Cuadernillo prácticas 1º Bach by ANA DIAZ

Departamento de Ciencias Prácticas de Laboratorio 1º Bachillerato Física y Química

Introducción………………. ………………………………………………………………..3 Normas de seguridad en el laboratorio………….………………………... ………………...4 Simbología internacional de sustancias peligrosas………………….……... ………………6 Práctica I: Determinación de la fórmula de un hidrato….………………………….. ……...7 Práctica II: Propiedades de los elementos de la tabla periódica....………………………….9 Práctica III: Estudio de las propiedades de los compuestos según el tipo de enlace....…...13 Práctica IV: Formación de esteres………....………………………………………………15 Práctica V: Reacciones ácido-base……...…………………………………………………17 Práctica VI: Reacción de precipitación..…………………………………………………..20 Práctica VII: Composición de movimientos………………………………………………22 Práctica VIII: 3º Ley de Newton: Acción-reacción…………………………………….….23 Práctica IX: Determinación del calor específico de algunos metales….………………….24 Práctica X: Fabricación de un generador eléctrico…. …………………………………….26

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La química es una ciencia empírica y como tal el trabajo experimental en el laboratorio (o incluso en casa) debe formar parte del proceso de enseñanza-aprendizaje. Esto nos permitirá estudiar la química de una forma mucho más amena. Ni que decir tiene que, a pesar de la sencillez de las experiencias que se detallan en este trabajo y de su aparente inocuidad, algunas de las sustancias que se emplean pueden resultar peligrosas si no se manejan con las debidas precauciones, por lo que es necesario tener en cuenta las normas de seguridad. En cuanto a las prácticas de física mezclaremos prácticas informáticas con la construcción de artilugios que nos permitan ver alguna de las principios físicos estudiados. Cada práctica consta de unos objetivos, un listado del material necesario, el procedimiento a seguir y unas cuestiones. Antes de la realización de la práctica es imprescindible haber leído la práctica. A continuación en el cuaderno de laboratorio se anota la fecha. Se dibuja y nombra el material de laboratorio. Se comprueba que está limpio y en buenas condiciones. Se realiza la práctica anotando en el cuaderno cada uno de los pasos y por último se responde a las cuestiones planteadas. Esto constituirá el informe de la práctica que se entregará a la profesora en los plazos establecidos. Y ahora, adelante mis pequeños científicos.

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En el laboratorio se usan muchos instrumentos y reactivos que pueden ser peligrosos por lo que es muy importante atenerse a unas normas de seguridad básicas:  Entramos por orden de lista, cogemos las gafas de seguridad y nos colocamos siempre en la mesa que nos asigne el profesor el primer día.  No se corre ni se juega en el laboratorio. Si hay que desplazarse, se hace con SERENIDAD.  Sólo se pueden mover de su sitio los encargados de cada mesa.  No se levanta la voz; se habla en tono normal.  En el laboratorio siempre hay que llevar puesta la bata.  Debe conocerse dónde se encuentran el botiquín, los extintores y el sistema de lavaojos y ducha.  Antes de empezar a realizar cada práctica hay que informarse de las medidas de seguridad que corresponde aplicar, de qué precauciones se han de tomar con los reactivos y de dónde han de verter los materiales de desecho. Esta información se encontrará en el guión de la práctica. Si tenéis dudas preguntar al profesor.  Antes de comenzar hay que comprobar que se dispone de todo el material y de que éste está limpio y en buenas condiciones.  Todas las prescripciones que se hagan en el guión de prácticas sobre el uso de gafas de protección y de la campana extractora (vitrina) son de obligado cumplimiento.  Tener siempre a mano el guión de prácticas y un cuaderno en el que anotar: la fecha de realización de la experiencia, el material utilizado, el proceso seguido, los hechos observados, los resultados obtenidos y las conclusiones.  Evitar las salpicaduras y recoger inmediatamente los reactivos que se derramen.  No probar, ni inhalar productos químicos y evitar su contacto con la piel.  Para pipetear se utiliza siempre el pipeteador. Nunca se pipetea con la boca.  Para oler se hará a distancia, fuera de la vertical del recipiente y con la mano frente a la nariz, hasta asegurarnos de que un producto (o sistema material en estudio) no desprende vapores tóxicos que sean invisibles al ojo (más cuidado aún si son visibles).  No tocar los productos químicos con las manos. Usar guantes de caucho para trasvasar reactivos líquidos (ácidos, álcalis o bases, disolventes...), y la cucharilla espátula para coger los productos sólidos.

Departamento de Ciencias Prácticas de Laboratorio 1º Bachillerato Física y Química  No encender nunca un mechero con otro mechero. Se hace con cerillas de madera.  Al calentar tubos de ensayo directamente a la llama, ponerlos inclinados de forma que no apunten hacia nadie y no dejar quieto el tubo sobre la llama mientras se calienta.  No usar mecheros Bunsen (o portátil de gas, o de alcohol) para calentar directamente líquidos inflamables. Se hará al baño maría o con manta calefactora.  No enchufar aparatos eléctricos con las manos húmedas.  Lávese las manos inmediatamente después de manipular un reactivo peligroso.  Usar un bolígrafo, lápiz, etc. sólo para laboratorio y no chuparlo ni metérselo en la boca durante las prácticas (habrá estado apoyado en la mesa sucia por los reactivos.  Los alumnos con pelo largo deben llevarlo recogido en una coleta cuando usen los mecheros por el riesgo de que salga ardiendo con el uso de estos.  Está prohibido comer, beber o fumar en el laboratorio.  No se puede sacar ningún producto fuera del laboratorio.  No se deben llevar guantes de látex manejando los mecheros.  Trabajar con cuidado y pulcritud.  Al terminar debe dejarse el material limpio.  En caso de accidente: rotura de material, cortes, inmediatamente al profesor.  Lavarse las manos antes de salir del laboratorio.  Seguir en todo momento las indicaciones del profesor.

