3 / L de agua

(ppm).

4.2. Determinación de la dureza total

En una probeta de 50 mL medir 40 mL de agua de su muestra y viértala en el Matraz Erlenmeyer.

Adicionar aproximadamente 5 mL de la solución de buffer dureza con una pizca del indicador Negro de Eriocromo T en el Matraz Erlenmeyer (color rojo

vino).

Titular con la solución EDTA 0,02 N, hasta que la solución se torne de color

azul. Anote el volumen gastado.

Hacer los cálculos respectivos para determinar los mg de CaCO3 / L de agua.

4.3. Determinación de la dureza magnésica

Se obtiene por diferencia de la dureza total menos la dureza cálcica.


5.1. Dureza cálcica.

# equiv - g CaCO3 = # equiv – g EDTA

5.2. Dureza total.

# equiv - g CaCO3 = # equiv – g EDTA

Determinación del pH


62

5.3. Dureza magnésica.

Dureza magnésica (ppm de CaCO3) = Dureza total - Dureza cálcica.

VI. CONCLUSIONES:…………………………………………………………………………………..

……………………………………………………………………………………………………………….

………………………………………………………………………………………………………………

………………………………………………………………………………………………………………

VII. CUESTIONARIO:

Se ha recibido 3,5 L de agua de regadío del valle de Jequetepeque para su

determinación y análisis en el Laboratorio de Química de la UPAO.

Una muestra de 30 mL. fue titulada con 21,7 mL de EDTA 0,02 N , usando como

indicador Negro de Eriocromo T más 5 mL. de una solución “Buffer dureza”

( pH=10,5)

Otra muestra con el mismo volumen fue titulada con 9,4 ml de EDTA con la misma

concentración, usando una pizca de murexida como indicador, más 0,5 mL (10

gotas) de NaOH al 10% (pH = 12,5). Datos: Ca = 40 C = 12 O = 16

Calcular:

a) La dureza cálcica en ppm de CaCO3

b) La dureza total en ppm de CaCO3

c) La dureza magnésica en ppm de CaCO3 y en ppm de MgCO3

VIII. BIBLIOGRAFÍA:………………………………………………………………………………


63

PRÁCTICA N° 10

DETERMINACIÓN DEL pH

I. CAPACIDADES:

a) Determina el grado de acidez o basicidad de una muestra mediante el uso de

papel indicador y de soluciones indicadoras.

b) Mide el pH de diferentes muestras en solución acuosa utilizando el papel

universal, la cinta multicolor y el pH-metro.


2.1. pH

El grado de acidez o basicidad de una solución indica la concentración de iones

hidrógeno (H+), la que se puede expresar en términos de pH. El pH de una

solución es el valor negativo del logaritmo decimal de la concentración, en mol/L,

del ión hidronio; así:

pH = - log [H3O +] = - log [H+]

Luego: [H +] = antilog [pH] = 10 - pH

Los niveles muy bajos de iones H+ en una solución acuosa se describen más

fácilmente en términos de valores de pH.

2.2. Escala de pH

Para soluciones acuosas es de 0 a 14. En soluciones ácidas la concentración de

[H+] es mayor que 10-7 y el pH tiene valores menores que 7.

En soluciones básicas, la concentración de [H+] es menor que 10-7 y el pH tiene

valores mayores que 7.

Solución pH pOH

Ácida < 7 > 7

Neutra 7 7

Básica > 7 < 7


64

2.3. Medición del pH

El pH es medido con instrumentos especiales llamados potenciómetros o pH-

metros. El pH aproximado de una solución puede ser determinado también

usando la cinta multicolor o el papel universal. La cinta multicolor y el papel

universal adquieren colores de acuerdo al pH del medio, el que se determina por

comparación con una escala de colores establecidos.

* El papel de tornasol solo determina si el medio acuoso es ácido o básico. El

cambio de azul a rojo indica que el medio es ácido y de rojo a azul indica que el

medio es alcalino.


