Guias f[1] quimica 2014 i by Jayerth Guerra Rodríguez

GUÍAS DE LABORATORIO

Elaborador por: JAYERTH GUERRA RODRÍGUEZ VÍCTOR HUGO GIL CASTIBLANCO

FUNDAMENTOS DE QUÍMICA

Revisado y Aprobado Por: JAYERTH GUERRA RODRÍGUEZ

UNIVERSIDAD DISTRITAL FRANCISCO JOSÉ DE CALDAS FACULTAD DE MEDIO AMBIENTE Y RECURSOS NATURALES TECNOLOGÍA EN SANEAMIENTO AMBIENTAL BOGOTÁ D.C. 2014

TABLA DE CONTENIDO Pรกgina No. 1. 2. 3.

4. PRACTICA No. 1 5. 6. NORMAS DE SEGURIDAD, RECONOCIMIENTO DEL MATERIAL DE LABORATORIO Y METODOS FISICOS DE SEPARACION DE MEZCLAS 7. 1.- INDICADORES DE LOGROS.

• Interpreta y aplica las normas de seguridad e identifica por su nombre cada uno de los materiales del laboratorio que el profesor va presentando.

• Reconoce el uso adecuado de cada uno de los elementos y las precauciones que se deben tener en cuenta para su correcto manejo, así como de algunas técnicas comunes de uso en el laboratorio. 8. 2.- NORMAS DE SEGURIDAD. 9. 2.1- Se deberá trabajar cuidadosamente en el laboratorio, para evitar accidentes que puedan generar lesiones a sus compañeros. Avisar inmediatamente al Profesor cualquier percance que le ocurra, por pequeño que sea. 10. 2.2- El estudiante deberá inspeccionar en que sitios del laboratorio se encuentran 11. 2.2.1. Los extinguidores. 12. 2.2.2. El botiquín de emergencia. 13. 2.2.3. Las puertas de salida. 14. 2.2.4. Duchas 15. 2.3- Los experimentos que no estén en el manual del laboratorio, nunca podrán efectuarse sin la aprobación y consentimiento del Profesor. Seguir las orientaciones que imparte el docente de manera detallada, cuidadosa, atenta y consiente. Leer las etiquetas de cada recipiente de los reactivos para asegurarse de tomar el reactivo correcto, y usar estrictamente la cantidad especificada. 16. 2.4- Todas las operaciones en que se desprenden humos o escapen gases, deben hacerse en las vitrinas destinadas para ese efecto o en sitios con mecanismos de extracción de gases.

17. 2.5- Para reconocer olores de las sustancias, colocar la boca del frasco a una distancia prudente de su cara y abanicar con la mano para percibir el olor. 18. 2.6- Nunca inhalar directamente los vapores de las sustancias. 19. 2.7- Jamás observar por encima un tubo de ensayo o un vaso en el que se esté efectuando una reacción, debido a que el contenido podría salpicarle los ojos. 20. 2.8- Nunca dirigir hacia sus compañeros un tubo de ensayo que este calentándose o en el que se esté efectuando una reacción. 21. 2.9- Nunca calentar un líquido en un recipiente cerrado. 22. 2.10- Utilizar la pera pipeteadora o pipeteador para transvasar líquidos, nunca succionar con la boca. 23. 2.11- Por ningún motivo saborear las sustancias químicas. 24. 2.12- Cuando por accidente una sustancia química llega a su boca, inmediatamente avisar a su Profesor; sí la sustancia es ácida se debe utilizar solución acuosa de bicarbonato de sodio al 2% y si es alcalina una solución acuosa de ácido bórico al 2% y por ultimo enjuagar con abundancia de agua. Sí algún material corrosivo le afecta las manos o la ropa aplicar el mismo procedimiento. 25. 2.13- Si algo le cae en los ojos, proceder tal como se menciono en el punto 12. 26. 2.14- En caso de una quemadura, una vez se proceda como se menciono en el punto 13, aplicar una crema medicada apropiada. 27. 2.15- En caso de cortadura pida ayuda al Profesor o al Monitor. 28. 2.16- En caso de incendio proceda a cerrar las llaves del gas y no trate de dominar el fuego antes de ponerse a salvo. 29. 2.17- No llegar embriagado al laboratorio. 30. 2.18- Nunca tomar, comer o fumar en el laboratorio. 31. 2.19- Su mechero puede causar posibles incendios por lo tanto no debe estar encendido solamente en el momento de ser usado. 4

32. 2.20- Guardar su área de trabajo siempre limpia y seca, alejar sus objetos personales pues ellos interfieren con su trabajo y pueden ser estropeados. 33. 2.21- Sí usted derrama líquidos limpiar inmediatamente (preferiblemente con papel adsorbente). 34. 2.22- Al final del trabajo, regresar los implementos usados al almacén perfectamente lavados y secados. 35. 2.23- Lavar sus manos SIEMPRE antes de salir del laboratorio. 36. 2.24- Nunca colocar sustancias directamente sobre los platillos de la balanza. Usar los vidrios de reloj, pesa-sustancias o algún otro implemento apropiado. 37. 2.25- Cuando se inflame una sustancia líquida contenida en un vaso o cápsula de porcelana, tapar la boca de éstos con un vidrio de reloj o malla de asbesto, para impedir la entrada de aire, con la cual se extingue el fuego. 38. 2.26- Se debe manejar la mínima cantidad posible en los trabajos con sustancias explosivas, inflamables y venenosas. 39. 23.27- Los residuos de SODIO y POTASIO se disponen con alcohol, jamás se deben tirar a la caneca o a las cañerías de desagüe. 40. 2.28- Todos los residuos sólidos tales como papeles de filtro, pedazos de vidrio, puntillas, fósforos, etc. deben llevarse a las canecas. 41. 2.29- Las sustancias solubles en agua se pueden disponer previamente diluidas en los vertederos. EL ÁCIDO NÍTRICO corroe las tuberías y por lo tanto no se deben arrojar en ellas. Todo desperdicio de ácidos concentrados debe verterse en las canecas de arena. 42. 2.30- Nunca agregue agua al ácido. Diluya éste adicionándolo lentamente al agua con constante agitación. 43. 2.31- Las bases fuertes también deben diluirse de igual forma al punto 2.30. 44. 2.32- Nunca se debe mezclar un ácido concentrado con una base fuerte. 45. 2.33- Cualquier material que se pretenda utilizar en alguna actividad de laboratorio se debe lavar y secar previamente. 5

46. 2.34- Evitar el pánico cuando ocurra una anomalía. 47. 2.35- Una vez termine su práctica, cerciórese de que los registros del agua y del gas estén bien cerrados y los aparatos eléctricos desconectados. 48. 2.36.- Acostúmbrese al uso de las gafas de seguridad, lo mismo que los guantes especiales. Tapa bocas y la bata para laboratorio. Es OBLIGATORIO que cualquier persona que esté en el laboratorio debe portar estos elementos de seguridad, sin ellos no podrá ni siquiera entrar al laboratorio. El estudiante debe llegar al laboratorio ya cambiado, sus implementos debe dejarlos en los loquers, para lo cual se debe traer un candado con el objeto de proteger sus pertenencias personales. Cada estudiante debe entrar al laboratorio además de sus implementos de seguridad, con su libreta pequeña de apuntes y su pre informe corregido. 49. 2.37.- Para cada experimento a realizar el estudiante, deberá informarse sobre las medidas de seguridad, el manejo y la toxicidad de los reactivos, así como las recomendaciones específicas para su manipulación (Para este efecto se debe construir una ficha técnica de seguridad, en el documento ACUERDOS se especifica en qué consiste). 50. 2.38.- Los sobrantes de reactivos utilizados que hayan sido modificados por mezclas y reacciones químicas no deben regresarse a los envases originales, y deben manejarse con pipetas y espátulas limpias y secas. Los reactivos que no se han modificado y que comprobadamente no han sufrido cambios químicos y que no estén contaminados ni alterados se pueden devolver a los recipientes originales. 51. 2.39.- Un accidente (por pequeño que sea) debe comunicarse de inmediato al Profesor responsable en el laboratorio. 52. 2.40.- La gran mayoría de los disolventes orgánicos son volátiles e inflamables y al trabajar con ellos deberá hacerse en lugares ventilados y nunca cerca de una llama. Los recipientes que los contienen deben mantenerse cerrados, en lugares frescos y secos. 53. 2.41.- Queda prohibida la visita de personas ajenas a la práctica que se realiza. 54. 2.42.-Nunca utilizar los mesones de laboratorio como asientos. En el laboratorio el trabajo debe hacerse de pie.