quemaduras, etc… avisar

Departamento de Ciencias Prácticas de Laboratorio 1º Bachillerato Física y Química Para identificar las sustancias peligrosas se ha establecido una simbología internacional. Los símbolos básicos más utilizados son: SIMBOLO SIGNIFICADO PRECAUCIONES Comburente: puede inflamar sustancias combustibles o favorecer la amplitud de incendios ya declarados, dificultando su extinción.

Evitar cualquier contacto con sustancias combustibles

Corrosivo: sustancias que en contacto con Evitar el contacto con el cuerpo, la ropa nuestro cuerpo u otros materiales destruyen su u otros objetos así como inhalar sus superficie progresivamente. vapores.

Explosivo: Sustancias que pueden explotar si Mantenerlos siempre lejos de las fuentes se calientan o reciben un golpe de calor y manejarlos con cuidado

Inflamable: sustancias que se pueden encender fácilmente si se calientan

Mantener siempre alejado de las fuentes de calor

Nocivo: La incorporación de estas sustancias por el organismo produce efectos nocivos de poca trascendencia.

Evitar el contacto con el cuerpo humano así como la inhalación de vapores. En caso de malestar acudir al médico.

Peligro para el medio ambiente: En el caso de ser liberado en el medio acuático y no acuático puede producirse un daño del ecosistema por cambio del equilibrio natural, inmediatamente o con posterioridad. Ciertas sustancias o sus productos de transformación pueden alterar simultáneamente diversos compartimentos.

Según sea el potencial de peligro, no dejar que alcancen la canalización, en el suelo o el medio ambiente! Observar las prescripciones de eliminación de residuos especiales.

Tóxico: Tras una inhalación, ingestión o absorción a través de la piel pueden presentarse, en general, trastornos orgánicos de carácter grave o incluso la muerte.

Evitar cualquier contacto con el cuerpo y en caso de malestar acudir inmediatamente al médico.

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LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS

1. OBJETIVO El objetivo de esta práctica es comprobar la ley de las proporciones definidas de Proust.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO Tanto la ley de conservación de la masa como el ajuste de reacciones químicas son temas que tratan en Secundaria y Bachillerato al presentar las reacciones químicas. Una experiencia sencilla que permite poner en práctica lo aprendido es determinar el número de moléculas de agua que contiene el CuSO4·5H2O, según se describe más adelante. Conviene destacar que, si bien nos hemos referido al CuSO 4·5H2O como sulfato de cobre, en realidad, el nombre correcto es sulfato de cobre pentahidratado. De hecho, el color azulado de la sal se debe a la presencia de moléculas de agua en su estructura cristalina. La sal anhidra CuSO4 es en realidad de color blanco. Es muy fácil obtener sulfato de cobre anhidro a partir de sulfato de cobre pentahidratado, basta con calentar la sal directamente sobre el fuego o mediante un crisol; las moléculas de agua emergerán del cristal en forma de vapor de agua. Así, conforme transcurre el tiempo se observa que se va perdiendo el color azulado y que la sal se torna cada vez más blanquecina, hasta que finalmente adquiere el color blanco característico de la sal anhidra al perder toda el agua. Incluso se puede observar como burbujea el agua en la superficie al salir del cristal. En la figura se muestra el aspecto de la sal anhidra comparado con el de la sal hidratada.

Merece la pena destacar que la reacción de deshidratación del CuSO 4·5H2O se brinda a realizar una experiencia cuantitativa, la determinación del número de moléculas de agua que hay en la sal hidratada. El procedimiento es muy sencillo, basta con determinar la masa de una cantidad de sal antes y después de la pérdida del agua. La diferencia de masa dará cuenta del número de moléculas de agua n que tenía la sal hidratada, de forma que n se puede calcular a partir de la relación:

Departamento de Ciencias Prácticas de Laboratorio 1º Bachillerato Física y Química donde m[···] y P[···] son la masa medida y el peso molecular, respectivamente, de la sustancia indicada entre corchetes. Por ejemplo, si la masa inicial de la sal hidratada es m[CuSO4·5H2O] = 100 g y la masa final, después de la deshidratación, es m[CuSO4] = 64 g, el número de moléculas de agua según la relación anterior será n . La hidratación de la sal anhidra CuSO4 es muy exotérmica, lo cual viene a corroborar la estabilidad de la sal hidratada. Para realizarla basta con añadir unas gotas de agua a una pequeña cantidad de CuSO 4. Al cabo de unos segundos la sal anhidra adquiere de nuevo la coloración azul de la sal hidratada, desprendiéndose una gran cantidad de energía en forma de calor.

