Manual quimica inorganica 2013

LABORATORIO DE QUÍMICA INORGÁNICA FACULTAD DE CIENCIAS MÉDICAS Y DE LA SALUD

ESCUELA DE FISIOTERAPÍA

Manual de Laboratorio de Química Inorgánica

-

Carrera: Fisioterapia Recopilado y adaptado por: Coordinación de Química del I2QB3 Guatemala, Mayo 2013

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA ÍNDICE DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO No. de Práctica

Título

Página

1

Conocimiento del material de laboratorio

3

2

Mechero y trabajo de Vidrio

8

3

Tipos de enlaces y Modelos Moleculares

15

4

Separación de los componentes de una mezcla

22

5

Determinación de un hidrato

6

Manifestación de electroquímicas

7 8 9 10 11 12

una

29 reacción

química

Preparación de soluciones Cinética y equilibrio químico Gases Propiedades coligativas y estados de la materia Ácidos, bases y amortiguadores Conductividad de electrolitos débiles y fuertes

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y

celdas

34 44 49 59 67 79 89

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Práctica No. 1 Conocimiento del material de laboratorio Introducción Cuando se tiene acceso por primera vez a un laboratorio se debe iniciar con el conocimiento del material y equipo que estarán usándose constantemente. El uso y aplicación de los mismos dependerán en buena medida del objetivo de la práctica, pero es imprescindible familiarizarse con el nombre del equipo que se tendrá a disposición para desarrollar el trabajo, y sus aplicaciones en la ejecución de las operaciones básicas de laboratorio Además de conocer el equipo nos ejercitaremos en el uso de material volumétrico haciendo mediciones de líquidos con la ayuda de pipetas graduadas y volumétricas. Es en esta actividad donde iniciamos con el tema de buenas prácticas de laboratorio.

Objetivos 1. Familiarizarse con el nombre y la aplicación de los materiales utilizados en el laboratorio 2. Que el estudiante aprenda a leer distintas escalas en el equipo de laboratorio.

Alcance  El estudiante se familiarizará con el nombre del equipo de laboratorio y conocerá las aplicaciones de cada uno de ellos en las operaciones fundamentales de laboratorio.  Aprenderá a hacer lecturas del menisco en pipetas y probetas al hacer mediciones de líquidos  Aprenderá a utilizar el bulbo de 3 vías y a medir volúmenes de líquidos con pipetas graduadas Antecedentes MATERIAL DE LABORATORIO. En el laboratorio se utilizan materiales de distinta naturaleza. Así, podemos tener objetos de diferentes materiales: plástico, vidrio, material refractario y metales. Esto es ejemplo de la variedad de materiales que tendrá a disposición. Además de la diversidad de equipo, los objetivos de cada instrumento hacen que su forma y especificaciones sean adecuadas para que cumplan su propósito. Podemos tener equipo para medir volúmenes de líquidos, (Figura A), aplicar energía (Figura B) o equipo de soporte para disponer de los materiales de forma conveniente a nuestras necesidades (Figura C).

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Figura A Manejo de líquidos

0

10

20

30

40

50

Beaker

Erlenmeyer

Balón aforado

Figura B Calentamiento

Bureta

Figura C Material de soporte 0

Pinza para bureta

10

Estufa

20

Mechero Bunsen 4 3 2

5

6

7

4 8

1

11

9

5

6

30

40

7 8

3 2

9 1

1 0

50

Soporte

El manejo de los beaker, erlenmeyer, buretas, balones, etc. se irá desarrollando con cada práctica, pero es necesario conocer la aplicación de cada uno de los recipientes para optimizar el trabajo y desarrollar sus destrezas en el manejo y preparación de reactivos Manual de Química Inorgánica I2QB3

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA ESCALA: Un indicador que tiene una secuencia de marcas, graduada. En química la escala debe ser asociada a una dimensional específica. Así, la escala de una balanza puede estar dada en gramos, pero tener la precisión de leer hasta centigramos.

Materiales -

Regla Bureta Balón aforado Erlenmeyer Beaker de 50 ml Probeta Cápsula de porcelana Vidrio de reloj Tubo de ensayo Pipeta graduada Pipeta volumétrica

-

Varilla de vidrio Soporte Anillo Pinza Universal Pinza para bureta Pinza de tubo de ensayo Pinza para crisol Mechero Bunsen Rejilla con asbesto Triángulo de porcelana Gradilla Pizeta

Cuidados y otros aspectos relevantes de seguridad Recuerde utilizar siempre sus lentes y bata POR NINGÚN MOTIVO ENCIENDA EL MECHERO EN ESTA PRÁCTICA

Formato de presentación de resultados 1. Presente una tabla en la que se indique: a) tipo de cristalería, b) capacidad, c) aplicación 2. Presente un cuadro en el que indique las escalas leídas y el nombre del equipo utilizado para dichas mediciones 3. Dibuje los aparatos armados durante la práctica.

Bibliografía de referencia COGUANOR NGR/ COPANT/ISO/IEC 17 025. Requisitos generales para la competencia de los laboratorios de ensayo y calibración. Guatemala. 30 pp. http://www.measurementuncertainty.org/ EURACHEM guide Quantifying Uncertainty in Analytical Measurement http://www.schott.com/uk/english/products/laboratory/: contiene amplia información sobre cristalería diversa utilizada en el laboratorio http://www.oclc.org/bibformats/en/quality/ ATIS TELECOM GLOSSARY 2000 error-correcting code: http://www.atis.org/tg2k/_errorcorrecting_code.html

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REPORTE DE LABORATORIO No. Nombre: Sección:

Carné:

A

B

C

Nota:

Fecha:

Procedimiento PARTE A. Conocimiento del equipo de laboratorio 1. Escuche con atención la aplicación del equipo que aparece en la sección de materiales.

Anote el siguiente espacio en forma detallada y utilizando un cuadro donde aparezca: a) nombre o tipo de cristalería, b) capacidad, c) aplicación

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA 2. Con el material que se le proporcionó prepare su equipo para los siguientes procedimientos: a. Calentamiento de una cápsula de porcelana, Beaker (vaso de precipitados), tubo de ensayo b. Titulación c. Filtración PARTE B. Lectura de escalas en el equipo de laboratorio 1. Tome la regla que trajo e identifique en ella la “capacidad”, la escala mínima (rango/No. divisiones) . ANOTE ESTOS DATOS. 2. Tome la probeta que se le proporcionó en su lugar y nuevamente determine la escala mínima y la capacidad. ANOTE ESTE RESULTADO

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Práctica No. 2 Mechero y trabajo de Vidrio

Introducción En esta práctica se utilizará el mechero Bunsen como fuente de energía que permite realizar diversas operaciones de laboratorio. Conoceremos los distintos tipos de llama: azul y amarilla. Se empleará el mechero para hacer trabajo de vidrio Objetivos 1. Que el estudiante aprenda el uso correcto del mechero y las características de la llama.

2. Que el estudiante utilice el mechero como fuente de energía en el trabajo de vidrio 3. Que el estudiante utilice el mechero como fuente de energía el proceso de emisión atómica Alcance

 El estudiante aprenderá a utilizar el mechero,  Conocerá los tipos de llama  Aprenderá a cortar, bordear, doblar y estirar vidrio

Antecedentes El mechero Bunsen genera energía a partir de la combustión de un hidrocarburo en presencia de oxígeno.

La reacción que se lleva a cabo en la combustión del propano es la siguiente: CH3CH2CH3 + 5 O2

→ 3 CO2 + 4H20

A continuación se da un detalle de las partes del mechero, y la llama que éste genera.

Espectro de Emisión: Se obtiene un espectro de emisión cuando se le añade energía a un átomo. La adición de energía conduce a que los electrones del átomo pasen de un estado basal a uno de mayor energía, proceso conocido como excitación. Cuando los electrones “caen” de nuevo del estado excitado al estado basal, emiten la energía que han absorbido en forma de radiación electromagnética (calor, luz, etc.). La emisión atómica se utiliza en lámparas de alumbrado público, tales como las lámparas de sodio y las de mercurio. Los tubos de neón utilizan el espectro de emisión de otros gases, tales como el argón y kriptón. En química analítica se emplean técnicas que hace uso del fenómeno de excitación/emisión, tales como la fotometría de llama y la absorción atómica.

El mechero Bunsen genera energía a partir de la combustión de un hidrocarburo en presencia de oxígeno.

La reacción que se lleva a cabo en la combustión del propano es la siguiente: Manual de Química Inorgánica I2QB3

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA CH3CH2CH3 + 5 O2

→ 3 CO2 + 4H20

En la figura No. 2. 1 se da un detalle de las partes del mechero, y la llama que éste genera.

Figura No. 2.1

EL VIDRIO: El vidrio es una combinación de arena y otros minerales que son fundidos juntos a una temperatura muy alta para forma un material que es ideal para un amplio rango de usos: empaque, construcción o fibra óptica.

El vidrio se distingue por su resistencia química frente al agua, soluciones salinas, ácidos, bases y disolventes orgánicos. Únicamente es atacado por ácido fluorhídrico y, a elevadas temperaturas por bases fuertes y ácido fosfórico concentrado.

  

Existen varios tipos de vidrio Vidrio de soda (no soportan cargas térmicas altas) Vidrio borosilicato (alta resistencia al calor, alta resistencia química, resistente a cambios de temperatura) Vidrio de Silicato de Alkali-bario (absorbe rayos X. Ideal para pantallas de television)

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA En el laboratorio se trabaja con una gran variedad de dispositivos de vidrio, y en general los cuidados que deben tenerse con ellos son: -

No calentar material volumétrico Realizar las reacciones exotérmicas como diluír ácido sulfúrico o disolver hidróxidos alcalinos sólidos siempre con agitación -¡y nunca en un matraz aforado o una probeta graduada!)

Materiales proporcionados por el estudiante - Varillas de vidrio de 4mm x 1.2. (Preguntar en el I2QB3) Materiales proporcionados por el laboratorio - Pinza para tubo de ensayo - Plancha refractaria (de ladrillo, azulejo o cerámica) - Mechero Bunsen - Trozos de madera - Azas de nicromo - Vidrios de reloj - Pinza para tubo de ensayo - Plancha refractaria (de ladrillo, azulejo o cerámica) Reactivos

a. b. c. d. e.

Cloruro de sodio Nitrato de potasio Cloruro de bario Cloruro de cobre Cloruro de calcio

(NaCl) (KNO3) (BaCl2 ) (CuCl2 ) (CaCl2)

CUIDADOS Y OTROS ASPECTOS RELEVANTES DE SEGURIDAD  NO DEJE NUNCA LA ZONA DE VIDRIO CALIENTE SOBRE LA MESA, SINO SOBRE LA REJILLA METALICA  NO OLVIDE QUE LA ZONA DE VIDRIO CALIENTE PUEDE PRODUCIR QUEMADURAS  No manipular tubos de vidrio cuyo extremo no haya sido rebordeado adecuadamente  Protegerse las manos con un paño siempre que se trate de presionar un tubo de vidrio. En cualquier caso hacer siempre la presión sin poner las manos en la dirección en se presiona para evitar heridas profundas.

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Bibliografía de referencia González O., Rodolfo. 2002 Manual de Laboratorio. Química General I.Guatemala. USAC pág.20 Brooks ,David W. National Science Foundation.Center for curriculum & instruction, University of Nebraska, Lincoln. 2005 Bunsen Burner. 2005. http://dwb.unl.edu Prácticas de Química Básica del medio ambiente. Universidad rey Juan Carlos. pág 5 y 6 The British Glass Website Types of Glass. 2007, http://www.britglass.org.uk/AboutGlass/TypesofGlass.html BRAND. 2006. Los Vidrios Técnicos Catálogo General 700 Aparatos de laboratorio. Alemania 302 pág

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REPORTE DE LABORATORIO No. Nombre: Sección:

Carné:

A

B

C

Nota:

Fecha:

Procedimiento I PARTE: USO DEL MECHERO 1. Conecte la manguera de su mechero a la llave del gas 2. Verifique que la llave de gas del mechero se encuentre cerrada 3. Cierre totalmente la entrada de aire del mechero 4. Abra la llave del gas y abra parcialmente la llave reguladora del paso del gas del mechero.

5. Aproxime una llama o chispero a la boca del mechero. La llama que se obtiene es de color amarillo y es una llama pobre, de bajo poder calorífico debido a una combustión incompleta por ausencia de oxígeno 6. Abra el paso de aire lentamente. Esto se hace para que, al entrar el oxígeno, la combustión sea completa. La llama se vuelve firme y adquiere color azulado. Esta es la llama que debe utilizarse para calentar 7. Regule la intensidad de la llama. La llama tiene dos zonas, el cono interior se llama cono de reducción y el exterior zona de oxidación.

8. Apague su mechero.

9. Sujete el tubo de ensayo a una pinza de tubo de ensayo 10. Encienda nuevamente su mechero y cierre completamente la llave de aire hasta obtener una llama amarilla.

11. Con mucho cuidado coloque el tubo de ensayo sobre la zona exterior de la llama durante 3 a 5 segundos.

12. Quite el tubo de ensayo de la fuente de energía y anote sus observaciones.

PARTE II. EMISION ATOMICA ESTA PARTE SE REALIZARÁ DE FORMA DEMOSTRATIVA POR EL PROFESOR. USTED SOLO DEBE OBSERVAR Y ANOTAR. 1. Obtenga pequeñas muestras de los cristales de las sales de los siguientes iones metálicos: a. Cloruro de sodio (NaCl) b. Nitrato de potasio (KNO3) Manual de Química Inorgánica I2QB3

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA c. Cloruro de bario d. Cloruro de cobre e. Cloruro de calcio

(BaCl2 ) (CuCl2 ) (CaCl2)

2. Para el desarrollo de esta parte del procedimiento CUIDE DE NO CONTAMINAR LOS VIDRIOS DE RELOJ MEZCLANDO LOS CRISTALES al tomar sus muestras.

3. Ayudado con la pizeta coloque agua desmineralizada en la parte inferior derecha de su plancha cerámica 4. Humedezca su aza con agua desmineralizada y coloque sobre el mechero no deje tanto tiempo.

5. Registre el color de la llama:

6. Impregne ligeramente la punta del aza con los cristales de la sal que corresponda con su rotulación 7. Coloque el aza sobre la llama del mechero, y observe los colores que se generan. Anote este resultado Ión metálico Color de la llama

8. Es importante que el aza esté húmeda todo el tiempo, para disminuír la cantidad de sales a exponer a la llama.

9. Repita este procedimiento con todos los iones disponibles.

10. Cuando haya terminado las rotaciones DEJE LIMPIA el aza ayudado de un palillo de madera y agua desmineralizada. Verifique exponiendo a la llama que su aza esté limpia PARTE III TRABAJO DE VIDRIO MANEJO DEL VIDRIO A. Corte 1. Sujete el tubo de vidrio sobre la mesa.

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA 2. Haga una ranura en la parte superior utilizando una lima triangular. Mueva la lima suavemente, sin hacer demasiada presión.

3. Humedezca la ranura y sujete el tubo con ambas manos poniendo los dedos pulgares en la parte opuesta de la ranura.

4. Presione con los pulgares hacia fuera (lejos de usted) procurando que la presión con todos los dedos sea homogénea, para impedir que la rotura sea quebrada.

B. Rebordeado 1. Coloque el tubo casi verticalmente para poner el extremo agudo del corte en la zona de oxidación de la llama.

2. GIRE para que el calentamiento sea uniforme hasta que se ablande y desaparezcan las aristas del corte. EVITE el ablandamiento excesivo pues podría estrechar el orificio de la varilla.

C. Estirado 1. Sujete el tubo de vidrio colocando el dedo pulgar en la parte anterior (frente) del tubo y los otros dedos en la parte posterior (posterior) 2. Gire el tubo para conseguir calentamiento uniforme. El vidrio debe ponerse totalmente blando.