- pH – metro

- Cinta multicolor

- Papel universal

- Papel de tornasol

- Soluciones indicadoras

- Muestras diversas, etc.

IV. PROCEDIMIENTO:

4.1. Uso de la cinta multicolor y el papel universal

- Colocar cada muestra en su respectivo tubo de ensayo.

- Humedecer la cinta multicolor en cada muestra y determinar el valor del

pH por comparación de los colores que adquiere. Anotar la lectura.

- Repetir el procedimiento anterior con el papel universal para cada

muestra y determine el valor del pH por comparación de los colores que

adquiere. Anotar la lectura.

4.2. Uso del pH – metro

- Colocar cada muestra en un tubo de ensayo.

- Introducir el electrodo del pH – metro y anotar la lectura.

- Cada vez que cambie de muestra, lavar el electrodo con agua destilada y

secarlo.

4.3. Uso del papel de tornasol

- Introducir el papel de tornasol rojo en una muestra ácida y otro en una

muestra básica. Anotar el color final del papel.

- Repetir el mismo procedimiento para el papel de tornasol azul.


65

4.4. Uso de soluciones indicadoras

- La muestra ácida disponible, separarlo en tres partes aproximadamente

iguales.

- Añadir a cada muestra y por separado tres gotas de fenolftaleína,

anaranjado de metilo y verde de bromo cresol. Anote los colores

resultantes.

- A la muestra básica también separarlo en tres partes aproximadamente

iguales.

- Añadir a cada muestra y por separado tres gotas de fenolftaleína,

anaranjado de metilo y verde de bromo cresol. Anote los colores

resultantes.


66


5.1. Lectura del pH

Muestra Papel

universal

Cinta

multicolor

pH- metro [H+]

(Mol/L)

HCl(ac)

NaOH(ac)

leche gloria

cerveza

sprite

leche magnesia

jugo envasado

vinagre

5.2. Acidez y Basicidad

Muestra

Papel de tornasol Soluciones indicadoras

Rojo Azul A.M. Fenolftaleína V. bromo cresol

Ácida (HCl)

Básica (NaOH)

VI. CONCLUSIONES:……………………………………………………………………………..

………………………………………………………………………………………………………….

…………………………………………………………………………………………………………

VII. CUESTIONARIO:

7.1. Calcular el pH de cada una de las siguientes soluciones a 25ºC y

clasificarlas como ácidas, básicas o neutras.

a) Una solución con [H+] = 3,65 X 10 – 8 M

b) Una solución con [OH-] = 9,53 X 10 – 7 M


67

c) Una solución con pOH = 10,15

7.2. Calcular el pOH y la [H+] de las siguientes soluciones:

a) Una solución de HNO3 0,20 M

b) Una solución preparada por adición de 2,5 gramos de NaOH en agua

completando 250 mL de solución.

7.3. Determine el valor de pH, [OH-], [H+] y pOH en una disolución acuosa de

KOH cuya concentración es 850 mg de KOH / 850 mL de solución.

7.4. Indague los valores de pH para las siguientes sustancias:

Sustancia pH Sustancia pH

jugo de limón jugo de naranja

cerveza orina

sangre leche

jugo gástrico lágrimas

saliva vinagre

VIII. BIBLIOGRAFÍA: ………………………………………………………………………….

……………………………………………………………………………………………………….

……………………………………………………………………………………………………….