3. MATERIAL • • • • • • • • •

Sulfato de cobre hidratado Un soporte con aro. Rejilla. Crisol de porcelana. Vaso de precipitados Mechero bunsen Cristalizador Balanza Espátula y pinzas

4. PROCEDIMIENTO 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

Tomamos el crisol y averiguamos su masa. Depositamos en el crisol cierta masa de sulfato de cobre hidratado y pesamos de nuevo. Calentamos la cápsula removiendo lentamente su contenido. Al retirar la cápsula del fuego para que se enfríe debemos dejarla sobre el pie metálico, ya que si la posamos sobre la mesa ésta se quema. Dejamos enfriar la cápsula y volvemos a pesarla. Los calentamientos se repiten hasta que tres pesadas sucesivas den el mismo valor. Una vez tenemos el sulfatote cobre anhidro, añadimos unas gotas de agua para ver que sucede. Por último disolvemos en agua, filtramos y echamos en un cristalizador. Dejamos cristalizar la sal y volvemos a obtener cristales azules de sulfato de cobre.

5. CUESTIONES 1. 2. 3. 4. 5.

Enuncia, comentando brevemente, las leyes ponderales. Calcula los moles de agua que hay en el sulfato de cobre hidratado. Calcula el porcentaje de sulfato de cobre y el porcentaje de agua que existe en el sulfato de cobre hidratado. Calcula la composición centesimal del sulfato de cobre anhidro El yeso es un sulfato de calcio hidratado. Si una muestra de 3,273 g de yeso se ha transformado en 2,588 g de sulfato de calcio anhidro, calcula: a) La fórmula del yeso b) El porcentaje de sulfato de calcio y de agua que hay en el yeso.

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Propiedades de la tabla periódica

1. OBJETIVO Los objetivos que se plantea esta práctica son conocer la información que nos ofrece la tabla periódica, la definición de ley periódica y electronegatividad. También buscamos conocer las características del magnesio y azufre, sus aplicaciones en la industria, además de sus peligros. Observar algunas propiedades químicas de metales y de no metales. Y por último plantear las ecuaciones químicas correspondientes en base a las observaciones de los ensayos y determinar los compuestos se obtuvieron después de las reacciones.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO A continuación revisaremos algunos conceptos útiles para la realización de esta práctica y que nos ayudarán a comprender los objetivos de la misma. Tabla Periódica de los Elementos La tabla periódica de los elementos es la organización que, atendiendo a diversos criterios, distribuye los distintos elementos químicos conforme a ciertas características. Suele atribuirse la tabla a Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. Información que nos ofrece la tabla periódica de los elementos La tabla periódica muestra los elementos químicos ordenados en base a sus propiedades, en Familias y Periodos. Muestra los pesos atómicos de los elementos químicos. Los símbolos con sus respectivos nombres. Los números de valencia de los elementos químicos. Las configuraciones electrónicas de los elementos químicos. Muestra si son metales, metaloides o no metales. Los estados de agregación de la materia, como por ejemplo si el elemento es líquido, sólido o gaseoso. Ley Periódica La ley periódica actual de los elementos dice que las propiedades de los elementos presentan variaciones periódicas si estos los ordenamos en orden creciente de sus números atómicos. Electronegatividad La electronegatividad es una medida de fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro, en un enlace químico.

Departamento de Ciencias Prácticas de Laboratorio 1º Bachillerato Física y Química Magnesio El magnesio es el elemento químico de símbolo Mg y número atómico 12. Su masa atómica es de 24,305 u. Los compuestos de magnesio, principalmente su óxido, se usan como material refractario en hornos para la producción de hierro y acero, metales no férreos, cristal y cemento, así como en agricultura e industrias químicas y de construcción. El uso principal del metal es como elemento de aleación del aluminio, empleándose las aleaciones aluminio-magnesio en envases de bebidas. Las aleaciones de magnesio, especialmente magnesioaluminio, se emplean en componentes de automóviles, como llantas, y en maquinaria diversa. Además, el metal se adiciona para eliminar el azufre del acero y el hierro. Azufre El azufre es un elemento químico de número atómico 16 y símbolo S (del latín Sulphur). Es un no metal abundante e insípido. El azufre se usa en multitud de procesos industriales como la producción de ácido sulfúrico para baterías, la fabricación de pólvora y el vulcanizado del caucho. El azufre tiene usos como fungicida y en la manufactura de fosfatos fertilizantes. Los sulfitos se usan para blanquear el papel y en cerillas. El tiosulfato de sodio o amonio se emplea en la industria fotográfica como «fijador» ya que disuelve el bromuro de plata; y el sulfato de magnesio (sal Epsom) tiene usos diversos como laxante, exfoliante, o suplemento nutritivo para plantas.

3. MATERIAL • • • • • • • • • • • • • • •

2 vasos de precipitados Probeta Agitador Pinza de crisol Cuchara de deflagración Un trozo de papel aluminio Mechero de Bunsen Frasco de boca ancha Espátula Tabla: indicador de pH Gotero de indicador Papel indicador amarillo, tipo universal Ácido clorhídrico Cinta de magnesio Azufre en polvo

4. PROCEDIMIENTO A continuación se describen los pasos que se realizaron para llevar a cabo esta práctica. Práctica 1 1. Colocar en dos vasos de precipitados de 100 mL, 10 mL de ácido clorhídrico (HCl), utilizando la probeta. 2. Añadir a uno de los vasos de precipitados un trocito de cinta de magnesio y al otro una pequeña cantidad de azufre en polvo, tomándolo éste con la espátula. 3. Observar qué sucede en cada uno de los vasos de precipitados, identificar el compuesto que se forma a partir de la reacción química y anotar las ecuaciones. Anotar las observaciones. Práctica 1 Magnesio + Ácido clorhídrico

Mg+ HCl

Azufre + Ácido clorhídrico

S + HCl

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Reactivo

Ecuación de la reacción

Observaciones

Mg+ HCl

Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

Se forma Cloruro de magnesio (MgCl 2), el magnesio hace burbujas (hidrógeno desprendiéndose) y se deshace.