3. En ese momento presione ligeramente los extremos hacia el centro de la parte blanda hasta que adquiera mayor grosor en la zona caliente.

4. Inmediatamente saque de la llama y estire hasta que el tubo adquiera el diámetro deseado.

D. Doblado 1. Sujete el tubo de vidrio colocando el dedo pulgar en la parte anterior (frente) del tubo y los otros dedos en la parte posterior (atrás) 2. Gire el tubo para conseguir calentamiento uniforme. El vidrio debe ponerse totalmente blando.

3. Saque el vidrio de la llama y doble hasta alcanzar el ángulo deseado.

4. En un tubo bien doblado debe conservarse el diámetro en toda la curva

Formato de presentación de resultados Presente su vidrio trabajado al instructor para su supervisión.

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Práctica No. 3 Tipos de enlaces y Modelos Moleculares

Introducción La materia en general está formada de elementos puros, compuestos puros o mezclas de los anteriores. Sin embargo, son pocos los elementos que se presentan independientes a nivel atómico. El único grupo de la tabla periódica que presenta esta característica son los gases nobles.

Por lo demás, los átomos de los elementos y los de los compuestos se atraen entre sí, formando redes, o formas moleculares muy características.

En esta práctica veremos cómo puede ser la disposición atómica de metales, sales que forman enlaces iónicos y compuestos en donde prevalecen los enlaces covalentes. También se verá lo que son enlaces de coordinación.

Objetivos 1. Que el estudiante comprenda el concepto de enlace.

2. Que el estudiante se familiarice los distintos tipos de enlace: iónico, metálico, covalente, coordinado.

3. Que el estudiante aprenda a diferenciar las distintas partes de un compuesto.

Alcance  El estudiante se familiarizará con los modelos moleculares utilizados en química inorgánica y en química orgánica.  El estudiante utilizará modelos moleculares para construír una red ionica de cloruro de sodio, pentano: un compuesto orgánico, hexafluoruro de azufre, una red metálica, y una red de cloruro de calcio.  El estudiante visualizará la cantidad de asociaciones que puede hacer cada átomo por medio de modelos moleculares, dependiendo del tipo de enlace que se presenta en un compuesto.

Antecedentes EL ENLACE. Atracción electrostática que existe entre dos átomos ENLACE IÓNICO : Enlace en el que uno de los átomos cede uno o más electrones y el otro recibe uno o más electrones.

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA ENLACE COVALENTE Es el enlace en el que dos átomos comparten un par de electrones En este tipo de enlace cada átomo contribuye con un electrón al enlace. Los enlaces covalentes pueden ser polares o apolares,.dependiendo de la diferencia de electronegatividad que exista entre los dos átomos que participan del enlace. Si la diferencia es grande, se tiene un enlace covalente polar. Si la diferencia es nula o menor a 0.2 se tendrá un enlace covalente apolar.

ENLACE COORDINADO Se conoce también como enlace dativo en el que uno de los dos átomos cede los dos electrones.

Esta clase de enlace puede efectuarse entre átomos en donde uno de ellos (átomo A) tiene un par de electrones libres y el otro (átomo B) tiene espacios disponibles en el orbital d. Por lo general suelen ser los metales de transición, como el Cesio y l Cobre REGLA DEL OCTETO Esta regla propuesta por Lewis establece que un átomo diferente al hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia. Es decir, se forma un enlace covalente cuando no hay suficientes electrones para que cada átomo individual complete su octeto.

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO Octeto incompleto: Es una excepción que ocurre en compuestos en los que uno de los elementos que participa en un compuesto no completa 8 electrones de valencia. Ejemplos de átomos que presentan esta excepción es el Berilio, el Boro y el Nitrógeno en algunos compuestos.

Número impar de electrones: Algunas moléculas contienen un número impar de electrones. Un ejemplo e ellos es el óxido nítrico (NO) y el dióxido de nitrógeno (NO 2) Octeto expandido: Ocurre con algunos elementos del tercer período de la tabla periódica en adelante. Un ejemplo de ellos es el hexafluoruro de azufre (SF 6) Materiales proporcionados por el estudiante: - Crayones de madera Materiales -

Modelos moleculares con las siguientes piezas:

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Elemento Hidrógeno (H) Carbono (C) Azufre

Color de la pieza

Tipo de enlace

Blanco

Simple

Negro

Tetraédrica:Alcanos, sustituídos con enlace simple

Amarillo Hexavalente/octagonal Hexavalente/octagonal Coordinado 12 (A) Piramidal

Metal

Gris

Coordinado-8 Coordinado 12 (B)

Halogenos(F, Verde Br, Cl)

Figura

No. Piezas 12 5

C

1

S

13

M

M

6

M

20

M

Tetrahédrica

X

Hexavalente. Red molecular

X

8 4 6

Univalente

36+4 Enlace 5 cm Enlace 3.5 cm Enlace 3 cm

Gris Gris

Enlace 2 cm

Gris

Gris

sp2 alqueno(C=C), carbonilo, (C=O) sp1 alquino (C C), aleno (C=C=C) H-R

16 6 12

Cuidados y otros aspectos relevantes de seguridad NO DOBLE NI CORTE LOS ENLACES QUE SE LE PROPORCIONARON Formato de presentación de resultados 1. Presente un dibujo de cada modelo elaborado por sus compañeros de fila, e incluya el que usted haya elaborado.

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Bibliografía de referencia Cochranes of Oxford molecular models Orbit system and Minit system lattices 2004. UK Chang, R. 2002. Química. 7ª ed. McGraw-Hill. Colombia.

Mortimer, C. E. 1983. Química. Editorial Iberoamérica. México. http://www.oclc.org/bibformats/en/quality/ ATIS TELECOM GLOSSARY 2000 error-correcting code: http://www.atis.org/tg2k/_errorcorrecting_code.html

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REPORTE DE LABORATORIO No. Nombre: Sección:

Carné:

A

B

C

Nota:

Fecha:

Procedimiento PARTE A. Modelo molecular de cristales iónicos: sales inorgánicas 1. Identifique los átomos que representan metales (gris) 2. Identifique los modelos que representan los no metales (verde) 3. Con el material que se le proporcionó prepare una red de acuerdo a la siguiente figura: 4. Liste al menos tres sales que pudieran cumplir con esta red molecular.

ClNa+

Na+ Cl-

Na+ Cl-

Cl-

iónica

Na-

PARTE B. Compuestos que cumplen regla del octeto: compuestos orgánicos 1. Identifique las piezas que representan los átomos del carbono (negro) y los que representan al átomo de hidrógeno H H 2. Arme una molécula del pentano en base a las H H H instrucciones que le de su instructor H C C H H H 3. ¿Cuáles son las diferencia entre este modelo y el C C C anterior?

H

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H

H

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PARTE C. Modelo Molecular de compuestos que no cumplen con la regla del octeto: Hexafluoruro de azufre 1. Identifique la pieza que representa el átomo de azufre (amarilla).

F F F 2. Identifique las piezas que representan al flúor S 3. Utilice los enlaces para construír la figura que se le presenta.

F F F 4. ¿Cuántos electrones de valencia tiene el azufre en este compuesto?

PARTE D Enlaces de coordinación: fluoruro de calcio 1. Identifique los modelos que representan a los metales con 8 enlaces (M) en coloración gris.

2. Tome uno de ellos y únalos a 4 centros de halógenos tetraédricos (X) en un mismo plano utilizando los enlaces grises que tiene a disposición.

3. Una dos de las aristas a un mismo átomo metálico con enlaces gri M X X ses. Continúe hasta formar una figura como la que se muestra.

X M X M 4. Seguidamente una cada metal del plano inferior con dos átomos de M halógenos (X) M 5. Una todos los átomos de halógeno agregado a una pieza de cental de metal (M)de tal forma que quede alineada con la inicial

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA PARTE E. Enlaces metálicos: metales 1. Identifique las piezas en forma de estrella que representan átomos metálicos 2. Utilizando las piezas hexavalentes u los enlaces asociados forme las figuras A,B,C. 3. Forme dos pirámides con las figuras A y C utilizando enlaces y una piezas en forma de trípode para M interconectar.

A C B 4. A cada una de las aristas del hexágono agregue un trípode al centro de las piezas 5. Seguidamente ensamble la pirámide armada al hexágono uniendo la pieza central del hexágono (M) al trípode central de la pirámide A. 6. Utilizando enlaces conecte los átomos de la base de la pirámide a los extremos del enlace.

7. Repita los pasos 15-17 ahora con la pirámide C.

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Práctica No 4.

Separación de los componentes de una mezcla.

Introducción Los materiales que no son uniformes en composición son llamados impuros o heterogéneos, y también conocidos como mezclas. La mayoría de los materiales que encontramos en nuestra vida cotidiana, como la madera y suelo, son mezclas. Cuando dos o más sustancias que no reaccionan químicamente son combinadas, resulta una mezcla.

En esta práctica usted se ejercitará en la separación de los componentes conocidos de una mezcla, para familiarizarse con técnicas de separación de uso común en el laboratorio como lo son sublimación, filtración y disolución.

Objetivos 4. Que el estudiante se familiarice con los términos filtración, sublimación y disolución.

5. Que el estudiante aprenda a utilizar de forma correcta los dispositivos para sublimación, filtración y disolución en el tratamiento de una muestra.

Alcance  El estudiante aprenderá a calcular la proporción de las partes en una mezcla.  El estudiante se iniciará en la práctica de determinaciones gravimétricas.  El estudiante aprenderá a ejecutar las operaciones de laboratorio de sublimación, disolución, concentración, cristalización, secado, decantación y filtración.

Antecedentes Las mezclas son caracterizadas por dos propiedades fundamentales: 1. Cada una de las sustancias en la mezcla mantiene su integridad química 2. Las mezclas son separables en sus componentes por medios físicos.

A diferencia de las soluciones, las mezclas no tienen la misma proporción de los componentes en todas sus partes, así, si dividimos una mezcla en dos, probablemente uno de los componentes estaría en exceso en una de las partes y ligeramente deficiente en la otra.

Si una de las sustancias en la mezcla es preponderante, es decir, excede en mucho la cantidad de las otras sustancias en la mezcla, usualmente llamamos a esta mezcla una sustancia impura y hablamos de las otras sustancias de la mezcla como impurezas.

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Filtración:

Fig. 1 Para filtrar a presión normal se opera tal y como se muestra en la figura 1.

Se trata de filtrar una cantidad pequeña de sólido y es necesario recuperar tanto el sólido como la disolución, se utiliza un embudo con un ángulo aproximado de 60° y un vástago largo, con un papel filtro que, adecuadamente doblado en cono, se adhiera totalmente a las paredes Fig. 2

El papel de filtro se escogerá de forma que su porosidad esté en concordancia con el tamaño de partícula del precipitado. Se colocará como se muestra en la figura 2. Una vez colocado en el interior del embudo, se humedecerá con el líquido de lavado, con el fin de que la superficie externa del papel se adhiera por completo a la pared interna del embudo.

El embudo con el papel de filtro se situará sobre el soporte de forma que el vástago se encuentre en contacto con la pared del recipiente de recogida del filtrado, y a continuación se irá vertiendo el líquido hasta el embudo deslizándolo por la varilla La filtración puede realizarse más rápidamente si la mayor parte del líquido sobrenadante se decanta al papel de filtro. La decantación es un proceso en el que el líquido es cuidadosamente vertido desde el precipitado de forma que se transfiere muy poco sólido al papel de filtro durante la operación. En este paso debe evitarse revolver el precipitado del fondo del vaso Terminada la operación, el sólido que pueda permanecer en el recipiente original se arrastra con ayuda de la varilla y finalmente con pequeñas fracciones de disolvente que al mismo tiempo actuará Manual de Química Inorgánica I2QB3

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA como líquido de lavado. Debe cuidarse mucho que en las adiciones al filtro la disolución no rebase nunca el borde del papel, en ese caso pasaría líquido sin atravesar el filtro y arrastraría al filtrado partículas de precipitado.

Sublimación: Este es el proceso en el que un sólido pasa directamente al estado gaseoso, igualmente es posible pasar del estado gaseoso al sólido sin el aparecimiento del estado líquido.

No todas las sustancias poseen la habilidad de ser sublimadas. Ejemplos de aquellas muestras que sí pueden sublimarse son: yodo, naftaleno y cloruro de amonio.

Decantación: Es el proceso en el que se separa un líquido de un sólido (sedimento), generalmente Materiales Cápsula de evaporación Vidrio de reloj Triángulo de porcelana Soporte Varilla de vidrio Anillo metálico Beaker de 100 ml Beaker de 250ml

Pinza para crisol Desecadora Embudo Papel filtro Pizeta Mechero Bunsen Estufa Plancha refractaria (de ladrillo, azulejo o cerámica)

Reactivos a. Cloruro de sodio (NaCl) b. Cloruro de amonio (NH4Cl) c. Oxido de silicio (SiO2) CUIDADOS Y OTROS ASPECTOS RELEVANTES DE SEGURIDAD  TENGA CUIDADO CON LOS RECIPIENTES CALIENTES, PUEDE QUEMARSE. Formato de presentación de resultados Elabore un cuadro en el que especifique el proceso utilizado y el componente separado de la mezcla original Informe final 1. Investigue acerca del proceso de recristalización para la separación de impurezas de una mezcla.

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Bibliografía de referencia Skoog, D.A., West, D.M. 1982. Fundamentals of Analytical Chemistry. 4th. Ed. U.S.A. Sanders College Publishing. Pags. 40-43 Brooks ,David W. National Science Foundation.Center for curriculum & instruction, University of Nebraska, Lincoln. 2005 Bunsen Burner. 2005. http://dwb.unl.edu Prácticas de Química Básica del medio ambiente. Universidad rey Juan Carlos. pág 5 y 6 Brown, T. et. Al. 1991. Chemistry, the Central Science. U.S.A. Prentice Hall

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REPORTE DE LABORATORIO No. Nombre: Sección:

Carné:

A

B

C

Nota:

Fecha:

Procedimiento La mezcla que va a separar contiene tres componentes: cloruro de sodio (NaCl), cloruro de amonio (NH4Cl) y óxido de silicio (SiO2). Su separación se va a llevar a cabo por calentamiento para sublimar el NH4Cl, luego se hará la extracción del NaCl con agua, y finalmente se secará el SiO 2 remanente de acuerdo con el esquema que se presenta en el anexo de la presente guía.

I PARTE: A. Separación del cloruro de amonio en la mezcla Fig. 4 1. Arme un aparato de calentamiento, utilizando el triángulo de porcelana para soporte de su cápsula (ver figura 4 pero sin el vidrio de reloj) 2. Agregue su muestra a la cápsula de evaporación 3. Coloque la cápsula que contiene su muestra sobre el sistema de calentamiento que armó y caliente con el mechero. Utilice llama azul para este propósito.

4. Tome su varilla de vidrio y agite la mezcla mientras ocurre la sublimación. ¿Qué le ocurre a la varilla?

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA 5. Cuando termine la emanación de gases apague su mechero y deje enfriar su cápsula hasta que alcance la temperatura ambiente.

B. Extracción del cloruro de sodio 1. Mida 10 ml de agua desmineralizada con la probeta de 10 ml.

2. Cuando su cápsula esté fría agregue los 10ml de agua a la cápsula que ahora ya sólo contiene arena y cloruro de sodio, y agite suavemente con su varilla de vidrio por espacio de 5 minutos.

3. Arme un aparato de filtración. Para ello solicite un papel filtro Whatman # 1 y utilice el beaker de 100ml, para recibir el filtrado.

