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LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL Universidad Popular del Cesar INTRODUCCIÓN Mucho se ha hablado y escrito acerca del problema en el proceso de enseñanza-aprendizaje de la Química y de la disminución alarmante en él numero de personas que escogen esta carrera en todo el mundo. Dentro de lo que se ha discutido, una conclusión importante es que al público-alumno hay que motivarlo mostrándole la ciencia en conexión con aspectos de la vida cotidiana. En los cursos de química que generalmente se imparten en las universidades se cuida que siempre el contenido de los programas este secuenciado y estructurado, para caminar desde lo concreto hasta lo abstracto, y con esto facilitar el aprendizaje, pero no se contempla la motivación a través de experiencias diarias. Esto hace que, en ocasiones, la materia de química sea aburrida y muy difícil, sobre todo para los estudiantes de otras áreas que tienen en el ciclo básico a la Química como una materia de obligación. Los experimentos que se presentan en este manual de Química inorgánica servirán a los estudiantes para complementar y aplicar los conocimientos que están adquiriendo de esta ciencia en el aula. El profesor como guía deberá fomentar que “el alumno construya sus propios conocimientos”. Ello requiere que el alumno se convierta en protagonista de su propio aprendizaje, que se implique de forma activa en todo el proceso. El papel del profesor es principalmente el de crear situaciones que permitan al alumno intervenir activamente en su proceso de aprendizaje para que, lejos de limitarse a memorizar os conceptos, pueda integrarlos dentro de su propio sistema cognitivo, relacionándolos con los que previamente UNIVERSIDAD POPULAR DEL CESAR FACULTAD DE INGENIERÍAS 1

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LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL Universidad Popular del Cesar

INTRODUCCIÓN

Mucho se ha hablado y escrito acerca del problema en el proceso de enseñanza-aprendizaje de la Química y de la disminución alarmante en él numero de personas que escogen esta carrera en todo el mundo. Dentro de lo que se ha discutido, una conclusión importante es que al público-alumno hay que motivarlo mostrándole la ciencia en conexión con aspectos de la vida cotidiana.

En los cursos de química que generalmente se imparten en las universidades se cuida que siempre el contenido de los programas este secuenciado y estructurado, para caminar desde lo concreto hasta lo abstracto, y con esto facilitar el aprendizaje, pero no se contempla la motivación a través de experiencias diarias.

Esto hace que, en ocasiones, la materia de química sea aburrida y muy difícil, sobre todo para los estudiantes de otras áreas que tienen en el ciclo básico a la Química como una materia de obligación.

Los experimentos que se presentan en este manual de Química inorgánica servirán a los estudiantes para complementar y aplicar los conocimientos que están adquiriendo de esta ciencia en el aula. El profesor como guía deberá fomentar que “el alumno construya sus propios conocimientos”. Ello requiere que el alumno se convierta en protagonista de su propio aprendizaje, que se implique de forma activa en todo el proceso.

El papel del profesor es principalmente el de crear situaciones que permitan al alumno intervenir activamente en su proceso de aprendizaje para que, lejos de limitarse a memorizar os conceptos, pueda integrarlos dentro de su propio sistema cognitivo, relacionándolos con los que previamente conoce. Los profesores de química conocen bien el valor de las experiencias prácticas en este proceso. La observación directa de los fenómenos permite una compresión adecuada de los conceptos y ayuda a centrar las ideas de los alumnos.

Con la experiencia docente como profesores de química que integramos teoría y practica, se observa que la actitud que los alumnos adoptan en el laboratorio es diferente a la que muestran en las clases estrictamente teóricas.

En la mayoría de los casos e independientemente de su edad, los alumnos se muestran en el laboratorio más responsables, hacen más preguntas, se encuentran más atentos, aprenden a trabajar en equipo, se incrementa la colaboración entre los compañeros y sé amplia la comunicación de profesor-alumno, pero siempre y cuando las prácticas sean de su agrado y se realicen en el contexto de su entorno social y que verifique la aplicación de esta ciencia de manera práctica.

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Como profesores de Química conocemos los problemas que se pueden presentar para la realización de prácticas de laboratorio a causa de las limitaciones económicas y de espacio de nuestros laboratorios. Ello nos ha predispuesto a diseñar estas experiencias prácticas teniendo en cuenta también estos factores.

En general, en todas las prácticas que presentamos se caracterizan los siguientes rasgos:

No son experiencias complejas. Son fáciles de realizar y no se necesita un material sofisticado. No resultan económicamente costosas. El material empleado es sencillo, generalmente de vidrio y/o plástico y barato. Parte del material se puede obtener de forma sencilla. Los reactivos, en la mayoría de los casos, son económicos y no tienen gran

pureza, lo que resulta más baratos, además, se utiliza en cantidades mínimas. La mayor parte de las experiencias presentadas pueden realizarse en el tiempo

de una clase de laboratorio de 100 minutos. El alumno o grupo que realiza la práctica puede controlar la calidad, exactitud y

precisión de sus experiencias comparando sus resultados con los de otros grupos.

Se facilita la evaluación, lo que constituye uno de los pilares de este tipo de enseñanza, independientemente de los resultados diarios de la experiencia, el alumno tendrá su cuaderno de practicas mediante el cual el profesor puede evaluar y corregir los errores ayudando al alumno a superar las dificultades.

Posibilitan el desarrollo de competencias científicas en el estudiante y su posterior evaluación.

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OBJETIVOS

OBJETIVO GENERAL

Desarrollar en el estudiante la Química Inorgánica competencias científicas a partir de experiencias de laboratorio que complemente los conceptos teóricos recibidos en el aula.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

1. Desarrollar en el estudiante la capacidad para aprender de la observación y de la experimentación.

2. Desarrollar la imaginación, creatividad y reflexión.

3. Fomentar el trabajo en equipo y desarrollo de valores humanos para una mejor integración en la sociedad.

4. Desarrollo de la creatividad con la observación y la experimentación.

5. Adquirir destrezas para el uso de las técnicas instrumentales en el laboratorio.

6. Valorar la importancia de exactitud y veracidad en la observación y en la medición.

7. Aplicación de una metodología científica.

8. Trabajar bajo condiciones de seguridad en el laboratorio.

9. Relacionar los fenómenos de la vida cotidiana con las ciencias químicas.

10.Reconocer mediante la experimentación las aplicaciones de a química y con ello poder entender, los riesgos y beneficios de esta ciencia.

11.Despertar en todos los estudiantes y maestros el interés por las ciencias y, en particular, de la química.

12.Conocer en una primera aproximación las ideas previas de nuestros estudiantes.

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NORMAS GENERALES DE LABORATORIO

ANTES DE INICIAR SU PRÁCTICA:

La asistencia a la práctica es obligatoria, su valor es de 30% de cada uno de los cortes respectivos.

No dejar bolsos, carpetas u otros objetos sobre las mesas de trabajo. Cuando más despejado este el lugar de trabajo mejor se desarrollará el experimento y menos peligro existirá para nosotros y para nuestras cosas.

Es obligatorio llevar bata para evitar manchas y quemaduras. También es aconsejable traer un trapo de algodón para poder agarrar los recipientes calientes o limpiarlos y secarlos.

Se deben seguir a todo momento las indicaciones del profesor. No se comenzará a trabajar hasta haber recibido las instrucciones necesarias. Consultar las dudas y dificultades:

Comprobar que esta todo el material necesario y en las condiciones adecuadas de conservación y limpieza. Comunicar cualquier anomalía al profesor. Cada grupo será responsable de material asignado.

DURANTE EL TRABAJO:

Extremar los cuidados al trabajar con sustancias inflamables, tóxicas o corrosivas.

Tener cuidado al manejar ácidos y bases principalmente concentrados.

El material de vidrio es muy frágil, por lo que se evitara los golpes y cambios bruscos de temperatura. Se deberá anotar en una hoja o cuaderno el material que se rompa y comunicarlo al profesor de laboratorio.

Los restos sólidos no metálicos deben tirarse en cestos de basura, nunca en las fregaderas. Los residuos metálicos se almacenarán en un recipiente especial. Los residuos acuosos se verterán en los fregaderos grandes, con abundante agua antes, durante y después del vertido. En cuanto a los líquidos y disolventes orgánicos, se echaran en un recipiente de plástico, para su posterior eliminación.

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Cualquier experimento en el que se desprenda gas tóxico o inflamables en el que se utilicen reactivos potencialmente nocivos deberá llevarse a cabo en las campanas extractoras del laboratorio.

Los reactivos se deben tomar del mesón principal o central y no caminar con los frascos o recipientes por todo el salón de trabajo.

AL TERMINAR:

El lugar y el material de trabajo debe quedar limpio y ordenado. También se deben apagar y desenchufar los aparatos.

Lavarse las manos perfectamente para evitar intoxicaciones con algunos reactivos.

Entregar para su revisión el reporte de la práctica elaborada.

