Manual de Química Inrgánica

Manual

Química Inorgánica Manual de Prácticas

Dra. Mirza Ye Gómez Mtra. María de Lourdes Nieto Peña

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 1

PRÁCTICAS PARA EL LABORATORIO DE QUÍMICA INORGÁNICA

TEMA

PÁGINA

INTRODUCCIÓN

3

UNIDAD DE COMPETENCIA

4

MEDIDAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

4

RECOMENDACIONES A LOS ALUMNOS

6

INSTRUCTIVO PARA LA ELABORACIÓN DE REPORTES

7

PRÁCTICA 0. SEGURIDAD

8

PRACTICA 1. REACCIONES QUÍMICAS

9

PRACTICA 2. ESTEQUIOMETRÍA

15

PRÁCTICA 3. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA

18

Primera parte.

19

Segunda parte.

20

PRÁCTICA 4. PREPARACIÓN DE SOLUCIONES

24

PRACTICA 5. VARIACIÓN DE LA SOLUBILIDAD CON LA TEMPERATURA

28

PRÁCTICA 6. PROPIEDADES COLIGATIVAS

33

PRACTICA 7. SUSPENSIONES, COLOIDES Y DISOLUCIONES

36

PRÁCTICA 8. FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN

40

PRÁCTICA 9. EQUILIBRIO QUÍMICO

44

PRÁCTICA 10 SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

48

BIBLIOGRAFÍA

52

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 2

PROGRAMA TEMÁTICO Y PRÁCTICAS

1. Reacciones Químicas y Estequiometría

2. Soluciones

3. Dispersión, Coloides y Fenómenos de Superficie

4. Cinética Química

5. Equilibrio Químico

6. Equilibrio en Solución

1. Reacciones químicas y su clasificación 2. Ley de la conservación de la materia 3. Concepto de Mol y aplicaciones 4. Coeficientes y balanceo de ecuaciones 1. Formas de expresar la concentración 2. Proceso de disolución 3. Factores que afectan la solubilidad 4. Disolución de electrólitos 5. Propiedades coligativas 1. Conceptos fundamentales 2. Dispersiones y disoluciones 3. Coloides y suspensiones 4. Diálisis y efecto Tyndall 5. Movimiento Browniano 6. Floculación de coloides 7. Fenómenos de superficie 1. Factores que afectan la velocidad de reacción 2. Cambio de velocidad con el tiempo 3. Efecto de la concentración sobre la velocidad 4. Órdenes de reacción, efecto de la temperatura sobre una reacción.

5. Catálisis 1. Constante de equilibrio 2. Aplicaciones de la constante de equilibrio 3. Principio de Le Chatelier 1. Efecto del ión común 2. Disoluciones amortiguadoras 3. Equilibrio de Solubilidad

Práctica 0. Seguridad Práctica 1. Reacciones químicas Práctica 2. Estequiometría Práctica 3. Ley de la conservación de la materia

Práctica 4. Preparación de soluciones Práctica 5. Variación de la solubilidad con la temperatura Práctica 6. Propiedades coligativas.

Práctica 7. Suspensiones, coloides y disoluciones

Práctica 8. Factores que modifican la velocidad de una reacción

Práctica 10. Equilibrio Químico

Práctica 11. Soluciones Reguladoras

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INTRODUCCIÓN

La química es una ciencia natural, que estudia las propiedades y transformaciones de la materia.

Todo lo que existe en la naturaleza está formado por elementos y compuestos químicos. En las diversas áreas de la ciencia y tecnologías industriales, así como en todas las actividades de la vida diaria, está implícita la participación de la química.

Debido a la implementación del nuevo programa de la experiencia educativa de Química Inorgánica en la Facultad de Ciencia Químicas de la Universidad Veracruzana campus Coatzacoalcos, es necesario actualizar y desarrollar un manual de prácticas para el laboratorio de dicho programa, con el fin de reforzar los conocimientos teóricos adquiridos.

Es por eso que el presente trabajo tiene como finalidad inducir a los estudiantes de Ingeniería Química y Ambiental en las técnicas y manipulaciones más usuales del Laboratorio de Química Inorgánica y a la vez proporcionar mayor información con respecto a la cantidad de reactivo, tiempo de realización, medidas de seguridad y reducción de desechos para causar un menor impacto ambiental.

De acuerdo a lo anterior este manual de Química Inorgánica se ha elaborado en congruencia con los contenidos programáticos del curso de Química Inorgánica.

Se pretende, además de promover el aprendizaje de conceptos e información, que el estudiante reflexione por si mismo y adquiera conciencia respecto algunos problemas sociales, con la finalidad de reforzar las actitudes que impulsen a resolverlos.

Lejos de querer resolver el problema de la formación integral de los estudiantes es una modesta aportación para promover que relacione algunos procesos que él mismo lleva a cabo en el laboratorio con procesos similares que se realizan a escala Industrial.

Cada práctica de este manual contiene los siguientes apartados: Sustento teórico, competencias, Descripción de la práctica, Materiales, Equipos y Reactivos, Procedimiento, Resultado y discusión, Conclusión, Bibliografía, Artículos relacionados con el tema, Visto Bueno y Fecha.

En esta misma línea se ha procurado emplear la menor cantidad de reactivos y sustancias posibles; para el ahorro de tiempo, dinero y esfuerzo, así como para la protección del medio ambiente; así mismo se entregará una presentación digital del presente trabajo.

La idea fundamental de este manual ha sido presentada y enriquecida con sugerencias y referencias por parte de los maestros integrantes de la Academia de Química Básica.

Finalmente, se espera que este manual más que un apoyo didáctico y metodológico sea un sustituto de ese esfuerzo que cada cual en la búsqueda del conocimiento tiene que realizar; conocimiento que nos permite avanzar en la explicación de la verdad, a fin de cuentas eso es lo que nos hace ser profesionistas íntegros y personas libres de pensamiento.

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 4 UNIDAD DE COMPETENCIA

El estudiante aplica los conocimientos de Química Inorgánica en el laboratorio, para realizar acciones y proyectos en los que se obtengan compuestos inorgánicos mediante las reacciones adecuadas o bien operaciones unitarias básicas como extracciones y separaciones, manipulando las condiciones de operación de acuerdo a la característica de los enlaces, la periodicidad química, así como las leyes sobre las propiedades físicas y químicas de los elementos y compuestos a partir de los cuales se forman, incluyendo aplicaciones en la industria y el medio ambiente de manera sustentable, desarrollando el trabajo de equipo de una manera solidaria, responsable y ética.

MEDIDAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO

Para que el desarrollo de una práctica de laboratorio logre sus objetivos, deberán seguirse ciertas normas de seguridad con el fin de evitar accidentes al realizar un experimento; los estudiantes deben seguir con mucho cuidado todas las instrucciones de su profesor y del manual de prácticas.

A continuación se enumeran una serie de indicaciones: I.

Antes de iniciarse las sesiones experimentales, el profesor o los encargados de los laboratorios deben: a.

Cerciorarse de que todas las llaves de las mesas de trabajo, en especial las que están conectadas al gas, funcionen perfectamente y no haya fugas.

b.

Asegurarse de que la campana de extracción de gases y la regadera de presión tengan un buen funcionamiento.

c.

Dar a conocer la ubicación de los extintores, la regadera, el lavaojos, el botiquín de primeros auxilios, y darles instrucciones para su manejo en caso de emergencia.

d.

Revisar que todo el material de laboratorio, especialmente el de vidrio, no este roto o estrellado.

II.

Antes de realizar la práctica, el estudiante debe ponerse la bata de trabajo, la cual deberá ser de algodón y los lentes de seguridad.

III.

Cuando se trabaje con sustancias que desprendan vapores tóxicos, se recomienda trabajar en la campana de extracción.

IV.

Se prohíbe el uso de lentes de contacto en el laboratorio

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 5 V.

En la mesa de trabajo deben estar exclusivamente el material y las sustancias con las cuales se va a experimentar, el manual de prácticas para seguir las instrucciones y la bitácora de laboratorio.

VI.

No se debe ingerir alimentos, ni fumar en el laboratorio y menos durante la realización de la práctica.

VII.

Antes de encender el mechero, cerciorarse primero de que esté lo suficientemente alejado de sustancias volátiles o combustibles y en seguida prender el cerillo, colocarlo en la boca del mechero y luego abrir la llave del gas.

VIII.

Al usar un reactivo, leer la etiqueta del frasco para evitar equivocaciones que puedan ser peligrosas.

IX.

Para agitar el contenido de un tubo de ensayo no debe taparse la boca del tubo con el dedo, sino tomar con una mano el extremo abierto y con la otra aplicar pequeños golpes en la parte inferior.

X.

Cuando se caliente cualquier dispositivo, para retirarlo del fuego deben utilizarse las pinzas adecuadas.

XI.

Al calentar sustancias en un tubo de ensaye, éste debe colocarse en forma inclinada, nunca vertical, y orientado de tal forma que si ocurren proyecciones no caigan sobre las personas que están en los alrededores, especialmente en la cara.

XII.

Al calentar líquidos en tubos de ensaye, éstos no deben sostenerse directamente sobre la flama, sino que deben retirarse de vez en cuando, agitando en forma continua para facilitar la salida de burbujas de gas del fondo del tubo y así evitar proyecciones.

XIII.

Al hervir líquidos en recipientes más grandes, debe agitarse el contenido con una varilla de vidrio o añadir una o dos perlas para ebullición, con lo cual se evitará alguna proyección.

XIV.

Nunca debe mezclarse el resultado de una reacción con el de otra si no está indicado en las instrucciones de la práctica.

XV.

Cuando se desee diluir un ácido concentrado, nunca debe verterse al agua sobre el ácido, sino al contrario; el ácido debe añadirse con sumo cuidado deslizándose lentamente sobre las paredes del recipiente que contenga el agua.

XVI.

Nunca debe probarse y menos ingerirse alguna sustancia química.

XVII.

Una sustancia química no debe olerse directamente y menos si se acaba de calentar. En vez de ello, la muestra se coloca a unos 15 cm de la nariz y se atraen los vapores abanicándolos con una mano.

XVIII.

Cuando se desprenden gases tóxicos en una reacción en cantidades que pueden

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 6 afectar el sistema respiratorio, será preciso realizar el experimento en la campana de extracción, además de evitar una exposición prolongada a dichos gases.

