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• Wendi Liseth Rua Ibarra

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PRÁCTICAS DE LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA PARA INGENIERÍA

Docentes del Departamento de Ciencias Básicas: Quím. de Alim. ELIANA MARÍTZA TULCAN MEJÍA Universidad Pedagógica y Tecnológica de Colombia

Esp. Ms(c). ADRIANA MARCELA VALERO POSADA Universidad Nacional de Colombia

UNIVERSIDAD SANTO TOMÁS - USTA DEPARTAMENTO DE CIENCIAS BÁSICAS ÁREA DE QUÍMICA TUNJA 2020

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CONTENIDO INTRODUCCIÓN ........................................................................................................................................ 3 NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO DE QUÍMICA.................................................................. 4 RECONOCIMIENTO DE MATERIAL EMPLEADO EN EL LABORATORIO DE QUÍMICA ................................. 5 PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 1 ........................................................................................................ 10 MEDICIÓN DE PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS ESTADOS SÓLIDO Y LÍQUIDO.......................................... 10 PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 2 ........................................................................................................ 22 OPERACIONES FUNDAMENTALES DE LABORATORIO: MÉTODOS DE SEPARACIÓN .............................. 22 PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 3 ........................................................................................................ 35 RECONOCIMIENTO DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS DE LA TABLA PERIÓDICA ........................ 35 PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 4 ........................................................................................................ 45 LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA ..................................................................................................... 45 PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 5 ........................................................................................................ 49 REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS ................................................................................................ 49 PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 6 ........................................................................................................ 54 ESTEQUIOMETRÍA - REACTIVO LÍMITE ................................................................................................... 54 PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 7 ........................................................................................................ 57 PREPARACIÓN DE SOLUCIONES ............................................................................................................. 57 PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 8 ........................................................................................................ 61 CARACTERIZACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES: MEDICIONES DE pH ............................................................... 61 PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 9 ........................................................................................................ 67 GASES ..................................................................................................................................................... 67 PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 10 ...................................................................................................... 71 PRINCIPIO DE LE’CHATELIER ................................................................................................................... 71 PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 11 ...................................................................................................... 76 DETERMINACIÓN DEL ÁCIDO ACÉTICO DEL VINAGRE............................................................................ 76

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INTRODUCCIÓN La Química es una ciencia encargada del estudio de la composición de la materia. El Laboratorio de Química… Los procedimientos aquí descritos han sido revisados teniendo en cuenta los Principios de la Química Verde, en cuanto a economía atómica, uso de metodologías que generen productos con toxicidad reducida, y uso de sustancias auxiliares lo más inocuas posibles. A través de estas experiencias prácticas, el estudiante tiene la oportunidad de contrastar las teorías conceptuales con la práctica en los espacios de laboratorio de Química, diseñados para tal fin.

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NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO DE QUÍMICA Seguridad en el Laboratorio de Química La seguridad en el laboratorio es un concepto global que abarca distintos niveles. En primer lugar, está el diseño del edificio (su adecuada división en sectores, la anchura de los pasillo y escaleras, y el material empleado en su construcción); después hay que considerar el equipamiento del mismo (vitrinas, duchas, lavaojos, alarmas) y finalmente un plan de seguridad integral (nivel de competencia adecuado en las personas que tratan con los productos químicos, normas de seguridad, planes de evacuación) que incluye una organización interna con personas preparadas, encargadas de llevarlo a la práctica. En la práctica, muchos accidentes suceden debido a una actitud de desinterés o apatía, a no seguir las reglas (quizás por prisas indebidas) y a no utilizar el sentido común. En cuanto a las normas de seguridad, tenga en cuenta lo siguiente: 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14.

Nunca trabaje solo en el laboratorio. Experiencias no autorizadas no deben realizarse. No consuma ni beba ningún tipo de alimento mientras esté en el laboratorio. Siempre Utiliza los implementos de protección como gafas, guantes, batas entre otros. Lea cuidadosamente las instrucciones de los reactivos antes de trabajar con ellos. Conozca los símbolos de peligrosidad de las etiquetas. Cuando trabaje con fuego tenga la precaución de recogerse el pelo (si es largo). No fume en el laboratorio. Nunca apunte la boca de los tubos de ensayo hacía usted o hacia un compañero. No exponga al fuego los reactivos inflamables. Trabaje lejos de fuentes de agua cuando trabaje con reactivos que reaccionan violentamente con ella, por ejemplo, con los metales alcalinos. Prepare siempre un mapa de proceso para estar seguro de lo que está haciendo. Consulta las Fichas de Seguridad de las sustancias químicas que vaya a trabajar. Cuando termine de trabajar asegúrese que las fuentes de gas, luz y agua queden cerradas. Cuando mezcle ácidos concentrados y agua, vierte el ácido sobre el agua. El material de vidrio debe entregarse limpio, seco por fuera y en perfecto estado. Si daña o rompe algún implemento de laboratorio, este deberá ser comprado y entregado en el menor tiempo posible.