55. 2.43.- En el laboratorio ningún estudiante debe trabajar sol, siempre se harán grupos de trabajo de 3 o 4 estudiantes. 56. 2.44.- En los espacios de laboratorio NUNCA corra, camine y al desplazarse tener cuidado con el manejo de los implementos, reactivos y equipos. 57. 2.45.- Al cada práctica siempre se debe traer además de los implementos de seguridad, pre informe corregido y la libreta de apuntes papel adsorbente y un encendedor o cerillas, en algunas prácticas se requerirán algunos elementos adicionales que ya se especifican en cada guía de laboratorio. 58. 3.- MATERIALES. 59. Materiales de vidrio: Tubos de ensayo, erlenmeyers, beakers, pipetas, probetas graduadas y aforadas, buretas, matraz de destilación, refrigerantes, conectores, embudos convencionales, embudos de decantación, picnómetro, caja de petrix, matraz de aforo, varilla agitadora, erlenmeyers para filtración al vacio, entre otros. 60. Materiales de porcelana: Embudos para filtración al vacío, capsulas y crisoles. 61. Materiales metálicos: Pinzas para tubos de ensayo, pinzas para crisoles y capsulas de porcelana, espátulas, mallas, nueces, pinzas, soporte universal y churruscos. 62. 4.- PROCEDIMIENTO 63. El profesor mostrará el equipo utilizado en el laboratorio y cada estudiante debe anotar el nombre del implemento, su uso, características importantes y realizar el esquema. 64. Adicionalmente se especificaran los cuidados que se deben tener con respecto al manejo de los diferentes materiales, equipos y reactivos. En especial en lo relacionado con los reactivos, teniendo en cuenta que existen múltiples riesgos y por lo tanto se hará énfasis en lo relacionado con la consulta previa de todos y cada unos de los reactivos que se utilizaran en cada práctica. Esto es, lo relacionado con la construcción de la ficha técnica de seguridad. Se indicará sobre un reactivo específico las indicaciones de

su manejo y las debidas precauciones que se deben tener a fin de evitar cualquier riesgo en la manipulación y manejo de los mismos. 65. Se indicaran y explicaran las técnicas más usadas en cuanto a métodos físicos de separación de mezclas utilizadas en el laboratorio tales como: 66. Filtración, decantación, centrifugación, evaporación, destilación y separación de líquidos no miscibles.

condensación,

67. 5.-CUESTIONARIO

5.1.

¿Cuáles son los componentes del material de vidrio?

5.2.

¿Qué composición debe tener el vidrio especial que se utiliza en el material refractario del laboratorio?

5.3.

¿Qué tipos de filtración existen? Explicar cada uno de ellas y mencionar al menos dos ejemplos de aplicación.

5.4.

Mencionar dos ejemplos de aplicación en el campo de la industria, el tema ambiental y en lo cotidiano en donde se refleje los usos de: evaporación, centrifugación y la destilación?

5.5.

Establecer tres diferencias y tres semejanzas entre material refractario y material de precisión en un laboratorio de Química.

68. 69. 70. 71. 72. 73. 74. 75. 76. 77. 8

78. 79. 80. 81. 82. 83. 84. 85. PRACTICA No. 2 86. 87. PUNTO DE FUSIÓN, PUNTO DE EBULLICIÓN, DENSIDAD Y PROPIEDADES ELECTROLÍTICAS DE LAS SOLUCIONES ACUOSAS 88. 1.- INDICADORES DE LOGROS

• Determina el punto de fusión y de ebullición de diferentes sustancias y establece su uso.

• Aprende a determinar las densidades de los líquidos y de los sólidos. • Reconoce las sustancias no electrolíticas, electrolíticas fuertes y electrolíticas débiles. 89. 2.- MARCO TEÓRICO 90. El punto de fusión de una sustancia es la temperatura a la cual sus fases sólidas y líquidas coexisten en equilibrio. 91. El punto de fusión de un sólido es el mismo que el punto de congelación de su líquido. Es la temperatura a la cual la velocidad de fusión de un sólido es la misma que la velocidad de congelación de su líquido a una presión determinada. 92. El punto de fusión normal de una sustancia es su punto de fusión a una atmósfera de presión. Los cambios en la presión tienen efectos muy pequeños sobre los puntos de fusión; tienen efectos grandes sobre los puntos de ebullición

93. El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor es igual con la presión externa. 94. El punto de ebullición normal es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es exactamente igual a una atmósfera (760 torr). 95. La densidad de una sustancia se define como la relación entre la masa y el volumen de este, esto puede escribirse como: 96. d = m / V 97. Las unidades dependen de las usadas en la masa y el volumen 98. En el laboratorio la masa se mide en gramos y el volumen en centímetros cúbicos o mililitros, por lo tanto la densidad sería en g/mL o g/cc. 99. Los solutos que son solubles en agua pueden clasificarse como electrolitos o no electrolitos. Los electrolitos son las sustancias cuyas disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica. Los electrolitos fuertes son sustancias que conducen bien la electricidad en disoluciones acuosas diluidas. Los electrolitos débiles conducen la electricidad muy poco en disoluciones acuosas diluidas. Las disoluciones acuosas de no electrolitos no conducen la electricidad. 100. La corriente eléctrica se conduce a través de la disolución acuosa por el movimiento de los iones. La fuerza de un electrolito depende del número de iones en disolución y también de las cargas de estos iones. 101. La disociación se refiere al proceso en el que un compuesto iónico sólido, como el NaCl, se separa en sus iones en disolución, de acuerdo a la reacción No. 1: 102.

Na+ (ac)

NaCl(S) + H 2O

+ Cl- (ac)

(Reacción No. 1)

103. La ionización se refiere al proceso en el que un compuesto molecular se separa formando iones en disolución, de acuerdo a la reacción No. 2 104.

HCl(l)

H+

H 2O

(ac)

+ Cl- (ac) (Reacción No. 2)

105.

Soluto es la fase disuelta de una disolución.

106.

3.- MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS

107. 10

• 1 soporte universal

• 1 espátula

• 1 picnómetro

• 4 tubos capilares

• 3 vasos de precipitado de 250

• Aceite mineral

• 1 nuez

• Ácido Oxálico.

• 1 pipeta de 10 ml

• Etanol

• 1 tubo de Thiele

• Cromato de potasio o cloruro de sodio

• 1 vidrio de reloj • 1 pinza para bureta

• Anillos de silicona

• 1 probeta de 100 ml

• Acido acético

• 1 mortero

• 1 agitador

• 1 balanza

• Sacarosa

• 1 malla

• Agua destilada

• Pinza para balón

• Densímetro

• 1tubo de hemólisis

• 1 montaje para electrolitos

108. 109.