La seguridad en un laboratorio depende en gran medida del trabajo serio y eficaz del profesor de laboratorio que en coordinación con el titular de la materia guiarán al

alumno a realizar sus experimentos con la calidad que demanda hoy en día nuestra Universidad Popular del Cesar

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ENTREGA DE RESULTADOS

Para el desarrollo del informe de laboratorio tenga en cuenta las siguientes

observaciones:

Desarróllelo en las hojas en blanco ubicadas luego de cada guía, con letra

legible y sin tachones.

Su informe debe contener:

1. Datos

2. Cálculos y resultados

3. Gráficas

4. Ecuaciones químicas de las reacciones obtenidas

5. Preguntas y respuestas

6. Conclusiones

7. Bibliografía

Nota: Si en el desarrollo de la práctica se modifico el procedimiento, o se

cambiaron alguno de los materiales y/o reactivo indíquelo en su reporte.

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INSTRUCCIONES PARA TRABAJAR EN EL LABORATORIO

En un laboratorio de Química, es absolutamente necesario establecer ciertas

reglas de conducta, de cuyo cumplimiento depende el orden en el trabajo, la

comodidad y la seguridad de todos los participantes. A continuación se ofrece

algunas reglas generales que deben leerse cuidadosamente:

1. Prepárese siempre para cualquier experimento leyendo las instrucciones

directrices del manual antes de ir al laboratorio. Tenga presente todas las

precauciones indicadas en las guías.

2. No toque nunca los componentes químicos con las manos a menos que se le

autorice. Para manipularlos use espátula, cucharitas, pinzas. etc. Lávese las

manos antes de salir del laboratorio.

3. Deje pasar bastante tiempo para que se enfríen el vidrio y los objetos calientes.

4. Todos los sólidos y papeles que sean desechados se deben arrojar a un

recipiente adecuado para desechos. No arroje al sifón cerillas, papel de filtro o

sólidos poco solubles.

5. Compruebe cuidadosamente los rótulos de los frascos de reactivos

antes de usarlos.

6. No devuelva nunca a los frascos de origen los sobrantes de compuestos

utilizados.

7. La mesa y el equipo utilizados deben quedar limpios antes de salir del

laboratorio. Los equipos se deben colocar nuevamente en sus armarios

correspondientes. Cerciorarse de que las llaves del gas y del agua queden

perfectamente cerradas.

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NORMAS DE SEGURIDAD Y PREVENCIÓN DE ACCIDENTES

Los descuidos o el desconocimiento de posibles peligros en el laboratorio pueden

originar accidente de efectos irreversibles. Es importante, por lo tanto, que el

alumno cumpla todas las instrucciones que le indiquen el profesor acerca del

cuidado que debe tener en el laboratorio a continuación se resumen algunas

instrucciones practicas y precauciones.

1. Si se produce un accidente avise inmediatamente a su profesor.

2. Si alguna sustancia química le salpica o cae en la piel o en los ojos, lávelos

inmediatamente con abundante agua y avise a su profesor.

3. No pruebe o saboree un producto químico o solución sin la autorización del

profesor.

4. Si se derrama un reactivo o mezcla, límpielo inmediatamente.

5. Cuando se caliente una sustancia en un tubo de ensayo. Dirija el extremo

abierto del tubo hacia un lugar que no pueda ocasionar daño a usted ni a sus

compañeros(contra la pared)

6. No situé una llama cerca de un recipiente que contenga un material volátil o

inflamable.

7. Los incendios pequeños se apagan con una toalla.

8. Si hay un principio de incendio. Actué con calma. Aplique el extinguidor de co2

y evite manifestaciones alarmáticas innecesarias.

9. Evite las bromas y juegos en el laboratorio, así como comer y fumar.

10.No inhale los vapores de ninguna sustancia: si es necesario hacerlo, ventile

suavemente hacia su nariz los vapores de la sustancia.

11.Para preparar una solución acuosa de un ácido (especialmente ácido

sulfúrico), vierta siempre lentamente el ácido concentrado sobre el agua, nunca

vierta agua sobre el ácido, pues, puede producirse un accidente.

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12.Cuando trabaje con equipos de vidrios como tubos y termómetros, preste

mucha atención, pues el vidrio es frágil y se rompe fácilmente, este es un

accidente que con frecuencia produce lesiones.

CONOCIMIENTO Y MANEJO DEL MATERIAL DE LABORATORIO

PRÁCTICA No. 1

OBJETIVO GENERAL:

Familiarizarse con el equipo de laboratorio de uso corriente.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS:

Adquirir habilidades y destrezas en el manejo de materiales de mayor uso en el

laboratorio.

Clasificar los materiales de laboratorio suministrados de acuerdo a su utilidad.

Conocer las reglas básicas de higiene y de seguridad que deben observar en

un laboratorio de Química.

Identificar algunas de las sustancias químicas empleadas comúnmente, sus

usos y precauciones.

MARCO TEÓRICO:

Los equipos y materiales que se usan en el laboratorio de Química constituyen los

elementos con los cuales se hacen experimentos y se investiga. Para trabajar con

eficiencia en el laboratorio es necesario conocer los nombres de los diferentes

utensilios, hacer un diagrama sencillo de cada uno y conocer sus usos.

APARATOS Y REACTIVOS:

Balanza

Arco de hierro

Soporte universal

Tela de alambre

Mechero de Bunsen

Gradilla para tubos de ensayo

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Tubos de ensayo.

Vasos precipitado(Beacker)

Matraz aforado

Disco de petri

Vidrio de reloj

Erlenmeyer

Matraz de fondo plano, capsula de evaporación

Pipeta graduada

Bureta

Tubo refrigerante o condensador

Agitador de vidrio

Termómetro

Cuenta gotas

Probeta graduada

Mortero de porcelana

Crisol de porcelana

Embudo de separación

Triángulo de porcelana

Pinza para tubo de ensayo

Pinza para crisoles

Pinza para tornillo

Tapones de caucho

Papel de filtro

Espátula

PROCEDIMIENTO:

El profesor mostrara a los estudiantes los diferentes equipos y utensilios

disponibles en el laboratorio precisando sus nombres y sus usos específicos y

también hará una demostración del uso de algunos materiales (tubos de ensayo,

probetas, pipetas).

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RESULTADOS:

Clasifique el equipo mostrado por el profesor de acuerdo con las sustancias de

que están elaboradas.

CUESTIONARIO:

1. Clasifique los implementos utilizados para:

a. Medir volúmenes

b. Pesar sustancias

c. Calentar

d. Medir densidad

e. Preparar soluciones

f. Efectuar reacciones

g. Realizar titulación.

2. ¿Cuáles de los recipientes indicados pueden someterse a calor y cuáles no?

3. Consulta sobre algunos tipos de vidrio y su composición.

4. ¿Qué diferencia encuentran entre el vidrio pirex y otros clases de vidrio?

5. ¿Por qué razón Los materiales pare medir volumen no pueden ser sometidos a

calentamiento?

6. ¿En qué tipo de recipiente se deben almacenar soluciones muy básicas e

inestables a la luz?

7. ¿Por qué razón la bureta mide más exactamente que la probeta?

8. ¿En caso de quemaduras con ácidos y álcalis fuertes, qué sustancias químicas

se pueden utilizar además de agua?

9. ¿Consulta sobre el posible antídoto en caso de envenenamiento con cianuro?

10.Elige un reactivo específico y anote la información que contiene en su etiqueta.

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MEDIDAS DE PESO Y VOLUMEN

PRÁCTICA No. 2

OBJETIVO GENERAL

Familiarizarse con los instrumentos empleados para medir volúmenes y pesar

sustancias en el laboratorio.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS

Utilizar instrumentos de fácil lectura como la pipeta, probeta y bureta para

medir volúmenes.

Adquirir habilidad y destreza en el manejo de la balanza y hacer uso correcto

de ella.

MARCO TEÓRICO

La química es una ciencia experimental y las medidas son fundamentales para la

mayoría de los experimentos. Es importante, por lo tanto, aprender a usar con

propiedad estas medidas observando su precisión, fuentes de error y el manejo de

las cifras significativas.

Peso. Unos de los instrumentos más importantes es el laboratorio de química es

la balanza con la que se puede pesar materiales con gran exactitud y precisión.

Hoy en día se conocen diversos tipos de balanzas. Existen balanzas cuya

precisión es de orden de 0.0001 g llamadas balanzas de precisión o analíticas,

empleadas en química analítica; otras balanzas pesan con una precisión de

solamente 0.1 g.

El profesor dará instrucciones específicas sobre como usar balanzas disponibles.

Antes de usarla observe las siguientes precauciones:

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a. Nunca coloque las sustancias químicas directamente sobre el platillo de

pesada; colóquelas primero sobre un papel de pesada o en un recipiente; así

se evita la corrosión de los platillos.

b. Limpie cualquier material que quede en la balanza o cerca de ella después de

pesar.

c. Antes de colocar o quitar objetos de la balanza, asegúrese de que la balanza

esté en posición de descanso.

d. Nunca trate de ajustar la balanza. Si se daña, infórmele a su profesor.

Volumen. Los vasos de precipitado (Beacker), matraces y balones se utilizan para

indicar solamente volúmenes aproximados. Generalmente se mide volúmenes en

probetas graduadas, cuando se mida un volumen en una probeta, lea el punto

sobre la escala graduada que coincide con la parte más baja de la superficie curva

(llamada menisco) del líquido, como se observa en la figura.