Primeros auxilios en el laboratorio: En caso de accidente siga las siguientes reglas básicas de atención inmediata. 1. Informe cualquier accidente, por pequeño que sea. 2. Si cae ácido en sus ojos, lávelos con suficiente agua corriente durante unos 15 minutos. Inmediatamente enjuague con solución diluida de bicarbonato de sodio, seguido nuevamente con agua. 3. Si cae álcali en sus ojos, lávelos con suficiente agua corriente durante unos 15 minutos. Inmediatamente enjuague con solución diluida de ácido bórico y finalice nuevamente con agua. Departamento de Ciencias Básicas

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4. Si cae otra sustancia química en sus ojos, lávelos con suficiente agua corriente durante unos 15 minutos. Se recomienda la asistencia de un médico. 5. Si se derrama algún tipo de ácido (excepto ácido sulfúrico concentrado) en su piel, lave el área afectada con suficiente agua y aplique una pasta de bicarbonato de sodio durante unos minutos. Enjuague finalmente con agua. En caso de que el ácido derramado haya sido el sulfúrico, seque la parte de piel afectada lo más posible con una toalla o algún otro tipo de textil, antes de lavar con agua y luego siga el procedimiento ya indicado. 6. Si se derrama algún tipo de base en su piel, lave el área afectada con suficiente agua y aplique una solución de ácido bórico durante unos minutos. Enjuague finalmente con agua. 7. Utiliza las instrucciones de un botiquín en caso de quemaduras y cortaduras.

RECONOCIMIENTO DE MATERIAL EMPLEADO EN EL LABORATORIO DE QUÍMICA Material empleado en el Laboratorio de Química El material de laboratorio comprende todo elemento empleado como herramienta de trabajo en el desarrollo de un experimento. Existe una gran variedad de materiales de laboratorio, sin embargo, un reducido grupo de los son los de uso común. En el laboratorio se emplean una variedad de implementos para la realización de las experiencias, algunos de ellos son denominados volumétricos, ya que se usan para medir volúmenes de fluidos, ya sean líquidos o gases. Algunos se emplean para calentar, por lo que se emplean materiales refractarios para su elaboración. Otros materiales se emplean para soporte, que son elaborados de metal, plástico o madera. El material de laboratorio se clasifica teniendo en cuenta el material con el cual fue manufacturado y según su función. Tabla 1. Material de laboratorio.

Vaso de precipitado

Pipeta graduada

Pipeta volumétrica

Pipeta Pasteur

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Erlenmeyer

Picnómetro

Tubos de ensayo

Capilares de vidrio

Probeta

Balón con desprendimiento

Balón aforado Bureta

Embudo de decantación

Embudo de filtración

Refrigerante de destilación

Vidrio de reloj

Varilla de vidrio

Cápsula de porcelana

Crisol de porcelana

Mortero

Termómetro Caja de Petri

Tubo de Thiele

Frasco lavador

Azas de platino

Soporte universal

Tripode

Pinzas para crisol

Desecador

Cuchara de ignición

Espátula

Pinzas para soporte

Pinzas para bureta

Maya de asbesto

Aro metálico Departamento de Ciencias Básicas

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Pinzas para tubo de ensayo

Gradilla para tubos

Pipeteador de pera

Magneto de agitación

Pipeteador de plástico

Mechero Bunsen de alcohol

Mechero a gas

Manguera de laboratorio

Escobillones de labratorio

Para interactuar virtualmente con algunos materiales de laboratorio, puede ingresar al aplicativo ChemLab, cuyo archivo instalador será compartido por su tutor. El equipamiento de laboratorio se utiliza generalmente para la realización de experimentos o bien para realizar mediciones y obtener datos. Los equipos más grandes o más sofisticados generalmente son llamados instrumentos científicos. Los equipos de laboratorio, en general, se utilizan tanto para realizar una manipulación, o experiencia, o para llevar a cabo medidas y recoger datos. Tabla 2. Equipos de laboratorio.