4.- PROCEDIMIENTO

110. 4.1.-. DETERMINACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN DEL ETANOL 111. 4.1.1- Llenar el tubo de Thiele hasta la mitad con aceite mineral aproximadamente (trasvasar directamente del recipiente del aceite mineral al tubo de thiele). 112. 4.1.2.- Cerrar dos tubos capilares por el extremo azul mediante la ayuda de la llama del mechero, dejar enfriar y comprobar mediante el tacto que cada tubo capilar se haya cerrado adecuadamente. NOTA: Uno de los capilares se usará para la determinación del punto de ebullición del etanol y el otro para la determinación del punto de fusión del ácido oxálico.

113. 4.1.3.- Llenar aproximadamente la mitad del tubo de hemólisis con etanol, introducir el capilar de tal forma que la parte abierta quede en el fondo del tubo de hemólisis; sujetar el tubo al termómetro con banditas de silicona e introducir éste conjunto en el baño de aceite. Evitar que al tubo de hemólisis le entre aceite mineral. 114. 4.1.4.- Calentar suavemente por el codo el tubo de Thiele hasta que se desprenda un rosario continuo y abundante de burbujas por el capilar. Suspender el calentamiento y leer el valor de la temperatura en la escala del termometro. Registrar su resultado y el de los otros grupos de trabajo. 115. 4.2.-. DETERMINACIÓN DEL PUNTO DE FUSIÓN DEL ÁCIDO OXÁLICO. 116. 4.2.1.- En uno de los tubos capilares del numeral 4.1.2.-, introducir el ácido oxálico finamente dividido mediante la ayuda de una espátula previamente limpia y seca. 117. 4.2.2.- Sujetar el tubo capilar firmemente con las banditas de silicona al bulbo del termómetro. 118. 4.2.3.- Colocar el conjunto, termómetro-capilar, dentro del baño de aceite, teniendo la precaución de que éste cubra completamente el nivel del reactivo agregado y evitando que se introduzca aceite mineral dentro del capilar. 119. 4.2.4.- Iniciar el calentamiento suave por el codo del tubo y observar cuando el sólido comience a fundirse. Tomar nota de ésta temperatura y reportarla al docente o monitor y registrar los datos de los otros grupos de trabajo. 120. 4.2.5.- Dejar enfriar el aceite mineral y devolver éste reactivo al recipiente de donde fue tomado. 121. NOTA: EL TUBO DE THIELE NO DEBE SER LAVADO CON AGUA, SIMPLEMENTE DEVOLVER EL ACEITE MINERAL AL RECIPIENTE Y DEJAR QUE EL TUBO DE THIELE DESOCUPE EL CONTENIDO. 122. 4.3.- DETERMINACIÓN DE LA DENSIDAD DE LÍQUIDOS POR EL MÉTODO INDIRECTO (PICNÓMETRO) 123. 4.3.1.- Pesar el picnómetro vacío (W 1), limpio y seco, luego llenar totalmente con agua (W 1), asegurarse que este seco por fuera y volver a 12

pesar. Calcular la densidad del agua por éste método. Registrar los resultados obtenidos por los otros grupos de trabajo. La densidad se calcula aplicando la ecuación No. 1 124. 125.

W1 - W1 D (g/mL) = --------------------- Ecuación No. 1 V

126.

127. V = Volumen del líquido (normalmente los picnómetros tienen una capacidad de 252 mL, sin embargo comprobar con el recipiente que está utilizando. 128.

4.3.2..- Por el método anterior calcular la densidad del etanol.

129. 4.3.- DETERMINACIÓN DE LA DENSIDAD DE LÍQUIDOS POR EL MÉTODO DIRECTO (DENSÍMETRO) 130. 4.3.1.- Examinar detalladamente la escala del densímetro y asegurarse el valor al cual corresponde cada línea, el densímetro tiene la posibilidad de medir hasta con tres cifras decimales, limpiar y secar el densímetro. PRECAUCIÓN: NO DEJAR EL DENSÍMETRO SIN LA DEBIDA PROTECCIÓN DEL EMPAQUE YA QUE ESTE INSTRUMENTO ES CINLINDRICO Y PUEDE RODAR POR LA MESA DEL LABORATORIO Y ROMPERSE. 131. 4.3.2.- En una probeta de 100 mL previamente limpia llenar aproximadamente 80 mL de agua de la llave, introducir el densímetro sin dejar que este caiga a gravedad en el agua y verificar que el densímetro flote en medio del agua de la probeta. Leer el valor que registra sin hacer ningún comentario verbal y escribirlo en un papel identificando su grupo de trabajo. Recuerde que este valor debe reportarse con tres cifras decimales. 132. 4.3.3.- Repetir el mismo procedimiento anterior, pero en este caso cambiando el agua por etanol. 133. 4.3.4.- Para los resultados obtenidos en las pruebas hasta el momento calcular media, desviación estándar, coeficiente de variación, precisión y exactitud. 134.

4.4.- DETERMINAR LA DENSIDAD DE SÓLIDO.

135. 4.4.1..- Pesar un sólido en la balanza analítica. Medir 50 ml de agua en una probeta. Colocar el sólido dentro de la probeta y medir el aumento en volumen que experimenta el agua. Calcular la densidad del sólido. 136. 4.5.- DETERMINAR LAS PROPIEDADES ELECTROLÍTICAS DE LAS DISOLUCIONES ACUOSAS. 137. 4.5.1.- Tomar los tres vasos de precipitado y adicionar en cada uno de ellos aproximadamente 150 ml de agua potable, luego disolver en el primero una cucharadita de azúcar, en el segundo aproximadamente 2 ml de ácido acético y el tercero aproximadamente 0.5 gramos de Cromato de potasio o de cloruro de sodio. Agitar bien hasta disolución completa. Sumergir en el primer vaso el montaje para electrolitos, conectar a la fuente y observar. Haga exactamente lo mismo con cada uno de los otros dos vasos. Observar los resultados y concluir. 138.

5.- CUESTIONARIO

139.

5.1.- ¿Para qué se utilizan el punto de ebullición y de fusión?

140. 5.2.- ¿Cómo se hace la corrección del punto de ebullición y de fusión a condiciones normales? 141.

5.3.- ¿Qué es ebulloscopía y crioscopía?

142.

5.4.- ¿Qué es una mezcla frigorífica?

143.

5.5.- ¿Qué es una sublimación y para qué se utiliza?

144. 5.6.- Explicar gravedad específica. 145.

qué tipo de propiedad es la densidad. Qué es

5.7.- ¿Qué es un areómetro y para que se usa?

146. 5.8.- ¿Qué son iones? Cómo se llaman los iones cargados positivamente y los cargados negativamente, explicar su respuesta. ¿Cuál es el papel de los iones en la solución acuosa?

152. 153.

147. 148. 149. 150. 151. PRACTICA No. 3 PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE ALGUNOS ELEMENTOS DEL GRUPO IA Y IIA

1.- INDICADOR DE LOGRO

154. Diferencia los elementos alcalinos y alcalinos térreos utilizando sus propiedades físicas y químicas. 155.

2.- MARCO TEORICO

156. Son los metales alcalinos: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio. La estructura electrónica de valencia es ns1, siendo n igual a 2, 3, 4, 5, 6 y 7 o sea, el número del período que empieza el metal alcalino. Son los elementos más electropositivos al tener sus átomos la máxima tendencia en perder electrones, esto es, el electrón en exceso respecto al elemento inerte que le antecede y en el que termina el período precedente de la tabla periódica. Los cationes que resultan son muy estables y se reducen con gran dificultad. 157. Los metales son blandos y de color blanco argentico. Todos los metales alcalinos se combinan con el hidrógeno para formar hidruros y reaccionan vigorosamente con el agua para formar hidróxidos solubles, muy alcalinos. 158. Estos elementos no se encuentran libres en la naturaleza, pero sí en forma abundante en numerosos compuestos. 159.