S + HCl

S + 2HCl → H2S + Cl2

Se forma Ácido sulfhídrico (H2S), el azufre no se disuelve en el HCl, partículas de azufre quedan en la superficie.

Práctica 2 1. Llevar a la llama del mechero de Bunsen un trozo de cinta de magnesio tomándolo de una punta con la punta de crisol, manteniéndolo así hasta que se queme (oxide completamente), después de que termine la reacción, deje caer las cenizas que se formaron (Óxido de magnesio) en un vaso de precipitación de 100 mL. 2. Agregar 25 mL de agua a la ceniza, agitar fuertemente. 3. Ensayar la solución formada con dos gotas del indicador fenolftaleína para comprobar el carácter básico de la sustancia. 4. Anotar todas las observaciones y escribir las ecuaciones químicas. Práctica 2 Magnesio + Oxígeno molecular Óxido de Magnesio + Agua

Mg + O2 MgO + H2O

Reactivo

Ecuación de la reacción

Observaciones

Mg + O2

2Mg + O2 → 2MgO

Se forma Óxido de magnesio (MgO), al oxidar el magnesio, se produce una luminosidad y se hace ceniza.

MgO + H2O

MgO + H2O → Mg(OH)2

Se forma Hidróxido de magnesio (Mg(OH) 2), al poner 4 gotas de fenolftaleína se torna de un color rosadolila.

Práctica 3 1. Tomar una porción de azufre en polvo con la espátula y colocarla en la cuchara de deflagración. 2. Llevar la cuchara de deflagración a la llama del mechero de Bunsen y mantenerla ahí hasta que el azufre comience a arder.

Departamento de Ciencias Prácticas de Laboratorio 1º Bachillerato Física y Química 3. Introducir la cuchara de deflagración con el azufre ardiendo, en un frasco de boca ancha y mientras arde, cubrir la boca del frasco con un trozo de papel aluminio. Procurar no dejar escapar el producto debido a que es un gas tóxico. 4. Quitar el papel de la cuchara, al cabo de un minuto añadir 25 mL e agua sobre la cuchara. Retirar la cuchara e inmediatamente tape el frasco con su respectiva tapa. 5. Agitar fuertemente el frasco hacia todos los lados hasta que se combine el agua con el gas. 6. Ensayar el líquido del frasco con papel indicador amarillo, tipo universal. 7. Observar el color que toma el papel amarillo y utilizar la tabla del indicador del pH para determinar el pH de la sustancia. 8. Anotar todas las observaciones y escribir las ecuaciones químicas. Práctica 3 Azufre + Oxígeno molecular

S + O2

Anhídrido sulfuroso + Agua

SO2 + H2O

Reactivo

Ecuación de la reacción

Observaciones

S + O2

S + O2 → SO2

Se forma Anhídrido sulfuroso (SO2), al calentar el azufre, pasa del estado sólido al estado líquido y desprende gas tóxico con un olor fétido.

SO2 + H2O

SO2 + H2O → H2SO3

Se forma Ácido sulfuroso (H 2SO3), al agitar fuertemente el frasco, el gas que se encuentra adentro desaparece. El papel indicador de pH indica pH 3.



Observaciones y recomendaciones: Se recomienda seguir estrictamente el procedimiento de la práctica, a fin de tener óptimos resultados. En la práctica 1, procurar utilizar cantidades muy pequeñas tanto de magnesio como de azufre, para tener una mayor velocidad de reacción. En la práctica 2, oxidar completamente, es decir convertir completamente en ceniza el magnesio, para poder formar la base correctamente. Al ensayar la base con la fenolftaleína, poner no más de 4 gotas y agitar fuertemente. En la práctica 3, tener cuidado de no dejar escapar el gas que se obtiene al quemar el azufre, ya que es tóxico. Realizar en la campana extractora. Ventilar el laboratorio, antes de realizar la práctica 3.

CUESTIONES

    

1. 2.

Explica cómo varían las diferentes propiedades de los elementos dentro de la tabla periódica. Indica las propiedades de metales y no metales.

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Completa las tablas de resultados. Haz un estudio comparativo de la reactividad de los metales y n metales.

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ENLACE QUÍMICO

1. OBJETIVO Averiguar el tipo de enlace que presentan algunas sustancias de acuerdo con sus propiedades: dureza, solubilidad, punto de fusión y conductividad.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO Las propiedades que se van a estudiar son diferentes para los compuestos covalentes, iónicos y metálicos.

3. MATERIAL • • • • • • • •

Azufre KCl (s) SiO2 Lámina de cobre Azúcar Agua destilada Tetracloruro de carbono Gradilla con 15 tubos de ensayo.