Balanza de brazo pH-metro

Balanza analítica

Agitador magnético con calentamiento

Cabina de extracción Test de Jarras

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Mufla

Micropipeta Estereoscopio

INFORMES DE LABORATORIO El Informe de Laboratorio se debe entregar en formato tipo artículo, se redacta en tiempo pasado, en un máximo de cinco (5) páginas y debe contener las siguientes secciones: 1. Nombre de la práctica, nombres completos, filiación Institucional. 2. Resumen (máximo 150 palabras) 3. Introducción (generalidades de la temática con citas bibliográficas, máximo 400 palabras) 4. Metodología (diagrama de procesos o descripción en prosa, según te indique tu tutor) 5. Resultados y Discusión (se redacta en prosa, en tercera persona y empleando el tiempo pasado, se deben emplear citas bibliográficas) 6. Conclusiones 7. Referencias (citación tipo IEEE) ACTIVIDAD DE RECONOCIMIENTO DE LABORATORIO 1. Examine cuidadosamente el material de laboratorio suministrado. 2. Complete la siguiente matriz de acuerdo a sus observaciones: Tabla 1. Descripción de instrumentos de laboratorio de Química General. Instrumento Uso Especificaciones Observaciones Imagen 1 2 3 n 3. Clasifique el material observado de acuerdo a las siguientes categorías: Tabla 2. Clasificación del material de laboratorio. Material volumétrico Material de calentamiento (Utilizados para medir Material de sostenimiento (Que pueden calentarse) volúmenes exactos)

REFERENCIAS 1. R. Chang, Química, 10 Edición ed. Mc Graw Hill: México D. F., 2010. Departamento de Ciencias Básicas

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2. Página web sobre primeros auxilios. En línea: https://www.unirioja.es/servicios/sprl/pdf/primeros_auxilios_laboratorio.pdf 3. Departamento de Química Orgánica. Seguridad en el Laboratorio Químico. En línea: https://departamento.us.es/depquiorg/docencia/Normas_seguridad_laboratorio.pdf 4. Manual de Seguridad en Laboratorios Químicos. En línea: http://www.icv.csic.es/prevencion/Documentos/manuales/panreac.pdf 5. García Alonso, Francisco Javier, 2007. Seguridad en el Laboratorio de Química. En línea: https://books.google.com.co/books?id=lFL9ceXoo5IC&printsec=frontcover&dq=Seguridad+en+el +laboratorio+de+qu%C3%ADmica&hl=es&sa=X&ved=0ahUKEwjZ4suZ1pvZAhURlpAKHb_3DxcQ6 AEIJTAA#v=onepage&q=Seguridad%20en%20el%20laboratorio%20de%20qu%C3%ADmica&f=fals e 6. Villa Gerley, María Rocío, 2007. Manual de Prácticas de Química General. En línea: https://books.google.es/books?id=thE4FREDodYC&pg=PA35&dq=reconocimiento+de+materiales +de+laboratorio+de+quimica&hl=es&sa=X&ei=8njtU9L6EcHIsATKgYGIAQ&ved=0CDQQ6AEwAA# v=onepage&q=reconocimiento%20de%20materiales%20de%20laboratorio%20de%20quimica&f= false 7. Martínez Urreaga, et al., 2009. Experimentación en Química General. En línea: https://books.google.com.co/books?id=5SPyG2jiDmsC&pg=PA2&dq=Seguridad+en+el+laboratori o+de+qu%C3%ADmica&hl=es&sa=X&ved=0ahUKEwjZ4suZ1pvZAhURlpAKHb_3DxcQ6AEINDAD#v =onepage&q=Seguridad%20en%20el%20laboratorio%20de%20qu%C3%ADmica&f=false 8. MSDS EUROPE. Frases H y P. En línea: http://www.msds-europe.com/id-211frases_h_p_clp_ghs.html 9. Preparación de informes de laboratorio, 2018. En línea: https://app.box.com/s/ent3gekctk 10. Plantilla Word de presentación de artículos según normas IEEE, 2018. En línea: http://jitel15.uib.es/static/jitel15.doc 11. Plantilla PDF de presentación de artículos según normas IEEE, 2018. En línea: http://www.unisecmexico.com/archivosPDF/Formato_IEEE.pdf 12. Reglas para citación según normas IEEE, 2018. En línea: http://www2.unavarra.es/gesadj/servicioBiblioteca/tutoriales/Citar_referenciar_(IEEE).pdf

