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• Juan Pablo Perdomo Diaz

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GUIAS DE LABORATORIO QUÍMICA GENERAL PRÁCTICA 1: INTRODUCCIÓN A LAS SECCIONES DE LABORATORIO DEL CURSO QUÍMICA GENERAL 1. OBJETIVOS 1.1. Objetivo general Proporcionar al estudiante una concepción clara del alcance de las secciones de laboratorio del curso Química General, los objetivos específicos, secciones de laboratorio, metodología de trabajo, evaluación, instrucciones generales para el buen desempeño de las prácticas, normas de seguridad que deben ser seguidas en el laboratorio y manejo de algunos materiales de laboratorio. 1.2. Objetivos específicos    

Conocer y aplicar las normas de seguridad en el trabajo en el laboratorio y en el manejo de los reactivos utilizados en cada una de las prácticas. Adquirir destreza en la identificación, manejo y cuidado de materiales, reactivos y equipos, utilizados en el laboratorio de química. Fomentar el trabajo en equipo. Adquirir habilidad para manejar el tiempo en forma eficiente.

2. SECCIONES DE LABORATORIO Las prácticas de laboratorio que se desarrollaran durante el curso son las especificadas en la Tabla 1. Tabla 1. Prácticas de laboratorio a desarrollar Semana 1 2 3 4 5 6 7

Práctica Introducción a las secciones del laboratorio y metodología Conservación de la materia Operaciones químicas fundamentales. Enlaces químicos Determinación del peso molecular de un líquido fácilmente vaporizable Estequiometría: Obtención de carbonato de calcio Propiedades físicas de las disoluciones

3. METODOLOGÍA DE TRABAJO Todas las practicas se desarrollan en el Laboratorio de Química, adscrito a los laboratorios de Ciencias Básicas. Se deben conformar grupos de trabajo dependiendo el número de estudiantes del curso.

El estudiante debe leer cada guía y antes de comenzar cada práctica debe entregar un preinforme, en el cual se describe el procedimiento que se realizará en cada práctica en forma de esquema o diagrama de flujo, de solo una página. Se realizará un quiz individual sobre la temática, reactivos y normas de seguridad, equipos y/o procedimientos descritos en cada una de las guías de laboratorio. En el horario de trabajo se desarrollará el procedimiento descrito en cada guía, bajo la supervisión y asesoría del profesor y el monitor. Los estudiantes deben tomar notas sobre los resultados obtenidos. El informe de cada práctica debe ser entregado al profesor antes de comenzar la práctica siguiente. 4. EVALUACIÓN

  

El trabajo de laboratorio representa el 20% del curso. Los porcentajes se distribuyen de la siguiente manera. Pre-informes (7%): Diagrama de flujo o esquema sobre cada práctica a desarrollar. Quices (3%): Se evaluarán los aspectos teóricos, aspectos teóricos por consultar y procedimientos descritos en las guías de cada práctica. Informes de laboratorio (10%): Los informes de laboratorio serán entregados por grupo en forma tipo artículo y según las especificaciones de la Guía: Presentación de informe de laboratorio tipo artículo. El estudiante debe tener en cuenta que dos faltas de asistencia implican la pérdida del porcentaje destinado al laboratorio.

5. INSTRUCCIONES GENERALES Las siguientes instrucciones deben seguirse para todas las prácticas de laboratorio:  El ingreso al laboratorio se hace con la bata puesta y abotonada, zapatos cerrados y si tiene cabello largo, éste debe estar recogido. No pueden ingresar con pantalón corto o con desgastes que expongan la piel. Si no cumplen estas condiciones no se permite estar en el laboratorio y todas las notas de esa práctica serán cero.  Las prácticas comienzan a la hora exacta. El quiz se realizará durante los primeros 15 minutos. Pasados estos 15 minutos, el estudiante no podrá ingresar al laboratorio sin excusa válida y todas las notas de esa práctica serán cero.  El estudiante debe contar algunos implementos que pueden solicitarse en la práctica anterior, toalla pequeña, cuaderno de laboratorio, el diagrama de flujo de la práctica que se va a realizar y la respectiva guía de laboratorio.  Los reactivos que se colocan para cada práctica en el mesón destinado para tal fin no deben cambiarse de puesto. El estudiante retirará de ese sitio la cantidad necesaria del reactivo.  No introduzca pipetas diferentes a las colocadas para cada reactivo, ni intercambie las espátulas en caso de reactivos sólidos.

 La falta de asistencia a una práctica debe ser plenamente justificada; en este caso es necesario realizarla en otra ocasión, bajo la supervisión del monitor. Dos faltas de asistencia implican la pérdida del porcentaje destinado al laboratorio.  Los resultados obtenidos en el laboratorio deben anotarse tan pronto sean obtenidos, no se hacen en hojas sueltas.  El estudiante debe llegar a cada sesión de laboratorio preparado para presentar el quiz.  El material roto durante la práctica será responsabilidad de los integrantes del grupo.  En caso de daño o deterioro de material o equipo, informar al laboratorista.  Al finalizar las prácticas las mesas de laboratorio deben quedar limpias y las sillas en su puesto debajo de estas.  No haga calentamientos en materiales volumétricos (probetas, balones aforados).  No devolver los sobrantes de compuestos usados a los frascos originales; no introducir objeto alguno dentro de ellos; no cambiarles de tapa por ningún motivo.  Nunca arroje materiales sólidos en los vertederos. Utilice los recipientes adecuados para ello. 6. NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO                