MATERIALES Y REACTIVOS

Balanza

Probeta graduada del 100 ml

Pipeta volumétrica

Tubos de ensayo

Beacker o vasos de precipitado de 400 ml y 250 ml

Gotero

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Erlenmeyer de 125 ml y 250 ml

Regla

PROCEDIMIENTO

Manejo de la probeta. Examine una probeta ¿Cuál es el volumen máximo que

puede medir con él? ¿Cuál es el volumen que corresponde a dos graduaciones

(líneas) consecutivas? Este volumen, que es el menor que puede medirse sin

necesidad de aproximaciones, se conoce como lectura mínima.

Tome agua en un tubo de ensayo más o menos hasta la mitad de su

capacidad. Calcule a simple vista (sin medición alguna) el volumen del agua en el

tubo. Anote este valor. Ponga aprueba su “ojo químico” pasando el agua del tubo

de ensayo a la probeta graduada y midiendo el volumen correspondiente.

Observe que el nivel del agua, tanto en el tubo de ensayo como en la probeta, no

es horizontal, sino que presenta una curva cóncava. Esta curvatura se denomina

menisco y debe tenerse en cuenta para medida del volumen, ya que toda lectura

de ésta propiedad se hace con la vista nivelada con su parte superior.

Capacidad máxima de la probeta en ml =

Capacidad mínima de la probeta en ml =

MANEJO DE LA PIPETA GRADUADA

1. En un beacker mediano toma agua más o menos hasta la mitad de su

capacidad. Luego llene con esta agua una pipeta de 10 ml o cualquiera otra

capacidad. Para llenar la pipeta tenga en cuenta las indicaciones siguientes:

Introduzca su extremo inferior o punta bien al fondo del recipiente donde se

encuentra el líquido.

Succiones el líquido con una pera de caucho. En su defecto puede hacerse

la succión con el movimiento de los dedos, aunque no es tan rápido. Nunca

succione con la boca ácidos o líquidos corrosivos o venenosos. En estos

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casos, si no se dispone de pera de caucho, es preferible dejar que el líquido

ascienda libremente a la pipeta. Cuando el líquido haya sobre pasado la

marca del cero tape su boca con el dedo índice, luego deje descender el

líquido hasta la medida que usted desea tener (escoger diferentes valores,

realizar mínimo 3 mediciones diferentes).

Disminuye la precisión del dedo suavemente para que el líquido drene y su

nivel descienda hasta la marca de calibración. Mantenga la punta de la

pipeta dentro del frasco o recipiente original.

Para transferir el líquido a otro recipiente, retire la pipeta mientras que

mantiene la presión del dedo índice, llévela entonces al nuevo recipiente y

levante el dedo para el líquido fluya libremente.

No sacuda, sople, ni golpee la pipeta contra la pared del recipiente (aunque

puede descansarla sobre la pared). Una pequeña cantidad de líquido

permanecerá en la punta de la pipeta, pero esta cantidad ya fue

considerada al calibrar la pipeta en la fábrica.

Transfiera el agua de la pipeta a un cilindro graduado y haga la lectura

correspondiente. Compare los volúmenes medidos con los dos

implementos.

¿Cómo se comparan estos volúmenes? ¿Cuál de las dos medidas es más

confiable y por qué? ¿Qué conclusiones se pueden obtener respecto al empleo de

estos dos utensilios?

2. Tome agua en una pipeta graduada, succionándola desde un beacker en forma

similar a como se inicio el experimento anterior. Permita que el agua ascienda

en la pipeta hasta más arriba de su parte media; detenga entonces la solución

y tape la boca de la pipeta con el dedo índice. Alivie la presión y deje que el

nivel del agua descienda hasta una lectura exacta (6 ml, por ejemplo). Coloque

ahora la punta de la pipeta en el tubo de ensayo y descargue en el

exactamente 1 ml de agua. ¿Cuántas gotas cree usted que equivalen a 1 ml?

Anote su estimativo.

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3. Tome otro tubo de ensayo de a misma dimensiones del anterior y agregue

agua gota a gota utilizando un gotero común hasta que el nivel del líquido este

a la misma altura que en el primer tubo, es decir, hasta completar 1 ml. Cuente

y anote las gotas adicionadas. ¿Concuerda este valor con su pronóstico?

Pregunte el resultado obtenido por sus compañeros y con todos estos datos

obtenga el promedio de gotas que conforman 1 ml. Tenga presente esta

equivalencia ya que en ocasiones en que no se dispone de pipetas y que no

requiere demasiada exactitud, pequeños volúmenes pueden ser medidos por

medio de goteros.

MANEJO DE LA BALANZA

Identifique cada una de las partes de la balanza, para trabajar la balanza debe

estar calibrada y por lo tanto, las 3 pesas deben estar en el cero de su escala.

La escala más pequeña de 0 a 10 es corrediza y la pesa puede ocupar cualquier

posición de la misma. La segunda escala la pesa únicamente puede ocupar las

posiciones señaladas por las ranuras o muescas, es decir que la pesa no puede

ocupar posiciones intermedias entre 2 ranuras, la pesa mide valores de 10 en 10.

La tercera, al igual que la anterior escala, la pesa sólo puede ocupar las

posiciones indicadas por las ranuras y mide de 100 en 100.

Para determinar la masa de un cuerpo, proceda así:

1. Las pesas deben estar en cero de la escala respectiva.

2. Se coloca el cuerpo cuya masa se quiere determinar en el platillo, y el fiel sube

hasta el extremo superior de la escala.

3. Dependiendo del cuerpo que se va a pesar, si es pesado se desplaza la pesa

de la segunda escala de ranura en ranura, 10, 20 y así sucesivamente hasta

que el Fiel cae, si es más liviano, se desplaza la pesa de la tercera escala de

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ranura en ranura es decir 100, 200 y así hasta que el Fiel cae. Ahora la pesa

se retrocede a la ranura anterior y el Fiel sube.

CUESTIONARIO

1. Se quiere medir 7 ml de alcohol y se dispone de una probeta de 10 ml y de otra

probeta de 100 ml ¿Cuál de las dos probetas debe utilizarse y por qué?

2. ¿En qué se fundamenta el hecho de que el agua y muchos otros líquidos

presenten un menisco cóncavo en su superficie? Algunos líquidos, como el

mercurio, exhiben curvaturas convexas. ¿Por qué?

3. ¿A qué se debe la formación de menisco en ciertos líquidos como

el agua, alcohol, acetona, etc.?

4. ¿Por qué razón una bureta mide más exactamente que la probeta?

5. ¿Qué diferencia encuentra entre una balanza analítica y una balanza de

platillo?

BIBLIOGRAFÍA

GARZÓN, Guillermo. Química general, editorial McGraw Hill. Tercera edición.

MORRIS, Heinz. Química general, editorial Iberoamericana.

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DETERMINACIÓN DENSIDAD DE SÓLIDOS Y LIQUIDOS

PRACTICA No. 4

OBJETIVO GENERAL:

Relacionarlos conceptos de masa y volumen para determinar experimentalmente

la densidad de sólidos y líquidos.

OBJETIVO ESPECÍFICO:

Adquirir habilidad y destreza para determinar la densidad de sólidos y líquidos con

datos obtenidos experimentalmente.

MARCO TEÓRICO:

La densidad (d) es a razón o relación de una cierta masa de sustancias al volumen

ocupado por dicha masa: es decir, es la masa por unidad de volumen y se

determina por la ecuación:

Masa d =

Volumen

La densidad es una característica física de una sustancia y puede emplearse

como auxiliar para su identificación. Cuando se indica la densidad de un solidó o

un liquido, generalmente se expresa en gramos, por milímetro o por centímetro

cúbico.

Masa g gd = = o bien d =

Volumen ml cm3

Como el volumen de una sustancia (especialmente los líquidos y los gases) varía

con la temperatura, es importante mencionar la temperatura con densidad, por

ejemplo, el volumen de 1.0000 g de agua a 4°C es 1.0000 ml, a 20°C, 1.0018 ml y

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a 80°C, 1.0290 ml. Por lo tanto, la densidad también varía con la temperatura. La

densidad del agua a 4°C es 1.0000 g/ml, pero a 80°C es 0.9718 g/ml.

d = = 1.0000 g/ml

d = = 0.9718 g/ml

La densidad del hierro a 20°C es 7.86 g/ml

d = g/ml

La densidad de líquidos y solidó se expresan generalmente en términos de

gramos por milímetros (g/ml) o gramos por centímetros cúbicos (g/cm3) sin

embargo la densidad de los gases se expresa en gramos por litro (g/L). A menos

que se especifique otra cosa, la densidad de los gases se da a 0º C y 1 atmósfera

de presión.

Supóngase que se vierten en una probeta agua, tetracloruro de carbono y aceite

de algodón sucesivamente. Resulta entonces un sistema de líquidos estratificado

en tres capas ¿Se puede predecir el orden de las capas liquidas? Desde luego, si

examinamos sus densidades, el tetracloruro de carbono tiene la densidad mayor

(1.595 g/ml), y el aceite de algodón, la menor (0.926 g/mI).