XIX.

Para trabajar con tubos de vidrio será preciso redondear los extremos filosos directamente en la flama del mechero.

XX.

Para introducir un tubo de vidrio o un termómetro (previamente humedecido) en tapones horadados, debe sostenerse el tapón con una mano y con la otra empujar poco a poco el tubo o el termómetro, haciéndolo girar como si fuera un sacacorchos para evitar su rompimiento y, por lo tanto cortaduras en las manos.

XXI.

En caso de sufrir un accidente al manipular el equipo de trabajo, debe acudirse inmediatamente con el profesor y de ser necesario con él medico.

XXII.

Al término de la práctica se debe: Lavar, entregar y/o guardar el material que se utilizó; cerrar perfectamente los frascos de los reactivos y cerciorarse de que queden bien cerradas todas las llaves, especialmente las de gas. (13)

RECOMENDACIONES A LOS ALUMNOS

El estudiante debe: Cuidar que los reactivos solamente se introduzcan en materiales de laboratorio, limpios, secos y a temperatura ambiente.

Lavar siempre el material que se va a emplear antes de cada determinación, enjuagarlo muy bien con agua de la llave para eliminar cualquier residuo de detergente y después escurrirlo sobre una toalla o papel absorbente, durante el tiempo necesario para que se seque. Si quedan algunas gotas adheridas en el interior es necesario secarlas ya sea utilizando una porción de papel absorbente si el material es de boca ancha, en caso contrario, calentando el material con el mechero bunsen durante unos minutos procurando que la salida del aire caliente se dirija hacia arriba y después esperar el tiempo necesario para que se enfríe.

Leer el procedimiento de las prácticas antes de ejecutarlas.

Rotular cuidadosamente cada uno de los reactivos y soluciones empleadas para evitar confusiones entre ellas.

Observar minuciosamente y críticamente cada uno de los cambios ocurridos y registrar cuidadosa y ordenadamente: los cambios de color, de aspecto, de

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 7 temperatura, la velocidad de las reacciones, olores percibidos, desprendimiento de gases, etc., así como los datos numéricos de las mediciones efectuadas, y todo aquello que se considere necesario, en su bitácora de laboratorio, señalando el número y nombre de la práctica así como la fecha en que se realizaron las anotaciones.

Realizar cuidadosamente sus experimentos, procurando entender el porqué de los hechos.

Consultar los libros de texto o investigar en Internet antes y después de la ejecución de las prácticas para comprender él porque de las operaciones que se han de ejecutar, así como para aclarar las dudas que surjan al realizar sus experimentos, para llegar a sus propias conclusiones.

INSTRUCTIVO PARA LA ELABORACIÓN DE REPORTES

DE LIBRETA

1. Elaborar una hoja de presentación con todos los datos de identificación, el número y el título de la práctica.

2. Transcribir el sustento teórico, las competencias desarrolladas.

3. Después, colocar el diagrama de bloques y las observaciones.

4. Anotar los resultados y redactar una discusión breve sobre los mismos, basados en las observaciones realizadas.

5. Redactar la conclusión en relación con las competencias que se pretende desarrollar en los estudiantes (respuesta a la competencia).

6. Resolver el cuestionario pre-­‐laboratorio (si lo hubiese) 7. Anotar la fecha en que se realizó la práctica.

8. Subir el video del reporte a su blog en el periodo indicado para ello.

9. Realizar las correcciones indicadas por la docente en el reporte en la retroalimentación.

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PRACTICA 0 SEGURIDAD EN EL LABORATORIO Objetivo: Conocer el reglamento de seguridad, los señalamientos, colores, ruta de evacuación, ubicación y tipo de extintores, regaderas, campanas y puertas de emergencia de los laboratorios de química básica.

Fundamento: Los laboratorios destinados a la docencia o a la investigación son espacios académicos que deben observar ciertas normas de seguridad cuyo objetivo es prevenir accidentes y minimizar las situaciones de riesgo, esto se logra a medida de que las personas que trabajan en laboratorios(estudiantes, profesores, auxiliares y técnicos), conozcan los riesgos potenciales de su área de trabajo y estén conscientes de su responsabilidad para evitarlos en beneficio propio y los demás usuarios del laboratorio.

Técnica: 1. Lea con atención el reglamento de Laboratorio y escriba su opinión de las reglas de vestimenta y orden.

2. Haga un recorrido por el laboratorio y vea las condiciones de seguridad que existen con una lista de cotejo.

3. Vea qué tipo extintores existen, la ruta de evacuación, regaderas de seguridad, señalamientos, qué indican los colores de los letreros, número de mesas, campanas, puntos de reunión cercanos, etc.

4. Realice un plano del laboratorio donde trabajará este semestre indicando el número de mesas de trabajo y las condiciones de seguridad que existen.

Postlaboratorio 1. Después de leer el reglamento del laboratorio y proponga algunas reglas más que considere convenientes, incluya en el plano del laboratorio, la ruta de evacuación hacia el punto de reunión más cercano.

2. Definir qué es la Seguridad y por qué es importante en el campo de la química.

3. ¿Cómo considera que debe desarrollarse la seguridad en el Laboratorio, manejo de reactivos y vestimenta de seguridad?

Investigue en Internet y responda en su archivo ppt.

1) ¿Por qué es importante señalar la seguridad en un laboratorio químico educacional?

2) ¿Cuáles son las clases de extintores que hay y cómo se utilizan?

3) ¿Qué son las hojas de manejo de reactivos y cuál es su importancia?

4) ¿De acuerdo a la distribución dada por el maestro, cuál es la información que proporciona una etiqueta de un reactivo químico?

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Practica 1 REACCIONES QUIMICAS

OBJETIVO

Conocer los diferentes tipos de reacciones que se presentan con mayor frecuencia en los procesos químicos.

FUNDAMENTO Los cambios químicos se producen de manera continua en la naturaleza: en los seres vivos, en el suelo, en el aire... Y, además, existen numerosísimos cambios químicos distintos (en función de los reactivos que intervienen o de los compuestos que se forman). Para estudiar mejor las reacciones químicas resulta conveniente, por tanto, clasificarlas de alguna manera.

Atendiendo a la estructura de las reacciones podemos clasificarlas en: •

Reacciones de combinación o síntesis. En ellas se forman uno o varios compuestos a partir de elementos o compuestos preexistentes. Ejemplo: C + O2 CO2

•

Reacciones de descomposición. Al contrario que en el caso anterior, en esta ocasión tiene lugar la escisión de un compuesto en varios elementos o compuestos.

(NH4)2CO3 2 NH3 + CO2 + H2O

•

Reacciones de sustitución o desplazamiento. En ellas, un elemento desplaza a otro en un compuesto. Pueden ser de oxidación-­‐reducción o precipitación según las especies químicas presentes: Zn (s) + CuSO4 (aq) Cu (s) + ZnSO4 (aq)

•

Reacciones de doble desplazamiento. Como su nombre indica, existe «un intercambio» de elementos en dos o más compuestos de la reacción: NaCl (aq) + AgNO3 (aq) AgCl (s) + NaNO3 (aq)

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 10 CUESTIONARIO DE PRELABORATORIO

1. Investigar la toxicidad de los reactivos utilizados esta práctica 2. Investigar y mencionar 2 ejemplos de reacciones de síntesis, de descomposición, de desplazamiento simple y de doble desplazamiento con reactivos diferentes a los empleados en esta práctica.

3. ¿De qué tipo son las reacciones de neutralización y las de combustión?

MATERIAL 1 matraz erlenmeyer de 125 mL Parrilla eléctrica 1 Pinza para crisol 1 Cristalizador o una cuba 1 tubo de ensayo de 20 x 200 mm 1 Vidrio de reloj 1 Aplicador de madera largo Cerillos Marcador negro Pinza para tubo de ensayo 1 tubo de ensayo de 13 x 100 3 vasos de pp de 100 mL 1 pipeta graduada de 10 mL 2 agitadores de vidrio Embudo de filtración Soporte y anillo metálico Piseta de 500 mL 2 piezas de papel filtro

TIEMPO PARA EL DESARROLLO DE LA PRÁCTICA

Dos horas.

PROCEDIMIENTO

I. Reacciones de Síntesis.

REACTIVOS 20 mL de sulfato de cobre 0.1 M 0.6 g de cobre en polvo 0.3 g de azufre 5 mL de Ácido clorhídrico concentrado 2 cm de Cinta de magnesio 0.2 g de zinc granular (malla 20) 0.2 mL de ácido nítrico concentrado

a. Se colocan 20 mL de solución 0.1 M de Sulfato de cobre en un matraz Erlenmeyer de 125 mL y se calienta en una parrilla eléctrica. b. Se pesa en un vidrio de reloj, 0.6 g de cobre metálico en polvo y 0.3 g de azufre, se mezclan con una espátula.

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 11 c. Esta mezcla se agrega lentamente y con agitación constante a la solución de sulfato de cobre caliente. Se continúa agitando y calentando suavemente hasta la aparición de un precipitado negro. d. Con las pinzas para crisol se retira el matraz de la parrilla de calentamiento y se deja enfriar. e. Se separa el sulfuro de cobre por filtración y se deja secar.

MANEJO DE RESIDUOS. La solución de sulfato de cobre que queda en el líquido filtrado se deposita en un frasco limpio para emplearla en otras prácticas.

II. Reacciones de Descomposición.

a. Se coloca agua de la llave hasta la mitad en un cristalizador o una cuba. b. Se llena un tubo de ensaye 20 x 200 mm con agua destilada 5 cm antes del borde, y se añaden 5 mL de ácido clorhídrico concentrado (Se vierte cuidadosamente haciéndolo resbalar por la pared del tubo, en la campana de extracción y bajo la supervisión del docente responsable). c. Se termina de llenar el tubo con agua, de forma que el menisco sobrepase el borde del tubo, pero sin que gotee. d. Se tapa el tubo con el vidrio de reloj, dándole la vuelta para introducirlo en el cristalizador de forma que quede de la siguiente manera (Fig. 1.1)

Fig. 1.1

e. Se pesa 2 cm de cinta de magnesio, y se introduce rápidamente en el tubo invertido. f. Se espera que acabe la reacción y se coloca una marca en el tubo para señalar el volumen de gas desprendido. g. Se vuelve a tapar el tubo y se saca del agua. h. Sujetando con una pinza el tubo aún tapado, se acerca a la llama de un aplicador de madera largo y se destapa con mucho cuidado. Se anotan las observaciones.