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 1 MEDICIÓN DE PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS ESTADOS SÓLIDO Y LÍQUIDO OBJETIVOS General Determinar las propiedades físicas como densidad, punto de fusión y punto de ebullición, de sustancias líquidas y sólidas. Específicos 1. Adquirir destreza en la medición de volúmenes y pesadas de diferentes líquidos y sólidos para calcular su densidad. 2. Conocer las técnicas para la medición de densidad y puntos de fusión y de ebullición de sustancias líquidas y sólidas que ayudan en su identificación. 3. Identificar sustancias con base en sus constantes físicas medidas experimentalmente y calcular el error porcentual de acuerdo con valores reportados en referentes teóricos. INTRODUCCIÓN IMPORTANCIA DE LAS MEDIDAS Química es el estudio de la composición, estructura y propiedades de la materia. Las leyes químicas son responsables de los cambios que ocurren en la Naturaleza. La mayoría de las observaciones y los cambios se estudian a través del uso de medidas. Todas las medidas experimentales están sujetas a errores. La confiabilidad de los resultados dependerá principalmente del instrumento que se Utiliza y las destrezas que tenga el científico que lleve a cabo las medidas. PROPIEDADES FÍSICAS DEL ESTADO SÓLIDO Y LÍQUIDO Las propiedades físicas de la materia son aquellas que pueden medirse y observarse sin que se afecten la naturaleza o composición originales de las sustancias, porque sus estructuras moleculares no cambian durante la medición. Toda propiedad que se puede medir es una magnitud. Las magnitudes que se miden directamente con un patrón de referencia se denominan fundamentales, y las que se miden a partir de las fundamentales se llaman derivadas. El volumen y la masa son propiedades físicas generales, que no son características de un material porque varían con la cantidad de materia. Estas propiedades no nos permiten diferenciar un material de otro. La densidad es una propiedad física específica que es propia de cada sustancia. “En algunos aparatos el líquido se mide adicionándolo en el interior de este, mientras que en otros como en el caso de las pipetas el líquido se mide llenándolo mediante succión (o vacío) con peras de caucho. Al medir un líquido con el uso de pipetas se debe tener la precaución de que la punta inferior quede muy por debajo de la superficie del líquido, ya que de lo contrario absorberá aire, el cual impulsara el líquido hasta hacer contacto con la boca o con la pera de caucho. Cuando se mide un líquido, la superficie de este generalmente adopta una curvatura denominada menisco, para efectos de una buena medición la parte inferior del menisco debe quedar tangente a la señal de referencia, Figura 1.”

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Figura 1. Posición de los ojos para medir volúmenes. La densidad de una sustancia varía con la temperatura. En la Tabla 1, se resume la densidad de agua a diferentes temperaturas. Tabla 1. Densidad del agua en función de la temperatura. TEMPERATURA (ᵒC) DENSIDAD (g/mL) TEMPERATURA (ᵒC) DENSIDAD (g/mL) 15 0.9991026 23 0.9975415 16 0.9989460 24 0.9972995 17 0.9987779 25 0.9970479 18 0.9985986 26 0.9967867 19 0.9984082 27 0.9965162 20 0.9982071 28 0.9962365 21 0.9979955 29 0.9959478 22 0.9977735 30 0.9956502 ERRORES Todas las medidas experimentales están sujetas a error. La confiabilidad de los resultados dependerá principalmente del instrumento que se Utiliza y la destreza que tenga el científico que lleve a cabo las medidas. Los errores que se pueden cometer se pueden clasificar así:  Determinados o sistemáticos - errores que tienen causa definida y es posible corregirlos: equipo o instrumento mal calibrado, medida mal hecha, cálculo incorrecto, anotación incorrecta de la medida.  Indeterminados o al azar - errores que no se pueden determinar, se desconoce su causa y están fuera del control del científico: impurezas de los reactivos utilizados, defectos en el equipo o instrumento que no se puedan corregir, limitaciones a la hora de tomar la medida. Las formas más comunes para expresar el error son:  Error absoluto - valor absoluto de la diferencia entre el valor verdadero (“Real Value”) y valor experimental o realizado (“Experimental Value o Actual Value”): 𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑎𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = |𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙| 

Porciento de error o error relativo: 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 − 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙 % 𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 = | | 𝑥100 𝑣𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜 Departamento de Ciencias Básicas