El tetracloruro será la capa del fondo, y el aceite la capa superior. El agua, cuya

densidad esta entre las de los otros líquidos, formara la capa central. Esta

información también se puede determinar experimentalmente. Se vierten unos

pocos mililitros de tetracloruro de carbono a un vaso de precipitado con agua: El

tetracloruro de carbono, siendo más denso que el agua, se sumerge. El aceite de

algodón, siendo menos densa ue el agua, flotara al vertirse en el vaso de esta

manera se pueden hacer comparaciones directas de densidad solo si los líquidos

son inmiscibles (que no se mezclan ni se disuelven entre si).

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La densidad del aire a 0º C es aproximadamente 1.293 g/L. Se dice que los gases

cuya densidad es menor que este valor es “más ligero que el aire” un globo lleno

de helio ascenderán rápidamente en el aire, porque la densidad del helio es de

solo 0.178 g/L.

Cuando un objeto solidó soluble se deja caer en agua, se sumerge o flota en ella,

dependiendo de su densidad. Si el objeto es menos denso que el agua flotara,

desplazando una masa de agua igual a la masa de objeto si el objeto es más

denso que el agua, se sumergirá, desplazando un volumen de agua igual al

volumen del objeto. Se puede usar esta información para determinar el volumen

(y la densidad) de objetos de forma irregular.

La densidad relativa de una sustancia a la densidad de otra. Generalmente se usa

el agua como la norma de referencia para los sólidos líquidos. Y el aire se usa por

lo general como referencia para los gases. La densidad relativa no tiene unidades

porque se cancelan las unidades de densidad. La densidad relativa indica cuantas

veces es más denso un líquido, un sólido o un gas en comparación del material de

referencia.

Densidad del líquido o sólido Densidad del gasDensidad Relativa = o bien

Densidad del agua Densidad del aire

MATERIALES Y REACTIVOS:

Balanza granataria o de platillo

Probeta graduada de 50 ml

Beacker

Tapón de caucho pequeño

Picnómetro

Gotero

Alcohol etílico

Leche

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Muestra de sólidos y líquidos suministradas por el profesor

PROCEDIMIENTO:

Calcule y anote todos los volúmenes con una precisión de ± 0.1 ml. Haga las

pesadas con la máxima precisión de la balanza. Los cálculos también se deben

hacer con la mayor exactitud.

Parte I. Pase una probeta o picnómetro limpio y seco de 50 ml y anote el peso con

dos cifras decimales en la tabla de datos que se da al final del experimento. Llene

con agua destilada hasta 50 ml, use un gotero para ajustar el menisco hasta la

marca de 50 ml, anote el volumen. Vuelva a pesar encuentra el peso del agua por

diferencia de pesos. Calcule la densidad del agua dividiendo el peso del agua por

su volumen.

Parte II. Densidad del etanol. Proceda en idéntica forma como lo hizo con

el agua.

Parte III. Densidad de un líquido desconocido. Repita el mismo procedimiento con

la sustancia liquida que le suministre el profesor.

Parte IV. Densidad de un sólido irregular. Pese un tapón pequeño de caucho.

Llene a probeta de 50 ml con agua de la llave hasta 25 ml. Lea y anote el volumen

exacto. Coloque con cuidado el tapón de la probeta, de manera que se sumerja.

Lea y anote el volumen del tapón (se ha determinado el volumen del solidó por el

método del desplazamiento del agua, es decir, aplicando el principio de

Arquímedes). Calcule la densidad del tapón.

Parte V. Densidad de un sólido regular. Determine la densidad de un objeto solidó

asignado por el profesor (puede ser un balín, un trozo de metal o de vidrio), el

volumen debe ser determinado matemáticamente.

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RESULTADO

Parte I

DENSIDAD DE LIQUIDO CALCULADO CON EL PICNOMETRO

DENSIDADES DE LIQUIDO CALCULADO CON LA PROBETA

DENSIDAD DEL AGUA DENSIDAD DEL AGUA

Peso picnómetro vacío = gr. Peso de la probeta = gr.

Peso picnómetro lleno = gr. Peso probeta con 50 cc agua = gr.

Peso del agua = gr. Peso del agua = gr.

Volumen del agua = cc Volumen del agua = cc

Densidad del agua = gr/cc Densidad del agua= gr/cc

DENSIDAD DEL ALCOHOL DENSIDAD DEL ALCOHOL

Peso picnómetro vacío = gr. Peso de la probeta = gr.

Peso picnómetro lleno = gr. Peso probeta con 50 cc alcohol = gr.

Peso del alcohol = gr. Peso del alcohol = gr.

Volumen del alcohol = cc Volumen del alcohol = cc

Densidad del alcohol = gr/cc Densidad del alcohol = gr/cc

Parte II

DENSIDAD DE UN TAPÓN

Peso de un tapón gr.

Volumen inicial del agua en la probeta ml

Volumen final del agua en la probeta ml

Volumen del objeto ml

Densidad del tapón gr/ml

CUESTIONARIO:

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1. En este experimento usted calculo las densidades usando objetos a

temperatura ambiente ¿Cómo piensa que cambiara la densidad del etanol si se

hubiera calentado a 500 C antes del experimento?

2. ¿Se puede hallar la densidad de un solidó regular como una esfera o un cubo

por un método directo? Explique la respuesta.

3. ¿Cómo determinaría la densidad de una sustancia gaseosa? Por ejemplo, la

del aire ¿En qué unidades se expresa?

4. ¿Cuál es la diferencia entre densidad y peso específico? ¿Cuáles son sus

unidades?

5. ¿Cuando un sólido no esta perfectamente sumergido dentro de un líquido?

6. ¿Cómo se verla afectado el calculo de su densidad?

7. ¿Cómo calcularía la densidad del cuerpo humano?

8. Compare los resultados obtenidos en las partes I y II con los valores que traen

las tablas de densidades. Explique las diferencias si las hubo.

9. Hallar matemáticamente mediante fórmula enunciada por el docente el

volumen del patón y su densidad, y si hay alguna diferencia con lo calculado en

la parte II, ¿A qué se debe y cuál es la más correcta?

10.Compara los datos de densidad calculado con el picnómetro y la probeta.

¿Habrá alguna diferencia? ¿A qué se debe y cuál es la más correcta?

11.Por picnometría determine la densidad del agua y del alcohol etílico. Si lo

cuerpos al solidificarse se contraen y disminuyen aumentan su densidad, ¿Por

qué el hielo flota en el agua?

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PROPIEDADES FÍSICAS DE LAS SUSTANCIAS

PRACTICA No. 4

OBJETIVOS:

Determinar algunas propiedades físicas mediante la utilización de técnicas sencillas que ayuden al estudiante a familiarizarse con el equipo de laboratorio.

Conocer la utilidad de estas propiedades en la identificación de sustancias. Comprobar la solubilidad del naftaleno, la sal y la sacarosa en agua, benceno,

etanol.

MARCO TEÓRICO

Una propiedad es una característica de un material que permite distinguirlo o

compararlo con otro; por lo general, se distinguen dos tipos de propiedades para

una sustancia.

Propiedades físicas

Son aquellas que pueden observarse sin que la sustancia experimente una

alteración significativa en su naturaleza. Ejemplos de estas propiedades son el

color, el índice de refracción, la densidad, la solubilidad, el punto de ebullición, el

punto de fusión, etc.

Propiedades químicas

Son las que implican cambios en la composición de la sustancia, como por

ejemplo, la oxidación de un metal.

Punto de ebullición

Es la temperatura a la cual un líquido pasa a la fase de vapor, en este punto, la

presión de vapor del líquido es igual a la presión atmosférica.

Punto de fusión

Es la temperatura a la cual un sólido pasa al estado líquido.

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Miscibilidad

Es un término cualitativo y se refiere a la facilidad con que dos o más sustancias

forman una solución, ejemplo, H2O y NaCl.

Solubilidad

Es un término cuantitativo (supone el cualitativo) y se refiere a la máxima cantidad

de soluto que puede contener una cantidad dada del solvente a temperatura

constante. El término miscible se usa como sinónimo del término soluble, por eso

es correcto decir que el agua y la sal son solubles, sin embargo, los términos

miscibilidad y solubilidad son completamente diferentes.

MATERIALES – EQUIPOS REACTIVOS

Beacker de 250 ml Aceite mineralTermómetro BencenoMechero EtanolBalanza Agua Tubos capilares Muestra problema Pinzas Soporte metálico Malla de asbesto Probeta de 50 ml Tubos de ensayoEspátula Banda plástica

PROCEDIMIENTO

DETERMINACIÓN DE PUNTOS DE EBULLICIÓN

Montar el equipo que aparece en la figura No. 1

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Se vierte 1 ml del líquido “problema” en un tubo de ensayo pequeño, fijándolo por

medio de una banda elástica. Se sella un capilar por uno de los extremos, el

capilar se sumerge en el líquido con el extremo sellado hacia arriba (figura No. 1).