MANEJO DE RESIDUOS: El agua sobrante en la cuba se puede vaciar al drenaje.

II. Reacciones de Sustitución simple.

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 12 a. En un tubo de ensayo de 13 x 100 mm, se colocan 0.2 g de zinc granular (malla 20). b. Se sujeta el tubo con unas pinzas y se añade cuidadosamente, gota a gota y resbalando por las paredes del tubo 0.2 mL de solución de ácido nítrico concentrado. Anotar las observaciones.

MANEJO DE RESIDUOS: Se añade con cuidado agua de la llave al tubo hasta llenarlo y se vacía al drenaje; el residuo de zinc que no haya reaccionado se deposita en el bote de la basura.

III. Reacciones de Doble Sustitución a. En un vaso de precipitados de 100 mL se adiciona 1 g de hidróxido de sodio y 10 mL de agua destilada. Se agita muy bien hasta disolución completa. b. En otro vaso de pp de 100 mL, se agregan 1.5 g de sulfato de magnesio y se agregan 15 o 20 mL de agua hasta disolución completa. c. Se vierte lentamente la solución de sulfato de magnesio en la solución de hidróxido de sodio. d. Se filtra el producto obtenido y se lava con agua destilada.

MANEJO DE RESIDUOS: El líquido filtrado se deposita en un frasco de desecho titulado “Residuos de hidróxido de sodio con sulfato de sodio” IV. Reacción de oxido-­‐reducción

a. Se coloca 1 mL de solución de Permanganato de potasio 0.1 M en un tubo de ensaye de 13 x 100 mm (tubo 1) b. Se le adiciona al mismo tubo (tubo 1) 1 mL de solución de ácido sulfúrico 0.01 M y se agita cuidadosamente. c. En otro tubo de ensaye de 13 x 100 mm, se coloca 1 mL de solución de Sulfato ferroso 0.1 M (Tubo 2) d. Con una pipeta de 1 mL se extrae 0.5 mL de la mezcla Permanganato/ácido sulfúrico (tubo 1) y se adiciona una gota en el tubo con el sulfato ferroso (tubo 2). Se agita y se anotan las observaciones. e. Se continúa agregando gota a gota el resto de la mezcla oxidante anotando todas las observaciones en la bitácora. f. Se investigará la reacción que se produjo en esta sección y se anotará en los resultados.

V. Reacción de formación de un complejo de coordinación

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 13 a. Se coloca en un tubo de ensaye de 13 x 100 mm, 1 mL de solución de Cloruro férrico 0.01 M. b. Se adiciona gota a gota 1 mL de solución de ferrocianuro de potasio (hexacianoferrato II de potasio) 0.05 M. c. Se anotan las observaciones. d. Se investigará la fórmula química del compuesto formado en esta reacción, el nombre sistemático del mismo y el nombre común, anotándolos en los resultados de la bitácora.

MANEJO DE RESIDUOS Y SUBPRODUCTOS Los residuos generados en los incisos I, II, y IV pueden desecharse: los líquidos en el lavabo y los sólidos en el bote de la basura.

Los residuos generados en el punto V se colocarán en un frasco rotulado como: RESIDUOS DE COMPLEJOS DE FERROCIANURO Los residuos generado en el punto VI se colocarán en un frasco rotulado como: RESIDUOS DE KMnO4 + H2SO4 + FeSO4

Escribir la reacción que ocurre en la: Síntesis: Observaciones:

Descomposición: Observaciones:

Sustitución simple: Observaciones:

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 14

Doble descomposición: Observaciones:

Investigar la reacción que ocurre en la: Oxido-­‐reducción Observaciones:

Formación de un complejo de coordinación

Observaciones:

CUESTIONARIO

1. Investigar la toxicidad de los reactivos utilizados esta práctica 2. Investigar y mencionar 2 ejemplos de reacciones de síntesis, de descomposición, de desplazamiento simple y de doble desplazamiento con reactivos diferentes a los empleados en esta práctica.

3. ¿De qué tipo son las reacciones de neutralización y las de combustión?

ARTÍCULOS RELACIONADOS CON L A PRÁCTICA

BAÑON David. (2012). 5 REACCIONES QUÍMICAS SORPRENDENTES. http://curiosidades.batanga.com/4028/5-­‐reacciones-­‐quimicas-­‐sorprendentes

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 15 Práctica No. 2 ESTEQUIOMETRÍA

Competencia El alumno comprueba las relaciones estequiométricas que existen entre los reactivos y los productos al ocurrir una reacción química, así como la conservación de la materia y balanceo redox.

FUNDAMENTO En química, la estequiometría (del gruego “στοιχειον” = stoicheion (elemento) y “μετρόν” = métrón, (medida) es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.

CUESTIONARIO DE PRELABORATORIO 1. Investigar el contenido porcentual de ácido acético en el vinagre que se ocupe en esta práctica.

2. Elaborar la reacción química que se espera que ocurra al mezclar el ácido acético del vinagre y el bicarbonato de sodio.

3. Calcular el volumen del gas que se obtendrá en esta práctica.

MATERIAL 1 Probeta de 50 mL 1 matraz erlenmeyer de 125 mL 1 Balanza granataria 1 embudo de tallo corto Un globo elástico chico y otro mediano 1 liga

REACTIVOS 25 mL de vinagre 2 g de bicarbonato de sodio KMnO4 0.1M H2SO4 6N FeSO4 2 M K2Cr2O7 2M Etanol al 90%

TIEMPO PARA EL DESARROLLO DE LA PRÁCTICA: Dos horas

PROCEDIMIENTO 1. En una probeta de 50 mL se miden 25 mL de vinagre comercial y se coloca en un matraz erlenmeyer de 125 mL.

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 16 2. Se pesan 2 g de bicarbonato de sodio y se colocan cuantitativamente dentro del globo, utilizando para ello un embudo de filtración seco.

3. Se coloca cuidadosamente el globo en la boca del matraz, procurando no derramar dentro del matraz el bicarbonato que se encuentra en su interior.

4. Sujetar fuertemente el globo al matraz con un liga.

5. Pesar el conjunto del matraz con el globo sujeto a éste y con los reactivos en su interior, sin mezclarlos. Anotar el peso obtenido (Peso 1).

6. Sin retirarlo de la balanza, voltear el globo de manera que caiga todo el bicarbonato contenido en él, esperar que concluya la reacción totalmente, y registrar el peso nuevamente (Peso 2).

CÁLCULOS Y RESULTADOS

1. Calcular las moles de los reactivos y de los productos que intervinieron en esta reacción.

2. Calcular cuántas moles se hubieran obtenido con 60 g de ácido acético y que volumen se produciría de gas.

MANEJO DE RESIDUOS: El contenido de los matraces es inocuo y puede desecharse en el drenaje.

Parte II Reacción 1 Se dispone una caja Petri, con unas 4 gotas de permanganato de potasio 0,01 M en una determinada zona, se le agregan unas 3 gotas de ácido sulfúrico 6 N y, con una pequeña varilla, se mezclan bien. Después se le agrega en la otra zona 5 gotas disolución de sulfato de hierro II 2M. Con la varilla se va produciendo la comunicación entre los reactivos, observándose los cambios de color que toman los productos de reacción, interpretando por el color que toman los resultados que se dan. La disolución de permanganato de potasio morada se decolora en medio ácido, al reducirse a sal de manganeso II. La reacción es la siguiente:

KMnO4 + H 2 SO4 + FeSO4 → MnSO4 + H 2O + K 2 SO4 + Fe2 ( SO4 )3

Reacción 2 Con el dicromato de potasio (naranja) 4 gotas, más 3 gotas de ácido sulfúrico 6N los cambios de color no son tan notables, por eso conviene dejar siempre una caja testigo para poder comparar los colores. Con el etanol (90%) hay que echa bastante cantidad ( 2 ml) de éste para que la reacción se produzca fácilmente, tardando algunos minutos

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 17

K 2Cr2O7 + H 2 SO4 + CH 3CH 2OH → Cr2 ( SO4 )3 + H 2O + K 2 SO4 + CH 3CHO

Esta reacción es la base de la que se emplea cuando la policía exige que se sople por el tubo en el reconocimiento de alcohol en el aliento

Sugerencia: Realizar las experiencias en medio básico; para ello, sustituir el ácido sulfúrico por hidróxido de sodio 6 N. También es posible estudiar cómo se comportan otros reactivos como el oxalato de sodio y el yoduro de potasio.

Balancear las reacciones anteriores por el método de redox.

Reacción 1

Reacción2

Cuestionario 1. ¿Qué ley se cumple al balancear una reacción?

2. ¿Qué son los reactivos de una ecuación química?

3. Define qué es una reacción balanceada.

Observaciones y conclusiones Fecha de realización

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 18 Práctica No. 3

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA

OBJETIVOS

1. El estudiante llevará a cabo un proceso estequiométrico y realizará los cálculos correspondientes.

2. Aplicará la Ley de la conservación de la materia en un proceso de transformación del elemento cobre en sus diversos compuestos.

3. El estudiante desarrollará la experiencia en el manejo de procedimientos fundamentales de laboratorio como son: decantación, filtración y purificación de un precipitado.

FUNDAMENTO

La ley de conservación de la masa o ley de conservación de la materia o ley de Lomonósov-­‐ Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en1745 y por Antoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar como «En una reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos».

Una salvedad que hay que tener en cuenta es la existencia de las reacciones nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma sutil, en estos casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía. Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química. Está detrás de la descripción habitual de las reacciones químicas mediante la ecuación química, y de los métodos gravimétricos de la química analítica.

La Ley de la conservación de la materia señala que la cantidad de materia se mide por su peso; como el peso permanece constante durante cualquier reacción química, la materia también permanece constante.

Un cambio ya sea físico o químico no provoca la creación o la destrucción de materia sino únicamente un reordenamiento de las partículas constituyentes

CUESTIONARIO DE PRELABORATORIO

1. Calcular teóricamente la cantidad de cloruro de cobre que se obtendrá a partir de 0.1 g de metal cobre. A partir de ello calcular también, el rendimiento de su proceso hasta obtener nuevamente el cobre metálico.