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PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN La materia posee una serie de características que son comunes a todos los cuerpos; así posee masa, volumen y es impenetrable. Pero existen otras características que varían de una sustancia a otra y que permiten conocer su constitución. Estas características se pueden clasificar en físicas y químicas. Dentro de las características físicas de la materia se encuentran el punto de fusión, punto de ebullición y la densidad. La determinación de las propiedades físicas ayuda la identificación de una sustancia y a su grado de pureza. CORRECCIÓN DE LA TEMPERATURA DE EBULLICIÓN En el caso de los líquidos, la temperatura de ebullición se ve afectada por los cambios en la presión atmosférica debidos a las variaciones en la altura. A medida que un sitio se encuentra más elevado sobre el nivel del mar, la temperatura de ebullición se hace menor. Con el propósito de realizar comparaciones con los valores reportados por la literatura, se hace necesario corregir la temperatura normal de ebullición en un factor proporcional a la diferencia de presiones. Los factores de corrección se muestran en la Tabla 2 y dependen de la polaridad del líquido; y las Ecuaciones 2 y 3 describen la corrección del punto de ebullición. Tabla 2. Factores de corrección del punto de ebullición por cambios en la presión. ΔT (por ΔP = 10 mmHg) 𝑻𝒆𝒃 Normal (ᵒC) Líquidos no polares Líquidos polares 50 0.380 0.320 60 0.392 0.330 70 0.404 0.340 80 0.416 0.350 90 0.428 0.360 100 0.440 0.370 110 0.452 0.380 120 0.464 0.390 130 0.476 0.400

∆𝑃 = 𝑃𝑎𝑡𝑚𝑜𝑠𝑓é𝑟𝑖𝑐𝑎 − 𝑃𝑐𝑖𝑢𝑑𝑎𝑑 ∆𝑃 ∗ ∆𝑇 𝑭𝒄 = 10𝑚𝑚𝐻𝑔 𝑻𝒆𝒃 𝒄𝒐𝒓𝒓𝒆𝒈𝒊𝒅𝒂 = 100℃ − 𝐹𝑐

Ec. 1 Ec. 2 Ec. 3

LA LLAMA La llama más utilizada en el laboratorio es la producida por la combustión de gas (propano, butano), con el oxígeno del aire. La combustión completa (con exceso de oxígeno) produce agua y dióxido de carbono, una llama poco luminosa y de gran poder calorífico. La combustión incompleta produce, además de dióxido de carbono, monóxido de carbono y otros productos intermedios, dando origen a llamas de bajo poder calorífico y altamente luminoso [2].

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Si el mechero arde con la entrada de aire cerrada, la combustión es incompleta y la llama presenta un color anaranjado debido a la presencia de partículas incandescentes de carbono. Al abrir el paso de aire, la combustión es completa y en la llama se observan dos zonas claramente separadas por un cono azul pálido. En el exterior del cono la combustión es completa, existe un exceso de oxígeno y se producen altas temperaturas (zona oxidante). En el interior del cono los gases todavía no se han inflamado y en el cono mismo hay zonas donde la combustión no es todavía completa y existen gases no oxidados a dióxido de carbono y agua, por lo que se tiene una zona reductora de la llama [2]. Es importante conocer las zonas de temperatura de una llama para la determinación de puntos de fusión y ebullición.

Figura 2. Temperatura de la llama según oxigenación.

PRELABORATORIO 1. ¿A qué se refiere la densidad de un líquido y de un sólido? ¿Cómo se halla la densidad? 2. Explica ¿cómo varía la densidad al aumentar la temperatura y a qué se debe esta variación? 3. ¿En qué consiste el principio de Arquímedes? Y ¿Cuáles son sus utilidades? 4. ¿Cómo determinaría la relación masa/volumen de un sólido que flote en el agua? 5. Consulta acerca de la Ley de Raoult y su importancia en el punto de ebullición de una sustancia. 6. Investigue sobre otras propiedades físicas específicas de la materia, nómbrelas. 7. Consulta la ficha de seguridad para cada uno de los reactivos a emplear en la práctica. MATERIALES Y EQUIPOS

2 1 1 2 1 1 1 1 1 1 1

MATERIAL Balanza analítica Capilares delgados Corcho horadado Mechero Picnómetro 15 mL Pinzas para soporte Probeta de 50 mL Soporte universal Termómetro Tubo Thiele Vaso de precipitado de 100 mL Vidrio de reloj