4. Decante el líquido hacia un sistema de filtración cuidando de no derramar solución.

5. Agregue consecutivamente 2 porciones de 5 ml de agua a la muestra contenida en la primera cápsula de porcelana y decante hacia el beaker. .

6. Lave el filtro utilizando la pizeta con agua desionizada 7. Caliente su beaker hasta que de la muestra quede aproximadamente 10 ml 8. Cubra su beaker con el vidrio de reloj para evitar que se proyecte la sal y caliente hasta sequedad.

C. Recuperación del Oxido de silicio 1. Revise con cuidado el papel filtro utilizado en la extracción del NaCl. Recupere los granos de arena que pudieran haber quedado y transfiéralos a la cápsula de evaporación que contiene el grueso de SiO 2 2. Encienda su estufa hasta el No. 6 de la escala de calor y coloque su cápsula sobre ella para secar completamente su tercer componente de la mezcla 3. Anote sus observaciones:

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ANEXO Diagrama de flujo del procedimiento

Mezcla de NH4Cl NaCl SiO2

Calentar a 520°C

NH4Cl Se sublima

El residuo remanente luego de calentar

Extracción con H2O

NaCl Solución

NaCl SiO2

El residuo de la extracción

SiO2 húmedo

Caliente a sequedad

NaCl

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Caliente sequedad

SiO2

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PRÁCTICA No. 5 Determinación de la formula química de un hidrato

Introducción En química inorgánica, los llamados “hidratos” son moléculas que contienen agua que pueden estar ligadas a un núcleo metálico o se encuentran cristalizadas en el complejo metálico.

Esta agua se puede liberar cuando la molécula es sometida a una temperatura alta, la red se rompe y deja escapar una o más moléculas de agua. En esta práctica se calculara la cantidad de agua que posee una sal hidratada por medio del calentamiento y luego se calculara la cantidad de moles de agua que posee la molécula.

Objetivos 1. Determinar de formula experimental la fórmula de un hidrato.

2. Determinar la composición porcentual del hidrato.

3. Comparar los resultados obtenidos con los datos teóricos.

Alcance  El estudiante logrará determinar mediante la estequiometría la relación entre los compuestos de una molécula.

Antecedentes El agua, o los elementos que la forman, pueden encontrarse en una amplia variedad de materiales. El método que se utiliza para saber la cantidad de agua que hay en estos materiales dependerá del estado del agua en la muestra. Esta puede estar de la siguiente forma: Agua no esencial: Esta retenida por fuerzas no químicas. En forma común se le conoce como humedad.

Agua higroscópica: Se encuentra adsorbida sobre la superficie de las partículas; se analiza por desecación en una estufa a 110°C. Agua incluida: También llamada agua ocluida, está presente en los minerales. Para eliminarla se necesitan temperaturas arriba de los 100°C. Agua esencial: Está presente en el compuesto como parte de la composición estequiometria.

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Agua de hidratación: El agua está unida por medio de fuerzas coordinadas covalentes, que son más débiles que las fuerzas electrovalentes o covalentes, por lo que es más fácil eliminar el agua.

Agua de constitución: El hidrógeno y el oxigeno están unidos dentro de los compuestos por fuerzas de valencia primaria, se pueden convertir con frecuencia en agua por descomposición de compuesto.

Muchas sales se encuentran en la naturaleza formando hidratos, es decir como agua de hidratación. El número de moles de agua por mol del hidrato es usualmente una constante de acuerdo con la ley de la composición definida. Por ejemplo, el cloruro férrico comercial se puede obtener como FeCl3.6H2O y el sulfato de sodio como Na2SO4.10H2O. En esta práctica se va a determinar el número de moles de agua que se combina con cada mol de la sal asignada. Cuando se caliente la sustancia ocurre la siguiente reacción:

En donde AB representa cualquier sal deshidratada. Si se puede determinar el peso de agua perdida cuando una cantidad conocida de AB. xH 2O es calentada, entonces es posible calcularla razón molar de agua a AB a partir de los pesos moleculares de los reaccionantes:

y

Para determinar el número de moles de agua por mol de AB (Es decir X) simplemente se obtiene la razón:

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Materiales y reactivos para cada estudiante o cada grupo de trabajo: Materiales: -

Tubo de ensayo Pinza para crisol Plancha cerámica Balanzas** Mechero Chispero Anillo de metal Gradilla

Reactivos: -

Puede utilizarse cualquiera de las siguientes sales: ** BaCl.xH2O MgSO4.xH2O CuSO4.xH2O CaSO4.xH2O

** Material por mesa de trabajo CUIDADOS Y OTROS ASPECTOS RELEVANTES DE SEGURIDAD  UTILICE BATA Y LENTES TODO EL TIEMPO.  NO COLOCAR EL TUBO DE ENSAYO CALIENTE EN LA GRADILLA. Bibliografía de referencia Chang, 2002. Química. 7ª. Ed. Editorial McGraw-Hill.Colombia.999 pág.

Bocaletti de Estrada, Sandra. 2002 Determinación de la fórmula de un hidrato Guatemala. UVG. Mortimer, C. E. 1983. Química. Editorial Iberoamérica. México.

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REPORTE DE LABORATORIO No. Nombre: Sección:

Carné:

A

B

C

Nota:

Fecha:

Procedimiento 1. Pesar el tubo de ensayo y anotar.

2. Introduzca un poco de sal hidratada en el tubo.

3. Pesar el tubo junto con la sal y anotar los resultados.

4. Caliente el tubo con la muestra (recuerde utilizar las pinzas para esta operación) y observe todos los cambios que ocurran y anote sus observaciones

5. Caliente flameando suavemente por todos lados durante 5 minutos. . (Recuerde no colocar el tubo caliente en la gradilla) 6. Cuando el tubo se haya enfriado a temperatura ambiente, péselo y anote el resultado en el cuadro dispuesto para esto.

7. Para asegurarse que se ha alcanzado un peso constante, ponga el tubo a calentar nuevamente durante 5 minutos.

8. Repita el enfriamiento y la pesada anotando los resultados en el cuadro dispuesto para esto.

(Este peso debería ser muy cercano al primero, de no ser así, repita el calentamiento nuevamente) Manual de Química Inorgánica I2QB3

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Primer calentamiento

Segundo calentamiento

Tercer calentamiento

Peso del tubo de ensayo

9. Calcule el número de moles de agua por mol de sal haciendo uso de sus datos.

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PRÁCTICA No. 6 Manifestación de una reacción química y celdas electroquímicas

Introducción En muchos procesos industriales es inherente la transformación de la materia. Al decir transformar podemos estar hablando de un cambio de estado de la materia conservando la naturaleza de la misma, o por el contrario de la fabricación o síntesis de un producto nuevo.

Cuando estamos creando un producto nuevo se ve involucrada entonces una reacción química. A nivel industrial podemos ver que las reacciones químicas son la base de varios procesos, tales como la preparación de baterías, la obtención de cal viva (CaO), la preparación de jabón, y así podemos encontrar varios ejemplos más .

Las reacciones no son ajenas a nuestra vida diaria. Observamos fenómenos naturales en donde aparece sarro en una olla (precipitación), donde se oxidan portones o balcones (óxido reducción), e incluso sentimos alivio cuando tomamos un antiácido (neutralización). Cada uno de estos procesos tipifican reacciones características en química inorgánica.

Objetivos 1. Que el estudiante entienda el concepto de reacción.

2. Que el estudiante evidencie, por medio de ejercicios sencillos, las manifestaciones de una reacción química.

3. Que el estudiante se familiarice con las reacciones de óxido-reducción.

4. Que el estudiante asocie las celdas electroquímicas a reacciones de óxido-reducción.

5. Que el estudiante se familiarice los distintos partes de una celda electroquímica: cátodo, ánodo, puente salino.

Alcance El estudiante evidenciará los procesos de reacciones químicas en base a los siguientes ejemplos:  Formación de gases mediante la reacción entre el ácido acético y el bicarbonato de sodio  Formación del precipitado de sulfato de calcio a partir de una solución de cloruro de calcio y sulfato de sodio en solución.  El estudiante visualizará una aplicación de las celdas electroquímicas al lograr encender una pequeña “bombilla”.

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Antecedentes REACCIÓN QUÍMICA: Proceso en el que una sustancia (o sustancias) cambia para formar una o más sustancias nuevas (Chang, 2002 ).

Para poder determinar si ha ocurrido una reacción, es necesario que se registre la evidencia de un cambio con respecto a la materia (reactivo/s) original. Esta evidencia puede ser de varios tipos, entre ellos: cambio de color, formación de precipitados, cambio en el pH, formación de gases, emisión de luz, generación de corriente eléctrica, cambios en la temperatura debido a la generación o absorción de calor, etc.

Cambios en el pH: Este cambio sucede cuando reacciona un ácido y una base, para formar sal y agua. (Skoog,2001 )

(1) Formación de gases: Algunas bases carbonatadas generan CO2 en las reacciones de doble desplazamiento, por lo que estas reacciones vienen a ser también reacciones de descomposición. Por ejemplo

Formación de precipitados: La reacción de precipitación un tipo común de reacción en disolución acuosa que se caracteriza por la formación de un producto insoluble o precipitado. Un precipitado es un sólido insoluble que se separa de la disolución. En las reacciones de precipitación por lo general participan compuestos iónicos.

En esta reacción la flecha en dirección hacia abajo indica que éste es el precipitado.

Reacción de oxido-reducción: Son reacciones consideradas de transferencia de electrones. Las reacciones de oxidación-reducción abarcan desde la combustión de combustibles fósiles hasta la acción de los blanqueadores de ropa domésticos.

Un ejemplo de óxidreducción aparece en las siguientes semireacciones: 2Mg→ 2Mg2+ + 4e-

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Semireacción de oxidación (libera electrones)

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA O2 + 4e- → 2O2-

Semireacción de reducción (recibe electrones) Electroquímica: Rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química.

Los procesos electroquímicos son las reacciones de oxidación reducción que: 1. La energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad (celda galvánica) 2. La energía eléctrica se usa para causar una reacción no espontánea (celda electrolítica) CELDA GALVÁNICA.

(Chang, 2006)

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Materiales y reactivos para cada estudiante o cada grupo de trabajo: Materiales: Para la parte de reacciones: - 2 Cápsulas de porcelana - 1 vidrio de reloj - 1 Imán - 1 Espátula pequeña - 1 Mechero - Chispero - 1 Rejilla de metal - 1 Anillo de metal - Soporte universal - 1 Plancha cerámica - 1 Pinza para cápsula - 7 tubos de ensayo - 1 Gradilla

Reactivos: Para la parte de reacciones: - Limaduras de hierro (Tubo rosca c/tapadera) - Azufre en polvo (Caja petri c/cuchara) - Sulfato de cobre II pentahidratado (Tubo rosca c/tapadera) - Cloruro de calcio al 15% (Gotero) - Sulfato de sodio 10% (Gotero) - Carbonato de sodio (Tubo rosca c/tapadera) - Ácido clorhídrico concentrado (Gotero) - Ácido sulfúrico concentrado (Gotero) - Hidróxido de sodio 1 N (Gotero) - Gotero con fenolftaleína (Gotero) - Zinc en granallas (Tubo c/rosca)

Para la parte de celdas - 2 Beaker de 10 mL - Alambre de cobre - Manguera (para hacer el puente) - Algodón (para hacer el puente) - 1 Beaker 30 mL (para hacer el Para la parte de celdas puente) - 5 mL de Sulfato de Zinc (ZnSO4) - Lija 1M (Beaker con 50 mL por mesa - 1 Multímetro de trabajo) - 1 Led - 5 mL Sulfato de cobre (CuSO4) 1M (Beaker con 50 mL por mesa de trabajo) - 2 Probetas de 10 mL (por mesa de trabajo) - Cloruro de sodio (para hacer el puente) - 1 Lámina de zinc - 1 Lámina de cobre

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA CUIDADOS Y OTROS ASPECTOS RELEVANTES DE SEGURIDAD  TENGA CUIDADO AL MANEJAR SUS SOLUCIONES, PUES SON CORROSIVAS.  EN CASO DE QUE LAS SOLUCIONES ENTREN EN CONTACTO CON LA PIEL LAVAR DURANTE 15 MINUTOS CON AGUA DEL CHORRO.  NO MEZCLE LOS DESECHOS SÓLIDOS GENERADOS EN ESTA PRÁCTICA.  NO INTRODUZCA EL METAL DE COBRE EN LA SOLUCIÓN DE ZINC  NO INTRODUZCA EL METAL DE ZINC EN LA SOLUCIÓN DE COBRE  NO DESCARTE SUS METALES, SON RECICLABLES.  UTILICE BATA Y LENTES TODO EL TIEMPO

Bibliografía de referencia Chang, 2002. Química. 7ª. Ed. Editorial McGraw-Hill.Colombia.999 pág.

Bocaletti de Estrada, Sandra. 2002 Titulación redox del manganeso. Guatemala. UVG. Mortimer, C. E. 1983. Química. Editorial Iberoamérica. México.

Prácticas de Química Básica del medio ambiente. Universidad rey Juan Carlos. pág. 5 y 6 Práctica de Química Inorgánica 2009. Universidad Mariano Gálvez, Facultad de Medicina.

Skoog, D, et.al.2001. Química Analítica 7a. ed Editorial McGraw-Hill México.795 pág.

ATIS TELECOM GLOSSARY 2000 error-correcting code: http://www.atis.org/tg2k/_errorcorrecting_code.html

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REPORTE DE LABORATORIO No. Nombre: Sección:

Carné:

A

B

C

Nota:

Fecha:

Procedimiento PARTE I: Manifestación de una reacción: A. Hierro y Azufre 1. En una cápsula de porcelana colocar una pequeña porción de limaduras de hierro (menos de 0.5g, no es necesario que lo pese) y la misma cantidad de azufre en polvo.

2. Mezclar ambas revolviendo con una espátula.

3. Colocar esta mezcla sobre una hoja de papel.

4. Pasarle el imán por debajo del papel sin tocar la mezcla.

5. Observe, anote y explique lo que ocurre.

6. Regresar la mezcla a la cápsula de porcelana y taparla con un vidrio de reloj.

7. Armar un aparato de calentamiento con el mechero, rejilla, anillo y pedestal. Colocar la cápsula de porcelana sobre la rejilla y proceder a calentar.

8. Esperar hasta que ocurra una transformación en ambas sustancias. Observe y anote lo que sucede, principalmente en la formación de vapores de SO2:

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA 9. Dejar enfriar y colocar la mezcla nuevamente en la hoja de papel.

10. Pasarle el imán por debajo del papel sin tocar la mezcla.

11. Observe, anote y explique lo que ocurre:

B. Sulfato de cobre 1. En una cápsula de porcelana colocar una pizca de cristales de sulfato de cobre (II) pentahidratado.

2. Armar un aparato de calentamiento con el mechero, rejilla, anillo y pedestal. Colocar la cápsula de porcelana sobre la rejilla y proceder a calentar primero en forma suave, luego vigorosamente.

3. Dejar enfriar la cápsula y su contenido (si la cápsula está caliente, puede quebrarse al agregar el agua, por lo que debe dejar enfriarla.)

4. Agregar poco a poco 3 gotas de agua o hasta que el contenido de la cápsula se moje completamente. (No agregue mucha agua porque se disuelve la sal) 5. Observe, anote y explique los cambios que ocurrieron:

C. Cloruro de Calcio y Sulfato de Sodio 1. En un tubo de ensayo agregue 10 gotas de cloruro de calcio CaCl 2 al 15%.

2. Agregue a su tubo de ensayo solución de sulfato de sodio Na 2SO4 10% gota a gota 3. Observe, anote y explique los cambios que ocurrieron:

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA D. Carbonato de Sodio y Ácido Clorhídrico (CUIDADO!!! Trabajara con material corrosivo) 1. Colocar aproximadamente 0.1 g de Carbonato de sodio (no es necesario que pese) en un tubo de ensayo.