2. Investigar los conceptos de: fórmula química, reacción química, ecuación química y porcentaje de rendimiento.

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 19

MATERIAL REACTIVOS 1 vaso de pp de 100 Ml 0.1 g de alambre de cobre 1 agitador de vidrio Ácido nítrico concentrado 1 vidrio de reloj NaOH 8 M 1 probeta de 50 mL Acido sulfúrico 6 M 1 matraz erlenmeyer de 250 mL Fosfato de sodio 1 M 1 embudo de filtración Cinta de magnesio 1 piseta Ácido clorhídrico 6 M Mechero bunsen

Pipetas pasteur

TIEMPO PARA EL DESARROLLO DE ESTA PRÁCTICA: 4 horas.

PROCEDIMIENTO

PRIMERA PARTE

I. Preparación de Nitrato de cobre por oxidación del Cu metálico con ácido nítrico.

a) Se pesan aproximadamente 0.1 g de cobre metálico en una balanza analítica (anote el peso exacto con cuatro cifras decimales). Se enrolla formando un pequeño ovillo y se coloca en un matraz erlenmeyer de 125 mL.

b) En la campana de extracción, se agregan poco a poco gotas de ácido nítrico concentrado agitando en forma circular y con mucho cuidado, hasta que el cobre esté completamente disuelto. (Puede demorar entre 3 a 5 min).

c) La solución resultante contiene el nitrato de cobre, los humos generados son de gases nitrosos. (PRECAUCIÓN: Evite inhalarlos directamente).

d) Se agrega al matraz con mucho cuidado 20 mL de agua destilada y se agita suavemente.

II. Preparación de Hidróxido de cobre a partir del nitrato de cobre.

a) A la solución azul de nitrato de cobre que se encuentra en el matraz erlenmeyer, se le agrega Hidróxido de sodio 8 M gota a gota con agitación constante. Se obtendrá un precipitado azul de Hidróxido de cobre.

b) La adición de hidróxido de sodio debe continuar hasta que la solución sea alcalina, (Probar de tiempo en tiempo con papel tornasol rojo hasta que cambie a azul) eso asegura que la

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 20 precipitación del hidróxido de cobre sea completa.

III. Preparación de Sulfato de cobre a partir del hidróxido de cobre.

a) Al matraz que contiene el precipitado de hidróxido de cobre, se le agrega lentamente y con agitación constante, ácido sulfúrico 6 M, poco a poco, hasta que todo el precipitado se disuelva.

IV. Preparación de fosfato de cobre a partir del sulfato de cobre.

a) A la solución que contiene el sulfato de cobre disuelto, se le agrega 10 mL de fosfato de sodio 1 M, agitando vigorosamente el matraz pero con cuidado. Se debe formar un precipitado azul de fosfato de cobre.

b) Se prueba la solución con papel tornasol. Si es ácida se agrega más Hidróxido de sodio 8 M gota a gota con agitación constante hasta que esté francamente alcalina (papel tornasol rosa pasa a azul).

c) Se adiciona 20 mL de agua destilada, se tapa el matraz con un tapón de látex y se guarda para la siguiente sesión.

SEGUNDA PARTE

V. Preparación de cloruro de cobre a partir del fosfato de cobre.

a) Se filtra el precipitado de fosfato de cobre obtenido en el paso IV. Se desecha el líquido filtrado.

MANEJO DE RESIDUOS: El líquido filtrado se coloca en un frasco rotulado como: “Desechos de Sulfato de sodio alcalinizado con NaOH”.

b) Se coloca un matraz erlenmeyer de 125 mL limpio debajo del embudo con el papel filtro que contiene el sólido, y se le agrega poco a poco aproximadamente 15 mL de HCl 6 M para formar el cloruro de cobre soluble de color verdoso, el cual debe pasar a través del filtro. Es necesario que el papel quede blanco.

c) Se enjuaga el papel filtro con agua destilada utilizando la piseta. (Si es necesario, se abre el papel para asegurarse que no quede fosfato de cobre entre los pliegues sin reaccionar, en caso de verse ligeramente azul se agregan unas cuantas gotas de HCl y luego se enjuaga con una pequeña cantidad de agua destilada).

VI. Recuperación del cobre metálico a partir del cloruro de cobre.

a) A la solución del cloruro de cobre que se encuentra en el matraz erlenmeyer, agregar un

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 21 pedazo (aproximadamente 0.1 g) de cinta de magnesio lijada (debe verse brillante) y dejarlo sumergido agitando cuidadosamente con movimiento circular hasta que el color verdoso de la solución desaparezca y se observe la aparición de un precipitado rojizo.

b) Si se desaparece el color verdoso y no se ha disuelto el magnesio en su totalidad, se debe extraer del matraz para evitar que siga reaccionando con el ácido clorhídrico y se forme cloruro de magnesio adicional.

c) Si se consume todo el magnesio y el color verdoso de la solución persiste, se puede agregar otro u otros trocitos de cinta de magnesio del mismo tamaño del primero, hasta lograr la decoloración, retirando el sobrante de este metal.

d) Cuando el color verdoso ha desaparecido dejando un depósito de cobre de color rojizo, se agita y se filtra la solución (en un papel filtro previamente pesado en la misma balanza analítica que se empleó para pesar el alambre de cobre inicial).

e) Una vez que se ha filtrado toda la solución, se lava con agua destilada el matraz erlenmeyer y se vacía al embudo de filtración para que todo el cobre pase al papel filtro. Es muy importante que no se pierda el cobre en esta operación.

f) Se lava 3 o 4 veces el papel filtro con pequeñas porciones de agua destilada para evitar que el cobre obtenido quede acidificado.

g) Se retira cuidadosamente el papel filtro del embudo sin romperlo, se abre y se coloca en un vidrio de reloj grande.

h) Se coloca el vidrio con el papel en una estufa de secado a 110 °C durante una hora aproximadamente para que se seque totalmente.

i) Una vez seco, se pesa el papel filtro en la misma balanza analítica, y se calcula el peso del cobre recuperado descontando el peso del papel filtro.

j) Se calcula el porcentaje de rendimiento, tomando el peso inicial del cobre como el 100 %.

MANEJO DE RESIDUOS: El líquido filtrado de esta sección se deposita en un frasco rotulado como: “Desechos de cloruro de magnesio acidificado con HCl”

RESULTADOS Y DISCUSIÓN

Reacciones efectuadas en el proceso, en los pasos I, II, III, IV, V y VI en su libreta

Cálculo teórico de las cantidades obtenidas de los siguientes productos, a partir del peso inicial del cobre:

Cu(NO3)2 ____________________ g

Cu(OH)2 _____________________ g

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 22

CuSO4 ______________________ g

Cu3(PO4)2 ___________________ g

CuCl2 _______________________ g

Cu _________________________ g

INCLUIR LAS OPERACIONES REALIZADAS PARA OBTENER CADA UNO DE LOS RESULTADOS ANTERIORES:

Las pesadas obtenidas deberán registrarse con 4 cifras decimales y registradas siempre en la misma balanza analítica.

Tabla 3.1

Sustancia

Peso en gramos

Peso inicial del cobre

Peso del papel filtro vacía

Peso del papel filtro con el cobre recuperado (seco)

Peso del cobre recuperado

Porcentaje del rendimiento del proceso

CONCLUSIÓN

CUESTIONARIO

1. Calcular teóricamente la cantidad de cloruro de cobre que se obtendría a partir de 1 Kg de metal cobre. A partir de ello calcular también, el rendimiento de su proceso hasta obtener nuevamente el cobre metálico.

2. Investigar los conceptos de: fórmula química, reacción química, ecuación química y porcentaje de rendimiento.

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 23

BIBLIOGRAFÍA

ARTÍCULOS RELACIONADOS CON L A PRÁCTICA

TAMIR Abraham, RUIZ Beviá Francisco. LEY DE CONSERVACIÓN DE MATERIA. Department of Chemical Engineering, Ben-­‐Gurion University of the Negev, Beer-­‐Sheva, Israel., Departamento de Ingeniería Química, Facultad de Ciencias, Universidad de Alicante. http://rua.ua.es/dspace/bitstream/10045/8444/1/Mass%20conservation%20.pdfCuba

FECHA

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 24

Práctica No. 4

PREPARACIÓN DE SOLUCIONES DE CONCENTRACIÓN DETERMINADA

Competencia: El alumno:

1) Preparare disoluciones de concentraciones definidas, que serán utilizadas en prácticas posteriores.

2) Observe y describir los fenómenos que ocurren al efectuar una disolución.

FUNDAMENTO

En las soluciones, el componente que se encuentra en mayor proporción por lo general es llamado disolvente, y el que se encuentra en menor proporción se reconoce como soluto. La mezcla que se constituye con disolventes y solutos es precisamente la solución o disolución.

Cuando un soluto se mezcla con un disolvente y “aparentemente” parece desaparecer, se dice que se disuelve y que es muy soluble si es posible disolver una cantidad relativamente grande, y poco soluble si la cantidad que se disuelve es relativamente pequeña. La solubilidad es la capacidad que

tienen los solutos de disolverse en solventes. El grado de solubilidad se aprecia por la cantidad de soluto que se disuelve en cierta cantidad de disolvente.

Las unidades más comunes para expresar la concentración de una solución son como las que se muestran en el cuadro 4.1 .

Cuadro 4.1

Unidades de concentración

Unidad Físicas

Químicas

o

Porciento en peso

o

Porciento en volumen

o

Partes por millón

o

Molaridad

o

Normalidad

TIEMPO PARA EL DESARROLLO DE LA PRÁCTICA: Dos horas.

Definición -­‐Gramos de soluto por 100 gramos de solución -­‐Mililitros de soluto por 100 mililitros de solución -­‐Gramos de soluto por 100 mililitros de solución -­‐Miligramos de soluto por Litro de solución -­‐Moles de soluto por litro de solución -­‐Equivalentes químicos de soluto por litro de solución

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 25

Las unidades de concentración empleadas en esta práctica serán: molaridad M y Porciento en volumen %P/V.

M=

g (PM )(V )

%p / V =

masasoluto (100) volumen solución

TIEMPO PARA EL DESARROLLO DE LA PRÁCTICA: Dos horas.

PROCEDIMIENTO

Cada equipo deberá presentar al maestro los cálculos de las concentraciones de las sustancias solicitadas en la columna 1 luego su equivalente en las columnas 5 y 6 de la tabla 1, anotando los valores obtenidos.