REACTIVOS 1 mL 5g 0.5 g 0.5 g 300 mL

Agua Etanol o propanol Trozos de metales pesados (Fe, Zn, Pb) Ácido benzoico Almidón Glicerina o Aceite mineral

Para llevar a cabo la práctica virtual, ingresa a los links que se describen el “PROCEDIMIENTO VIRTUAL” y sigue las indicaciones descritas. PROCEDIMIENTO PRESENCIAL Actividad 1. Líquidos Departamento de Ciencias Básicas

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1. Pesa un picnómetro de 25 mL limpio y seco en una balanza de precisión con aproximación a 0.01g. Registra la masa pesada. 2. Llena por completo el picnómetro con agua, tápelo y séquelo con una toalla de papel. Vuelva a pesar el sistema picnómetro + agua y registre ésta masa. 3. Repite el procedimiento por triplicado. 4. Vacía y limpia el picnómetro. Repite el procedimiento anterior con el etanol. No olvides registrar cada uno de los pesos obtenidos. 5. Registra tus datos en la Tabla 1 de la Hoja de Resultados para cada uno de los líquidos ensayados. Actividad 2. Sólidos Se medirá el volumen de varios sólidos irregulares por desplazamiento de un volumen de agua tomado previamente. 1. Coloca 20 mL de agua en una probeta graduada de 50 mL. Registra el volumen de agua con precisión de 0,1 mL. 2. Pesa la probeta con agua y registra su masa. Deja la probeta en la balanza. 3. Con la probeta en la balanza, agrega cuidadosamente muestras del metal (de cada uno por separado) sin propiciar salpicaduras, de tal forma que el volumen incremente en más de 2 mL. 3.1. Repite el procedimiento hasta completar tres pesadas y sus respectivos Figura 3. Procedimiento para la tres volúmenes (ver Figura 3). Registra las masas y volúmenes en la determinación de la densidad Tabla 2 de la Hoja de Resultados. de un sólido irregular. 4. Repite los pasos 1 - 3 para cada uno de los demás objetos. 5. Registra sus datos en la Tabla 2 para cada uno de los sólidos ensayados. Actividad 3. Determinación del punto de fusión 1. Llena con glicerina o aceite mineral el tubo de Thiele hasta cubrir la entrada superior del brazo lateral. El tubo se tapa con un tapón horadado en el centro para introducir el termómetro, el cual tiene un corte en forma de caña en un lado para que queda escape a los vapores del baño. 2. Asegúrate de que el ácido benzoico, cuyo punto de fusión se va a determinar, este finamente pulverizado y no contaminado. ¡Evita su contaminación! 3. Llena el tubo capilar, sellado en un extremo, con el ácido benzoico hasta una altura aproximada de 0.5 cm. Golpea suavemente en la base del capilar sobre una superficie suave para procurar que la sustancia quede lo más compacta posible. 4. Ata el capilar con la muestra a la altura del bulbo del termómetro empleando una banda de caucho, como se aprecia en la Figura 4. 5. El conjunto capilar-termómetro se ubica al nivel del brazo superior del tubo de Thiele, evitando que toque las paredes como se aprecia en la Figura 4. Figura 4. Montaje para 6. Una vez listo el montaje, se procede al calentamiento, dirigiendo la determinar punto de llama justo en el brazo lateral. Ajusta el calentamiento para que la fusión. temperatura se eleve en 1 o 2 grados por minuto.

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7. Observa cuidadosamente durante todo el proceso, no descuides la muestra mientras se produce el calentamiento. 8. Una vez observas la fundición de la sustancia, registra el intervalo de fusión de la sustancia en la Tabla 3 de la Hoja de Resultados, retira el calor y deja enfriar el sistema hasta temperatura ambiente. 9. Repite los pasos de 1-8, esta vez reemplazando el ácido benzoico por una mezcla 1:1 de ácido benzoico con almidón. Actividad 4. Determinación del punto de ebullición 1. En un tubo de ensayo pequeño coloca 5 gotas de la muestra problema (etanol o ácido acético). 2. Sella un capilar por un extremo y colócalo invertido dentro del tubo de ensayo con la muestra. 3. Emplea una banda elástica para ligar un termómetro al tubo de ensayo que contiene el capilar. Procura que la columna del líquido quede pegada al bulbo, como se muestra en la Figura 4. 4. Introduce el conjunto atado (termómetro + tubo de ensayo con capilar) en el tubo de Thiele que se ha usado para determinar el punto de fusión, teniendo las mismas precauciones; la glicerina debe estar completamente fría. 5. Calienta lentamente el conjunto hasta que el tubo capilar empiece a desprender burbujas. Justo en ese momento, detén el calentamiento y anote la temperatura que registra el termómetro en el momento que dejan de desprenderse burbujas y justo antes de que el líquido entre en el capilar invertido. 6. La temperatura que leíste es el punto de ebullición de la muestra a la presión atmosférica. 7. Compara esta temperatura experimental con la teórica en la Tabla 6 de la Hoja de Resultados y determina el error relativo porcentual. Explica el ¿por qué de esta diferencia? PROCEDIMIENTO VIRTUAL Actividad 1. Densidad de líquidos 1. Ingresa al siguiente link: http://labovirtual.blogspot.com/search/label/Densidad%282%29.