Las siguientes normas de laboratorio tienen como objetivo proteger su vida: Conozca la ubicación de los extintores, las duchas y la salida de emergencia. Nunca coma, beba o fume en el laboratorio. Use siempre zapato cerrado. Si llega a salpicar en los pies alguna solución química, esta no fluirá entre los dedos si está usando zapatos. Si tiene el cabello largo, debe llevarlo recogido, así como no llevar accesorios que obstaculicen las operaciones en el laboratorio. No ubique los bolsos sobre las mesas. No realice experimentos para los que no esté autorizado. En caso de cualquier accidente comunique al profesor. No obstaculice los pasillos. Si se han de generar vapores tóxicos o irritantes, haga uso de la campana. En su defecto, retírese del sitio hasta la extinción de los vapores. Nunca trabaje solo en el laboratorio, siempre debe haber un supervisor. En caso de que alguna sustancia corrosiva se ponga en contacto con la piel u ojos, lávese la zona afectada con agua inmediatamente. No se deben calentar sustancias en utensilios de vidrio roto. El recipiente que se va a calentar debe estar completamente seco en la parte externa. Nunca caliente solventes inflamables, aún en pequeñas cantidades, con o cerca de una llama. Para estos casos use manta eléctrica de calentamiento. Sofoque cualquier principio de incendio con un trapo mojado. Antes de desconectar el mechero, asegúrese de que ha cerrado la llave del gas. Evite instalaciones inestables de aparatos, tales como libros y cajas de fósforos.

          

Lea cuidadosamente el nombre del reactivo que va a utilizar para asegurarse que es el que se le indica en la práctica y tenga en cuenta las normas de seguridad consultadas para cada reactivo. Nunca agregue agua al ácido concentrado. Diluya el ácido lentamente, adicionando ácido al agua con agitación constante. De la misma manera diluya las bases concentradas. Nunca mezcle ácido concentrado con bases concentradas. Lave muy bien sus manos con agua y jabón al terminar la práctica. No caliente un sistema cerrado. No caliente ni mezcle sustancias cerca de la cara. Antes de desechar cualquier reactivo químico consulte a su instructor. Si deja caer las sustancias químicas sobre la mesa, limpiar inmediatamente. Al momento de encender el mechero, verifique que las llaves y manguera correspondan al respectivo mechero. Nunca calentar un tubo de ensayo dirigiendo éste hacia sí mismo o hacia algún compañero; las sustancias que se calientan porque pueden proyectarse violentamente hacia fuera del tubo. Nunca prenda un mechero, abriendo totalmente la llave de gas y manteniendo la cara sobre el mismo; la presión del gas produce una llama bastante larga que podría causarle quemaduras.

7. ASPECTOS TEÓRICOS En las Figuras 1 y 2 se encuentran los materiales de mayor uso en el laboratorio.

Figura 1. Equipo básico de laboratorio (I). Fuente: Laboratorio Química General. Universidad de Antioquia.

Figura 2. Equipo básico de laboratorio (II). Fuente: Laboratorio Química General. Universidad de Antioquia. 8. ASPECTOS TEÓRICOS POR CONSULTAR De acuerdo con las Figuras 1 y 2 conteste: I. En forma resumida, anote la función de cada uno de los implementos de laboratorio que aparecen en las Figuras 1 y 2. II. Dé el nombre de los equipos que se utilizan para medir volúmenes de forma confiable. III. Dé el nombre de los equipos que no se pueden someter a calentamiento. IV. ¿De qué clase de material son hechos los equipos que se pueden someter a altas temperaturas? 9. PREGUNTAS I. II. III.

¿Qué función cumplen las balanzas? Haga una tabla con la clasificación de las balanzas de uso común en los laboratorios de Química. Normas que se deben tener en cuenta al utilizar las balanzas. BIBLIOGRAFIA

[1]Universidad de Antioquia, Departamento de Ingeniería Química. Manual de laboratorio de química general. 2009 [2]Adaptado de: Guías de laboratorio de química general. Universidad Surcolombiana.V1

GUIAS DE LABORATORIO QUÍMICA GENERAL PRÁCTICA 2: CONSERVACIÓN DE LA MATERIA 1. OBJETIVOS  Comprobar experimentalmente la ley de la conservación de la materia  Desarrollar habilidad en el desarrollo de actividades básicas de pesado, filtración y secado.  Utilizar correctamente cada uno de los implementos necesarios para tal demostración. 2. ASPECTOS TEORICOS La más grande contribución a la ciencia atómica de Antonio Laurent Lavoisier (1743-1794) fue su establecimiento de la ley de la conservación de la materia. Lavoisier estableció que la materia no se vuelve etérea, de otro mundo o inmaterial cuando se calienta, quema o cambia de forma. La existencia de la materia era real y no cambiaba su naturaleza atómica o su masa de una combinación química[1]. De tal modo, un cambio ya sea físico o químico no provoca la creación o destrucción de materia sino únicamente un reordenamiento de las partículas constituyentes[2]. 3. ASPECTOS TEÓRICOS PARA CONSULTAR i. ¿Qué es el proceso de filtración? ii. ¿Para qué tipos de sustancias o compuestos se puede usar el proceso de filtración? iii. ¿Qué tipos de procesos de filtración existen? 4. MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS i. Materiales:   

Embudo de Buchner Erlenmeyer Papel filtro

  

Espátulas Tubo de ensayo Agitador

 

Vaso de precipitados Cápsula de porcelana

ii. Reactivos: 

Sulfato de cobre II: 1 g

iii. Equipos: 

Balanza



Carbonato de calcio (Tiza comercial): 0.3 g



Agua destilada

 Plancha de calentamiento

5. PROCEDIMIENTO Coloque en un tubo de ensayo un (1) gramo de Sulfato de cobre II y 0,3 gramos de Carbonato de calcio (Tiza) en polvo, previamente triturada. Agregue 10 ml de agua destilada y agite con cuidado teniendo la precaución de no perder la muestra.