Tabla 4.1 Sustancia

Concentración

Peso de la sustancia

Volumen (mL)

Molaridad

ppm (mg/L)

SÓLIDOS AlCl3

4 % (P/V)

100

KCl

1 % (P/V)

50

FeCl3

0.01 M

50

NH4SCN

0.01 M

50

NaOH

0.1 M

100

LÍQUIDO HCl

2 M

100

Preparación de soluciones porcentuales

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 26 MATERIALES 5 Vasos de precipitados de 50 mL

REACTIVOS Cloruro de aluminio g. r.

1 Pipeta graduada de 5 mL 2 Vidrios de reloj 1 Espátula 1 Pizeta 3 Matraces Volumétricos 100mL 1 matraz volumétrico de 50 mL 2 probetas de 50 o 100 mL 2 agitadores de vidrio 1 embudo de filtración Traer por equipo: 6 frascos de vidro de boca ancha, tapa no metálica y de 100 a 150 mL

Acido Clorhídrico Concentrado Cloruro férrico g. r.

Tiocianato de amonio g. r.

Cloruro de potasio g. r.

Hidróxido de sodio g. r.

Agua destilada

1. En un vaso de pp de 50 mL, se pesa con cuidado en la balanza analítica la cantidad de Cloruro de aluminio necesario para preparar el volumen y la concentración señalada en la tabla 1 y se transfiere completamente a una probeta de 100 mL, enjuagando el vaso con agua destilada, empleando una piseta.

2. Se disuelve el sólido añadiendo a la probeta una porción de agua, mezclando el contenido empleando para ello un agitador de vidrio.

3. Se completa con agua destilada hasta el volumen indicado en la tabla y se homogeniza la solución con el agitador de vidrio.

4. Se trasvasa la disolución a un frasco de vidrio de boca ancha, etiquetándolo con el nombre del compuesto, concentración de la solución, fecha de elaboración y número del equipo.

5. Se repiten los pasos del 1 al 4 para la preparación de la solución del Cloruro de potasio.

Preparación de soluciones molares o normales

6. En un vaso de pp de 50 mL, se pesa con cuidado la cantidad de Cloruro de fierro III necesario para preparar el volumen y la concentración señalada en la tabla 1 y se agrega al vaso un pequeña cantidad de agua para disolverlo un poco.

7. Se trasvasa la disolución al matraz aforado de 50 mL, utilizando un embudo; lavar varias veces el vaso y el embudo con pequeñas cantidades de agua destilada, contenida en una piseta asegurándose de no dejar nada del reactivo.

8. Completar con agua destilada la capacidad del matraz volumétrico hasta la marca del aforo.

9. Tapar el matraz y homogeneizar la solución invirtiéndola varias veces.

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 27 10. Se trasvasa la disolución a un frasco de vidrio de boca ancha, etiquetándolo con el nombre del compuesto, concentración de la solución, fecha de elaboración y número del equipo.

11. Se repiten los pasos del 6 al 10 para la preparación del Tiocianato de amonio (NH4SCN) y del Hidróxido de sodio (NaOH) empleando con este último un matraz aforado de 100 mL y pesando en la balanza granataria.

Preparación de soluciones con reactivos líquidos.

12. Realizar los cálculos para determinar cuantos mililitros del reactivo líquido se deben medir (empleando para ello los datos de la pureza y la densidad indicados en el frasco del reactivo comercial), a partir de los gramos que se requieren para preparar la disolución.

13. Si el soluto es ácido fuerte (ácido clorhídrico, ácido sulfúrico o ácido nítrico) es necesario primero depositar un poco de agua destilada al matraz aforado; después medir cuidadosamente con una pipeta el volumen requerido del ácido y vaciarlo lentamente al matraz que contiene el agua y completar después con agua hasta el aforo.

14. Repetir los pasos 9 y 10 de este procedimiento con las soluciones ácidas.

RESULTADOS: Anotar cambios de temperatura, color, densidad etc. y observaciones necesarias.

MANEJO DE RESIDUOS

Guardar en su gaveta los frascos con las etiquetas correspondientes de las soluciones preparadas, después de mostrarlas al docente responsable.

Recuerden anotar fecha de preparación y nombre del preparador.1

11

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 28 Práctica 5 VARIACIÓN DE LA SOLUBILIDAD CON LA TEMPERATURA

SUSTENTO TEÓRICO

Cuando una sustancia se disuelve en otra, las partículas del soluto se distribuyen a través del solvente. Esto significa que las partículas del soluto pasan a ocupar lugares que antes eran ocupados por las moléculas del solvente.

Se dice que una solución está saturada, a una determinada temperatura, cuando existe un equilibrio entre el soluto no disuelto y el soluto presente en la solución. (Fig. 4.1.)

Figura 5.1. Preparación de una solución saturada En una solución insaturada no existe un equilibrio debido a que la cantidad de soluto disuelto es menor que la necesaria para alcanzar la saturación.

En un líquido, las moléculas se encuentran muy cercanas unas a otras e interaccionan fuertemente entre sí. La mayor o menor facilidad con la que un soluto se disuelve depende de: • Las fuerzas relativas de atracción entre las moléculas del solvente.

• Las fuerzas relativas de atracción entre las moléculas del soluto.

• La fuerza de las interacciones soluto-­‐solvente.

Cuando un sólido se disuelve en un líquido hay difusión del sólido, las moléculas de éste quedan rodeadas y hasta cierto punto unidas a las moléculas del solvente.

La solubilidad se define como la máxima cantidad de soluto que se disuelve en una cantidad dada de solvente, a temperatura constante, formando un sistema estable y en equilibrio. Su valor numérico corresponde a la concentración de la solución saturada y se calcula como: S = (msto / mste) x 100

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 29 Aquellas sustancias que exhiben fuerzas de atracción intermoleculares muy similares, son solubles entre sí. Este hecho se resume en la conocida frase: lo semejante disuelve lo semejante.

Los cambios en temperatura siempre cambian la solubilidad de un soluto. Generalmente, los sólidos son más solubles en agua caliente que en agua fría, aunque existen algunas sales como el Ca(OH)2 y el CaCrO4 que son más solubles en frío que en caliente. Otros compuestos como el NaCl presentan una solubilidad que varía ligeramente con la temperatura.

En los compuestos cuya solubilidad aumenta al aumentar la temperatura el proceso de disolución del soluto es endotérmico. Las sales de solubilidad inversa liberan calor al disolverse.

COMPETENCIAS

El estudiante:

• Determina la variación de la solubilidad en agua de un compuesto puro, con la temperatura.

• Relaciona la solubilidad con el equilibrio que se establece entre el soluto disuelto y el soluto sin disolver en el momento de la saturación.

DESCRIPCIÓN DE LA PRÁCTICA

En esta práctica se determinará las variaciones de solubilidad de acuerdo con la temperatura, empleando una cantidad fija de una sal (Soluto) y variando la cantidad del agua (solvente) para medir por enfriamiento después de que se disuelve totalmente la sal, la temperatura a que se empiezan a formar los cristales, la cual coincide exactamente con la temperatura de disolución de los cristales.

Posteriormente se calculará la solubilidad de la sal en (g de sal / 100 g de agua), para cada temperatura de disolución registrada. Se elaborará una gráfica de solubilidad, relacionando la solubilidad vs. temperatura.

Se ensayarán 3 sales en total.

MATERIAL

4 Tubos de ensayo de 20 x 200 mm Termómetro Pinza para tubo de ensaye Pinza universal Vaso de pp de 600 mL Tripié y soporte metálico Tela de alambre con asbesto Mechero bunsen

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 30 EQUIPO

Balanza analítica

REACTIVOS

Cristales de KNO3 Cristales de KCl Cristales de KBr

PROCEDIMIENTO

1. Pesar exactamente la cantidad de sal que se especifica en la tabla 4.1 y colocarla en un tubo de ensayo (figura 4.2). Añadir el volumen inicial de agua que se especifica en la misma tabla e introducir el termómetro el cual puede usarse simultáneamente para agitar suavemente la solución (¡tenga cuidado!, el termómetro puede quebrarse).

Figura 5.2 Disolución del soluto en caliente Tabla 5.1 Masa de soluto a utilizar en el experimento Incremento Soluto m (gr) Vagua inicial (mL) Vagua final (mL) (mL) KNO3

2.00

1.5

0.5

4.00

KBr

2.50

2.5

0.5

4.00

KCl

2.50

5.0

0.5

7.00

2. El sistema se calienta al baño María hasta que todo el soluto se haya disuelto. En este punto se suspende el calentamiento, se retira el tubo del baño y se agita suavemente con el termómetro hasta que se observe turbia la solución. En este momento la solución está saturada y su concentración corresponde a la solubilidad. Anotar la temperatura.

3. Posteriormente se añade cierto volumen de agua (tabla 4.1), se calienta nuevamente el

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 31 sistema al baño María y cuando todo el soluto se ha disuelto se suspende el calentamiento, se retira el tubo del baño y se agita suavemente con el termómetro hasta que se observe turbia la solución. Si es necesario usar un baño con hielo. Anotar de nuevo la temperatura.

4. El proceso se repite hasta obtener un número suficiente de datos para construír un gráfico de solubilidad versus temperatura. Finalmente se procede de manera similar con los otros solutos.

MANEJO DE RESIDUOS:

El contenido de los tubos puede desecharse en el drenaje.

RESULTADOS Y DISCUSIÓN

Solubilidad del KNO3 a diferentes volúmenes de solvente y diversas temperaturas Volumen de agua (mL) 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 Temperatura de solubilidad (ºC)

Solubilidad (msol / mste) x 100

Gráfica de solubilidad del KNO3: Solubilidad (Eje X) vs. Temperatura (Eje Y)

Solubilidad del KBr a diferentes volúmenes de solvente y a diversas temperaturas Volumen de agua (mL) 2.5 3.0 3.5 4.0 Temperatura de solubilidad (ºC)

Solubilidad (msol / mste) x 100

Gráfica de solubilidad del KBr: Solubilidad (Eje X) vs. Temperatura (Eje Y)

Solubilidad del KCl a diferentes volúmenes de solvente y a diversas temperaturas Volumen de agua (mL) 5.0 5.5 6.0 6.5 7.0 Temperatura de solubilidad (ºC)

Solubilidad (msol / mste) x 100

Gráfica de solubilidad del KCl: Solubilidad (Eje X) vs. Temperatura (Eje Y)

La solubilidad en esta práctica se expresa como g soluto / 100 g de agua

CONCLUSIÓN

CUESTIONARIO

1. Utilizando la curva experimental determine qué masa de cada sal precipita si se enfría la solución desde 55 ºC hasta 30 ºC.