Se calienta suavemente todo el conjunto en un baño de aceite mineral (200 ml

aproximadamente) y se suspende el calentamiento cuando aparezca una corriente

ascendente y continúa de burbujas en el tubo de ensayo, que indica que el líquido

está hirviendo, apenas el líquido comience a elevarse dentro del capilar, la cual

corresponde al punto de ebullición.

PRECAUCIONES

El termómetro no debe tocar el fondo del vaso. El calentamiento se debe hacer en

forma lenta y cuidadosa.

DETERMINACIÓN DE PUNTOS DE FUSIÓN

Montar el equipo que aparece en la figura No. 2

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Se introduce una pequeña porción de muestra sólida previamente pulverizada, en

un tubo capilar que se ha sellado por uno de sus extremos. El capilar se ata al

termómetro mediante una banda elástica, alambre delgado o un hilo y el conjunto

se introduce en un baño de aceite, cuidando de que éste no entre al capilar. Se

calienta suavemente el conjunto. La temperatura de fusión es aquella a la cual el

sólido empieza a fundirse.

PREGUNTAS

1. ¿Cuál es su punto de ebullición?

2. ¿Cuál es su punto de fusión?

3. Habrá alguna diferencia de la anterior calculado con lo expresado en ciertas

tablas y a qué se debe

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SEPARACION DE MEZCLAS POR DESTILACION SIMPLE Y FRACCIONADA

PRACTICA No. 5

OBJETIVO: Ilustrar el método de purificación de líquidos por destilación.

MATERIALES Y REACTIVOS

Balón de destilación Refrigerante

Mechero Soportes universales

Erlenmeyer Tapones aforados

Mangueras Arena

Sal Columna de fraccionamiento

Alcohol Otro líquido soluble en agua

MARCO TEÓRICO

La destilación puede definirse corno una técnica de separación de sustancias

mezcladas en el estado líquido, considerando las diferencias entre sus puntos de

ebullición. Esta técnica consiste en la evaporación del líquido, condensación y

recolección de las fracciones con distintos puntos de ebullición.

PROCEDIMIENTO

1. DESTILACION SIMPLE:

Coloque una solución concentrada de agua con sal en un balón hasta unas 2/3

parte de su volumen. Arme el equipo de destilación como se lo indique el

docente. Caliente el balón e inicie la recolección del destilado. Descarte los

primeros 5 ml, siga recogiendo el destilado y compruebe la pureza del agua

tanto por su claridad como por su sabor.

2. DESTILACION FRACCIONADA

Cuando se trata de separar líquidos con punto de ebullición. Más o menos

próximo es conveniente utilizar una destilación fraccionada. Para ello monte el

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equipo como le indique el docente. Coloque en el balón unos 20 ml de alcohol

y otro líquido soluble en agua. Agregue agua hasta completar las 2/3 partes del

volumen del balón. Agregue trozos de vidrio o porcelana como núcleos de

ebullición.

Caliente el balón controlando el calor que la mezcla destile y recoja las

fracciones así: fracción (1) lo que se destile a temperatura desde los 72ºC,

fracción (2) lo que destile arriba de los 30ºC.

PREGUNTAS

1) Describa una gaseosa antes del proceso de destilación.

2) ¿Cómo es el sabor de la gaseosa que se sometió a destilación, si partimos

de 200 ml de gaseosa y después obtuvimos 100 ml de agua destilada?

3) ¿Cómo quedo su color después de este proceso?

4) ¿Cómo sería su densidad menor o mayor que una gaseosa normal?

5) ¿por qué se utiliza en el balón de destilación pedacitos de vidrio o arena?

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SEPARACIÓN DE MEZCLAS

PRÁCTICA No. 6

OBJETIVOS

Aplicar algunas técnicas de separación de los componentes de una mezcla y

adquirir los criterios para seleccionar una técnica específica con base en las

propiedades físicas que exhiben los componentes de la mezcla.

FUNDAMENTO TEÓRICO

En Química generalmente se necesita separar los componentes de tina mezcla

bien sea para determinar su composición ó para purificar las sustancias y usarlas

en reacciones posteriores.

Las técnicas a utilizar dependen del estado general de la mezcla (sólida, líquida o

gaseosa) y de las propiedades físicas de los componentes. Para mezclas sólidas

se puede utilizar: disolución, lixiviación, extracción; estas técnicas requieren la

utilización de un solvente selectivo para separar uno o alguno de los

componentes.

Cuando la mezcla sólida contiene partículas de diferente tamaño se utiliza la

técnica del tamizado. En el caso de que uno de los componentes de la mezcla

sólida sublime, puede aprovecharse esta propiedad para separar dicho

componente de la mezcla.

Cuando se trata de mezclas líquidas do una sola fase puede usarse la destilación,

si la diferencia en los puntos de ebullición es apreciable (10°C aproximadamente);

además existe la extracción, si los componentes de la mezcla exhiben distinta

solubilidad en un determinado solvente. Por otra parte la cristalización aprovecha

la diferencia en los puntos de solidificación de los componentes.

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Para separar mezclas heterogéneas, por ejemplo sólido-líquido, se pueden utilizar

técnicas tales como filtraciones, centrifugación o decantación. Si se trata de una

mezcla inmiscible líquido-líquido, puede usarse un embudo de decantación, en el

cual el líquido más denso se deposita en la parte inferior del embudo, de donde se

puede extraer abriendo la llave del mismo.

Otra técnica muy utilizada para separar mezclas líquidas y gaseosas es la

cromatografía. Existen varios tipos: cromatografía de papel, de capa delgada, de

columna, de gases y líquida. En la cromatografía de papel la fase se fija al papel

de filtro y la móvil es un líquido que se desplaza o corre impulsado por el

fenómeno de capilaridad.

PRE-LABORATORIO

Revisar Tos conceptos de: Propiedades físicas, precipitado, miscibilidad,

mezcla, clases de mezclas (homogéneas, heterogéneas) mezclas líquidas de

una sola fase, mezclas sólidas, mezclas sólido-líquido, mezclas inmiscibles

líquido-líquido, mezclas líquidas y gaseosas. Dar ejemplos para cada caso.

Explique cómo se realiza el proceso para la realización de cada una de las

siguientes técnicas. Dar ejemplos de aplicación.

Decantación, Filtración, Evaporación, Tamizado, Centrifugación, Sublimación,

Extracción, Lixiviación, Cristalización, Destilación, Cromatografía.

MATERIALES Y EQUIPOS

Balanza, probeta de 50 ml, pipetas graduadas, Pipeteador, Beacker de 400 ml,

Beacker de 200 ml, dos Beacker de 250 ml, agitador, embudo , cápsula de

porcelana, tubos de ensayo, vidrio de reloj, espátulas.

REACTIVOS: Cloruro de sodio, carbonato de calcio, naftaleno, acetato plumboso,

yoduro de sodio o yoduro de potasio, hielo, agua.

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EXPERIMENTACIÓN

Pese un Beacker de 400 ml limpio y seco, añada 6 gramos de mezcla sólida

(cloruro de sodio-naftaleno) y obtenga el peso del conjunto. Coloque dentro de

éste, un beacker de 20 ml que contiene hielo, tal como lo muestra la figura e inicie

un calentamiento moderado. Registre lo observado. ¿Qué sucede alrededor del

vaso que contiene el hielo? ¿Cuál será el componente de la mezcla que se

sublima? El punto final de la sublimación puede observarse recogiendo los

cristales varias veces durante el calentamiento y volviendo a poner el vaso hasta

que ya no se produzca más vapores.

Recoja la fracción sublimada, observe su aspecto y determine su miscibilidad en

agua, añadiendo una pizca de sublimado a 1 ml de agua.

Deje enfriar la fracción no sublimada y pésela junto con el Beacker; por diferencia

obtenga el peso del residuo; observe su aspecto y determine su miscibilidad en

agua. Calcule la composición porcentual de la mezcla:

Peso NaCl % NaCl = x 100

Peso mezcla

Con el proceso y las observaciones realizadas, ¿Cuál técnica se utilizó? Explique.

Pese 5 gramos de mezcla (cloruro de sodio- carbonato de calcio), colóquelos en

un Beacker de 250 ml y añada 20 ml de agua, agite la mezcla ¿Qué sucede, cuál

sustancia se disuelve? Luego filtre en un embudo de tallo, observe la figura.

Registre lo observado. ¿Qué sucede en la mezcla? ¿Cuál será el componente de

la mezcla que se encuentra en el filtrado?

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Para determinar el porcentaje de cloruro de sodio, se evapora a sequedad el

filtrado, para lo cual deben realizarse los siguientes pasos:

Pese una cápsula de porcelana limpia y seca junto con un vidrio de reloj.

Añada todo el volumen filtrado e inicie la evaporación, tapando la cápsula con

el vidrio reloj para evita pérdidas por salpicaduras.

Cuando el residuo esté completamente seco, suspenda el calentamiento y deje

enfriar el sistema.

Pese el conjunto y calcule el porcentaje de cloruro de sodio en la mezcla

Con el proceso y las observaciones realizadas, ¿Cuál técnica se utilizó?

Explique.