Doble un papel filtro, según las indicaciones que dé el profesor, colóquelo en un embudo y después de colocar un vaso de precipitados debajo de éste, vierta sobre el papel el contenido del tubo de ensayo con ayuda del agitador según indicaciones. La Tiza (RESIDUO) de lavarse con unos tres (3) mililitros de agua destilada que se vierte sobre el mismo filtro repitiendo la operación varias veces. Coloque la solución de sulfato de cobre (FILTRADO) en la cápsula de porcelana. Calentar fuertemente sobre un baño maría, hasta que se evapore el agua y aparezcan los cristales de Sulfato de cobre. A partir de este momento se debe calentar suavemente pues los cristales se pueden descomponer y por consiguiente alterar el resultado. Dejar secar y enfriar los cristales en un desecador y pese. 6. PREGUNTAS Y CÁLCULOS I. II. III.

¿Qué sustancia de forma al mezclar sulfato de cobre y carbonato de calcio? ¿Porque es posible separara los dos reactivos usados? Complete la siguiente tabla Tabla 1. Datos experimentales Peso de Sulfato de cobre inicial (g) Peso del filtrado (g) % de Rendimiento

IV.

¿Se pudo comprobar la ley de la conservación de la materia? ¿Cuáles fueron las posibles causes del error?

BIBLIOGRAFÍA [1] S. O. Sancén, Química 1. Editorial Progreso, 2001. [2] T. L. Brown, H. E. L. Jr, B. E. Bursten, y J. R. Burdge, Quimica: la Ciencia Central. Pearson Educación, 2004. [3] Adaptado de: Guías de laboratorio de química general. Universidad Surcolombiana.V1

GUIAS DE LABORATORIO QUÍMICA GENERAL PRÁCTICA 3: OPERACIONES QUÍMICAS FUNDAMENTALES Determinación de sílice, SiO2, en una muestra de cemento 1. OBJETIVOS  Ejercitarse en operaciones básicas de precipitación, filtración, lavado y calcinación, operaciones básicas en los procesos químicos.  Calcular el % de SiO2 en una muestra de cemento. 2. ASPECTOS TEORICOS Dentro de las operaciones o procesos fundamentales que se realizan en el laboratorio se encuentra la determinación de la masa de una muestra (pesada), cuando el procedimiento debe hacerse de manera confiable y precisa se hace uso de balanzas analíticas de tipo electrónicas; en los casos donde la masa no es muy importante, se hace uso de balanzas menos precisas, pero de mayor resistencia como las monoplano[1]. Otra operación común es la medida de volúmenes de muestras líquidas de forma confiable, para esto se hace uso de pipetas, buretas o balones volumétricos. Vienen con capacidad para diferentes volúmenes y graduadas en centímetros cúbicos o milímetros, y algunos tiene las temperaturas máximas de trabajo. Al medirse el volumen de un líquido se debe escoger el instrumento de forma adecuada, teniendo en cuenta que su volumen máximo sea suficiente para y que las divisiones de su escala permitan llevar a cabo la medida con exactitud. La precipitación es un proceso importante en química y se usa para separar un componente de una mezcla de compuestos, ya sea por reactividad o bien por distinta solubilidad en un determinado disolvente. Por lo general, se obtiene un sólido en el fondo de la disolución y una fase líquida[4]. El sólido así obtenido se denomina precipitado y al líquido se le llama sobrenadante. Una vez se obtiene esta mezcla en dos fases, la siguiente operación es separar la fase sólida de la líquida mediante un proceso denominado filtración. Para esto se hace uso de un medio poroso llamado papel filtro, el cual retiene las partículas sólidas y deja pasar el líquido, y se deben hacer continuados lavados con el mismo disolvente (por lo general, agua) para arrastrar por completo sustancias solubles en el disolvente. Dependiendo la fuerza impulsora que ayuda a que el líquido pase a través del filtro, la filtración puede ser por gravedad o al vacío[1]. Debido a que precitado, que luego de la filtración se denomina residuo está húmedo, este debe someterse a un procedo de secado para eliminar el disolvente, lo cual se hace mediante calentamiento a una temperatura controlada hasta que su masa se haga constante. Algunos precipitados también pueden ser calcinados para descomponer el sólido obtenido y buscar un compuesto de composición conocida [2]. 3. ASPECTOS TEORICOS POR CONSULTAR I. II. III.

¿Qué es filtración por gravedad y al vacío? ¿En qué se diferencia la desecación de la calcinación? ¿Qué es una mufla y diga para qué se utiliza?

4. MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS i.     

Materiales: 1 Vaso de precipitados (200 ml) 1 Pipeta de 2 m 1 Embudo buchner 1 Erlenmeyer de 500 mL con salida lateral 1 Probeta de 50 mL

ii. Reactivos:  HCl concentrado: 1.5 mL  Solución de HCl 1:1: 20mL  Agua destilada iii.  