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 32 2. Establecer la diferencia entre solución saturada y solución sobresaturada.

3. ¿Qué son aguas duras? ¿En qué consiste el proceso de ablandamiento de dichas aguas?

BIBLIOGRAFÍA

ARTÍCULOS RELACIONADOS CON LA PRÁCTICA

Fertilizantes y soluciones concentradas. http://www.fertilizando.com/articulos/fertilizantes%20y%20soluciones%20concentradas.asp

Solubilidad en disoluciones químicas. http://www.educarchile.cl/ech/pro/app/detalle?ID=216792

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 33 Práctica no. 6

PROPIEDADES COLIGATIVAS SUSTENTO TEÓRICO

Muchas de las propiedades de las disoluciones verdaderas se deducen del pequeño tamaño de las partículas dispersas. En general, forman disoluciones verdaderas las sustancias con un peso molecular inferior a 104 dalton. Algunas de estas propiedades son función de la naturaleza del soluto (color, sabor, densidad, viscosidad, conductividad eléctrica, etc.) Otras propiedades dependen del disolvente, aunque pueden ser modificadas por el soluto (tensión superficial, índice de refracción, viscosidad, etc.). Sin embargo, hay otras propiedades más universales que sólo dependen de la concentración del soluto y no de la naturaleza de sus moléculas. Estas son las llamadas propiedades coligativas.

Las propiedades Coligativas no guardan ninguna relación con el tamaño ni con cualquier otra propiedad de los solutos.

Son función sólo del número de partículas y son resultado del mismo fenómeno: el efecto de las partículas de soluto sobre la presión de vapor del disolvente. (Ver figura No. 5.1).

Las cuatro propiedades Coligativas son: Descenso de la presión de vapor del disolvente Elevación ebulloscópica Descenso crioscópico Presión osmótica

COMPETENCIA

El estudiante: Reconoce experimentalmente el cambio que se produce en el punto de ebullición de una substancia líquida cuando se disuelve en ella un soluto no volátil.

DESCRIPCIÓN DE LA PRÁCTICA

En esta práctica se observará la propiedad coligativa generada por un soluto (NaCl) sobre el punto de ebullición del solvente (agua), determinando la temperatura del punto de ebullición del agua sola y posteriormente al irle agregando pequeñas cantidades medidas de cloruro de sodio, para determinar las variaciones en el punto de ebullición de la solución salina a medida que se va haciendo más concentrada.

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 34 MATERIAL

Termómetro Matraz balón de 100 mL 2 pinzas universales Tapón de látex monohoradado 3 perlas de ebullición Mechero bunsen Soporte y tripié metálico Tela de alambre con asbesto

REACTIVOS Agua destilada Cloruro de sodio

PROCEDIMIENTO

1. En un matraz balón de 100 mL, perfectamente limpio y seco, adicionar 20 mL de agua destilada y unas cuantas perlas de ebullición (no más de 3).

2. Acoplar un termómetro a la boca del matraz utilizando el tapón de hule monohoradado, de tal forma de que el bulbo del termómetro quede sumergido dentro del agua, sin tocar el fondo.

3. Sujetar el matraz a un soporte metálico con la ayuda de unas pinzas universales y un tripié metálico con tela de asbesto.

4. Calentar lentamente el fondo del balón y permanecer atento hasta detectar lo más exactamente posible la tempera de ebullición. Suspender el calentamiento y registrar el dato.

5. Cuando la temperatura haya descendido a aproximadamente la mitad, adicionar al balón 1 g de NaCl, homogenizar la solución y medir nuevamente la temperatura de ebullición lo más exactamente posible.

6. Repetir el procedimiento, aumentando 1 g de NaCl cada vez, hasta haber adicionado un total de 5 g de NaCl. 7. Calcular la concentración molal de la solución del matraz al agregar las porciones de NaCl. 8. Con los datos obtenidos trazar la gráfica de T de ebullición (°C) vs concentración molal de NaCl y determinar la ecuación de la gráfica. La pendiente corresponde a la constante de alteración molal.

MANEJO DE RESIDUOS Y PRODUCTOS

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 35 Desechar el residuo de la solución salina, en el drenaje.

RESULTADOS Y DISCUSIÓN Variación del punto de ebullición del agua al aumentar la concentración de NaCl. Tabla 6.1 Gramos de NaCl Molalidad Temperatura de ebullición

0

1

2

3

4

5

Gráfica de la Temperatura de ebullición (ºC) contra la concentración molal del NaCl. Constante de alteración molal del Cloruro de sodio: _______________________

CONCLUSIÓN

CUESTIONARIO 1.

Describa las otras 3 propiedades Coligativas de las disoluciones.

BIBLIOGRAFÍA

ARTÍCULOS RELACIONADOS CON LA PRÁCTICA Propiedades Coligativas. http://www.educarchile.cl/ech/pro/app/detalle?ID=139512 Propiedades Coligativas. http://www.ecured.cu/index.php/Propiedades_coligativas

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 36

Práctica No. 7

SUSPENSIONES, COLOIDES Y DISOLUCIONES

OBJETIVOS

• Distinguir algunas de las propiedades de los diferentes tipos de dispersiones.

• Clasificar algunas mezclas como suspensiones, coloides o disoluciones • Apreciar el efecto Tyndall.

• Distinguir entre disoluciones y coloides, aprovechando el efecto Tyndall

FUNDAMENTO

Las mezclas o dispersiones se pueden clasificar, según el tamaño de las partículas de la fase dispersa, en: disoluciones, coloides y suspensiones.

En una disolución verdadera hay partículas de líquido, sólido o gas (fase dispersa) disueltas en otro líquido, sólido o gas (fase dispersante), pero las partículas no se alcanzan a distinguir a simple vista porque son muy pequeñas.

En una suspensión las partículas se logran apreciar a simple vista o con un microscopio, y las partículas son tan grandes que, si se dejan reposar, sedimentan.

Las partículas de un coloide se encuentran entre los tamaños de estas dos primeras. No se logran distinguir a simple vista, pero tienen propiedades que nos permiten diferenciarlas de las soluciones.

Los coloides tienen una propiedad óptica exclusiva, que se conoce como el efecto Tyndall: debido al tamaño de las partículas, éstas funcionan como espejitos que reflejan la luz, lo que nos permite ver la trayectoria de un rayo de luz que pasa a través del recipiente en el que se encuentra el coloide, en tanto que las soluciones son completamente transparentes (no se observa el rayo de luz en el recipiente), y las suspensiones, debido al gran tamaño de las partículas, suelen ser opacas.

El efecto Tyndall se puede apreciar cuando entra un rayo de sol por la ventana en un cuarto que está oscuro, pues se pueden ver partículas de polvo suspendidas en el aire, que forman un sistema coloidal.

CUESTIONARIO DE PRELABORATORIO

1. Investigar qué tamaño debe tener una partícula para ser considerada una partícula coloidal.

2. Investigar 3 ejemplos de coloides de uso cotidiano.

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 37 3. Investigar 3 ejemplos de suspensiones de uso cotidiano.

4. Investigar 3 ejemplos de soluciones de uso cotidiano.

MATERIAL REACTIVOS 6 tubos de ensayo de 13 x 100 mm Alcohol etílico 1probeta de 10 mL Azúcar de mesa 1 gotero Leche 1 gradilla Detergente en polvo 1 caja pequeña de cartón Arena (fina y limpia) 1 linterna de mano de buena intensidad luminosa Agua destilada

TIEMPO PARA EL DESARROLLO DE LA PRÁCTICA: Dos horas.

PROCEDIMIENTO

1. Se etiquetan 6 tubos de ensayo de 13 x 100 mm en la parte superior, del 1 al 6, y se les coloca los reactivos de la siguiente forma:

TUBO CONTENIDO 1 6 mL de agua 2 6 mL de agua + 0.3 g de azúcar 3 6 mL de agua + 5 gotas de leche 4 6 mL de agua + 0.3 g de arena 5 6 mL de agua + 0.3 g de detergente en polvo 6 6 mL de agua + 5 gotas de alcohol

2. Se agitan suavemente cada uno de los tubos durante un minuto y después se dejan reposar unos minutos. Se clasifica los tubos que sedimentan como suspensiones y los que no sedimentan como dispersiones.

3. Los que no sedimentan, se someten a la siguiente prueba: 1. Se recorta en la parte superior de una caja de cartón cerrada 2 orificios circulares de 1.3 cm de diámetro con una distancia de separación entre ellos de 1 cm (Figura 6.1).

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 38

2. Se recorta en un costado una ventanilla rectangular de 1 cm de ancho por 4 cm de largo. Debe quedar como una rendija horizontal (Ver la figura 6.1) 3. Se recorta en el costado perpendicular al costado donde se recortó la ventanilla anterior, otra ventanilla rectangular de 0.2 cm de ancho por 1 cm de largo (debe quedar como una rendija vertical) (Ver la figura 6.1) 4. Se introducen por los orificios de la parte superior de la caja: el tubo 1, que contiene agua, y el tubo 2, que contiene una disolución.

5. Se ilumina los tubos con la linterna de mano, a través del orificio indicado para ello.

6. Por la ventana del costado, mirando en forma perpendicular al rayo de luz, se observa la diferencia entre ambos.

7. Se compara el tubo 3, que contiene un coloide, con el 2 y con el 1.

8. Se observa la diferencia entre ellos y se describe en qué consiste el efecto Tyndall.

9. Se Introduce de uno en uno todos los demás tubos para que se pueda clasificar a las dispersiones como coloides o como disoluciones verdaderas.

4. Se agita el tubo 3 y rápidamente se extraen 3 mL de la mezcla, los cuales se desechan en el lavabo. Se agita el tubo 5, con una pipeta se extraen 3 mL del contenido y se vacían en el tubo 3. Se agita suavemente y se compara la dispersión formada con los demás tubos observándolos en la caja atravesándolos con el rayo de luz. Se anotan en la bitácora los cambios observados en el tubo 3.