Apéndice 01


68

APÉNDICE 01

MASAS ATÓMICAS INTERNACIONALES (Escala basada en el Carbono – 12)

Elemento Símbolo Nº Atómico Masa

Aluminio Al 13 26,98

Antimonio Sb 51 121,75

Azufre S 16 32,06

Bario Ba 56 137,33

Berilio Be 4 9,01

Boro B 5 10,81

Bromo Br 35 80,00

Cadmio Cd 48 112,41

Calcio Ca 20 40,08

Carbono C 6 12,01

Cloro Cl 17 35,45

Cobre Cu 29 63,55

Cromo Cr 24 52,00

Fluor F 9 18,99

Fósforo P 15 30,97

Hidrógeno H 1 1,00

Hierro Fe 26 55,85

Litio Li 3 6,94

Magnesio Mg 12 24,31

Manganeso Mn 25 54,94

Mercurio Hg 80 200,95

Níquel Ni 28 58,69

Nitrógeno N 7 14,00

Oro Au 79 196,97

Oxígeno O 8 16,00

Plata Ag 47 107,87

Plomo Pb 82 207,20

Potasio K 19 39,09

Silicio Si 14 28,09

Sodio Na 11 22,99

Telurio Te 52 127,60

Titanio Ti 22 47,87

Yodo I 53 126,90

Apéndice 01


69

COMPARACIÓN DE LOS SISTEMAS DE MEDICIÓN: MÉTRICO, INGLÉS, SI

Magnitud Unidad Unidad SI Conversión de unidades

Física Métrica

1 m = 39,37 pulg = 1,09 yardas

1pulg = 0,025 m = 2,54 cm

Longitud Metro (m) Metro (m) 1 km = 0,6215 millas

1 yarda = 0,9144 m

1 milla = 1,609 km

1 pie = 0,3048 m

1g = 0,0353 onzas

1 kg = 2,205 lbs

1 Tn métrica = 1000 kg

Masa Gramo (g) Kilogramo ( kg) 1Tn métrica = 2205 lbs

1 onza = 28,35 g

1 lb = 453,6 g

1 arroba = 11,34 Kg

1 L = 1000 cm3 = 1000 mL

Volumen Litro (L) Metro cúbico (m3) 1 m3 = 1000 dm3 = 1000 L

1 pie3 = 28,32 L = 7,475 galones

1 pie3 = 0,0283 m3

1 atm = 1,013 bars

Presión Atmósfera Pascal (Pa) 1 atm = 760 mm Hg = 760 torr

1 atm = 29,92 pulg Hg

1 atm = 14,70 lb / pulg2

Temperatura Celcius Kelvin ºK = º C + 273,15

ºF = 1,8 (ºC) + 32

“Cuando vayas subiendo, saluda a todos. Son los

mismos que vas a encontrar cuando vayas bajando”.

Papa Francisco…

Referencias Bibliográficas


70

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

a) Brown, T. L.; LeMay, H.E. Jr. & Bursten, B.E. Químíca. La Ciencia Central. 7ma. ed.

Prentice-Hall Hispanoamericana. S.A. México 1998.

b) Martínez Urreaga, Joaquín; Narros Sierra, Adolfo; Fuente García Soto, María.

Experimentación en Química General. International Thomson Editores Spain Paraninfo,

S. A. Madrid. 2006.

c) Chang, R. Química. Novena edición. McGraw-Hill. México. 2007.

d) Seese, W.S.; Daub. G. W. Química. 5ta. ed. Prentice-Hall Hispanoamericana. S.A.

México. 1989.

e) Whitten, K.W.; Gailev, K.D. & Davies, R.E. Química General. 3ra. ed. McGraw-Hill.

México. 1991.

f) Atkins, Peter; Jones, Loretta. Principios de Química: Los Caminos del Descubrimiento.

Editorial Médica Panamericana S. A. Buenos Aires. Tercera Edición. 2006.

g) Armas Ramírez, C.E.; Armas Romero, C.E. & Díaz Camacho, J. Ciencia Química.

Conceptos Fundamentales. 1ra. ed. Editorial Libertad EIRL. Trujillo (Perú). 1996.

Páginas Web:

Química General. http://cwx.prenhall.com/bookbind/pubbooks/blb_la/

PRÁCTICA: a) Armas R.; Díaz C. Experimentos de Química. Primera edición. Editorial Libertad

EIRL. Trujillo. 1996.

guia de prácticas ing civil

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