En un tubo de ensayo coloque 4 ml de solución de Acetato de Plomo (II) 0.1 F y

agregar 4 ml de solución de Yoduro de Sodio o Yoduro de potasio 0,1 F. Observe,

¿Qué se forma?, qué color presenta la sustancia que esta en el fondo del

recipiente. Escriba las fórmulas y la ecuación respectiva. Descarte el líquido

sobrenadante sobre un papel filtro, recoja el filtrado y divídalo en dos porciones.

Agregue a una de ellas una gota de solución de acetato de Plomo (II) 0.1 F y a la

otra una gota de solución de yoduro de sodio, 0.1 F. Anote observaciones. Con el

proceso y las observaciones realizadas, ¿Cuál técnica se utilizó? Explique.

Explique el cambio que se presentó.

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Filtrado

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POST-LABORATORIO

Si tiene las siguientes mezclas y sus respectivas características: Sal y agua

(sal soluble en agua). Aserrín y agua (aserrín insoluble en agua), Oxígeno y

agua (Oxígeno poco soluble en agua), azúcar y agua (azúcar soluble en agua).

De acuerdo con las características de las mezclas, ¿Por cuál técnica las podría

separar? Explique cada caso.

¿Cómo separaría los componentes de la siguiente mezcla: Azúcar, cal, alcohol

y vidrio molido?

¿Cómo explica que en la filtración, la separación se realiza con ayuda de un

medio filtrante?

Explique en qué consiste y cuando se hace digestión del precipitado.

CONCLUSIONES

Realice Comparación y contraste de los resultados obtenidos en la

experimentación con las bases teóricas de sus conocimientos previos y del pre-

laboratorio. Describa sus conclusiones. Elabore un mapa conceptual con sus

aprendizajes.

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FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS

PRÁCTICA No. 7

OBJETIVO GENERAL:

Analizar el comportamiento de los elementos metálicos y no metálicos frente al

oxígeno para la formación de compuestos inorgánicos.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS:

Ilustrar la propiedad del oxígeno cuando se combina con los elementos

metálicos y no metálicos.

Establecer el carácter acido y básico de algunos compuestos, utilizando

indicadores.

Experimentar la formación de ácidos y sales de acuerdo con su característica.

MARCO TEÓRICO:

Los óxidos son combinaciones binarias del oxígeno con metales y no metales

algunos de los óxidos de los metales al reaccionar con el agua originan soluciones

de carácter básico, razón por la cual también se les conoce como óxidos básicos,

los óxidos de los no metales al reaccionar con el agua originan soluciones de

carácter ácido, por lo cual también se les denomina óxidos ácidos.

Para saber si una sustancia es básica o es ácida se emplean los llamados

indicadores, que son generalmente sustancias orgánicas que tienen la propiedad

de cambiar de color en presencia de ácidos o bases. Los ácidos se caracterizan

por: ceder protones en medio acuosos, enrojecer el papel tornasol azul,

fenolftaleina permanece incolora en medio ácido y presenta sabor agrio. Las sales

son el resultado de una combinación de un ácido con una base, además producen

agua; a esta reacción se le conoce como neutralización.

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MATERIALES Y REATIVOS:

Mechero de Bunsen

Pinzas para crisol

Cápsula de porcelana

Tubo de ensayo

Agitador

Erlenmeyer

Cuchara de combustión

Vidrio de reloj

Espátula

Tubos de ensayo

Lupas

Beacker

Balanzas

Pipetas

Cintas de magnesio

Azufre

Sodio o potasio

Óxido de calcio

Papel tornasol azul

Papel tornasol rojo

Papel indicador universal

Ácido clorhídrico

Fenolftaleina

Ácido nítrico

PROCEDIMIENTO:

1. Obtención de un óxido básico: corte 3 cm de cinta de magnesio, anote todas

las propiedades físicas del magnesio, ahora tómela con una pinza y llévela a la

llama hasta que encienda.

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No mire directamente la llama ¿Qué sucedió al magnesio? No bote el sólido

formado, colóquelo en una capsule de porcelana o Beacker. ¿Qué compuesto

se formo? Coloque el residuo de la reacción anterior en una capsula de

porcelana agregue 5 ml de agua y agite hasta que disuelva, introduzca un

pedacito de papel tornasol rojo y observe los cambios. ¿Qué le paso al papel

tornasol rojo? Repita la prueba anterior con el papel tornasol azul y con

indicador universal, ¿Qué observa? Utilice papel universal y determine el pH

aproximado de la solución. Ahora agregue 2 o 3 gotas de fenolftaleina. ¿Qué le

ocurre a la solución? ¿Por qué? Escriba las reacciones ocurridas.

2. Pese 1 gramos de CaO y disuélvalo en aproximadamente 10 ml de agua. ¿Qué

compuesto se formo? Escriba la ecuación química correspondiente. Pruebe

con papel tornasol rojo y azul, observa algunos cambios. Si hubo, ¿A qué se

deben esos cambios? Con una pipeta agregue HCL hasta que desaparezca el

color. ¿Cómo se llama el proceso que ocurrió? Realice la ecuación.

3. Obtención de un ácido. En una cuchara de combustión queme una

pequeñísima cantidad de azufre, recoja el gas que se desprende con el

erlenmeyer invertido boca abajo, tápelo con una mano apenas recoja el

gas, ¿Qué compuesto se formo? Agregue aproximadamente 5 ml de agua y

agite hasta que se disuelva el gas en el agua ¿Qué compuesto se formo al

reaccionar el compuesto con el agua? Realizar la ecuación correspondiente.

Con un pedacito de papel tornasol azul y otro rojo, ¿Qué color toma el papel

azul y qué color toma el rojo? Utilice un papel universal y determine el pH

aproximado, ahora agregue 3 gotas de fenolftaleina a la solución ¿Ocurrió

algún cambio de color?

4. Obtención de una sal: En una cápsula de porcelana vierta 10 ml de agua

agregue un trozo pequeño de sodio o potasio no mayor de un grano de arroz.

Espere que reaccione totalmente, ¿Qué se formo? Agregue 2 gotas de

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fenolftaleína, luego agregue HCl, ¿Qué sucedió? ¿Qué demuestra con esto?

Realice la ecuación respectiva. Monte la cápsula de porcelana en un equipo de

calentamiento y caliente hasta que se evapore todo el líquido. Observe con una

lupa los cristales formados. ¿Qué sustancia se formo?

PREGUNTAS:

1. Realice las reacciones que se llevan a cabo en el transcurso de la experiencia

de laboratorio.

2. En forma ordenada de respuesta a cada una de as preguntas formuladas en la

guía de laboratorio.

3. ¿Cuál es la evidencia de que el oxígeno se une con el magnesio, azufre y

sodio?

4. Explica si la reacción del magnesio y el azufre seria más rápida o más lenta en

aire o en oxígeno puro.

5. Investiga sobre indicadores ácido – base.

6. Escriba el nombre de óxidos básicos, óxidos ácidos e hidróxidos formado

naturalmente.

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TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

PRÁCTICA No. 8

OBJETIVO GENERAL:

Determinar mediante evidencias experimentales, el comportamiento de ciertos

reactivos para originar reacciones químicas.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS:

Identificar los diferentes tipos de reacciones químicas.

Representar las reacciones químicas en forma de ecuaciones químicas y

clasificarlas de acuerdo al comportamiento de los reactivos utilizados y los

productos obtenidos.

MARCO TEÓRICO:

Las reacciones químicas de compuestos inorgánicos se pueden clasificar en

cuatro grandes grupos 1. Síntesis o unión directa. 2. Descomposición. 3.

Desplazamiento simple. 4. Doble desplazamiento o metátesis. Los siguientes son

ejemplos generales de cada tipo:

Síntesis A – B AB

Descomposición AB A + B

Desplazamiento A – BC AB + C

Metátesis AB + CD AD + BC

Corno estos procesos no son directamente observables ¿Cómo sabemos cuando

ocurre un cambio químico? Usted sabrá que se ha formado una nueva sustancia

cuando observe la presencia de: (1) un precipitado, (2) un gas, (3) un cambio de

color, (4) un cambio de temperatura. En muchos casos la reducción de un agente

oxidante produce diferentes productos dependiendo del PH de la solución en

donde se lleva a cabo la reacción.

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Page 41: LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL UPC

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En este experimento se vera que el ión permanganato, MnO4, cuando se reduce

en una solución ácida. En la segunda parte del experimento se observaran

algunas reacciones posibles de oxidación – reducción, en donde el metal es el

agente reductor y el ión es el agente oxidante. En la tercera parte se realiza el

cuprizado de una pieza metálica.

MATERIALES Y REACTIVOS:

Mechero de bunsen

Nitrato de plomo

Cloruro de bario

Nitrato de cobre

Sulfato ferroso

Clorato de potasio

Cinta de magnesio

Granallas de cinc

Ácido clorhídrico

Limaduras de hierro

Ácido sulfúrico

Carbonato de sodio

Nitrato de plata

Cloruro de sodio

Pinzas para tubos

Tubos de ensayos

Balanza analítica

Yoduro de potasio

Hidróxido de sodio

Sulfato de cobre

KMnO4

PROCEDIMIENTO:

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Page 42: LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL UPC

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PARTE I: SÍNTESIS O COMBINACIÓN:

Con la ayuda de mechero de Bunsen, se enciende el trozo de cinta de magnesio

que se sujeta con la pinzas para crisol. Anote las observaciones.