Figura 5. Imagen de espacio interactivo para densidad de líquidos1. 2. Ubícate en la Actividad 6 dentro de la página web. Selecciona la sustancia “agua” dando clic sobre el frasco así rotulado. Con el botón “V+” adiciona esta sustancia en la probeta. 3. Registra en la Tabla 5 de la Hoja de Resultados la masa para los volúmenes 10, 20, 30 y 40 mL, y halla la densidad de cada líquido. 4. Repite los pasos 2 y 3 con aceite y cloroformo.

1Tomado

de: Laboratorio Virtual, Densidad2. Disponible en http://labovirtual.blogspot.com/search/label/Densidad%282%29.

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5. Realiza una gráfica en tu cuadernillo de respuestas, donde ubiques la masa (g) en el eje X y el volumen (mL) en el eje Y para cada sustancia experimentada. Halla la pendiente de cada gráfico e indica a que corresponde este valor. Actividad 2. Densidad de sólidos 1. Ingresa al aplicativo de PhET Colorado: https://phet.colorado.edu/es/simulation/legacy/density.

Figura 6. Imagen de inicio actividad Densidad con PhET Colorado2. 2. Ubica el panel superior derecho y escoge la opción “A Medida”. 3. Configura en el panel superior izquierdo el material PE expandido (polietileno expandido), luego hielo y por último ladrillo. 4. Registra los datos de masa y volumen desplazados en la Tabla 6 de la Hoja de Resultados para hallar la densidad de cada material. 5. Ahora, ubica nuevamente el panel superior derecho y escoge la opción “Misma Masa”.

Figura 7. Imagen de actividad Densidad con PhET Colorado opción “Misma masa”3. 6. Coloca cada cubo en el agua de forma individual y anota su masa y volúmenes desplazados. 7. Registra los datos de masa y volumen desplazados en la Tabla 7 de la Hoja de Resultados y calcula la densidad de cada material. 8. Ingresa al siguiente link: http://labovirtual.blogspot.com/2015/06/densidad.html. 2Tomado

de: PhET Interactive Simulations, https://phet.colorado.edu/es/simulation/legacy/density 3Ibíd.

University

of

Colorado

Boulder.

Disponible

en:

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Figura 8. Imagen de espacio interactivo para densidad de sólidos4. 9. Dentro del cuadro interactivo (en color azul), selecciona la opción “Todos los cuerpos tiene la misma masa” y configura la masa en 30, 50, 70, 90 y 110 g. Registra cada dato en la Tabla 8 de la Hoja de Resultados, indicando la variación del volumen y calcula la densidad en cada caso. 10. Ahora, selecciona la opción “Todos los cuerpos tiene el mismo volumen” y configura el volumen en 15, 35, 55, 75 y 95 mL. Registra los datos en la Tabla 9 de la Hoja de Resultados, indicando la variación de la masa y calcula la densidad en cada caso. 11. Realiza una gráfica en tu cuadernillo de respuestas, donde ubiques la masa (g) en el eje X y el volumen (mL) en el eje Y para cada sustancia experimentada. Halla la pendiente de cada gráfico e indica a que corresponde este valor. 12. Analiza los resultados obtenidos, ¿qué sucede con la densidad? Actividad 3. Puntos de fusión y ebullición 1. Ingresa al siguiente link para medir los puntos de fusión y ebullición de diferentes sustancias: http://labovirtual.blogspot.com/search/label/Punto%20de%20ebullici%C3%B3n. 2. En la primera sección interactiva, enciende los mecheros y registra los puntos de fusión de cada sustancia. De igual manera, en la segunda sección interactiva, enciende los mecheros y registra los puntos de ebullición de cada sustancia. 3. Registra en la Tabla 10 de la Hoja de Resultados los puntos de fusión y ebullición de cada sustancia. 4. Busca en referentes teóricos los valores de puntos de fusión y ebullición registrados y asócialos a una sustancia, teóricamente. ¿Qué sustancias pueden ser? Cálculos 1. Busque las densidades teóricas de las sustancias trabajadas y compárelas con la densidad promedio obtenidas para cada una de las sustancias ensayadas (líquidos y sólidos). Aplique la fórmula para hallar el error relativo porcentual en cada caso. 2. ¿Qué puede concluir de lo anterior, si se presenta una variación muy amplia entre los datos experimentales y los teóricos? 3. ¿Cómo afectan los contaminantes en los puntos de ebullición y fusión? ¿A qué hace referencia el descenso crioscópico y ascenso ebulloscópico?