METALES ALCALINO TÉRREOS

160. Se conocen con el nombre de metales alcalinotérreos a los seis elementos que forman el grupo IIA del sistema periódico: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio. Son divalentes y se les llama alcalino térreos a causa del aspecto terreo de sus óxidos. Como el nombre indica, manifiestan propiedades intermedias entre los metales alcalinos y los térreos; el magnesio y, sobre todo, el berilio son los que más se asemejan a estos. No existen en estado natural, por ser demasiado activos y, generalmente, se presentan formando silicatos, carbonatos, cloruros y 15

sulfatos. Los metales son difíciles de obtener, por lo que su empleo es muy restringido. 161. Descomponen el agua en frío, dando un hidróxido básico y desprendiendo hidrógeno al mismo tiempo, de acuerdo a lo establecido en la reacción No. 3: 162.

Ca + 2H2O

Ca(OH)2(s) + H2(g) (reacción No. 3)

163. Los óxidos que forman los metales del grupo IIA son menos solubles en el agua que los del grupo I. Los carbonatos y los fosfatos son insolubles. Los sulfatos son poco o nada solubles. En cambio, los cloruros, bromuros, yoduros y nitratos se disuelven fácilmente. 164.

3.- MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS

165. 166.

Materiales

176.

167.

Cápsula de porcelana

168.

Pinza para crisol

177. Solución fenolftaleína

169. Gradilla para tubos de ensayo

Reactivos etanólica

178.

Sodio metálico

179.

Litio metálico

180.

Potasio metálico

181.

Cinta de magnesio

182.

Oxido de calcio

170.

4 tubos de ensayo

171.

Papel indicador

172.

Agua destilada

173.

1 asa de platino

184. litio

174.

Papel de filtro

185. Solución de cloruro de potasio

175.

Vidrio de reloj

183. Solución de cloruro de sodio

186.

187.

Solución de cloruro de

188.

4.- PROCEDIMIENTO

189.

4.1.- ELEMENTOS DEL GRUPO IA.

190. 4.1.1.- Sacar con las pinzas un pedacito de sodio metálico, potasio y litio (separadamente) de un tamaño aproximado al de una cabeza de un fósforo, (si fuese más grande resultaría muy peligroso debido a que es extremadamente reactivo) del frasco con kerosene en el que se guarda. Colocar sobre papel de filtro y hacer un corte con una espátula. Observar un instante la superficie recién cortada. ¿Qué sucedió? describir al detalle lo observado. 191. 4.1.2.- Cortar un pedacito de sodio, de un tamaño aproximado al de una cabeza de fósforo y colocar en una cápsula de porcelana con agua (precaución: el agua debe agregarse a la cápsula de porcelana lejos de los recipientes que contienen los metales). Cubrir la cápsula con un vidrio de reloj. Luego observar la reacción que sucede. Añadir ahora una gota de fenolftaleína. ¿Qué fenómeno se observa? y ¿por qué? describir al detalle lo observado. Escribir la ecuación de la reacción del sodio con el agua. 192. 4.1.3.- Hacer experimentos análogos con potasio metálico y con litio de forma separada. ¿Cuál, entre el sodio, el potasio y el litio, presenta mayor actividad?¿Por qué? 193. 4.1.4.- Disponer de una porción de sodio metálico e introducirlo en una cápsula de porcelana que contenga alcohol etílico. Observar. Repetir para potasio y para litio. Escribir la reacción. Describir al detalle lo observado. ¿Observa alguna diferencia con las reacciones anteriores? 194. 4.1.5.- Tomar una gradilla y coloque tres tubos de ensayo con aproximadamente 1 ml de soluciones de cloruro de litio, cloruro de sodio y cloruro de potasio de forma separara, y con asa de aluminio impregnare cada una de estas soluciones por separado, introducir en el cono exterior de la llama del mechero el alambre mojado en la solución del cloruro de litio. ¿Qué coloración se observa en cada caso? describir al detalle lo observado. 195.

4.2.- ELEMENTOS DEL GRUPO IIA.

196. 4.2.1.- Tomar una cinta de magnesio de aproximadamente 3cm de longitud con las pinzas y colocarla a la llama hasta que el magnesio haga ignición. Dejar consumir en su totalidad, las cenizas que quedan, se deben 17

colocar en una cápsula de porcelana con agua, intentar disolver, agregar una gota de fenolftaleína. Describir las características observadas. 197. 4.2.2.- Tomar un poco de oxido de calcio o calcio puro y colocarlo en una cápsula de porcelana con agua, intentar disolver y luego agregar una gota de fenolftaleína. Describir las características observadas. 198.

5.- CUESTIONARIO

199. 5.1.- Indicar el orden de actividad de los elementos alcalinos y alcalinos térreos. 200. 5.2.- ¿Cómo se podría generalizar la reacción de un elemento metálico alcalino con el agua? Explicar su respuesta. 201. 5.3.- ¿En qué consiste el método de Downs para la obtención del sodio?, explique y esquematice la célula o cuba Downs. 202.

5.4.- ¿Qué industrias nacionales producen cloruro de sodio?

203.

5.5.- Generalizar la reacción de los metales alcalinotérreos. 204. 205. 206. PRÁCTICA No. 4 207. REACCIONES QUIMICAS

208.

1.- INDICADOR DE LOGRO

209. Realiza, analiza y clasifica las diferentes reacciones químicas que permiten comprobar las leyes que rigen las transformaciones químicas 210.

2.- MARCO TEORICO

211. Las REACCIONES QUIMICAS tienen lugar cuando las sustancias sufren cambios drásticos en su apariencia (color, olor, desprendimiento de gases, desprendimiento de calor –positivo o negativo-), cambios que reflejan que las propiedades íntimas de la materia también han cambiado, lo cual manifiesta comportamientos donde las sustancias producidas son de características totalmente diferentes a las sustancias de partida. Generalmente una reacción química no es reversible, y las que son reversibles requieren condiciones especiales. Por lo anterior normalmente las reacciones químicas obedecen a cambios de la misma naturaleza, 18

mientras que los cambios físicos son siempre reversibles (condensación, ebullición, entre otros.). 212. Las sustancias presentes al inicio de una reacción, es decir, los materiales de partida, se les llama REACTIVOS, y las sustancias que produce la reacción se conocen como PRODUCTOS. 213. Las reacciones químicas se representan por medio de la simbología que constituye tanto reactantes como productos. Cuando una reacción química se representa como la equivalencia cuantitativa entre reactantes y productos de manera equilibrada tanto en reactantes como productos la reacción química se representa como una ecuación química y constituye la estequiometria entre reactantes y productos. 214. La mayor parte de las reacciones químicas pueden ubicarse en una o más de las seis categorías siguientes: 215. 2.1. REACCIONES DE COMBUSTION. Durante la combustión, los compuestos que contienen carbono, hidrógeno y a veces oxígeno, arden en el aire (consumiendo oxígeno) y producen dióxido de carbono y agua. Las reacciones de combustión pueden ser completas o ideales, incompletas y la combustión real. En las reacciones 4 y 5, se evidencia las reacciones de combustión completa e incompleta. 216.

CO2(g)+ H2O(g) +Energía (calor) (Reacción

C+O2+ N2+Energía (calor)

No 4)

217. C+O2+ N2+Energía (calor) (Reacción No 5)

CO2(g)+ CO(g) H2O(g) +Energía (calor)

218. 2.2. REACCIONES DE COMBINACION O SINTESIS. Cuando un elemento reacciona o se combina con otro para producir un compuesto, se puede decir que se ha sintetizado en una nueva sustancia. Se puede representar de manera general y específica como se indica en la reacción No. 6 y 7 respectivamente. 219. 220.