PARTE II: DESCOMPOSICIÓN:

Se coloca un gramo de clorato de potasio en un tubo de ensayo, se sujeta con las

pinzas para tubo de ensayo (no dirija la boca del tubo hacia la cara de su

compañero) y se calienta directamente a la llama del mechero; cuando el clorato

se funda y desprenda burbujas, se acerca a la boca del tubo un palillo con un

punto de ignición. Anote las observaciones.

PARTE III: DESPLAZAMIENTO:

Se viertan 3 ml de ácido clorhídrico en un tubo de ensayo y se agrega el trozo de

granalla de cinc. El gas desprendido de la reacción se recoge en otro tubo de

ensayo invertido; una vez que el tubo este lleno de gas, en una misma posición se

lleva a la llama del mechero. Anote las observaciones.

PARTE IV: DOBLE DESPLAZAMIENTO:

Se coloca en un tubo de ensayo 2 ml de solución diluida de yoduro de potasio en

otro 2 ml de solución de nitrato de plomo. Se mezcla el contenido de ambos tubos.

Anote las observaciones. En caso de no disponerse de estos servicios, se pueden

utilizar soluciones de nitrato de plata y cloruro de sodio.

PARTE V: REACCIONES PARA ESTUDAR:

Cada uno de los experimentos siguientes consiste en mezclar volúmenes iguales

de dos soluciones en un tubo de ensayo. Anótese sus observaciones cuando se

mezclan las soluciones.

1. Combine soluciones de carbonato de sodio 0.1 M y ácido clorhídrico

concentrado.

2. Combine soluciones de hidróxido de sodio al 10% y ácido clorhídrico 6 M.

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3. Combine soluciones de cloruro de bario 0.1 M y acido sulfúrico.

PARTE VI: REACCIONES DE ÓXIDO – REDUCCIÓN

1. En un tubo de ensayo prepare 5 mI de solución acuosa concentrada de sulfato

de hierro (II), feSO4.

2. En otro tubo de ensayo prepare otro 5 ml de solución acuosa concentrada de

permanganato de potasio, KMnC4, y agréguele unas gotas de ácido sulfúrico

diluido. Obsérvese el calor de la muestra.

3. A la solución de FeSO4 vierta gota a gota la solución de KMnO4 (preparada en

2), hasta cuando cese el cambio de calor, anótese las observaciones.

PARTE VII

Prepare 5.0 ml de una solución de sulfato de cobre CuSO4, 0.5 M. Limpie bien un

clavo. Primero con acetona y luego con papel de lija para quitarle la grasa y el

óxido. Introduzca el clavo el la solución durante 20 segundos. Sáquelo y observe

que ocurrió en su superficie.

CUESTIONARIO:

1. Escriba las ecuaciones químicas balanceadas de las reacciones para los

experimentos de las partes I a VII.

2. Escribe otro ejemplo de cada tipo correspondiente a las reacciones de las

partes I a VII.

3. Clasifique cada una de las tres reacciones del experimento V.

4. ¿Por qué al agregar la solución de KMnO4 acidulado sobre la solución de

FeSO4 hay cambios de color?

5. ¿Qué le sucedió al KMnO4 y al FeSO4 durante a reacción?

6. Escriba la ecuación balanceada para la reacción entre KMnO4 y FesO4 en

medio ácido.

ESTEQUIOMETRÍA

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PRÁCTICA No. 9

OBJETIVO GENERAL:

Determinar las relaciones de masa en los reactantes y productos mediante la

aplicación de cálculos estequiométricos.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS:

Comprobar en forma experimental, haciendo uso de la balanza, la ley de la

conversación de a materia.

Identificar el reactivo límite y el reactivo en exceso en una reacción química.

Analiza a reacción estequiométrica existente entre reactivos y productos, en

una reacción química.

MARCO TEÓRICO:

ESTEQUIOMETRÍA: Es la parte de la química que establece las relaciones

cuantitativas entre reactantes y productos de una reacción química.

REACCIÓN QUÍMICA: Es la combinación de dos o más sustancias llamadas

reactivos para obtener otras sustancias llamadas productos.

ECUACIÓN QUÍMICA: Es la representación de los reactantes y productos que

intervienen en una reacción química, la cual nos suministra la siguiente

información:

1. Naturaleza de los reactantes y productos.

2. Número relativo de los átomos que hacen parte de un compuesto.

3. Relación en peso o en mol de los reactantes y producto.

4. Relación de volumen, si hay gases.

REACTIVO LÍMITE: Es el reactivo que se consume en la reacción y como su

nombre lo indica, limita la reacción por encontrarse en menor cantidad.

REACTIVO EN EXCESO: Es el reactivo que sobra una vez se ha consumido el

reactivo límite y la reacción ha terminado.

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PUNTO ESTEQUIOMÉTRICO: Es el punto en el cual se alcanza el equilibrio en el

proceso. Cuando el número de moles de los reactantes es exactamente necesario

para que la reacción química sea completa.

EFICIENCIA O RENDIMIENTO: Es la cantidad de sustancia que se obtiene

cuando se tiene en cuenta la pureza, los reactantes y productos de una reacción

química.

PUREZA: Es la cantidad da sustancia contenida en una muestra.

MATERIALES Y REACTIVOS:

Erlenmeyer de 250 ml

Probeta de 200 ml

Balanza

Tubos de ensayo

Beacker

Balón de fondo plano

Tapones de caucho

Ácido sulfúrico

Carbonato de calcio

Nitrato de plomo

Yoduro de potasio

Carbonato de sodio

Bicarbonato de sodio

PROCEDIMIENTO:

1. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA:

Coloque 0.5 gramos de nitratos de plomo en un erlenmeyer. Agregue

aproximadamente 10 ml de agua destilada y agite con el fin de disolver la sal, por

aparte, se coloca 0.5 g de yoduro de potasio en un tubo de ensayo y se agrega

agua destilada, aproximadamente hasta la mitad del tubo; se agite y con ayuda de

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un hilo se amarra y se introduce dentro del matraz y se sostiene con un tapón de

caucho para tapar el matraz. Se coloca el matraz totalmente seco en la balanza y

se pesa todo el sistema. Luego se retira el matraz con cuidado y se inclina de

modo que los dos líquidos se mezclen. Se pesa nuevamente el sistema y se

determina si hubo variación en el peso.

Peso del sistema antes de mezclar en g =

Peso total del sistema después de mezclar en g =

Escribe la ecuación balanceada

Qué pasa con el reactivo y productos de la reacción

PROPIEDADES DE LOS GASES

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PRÁCTICA No.10

OBJETIVOS:

Establecer una relación entre presión y volumen y analizar el efecto de la presión

sobre el volumen a temperatura constante.

INTRODUCCIÓN:

Las llantas de automóviles deben mantener el aire a una presión muy por encima

de la presión atmosférica para que puedan resistir el peso del vehículo. Cuando se

pincha una llanta, se escapa el aire de dentro de la llanta hasta que la presión

interna es igual a la atmosférica. La relación cuantitativa entre el volumen y la

presión de una muestra gaseosa se resume en la ley de Boyle que dice: “A

temperatura constante, el volumen de una muestra gaseosa varía inversamente

con la presión ejercida sobre el gas”; simbólicamente la ley se expresaría así:

V N = Kg 1 cc = 1 ml

V = K P T y P = Cte.

PV = K P1V1 = P2V2

La ecuación (3) se puede establecer como sigue: A temperatura constante, el

producto de la presión por el volumen de una cantidad de gas es constante. De la

ecuación (3) se deduce que:

P1V1 = P2V2 (a T constante)En este experimento se atrapa en una jeringa una cantidad determinada de gas;

luego se aumenta la presión colocando pesos (libros) en el extremo del embolo, la

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X

P

1/V

P

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presión total que actúa sobre el gas comprende el peso de los libros más el peso

de la atmósfera. Podemos escribir simbólicamente:

Presión total = Presión ejercida por los libros+ Ejercida por la atmosfera

Para cada presión ejercida se anotara el volumen del gas. Se graficaran los datos

como volumen contra presión para mostrar la curva típica de una relación inversa.

Se calculara el producto PV para cada conjunto de datos.

PRE-INFORME:

1. Explique la relación que establece la ley de Boyle a temperatura constante.

2. Si se aumenta la temperatura de 32° C a 90°C se cumple la ley de Boyle.

3. En un recipiente sellado, José recibe 15 gramos de N2 a condiciones

ambientales (CN) halle la densidad del gas.

4. ¿Cómo afecta la densidad de los gases? Explique su respuesta.