2. En otro tubo de ensayo colocar 2 mL (para medir cuente 40 gotas) de ácido clorhídrico concentrado.

3. Con mucho cuidado verter el ácido al tubo que contiene el carbonato de sodio.

4. Observe, anote y explique los cambios que ocurrieron:

E. Hidróxido de Sodio y Ácido Sulfúrico (CUIDADO!!! Trabajara con material corrosivo) 1. En un tubo de ensayo colocar 2 mL de NaOH solución y en otro tubo de ensayo colocar 2 mL de H2SO4 concentrado (Medir ambas soluciones contando las gotas 20 gotas = 1 mL) 2. Agregar 3 gotas de fenolftaleína al tubo de ensayo que contiene el NaOH 3. Dejar caer con mucho cuidado el ácido al tubo que contiene el hidróxido de sodio 4. Observe, anote y explique los cambios que ocurrieron:

F. Zinc y Ácido Clorhídrico 1.

2.

3.

4.

En un tubo de ensayo colocar una granalla de zinc.

En un segundo tubo colocar 10 gotas de HCl concentrado.

Verter el ácido en el tubo que contiene la granalla Observe, anote y explique los cambios que ocurrieron:

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PARTE II: Celda electroquímica A. Preparación de soluciones para la celda electroquímica 1. Utilizando una probeta mida 5ml de CuSO4 1M y transfiera a un beaker de 10 ml.

2. Utilizando una probeta mida 5ml de ZnSO4 1M y transfiera a un beaker de 10 ml.

B. Conexión de los electrodos a la “bombilla” 1. Tome dos segmentos de alambre de cobre de aproximadamente 10 cm.

2. Lije cada uno de los 4 extremos del alambre.

3. Tome un segmento de alambre lijado y conéctelo a un segmento de Zn metálico de 2.5cm x 1 cm.

4. Tome el otro segmento de alambre lijado y conéctelo a un segmento de Cu metálico de 1cm x 2.5 cm.

5. Conecte el alambre de cobre unido al Cu metálico, con el led de 1V 6. Conecte el alambre de cobre unido al Zinc metálico con el led de 1V C. Puente salino (Se le entregará el puente salino) 1. En un beaker de 30 ml pese 1g de NaCl. 2. Agregue agua con una pizeta lentamente y agite constantemente.

3. Su sal no debe quedar completamente disuelta, pues el propósito es preparar una solución saturada de este compuesto.

4. Conecte uno de los extremos de su manguera a una jeringa.

5. Llene la manguera con su jeringa, dejando que la solución llegue hasta la jeringa.

6. Saque la manguera del beaker que contiene la solución y coloque en el extremo libre un poco de algodón.

7. Si es necesario presione la jeringa para llenar nuevamente la manguera.

8. Coloque su manguera con los extremos hacia arriba para no derramar su solución. Este puente solamente será útil si no tiene burbujas interiores.

D Completando la celda galvánica 1. Sumerja un extremo del puente salino en el beaker que contiene la solución de CuSO4, y el otro extremo en la solución de ZnSO4 2. Tome sus electrodos conectados al multímetro y sumerja el Zn metálico en la solución de ZnSO4, y el Cu metálico en la solución de CuSO4 Manual de Química Inorgánica I2QB3

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA 3. Anote sus observaciones y la medición de voltaje obtenida de la celda.

4. Trabaje con un compañero de mesa para hacer una celda en serie. Anote el voltaje obtenido de hacer esta asociación.

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PRÁCTICA No 7 Preparación de Soluciones

Introducción Diariamente estamos en contacto con soluciones, como ejemplos podemos mencionar un enjuague bucal, el refresco que tomamos en el almuerzo e incluso las lágrimas y el sudor que secretamos de nuestro organismo. Y este es el concepto más difundido de solución, que está en fase líquida. Pero no es así. Una solución puede estar en cualquier fase de la materia, es el mismo aire que respiramos, (fase gaseosa) o la soldadura del portón de tu casa (fase sólida). Por lo tanto el término solución es más amplio.

Pero así como el gusto sabe diferenciar una taza de café que tiene una cucharada de azúcar de otra que tiene cinco, en química debemos diferenciar y definir la concentración de las soluciones, y expresarla en términos apropiados.

En esta práctica se prepararán distintas soluciones y se aprenderán las principales unidades y dimensionales utilizadas para definir concentración.

Objetivos 1. Que el estudiante se familiarice con el término solución y que logre distinguir entre las unidades de solución expresadas como: a) porcentaje (p/v) y (p/p), b) Molar (M) c) molal (m) 2. Que el estudiante se familiarice con los procedimientos para preparar soluciones de distinta concentración.

3. Que el estudiante se ejercite con el uso de los dispositivos y materiales para la preparación de soluciones.

Alcance    

Distinguirá entre las distintas unidades para preparar soluciones.

Aprenderá el uso correcto de los balones aforados y las pipetas volumétricas.

Se familiarizará con el término afore.

Se familiarizará con el uso de la balanza.

Antecedentes Una solución es una mezcla homogénea de una o más sustancias dispersadas dentro de un medio disolvente. El componente de mayor proporción es quien actúa como solvente (también llamado disolvente), mientras que los que se encuentren en menores proporciones (puede ser uno o más) son los llamados solutos. Las propiedades de la solución no dependen tanto del tamaño de las moléculas sino de la cantidad de ellas presentes en una cantidad específica de la solución.

Se conoce como dilución al proceso por el cual la concentración de una solución dada se disminuye a través de la adición de solvente. Generalmente, la concentración de una dilución se expresa especificando la cantidad (ya sea en peso o en volumen) de la solución original que luego Manual de Química Inorgánica I2QB3

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA se llevó a un volumen final total. Por ejemplo, una dilución 1:5 (uno en cinco) se refiere a llevar un volumen (o peso) de una sustancia o solución de concentración conocida a un total de cinco volúmenes (o pesos).

SOLUCIONES EXPRESADAS EN BASE AL VOLUMEN DE LA SOLUCION Concentración al x% (p/v): Es el número de gramos de soluto que hay en 100ml de solución % (p/v) = g soluto x 100. ml solución Concentración molar (M): La molaridad M, expresa los moles1 de soluto contenidos en un litro de solución

Afore

M= 25ml

moles .

1 l solución

Balón aforado

Las soluciones expresadas en base al volumen de solución se preparan en balones aforados, de capacidad definida hasta aforar la solución, es decir, llevar el menisco a la marca correspondiente.

SOLUCIONES EXPRESADAS EN BASE A LA MASA DE LA SOLUCION Concentración al x% (p/p): Es el número de gramos de soluto que hay en 100g de solución % (p/p) = g soluto x 100. g solución Concentración molal (m): Es el número de moles de soluto que hay en 1Kg de solvente 5 4 3

6

2.53 g 7

2 1

11

8

3

9

2

5 4

6

7 8 9

1

10

m = moles soluto Kg solvente

.

Las soluciones expresadas en base a la masa de la solución se preparan en una balanza, siendo muchas veces, la masa del soluto aditiva a la del solvente hasta llegar a la masa de solución que deseamos preparar.

1

Un mol es una unidad fundamental que describe la cantidad de una especie química. El peso de un mol de una sustancia es su peso fórmula expresado en gramos.

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Beaker de 150 ml Beaker de 100 ml Balón aforado de 100 ml Pizeta Varilla de agitación Embudo de vidrio Balanza

Reactivos d. Cloruro de sodio (NaCl) e. Bicarbonato de sodio (NaHCO3) CUIDADOS Y OTROS ASPECTOS RELEVANTES DE SEGURIDAD  TENGA CUIDADO CON EL MANEJO DE LA BALANZA. NO DEBE DERRAMAR AGUA SOBRE ESTE EQUIPO  Al tomar un REACTIVO SÓLIDO O LÍQUIDO de un frasco debe evitarse su contaminación teniendo en cuenta lo siguiente:  La parte interna del tapón del frasco de los reactivos nunca se pone sobre la mesa u otras fuentes de contaminación.  Un reactivo sólido se saca del frasco mediante una espátula limpia y seca.  A un MATRAZ AFORADO NO SE LE DEBE CALENTAR ni adicionar líquidos calientes, y el afore debe hacerse lenta y cuidadosamente Formato de presentación de resultados 1. Por medio de cálculos, determine cuál es la concentración molar (M) de la solución de cloruro de sodio NaCl 5% 2. Por medio de cálculos determine cuál es la concentración molal (m) de la solución de bicarbonato de sodio NaHCO3 Bibliografía de referencia González O., Rodolfo. 2002 Manual de Laboratorio. Química General I.Guatemala. USAC pág.20 Brooks ,David W. National Science Foundation.Center for curriculum & instruction, University of Nebraska, Lincoln. 2005 Bunsen Burner. 2005. http://dwb.unl.edu Prácticas de Química Básica del medio ambiente. Universidad rey Juan Carlos. pág 5 y 6 Manual de Química Inorgánica I2QB3

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REPORTE DE LABORATORIO No. Nombre: Sección:

Carné:

A

B

C

Nota:

Fecha:

Procedimiento Cálculos Previos: 1. Calcule los gramos de NaCl necesarios para preparar 100 ml de una solución al 2% (p/v) de NaCl. 2. Calcule los gramos de bicarbonato de sodio NaHCO3 necesarios para preparar 50ml de solución 3% (p/p)

I PARTE: A. Preparación de una solución al 2% de NaCl (p/v) 1. Tare en su balanza un beaker de 100 ml.

2. En el beaker de 100 ml que taró previamente, pese exactamente la cantidad de cloruro de sodio (NaCl) necesario para hacer 100 ml de una solución al 2% de NaCl. 3. Mida 40 ml de agua desmineralizada y agréguelos cuidadosamente al beaker que contiene su reactivo.

4. Homogenice la solución utilizando la varilla de vidrio para disolver su sal.

5. Transfiera cuantitativamente la solución a su balón, ayudándose con la varilla de vidrio.

6. Lave el beaker con la pizeta que contiene agua desmineralizada y transfiera el lavado al balón que contiene la solución.

7. Repita nuevamente el paso 5, cuidando de no sobrepasar el volumen deseado de solución.

8. Ajuste el menisco en la probeta utilizando la pizeta.

9. Anote sus observaciones

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA

II PARTE: B. Preparación de una solución 3% de NaHCO3 (p/p) 1. Lleve su beaker de 150 ml a la balanza y tare.

2. Pese exactamente la cantidad de bicarbonato de sodio necesario para hacer 50 g de una solución 3% (p/p) de bicarbonato.

3. SIN QUITAR EL BEAKER DE LA BALANZA, agregue agua hasta ajustar un peso total de 50g de solución 4. Ayudado con la varilla de vidrio, disuelva la solución hasta homogeneizar.

5. Anote sus observaciones.

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Introducción

PRÁCTICA No. 8 Cinética y equilibrio químico

No todas las reacciones químicas producen resultados de forma inmediata. Es más, la mayoría de reacciones que se realizan en el laboratorio requieren de un período de tiempo antes de alcanzar un punto de equilibrio dinámico. La velocidad de una reacción hasta alcanzar dicho equilibrio depende de los siguientes factores: temperatura, concentración de reactivos y productos, estado físico de los reactivos y uso de catalizadores.

En esta práctica se demostrará el efecto de la concentración de los reactivos en la velocidad de reacción, utilizando como ejemplo una reacción conocida como el reloj químico de yodo.

Opcionalmente también se sugieren algunas variantes para determinar el efecto de la temperatura en la velocidad y la ecuación de velocidad de reacción. Además, se demostrará el principio de Le Châtelier, verificando el desplazamiento del equilibrio en la formación del complejo de tiocianato de hierro.

Objetivos 1. Que el estudiante prepare un “reloj químico” de yodo.

2. Que el estudiante determine el efecto sobre el tiempo para completar una reacción que tiene cambiar a) la concentración de reactivos y b) la temperatura de las soluciones.

3. Que el estudiante observe, por medio de cambios físicos, el efecto de modificar la concentración de reactivos o productos en una reacción en equilibrio.

4. Que el estudiante se familiarice con los términos “equilibrio químico” y “velocidad de reacción”.

Antecedentes Velocidad de reacción: La velocidad de una reacción homogénea se define como el cambio del número de moles de un reactivo o un producto (debido a la reacción), por unidad de tiempo y unidad de volumen de la mezcla reaccionante: Tomando en cuenta la reacción general siguiente: aA + bB

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cC + dD

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Entonces la velocidad de reacción estará dada por:

1 CA a dt

1 CB b dt

1 CC c dt

1 CD d dt

donde a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos de los compuestos A, B, C y D en la reacción, respectivamente, y CA, CB, CC y CD son las concentraciones de los mismos compuestos.

Reloj químico: Una solución de ácido sulfúrico (H+) es agregada a una solución de yodato tiosulfato (HSO3-) y almidón. Una reacción lenta forma el anión triyoduro (I3-), que reacciona rápidamente con el tiosulfato (HSO3-), hasta que el tiosulfato es consumido. El exceso de triyoduro reacciona entonces con el almidón para formar un complejo azul.

(IO3-),

En el reloj químico de yodo, el producto de la primera reacción (I 2) es consumido por otro de los reactivos presentes (ver ecuación química 2), lo cual permite la formación del ion yoduro (I -), de tal forma que se da lugar a otra reacción (ecuaciones 3 y 4) en las que se obtiene ion triyoduro (I 3-).

Lo que observaremos en esta práctica es la aparición de una coloración azul (ecuación 5) luego de haber alcanzado el equilibrio en las reacciones previas (ecuaciones 1 - 4).

Las reacciones son: 1) 2 H+ + 5 HSO3- + 2 IO3- I2 + 5 HSO4- + H2O 2) H2O + HSO3- + I2 2 I- + HSO4- + 2 H+ Cuando todo el bisulfito se ha consumido: 3) 2 I- I2(s) 4) I2(s) + I-(ac) I3-(ac) 5) I3-(ac) + almidón complejo de almidón+ I3- (color azul) Equilibrio químico: la mayoría de las reacciones químicas se caracterizan por alcanzar siempre un estado de equilibrio químico en el que los reactivos y los productos existen en proporciones constantes y predecibles. En algunas ocasiones predominan notoriamente los productos y en otras los reactivos. El equilibrio alcanzado no es un momento estático, sino dinámico, ya que siempre habrá en forma simultánea reactivos transformándose en productos y viceversa.

Principio de Le Châtelier: este principio establece que cuando un sistema en equilibrio es alterado, dicho sistema se modificará espontáneamente en la dirección que reduce o minimiza los efectos de ese cambio. Por lo tanto, si un sistema químico se encuentra en estado de equilibrio, al añadir una sustancia (reactivo o producto) la reacción se desviará hasta restablecer el estado de equilibrio Manual de Química Inorgánica I2QB3

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA consumiendo parte de la sustancia que se añadió. Por el contrario, si se quita una sustancia (reactivo o producto) se provocará un movimiento de la reacción en la dirección que tiende a formar mayor cantidad de la misma.