Departamento de Ciencias Prácticas de Laboratorio 1º Bachillerato Física y Química • • • • • • • • • •

Un vaso de precipitados de 250 ml. Mechero bunsen. Pinza de madera Espátula Clavo de hierro Pila Bombilla Dos electrodos conectados a hilos de cobre. Gafas de protección Guantes

4. PROCEDIMIENTO 1. 2. 3. 4. 5. 6.

Dureza. Presiona con el clavo de hierro las distintas sustancias y anota lo que observas. Solubilidad. Con la espátula, coloca en cinco tubos de ensayo un poco de cada una de las susstancias y añade agua hasta la mitad de cada tubo. Agita y deja reposar. Haz lo mismo con otros cinco tubos de ensayo, pero esta vez añade CCl4 en lugar de agua. Punto de fusión. En cinco tubos de ensayo limpios y secos coloca un poco más de cada una de las sustancias. Acércalos a la llama durante 30 segundos y anota lo observado. Conductividad. Ve poniendo ene. Vaso de precipitado cada una de las sustancias sólidas y aplica los terminales de los electrodos de cobre, previamente conectados a la pila y a la bombilla. Observa si conducen o no. Haz lo mismo, pero ahora poniendo las disoluciones solubles de la segunda parte del experimento en lugar de sólidos.

5. CUESTIONES: 1. 2. 3. 4. 5.

Anota todo lo que hayas observado en una tabla en la que especifiques dureza, solubilidad en agua, solubilidad en CCl4, puntos de fusión, conductividad en estado sólido y conductividad en disolución, para cada uno de los siguientes compuestos: S, KCl, SiO2, Cu, azúcar. ¿Qué tipo de enlace presenta cada una de las sustancias analizadas? ¿Qué indica, respecto al tipo de enlace que representa, que una sustancia sea soluble en agua?¿Y que lo sea en CCl4? ¿Las sustancias iónicas conducen la electricidad en estado sólido?¿Y en disolución? ¿Cómo es la conductividad en los metales?

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REACCIÓN DE ESTERIFICACIÓN

1. OBJETIVO Estudiar la reacción entre ácidos y alcoholes para dar ésteres que son compuestos aromáticos.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO Las propiedades organolépticas son aquellas que se pueden percibir por los sentidos. Muchas sustancias orgánicas tienen olores característicos. Los ésteres suelen tener un agradable olor a frutas. Vamos a sintetizar ésteres.

3. MATERIAL UTILIZADO • • • • • • • • • • • • • • • • • •

Gradilla Tubos de ensayo con tapón Probeta 10 ml Pipeta Mechero Bunsen Papel de aluminio Vaso de precipitados Ácido salicílico Ácido butírico Ácido decanoico Ácido acético glacial Metanol Etanol Alcohol amílico 1-Octanol Ácido sulfúrico Gafas de protección Guantes

4. PROCEDIMIENTO 1.

Mezclar en cada tubo de ensayo 2ml de alcohol y 2ml de ácido si es líquido o 1gr si es sólido. Combinar el ácido y el alcohol según la tabla adjunta.

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2. 3. 4.

Tubo

Alcohol

Ácido

Metanol

ác. salicílico

Etanol

ác. decanoico

Etanol

ác. butanoico

Etanol

ác. acético

1- pentanol

ác. butanoico

1- pentanol

ác. salicílico

1- pentanol

ác. acético

1-octanol

ác. acético

Olor

Añadir a cada tubo 1ml de ácido sulfúrico concentrado, tapar el tubo y agitar. Esperar unos momentos. El tubo 2 puede necesitar calentarse unos minutos a baja temperatura (6070ºC) Destapar los tubos y oler los aromas resultantes, acercando los vapores a la nariz con movimientos de la mano.

5. CUESTIONES: 1. 2. 3.

Completar la tabla describiendo el olor del éster producido en cada tubo. Escribir la reacción de esterificación que ocurre en cada tubo y nombrar los ésteres resultantes de la reacción ¿Qué función tiene el ácido sulfúrico?

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REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN ENTRE ÁCIDO CLORHÍDRICO E HIDRÓXIDO SÓDICO 1. OBJETIVO El objetivo de esta práctica es conocer y aplicar el método volumétrico para realizar una valoración ácido-base. También sirve para aprender a identificar los ácidos y bases según sus propiedades y determinar el punto de equivalencia de una reacción ácido-base, mediante el uso de una disolución indicadora. Así como estudiar la reacción química que se establece entre un ácido fuerte y una base fuerte.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO Desde los albores de la química experimental, los científicos se dieron cuenta de que algunas sustancias, llamadas ácidos, tienen un sabor agrio y pueden disolver los metales activos como el hierro y el cinc, los ácidos también ocasionan que ciertos tintes vegetales como el tornasol cambien de color. Las bases tienen propiedades características, como su sabor amargo y su sensación untuosa al tacto. Las bases presentan, corno los ácidos, la característica de que cambian la coloración de ciertas sustancias vegetales. La técnica de volumetría o valoración ácido-base consiste en emplear un ácido de concentración conocida para valorar una base de concentración desconocida o viceversa. Para determinar el punto final (o de equivalencia) de la reacción se pueden utilizar indicadores colorimétricos o potenciómetros. En esta práctica se utilizará una disolución de fenolftaleína como indicador del fin de la reacción, y se trabajará con un ácido y una base fuertes.