A +B Cl2 (g) + O2 (g)

AB (Reacción No 6) Cl2O (Reacción No 7)

221. 3. REACCIONES DE DESCOMPOSICION. Una reacción de descomposición es aquella en la que un compuesto único, simbolizado

como AB, se descompone en dos o más sustancias sencillas. Este tipo de reacción se puede representar con la reacción número 8 y 9. 222. 223. 224.

A + B

H2O + Corriente

(Reacción No 8)

H2(g)

O2(g)

(Reacción No 9)

eléctrica

225. 4. REACCIONES DE SUSTITUCION UNICA. En éste tipo de reacción un elemento simbolizado como A, reacciona con un compuesto BC, ocupando el lugar de uno de los componentes del compuesto. Se puede representar con la reacción No. 10 y 11. 226. 227.

A + BC

AC + B

HCl (l) + Zn(s)

(Reacción No 10)

ZnCl2 (s) + H2(g) (Reacción No 11)

228.

4. REACCIONES DE DOBLE SUSTITUCION. En estas reacciones dos compuestos, AB y CD, reaccionan para producir dos compuestos distintos AD y CB, tal como se representa en las reacciones 12 y 13. 229.

AB + CD

230.

NaOH(l) + H2SO4(l)

AD + CB (Reacción No 12) Na 2SO4(l) + H2O(l) (Reacción

No 13)

231. 232. 6. FORMACION DE COMPLEJOS. El método más frecuente empleado para la síntesis de complejos metálicos, es el de las reacciones de sustitución en disolución acuosa. Este método consiste en la reacción entre una sal de un metal en disolución acuosa y un agente coordinador. 233. Las moléculas o iones que rodean al metal en un ion complejo se denominan ligantes ó ligandos. 234. Las REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN, ó reacciones REDOX se consideran como reacciones de transferencia de electrones.

235. Muchas reacciones redox importantes se llevan a cabo en el agua, pero esto no implica que todas las reacciones redox sucedan en medio acuoso. 236. Considérese, por ejemplo, la formación de oxido de calcio (CaO) a partir de calcio y oxígeno, como lo indica en la reacción No. 14 237.

2Ca(s) + O2 (g)

2CaO(s) + Calor (Reacción No 14)

238. El óxido de calcio es un compuesto iónico formado por iones Ca +2 y O-2. En esta reacción, dos átomos de calcio ceden o transfieren cuatro electrones a dos átomos de oxígeno (en el O 2). Por conveniencia, éste proceso se visualiza como dos etapas; una implica la pérdida de cuatro electrones en los dos átomos de calcio, y la otra la ganancia de los cuatro electrones por una molécula de oxígeno. 239.

2Ca

240.

O2 +4e-

Ca+2 + 4e2 O-2

a. La suma de las semi reacciones produce la reacción global: b. 2Ca + O2 + 4e-

2Ca+2 + 2 O-2. + 4e-

241. Cancelando los electrones que aparecen en ambos lados de la ecuación queda: 242.

2Ca + O2

2Ca+2 + 2 O-2

a. Por último los iones Ca+2 y O-2. Se combinan para formar CaO. b. Ca+2 + O-2

CaO

243. La reacción de oxidación implica la pérdida de electrones, siendo el elemento que los pierde el agente reductor. 244. La reacción de reducción implica una ganancia de electrones, siendo el elemento que lo gana el agente oxidante. 245. La oxidación y la reducción se presentan siempre simultáneamente y el número total de electrones perdidos en la oxidación, debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción. 246.

7.- MATERIALES Y REACTIVOS.

247.

• Pinzas para crisol

• Acido sulfúrico concentrado

• Vaso de precipitado de 100ml y

• Cloruro de Amonio

250 ml

• Sulfato de cobre 0.1 N

• 6 tubos de ensayo

• Acido clorhídrico 0.1 N

• 2 pinzas para bureta

• 1 Pipeta de 5 ml

• 1termómetro

• 1 Caja petri

• 1 pila de 9 voltios (debe traerla

• 1 Pila de 9 voltios (1 por grupo traída por los alumnos)

el estudiante, una para cada grupo A o B)

• Sulfato ferroso 0.1N

• Cinta de magnesio

• Peróxido de hidrógeno al 30%

• Fenolftaleína

• Alambre de cobre

• Cloruro de sodio

• Acido nítrico concentrado

• Nitrato de sodio 0.1 M

• Dicromato de potasio 0.1N

• Hidróxido de Amonio concentrado

• Acido sulfúrico 0.5N

• Nitrato de plomo 0.1 N

• Nitrato de plata 0.01N

• Yoduro de potasio 0.1 M

• Alambre dulce)

• Hidróxido de sodio 0.02 N

• Sulfato de cobre 0.1N

• Acido sulfúrico 0.02 N

• Cloruro férrico al 2%

• Leche 1 caja pequeña (debe

• Yoduro de potasio 0.5N

traerla el estudiante, una para cada grupo A o B) 249.

hierro

(alambre

248.

8.- PROCEDIMIENTO.

250. EN CADA UNA DE LAS PRUEBAS OBSERVAR AL DETALLE CADA UNO DE LOS CAMBIOS DESDE LAS CARACTERÍSTICAS (Color, olor, apariencia, desprendimiento de calor, formación de precipitados y todas las características posibles de observar) DE LOS REACTIVOS

DE PARTIDA Y LOS RESULTADOS DESPUÉS DE EFECTUAR LOS ENSAYOS 251. 8.1.- Tomar aproximadamente 3 centímetros de cinta de magnesio con una pinza, colocarla a la llama hasta ignición (no observar directamente a la llama). Recoger el residuo en un vaso de precipitado. Tomar el residuo y agregarle 5 ml de agua y unas gotas de fenolftaleína. 252. 8.2.- Llenar completamente 2 tubos de ensayo con agua e introducirlos invertidos en un vaso de precipitado de 250 ml. lleno hasta la mitad con agua salada (solución de cloruro de sodio), de tal forma que no queden burbujas dentro de los tubos. Conectar dos cables por separado a cada polo de la pila y el otro extremo de los cables introducirlos en la parte inferior de cada tubo. 253. 8.3.- En un tubo de ensayo, agregar aproximadamente 2 ml de ácido clorhídrico 0.1N y 1 cm de cinta de magnesio. 254. 8.4.- Colocar en un tubo de ensayo aproximadamente 1 ml de nitrato de sodio 0.1M y 1 ml de hidróxido de amonio concentrado. 255. 8.5.- Adicionar en un tubo de ensayo 1 ml de nitrato de plomo de 0.1N y añadir gota a gota yoduro de potasio 0.1M, calentar flameando con cuidado que no se salga el reactivo del recipiente hasta una visible desaparición del color amarillo, e inmediatamente enfriar mediante la adición de agua de la llave por fuera del tubo de ensayo, teniendo la precaución de que el agua no ingrese al recipiente. 256. 8.6.- Medir aproximadamente 1 ml de hidróxido de sodio de 0.02N en un tubo de ensayo, agregar fenolftaleína gota a gota observar y describir lo ocurrido, adicionar ácido sulfúrico de 0.02N hasta que el color fucsia desaparezca. 257. 8.7.- Agregar aproximadamente 5 ml de leche fría en un tubo de ensayo, medir su temperatura y adicionar gota a gota ácido sulfúrico concentrado, medir nuevamente la temperatura. 258. 8.8.- Aproximadamente a 3 ml de solución acuosa de sulfato ferroso de 0.1N, añadir unas gotas de peróxido de hidrógeno al 30%. 259. 8.9.- En un tubo de ensayo colocar aproximadamente 3 mL de ácido nítrico concentrado, agregar una lámina de cobre (aproximadamente 2 cm).