MANEJO DE RESIDUOS: El contenido de todos los tubos, excepto el No. 4, puede ser depositado en el lavabo.

El tubo No. 4 que contiene el agua con arena, deberá decantarse primero el agua y luego sacudir las partículas de arena en el bote de la basura.

RESULTADOS Y DISCUSIÓN

CLASIFICACIÓN DE LAS DISPERSIONES

TUBO 2 3 4 5

TIPO DE DISPERSIÓN

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 39 6

CONCLUSIÓN

CUESTIONARIO

1. Investigar qué tamaño debe tener una partícula para ser considerada una partícula coloidal.

2. Mencionar 3 ejemplos de coloides de uso cotidiano.

3. Mencionar 3 ejemplos de suspensiones de uso cotidiano.

4. Mencionar 3 ejemplos de soluciones de uso cotidiano.

BIBLIOGRAFÍA

AZPE Franco Verónica. DISOLUCIONES, COLOIDES Y SUSPENSIONES. Química. http://veronicapl04gmailcom.blogspot.mx/2007/11/disoluciones-coloides-y-suspensiones.html

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 40

Práctica No. 8 FACTORES QUE MODIFICAN LA VELOCIDAD DE UN CAMBIO QUÍMICO

Competencia Que el estudiante analice los factores que afectan a la velocidad de reacción, como: concentración, temperatura, naturaleza de los reactivos y catalizadores.

FUNDAMENTO Experimentalmente se ha determinado que los factores que afectan a la velocidad de reacción son esencialmente: la naturaleza de los reactivos; la concentración, la temperatura y la presencia de catalizadores. La velocidad de una reacción está relacionada con la actividad química de las sustancias que colisionan para formar un producto, esto es dependen tanto de sus estructuras atómicas y moleculares como el tipo de enlace que contengan. (5)

CUESTIONARIO DE PRELABORATORIO 1. Investigar como afecta la concentración de los reactivos, la temperatura, la naturaleza de los reactivos y catalizadores, en la velocidad de una reacción química.

2. Investigar que son los catalizadores. ¿Cuál es la diferencia entre catalizadores e inhibidores de una reacción?

3. Investigar la formula química y las propiedades fisicoquímicas de los siguientes compuestos: tiosulfato de sodio ( Na 2 S 2 O3 ), permanganato de potasio ( KMnO4 ), ácido oxálico (𝐻𝑂! 𝐶𝐶𝑂! 𝐻), clorato de potasio (𝐾𝐶𝑙𝑂! ), dióxido de manganeso ( MnO2 ).

4. Investigar las propiedades fisicoquímicas de los siguientes elementos: cobre, zinc y magnesio.

5. Elaborar las ecuaciones químicas de las reacciones que se realizarán en esta práctica

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 41

MATERIALES

REACTIVOS

1 Pipeta graduada de 10 mL 1 Termómetro de -­‐10 a 250 °C 3 Vasos de precipitado de 50 mL 6 Tubos de ensaye de 13 x 100 mm 1 Mechero de Bunsen 1 Pinza para tubo de ensaye 1 Agitador de vidrio 1 Vaso de precipitado de 100 mL 1 Tripie 1 Tela de asbesto 1 Gradilla 1 Balanza Granataria 1 Reloj con segundero 1 Hoja de papel blanco 1 Regla de madera de 15 cm.

4 Hojas de papel milimétrico

50 mL de Solución de tiosulfato de sodio 0.25M 3 mL de Solución de HCl 2.0 M 1.5 mL de Solución de HCl 1.0 M 6 mL de Sol. de permanganato de potasio 0.065 M 9 mL de Solución de ácido oxálico1.0 M 0.1 gr de Viruta de cobre 0.1 gr de Viruta de zinc 0.1 gr de Viruta de magnesio

TIEMPO PARA EL DESARROLLO DE LA PRÁCTICA: Dos horas

PROCEDIMIENTO

I. Efecto de la Concentración.

1. Se numeran 3 vasos de precipitado de 50 mL (1,2 y 3) y se les deposita solución de tiosulfato de sodio ( Na 2 S 2 O3 ) 0.25 M y agua destilada de la forma siguiente:

Cuadro 8.1 VASO

Volumen de agua (mL)

Volumen de Na 2 S 2 O3 (mL)

Tiempo observado (segundos)

1

12

4

2

8

8

3

4

12

Universidad Veracruzana QuĂ­mica InorgĂĄnica 42  2. Se  prepara  una  hoja  de  papel  blanco  marcada  con  una  cruz  y  un  reloj  con  segundero.  3. Se  coloca  el  vaso  no.  1  con  la  soluciĂłn  de  tiosulfato,  sobre  la  cruz;  se  agregan  0.5  mL  de  soluciĂłn  de  HCl  2.0  M  y  se  toma  el  tiempo  que  transcurre  desde  que  se  agrega  el  åcido  hasta  que  no  se  pueda  ver  la  cruz  debajo  del  vaso.  Se  anotan  los  datos  en  el  cuadro  1.    4. Se  repite  la  misma  operaciĂłn  con  los  vasos  2  y  3  y  se  registran  sus  tiempos.  5. Se  grafican  los  resultados  en  papel  milimĂŠtrico,  relacionando  el  volumen  de  tiosulfato  (concentraciĂłn)  contra  el  tiempo.   II.   Efecto  de  la  Temperatura    1. Se  preparan  3  tubos  de  ensaye  de  13  x  100  mm  conteniendo  c/u,  1.5  mL  de  soluciĂłn  de  åcido  oxĂĄlico  (đ??ťđ?‘‚! đ??śđ??śđ?‘‚! đ??ť)  1.0  M  y  0.5  mL   de  agua  destilada.  Se  numera  cada  tubo  (1,  2  y  3).  2. En  un  vaso  de  precipitado  de  100  mL;  se  calienta  a  40ÂşC   un  volumen  de  50  mL  de  agua  de  la  llave.  3. Cuando  estĂŠ  listo  el  vaso  de  pp  con  la  temperatura  constante  de  40ÂşC,  se  agrega  al  tubo  No.1,  1  mL  de  soluciĂłn  de  đ??žđ?‘€đ?‘›đ?‘‚!  y  se  introduce  de  inmediato  al  vaso  de  pp;  se  empieza  a  contar  el  tiempo  (debe  mantenerse  la  temperatura  a  40ÂşC,  calentando  ligeramente  o  enfriando  con  mĂĄs  agua  sĂ­  es  necesario).  Se  anota  el  tiempo  que  tarda  en  desaparecer  el  color  violeta  del  permanganato   y  se  obtenga  un  color  amarillo  parecido  al  de  la  cerveza;  se  deja  el  tubo  un  rato  mĂĄs  hasta  que  desaparezca  el  color  y  se  toma  el  tiempo  final.  Se  retira  del  vaso  el  tubo  No.  1  y  se  anotan  las  observaciones.    4. Se  continĂşa  el  calentamiento  hasta  que  la  temperatura  suba  a  60ÂşC  y  en  ese  momento  se  agrega  al  segundo  tubo  1  mL  de  soluciĂłn  de  permanganato  y  se  introduce  al  vaso  de  pp;  se  repiten  las  mediciones  que  se  hizo  al  tubo  No.  1  y  se  anotan  los  datos.   5. Sacar  el  tubo  No.  2  y  aumentar  la  temperatura  del  agua  a  80ÂşC  y  repetir  el  mismo   proceso  con  el  tubo  No.  3.       Â

1

                                                                                                   Â

2

3

Universidad Veracruzana QuĂ­mica InorgĂĄnica 43     Fig.  1    Resultados  del  experimento  “IIâ€?.   6. Se  grafican  los  resultados  en  papel  milimĂŠtrico  relacionando  temperatura  contra  tiempo.     III.   Naturaleza  de  los  Reactivos  Â

 1. Se  preparan  3  tubos  de  ensaye  de  13  x  100  mm  con  0.5  mL  de  đ??ťđ??śđ?‘™  0.1  M  cada  uno.  2. Se  marcan  los  tubos  con  los  sĂ­mbolos:  đ??śđ?‘˘,  đ?‘?đ?‘›  y  đ?‘€đ?‘”.  3. Se  pesan  0.1  gr.  de  cada  uno  de  estos  metales  en  la  balanza  granatarĂ­a.  4. Se  agrega  el  cobre  (đ??śđ?‘˘)  al  tubo  correspondiente  tomando  el  tiempo  de  reacciĂłn  desde  el  momento  de  la  adiciĂłn  del  metal  al  tubo,  hasta  que  se  observe  la  conversion  completa  de  dicho  metal.  5. Se  hace  lo  mismo  con  el  zinc  (đ?‘?đ?‘›)  y  el  magnesio  (đ?‘€đ?‘”).  6. Se  grafican  los  resultados  relacionando  los  metales  contra  el  tiempo  de  la  reacciĂłn.  Â

  MANEJO  DE  RESIDUOS    Los  residuos  se  pueden   desechar  directamente  al  drenaje  utilizando  abundante  agua.    Los  metales  que  no  se  disolvieron  se  depositan  en  la  basura.    Â

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 44 Práctica No. 9

EQUILIBRIO QUÍMICO

Competencias: Que el alumno:

Ø Relacione los cambios de temperatura con la reversibilidad característica de los equilibrios químicos. Ø Observe e identifique los desplazamientos de equilibrio relacionados con el cambio de concentración en reactantes y productos.

FUNDAMENTO

El equilibrio químico se aplica al estudio de las reacciones reversibles, en el curso de las cuales existe la posibilidad de que los átomos de las moléculas resultantes de la reacción se reagrupen para formar las moléculas de los reaccionantes.

Los fenómenos en los dos sentidos, formación de productos y formación de reacciones, suceden en forma continua hasta que se alcanza un estado de equilibrio dinámico, en el cual las reacciones directa e inversa tienen lugar con igual velocidad, de tal manera que a nivel macroscópico no hay evidencia de cambio.

A Henry Louis Le Chatelier (1850 – 1936), químico francés, se le atribuye un enunciado cualitativo útil, que considera la influencia que tienen diversos factores sobre la condición de equilibrio.

El principio de Chatelier en esencia expresa “Si se somete un sistema en equilibrio a determinada perturbación (tal como un cambio de temperatura, presión o concentración), se produce una reacción que desplaza el equilibrio en tal sentido que tiende a anular dicha perturbación. Este principio es más claro de enunciarse y es extremadamente útil para entender los efectos de las variaciones de temperatura, presión o concentración de los sistemas en equilibrio.