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3. MATERIAL UTILIZADO • • • • • • • • • • • • • • •

Matraz de fondo redondo Un soporte con pinza. Una bureta de vidrio. Embudo de vidrio. Un matraz erlenmeyer de 250 ml. Una varilla agitadora. Dos pipetas volumétricas de 10 ml. Papel pH. Un vaso de precipitados de 100 ml. Agua destilada. Disolución de fenolftaleírta. 100 ml disolución de hidróxido de sodio 0.25M. 100 ml disolución de ácido clorhídrico de concentración desconocida. Gafas de protección Guantes

4. PROCEDIMIENTO

Verifique que la llave de la bureta esté cerrada. Vierta en ella, con muchísimo cuidado, la disolución de hidróxido de sodio empleando el embudo de filtración. Cuando haya adicionado 20 o 30 ml., coloque un vaso de precipitados limpio debajo de la punta de la bureta y abra la llave completamente hasta que se hayan desalojado, aproximadamente, 10 ml. de la solución de hidróxido de sodio. Cierre la llave de la bureta. La operación anterior es con el objeto de eliminar las burbujas de aire que hayan quedado ocluidas en la misma, durante su llenado. A continuación llene la bureta con más disolución de NaOH hasta la marca de 0 ml.

Coloque la bureta en la pinza, la cual ya estará previamente fija en la varilla del soporte.

Vierta 30 ml de la solución de ácido clorhídrico (tenga precaución durante su manejo, es tóxico e irritante), utilizando las pipetas, en un matraz erlenmeyer.

Coloque el matraz erlenmeyer sobre una hoja blanca. La hoja se coloca con el objeto de observar mejor el cambio de color del indicador

Coloque la bureta de tal manera que la punta de ésta quede en el interior del matraz y a 1 cm abajo, aproximadamente, de la boca del mismo.

Añada de dos a tres gotas de la disolución de fenolftaleína al ácido clorhídrico contenido en el matraz erlenmeyer.

Abra la llave de la bureta para adicionar la solución, de hidróxido de sodio. Se recomienda no abrirla totalmente, ya que de esta manera se tiene un mejor control sobre el volumen de sosa adicionado.

Un buen indicio de que el punto de equivalencia está cercano, consiste en que cuando la solución de hidróxido de sodio se pone en contacto con la del ácido clorhídrico, la coloración rosa no desaparece tan rápidamente como al principio de la valoración. Es aconsejable en este momento disminuir la rapidez de goteo, para que en el momento en que la disolución del matraz adquiera un color rosa muy tenue, pero persistente, se cierre la llave de la bureta.

Anote el volumen de hidróxido de sodio que se utilizó en la valoración.

10. Introduzca un pedazo de papel pH en la disolución del matraz erlenrneyer, y anote el valor que tiene, mediante la escala de pH. Asimismo, tome los valores de pH, tanto para la solución del hidróxido de sodio como para la del ácido clorhídrico.

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5. CUESTIONES: 1.

Defina el concepto de un ácido y de una base según las teorías de Arrhenius y Brownsted-Lowry.

Describa brevemente cómo prepararía 100 ml de disolución de hidróxido de sodio, 0. 25 M, a partir de sosa caústica en lentejas.

Y 250 ml de disolución de ácido clorhídrico, 0. 1M, a partir de ácido clorhídrico comercial (37.8 % en masa, densidad = 1.19 g/cm).

Escriba la ecuación química de la reacción que se establece entre el hidróxido de sodio y el ácido clorhídrico.

Con base en la ecuación química anterior y el volumen de hidróxido de sodio que se utilizó en la valoración, determine la molaridad de la disolución de hidróxido sódico.

Represente la valoración en una gráfica en papel milimetrado en la que los ejes de coordenadas sean el pH en el eje de las abscisas y los ml de base añadidos en el eje de las ordenadas.

Investigue qué es la fenolftaleína, y a que se debe que en medio ácido posea cierta coloración, mientras que en medio básico posea otra.

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ECUACIONES QUÍMICAS Y REACCIONES DE PRECIPITACIÓN 1. OBJETIVOS Analizar las propiedades de las reacciones químicas. Comprender la importancia de las reacciones químicas en la vida cotidiana y la aportación éstas a campos como la fotografía, para ello les contamos la historia de los primeros papeles fotográficos, que se hacían con haluros de plata usados en las cámaras oscuras basados en las sales de plata. Ver una reacción de precipitación en la que a partir de dos disoluciones en estado acuoso se forma una sal insoluble que precipita.

2. MATERIAL UTILIZADO • • • • • • •

Disolución de NaCl preparada en la práctica anterior Disolución de AgNO3 preparada en la práctica anterior Hoja de block de dibujo 2 Cubetas 2 Tubos de ensayo Pinza Diapositiva o algún objeto para hacer el contorno

3. PROCEDIMIENTO En primer caso vamos a analizar la reacción química que tiene lugar en los tubos de ensayo: 1. 2. 3. 4.

Echa 5ml de la disolución de NaCl en un tubo de ensayo Haz lo mismo con el AgNO₃ en el otro tubo de ensayo Echa el cloruro de sodio sobre el nitrato de plata Se nos forma un precipitado blanco, insoluble que es el cloruro de plata, es una sal que en presencia de la luz se oxida y toma un color negruzco, vamos a aprovechar estas características para hacer nuestro rudimentario papel fotográfico. 5. Toma las dos disoluciones y vierte una en cada cubeta 6. Coge el papel e introdúcelo en la cubeta con cloruro sódico, deja que se empape bien y sácalo. 7. Deja que el papel se seque 8. Una vez seco, introdúcelo con unas pinzas en la cubeta del nitrato de plata (el nitrato de plata quema los dedos), deja que se empape y sácalo. 9. Deposítalo en una superficie y pon encima la diapositiva o el objeto del que vayas a hacer el perfil. 10. Déjalo en un lugar luminoso, preferiblemente al sol varios minutos.