PRECAUCIÓN: proceder cerca del extractor debido a que se desprenden gases tóxicos. 260. 8.10.- En un tubo de ensayo agregar aproximadamente 2ml de dicromato de potasio de 0.1N, y luego 1 ml de ácido sulfúrico de 0.5N y finalmente unas gotas de peróxido de hidrógeno. 261. 8.11.- Colocar en un beaker de 100 ml, 10 ml de nitrato de plata 0.01N y luego agregar una lámina de cobre dentro de la solución permitiendo que la lámina de cobre no se sumerja completamente.. Dejar en reposo sin agitar. 262. 8.12.- Realizar la misma experiencia anterior utilizando sulfato de cobre 0.1N y alambre de hierro, pero en este caso el alambre de hierro si debe sumergirse. 263. 8.13.- En un tubo de ensayo, agregar 2 ml de cloruro férrico al 2% luego 1 ml de ácido sulfúrico 0.5N y una granalla de Zn. 264. 8.14.- En una caja Petri agregar una solución de yoduro de potasio de 0.5N, permitiendo que cubra toda la superficie de la caja. Utilizando dos cables introducir cada uno de ellos en la solución y el otro extremo conectar de cada cable a cada uno de los polos de la pila. Agregar fenolftaleína. 265. 8.15.- En un tubo de ensayo tomar aproximadamente 5 ml de agua potable, agregar unos cristales de cloruro de amonio y agitar hasta disolución total. Medir la temperatura antes y después de la reacción. 266. 8.16.- Llenar hasta la mitad un tubo de ensayo con una solución de sulfato de cobre 0.1N y añada lentamente por las paredes del tubo hidróxido de amonio concentrado sin agitar. 267.

9.- CUESTIONARIO

268. 9.1.- Escribir las ecuaciones balanceadas de cada una de las pruebas realizadas e identificar el tipo de reacción a la que. 269. 9.2.- ¿Qué es un indicador?, ¿cómo y para qué se utiliza? mencionar 5 ejemplos. 270.

9.3.- ¿Qué es un ion complejo? Mencionar 5 ejemplos.

271.

9.4.- ¿Qué son reacciones exotérmicas y endotérmicas?

272. 9.6.- ¿Por qué los metales siempre actúan como agentes reductores en reacciones de combinación? 273. 9.7.- ¿Qué son reacciones espontáneas e inducidas? Mencionar 5 ejemplos

279.

274. 275. 276. 277. 278. PRÁCTICA No. 5

280. 281. 282.

APLICACIONES DE LA ELECTROQUIMICA

1.- INDICADOR DE LOGRO

• Realiza y explica los conceptos utilizados en un proceso de recubrimiento electrolítico. •

Reconoce las semi reacciones de oxidación y reducción y distingue en qué electrodo ocurre cada una.

•

Establece una aplicación industrial de las reacciones Redox

283. 2.- CONTENIDO ANALITICO: El estudiante previamente debe consultar los siguientes conceptos para el buen entendimiento de la práctica 284.

2.1.- Celdas electroquímicas

• Electrolíticas • Voltaicas • Semi reacciones en el ánodo y en el cátodo 285.

2.2.- Recubrimientos electrolíticos

• Cobrizado • Niquelado • Zincado 25

• Cromado 286.

2.3.- Corrosión

• Protección catódica • Anticorrosivo • Fuentes de corrosión • Pinturas y resinas anticorrosivos 287. 288.

3.- MARCO TEORICO

289. La Electroquímica se ocupa de los cambios químicos producidos mediante la corriente eléctrica y de la producción de electricidad mediante reacciones químicas. Muchos metales se purifican o se chapean sobre joyas mediante métodos electroquímicos. 290. Todas las Reacciones Electroquímicas implican transferencia de electrones y son por lo tanto Reacciones de Oxidación-Reducción. La oxidación y la reducción están separadas físicamente, de modo que la oxidación ocurre en un lugar y la reducción en otro. 291. En la mayoría de las aplicaciones de la electroquímica el sistema reaccionante está contenido en una celda, y por los electrodos entra o sale una corriente eléctrica. 292.

Clasificamos las céldas electrolíticas en dos tipos:

1- Céldas electrolíticas: son aquellas en las que la energía eléctrica procedente de alguna fuente externa hace que tenga lugar una reacción química no espontánea. Este proceso se denomina electrolisis. Una célula electrolítica consta de un recipiente con el material de reacción y los electrodos inmersos en el material de reacción y conectados a una fuente de corriente continua. A menudo se usan electrodos inertes de modo que no reaccionen. 2- Céldas voltaicas: son aquellas en las que reacciones químicas espontáneas producen electricidad y la suministran a un circuito externo. 293. Electrodos: Son superficies sobre las que tienen lugar las semi reacciones de oxidación y reducción.

294. Cátodo: Se define como el electrodo en el que tiene lugar la reducción a medida que los electrones son captados por alguna especie. 295. Ánodo: Es el electrodo en el que tiene lugar la oxidación a medida que se pierden electrones por alguna especies. 296.

4.- MATERIALES Y REACTIVOS.

297. • 1 pieza de aleación de hierro ( la traerá los estudiantes)

• 2 vasos de precipitado de 250 ml. • 1 pila de 9 voltios (la traerá los estudiantes)

•

Sulfato de cobre 1 M

• 2 cables

•

Cloruro de níquel 1 M

• 1 lija para agua (la traerán los estudiantes)

•

Acido nítrico 1 M

299.

5.- PROCEDIMIENTO.

300.

5.1.- COBRIZADO.

298.

301. 5.1.1.- La pieza que va ha ser recubierta se lija bien hasta que quede liza, se enjuaga con abundante agua de la llave y luego sumergir en ácido nítrico durante 5 minutos para desengrasar y enjuagar la pieza. 302. 5.1.2.- En un vaso de precipitado, colocar 200 ml aproximadamente de solución de sulfato de cobre 1M e introducir en la solución el ánodo de cobre y como cátodo la pieza que se va a recubrir, tratada previamente. Conectar la pila de 9 voltios (o batería de 12 voltios) por espacio de 15 minutos aproximadamente. 303. 5.1.3.- Retirar los cables de las placas de aleación de hierro y de la de cobre y observar sobre la pieza de aleación de hierro. 304.

5.2.- NIOQUELADO.

305. 5.1.1.- En el vaso de precipitado que contiene la solución de cloruro de níquel 1 M, introducir el montaje donde se conecta al cátodo la lámina de cobre y al ánodo la lamina de hierro por espacio de 15 minutos.

306. 5.1.2.-. Retirar los cables de las placas de aleación de hierro y de la de cobre y observar sobre la pieza de cobre lo sucedido. 307.

6.- CUESTIONARIO.

308.

6.1.- Investigar el proceso industrial de dorado y plateado.

309.

6.2.- Escribir las reacciones que ocurren en el ánodo y en el cátodo

310. 6.3.- Enunciar y explicar los factores que afectan el recubrimiento electrolítico 311. 6.4.- Realizar un esquema de una planta de recubrimientos electrolíticos 312. 313. PRÁCTICA No. 6 ESTEQUIOMETRIA

314. 315. 316.

1.- INDICADOR DE LOGRO

 Aplica y comprueba mediante reacciones químicas experimentales, los cálculos químicos utilizados en la estequiometria.  Determina el reactivo límite (reactivo que se consume por completo) en una reacción por medio de la relación mol y coeficiente en una reacción química.  Determina si el porcentaje de pureza de los reactivos influye y en qué proporción de los productos obtenidos de una reacción química. 317.