Materiales y reactivos para cada estudiante o cada grupo de trabajo: Materiales:

Reactivos:

Para la parte de reloj químico: Para la parte de reloj químico: Cronómetro (Internet o celular del alumno) Solución A para reloj de yodo ( 75 mL por mesa) 5 Erlenmeyer de 50 ó 25 mL (por mesa de trabajo) Solución B para reloj de yodo (100 mL por mesa) 5 Probetas de 10 mL (por mesa de trabajo) 1 Pipeta graduada de 1 mL (por mesa de Para la parte de equilibrio: Solución de Tiocianato de potasio (KSCN) trabajo) 0.1 M (Gotero por mesa) 1 Pipeta graduada de de 2 mL (por mesa Cloruro de potasio sólido (KCl) (Tubo de trabajo) c/rosca por mesa) 3 Pipetas graduadas de de 5 mL (por mesa Hidróxido de amonio concentrado (NH 4OH) de trabajo) (Gotero por mesa) 2 Beaker de 250 mL (para baños de Cloruro de amonio sólido (NH4Cl) temperatura) Yodato de potasio KIO3 Termómetro Para la parte de equilibrio: Metabisulfito de sodio (Na2S2O5) 2 Beaker de 10 mL Acido sulfúrico concentrado (H2SO4) Varilla de vidrio Almidón en polvo 7 Tubos de ensayo Solución de Cloruro férrico (FeCl3) 0.1 M (Gotero por mesa) Gradilla Termómetro Plancha cerámica Nota: No se incluyo el material para la elaboración de las soluciones de reloj de yodo ya que estas son elaboradas por el personal del I2QB3 antes de que se lleve a cabo la práctica.

CUIDADOS Y OTROS ASPECTOS RELEVANTES DE SEGURIDAD  EL ACIDO SULFÚRICO ES EXTREMADAMENTE CORROSIVO, MANÉJELO CON CUIDADO Y UTILICE SIEMPRE GUANTES Y BATA PARA SERVIRLO  TENGA CUIDADO CON LAS SOLUCIONES, PUES TAMBIÉN SON CORROSIVAS SI ESTÁN CALIENTES Y PUEDEN PROVOCAR QUEMADURAS. Manual de Química Inorgánica I2QB3

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA  NO DESCARTE NINGUNA SOLUCIÓN AL LAVADERO. UTILICE LOS BOTES DE DESECHO SEGÚN LAS INDICACIONES DE SU INSTRUCTOR. Bibliografía de referencia Bocaletti de Estrada, S. 2005. Manual de Laboratorio de Química General. Departamento de Química. Universidad del Valle de Guatemala.

Brown, T. et. al. 1991. Chemistry, the Central Science. Prentice Hall. U.S.A. Fernández, F. 2006. Velocidad de reacción.

Universidad del País Vasco, España. http://www.sc.ehu.es/iawfemaf/archivos/materia/00212.htm López, A., Montoya, R., Knedel, W. 2007. Reloj químico de yodo. Instituto de Investigaciones Químicas, Biológicas, Biomédicas y Biofísicas. Universidad Mariano Gálvez de Guatemala.

Mattes, F. 1999. Iodine Clock Reaction. American Chemical Society. USA. http://jchemed.chem.wisc.edu/JCESoft/CCA/CCA3/MAIN/CLOCKRX/PAGE1.HTM Skoog, D.A., West, D.M. 1982. Fundamentals of Analytical Chemistry. 4th ed. U.S.A. Saunders College Publishing. Pags. 40-43 Stretton, T. 2004. Iodine-Starch Clock. Upper Canada District School Board. Canadá. http://www2.ucdsb.on.ca/tiss/stretton/chem2/ratelab1.htm ANEXO A PREPARACIÓN DE SOLUCIONES PARA EL RELOJ QUÍMICO DE YODO A. Preparación de solución A (UNA SOLUCIÓN POR MESA) 1. Pese 0.6 g de KIO3 2. Disuelva el reactivo en 300 mL de agua desionizada ayudándose con la varilla de vidrio.

3. Rotule como SOLUCIÓN A B. Preparación de solución B (UNA SOLUCION POR MESA) a. Preparación de agua para hacer la solución i. En un beaker de 1000 mL mida aproximadamente 800 mL de agua desmineralizada. ii. Caliente hasta ebullición, retire del calor y tape para que no le entre aire. iii. Espere a que llegue a temperatura ambiente para comenzar a hacer la solución. b. Preparación solución B i. Transfiera 10 mL de agua hervida en un recipiente adecuado ii. Agregue 0.8g de almidón en polvo, agite hasta disolver completamente. iii. En un beaker de 600 mL, caliente 160 mL de agua hervida y caliente hasta ebullición iv. Agregar la solución de almidón y dejar que hierva por 2 minutos. v. Retire del calentamiento, tape la solución y dejar enfriar hasta que pueda tocar el beaker con la mano.

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA vi. Agregar 0.5g de metabisulfito de sodio (Na2S2O5) , agite hasta disolver completamente vii. Mida con una pipeta graduada 2 mL de H2SO4 concentrado y agregarlos a la solución (Lentamente y con cuidado) viii. Agite hasta disolución completa. ix. Agregar 250 mL más de agua hervida. x. Rotule como SOLUCIÓN B xi. Guarde esta solución en un recipiente tapado y lejos de la luz, ya que el metabisulfito se oxida con el aire y la exposición a la luz directa. c. Preparación de dilución 1: 2 de solución B i. Con la ayuda de una probeta mida 150 mL de la solución B ii. Transfiera a un beaker de 400 mL iii. Mida 150 mL de agua hervida y enfriada y agregue al beaker que contiene la solución B iv. Rotule como “DILUCIÓN 1:2 DE SOLUCIÓN B” v. Guarde esta solución en un recipiente tapado y lejos de la luz, ya que el metabisulfito se oxida con el aire y la exposición a la luz directa.

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REPORTE DE LABORATORIO No. Nombre:

Carné:

Sección:

A

B

C

Nota:

Fecha:

Procedimiento PRIMERA PARTE: Medición de velocidad de reacción bajo diferentes condiciones D. Efecto de la concentración en la velocidad de reacción (trabajo por mesa) 1. Utilizando el material de su puesto de trabajo prepare un erlenmeyer de 25 ó 50 mL con solución A y agua destilada según la réplica que le corresponda a su puesto. El agua destilada puede medirla con una probeta limpia de 10 mL. Réplica /Puesto

1 2 3 4 5

Solución A (mL) (Medir con la pipeta que tiene en su puesto) 5 4 3 2 1

Agua destilada (mL) (Medir con la probeta de 10 mL) 0 1 2 3 4

Solución B Tiempo de (1:2) reacción (mL) (Medir (segundos) con la probeta de 10 mL) 5 5 5 5 5

2. Mida la solución B (1:2) con la probeta de 10 mL. 3. Para medir el tiempo de reacción necesitará un cronómetro. Si no dispone de uno, puede utilizar uno en línea, como el siguiente: http://www.online-stopwatch.com/spanish/ 4. Cuando esté listo, transfiera la solución de la probeta al erlenmeyer y active el cronómetro.

Mida el tiempo en el que se complete la reacción (aparición de color azul) y ANOTE SU RESULTADO. 5. Deseche las soluciones en el beaker que le indicara su profesor.

6. Lavar los erlenmyer y las probetas ya que los utilizará para el siguiente paso de la práctica.

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA E. (OPCIONAL) Efecto de la temperatura. Temperaturas de trabajo: 30 o C y 8 o C. Esta parte deberá trabajarla en pareja con su compañero de mesa 1. Rotule dos erlenmeyer de 25 ó 50 mL con las temperaturas: 1) 30 °C, 2) 8 °C. 2. Preparare un baño de hielo en un beaker de 250mL. 3. Enfríe una cantidad suficiente de las soluciones A y B. Para este propósito las soluciones deben colocarse en beakers y sumergirse en el baño de hielo durante 3 minutos.

4. Utilizando un termómetro, verifique que las soluciones se encuentren a 8 °C. 5. Preparare el baño maría a 32°C utilizando un beaker de 250mL. 6. Caliente una cantidad suficiente de las soluciones A y B. Para este propósito las soluciones deben colocarse en beakers y sumergirse en el baño maría durante 15 minutos.

7. Utilizando un termómetro, verifique que las soluciones se encuentren a 30 °C. 8. Nuevamente mida 5 mL de soluciones A y B para cada una de las temperaturas a evaluarse.

9. Con la ayuda de un compañero de clase inicie cada cual la reacción a temperatura 8 °C y 30 °C simultáneamente. Para este propósito cada cual debe transferir la solución A en el erlenmeyer rotulado, y luego, en forma simultánea, agregar la solución B. 10. Inicie el conteo con el cronómetro hasta que se revele la formación del ion triyoduro.

ANOTE SUS RESULTADOS. Temperatura (°C) 8 30

Solución A (mL)

Solución B (1:2) (mL)

5 5

Tiempo de reacción (segundos)

5 5

F. (OPCIONAL) Determinación de la ecuación de velocidad de la reacción 1. Utilizando el material de su puesto de trabajo prepare el erlenmeyer de 25 ó 50 mL con solución A y agua destilada según la réplica que le corresponda a su puesto. El agua destilada puede medirla con una probeta limpia de 10 mL. Réplica /Puesto 1 2 3 4 5

Medir Solución A solución A (mL) con Pipeta 2 mL 1 Pipeta 2 mL 2 Pipeta 5 mL 4 Pipeta 5 mL 4 Pipeta 5 mL 4

Agua destilada (mL) 3 2 0 3 2

Solución B (1:2) (mL)

Tiempo de reacción (segundos)

4 4 4 1 2

2. Mida la solución B (1:2) con la probeta de 10 mL. Manual de Química Inorgánica I2QB3

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA 3. Para medir el tiempo de reacción necesitará un cronómetro. Si no dispone de uno, puede utilizar uno en línea, como el siguiente: http://www.online-stopwatch.com/spanish/ 4. Cuando esté listo, transfiera la solución de la probeta al erlenmeyer y active el cronómetro.

Mida el tiempo en el que se complete la reacción (aparición de color azul) y ANOTE SU RESULTADO. G. (OPCIONAL) Procedimiento para calcular la ecuación de velocidad 1. La ecuación de velocidad instantánea para la reacción del inciso C tiene la siguiente forma: Vel = k[HSO3-]m[IO3-]n 2. donde k es la constante de velocidad de reacción, m es el orden de reacción con respecto a HSO3- y n es el orden de reacción con respecto a IO 3- (el orden de reacción no tiene ninguna relación con los coeficientes estequiométricos).

3. Observe los datos obtenidos en el inciso C. Compare el tiempo de reacción entre las réplicas 1, 2 y 3. Si al duplicar el volumen de A el tiempo disminuye a la mitad, significa que m = 1. Si el tiempo disminuye a la cuarta parte, significa que m = 2.

4. Compare el tiempo de reacción entre la réplicas 4 y 5, y haga el mismo análisis sobre el volumen añadido de solución B para calcular n.

5. Consulte a su instructor sobre la forma de calcular k.

SEGUNDA PARTE: Equilibrio en una reacción química A. OPCIÓN 1. Equilibrio químico en la formación del complejo de tiocianato de potasio FeCl3 + 3KSCN

3KCl + [Fe(SCN)]+2

1. Utilizando una probeta de 10 mL, mida 5 mL de agua desmineralizada y transfiérala a un beaker de 10 mL. 2. Agregue 10 gotas de cloruro férrico 0.1 M y 10 gotas de tiocianato de potasio 0.1 M. Agite la mezcla con una varilla de vidrio.

3. Observe que la solución tomará un color rojo ladrillo, característico del complejo [Fe(SCN)]+2.

4. Prepare 4 tubos de ensayo, rotulándolos de la siguiente forma: a. +FeCl3 b. +KSCN c. +KCl d. Testigo 5. Reparta la solución del beaker en los 4 tubos de ensayo.

6. Al primer tubo añada 20 gotas de FeCl3 0.1 M y agite.

7. Al segundo tubo añada 20 gotas de KSCN 0.1 M y agite.

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA 8. Al tercer tubo añada una pequeña porción de KCl sólido. Agite hasta que se disuelva el sólido.

9. El cuarto tubo le servirá como testigo o control, para comparar los cambios de color.

10. ANOTE SUS OBSERVACIONES TUBO

OBSERVACIONES

+FeCl3 +KSCN +KCl Testigo B. OPCIÓN 2. Equilibrio químico en las soluciones de amoniaco NH3 + H2O

NH4+ + OH-

1. Utilizando una probeta de 10 mL, mida 2 mL de agua desmineralizada y transfiérala a un beaker de 10 mL. 2. Agregue 5 gotas de hidróxido de amonio concentrado. Agite la mezcla con una varilla de vidrio.

Aunque la concentración de iones OH - en la solución de NH4OH es muy pequeña, es suficiente para precipitar muchos metales en su forma de hidróxido, por ejemplo: Mg(OH) 2, Fe(OH)3, Bi(OH)3, etc. La concentración de OH- puede alterarse mediante el efecto del ion común.

3. Prepare 3 tubos de ensayo, rotulándolos de la siguiente forma: a. +NH4Cl y FeCl3 b. +FeCl3 c. Testigo 4. Reparta la solución del beaker en los 3 tubos de ensayo.

5. Al primer tubo añada un poco de NH 4Cl sólido y agite hasta disolver. Luego añada 40 gotas de FeCl3 0.1 M, agite y observe.

6. Al segundo tubo añada solamente 40 gotas de FeCl 3 0.1 M y agite.

7. El cuarto tubo le servirá como testigo o control, para comparar los cambios de apariencia.

8. ANOTE SUS OBSERVACIONES

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA TUBO

OBSERVACIONES

+NH4Cl y FeCl3 +FeCl3 Testigo

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA PRÁCTICA No. 9 Gases Introducción Los gases son sustancias que tienen sus átomos/moléculas muy separadas entre sí. Están en constante movimiento y esto permite que ocupen todo el espacio en el que se les encierra. Por esta razón no es posible manejarlos en el laboratorio en recipientes abiertos.

En esta práctica se ejecutarán tres experimentos en los que se observará tanto la generación de un gas como el cambio en volumen de un gas al modificar las condiciones de temperatura y presión. Además mediremos la velocidad de difusión del amoníaco (NH 3 (g)) y del ácido clorhídrico (HCl (g)) por medio de la formación de cloruro de amonio (NH 4Cl) Objetivos 1. Que el estudiante ejecute una reacción de neutralización sencilla en la que se genera un gas: CO2.

2. Que el estudiante ejemplifique la ley de Boyle al observar los cambios en volumen que ocupa un gas al disminuir la presión que se ejerce en un globo.

3. Que el estudiante ejemplifique la ley de Charles al observar los cambios en volumen que ocupa un gas en un globo al aumentar o disminuir la temperatura a la que está dicho gas.

4. Que el estudiante ejemplifique la ley de Avogadro al observar los cambios en volumen que ocupa un gas al disminuir el número de moles del gas en el globo.

5. Que el estudiante mida la velocidad relativa de difusión del HCl y el NH 3 y compare con el resultado predicho por la teoría cinética molecular de los gases.

6. Que el estudiante realice una reacción en donde se produce un sólido a partir de reactivos que son gaseosos.

Alcance  El estudiante realizará dos reacciones sencillas de generación de CO 2 utilizando reactivos comerciales: o Tabletas de Alka-Seltzer al reaccionar con agua o Vinagre y bicarbonato de sodio.  Conocerá un sistema de generación de vacío  El estudiante se familiarizará con el comportamiento de los gases.  El estudiante observará la formación de NH 4Cl sólido a partir de dos reactivos gaseosos: HCl y NH3  Efectuará un enfriamiento rápido utilizando nitrógeno líquido para este propósito

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Antecedentes Una sustancia en estado gaseoso tiene las siguientes propiedades: 1.

2.

3.

4.

El volumen depende del recipiente que lo contenga a una presión P determinada.

El volumen aumenta con la temperatura.

Son compresibles.

Densidad depende directamente del volumen del recipiente y la presión dentro del mismo, pero es pequeña en comparación de los líquidos.

5. Los gases encerrados en un recipiente ejercen una presión uniforme sobre todas las paredes del recipiente 6. Capacidad de adaptación a la forma geométrica del recipiente que la contiene.