Departamento de Ciencias Prácticas de Laboratorio 1º Bachillerato Física y Química 11. Cuando esté el papel negro, llévalo a un sitio oscuro y retira la diapositiva u objetos que han quedado impresos. En los primeros experimentos en fotografía se usaba luego un fijador para que la parte que queda blanca, sin oxidar quedara estable y no siguiera oscureciéndose con el tiempo.

4. CUESTIONES: 1) Describe todo el proceso que ha tenido lugar ayudándote de dibujos 2) ¿Qué reacción ha tenido lugar? Represéntala mediante una ecuación química ajustada. 3) ¿De qué tipo es la reacción? 4) Calcula teóricamente los gr. de productos obtenidos. Explica como lo has hecho.

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PROBLEMAS DIVERTIDOS DE SUPERPOSICIÓN Y COMPOSICIÓN DE MOVIMIENTOS 1. OBJETIVO El objetivo de esta práctica es comprender y practicar problemas de composición de movimiento viendo las aplicaciones que tienen en la vida real. Al mismo tiempo es una oportunidad para aprovechar las TIC ´s .

2. MATERIAL • •

Ordenador Cuaderno de trabajo.

3. PROCEDIMIENTO 1. 2.

Conéctate a Internet Introduce la siguiente página : http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/ Entra en el apartado CINEMÁTICA y dentro de éste MOVIMIENTO CURVILÍNEO.

4. CUESTIONES: 1.

Realiza los ejercicios que se plantean en los siguientes apartados. Tiro parabólico Composición de movimientos Apuntar un cañón para dar en un blanco fijo Bombardear un blanco móvil desde un avión Tiros frontales a canasta Alcance máximo en el plano horizontal Alcance máximo en el plano inclinado Disparo de un proyectil contra un blanco móvil Barro que se desprende de una rueda Tiro parabólico y movimiento circular Torpedo a la caza de un submarino

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3ª LEY DE NEWTON LEY DE ACCIÓN Y REACCIÓN 1. OBJETIVO El objetivo de esta práctica es comprender y ver las aplicaciones de la 3ª ley de Newton construyendo un pequeño cañón en el que estudiaremos de forma física el disparo de un proyectil y donde podremos aplicar los conocimientos adquiridos anteriormente del tiro parabólico. Los cañones de patatas no son ningún juguete pues si están bien hechos tienen mucha potencia, de hecho están prohibidos en algunos países, por eso optamos por esta modelo inofensivo.

2. MATERIAL • • • • • • • • • •

Un bote de plástico con tapa de rosca Canutillo de un bolígrafo Cinta aislante Dos chinchetas Cable Tijeras Percutor de un mechero piezoeléctrico Desodorante en spray Cronómetro Cinta métrica

3. PROCEDIMIENTO 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.

Haz un agujero al bote de plástico en la parte contraria a donde se encaja la tapa. Con la cinta aislante fija el canutillo del bolígrafo al bote de plástico por donde se le ha hecho el orificio. Conecta los polos del percutor con el cable a las dos chinchetas Clávalas por la mitad del bote, de forma que estén próximas para que al accionar el percutor se produzca una chispa dentro del bote. Introduce el proyectil en el canutillo del bolígrafo. Abre el bote de plástico, introduce el desodorante y enrosca la tapa. Apunta al blanco y acciona el percutor.

4. CUESTIONES: 1. 2. 3. 4.

Realiza un informe detallado del proyecto. Calcula la velocidad con la que sale despedido el proyectil. Haz los cálculos físicos necesarios para dar en el blanco. Calcula el retroceso del cañón.

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TRANSFERENCIA DE ENERGÍA TRABAJO Y CALOR 1. OBJETIVO Construir un calorímetro con paredes adiabáticas para determinar la capacidad calorífica de algunos materiales.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO Un calorímetro es un aparato que se construye con materiales aislantes como fibra de vidrio, poliuretanos, plásticos en cuyo exterior existe un líquido (agua) que sirve para transferir el calor de diversas sustancias de interés. Existen tres formas de transferir el calor: por conducción, por convección y por radiación. La conducción aplica específicamente a metales o cuerpos sólidos y es debida a la agitación de las moléculas. La convección se presenta principalmente en los líquidos y gases, y es por corrientes de convección, es decir las corrientes frías bajan y las corrientes calientes suben. La radiación no necesita un medio de transporte y se da por paquetes de energía como la luz o rayos gamma. Cada sustancia, ya sea líquida, sólida o gas tiene un valor específico de absorber el calor transmitido a otro cuerpo, a este valor se le conoce como calor específico. Las unidades son calorías por gramo por grado centígrado. Para saber el calor que absorbe un cuerpo, es necesario utilizar la fórmula Q = mCp∆T Donde Q = calor absorbido o eliminado (calorías). m = masa del cuerpo (gramos) ∆T = diferencia de temperaturas (grados Celsius)

3. MATERIAL • • • • • • • • • • • •

1 recipiente de material aislante con tapa 1 paquete de algodón de 200g 1 termómetro 1 pinzas de punta 1 soporte universal con anillo de hierro 100 ml de agua 1 vaso de precipitados de 250 ml 1 mechero bunsen 1 rejilla Trozos de distintos metales. Varilla agitadora 1 frasco pequeño y ancho que quede dentro y a la altura interna recipiente aislante con su tapa.