2.- MARCO TEORICO

318. La estequiometria se refiere a las cantidades de reaccionantes y de productos comprendidos en las reacciones químicas. Para una reacción hipotética: a. A + B

C + D

319. Surgen preguntas como: ¿cuánto se necesita de A para que reacciona con x gramos de B?, ¿cuánto se producirá de C, en la reacción de A con x gramos de B?, ¿cuánto se producirá de D con x gramos de A?

320. Las cantidades químicas, es decir el cuánto de las preguntas anteriores, puede medirse de las siguientes maneras: Los sólidos generalmente se miden en gramos, los líquidos en mililitros y los gases en litros. El MOL corresponde a las unidades químicas mediante las cuales se expresa la cantidad de una sustancia, llámese esa sustancia, átomos, moléculas, cationes o aniones. Otro concepto importante es el de la ecuación química ya que ésta proporciona una descripción clara, concisa y cualitativa de una reacción química. Además tiene también un significado cuantitativo, es decir, hay una relación como se dijo anteriormente, entre las cantidades de los reaccionantes y las cantidades de los productos, que se pueden obtener directamente de una ecuación correctamente balanceada. 321. Por ejemplo: FeS + O2 fundamental) 322. balanceada)

Fe 2O3 + SO2 (Ecuación

4 FeS + 7O2

2 Fe 2O3 + 4 SO2 (Ecuación

323. De la ecuación balanceada podemos obtener resultados cuantitativos con respecto a:  Fórmula para cada reactivo y para cada producto.  Cantidad de reactivos que se usan y productos que se obtienen  El número de moléculas de cada reactivo que se usa y de productos formados.  Número relativo de átomos para cada elemento en reacción.  Número relativo de las masas moleculares de los reactivos y los productos.  Número relativo de moles de cada sustancia que reacciona o se produce. 324. 325.

3.- MATERIALES Y REACTIVOS

326. •

2 vasos de precipitado

•

1 balanza

•

1 vidrio de reloj

•

1 frasco lavador

•

1 espátula

•

1 embudo de vidrio

•

2 agitadores

•

Agua destilada

•

Nitrato de plomo

Yoduro de potasio

327. 328. 329.

4.- PROCEDIMENTO

330. La práctica consiste, en la preparación del yoduro de plomo, al mezclar una solución de Nitrato de plomo con una de yoduro de potasio. 331. 4.1.- Pesar en un papel limpio y seco aproximadamente 1 gramo de yoduro de potasio y pasarlo a un vaso de precipitado previamente limpio y seco; de acuerdo con éste masa calcular la cantidad de moles, luego calcular la cantidad de moles de Nitrato de plomo que se deben emplear y luego calcular los gramos de este reactivo. 332. 4.2.- Pesar los gramos de nitrato de plomo de acuerdo a los cálculos anteriores y transfiéralos a otro vaso de precipitado, agregue a cada vaso 20 ml de agua destilada, disuelva completamente agitando y si es necesario agregar más agua. 333. 4.3.- Agregar la solución de yoduro de potasio a la nitrato de plomo, enjuagar muy bien el vaso con agua destilada procurando pasar cualquier residuo del yoduro que quede en el Beaker, agitar muy bien y dejar el producto obtenido en calentamiento leve al mechero por espacio de 10 minutos. 334. 4.4.- Pasado éste tiempo pesar el papel de filtro (en la balanza analítica) y proceder a filtrar, lavar varias veces con agua destilada, estos lavados son de gran importancia (¿porqué?). 335. 4.5.- Retirar con mucho cuidado el papel de filtro con el producto y secar a una temperatura de 110°C en la estufa por espacio de una hora aproximadamente. Dejar enfriar y pesar el papel con el yoduro de plomo, calcular el rendimiento teórico, el rendimiento experimental y la eficiencia del proceso. 336.

5.- CUESTIONARIO

337.

5.1.- ¿Por qué es necesario pesar la masa del papel de filtro?

338. 5.2.- ¿Por qué la masa del yoduro de plomo es mayor que la masa inicial del nitrato de plomo? 339. 5.3.- ¿Podrían 10 ml de nitrato de plomo 0.5M ser suficientes para precipitar el yoduro en 0.850 gramos de yoduro de plomo? Mostrar los cálculos y explicar.

344. 345.

340. 341. 342. 343. PRACTICA No. 7a PREPARACION DE SOLUCIONES

1.- INDICADOR DE LOGROS

•

Reconoce y diferencia que es un soluto y que es un solvente.

•

Prepara soluciones de diferentes concentraciones

•

Aplica el concepto de equivalente químico.

346.

2.- CONTENIDO ANALITICO.

347.

Estudio y ampliación de los siguientes temas:

•

Qué es una solución.

•

Tipos de soluciones.

•

Formas de expresar las concentraciones (Solo las que se van a trabajar en la práctica)

•

Forma de preparar las soluciones.

•

Qué es una alícuota.

•

Qué es y cómo se establece un equivalente-gramo.

•

Factores de dilución.

•

Densidad

348.

3.- MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS.

• •

•

Balanza analítica

3 vasos de precipitado de 250mL

•

1 agitador

•

1 probeta de 100 mL

•

1 vidrio de reloj

•

Acido clorhídrico concentrado

•

2 balones aforados de 100mL

•

Hidróxido de sodio

•

1 balón aforado de 100 mL

•

Acido oxálico

•

1 pipeta graduada

•

Agua destilada

•

1 espátula

•

1 pipeteador

•

NOTA: Cada grupo debe traer 5 frascos) de vidrio de 100 mL, rotulados y marcados y perfectamente lavados, para guardar las soluciones preparadas.

349. 350.

4.- PROCEDIMIENTO.

351. Para preparar una solución de una sustancia a una concentración determinada, pesar la cantidad correspondiente de la misma según los cálculos realizados con anterioridad, disolver en un vaso de precipitado, cuando la sustancia es un sólido, con una cantidad mínima de agua hasta la disolución completa de la sustancia, llevar ésta pequeña disolución a un balón aforado cuya capacidad sea exactamente la del volumen de la solución a preparar y completar ésta con agua destilada hasta el aforo. 352. Cuando se trata de un líquido se debe tener en cuenta, la densidad y la concentración de la sustancia para la realización de los cálculos y establecer el volumen a medir para la preparación de la solución. Medir dicho volumen con una pipeta graduada, transferir al balón aforado y completar con agua destilada hasta el aforo. Recordar que la parte inferior del menisco debe quedar tangente sobre la línea del aforo. 353. Cerrar el matraz con el tapón esmerilado del que está provisto e invertir varias veces para hacer uniforme la concentración de la disolución. 354. Para preparar las siguientes soluciones realizar previamente los cálculos necesarios.

1) Preparar 100 ml de una solución de Acido Clorhídrico de 0.1M, a partir de ácido clorhídrico del 37% de pureza y densidad 1,19 g/mL.

2) Preparar 100 mL de una solución de Hidróxido de Sodio 0.05 M. a partir de hidróxido de sodio sólido de una pureza del 99 %.

3) Preparar 100 mL de una solución de ácido oxálico 0.1N, partiendo de Acido Oxálico Hidratado del 99 % de pureza. 355. 356. Tabla Datos y Resultados No. 1 357. Sustan 358. 359. 361. 362. 364. cia

368.

369.

Nombr e

Fórm u l a

Densi da d

Pes o

366.

367.

N T

360.

363.

365.

g/mL

r i c a

377.

378.

379.

380.

Acido clo rhí dri co

386.

383.

384.

385.

390.

391.

392.

393.

394.

399.

400.

401.

402.

403.

___ _ _ _

387.

388.

Hidróx ido de so dio

395.

382.

381.

389. _____ _

396.

397.

Acido Ox áli co

398. _____ _

404. 4) A partir de la solución de ácido clorhídrico 0.1M, prepare 100 mL de una solución 1:2 y 1:4 405.Tabla de Datos y resultados de la dilución No 2 406. Sustan cia

413.