Ley de Boyle:

A temperatura constante, el volumen, V, que ocupa una muestra de gas es inversamente proporcional a la presión, P.

V α _1_ P

Ley de Charles: V α T

A presión constante, el volumen que una muestra de gas ocupa es directamente proporcional a su temperatura Kelvin.

Ley de Avogadro V α n

El volumen de un gas a temperatura y presión constantes es proporcional al número de moles (n) del gas

Reacción de neutralización Una reacción de neutralización es la que ocurre entre un ácido y una base para generar agua y una sal . La reacción general de una reacción de neutralización es la siguiente:

ácido + base Manual de Química Inorgánica I2QB3

sal + agua Página 60

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Algunas bases carbonatadas generan CO2 en las neutralizaciones, estas son reacciones que conllevan también descomposición: NaHCO3 + CH3COOH

CH3COO-Na+ + H2O + CO2

LA TEORÍA CINÉTICA MOLECULAR DE LOS GASES Una de las propiedades físicas de los gases se explican en términos del movimiento de moléculas individuales, el cual es una forma de energía, que aquí se define como la capacidad para realizar un trabajo o producir un cambio.

La energía cinética (EC) es un tipo de energía que se manifiesta por un objeto en movimiento, o energía de movimiento.

A partir de los descubrimientos de Maxwell, Boltzmann y otros físicos estudiaron el comportamiento de los gases y se conoce como la teoría cinética molecular de los gases. Esta teoría se centra en: 1. Un gas está compuesto de moléculas que están separadas por distancias mucho mayores que sus propias dimensiones. Las moléculas pueden considerarse como “puntos”, es decir, poseen masa pero tienen un volumen despreciable 2. Las moléculas de los gases están en continuo movimiento en dirección aleatoria y perfectamente elásticas o sea, la energía se transfiere de una molécula a otra por efecto de las colisiones. Sin embargo la energía total de todas las moléculas en sistema permanece inalterada.

3. Las moléculas de los gases no ejercen entre sí fuerzas de atracción o de repulsión.

4. La energía cinética promedio de las moléculas es proporcional a la temperatura del gas en kelvins. Dos gases a la misma temperatura tendrán la misma energía cinética promedio.

Difusión de los gases: Una demostración directa del movimiento aleatorio de los gases viene dada por la difusión, la mezcla gradual de las moléculas de un gas con moléculas de otro en virtud de sus propiedades cinéticas. Un gas más ligero se difundirá a través de un cierto espacio más rápido que uno pesado.

En 1832 el químico escocés Thomas Graham descubrió que, bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, el índice de difusión para gases es inversamente proporcional a la raíz cuadrada de sus masas molares. Esta declaración, ahora conocida como la ley de difusión de Graham., se expresa matemáticamente como v1 v2

M2 M1

Reacción entre el amoníaco y el ácido clorhídrico NH3 (g) + HCl (g) NH4Cl (s)

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Materiales y reactivos para cada estudiante o cada grupo de trabajo: Materiales

Reactivos Para la parte I: - 2 sobres de Alka-Seltzer - Vinagre (300mL por mesa de trabajo) - Bicarbonato industrial en caja petri c/cuchara (Por mesa de trabajo)

Para la parte I: - 4 Globos (para parte I, II y III) - 1 Probeta 100 mL - 1 Probeta de 10mL - 1 Erlenmeyer de 125 mL - 1 Estufa por mesa de trabajo.

- 1 Pinza para crisol - 1 Plancha cerámica Para la parte III: - 1 Bolsa Ziplock de 16.5 x 17.5 cm (para - Nitrógeno líquido sándwiches) - Botella plástica vacía y limpia de 250 mL con Para la parte IV: tapadera (lo deberá traer el alumno) - HCl concentrado (en gotero) - NH4OH concentrado (en Para la parte II: gotero) - 1 Bomba de vacio - Beaker con solución de - 1 Kitazato bicarbonato por mesa para desechar hisopos Para la parte III: - 1 Beaker 2 L - 1 Tapón si horadar - 1 par de guantes térmicos - 1 Termo Dewar Para la parte IV: - 1 Soporte - 1 Pinzas universales - Varilla de vidrio 60 cm largo * 1 cm ancho - 2 Hisopos - Algodón - Cronómetro o teléfono celular con cronómetro (uno por pareja) - Reglas

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA CUIDADOS Y OTROS ASPECTOS RELEVANTES DE SEGURIDAD  NO TOQUE LOS REACTIVOS CON LAS MANOS  MANEJE LOS REACTIVOS EN LA CAMPANA DE EXTRACCIÓN  COLOQUE LOS DESECHOS DE SUS ALGODONES EN EL RECIPIENTE PREPARADO POR SU INSTRUCTOR  TENGA CUIDADO AL MANIPULAR EL ERLENMEYER CALIENTE, PUES EL GLOBO TAMBIÉN PUEDE QUEMARLO.  UTILICE TODO EL TIEMPO SU BATA Y SUS LENTES DE SEGURIDAD  MUCHO CUIDADO CON EL NITRÓGENO LÍQUIDO!!!!

Bibliografía de referencia Bocaletti de E., S. 2005. Difusión de gases. Manual de Laboratorio Química General. 2 pág.

Brooks ,David W. National Science Foundation.Center for curriculum & instruction, University of Nebraska, Lincoln. 2005 Bunsen Burner. 2005. http://dwb.unl.edu Burns, Ralph. 2003. Fundamentos de Química. 4a. Ed México. Editorial Prentice Hall. 745 pág Chang, Raymond & Williams Collage. 2002. Química 7ª. Ed. Editorial McGraw-Hill. 999 pág.

Prácticas de Química Básica del medio ambiente. Universidad rey Juan Carlos. pág 5 y 6 Laboratorio virtual Termodinámica http://www.unizar.es/lfnae/luzon/CDR3/termodinamica.htm

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ZARAGOZA-ESPAÑA

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REPORTE DE LABORATORIO No. Nombre: Sección:

Carné:

A

B

C

Nota:

Fecha:

Procedimiento PARTE I GENERACIÓN DE UN GAS . Ley de Avogadro Opción A 1. Con una probeta de 100 mL mida 100 mL de agua desmineralizada y transfiéralo al bote plástico. (El bote de plástico debe ser proporcionado por el alumno) 2. Coloque el globo en la tapadera del bote. Para este propósito debe introducir la vejiga solamente hasta cubrir la parte móvil del pachón. Asegúrese que esta tapa quede abierta.

3. Abra sus sobres de Alka-Seltzer y parta sus tabletas en dos.

4. Rápidamente agregue las tabletas a su bote con agua.

5. Tape su bote rápidamente cuidando de no presionar la tapa del pachón y cerrarla. ANOTE SUS OBSERVACIONES :

6. Permita que el gas generado se libere del globo hasta lograr una tensión baja y alcanzar un volumen aproximado al tamaño de un limón pequeño. Amarre con un nudo.

7. Descarte la solución de Alka-Seltzeren el drenaje.

Opción B 1. Con una probeta de 10 mL mida 10 mL e agua desmineralizada.

2. Transfiérala a un erlenmeyer de 125 ml.

3. Coloque un globo en la boca del erlenmeyer.

4. Coloque el erlenmeyer en una estufa. CUIDADO! MATERIAL CALIENTE! 5. Prepare un pedazo de papel doblado varias veces para manipular su erlenmeyer cuando esté caliente, ayudado de una pinza para crisol.

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA 6. Deje que el agua ebulla durante suficiente tiempo hasta observar el globo inflado al tamaño de una pelota de ping-pong.

7. Verifique la cantidad de agua que permanece en estado líquido. ¿Podría calcular la cantidad de gas formado en base al volumen de agua utilizado?

Opción C 1. Mida 50 ml de vinagre en su probeta de 100 ml 2. Agregue este vinagre a su bolsa ziplock 3. Utilice la probeta de 100 ml para añadir 80 ml de agua a su bolsa ziplock 4. Cierre su bolsa hasta dejar una abertura de ¼ de longitud del sello.

5. Utilizando una cuchara desechable mida una cucharada rebosada de bicarbonato de sodio.

6. Introduzca la cuchara dentro de la bolsa que contiene la mezcla vinagre-agua y vierta el bicarbonato. CIERRE RAPIDAMENTE. 7. Anote sus observaciones

PARTE II LEY DE BOYLE V α _1_

P 1. Infle un globo del tamaño de un limón pequeño.

2. Presente este globo al instructor para introducirlo a un quitazato conectado a un sistema de vacío. USTED NO DEBE MAEJAR EL SISTEMA DE VACÍO. 3. Tape el quitazato con el tapón de hule y espere a que se conecte el vacío. ANOTE SUS OBSERVACIONES 4.

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA PARTE III. LEY DE CHARLES V α T Esta parte es demostrativa. Ponga atención mientras su instructor sigue el procedimiento que está a continuación.

1. Infle un globo hasta alcanzar un diámetro que quepa dentro del beaker de 1L. 2. Usando guantes térmicos y una pinza metálica introduzca el globo dentro del recipiente preparado anteriormente. Anote sus observaciones 3. Saque el globo utilizando las pinzas metálicas y deje a temperatura ambiente ¿Qué observa?

4. Regrese el nitrógeno líquido que haya quedado en su recipiente al termo de Dewar.

PARTE IV: LEY DE GRAHAM 1. Tome la varilla de vidrio de 60 cm de largo y utilizando masking tape rotule los dos extremos de la varilla. En un extremo coloque el rótulo NH 3 y en el otro HCl. 2. Tome dos hisopos y cúbralos con el algodón y compacte hasta que sea posible introducir en el extremo de la varilla.

3. Prepare un cronómetro para medir el tiempo 4. Agregue 3 gotas de HCl concentrado a una torunda de algodón y NH 3 a la otra torunda de algodón. (TRABAJAR CON LOS EXTRACTORES ENCENDIDOS.) 5. Coloque las torundas en la varilla SIMULTÁNEAMENTE y en el lado correspondiente.

6. Inmediatamente empiece a medir el tiempo. La aparición de un anillo blanco le dará la pauta para detener su cronómetro.

7. Mida la distancia desde el anillo a los extremos del tubo.

8. Calcule la velocidad de difusión para cada gas.

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PRÁCTICA No. 10 Propiedades coligativas y estados de la materia

Introducción Un compuesto puro presenta ciertas propiedades físicas, que no dependen de la cantidad de la muestra, sino que son inherentes a dicho compuesto y que por lo general permanecen constantes bajo ciertas condiciones de trabajo. Algunas de las propiedades físicas las conocemos por su aplicación en nuestra vida diaria. Podemos mencionar ejemplos de propiedades físicas como lo son: presión de vapor, punto de fusión, punto de ebullición y solubilidad entre otros.

Como un ejemplo tomaremos el punto de fusión. Un compuesto se funde cuando hay un cambio de estado sólido a líquido o de líquido a sólido. El punto de fusión es fácil de comprender cuando pensamos en la formación de hielo en el congelador de la casa. Al colocar el agua en estado líquido en una cámara de baja temperatura podemos formar hielo.

La temperatura a la que funda el agua será la misma en Guatemala o en Israel siempre y cuando el compuesto permanezca puro.

Sin embargo esta propiedad física puede variar si le agregamos otro compuesto para hacer una solución. En este caso las partículas disueltas en el agua sí tendrán un efecto en el punto de fusión y el punto de ebullición haciendo que disminuya el punto de fusión o se eleve el punto de ebullición de dicho compuesto debido a las partículas disueltas. Esta clase de comportamiento se debe a las propiedades coligativas Objetivos 1. Ejemplificar las propiedades coligativas por medio de procesos sencillos.

2. Ilustrar el efecto de la presión osmótica en la ósmosis de un solvente a través de una membrana semipermeable (cresencios) .

3. Comprobar la elevación del punto de ebullición del agua al agregar sal a dicho solvente.

4. Comprobar la disminución del punto de fusión del agua al agregar sal a dicho compuesto.

Alcance

 El estudiante asociará la presión osmótica a la concentración de solutos al verificar el cambio en el volumen de los cresencios al ser expuestos a distintas soluciones.  Utilizará la gravimetría para demostrar la dependencia del paso de agua a través de una membrana semipermeable (cresencio) con respecto de la concentración de una solución.  Aprenderá una manera sencilla de determinar el punto de ebullición  Determinará el punto de fusión del agua pura y del agua salada.

Antecedentes PROPIEDADES COLIGATIVAS: Son las propiedades que tienen las soluciones, que dependen del número de partículas de soluto en la disolución y no de la naturaleza de las partículas del soluto. (3) Manual de Química Inorgánica I2QB3

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Las propiedades coligativas son:  Descenso de la presión de vapor  Elevación del punto de ebullición  Disminución del punto de congelación  Presión osmótica Descenso en la presión de vapor: la presión de vapor de una disolución, donde un soluto es no volátil siempre será menor que la del disolvente puro. (3) Un ejemplo de soluto no volátil es la sal, el azúcar la sacarosa o algunos otros compuestos orgánicos o inorgánicos.

Elevación del punto de ebullición: Debido a que la presencia de un soluto no volátil disminuye la presión de vapor de una disolución, también debe afectar el punto de ebullición de la misma. El punto de ebullición de una disolución es la temperatura a la cual su presión de vapor se iguala a la presión atmosférica es proporcional a la concentración (molalidad) de la disolución. Es decir, ΔTb= Kb m (1) Donde ΔTb es el cambio en el punto de ebullición, Kb es la constante de elevación del punto de ebullición y m es la molalidad de la solución (3). Para el agua el Kb es 0.52°C/m Disminución del punto de congelación: Debido a que la presencia de partículas en un solvente puro tiene como efecto el descenso en la presión de vapor, se observa también la disminución del punto de congelamiento, ΔTb= Kf m (2) Donde ΔTb es el cambio en el punto de congelación, Kf es la constante de disminución del punto de congelación y m es la molalidad de la solución (3) Para el agua el Kf es 1.86°C/m Presión osmótica: Cuando dos compartimentas están separados por una membrana semipermeable, que permite el paso de moléculas del disolvente pero impide el paso de moléculas de soluto el movimiento neto de las moléculas de disolvente a través de la membrana semipermeable desde el disolvente puro o desde la solución diluida hasta la disolución más concentrada recibe el nombre de ósmosis. La presión osmótica ( ) de una disolución es la presión que se requiere para detener la ósmosis =MRT

(3)

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OSMOLARIDAD Y OSMOLALIDAD: La osmolaridad es la concentración de todas las partículas osmóticamente activa en un litro de solución. La osmolalidad es la misma concentración pero referido a 1 Kg de solución.

Normalmente se mide la osmolaridad con los osmómetros, que son instrumentos que miden el descenso del punto de congelamiento de una disolución.

Esta propiedad coligativa varía de modo lineal con el número de partículas disueltas con respecto al número de moléculas de agua contenida en la solución. (1) Gravimetría: o análisis gravimétrico, es un método de análisis basado en la medida del peso de una sustancia de composición conocida, que está químicamente relacionada con el analito.

Un análisis gravimétrico requiere de dos medidas experimentales, una inicial y otra final, que suelen ser: el peso de la muestra que va a analizarse, y el peso del producto de composición conocida derivada de la muestra (por pérdida mediante la volatilización, por extracción basada en una solubilidad diferencial, o por formación de precipitado).