Equipos: Balanza analítica Bomba de vacío

   

1 Frasco lavador 1 Crisol de porcelana 1 Pinza para crisol 1 Vidrio de reloj,

   

1 Espátula 1 Agitador de vidrio 1 Papel filtro 1 Tubo de ensayo

 Solución de AgNO3 0.1 M  Cemento (los estudiantes deben traerlo) : 1g

 Plancha de calentamiento

 Mufla

5. PROCEDIMIENTO Pese 0.5 g de la muestra de cemento, con aproximación a la décima, en un vidrio de reloj y transfiérala al vaso de precipitados; agregue 20 mL de HCl 1:1 y evapore lentamente hasta casi sequedad. Al residuo seco agregue la mezcla de 40 mL de agua destilada y 1.5 mL de HCl concentrado, agitando continuamente con el fin de mojar completamente el cemento; deje en reposo por cinco minutos. Pese el papel filtro y prepare el embudo buchner con el papel filtro (realice el doblez según las indicaciones del profesor) y acondicione el equipo necesario para efectuar la filtración al vacío. Vierta poco a poco el sobrenadante sobre el papel filtro, y luego el precipitado (ver Figura 1.)

presenta turbidez, continúe lavando el residuo, hasta la eliminación completa de cloruros. crisol en la mufla, quítele la tapa y suba progresivamente la temperatura. Calcine durante una hora a 900±25°C. Terminado el pr

6. PREGUNTAS, CÁLCULOS Y RESULTADOS i. ii. iii. iv. v. vi.

Mencione los componentes principales del cemento ¿Qué función cumple el HCl concentrado que se adiciona a la muestra de cemento? ¿Qué función cumple el HCl diluido que se adiciona a la muestra de cemento? ¿Cuál sustancia queda sobre el papel filtro? Escriba la reacción que ocurre en la comprobación de la presencia de iones Cl¯ en la mezcla Complete la siguiente tabla Tabla 1 . Datos experimentales Peso de la muestra de cemento (g) Peso del crisol de porcelana (g) Peso del SiO2 (g) Porcentaje de SiO2 en el cemento

vii.

Consulte en la bibliografía el contenido sílice en una muestra de cemento comercial y compare con el resultado obtenido experimentalmente. BIBLIOGRAFÍA

[1] «Operaciones Básicas en el Laboratorio de Química. Introducción». [En línea]. Disponible en: http://www.ub.edu/oblq/oblq%20castellano/introduccio.html. [Accedido: 17-feb-2020]. [2] Adaptado de: Guías de laboratorio de química general. Universidad Surcolombiana.V1

GUIAS DE LABORATORIO QUÍMICA GENERAL PRÁCTICA 4: ENLACE QUÍMICO 1. OBJETIVO 

Deducir la clase de enlace químico de algunas sustancias en solución acuosa, tomando como criterio la conductividad eléctrica de la solución.

2. ASPECTOS TEÓRICOS Muchas sustancias químicas solubles en agua presentan la propiedad de hacer conductora de electricidad a la solución. La conductividad eléctrica está íntimamente relacionada con la clase de enlace químico que tenga el compuesto. Las sustancias iónicas conducen la electricidad en soluciones acuosas, debido al proceso de disociación, es decir la separación de sus iones por acción del disolvente[1]. Algunas sustancias covalentes, también conducen la electricidad en soluciones acuosas; gracias al proceso de ionización, debido a la ruptura del enlace covalente generando un anión y un catión. Los ácidos fuertes, se ionizan ampliamente, los ácidos débiles se ionizan solo ligeramente y sustancias como los alcoholes y azúcares no se ionizan en solución acuosa[2]. 3. MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS i.

ii.

Materiales:  Espátulas



Agitador



Beakers

Reactivos:  Leche de magnesia*  Soda*  Benceno  Cloruro de sodio*  Vinagre*  Ácido clorhídrico  Sacarosa*  Jugo de limón*  Etanol  Gaseosa*  Jugo comercial*  Sulfato de cobre (II)  Límpido*  Leche*  Agua de la canilla  Bebida hidratante*  Glicerina*  Agua destilada *Material que el grupo de trabajo debe de llevar al laboratorio (10-20 ml)

uipos: o eléctrico

EDIMIENTO te el circuito eléctrico al toma corriente o fuente de energía. dos beaker y coloque en cada uno de ellos cloruro de sodio y sacarosa. Introduzca los cables del circuito. Observe lo sucedido y

III. Prepare soluciones de cloruro de sodio y sacarosa, agregando 15 ml de agua a cada beaker, agite hasta homogeneizar. Introduzca los cables del circuito, si la luminosidad no es suficiente adicione más cloruro de sodio a la solución de cloruro de sodio. Observe y tome nota. IV. Prepare en otro beaker una solución de Sulfato de cobre, agregando en un beaker una pequeña cantidad de este y 15 ml de agua destilada. V. Vierta los otros reactivos en beaker diferentes. VI. Introduzca los cables del circuito en cada uno de los beaker y agrupe las sustancias en si conducen o no. VII. Para el grupo de las sustancias que conducen, organice estas en orden de intensidad de la luz de la bombilla. 5. PREGUNTAS Y CÁLCULOS I. II. III. IV.

Consulte la composición y formula química de las sustancias utilizadas. ¿Por qué unas conducen electricidad y otras no? Explique desde la composición ¿Por qué la sal cambió su comportamiento al prepararse la solución? Complete la siguiente tabla según las observaciones Tabla 1. Conductividad eléctrica de sustancias en solución Conductividad eléctrica Sustancias Clase de enlace químico Buena Regular Mala

V. Consulte las propiedades características que diferencian los compuestos iónicos de los compuestos covalentes y regístrelos en la siguiente tabla de datos Tabla 2. Diferencias entre sustancias iónicas y covalentes Compuestos iónicos Compuestos covalentes

VI. Con base en ejemplos, explique la diferencia entre ionización y disociación. VII. Clasifique las siguientes sustancias en: electrolitos fuertes, electrolitos débiles y no electrolitos. Ácido sulfúrico, Ácido acético, Ácido cítrico, Ácido clorhídrico, Sacarosa, Ácido nítrico, Amoniaco, Urea, Etanol, Hidróxido de potasio, Cloruro de sodio, Agua, Hidróxido de aluminio, Hidróxido de calcio, Ácido perclórico, Hipoclorito de sodio, Ácido bromhídrico, Glicerina, Hidróxido de litio y Sulfato de cobre. BIBLIOGRAFÍA [1] G. Chang, Raymond Ken, Química, 11.a ed. McGraw-Hill Interamericana, 2013. [2] Adaptado de: Guías de laboratorio de química general. Universidad Surcolombiana.V1

GUIAS DE LABORATORIO QUÍMICA GENERAL PRÁCTICA 5: DETERMINACIÓN DEL PESO MOLECULAR DE UN LÍQUIDO FÁCILMENTE VAPORIZABLE 1.   2.