Lecturas m(g) w = mg v (ml) 1/V

1

2

3

PROCEDIMIENTO:

PARTE I. Observaciones cualitativas comprensibilidad

1. Se puede trabajar con una jeringa de vidrio de unos 25 ml o una de plástico

pequeña hale el embolo hasta la escala de lectura máxima de la jeringa. Tape

con un dedo el extremo de la jeringa y trate de empujar el embolo. Usted está

en esta forma ejerciendo presión sobre el gas en la jeringa. Anote sus

observaciones.

2. Quite dedo del extremo de la jeringa y empuje hacia el fondo el embolo tanto

como sea posible. Coloque su dedo nuevamente sobre la jeringa y trate de

sacar el embolo. Anote sus observaciones.

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EFECTO DE LA PRESIÓN SOBRE EL VOLUMEN DE LOS GASES LEY DE

BUTER

PARTE II. Relación cuantitativa entre presión y volumen del gas

1. Monte el aparato que se muestra en la figura 14.1 empleando una jeringa seca

sin colocar todavía ni el embolo ni el libro. Asegúrese de que el extremo de la

jeringa penetre completamente en el agujero del tapón de caucho, de tal forma

que o se escape aire cuando se haga presión con el embolo.

2. Obtenga 5 o 6 ejemplares del mismo libro o 5 – 6 objetos idénticos que se

puedan usar como se ilustra en la figura 14.1

3. Coloque el embolo en la escala de lectura máxima.

4. Centre con cuidado un libro en la parte superior del embolo. Lea con mayor

precisión posible y anote el volumen de aire atrapado en la jeringa. Registre la

presión en número de libros y el volumen del gas en mililitros. Repita este

procedimiento dos veces retirando el libro y reemplazándolo por otro igual.

5. Coloque otro libro sobre el primero y determine cuidadosamente el volumen 3

veces (no se preocupe si la jeringa no vuelve al volumen original cuando se

retiran los libros esto se debe a la fricción entre el embolo y la jeringa).

6. Continué en esta forma hasta obtener una presión de 5 ó 6 libros.

7. Comenzando con un libro, repita el proceso completo para comprobar los

resultados.

RESULTADOS:

Calcular el volumen promedio del gas en relación con cada presión en libros; es

decir, el volumen promedio para una presión de un libro, el volumen promedio

hará una presión de dos libros, etc.

Graficar lo anterior en papel milimetrado

OBTENCIÓN DE DIÓXIDO DE CARBONO

Toma un matraz o balón de fondo plano limpio y seco, deposite en él una pequeña

cantidad de 10 g de bicarbonato de sodio. En una bolsa o globo coloque unos 20

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mililitros de vinagre, sujete. Luego voltee la bolsa de manera que caiga

rápidamente el vinagre sobre el bicarbonato.

Describa la reacción.

Por qué se infla la bolsa o bomba.

Escribe la ecuación correspondiente.

Cuántos moles y gramos de dióxido de carbono se obtiene a partir de la

cantidad de bicarbonato utilizado.

DESPLAZAMIENTO DE UN LÍQUIDO POR EFECTO DE UN GAS. Pese un

gramo de bicarbonato de sodio y colóquelo en una especie de bolsa hecha con

papel filtro, deposite en un tubo de ensayo con desprendimiento lateral 10 ml de

ácido sulfúrico (tener la precaución de no impregnar las paredes del tubo con a

solución). Coloque la bolsa de pape) filtro con su contenido dentro del tubo en la

parte superior. Coloque un tapón de caucho al tubo y una manguera en el

desprendimiento únalo a un balón de fondo plano que contiene agua por medio de

un tapón, saque otra manguera del balón y llévela a un caso de precipitado.

Montado al sistema mueva el tubo de ensayo, que contiene el ácido sulfúrico y la

bolsa con el carbonato hasta que los dos reactivos se pongan en contacto.

1. Describa la reacción.

2. Qué provoca el desplazamiento del agua.

3. Escribe la ecuación correspondiente.

4. Cuántos moles y cuántos gramos de dióxido de carbono se obtiene a partir de

1 gramo de bicarbonato de sodio.

10 Si se adicione 5 ml de ácido sulfúrico del 95% de pureza y densidad1.84 g/ml ,

5 gramos de bicarbonato de sodio del 90% de pureza

a) ¿Cuál es el reactivo límite?

b) ¿Cuántos moles y gramos de CO2 se producen?

EXPRESIONES DE LA CONCENTRACIÓN

PRÁCTICA No. 11

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PROBLEMA 1

Indique como varía en orden creciente la intensidad de color de cada una de las

series de disoluciones de dicromato de potasio, sulfato de cobre y permanganato

de potasio y su relación con las diferentes formas de expresar la concentración

(molar, normal y % P/N).

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 1

1. Su asesor le asignara a cada grupo de trabajo la preparación de 100 ml de una

disolución de acuerdo a la tabla 1.

2. Pese con cuidado en un vaso de precipitado de 50 ml la cantidad de soluto

asignada.

3. Disuelva el sólido en 20 ml de agua aproximadamente.

4. Coloque un embudo en su matraz aforado y con ayuda de un agitador y la

pipeta, transvase la disolución, lavando varias veces el vaso y el embudo hasta

asegurarse que no queda nada del reactivo en ellos.

5. En el caso del CuSO4, añada 10 ml de amoniaco concentrado antes de

completar el aforo.

6. Afore, coloque el tapón y agite para homogeneizar la disolución.

7. En nueve tubos de ensayo, previamente etiquetado, coloque 5 ml de las

disoluciones preparadas y compare la intensidad de color para un mismo

reactivo.

8. En cada caso coloque los tubos en orden creciente de la intensidad de color

observada.

9. Coloque en la gradilla cinco tubos de ensayo de la misma capacidad y

numérelos del 1 al 5.

10.En el tubo 1 coloque 1 ml de una disolución 0.12 M de permanganato de

potasio y 9 ml de agua. En el tubo 2 coloque 1 ml de la disolución del tubo 1 y

9 ml de agua. Repita la operación de dilución en los tubos siguientes.

11.Observe la intensidad del color.

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REGISTRO DE DATOS Y CUESTIONARIO 1

1. Calcule la molaridad, la normalidad y el % en P/V de cada una de las

disoluciones y registre sus datos en la taba 1, para el cálculo de normalidad

tome en cuenta las siguientes consideraciones:

a. El permanganato actuando en reacciones de oxidorreducción en las que se

obtiene manganeso (II).

b. El dicromato de potasio se reduce a cromo (III).

c. En el cobre no hay cambio en el estado de oxidación solamente se está

considerando una reacción de metátesis.

Peso molecularPeso Equiv. =

Moles de e- transferido por mol de sustancia

Peso formulaPeso Equiv. =

Cambio en el estado de oxidación

TABLA 1

Tubos Moles/l Gr(KMnO4) %p/v N g(K2Cr2O7) %p/v

2. ¿Qué disolución es más concentrada, en cada grupo de reactivos, la 0.01

molar o la 0.01 normal?

3. ¿Hay alguna relación entre la cantidad de sustancia disuelta y la intensidad del

color? ¿Alguna aplicación puede derivarse de esta propiedad?

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4. Indique en orden, creciente como varía la intensidad de color de cada una de

las series de disoluciones de dicromato de potasio, sulfato de cobre y

permanganato de potasio y su relación con las diferentes formas de expresar la

concentración (molar, normal y % P/V), registre sus datos en la tabla 2.

TABLA 2

SUSTANCIA

Permanganato de potasio No ______ No ______ No ______

Dicromato de potasio No ______ No ______ No ______

Sulfato de cobre pentaoxidatado No ______ No ______ No ______

5. Calcule la concentración molar de cada una de las disoluciones del paso 10.

Registre sus datos en la tabla 3.

TABLA 3

Tubo Composición Disolución Molaridad Mole g/mol Moléculas/ml

1 5 ml de 0.09 M 12 1 ml disolución n1 + 9 ml H2O 23 1 ml disolución n2 + 9 ml H2O 24 1 ml disolución n3 + 9 ml H2O 45 1 ml disolución n4 + 9 ml H2O 5

PROBLEMA 2

Identifique a través de la serie de reacciones propuestas, la concentración (0.1 M,

01 N ó 0.1% P/V de las disoluciones problema A, B y C, en cada caso.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL 2

1. Mida con una pipeta 5 ml de disolución de ácido clorhídrico 01 M y colóquelos

en un erlenmeyer.

2. Añada dos o tres gotas de fenolftaleina como indicador.

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3. Utilizando una bureta que contenga disolución de hidróxido de sodio 0.1 M,

valore el ácido del matraz añadiendo poco a poco la sosa hasta obtener un vire

permanente del indicador.

4. Registre el volumen de hidróxido gastado en la tabla 4.

5. Utilice el mismo procedimiento y lleve a cabo todas las valoraciones

propuestas en la tabla 4.

6. Repita por lo menos tres veces cada determinación para mejorar sus

resultados.

7. Repita todos los pasos seguidos para la reacción anterior, pero en vez de ácido

clorhídrico utilice ácido sulfúrico y las cantidades indicadas en la tabla 5,

identifique la concentración (0.1 % P/V, 0.1 M ó 0.1 N) de cada una de las

disoluciones A, B y C de ácido sulfúrico.

8. Registre sus datos en la tabla 5.

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