Ordinariamente estos datos son convertidos a un porcentaje del analito, por una simple manipulación matemática:

%Analito

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Pesode Analito 100 Pesode la muestra

(3)

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Materiales y reactivos para cada estudiante o cada grupo de trabajo: Materiales: Para la parte I: - 1 Probetas de 25 - 1 Beaker de 25 mL - Cresencios - Balanza - Cucharas plásticas

Reactivos: Para la parte I: - Cloruro de sodio al 15% - Cloruro de sodio al 10% - Cloruro de sodio al 5% - Dextrosa (Azúcar) al 15% - Dextrosa (Azúcar) al 5%

Para la parte II: - 2 Beaker 150 mL - 6 perlas de ebullición - 1 Estufa (por mesa) - 2 vidrio de reloj para tapar beaker - 1 Termómetro

Para la parte II: - Cloruro de sodio al 10%

Para la parte III: - 2 Beaker 250 mL - 1 Termómetro Para la parte IV: - Canicas - Botones - Cresencios (ya hidratados) - Clips - 1 Beaker de 250 mL - Monedas de Q1.00 - 3 Beaker de 250 mL - 1 Probeta de 10 mL - 1 Probeta de 25 mL - 1 Probeta de 100 mL - 1 Vidrios de reloj - 1 Plancha cerámica - 1 Varilla de vidrio - Lupas - Muestra de piedras

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Para la parte III: - Hielo - Pica-hielo - Cloruro de sodio en caja petri con cuchara (2 Cajas por mesa de trabajo) Para la parte IV: - 5 probetas de 25 mL (1 Probeta con agua, 1 con aceite, 1 con miel, 1 con jabón líquido y 1 con glicerina, por mesa de trabajo) - Agua jabonoso en un beaker de 50mL con pipeta pasteur.

- Glicerina en un beaker de 50mL con pipeta pasteur - Azúcar en caja petri con cuchara

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA CUIDADOS Y OTROS ASPECTOS RELEVANTES DE SEGURIDAD  UTILICE BATA Y LENTES TODO EL TIEMP Bibliografía de referencia Herrera, Carlos. 2010 Práctica No. 2 Líquidos y sus propiedades. Facultad de Odontología, Universidad Mariano Gálvez de Guatemala.

López A. Propiedades coligativas. Instituto de Investigaciones Químicas Biológicas, Biomédicas y Biofísicas, Universidad Mariano Gálvez de Guatemala.

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REPORTE DE LABORATORIO No. Nombre: Sección:

Carné:

A

Nota:

C

B

Fecha:

Procedimiento PARTE I: Presión osmótica 1. Cada estudiante medirá con una probeta 20 mL de una de las soluciones siguientes dependiendo del puesto en donde se encuentre ubicado: Puesto 1 Puesto 2 Puesto 3 Puesto 4 Puesto 5 Solución a Agua NaCl 15% NaCl 5% Dextrosa 5% Dextrosa 15% utilizar destilada 2. Transfiera la solución al beaker de 25mL 3. Agregue tres cresencios del mismo tamaño a la solución y anote en el siguiente cuadro la hora en que los coloco: Puesto 1 Puesto 2 Puesto 3 Puesto 4 Puesto 5 Solución a utilizar

NaCl 15%

NaCl 5%

Agua destilada

Dextrosa 5%

Dextrosa 15%

Hora en la que agrega los crsencios Observaciones Peso de cresencios luego de 1 hora (g)

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA 4. Durante este tiempo anote en el cuadro los cambios que vaya observando en los cresencios. Puede ayudarse con la cuchara.

5. Pasada la hora saque cuidadosamente los cresencios del beaker con una cucharita y colóquelos en un papel absorbente.

6. Tare un vidrio de reloj nuevamente y pese los cresencios. Anote este dato en su cuaderno.

Solicite a su instructor el peso seco de los cresencios tomando como base el peso de10 cresencios secos.

PESO DE DIEZ CRESENCIOS: ______________ CÁLCULO DEL PROMEDIO DEL PESO DE CRESENCIOS:

CÁLCULO DEL PESO DE TRES CRESENCIOS

7. Calcule el % de agua absorbido en base al peso original de los cresencios. % H2O = X g H2O (g final-0.1g inicial) g de muestra

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x 100 = %

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Puesto 1 Solución utilizar

a

NaCl 15%

Puesto 2

Puesto 3

Puesto 4

Puesto 5

NaCl 5%

Agua destilada

Dextrosa 5%

Dextrosa 15%

% de peso absorbido

8. Compare la apariencia de los cresencios en las distintas soluciones

PARTE II: Elevación del punto de ebullición del agua 1. En un beaker de 150 mL agregue 100 mL de agua 2. Agregue 3 perlas de ebullición 3. Coloque en la estufa y tape con un vidrio de reloj 4. Repita los numerales 1 a 3 utilizando cloruro de sodio al 10% 5. Cuando las soluciones estén ebullendo remueva el vidrio de reloj con cuidado de no quemarse, e introduzca el termómetro para medir la temperatura de ebullición de cada beaker 6. Anote los resultados.

Agua destilada Temperatura (°C)

de

NaCl 10%

ebullición

7. Verifique la densidad de su solución con su instructor para poder calcular la molalidad de la solución. m = moles soluto Kg solvente

.

Densidad de la solución: Peso del solvente: Moles de soluto: Manual de Química Inorgánica I2QB3

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA 8. Utilizando la fórmula (1) de los antecedentes, verifique que el incremento en el punto de ebullición haya sido el esperado.

9. Determine el % de error del delta T.

PARTE III: Disminución del punto de fusión del agua 1. Coloque hielo picado en dos beaker de 250mL hasta la escala de 150mL. Rotule los beaker como 1 y 2.

2. Al beaker No. 1 agregue un poco de agua. No debe sobrepasar la altura del hielo.

3. Introduzca un termómetro y mida la temperatura luego de estabilizar la lectura durante 40 segundos. Anote este dato :

4. Al beaker No. 2 agregue 3 cucharadas de sal y revuelva con una varilla de homogenización.

5. Repita el paso No. 3 para esta mezcla, y anote su resultado

Hielo

Hielo + NaCl

Temperatura de fusión (°C)

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA 6. Asumiendo que la cantidad de sal que hay en cada cucharada son 10 gramos y que el peso del hielo es de 140g ¿es posible determinar el descenso de temperatura que debería de haber observado? Utilice como referencia la ecuación 2 de antecedentes.

PARTE IV: Líquidos Viscosidad 1. Colocar 25mL de agua, aceite comestible, miel, jabón líquido glicerina en cinco probetas 2. Dejar caer una canica plástica (puede utilizar un botón o un cresencio) y tome el tiempo de desplazamiento 3. Elaborar una tabla indicando la muestra y el tiempo transcurrido por la canica Agua Aceite Miel Jabón Glicerina Tiempo para la canica Tiempo para el botón Tiempo para el cresencio 4. Indicar cuál de las cuatro sustancias tiene mayor viscosidad.

Tensión superficial parte A 1. Colocar tres cuartos de la capacidad de un beker de 250mL de agua destilada 2. Colocar con sumo cuidado dos clip en la superficie del agua que vertió en el beaker.

3. Observar lo que sucede.

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4. Repetir el procedimiento anterior, pero esta vez agregar al sistema por la pared del beaker, 2 gotas de solución de jabón.

5. Observar de nuevo

6. Anotar sus resultados

Tensión superficial parte A 1. Colocar una moneda de quetzal sobre la plancha cerámica 2. Con la ayuda de un gotero agregar gota a gota agua destilada 3. Observar el comportamiento que tiene el agua sobre el borde de la moneda

4. Anotar el número de gotas de agua necesarias para que se desborde por la moneda

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA 5. Repetir el experimento agregando agua de jabón sobre la moneda 6. Reportar lo sucedido

7. Repetir agregando glicerina y reporte lo sucedido:

Mica

Cuarzo

Cloruro sodio

Sacarosa

OBSERVACIONES

MUESTRA

de

SÓLIDOS Identificación de cristales: 1. Coloque muestras de sacarosa, cloruro de sodio, cuarzo y mica, y obsérvalos detenidamente con una lupa. Compare el color, brillo, tamaño de los cristales, y forma de agruparse.

2. Elabore un cuadro con sus observaciones.

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA PRÁCTICA No. 11 Ácidos, bases y soluciones amortiguadoras Introducción En la vida diaria tenemos contacto con una serie de sustancias que presentan carácter ácido o básico, sobre todo en productos de uso casero. La acidez de una solución puede asociarse con sustancias cítricas, como el jugo de limón. Incluso en nuestro estómago estamos generando constantemente ácido clorhídrico para la digestión de los alimentos.

En el caso de productos básicos podemos mencionar algunos jabones o detergentes, así como el líquido para limpiar vidrios que tiene base amoniacal. ¿Qué significa esta característica a nivel químico y cómo podemos diferenciar entre un ácido, una base y una solución neutra? La respuesta la encontraremos al entender el concepto de pH. Para medir el pH de una solución pueden utilizarse diferentes medios, desde un trozo de papel pH o un indicador, hasta un potenciómetro. Un indicador de pH es un compuesto orgánico que cambia de coloración dependiendo del pH de la solución en la que se encuentre. Estos compuestos pueden ser muy complejos, y pueden ser de origen natural o artificial. De hecho, algunas plantas producen sustancias que están relacionadas directamente con el color de alguna de sus partes; en algunos casos, estas sustancias cambian de color en dependencia con el pH de su entorno.

En esta práctica el estudiante también podrá estudiar el comportamiento de los pigmentos de distintas especies de flores frente a una serie de soluciones con distinto pH. Objetivos 1. Reforzar en el estudiante los conceptos de ácido y base de Brønsted y Lowry y el de pH. 2. Introducir al estudiante al concepto de indicador químico 3. Que el estudiante se familiarice con varios indicadores químicos de pH y que comprueben que la coloración de los distintos indicadores es distinta para una misma solución ácida o básica.

Antecedentes Existen varias teorías que explican el comportamiento de los ácidos y las bases. En 1923, J. N. Brønsted y T. M. Lowry, propusieron de forma independiente una teoría para explicar el comportamiento de estas sustancias, la cual actualizaba la propuesta de Arrhenius en 1884. La teoría de Brønsted-Lowry explica lo siguiente: Manual de Química Inorgánica I2QB3

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Un ácido es cualquier sustancia donadora de protones (iones H +) Una base es cualquier sustancia receptora de protones (iones H +) Es importante reconocer que el carácter de donador de protones de un ácido sólo se manifiesta en la presencia de una base o receptor de protones.

En soluciones ácidas, la concentración de iones hidronio (H +) es mayor que 1.0x10-7 M, mientras que en soluciones básicas o alcalinas es menor que 1.0x10 -7 M. En el caso de soluciones neutras, esta concentración es igual a 1.0x10 -7 M. Para expresar de una forma más favorable la concentración de iones hidronio en solución, en 1909 el danés Sörensen propuso lo que hoy en día se conoce como “escala de pH”. El pH de una solución se define de la siguiente forma: pH = -log[H+] En esta escala, las soluciones ácidas tienen un pH menor que 7, mientras que para las soluciones básicas o alcalinas es mayor que 7. En el caso de las soluciones neutras, su pH es de 7.

Para determinar el pH de una solución existen diferentes métodos. Los más comunes son los siguientes: Indicadores químicos Papel pH Medidores de pH o potenciómetros Indicadores químicos Un indicador químico es una sustancia que cambia de color según las condiciones de la solución en la que se encuentre. En el caso de los indicadores ácido-base, suelen ser sustancias orgánicas que cambian de color según el pH del medio. El intervalo del pH en el que un indicador exhibe un cambio en la coloración depende de la temperatura, la fuerza iónica del medio y la presencia de solventes orgánicos o partículas coloidales. Estos dos últimos son los que causan mayor transición en el rango de cambio de color, alterándolo una o más unidades de pH. Las reacciones generales para el cambio de color de estos indicadores son las siguientes: H2O + HIn Color ácido

 H3O+ + InColor básico

In + H2O  InH+ + OHColor básico

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Color ácido

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA El ejemplo típico de indicador ácido-base es la fenolftaleína. A pH menor de 8 la fenolftaleína es incolora, cambiando rápidamente a un color rosa en el rango básico de pH 8.3 a 10.0. En la siguiente figura aparece el cambio estructural asociado al cambio en coloración de este compuesto con respecto al pH. OH

OH

OH

O

+

OH

OH

2 H2O

OH

O

O

Incoloro

Incoloro OH

O

OH

OH

OH OH

OH O

Incoloro

O

fucsia/rosado intenso

Figura 1. Cambio estructural de la Fenolftaleína en función del pH

Nombre común indicador Azul de Timol Naranja de metilo Verde de Bromocresol Rojo de metilo Azul de Bromotimol Fenolftaleína Timolftaleina Amarillo de alizarina (Skoog et al., 2001) Manual de Química Inorgánica I2QB3

Cuadro 1 Listado de algunos indicadores químicos del pH del Cambio de color cambio de color 1.2-2.8 Rojo-Amarilo 8.0-9.6 Amarillo-Azul 3.1-4.4 Rojo-Naranja 3.8-5.4 Amarillo-Azul 4.2-6.3 Rojo-Amarillo 6.2-7.6 Amarillo-Azul 8.3-10.0 Incoloro-Fucsia 9.3-10.5 Incoloro-Azul 10-12 Incoloro-Amarillo

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Las plantas producen compuestos que le dan coloración a los pétalos, la mayoría de estos son pigmentos que varían desde coloraciones amarillas a naranja (algunos carotenoides) y también pigmentos que varían desde rojo a azul (flavonoides). Algunos de estos pigmentos también se comportan como indicadores químicos.

El color de las flores puede ser el resultado de mezclar dos pigmentos en diferentes proporciones. Mezclando y asociando estos pigmentos pueden lograrse una gran variedad de colores diferentes. Por ejemplo, el color rojo en muchas plantas es el resultado de mezclar carotenoides naranja con flavonoides magenta.

Soluciones amortiguadoras Cuando se prepara una solución a partir de un ácido débil y una sal de ese ácido, o de una base débil y una sal de dicha base, se produce una solución amortiguadora (llamada también buffer o tampón). Esta solución tiene la capacidad de mantener el pH casi constante cuando se le añaden pequeñas cantidades de ácido o base. Estas soluciones son muy importantes en muchos procesos de manufactura y también en los sistemas biológicos.

Una dilución amortiguadora debe contener una concentración relativamente grande de ácido para reaccionar con los iones OH- que se le añadan; y también debe tener una concentración semejante de base para neutralizar los iones H +. Además, los componentes ácidos y básicos del amortiguador no deben consumirse el uno al otro en una reacción de neutralización.

Algunos ejemplos de sustancias que se pueden combinar para producir soluciones amortiguadoras son: -

Ácido acético y acetato de sodio Amoniaco y cloruro de amonio Ion dihidrogenofosfato y ion monohidrogenofosfato Ácido carbónico (dióxido de carbono en agua) y ion hidrogenocarbonato (ion bicarbonato)

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Materiales y reactivos para cada estudiante o cada grupo de trabajo: MATERIALES PROPORCIONADOS POR EL ESTUDIANTE - Flor con pétalos color rojo, corinto o rosado (rosa y flor de hibiscus son recomendables) - Crayones de colores Materiales Para la parte A: - Dos limones pequeños - 1 Vidrio de reloj - 1 Varilla de vidrio - Caja petri c/papel pH Para la parte B: - Cápsula de porcelana - 1 Tubo de ensayo Para la parte C: - Gradilla para tubos de ensayo - 20 Tubos de ensayo Para la parte D: - 3 Tubos de ensayo - 3 pipetas pasteur c/bulbo Para la parte E: - 3 Tubos de ensayo - 3 pipetas pasteur c/bulbo - Varilla de vidrio - Papel pH - Mortero con pistilo - Marcadores Sharpi (1 por mesa) - Cápsula / tubo de ensayo para triturar flor

Reactivos Para la parte A y parte C : - Solución de hidróxido de sodio (NaOH) 1 M - Solución de acido clorhídrico (HCl) 1 M - Solución jabonosa - Solución limpia vidrios Para la parte B: - Etanol en beaker de 50mL con pipeta pasteur/bulbo Para la parte C: - Gotero con fenolftaleína por mesa - Gotero con Verde de bromocresol por mesa - Gotero de Naranja de metilo por mesa Para la parte D: - Solución de acido clorhídrico (HCl) 0.1 M en beaker de 50 mL por mesa c/pipeta pasteur c/bulbo Para la parte E: - Solución amortiguadora 1:1 ácido acético 0.5 M y acetato de sodio 0.5 M

CUIDADOS Y OTROS ASPECTOS RELEVANTES DE SEGURIDAD 1. TENGA CUIDADO AL MANEJAR SUS SOLUCIONES, PUES SON CORROSIVAS. 2. EN CASO QUE LAS SOLUCIONES ENTREN EN CONTACTO CON LA PIEL, LAVE EL ÁREA AFECTADA DURANTE 15 MINUTOS CON AGUA DEL CHORRO. 3. UTILICE BATA Y LENTES TODO EL TIEMPO.