OBJETIVOS Determinar la masa molar del vapor de la sustancia fácilmente volatilizable. Aplicar las leyes de los gases ideales para la solución de problemas. ASPECTOS TEÓRICOS

En condiciones apropiadas, sustancias que ordinariamente son líquidas o sólidas, pueden existir en estado gaseoso y en ese caso se les llama vapores[1]. Los gases difieren significativamente de los sólidos y los líquidos en varios aspectos. Un gas se expande hasta llenar el recipiente que lo contiene. En cambio, los volúmenes de los sólidos y de los líquidos no están determinados por el recipiente[2]. Se puede determinar la masa molar o peso molecular (W) de un líquido fácilmente vaporizable, calentando el líquido hasta su volatilización total. El líquido volatilizado ocupará todo el volumen del recipiente, expulsando el exceso de vapor al medio ambiente. Posteriormente se enfriará y se pesará el recipiente con líquido condensado. El peso del líquido condensado debe ser igual al peso del vapor que llena el recipiente a la temperatura hasta la cual se calentó y a la presión atmosférica. Al conocer el volumen del recipiente y suponiendo que el vapor del líquido fácilmente vaporizable presenta comportamiento de gas ideal, se puede calcular la masa molar mediante la ecuación de los gases ideales (Ec . 1)[3]:

𝑃𝑉 = 𝑅𝑇𝑛 → 𝑃𝑉 = 𝑅𝑇

3.

𝑚 𝑅𝑇𝑚 𝑊 → 𝑊 = 𝑃𝑉

Ec. 1

ASPECTOS TEÓRICOS POR CONSULTAR

I. Se sabe que el etileno C2H4 gaseoso que despiden las frutas es el responsable de que maduren. Con esa información explique, ¿por qué un racimo de plátano madura más rápido en una bolsa cerrada que en un lugar abierto? II. Las bolsas de aire (air-bags) de los automóviles, son sistemas de seguridad que se inflan rápidamente cuando el carro sufre un impacto.  ¿Cuál gas se produce en la bolsa de aire?  Escriba la reacción que ocurre en el sistema para la producción del gas.  Mencione las características que deben tener las bolsas de aire.  ¿Cómo se activan las bolsas de aire?

4.

MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS

i.

Materiales:  1 pedazo de papel de  20 cm de alambre de aluminio de 5x5 cm* cobre delgado*  1 Erlenmeyer de 125 mL  Pinzas  1 vaso de  Soporte universal precipitados de 500 mL  1 Probeta de 200 ml  Malla de asbesto *Materiales que deben traer los estudiantes por grupo

ii.

Reactivos:  Metiletilcetona o acetona o n-hexano.

iii.

Equipos:  Balanza analítica.

5.

PROCEDIMIENTO



1 alfiler*

 

1 Termómetro Perlas de ebullición

Tome el erlenmeyer limpio y tápelo con un pedazo de papel de aluminio. Asegúrelo con el alambre de cobre. Con el alfiler haga un pequeño orificio sobre el papel en el centro de la boca del erlenmeyer. Pese el conjunto de erlenmeyer y aditamentos en la balanza analítica, anotando su valor hasta la cuarta cifra decimal del gramo. Destape el erlenmeyer y adiciónele 3 mL de la sustancia líquida X, cuya masa molar se quiere determinar. Tape el erlenmeyer nuevamente con el papel aluminio y el alambre de cobre. Sujete el erlenmeyer con una pinza y colóquelo dentro de un vaso de 500 mL como se muestra en la figura; coloque dentro del vaso también el termómetro. Agréguele agua al vaso y unas perlas de ebullición y caliente el agua suavemente hasta ebullición. Cuando el agua haya alcanzado su punto de ebullición, mida su T; observe que el líquido del erlenmeyer se vaporiza y el exceso de vapor escapa por el orificio del papel aluminio(Ver Figura 1). Luego de que se haya evaporado todo el líquido suspenda el calentamiento, retire el erlenmeyer del baño y colóquelo sobre la malla de asbesto para que se enfríe; de esta forma el vapor encerrado en el recipiente se condensará. Cuando el sistema esté Por último, llene el erlenmeyer completamente con agua y mida le volumen del recipiente con una probeta. Anote todos los valores obtenidos.

frio, séquelo y péselo.

Por último, llene el erlenmeyer completamente con agua y mida le volumen del recipiente con una probeta. Anote todos los valores obtenidos.

6.

PREGUNTAS Y CÁLCULOS

I. Llene la siguiente tabla justificando los resultados, con los cálculos que adjudica en el informe. Para calcular el error consulta el nombre del líquido problema. Tabla 1. Datos experimentales Peso del erlenmeyer + papel de aluminio + alambre (g) Peso del erlenmeyer + papel de aluminio + líquido condensado (g) Masa del líquido condensado (g) Masa de vapor (g) Presión atmosférica (atm) Volumen del Erlenmeyer (L) Temperatura del agua (K) Masa molar del líquido problema Nombre y formula molecular del líquido problema Porcentaje del error II.