Las reacciones que queremos considerar, son aquellas en las cuales se ha establecido un equilibrio entre dos reacciones opuestas.

CUESTIONARIO DE PRELABORATORIO

1. Explicar la constante de equilibrio.

2. Cuál es la ley de “Le Chatelier” 3. Investigar la toxicidad de los reactivos que se utilizarán en esta práctica.

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 45

MATERIAL 8 tubos de ensayo de 13 x 100 mm

REACTIVOS 6 mL de Sol. 0.05 M de CoCl2.6H2O, en alcohol isopropílico 10 gotas de HCl concentrado 10 mL de Sol 0.01 M de FeCl3 10 mL de Sol 0.01M de NH4SCN 2 mL de NH4OH concentrado 0.2 g de NH4SCN sólido 0.2 g de NH4Cl sólido 0.2 g de FeCl3 sólido Hielo

1 Mechero 1 Tripie Pipetas graduadas Espátulas 1 Tela de alambre con asbesto 1 Gradilla 1 Balanza granataria 1 Vaso de pp de 250 mL 1Piseta

TIEMPO PARA EL DESARROLLO DE LA PRÁCTICA

Dos horas.

PROCEDIMIENTO

Experimento A

1. En 3 tubos de ensaye de 13 x 100 se colocan 2 mL de solución de CoCl2.6H2O en alcohol isopropílico.

2. Se etiquetan los tubos numerándolos (1, 2 y 3) 3. Se coloca el tubo 1 en baño maría por unos minutos.

4. El tubo 2 se coloca en agua con hielo por unos minutos.

5. El tubo 3 es el testigo 6. Se colocan los 3 tubos en una gradilla y una vez que los 3 tubos están a temperatura ambiente, al tubo 1 se le añaden 10 gotas de agua.

7. Al tubo 2, se le añaden 10 gotas de ácido clorhídrico concentrado.

8. El tubo 3 sirve como testigo.

9. Se anotan todos los cambios y se llenan las tablas 9.1 y 9.2

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 46

Tabla 9.1

Tubo N° Cambio de temperatura Cambios físicos observados 1

2

3

Tabla 9.2

Tubo N° Desplazamientos Cambios físicos observados 1

2

3

Experimento B

1. Se numeran los tubos de ensayo y se colocan en ellos las sustancias indicadas en la tabla 9.3.

Tubo N° Sol 0.01M Solución 0.01M NH4Cl NH4SCN FeCl3 (g) NH4OH FeCl3 (mL) NH4SCN (mL) (g) (g) (mL) 1 2 2

2 2 2 0.2

3 2 2

0.2

4 2 2

0.2

5 2 2

2 Tabla 9.3

2. De acuerdo con la tabla en cada uno de los tubos habrá una mezcla de FeCl3 y NH4SCN, y posteriormente se agregará en cada tubo (del 2 al 5), un reactivo diferente, a excepción del tubo 1, que servirá como testigo.

3. Se anotan las observaciones, una vez que se hayan agregado los reactivos correspondientes, en la tabla 9.4

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 47 .

Tabla 9.4

Tubo N° 1 2 3 4 5

Desplazamiento

Cambios físicos observados

Figura 9.1 Tubo de ensaye

MANEJO DE RESIDUOS

1. Se deposita el contenido de los tubos del experimento A en un frasco rotulado: Residuos de CoCl2.6H2O + alcohol isopropílico + HCl 2. Se deposita el contenido de los tubos del experimento B en un frasco rotulado: Residuos de FeCl3 + NH4SCN + NH4Cl + NH4OH

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 48 Práctica No. 10

SOLUCIONES AMORTIGUADORAS

Competencia: Que el alumno

Determine la capacidad reguladora del pH que poseen las soluciones Buffer preparadas.

FUNDAMENTO

Existen ciertas soluciones a las cuales se pueden adicionar cantidades relativamente grandes de ácidos o álcalis sin alterar de manera significativa su pH. Por tal motivo se les denomina soluciones reguladoras, amortiguadoras, buffer o tampón.

Lo que resulta evidente es que dichas soluciones tienen una acción amortiguadora, entendiéndose por ésta “la capacidad de resistir la adición o pérdida de iones hidrógeno o de iones hidroxilo sin que se produzca un cambio acentuado en su pH”. Si bien es cierto que los ácidos y las bases fuertes pueden actuar como amortiguadores, en circunstancias ordinarias la acción amortiguadora se debe a la presencia en la solución de un sistema formado por un ácido o por una base débil y su sal correspondiente (ácido-­‐base conjugado). Por lo que esta propiedad se aprovecha para preparar soluciones que mantienen un pH constante.

La regulación fisicoquímica tiene lugar en todos los medios que contienen reguladores, constituidos principalmente por ácidos o bases débiles y sus sales. Por ejemplo el de fosfatos H2PO4-­‐ / HPO4= con un pH de 7.2 (o 6.8 a la temperatura corporal), es el principal amortiguador intracelular. El principal amortiguador extracelular en la sangre y líquidos intersticiales es el sistema bicarbonato H2CO3 / HCO3-­‐ con un pH de 6.1.

CUESTIONARIO DE PRELABORATORIO

1. Investigar qué sustancias se requieren para preparar la solución amortiguadora de fosfatos.

2. Investigar que sustancias se emplean para preparar soluciones buffer de carbonatos.

3. Investigar cuáles son las sustancias que se emplean para preparar soluciones buffer de acetatos.

MATERIAL REACTIVOS 12 tubos de ensaye de 18 x 150 mm 30 mL de solución de KCl al 1 % Gradilla 20 mL de Sol. de KH2PO4 0.01 M

30 mL de Sol. de Na2HPO4 0.01 M

Indicador azul de bromotimol

Indicador naranja de metilo

10 mL de Sol. de HCl 0.01 M

Indicador de azul de timol

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10 mL de Sol. de NaOH 0.01 M

TIEMPO PARA EL DESARROLLO DE LA PRÁCTICA

Dos horas

PROCEDIMIENTO

1. Se disponen 3 series de 4 tubos de ensayo cada una según se muestra en el cuadro indicado al final de este procedimiento.

2. Se numeran los tubos del 1 al 4.

3. Se colocan en los tubos número 1 de cada serie 5 mL de agua destilada hervida y fría.

4. En los tubos número 2 se agregan 5 mL de solución de KCl al 1 % 5. En los tubos número 3 se agregan 2 mL de solución de fosfato diácido de potasio (KH2PO4) 0.01 M y 3 mL de solución de fosfato monoácido disódico (Na2HPO4) 0.01 M Se agitan los tubos suavemente para mezclar su contenido.

6. En los tubos número 4 se colocan 2 mL de solución de KH2 PO4 0.1 M y 3 mL de solución de Na2HPO4 0.1 M. Se mezclan perfectamente bien.

7. Se comprueba en la serie I, que el pH de las soluciones es aproximadamente neutro, para ello se hace uso del método colorimétrico empleando azul de bromotimol; se agrega una gota de indicador a cada uno de los tubos de la serie y se observa el color característico amarillo o azul (pH 6.0 a 7.6).

8. A los cuatro tubos de la serie II, se adiciona una gota de naranja de metilo, que es un indicador de zona ácida (pH 3.1 a 4.4).

9. A continuación; se agregan 10 gotas de HCl 0.01 M al tubo número 1 y se observa el cambio de color que se opera (de amarillo a rojo).

10. Enseguida se determina cuántas gotas de la misma solución de HCl es necesario agregar a los tubos 2, 3 y 4 de la serie en cuestión, para igualar la coloración con el tubo número l.

11. A los 4 tubos de la serie III se adiciona una gota de azul de timol, que es un indicador de zona alcalina que vira de amarillo a azul fuerte (pH 8.0 a 9.6).

12. A continuación se agregan 10 gotas de NaOH 0.01 M al tubo número 1 y se observa también el cambio de coloración (de amarillo a azul).

13. Se determina cuántas gotas de la misma solución de NaOH es necesario agregar a los tubos número 2, 3 y 4 de esta serie para que adquieran el mismo color del tubo número 1.

14. Se anotan los datos obtenidos en cada uno de los tubos en el cuadro siguiente:

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Tabla 10.1

SERIE I Tubo No. 1 H20 (5 mL)

SERIE II

Tubo No. 1 H20 (5 mL)

No.gotas HCl 0.01 N

Tubo No. 2 KCl 0.5 M (5 mL)

Tubo No. 3 Tubo No. 4

KH2PO4 0.1 M (2 mL) KH2PO4 0.01 M (2 mL) + + Na2HPO4 0.1 M (3 mL) Na2HPO4 0.01 M (3 mL)

INDICADOR: AZUL DE BROMOTIMOL

Tubo No. 2 Tubo No. 3 Tubo No. 4 KCl 0.5 M (5

KH2PO4 0.1 M (2 mL) mL) KH2PO4 0.01 M (2 mL) + + Na2HPO4 0.1 M (3 mL) Na2HPO4 0.01 M (3 mL)

INDICADOR: NARANJA DE METILO

SERIE III

Tubo No. 1 H20 (5 mL)

Tubo No. 2 KCl 0.5 M (5 mL)

Tubo No. 3

KH2PO4 0.01 M (2 mL) + Na2HPO4 0.01 M (3 mL)

INDICADOR: AZUL DE TIMOL

Tubo No. 4 KH2PO4 0.1 M (2 mL) + Na2HPO4 0.1 M (3 mL)

No.gotas

NaOH 0.01 N

a) ¿Qué indica el cambio de color en cada una de las series? b) ¿Cómo se explica la diferencia en las cantidades de ácido y base que hay que agregar a los tubos 2, 3 y 4 de las series correspondientes para igualar la coloración con el tubo 1?

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Figura No. 2. Tubos de ensaye y gradilla

MANEJO DE RESIDUOS Y SUBPRODUCTOS

Todas las soluciones utilizadas en esta práctica son inocuas y pueden desecharse en los lavabos.

Universidad Veracruzana Química Inorgánica 52

1.

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4.

5.

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7.

8.

BIBLIOGRAFÍA

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SEMISHIN Vladimir. Prácticas de Química General Inorgánica. Editorial Mir Moscú.

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