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4. PROCEDIMIENTO 1.-Pega el frasco de vidrio al fondo del recipiente aislante. 2.- La tapa del frasco se fija en la tapa del recipiente aislante. 3.- A la tapa y el recipiente aislante juntos se les hacen dos perforaciones, una para el termómetro y otra para el agitador. 4.- Coloca el termómetro y el agitador a tu calorímetro. 5.- Coloca una determinada masa de agua en el calorímetro y mide su temperatura. 6.- En un vaso de precipitados coloca 100 ml de agua y un trozo de cualquier metal a una temperatura de 70grados C durante algunos segundos, posteriormente sácalo con las pinzas de punta los más rápido posible e introdúcelo en el agua que contiene el calorímetro. 7.- Espera a que el termómetro del calorímetro indique que la temperatura se ha estabilizado. 8.- Con los daos que obtuviste y registraste determina el Cp del metal que trabajaste con la fórmula Q = m Cp ∆T y compara el valor con los libros. 9.- Repite el procedimiento para otros metales. Registra tus observaciones.

5. CUESTIONES: 1. 2. 3. 4.

Realizar la síntesis de los siguientes temas a investigar: Capacidades caloríficas de metales y líquidos. Balance del calor del calorímetro Si un metal x tiene un Cp = 0.01cal/g C y otro un Cp = 0.1 cal/g C ¿Cuál será mejor conductor? ¿Cuál es la definición de caloría? ¿Qué diferencia hay entre calor y temperatura?

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LA PILA DE VOLTA

1. OBJETIVO Estudiar los procesos rédox y cómo éstos generan corriente eléctrica. Reconocer y valorar la importancia de los descubrimientos científicos reproduciendo la pila de Volta.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO Alejandro Volta descubrió la pila o columna, a la que inicialmente llamó "órgano eléctrico artificial", estudiando los efectos del galvanismo sobre las ancas de rana. Volta pensó que lo que el llamó galvanismo era una corriente eléctrica animal. Se le llamó así en honor a Galvani, fundador de la Fisiología nerviosa, el cual estableció dicha corriente uniendo dos metales diferentes por medio de nervios o de músculos de un animal. En realidad, la corriente galvánica, es una corriente continua (c.c). Volta construyó la primera pila que nosotros podemos reproducir. (Todos los modelos científicos son reproducibles sin necesidad de extraños conjuros y sin esperar que unas veces salgan y otras no).

Volta apiló discos de igual tamaño de cobre y de cinc, sólo o con estaño, alternados, que llevan intercalados entre cada uno de ellos un paño humedecido. Esta "pila de discos" empieza y termina con discos de diferente tipo. Conectando con un alambre los discos situados en los extremos logró que fluyera un flujo eléctrico. Impregnando el paño en determinadas sales la corriente obtenida era mucho mayor.

¡Había descubierto la madre de todas las Pilas!. Esa pila que, evolucionada y de muy diversos tipos, forma hoy parte de nuestra vida diaria. Recuerda que los componentes metálicos de las pilas contaminan el medio ambiente ¡y que no debemos olvidar reciclarlas!. Las pilas de mercurio son muy contaminantes. Siempre RRR: Reducir, Reutilizar, Reciclar.

3. MATERIAL •

• • • • •

1 LED rojo

3 láminas de 1 cm2 de cinc 3 láminas de 1 cm2 de cobre 6 círculos de papel de filtro de diámetro ligeramente superior a las láminas 10 mL de vinagre, Sal gorda de cocina.

4. PROCEDIMIENTO 1. 2. 3. 4. 5. 6.

Se disuelve la sal en el vinagre y se introducen los círculos de papel de filtro en la disolución para que se empapen bien. Se dejan escurrir colocándolos sobre papel de filtro, con cuidado de que no se sequen excesivamente porque en ese caso la pila no funcionaría. Se comienza colocando una lámina de cobre, después dos trozos de papel de filtro empapados en la disolución A continuación una lámina de cinc y, en contacto directo con esta última, una lámina de cobre. Se repite todo el proceso hasta que se hayan colocado todas las láminas, de esta forma quedarán tres pilas en serie. Si estaban bien limpias, se encenderá un LED rojo apoyando sus patas sobre la primera lámina amarilla y la última blanca. No se puede olvidar que el LED sólo funciona en un sentido por lo que, en caso de que no funcione, se deberá de comprobar cambiando las patas de posición. Uniros dos grupos y haced una pila de 6 láminas de cada metal.

Este experimento está directamente relacionado con lo que hizo Volta y por eso lo llamo pila, que viene de “apilar” (juntar) varias láminas con un medio húmedo. Berzelius (5) indica que el efecto se aumenta si al humedecer los paños o cartones se hace con una disolución de sal de cocina en vinagre

5. CUESTIONES: 1. Escribe las reacciones que han tenido lugar, indicando el potencial estándar de cada uno de los metales, cual se oxida y cual se reduce. 2. Identifica el ánodo y el cátodo de la pila que hemos fabricado. 3. Dibuja el circuito montado y calcula el voltaje de nuestra pila. 4. ¿Qué ha sucedido al poner el doble de láminas? Representa gráficamente los datos. 5. Explica detalladamente la ley de Ohm.