Indicar por qué y cómo los factores siguientes afectan a los resultados obtenidos: a. Una medición de la temperatura menor que la temperatura real de vapor. b. Una medición del volumen menor que el vapor real del vapor. c. El matraz se encontraba húmedo en su exterior cuando fue pesado, después de haberlo sacado del agua caliente. III. A 200 °C, 0.145 g de un compuesto ocupan un volumen de 97.2 mL, a un a presión de 0.74 atm. ¿Cuál es la masa molecular del compuesto? BIBLIOGRAFÍA: [1] T. L. Brown, H. E. L. Jr, B. E. Bursten, y J. R. Burdge, Química: la Ciencia Central. Pearson Educación, 2004. [2] R. A. Burns, Fundamentos De Química. Pearson Educación, 2003. [3] Adaptado de: Guías de laboratorio de química general. Universidad Surcolombiana.V1

GUIAS DE LABORATORIO QUÍMICA GENERAL PRACTICA 6: ESTEQUIOMETRÍA, OBTENCIÓN DE CARBONATO DE CALCIO 1. i. ii. iii. 2.

OBJETIVOS Obtener carbonato de CaCO 3 a partir de carbonato de sodio Na2CO3 y cloruro de calcio dihidratado CaCl2.2H2O. Aplicar los conocimientos básicos de estequiometria: reactivo límite, eficiencia de una reacción, pureza de reactivos y pureza de productos. Obtener el porcentaje de rendimiento experimental en la obtención de carbonato de calcio. ASPECTOS TEÓRICOS

La palabra estequiometría se deriva del griego stoicheion (elemento) y metron (medida): por consiguiente, estequiometría literalmente significa medir los elementos[5]. El significado práctico de estequiometria incluye todas las relaciones cuantitativas en que intervienen las masas moleculares y las masas atómicas, las fórmulas químicas y la ecuación química. La ley de la conservación de la materia es una de las leyes fundamentales del cambio químico. El término ecuación estequiométrica se refiere a una ecuación balanceada. La masa, el volumen, el número de moles y el número de átomos o moléculas de los reaccionantes y de los productos se pueden relacionar entre sí a través de las ecuaciones estequiométricas que, a su vez, son obtenidas de las relaciones estequiométrica[6]. Una reacción transcurre hasta el momento en que se agota alguno de los reaccionantes, o sea que el reactivo que esté en menor proporción limita la reacción y se denomina reactante o reactivo límite[5]. Como no es posible trabajar siempre con reactivos puros se recurre a reactivos impuros, en estos casos se debe conocer el grado de pureza de los reactivos, que se expresa como porcentaje de pureza, o sea la cantidad de gramos de reactivo puro que hay en cada 100 gramos de solución o de producto impuro. El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad de producto que se espera, calculada a partir de que reaccione todo el reactivo límite. La cantidad de producto que realmente se obtiene se llama rendimiento real. En el laboratorio, la masa de los productos obtenida realmente, por lo general no es igual al rendimiento teórico. Algunos factores que causan la desviación del rendimiento real con respecto al rendimiento teórico son: pérdida de material durante la transferencia de reactivos, presencia de impurezas o fallas en la reacción para llegar a su culminación. La eficiencia de una reacción especifica se expresa mediante el término rendimiento porcentual, que es la relación entre el rendimiento real y el rendimiento teórico de acuerdo con la Ecuación 2.1[4]: % 𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 =

𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑟𝑒𝑎𝑙 𝑥100 𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜

Ec. 2.1

En este laboratorio se va a preparar CaCO3, mezclando soluciones acuosas de CaCl2 y Na2CO3, según la reacción:

CaCl2 (ac) + Na2CO3(ac) → CaCO3(s) + 2 NaCl Como el CaCO3 es bastante insoluble en agua, pero las otras sustancias son solubles, este se puede obtener por filtración de la mezcla de la reacción y posterior lavado y secado de precipitado obtenido. A partir de la masa de precipitado se obtiene el porcentaje de rendimiento de la reacción. 3.

ASPECTOS TEÓRICOS POR CONSULTAR

i. Calcule los gramos de CaCl 2 como CaCl2.2H2O que debe pesar para que reaccione completamente con 1.3 g de NaCO3. ii. Considere la siguiente reacción

CaCl2(ac) + NaCO3(ac) → CaCO3(s) + 2 NaCl Si se mezclan 20 g de CaCl2.2H2O con 30 gramos de Na2CO3, conteste: a) Cuál es el reactivo límite b) Gramos de reactivo en exceso c) Moles de reactivo en exceso d) Gramos de CaCO3 obtenidos e) Moles de CaCO3 obtenidos f) Si se obtuvieron en el laboratorio 10 g de CaCO 3 secos, calcule el porcentaje rendimiento de la reacción. 4.

MATERIALES, REACTIVOS Y EQUIPOS

i. Materiales:    

2 Vasos de 100 mL 3 Pipetas graduadas de 10 mL 1 Embudo de Buhner 2 Agitadores

ii. Reactivos:  CaCl2.2H2O sólido  NaCO3 sólido

   

1 Erlenmeyer de 250 mL 1 Tubo de ensayo 1 Cápsula de porcelana 2 Espátulas

 

 Papel de filtro  1 Pipeteador

Solución de nitrato de plata 2% Agua destilada

iii. Equipos:  

Balanza analítica Estufa a 110°C

5.