407. M Inicial

408. N Inicial

409. V Final

410. V

Final

411. M Final

412. N Final

414.

415.

416.

417.

418.

419.

421.

422.

423.

424.

425.

426.

HCl

420. HCl 1:

427.

428.

429.

430.

431.

432.

433.

HCl 1: 4

434. 435.

5.- CUESTIONARIO

436. 5.1.- ¿Por qué en la preparación de soluciones se usa un matraz aforado y no una probeta? 437. 5.2.- ¿Cuando se tiene una sustancia hidratada, qué peso de soluto se debe considerar? 438. 5.3.- La densidad de una solución de KCl que contiene 246 g de sal en 100 g de agua, es de 1.131g/mL, a 210C, mientras que la densidad de KCl sólido, a igual temperatura, es 1.984 g/mL Calcular:

♦ La molaridad ♦ La normalidad ♦ La molalidad ♦ La fracción molar ♦ El tanto por ciento en peso ♦ El tanto por ciento en volumen 439. 5.4.- A partir de las soluciones de ácido clorhídric0 0.5M y 0.2M ¿como prepararía una solución de ácido clorhídrico 0.35M? 440. 5.5.- ¿Cómo se deben rotular los frascos en los que se almacenan las soluciones?

446.

441. 442. 443. PRACTICA No. 7b 444. ESTANDARIZACION DE SOLUCIONES 445. TITULACION 1.- INDICADOR DE LOGROS.

• Reconoce un estándar primario y prepara soluciones estándar. • Utiliza la técnica conocida como titulación. • Reconoce el punto de equivalencia en una titulación. • Analiza titulaciones ácido-base. 447.

2.- CONTENIDO ANALITICO.

448.

Estudio y ampliación de los siguientes temas:

• ¿Qué es una titulación? • ¿Qué es un estándar primario? • ¿Qué es el punto de equivalencia? • ¿Qué es una solución estándar? • Punto de equivalencia y punto final • Indicador Químico • Agente titulante y agente titulado 449.

3.- MATERIALES Y REACTIVOS.

♦

♦ 1 Bureta graduada de 25 mL

♦ Agitador

♦ 3 Erlenmeyer de 100 mL

♦ Agua destilada

♦ 3 Erlenmeyer de 250 mL

♦ Ftalato ácido de potasio

♦ 1 Pinza para bureta

♦ Fenolftaleína

♦ 1 Pipeta

♦ Solución de hidróxido de sodio

♦ 1 Vaso de precipitado

♦ Solución de Acido Clorhídrico

♦ 1 Espátula

♦ Solución Hidratado

Acido

Oxálico

450.

4.- PROCEDIMIENTO

451.

4.1.- ESTANDARIZACIÓN DE UNA SOLUCIÓN de NaOH

452. 4.1.1.- Pesar en una balanza analítica 0.2500 gramos de Ftalato Acido de Potasio (KHP, KHC8H4O4) y transferir a un erlenmeyer, agregar agua destilada para hacer la disolución, adicionar 2 gotas de fenolftaleína. A continuación, agregar cuidadosamente una disolución de NaOH, contenida en una bureta, (la cual ha sido preparada previamente en la práctica 7b, hasta que alcance el punto de equivalencia. El punto de equivalencia se detecta por un cambio brusco de color del indicador (fenolftaleína) que se ha añadido previamente a la disolución del ácido. Realizar este experimento por triplicado. La titulación se debe hacer de tal manera que la bureta se verifique previamente: que no tenga fugas, además que la válvula de pasó fluya adecuadamente, se debe instalar la bureta tal como se indica en la figura No. 1. El proceso de titulación se lleva a cabo agitando el erlenmeyer de titulación con la mano derecha y manipulando cuidadosamente la válvula de paso con la izquierda (ver figura 2). 453. NOTA: EL PESAJE DEL ftalato Acido de potasio DEBE SER CON EL MAYOR CUIDADO POSIBLE, ESTO QUIERE DECIR QUE LA MASA QUE SE PESE –CON CUATRO CIFRAS DECIMALES- DEBE DISOLVERSE SIN QUE SE PIERDA NINGÚN CRISTAL.

454. 455. 456.

PAPEL BLANCO

Fig. No. 1: Montaje para la Titulaci贸n

458.

457. Fig. No. 2: T茅cnica para la Titulaci贸n 459. 460. 461. 462. 463. 464. 465. 466. 467. 468. 469. 38

470. 471.

♦

Determinar el volumen de NaOH gastado.

♦

¿Cuál es la concentración (Molaridad, Normalidad) real de la disolución de NaOH? 472. 474.

473.

E stándar Primario

475.

481.

Tabla de estandarización No.1 P 476. P 478. P eso 1 eso 2 eso Promedio g 477. g 479. g ramos ramos ramos

482.

483.

480.

E q-gramo

484.

485.

486. 487. 489. NaOH

490. V1 mL

Tabla de estandarización No 2

491.

488. 492.

V2 mL

V promedio

494. N Teórica

495. N Real

493. mL

497.

498.

499.

500.

501.

502.

496. %Err o r

503.

504. 505. 4.2. TITULACIÓN DEL ÁCIDO CLORHÍDRICO PREPARADO EN LA PRÁCTICA ANTERIOR

2.1 Titular una alícuota de 10 mL de ácido clorhídrico preparado con anterioridad y determinar el volumen de NaOH gastado, establecer la concentración real del HCl en N. Recuerde adicionar 2 gotas del indicador fenolftaleína. 506. 2.2. Determinar el % de error; tanto para la Normalidad de la Base, como del ácido. 507. 509. Sustan cia

510. N Teórica

511.

Tabla de titulación No.3

508. 513.

512.

514. 39

515. V Promedio mL

516. N Real

517. % Error

519.

518.

520.

521.

522.

523.

524.

HCl

525.

4.3.

TITULACIÓN DEL ÁCIDO OXÁLICO. 526. Medir 10 mL de la solución de ácido oxálico preparado en la práctica 7b, agregar 3 o 4 gotas de fenolftaleína y titular con la disolución de NaOH hasta viraje de color incoloro a rosa pálido. Calcular la concentración en Molaridad y Normalidad de la disolución de ácido oxálico.

527. 528.

5.- CUESTIONARIO

529. 5.1.- ¿Qué caracteriza el punto de equivalencia de una titulación ácidobase? 530.

5.2.- ¿Cuáles son las características de un estándar primario?

531. 5.3.- ¿Cuántos gramos de KHP se necesitan para neutralizar 18.46 mL de una disolución 0.1004 M de NaOH? 532. 5.4.- ¿Cuántos ml de una disolución 0.610M de NaOH se requieren para neutralizar completamente 20 mL de una disolución 0.245 M de ácido sulfúrico? 533. 5.5.- ¿Por qué la concentración obtenida experimentalmente es diferente a la concentración calculada en la preparación de una solución? 534. 535. 537.

536. BIBLIOGRAFÍA BIBLIOGRAFIA BASICA UTILIZADA ACTUALMENTE

538.

EXI STE EN LA BIBLIOTE

CA 539. 1. Chang, R. Química General, sexta edición, editorial Mc.Graw Hill. México 1999

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541. 2. Whitten, D., Química General, quinta edición, editorial Mc.Graw Hill. México 2000

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543. 3. Shaum, D. y Rosemberg, J. Química General Teoría y Problemas, editorial Mc.Graw Hill. México 1999.

544.

545. 4. Harcourt, B.J. Compendios Universitarios de Química, primera edición, editorial norma. Bogotá 1998.

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www.falconsoftware.com 558.

www.cpr.fr/ectn

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