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA BIBLIOGRAFÍA DE REFERENCIA Bocaletti de Estrada, S. 2008. Química General. Prácticas de Laboratorio. Universidad del Valle de Guatemala.

Brown, W. 2002. Introducción a la Química Orgánica. 2ª ed. Compañía Editorial Continental.

México. 591 pp.

Burns, R. A. 2011. Fundamentos de Química. 5ª ed. Pearson Educación. México. 776 pp.

Couto, A. B., Ramos, L. A., Cavalheiro, É. T. G. 1998. “Aplicação de pigmentos de flores no ensino de química”, Química Nova [online]. Vol.21, n.2 [cited 2012-05-3], pp. 221-227 http://www.scielo.br/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0100-40421998000200020 González, R. 2002. Manual de Laboratorio. Química General I. Universidad de San Carlos de Guatemala. Guatemala. pág.20 López, A. 2008. Conocimiento de ácidos y bases. Instituto de Investigaciones Químicas, Biológicas, Biomédicas y Biofísicas. Universidad Mariano Gálvez de Guatemala.

López, A., Knedel, W. 2008. Indicadores químicos. Instituto de Investigaciones Químicas, Biológicas, Biomédicas y Biofísicas. Universidad Mariano Gálvez de Guatemala.

Prácticas de Química Básica del medio ambiente. Universidad rey Juan Carlos. pág 5 y 6.

Seely, Jr., O. 2000. The ACID/BASE Characteristics of Flower Pigments. SATURDAY COLLEGE. http://www.csudh.edu/oliver/satcoll/acidbase.htm Skoog, D. A., West, D. M., Holler, F. J., Crouch, S. R. 2001. Química Analítica. 7ª ed. (Trad: M. C. Ramírez Medeles). McGraw-Hill. México. +795pp.

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REPORTE DE LABORATORIO No. Nombre:

Carné:

Sección:

A

B

C

Nota:

Fecha:

Procedimiento A. Uso de papel pH para la determinación de la acidez de una solución 1. En su mesa de trabajo encontrará unos beakers con las siguientes soluciones: I.

Ácido clorhídrico, HCl 1 M I

II.

II

Jugo de limón VI

III.

Agua del chorro

IV.

Jabón líquido

V.

Líquido para limpiar vidrios

VI.

Hidróxido de sodio, NaOH 1M

III V

IV

2. Coloque el vidrio de reloj hacia abajo y rotule con marcador la literal asociada a la solución (IVI) en la dirección de las agujas del reloj.

3. Voltee el vidrio de reloj y coloque un trozo de papel pH en cada una de las marcas.

4. Introduzca la varilla de agitación en la solución de HCl (I) y transfiera una gota de la misma hacia el trozo de papel pH correspondiente, cuidando de no humedecer ningún otro papel.

5. Repita el inciso 4 con las demás soluciones hasta completar el análisis de las soluciones I-VI. 6. Compare con la guía de color de pH para establecer el pH de cada solución.

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Cuadro No.1 pH de diferentes soluciones usando papel pH Solución Color del papel pH I Solución de ácido clorhídrico II Jugo de limón III Agua de chorro IV Jabón líquido V Líquido para limpiar vidrios VI Solución de hidróxido de sodio

Valor de pH

B. OPCIONAL. Preparación de un indicador natural 1. Separe los pétalos de su flor y pártalos en pedazos pequeños.

2. Colóquelos en un cápsulas de porcelana 3. Utilizando una pipeta Pasteur y añada 4 mL de etanol grado industrial al mortero. Para este propósito tendrá que llenar y descargar la pipeta dos veces.

4. Triture los pétalos de flores utilizando el tubo de ensayo. Verifique que el pigmento se encuentre solubilizado en su solvente para utilizarlo en la parte C. C. Comportamiento de indicadores químicos y biológicos 1. Coloque 20 tubos de ensayo en una gradilla dispuestos de la siguiente manera: Cuadro No.2 Distribución de tubos de ensayo en gradilla Fila Soluciones ácidas Soln. Neutra Soluciones básicas 4 HCl 1 M Jugo de limón Agua de chorro Limpia vidrios NaOH 1 M 3 HCl 1 M Jugo de limón Agua de chorro Limpia vidrios NaOH 1 M 2 HCl 1 M Jugo de limón Agua de chorro Limpia vidrios NaOH 1 M 1 HCl 1 M Jugo de limón Agua de chorro Limpia vidrios NaOH 1 M 2. ROTULE SOLAMENTE EL TUBO QUE ESTARÁ AL FRENTE DE LAS COLUMNAS. 3. Agregue a cada tubo 10 gotas de la solución correspondiente. Esta adición la hará por estaciones, así es que debe coordinarse con el resto de su fila.

4. Cuando tenga listos sus tubos asigne un indicador químico a cada fila de acuerdo al siguiente cuadro: Cuadro No.3 Distribución de los indicadores para añadir a los tubos de ensayo Fila Indicador a utilizarse 4 Indicador natural 3 Fenolftaleína 2 Verde de bromocresol 1 Naranja de metilo Manual de Química Inorgánica I2QB3

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA 5. Agregue tres gotas del indicador a cada tubo de la fila correspondiente.

6. Ayudado con sus crayones, coloree cada espacio del cuadro No.2 en base a sus observaciones que debe anotar en el siguiente espacio:

D. Efecto de la dilución en el pH de soluciones ácidas 1. Rotule 3 tubos de ensayo de la siguiente forma: I. HCl 0.1 M II. HCl 0.01 M III. HCl 0.001 M 2. Solución inicial. Usando una pipeta Pasteur limpia, transfiera al primer tubo de ensayo (HCl 0.1 M) 20 gotas de ácido clorhídrico 0.1 M. 3. Usando una varilla de vidrio y papel pH, determine el pH de esta solución (ver inciso A.).

4. Dilución 1:10 de la solución inicial. Transfiera al segundo tubo de ensayo (HCl 0.01 M) 2 gotas de solución de ácido clorhídrico 0.1 M. Con una pipeta Pasteur limpia agregue 18 gotas de agua desmineralizada y agite el tubo para mezclar bien los componentes.

5. Determine el pH de la dilución 1:10 usando papel pH. 6. Dilución 1:100 de la solución inicial. Usando una pipeta Pasteur limpia, tome 2 gotas del segundo tubo de ensayo y transfiéralas al tercer tubo de ensayo (HCl 0.001 M). Añada 18 gotas de agua desmineralizada y agite el tubo para mezclar bien los componentes.

7. Determine el pH de la dilución 1:100 usando papel pH. 8. Reporte sus resultados según el cuadro No.4.

Cuadro No.4 Efecto de la dilución en el pH de soluciones ácidas Tubo de Dilución Concentración ensayo (M)

Color del papel pH pH

I II III E. OPCIONAL. Efecto de la dilución en el pH de soluciones amortiguadoras Manual de Química Inorgánica I2QB3

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA 1. Rotule 3 tubos de ensayo de la siguiente forma: I. Solución amortiguadora II. Dilución 1:10 III. Dilución 1:100 2. Solución amortiguadora. Usando una pipeta Pasteur limpia, transfiera al primer tubo de ensayo (solución amortiguadora) 20 gotas de solución amortiguadora de ácido acéticoacetato de sodio.

3. Usando una varilla de vidrio y papel pH, determine el pH de esta solución (ver inciso A.).

4. Dilución 1:10 de la solución amortiguadora. Transfiera al segundo tubo de ensayo (Dilución 1:10) 2 gotas de solución amortiguadora. Con una pipeta Pasteur limpia agregue 18 gotas de agua desmineralizada y agite el tubo para mezclar bien los componentes.

5. Determine el pH de la dilución 1:10 usando papel pH. 6. Dilución 1:100 de la solución inicial. Usando una pipeta Pasteur limpia, tome 2 gotas del segundo tubo de ensayo y transfiéralas al tercer tubo de ensayo (Dilución 1:100). Añada 18 gotas de agua desmineralizada y agite el tubo para mezclar bien los componentes.

7. Determine el pH de la dilución 1:100 usando papel pH. 8. Reporte sus resultados según el cuadro No.5.

Cuadro No.4 Efecto de la dilución en el pH de soluciones ácidas Tubo de Dilución Color del papel pH ensayo pH I II III

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA PRÁCTICA No. 12 Conductividad de electrolitos débiles y fuertes Introducción Cuando hablamos de conductividad pensamos normalmente en metales como cobre, o hierro y en corriente eléctrica con voltaje de 120V ó 240V. Sin embargo, la conductividad es una propiedad que tienen otros materiales distintos a los metales. El agua es un buen conductor de electricidad si se mezcla con compuestos que pueden formar iones en solución. Esto es, que formen cationes y aniones en solución.

La conductividad es importante porque existe una relación directa entre la cantidad de sales disueltas y la conductividad de una solución. Esto tiene implicaciones en aspectos cotidianos, tales como el sabor del agua potable y en el engrosamiento de las tuberías de agua. A nivel industrial esto es muy importante, pues algunos iones como el calcio y el magnesio son los responsables de la formación de sarro en las tuberías, por lo que debe monitorearse la concentración de sales y la dureza del agua utilizada en dichos procesos.

Objetivos 1. Ejemplificar el proceso de conductividad eléctrica por medio de un proceso sencillo.

2. Discriminar entre dos sales NaHCO3 y NaCl, identificando cuál de los dos es un mejor conductor eléctrico.

3. Hallar una relación entre la concentración de sales y la intensidad de la luz emitida por la bombilla del sistema.

Alcance  El estudiante utilizará como medidor de conductividad eléctrica la intensidad de una bombilla eléctrica de 25 Watts  Discriminará entre un electrolito débil y uno fuerte en base a su comportamiento en conductividad.

Antecedentes La conductividad eléctrica es el movimiento de carga por iones en solución, por reacción electroquímica en la superficie de los electrodos y por movimiento de electrones en metales.

La conductividad eléctrica de una solución depende de la naturaleza de los solutos y del solvente. Usualmente se mide la conductividad en soluciones acuosas. Los electrolitos débiles son pobres al conducir la electricidad, debido a que no se disocian por completo en solución. En cambio, un electrolito fuerte es capaz de disociarse al 100% Las Unidades de conductividad eléctrica (EC) son microSiemens por cm (1µS/cm = 1 µmho/cm). El sensor consiste de dos electrodos de metal que son exactamente de 1cm de distancia y se introducen en el agua. Un voltaje constante se aplica a través de los electrodos. Una corriente eléctrica (I) fluye a través del agua debido a su voltaje y es proporcional a la concentración de iones disueltos en el agua. A mayor cantidad de iones, mayor conductividad del agua, que resulta en una Manual de Química Inorgánica I2QB3

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA corriente eléctrica mayor la cual es medida electrónicamente. El agua destilada o desionizada tiene muy pocos iones disueltos, por lo que casi no fluye la corriente a través del GAP (EC baja) La conductividad varía con la temperatura, por lo que se corrige a un valor estándar de 25°C. Materiales proporcionados por el estudiante - Cinta de aislar - Bombilla ajustable a plafonera.

- Limones - Café Materiales proporcionados por el laboratorio

Reactivos

-

Soporte Pinza Universal Barra magnética de 2.5cmx 0.6cm Estufa agitadora Beakers de 150mL Goteros Balanza Espátulas o cucharillas para pesar Sistema de conductividad: Plafonera, 2m de cable de cobre calibre 14, paralelo con enchufe en un extremo

a. b. c. d.

NaHCO3 10% p/v NaHCO3 en cristales NaCl 10% p/v NaCl en cristales

CUIDADOS Y OTROS ASPECTOS RELEVANTES DE SEGURIDAD  NO CONECTE EL CABLE ELÉCTRICO HASTA QUE ESTÉ FIJO EL SISTEMA QUE SE VA A PROBAR.  UTILICE SIEMPRE LENTES DE SEGURIDAD Y BATA  NO SAQUE LOS CABLES DE LA SOLUCIÓN CUANDO EL ENCHUFE ESTÉ CONECTADO. Formato de presentación de resultados Presente un cuadro indicando el nombre del compuesto, y el número de gotas necesario para observar un cambio en el sistema.

Informe final 1. Investigue en qué industrias es importante el monitoreo de la conductividad.

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA Bibliografía de referencia Burns, R. 2003. Fundamentos de Química. 4ª ed. México. Editorial Prentice Hall. 745 pp.

Chang, R. 2002. Química. 7ª ed. Editorial McGraw-Hill. 999 pp.

Michaud, J.P. 1991. A citizen's guide to understanding and monitoring lakes and streams. Publ. #94-149. Washington State Dept. of Ecology, Publications Office, Olympia, WA, USA (360) 4077472.

Moore, M.L. 1989. NALMS management guide for lakes and reservoirs. NorthAmerican Lake Management Society, P.O. Box 5443, Madison, WI, 53705-5443, USA (http://www.nalms.org).

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REPORTE DE LABORATORIO No. Nombre: Sección:

Carné:

A

B

C

Nota:

Fecha:

Procedimiento: Preparación del equipo 1. Coloque un soporte en la mesa y sobre de éste agitador magnético.

2. Tome una pinza universal y únala al soporte. Abra la pinza universal lo más que pueda y sujete un beaker de 150mL con dicha pinza.

3. Ajuste la altura del beaker para estar en contacto con el agitador magnético. Colóquele una barra magnética para agitación y asegúrese que quede al centro del beaker, de lo contrario ajuste la posición del mismo.

4. Utilizando una probeta de 100 mL, agregue 100mL de agua desmineralizada al beaker.

5. Tome los cables del sistema de conductividad y sujételos a la pared interna del beaker con cinta de aislar, procurando que los extremos de los cables queden sumergidos en el agua.

6. Conecte el sistema de conductividad y verifique si hay iluminación en la bombilla.

7. Encienda el agitador magnético hasta observar una homogeneización de la solución 8. Anote sus observaciones

Evaluación de la conductividad de dos soluciones 1. Localice el gotero de la solución de bicarbonato de sodio (NaHCO 3 10% p/v).

2. Agregue gota a gota la solución, rápidamente hasta contar 50 gotas. Anote si hay iluminación en su sistema.

3. Haga adiciones de 25 en 25 gotas, apuntando lo que observa con el sistema hasta llegar a 200 gotas.

4. Agregue 2.5g de NaHCO3 y agite la solución. Anote sus observaciones.

5. Desconecte el sistema de conductividad y descarte la solución de NaHCO 3.

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ESCUELA DE FISIOTERAPÍA 6. Repita los pasos 1-5 para la solución de NaCl, luego que haya montado el equipo con agua desionizada nueva, conforme a la preparación del equipo.

7. ¿Cuál de los dos compuestos es un electrolito fuerte? Discuta su respuesta en base a sus resultados.

8. Puede utilizar como ejemplos adicionales agua de limón y café para verificar si dichas soluciones son buenos conductores de electricidad 9. Anote sus observaciones

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