PROCEDIMIENTO

 Obtención del precipitado: En un vaso de precipitados de 100 mL limpio y seco pese con aproximación a la milésima de gramo, 1.3 g de carbonato de sodio (Na2CO3); adicione 10 mL de



Bomba de vacío



Estufa a 110°C

5.

PROCEDIMIENTO

 Obtención del precipitado: En un vaso de precipitados de 100 mL limpio y seco pese con aproximación a la milésima de gramo, 1.3 g de carbonato de sodio (Na2CO3); adicione 10 mL de

agua destilada y con el agitador de vidrio mezcle hasta disolución completa. En otro vaso de precipitados de 100 mL limpio y seco, agregue la cantidad necesaria de cloruro de calcio dihidratado (CaCl2.2H2O) para que reaccione completamente con el carbonato de sodio que pesó anteriormente; adicione 10mL de agua destilada y con el agitador de vidrio mezcle hasta disolución completa. Adicione la solución de CaCl2 a la solución de Na2CO3 lentamente, utilizando una varilla de vidrio; enjuague el vaso con aproximadamente 3.0 mL de agua destilada: Deje en reposo por aproximadamente 15 minutos. 

Filtración: Recorte el papel filtro a la medida del embudo, péselo y colóquelo en el embudo humedeciendo con agua destilada para que se fije a las paredes. Prepare el sistema de filtrado. Transvase cuidadosamente el sobrenadante del vaso de precipitados donde está la mezcla de reacción y finalmente el precipitado formado. Lave el sólido que queda retenido en el papel de filtro con abundante agua destilada hasta la eliminación completa de cloruros Cl¯; si algo del precipitado pasa el papel de filtro, debe volverse a filtrar. La determinación de cloruros se hace tomando en un tubo de ensayo algunas gotas finales de las aguas de lavado que han pasado por el filtro y se recogen al final del vástago del embudo; se le adicionan 2 gotas de la solución de nitrato de plata (AgNO3). Si en la solución hay iones cloruros se produce un precipitado blanco de cloruro de plata (AgCl), y debe continuarse lavando el precipitado con agua destilada.



Secado: una vez terminado el lavado transfiera el papel filtro a una cápsula de porcelana pequeña mediana, abra cuidadosamente el papel filtro para aligerar su secado y colóquelo en la estufa a 110°C durante 15 minutos. La cápsula de porcelana con el papel del filtro se saca de la estufa con una pinza, se deja enfriar en un desecador por aproximadamente 10 minutos y se pesa el papel con el precipitado.

6. i. ii. iii. iv.

PREGUNTAS Y CÁLCULOS Determine el peso en gramos de cloruro de calcio CaCl2 como cloruro de calcio dihidratado CaCl2.2H2O, que se utilizó en la reacción con el CaCO3 pesado inicialmente. Realice los cálculos para la determinación del peso de CaCO 3 que debería obtener teóricamente. Realice el cálculo correspondiente para saber cuánto carbonato de calcio obtuvo experimentalmente y determine el porcentaje de rendimiento de la reacción. Con base en los cálculos anteriores llene la siguiente tabla:

Tabla1. Datos experimentales

Peso de CaCO3 (g) Peso de CaCl2.2H2O (g) Peso del papel de filtro (g) Peso del papel de filtro + precipitado de CaCO3 (g) Peso de CaCO3 obtenido (g) Rendimiento de la reacción (%) Si existe diferencia entre los valores, experimental y teórico, respecto al CaCO 3, indicar cuales serían las posibles causas de error. BIBLIOGRAFÍA [1] R. A. Burns, Fundamentos De Química. Pearson Educación, 2003. [2] G. Chang, Raymond Ken, Química, 11.a ed. McGraw-Hill Interamericana, 2013. [3] Adaptado de: Guías de laboratorio de química general. Universidad Surcolombiana.V1

GUIAS DE LABORATORIO QUÍMICA GENERAL PRACTICA 7: PROPIEDADES FÍSICAS DE LAS DISOLUCIONES 1. OBJETIVOS   

Preparar una disolución a partir de un soluto sólido. Preparar una disolución a partir de otra disolución. Analizar el comportamiento de la solubilidad para diferentes compuestos.

2. ASPECTOS TEORICOS Las disoluciones son mezclas homogéneas. Es una mezcla porque contiene dos o más sustancias en proporciones que pueden variarse, y homogéneas porque su composición y propiedades son uniformas en todas las partes de esta[1]. Toda la disolución está formada por una fase dispersa llamada soluto y un medio dispersante denominado solvente. También se define solvente como la sustancia que existe en mayor cantidad en la disolución. Las disoluciones más frecuentes son aquellas cuyo disolvente es el agua, llamadas disoluciones acuosas. Concentración de una disolución. Para describir una disolución es necesario conocer su concentración, que es una medida de la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de disolvente o de disolución. La concentración de una disolución puede expresarse de diferentes formas como gramos por litro (g/L), porcentaje en masa(%p/p), porcentaje en volumen(% V/V), porcentaje masa a volumen(%m/V), partes por millón (ppm), partes por mil millones (ppmm), fracción molar (x), porcentaje molar, molaridad (M), normalidad (N), Molalidad (m)[2]. Formación de la disolución y equilibrio. Una solución está saturada, a una determina temperatura, cuando existe un equilibrio entre el soluto no disuelto y el soluto presente en la solución. 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. Una disolución se encuentra sobresaturada cuando contiene más soluto que el que puede haber en una disolución sobresaturada[1]. El proceso de disolución está relacionado con la solubilidad, la cual está referida a la proporción en que un soluto se disuelve en un solvente. Los factores importantes que afectan la solubilidad de los sólidos cristalinos son la temperatura, la naturaleza del solvente y la presencia de otros iones en la solución. La mayoría de las sales inorgánicas aumentan la solubilidad cuando la temperatura se incrementa. La variación de la solubilidad se mide mediante una curva de solubilidad, y se realiza a través de la medición de la cantidad de soluto que satura una cantidad de solvente a distintas temperaturas. Estas curvas hacen posible saber a simple vista si la solubilidad aumenta o disminuye con la temperatura y poder calcular la cantidad de solvente necesaria para disolver completamente una cantidad de soluto a determinada temperatura[3]. La variación de la solubilidad con la temperatura puede determinarse experimentalmente analizando la solución saturada a varias temperaturas fijas y determinado la cantidad del soluto disuelto en la solución o preparando soluciones de concentración conocida y observando la temperatura a la cual cada solución se hace saturada. En esta práctica se empleará el segundo método[2].

3. ASPECTOS TEÓRICOS POR CONSULTAR i. ii. iii. iv.

Calcular los gramos de NaCl necesarios para preparar 100 cm3 de disolución de 0.6 M de NaCl en agua. Calcular los gramos de NaOH necesarios para preparar 100 mL de disolución de NaOH en agua al 6% m/V. Calcular los gramos de Na2SO4 necesarios para preparar 250 cm3 de disolución de Na2SO4 en agua de concentración 15 g/L. Calcular el volumen en mL de HNO3 comercial necesario para preparar 250 mL de disolución 0.1 M de HNO3 a partir de ácido nítrico comercial de densidad 1,4 g/mL y porcentaje en peso 64% p/p.

4. MATERIALES Y REACTIVOS i. Materiales:   

1 Matraz aforado de 100 mL 1 Matraz aforado de 250 mL 1 Probeta de 50 mL

 1 Pipeta graduada de 5mL  1 Vidrio de reloj  1 Espátula

 1 Pipeteador  Embudo de vidrio

ii. Reactivos: 

Solución de HNO3 concentrado NaCl* *Materiales que deben traer los estudiantes por grupo

5. PROCEDIMIENTO 

Preparación de 100 cm3 una disolución de 0.6 M de NaCl a partir de NaCl sólido. Pesar en un vidrio de reloj limpio y seco, con aproximación a la diezmilésima de gramo, la cantidad necesaria de NaCl. Para sacar el sólido del recipiente que lo contiene, utilice una espátula perfectamente limpia y seca. Coloque aproximadamente 40 mL de agua destilada en el balón aforado de 100mL; con la ayuda de un embudo de vidrio y un frasco lavador traslade sólido al matraz aforado. Agite el balón en forma circular para homogenizar la disolución. Añada agua destilada hasta que falte aproximadamente un centímetro para la marca de aforo; con una pipeta y gota a gota, el matraz se llena de agua destilada hasta el enrase (ver Figura 1). El enrase se considera bien realizado cuando el menisco que forma el líquido queda tangente, por encima de la marca de enrase. Coloque el tapón del matraz aforado. Invierta el balón tres veces, manteniendo el tapón en su sitio.



Preparación de 250mL una disolución de HNO3 0.1 M a partir de una disolución de HNO3 comercial. Llene con agua destilada la mitad del matraz aforado de 250mL. Utilizando una pipeta graduada y tome la cantidad necesaria del ácido concentrado comercial, vierta en el

matraz aforado. Se agita el contenido del recipiente para que el líquido se mezcle bien; se sigue añadiendo agua hasta que falte como un centímetro, para la marca de enrase. Por último, con una pipeta y gota a gota, el matraz se llena de agua destilada hasta el enrase. El enrase se considera bien realizado cuando el menisco que forma el líquido queda tangente por encima, a la marca de enrase. Coloque el tapón del matraz aforado. Invierta el balón tres veces manteniendo el tapón en su sitio. 6. PREGUNTAS Y CÁLCULOS Dónde medirías de forma exacta: a) Un volumen de 10 mL. b) Un volumen de 25mL. c) Preparar 250 mL de una disolución

i.

ii.

Concentración de soluciones.

a) Calcule la fracción molar del NaCl y del agua, de la disolución de NaCl preparada. b) Exprese la concentración de la solución de HNO3 comercial utilizada en modalidad. iii.

Curva de solubilidad para el KNO3

a) Construya las curvas de solubilidad (Solubilidad vs T) según los datos presentados en la Tabla 1, en una sola gráfica y responda las siguientes preguntas. Tabla1. Solubilidad en g/100 g de agua a °C T(°C) 0 20 40 60 80 100 KNO3 12.1 32 56 110 165 KCl 28.2 34.2 40.3 45.6 51 56.2 NaCl 35 35.9 36.4 37.1 38.1 39.2 Na2SO4 48 45.3 43.1 42.3 NaNO3 70.7 84.5 95.7 112.3 135.5 163 b) c) d) e)

Clasifique las sales de sodio en orden de solubilidad creciente a 80°C. Cual es la solubilidad del KCl a 303,15K? A que temperatura tienen la misma solubilidad el KCl y el NaCl? Que sustancia es más soluble a temperatura estándar el NaNO3 o el NaCl? BIBLIOGRAFÍA

[1] T. L. Brown, H. E. L. Jr, B. E. Bursten, y J. R. Burdge, Química: la Ciencia Central. Pearson Educación, 2004. [2] R. A. Burns, Fundamentos De Química. Pearson Educación, 2003. [3] G. Chang, Raymond Ken, Química, 11.a ed. McGraw-Hill Interamericana, 2013. [4] Adaptado de: Guías de laboratorio de química general. Universidad Surcolombiana .V1