4Tomado

de: Laboratorio Virtual, Densidad. Disponible en http://labovirtual.blogspot.com/2015/06/densidad.html.

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4. ¿Qué tipo de errores pudieron haber influenciado para que los resultados no fueran exactos? Escriba por lo menos dos errores que pudieron haber ocurrido. REFERENCIAS [1] R. Chang, Química, 10 Edición ed. México D. F.: Mc Graw Hill, 2010. [2] M. Patiño Jaramillo, Química Básica: ITM, 2010. [3] Garzón G., G. (1980). Fundamentos de química general: teoría y problemas Recuperado de http://craiustadigital.usantotomas.edu.co/login?url=https://search.ebscohost.com/login.aspx?direct=true &db=cat06937a&AN=tom.000084822&lang=es&site=eds [4] Principio de Arquímedes. En línea: http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/fluidos/estatica/arquimedes/arquimedes.htm [5] Puntos de Fusión. Método de Thiel. En línea: https://youtu.be/gDkrkYYZ3_Y. [6] Plantilla PDF de presentación de artículos según normas IEEE, 2018. En línea: http://www.unisecmexico.com/archivosPDF/Formato_IEEE.pdf [7] Reglas para citación según normas IEEE, 2018. En línea: http://www2.unavarra.es/gesadj/servicioBiblioteca/tutoriales/Citar_referenciar_(IEEE).pdf

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 1 MEDICIÓN DE PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS ESTADOS SÓLIDO Y LÍQUIDO HOJA DE RESULTADOS Estudiantes:

__________________________________________________ __________________________________________________ _____________________________________

Fecha:

PRÁCTICA PRESENCIAL Actividad 1. Densidad de líquidos Tabla 1. Datos experimentales para medir la densidad de líquidos. Líquido

Masa del Picnómetro (g)

Masa del Picnómetro + Líquido (g)

Masa del líquido (g)

Volumen del líquido (mL)

DENSIDAD (g/mL)

Agua Densidad Promedio

Etanol Densidad Promedio

Actividad 2. Densidad de sólidos Tabla 2. Datos experimentales para medir la densidad de cuerpos sólidos. Sólido

Volumen del agua inicial (mL)

Volumen agua + metal (cm3)

Volumen del metal (cm3)

Masa del metal (g)

DENSIDAD (g/cm3)

Metal DENSIDAD PROMEDIO

Actividad 3. Determinación del punto de fusión mediante tubo de Thiele Tabla 3. Puntos de fusión del ácido benzoico. ÁCIDO BENZOICO Punto de fusión experimental (°C) Punto de fusión teórico (°C) % Error

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Actividad 4. Determinación del punto de ebullición mediante tubo de Thiele Tabla 4. Punto de ebullición del Etanol. ETANOL Punto de ebullición experimental (°C) Punto de ebullición teórico (°C) % Error

CONCLUSIONES

PRÁCTICA VIRTUAL Actividad 1. Densidad de líquidos Tabla 5. Datos experimentales para medir la densidad de líquidos. Sustancia Agua Aceite Cloroformo

Medidas

Densidad (g/mL)

Masa (g) Volumen (mL) Masa (g) Volumen (mL) Masa (g) Volumen (mL)

Actividad 2. Densidad de sólidos Tabla 6. Datos experimentales para medir la densidad de sólidos en opción “A Medida”. Sólido

Volumen del agua inicial (mL)

Volumen agua + sólido (cm3)

Volumen del sólido (cm3)

Masa del sólido (g)

DENSIDAD (g/cm3)

PE expandido Hielo Ladrillo

Tabla 7. Datos experimentales para medir la densidad de sólidos en opción “Misma Masa”. Color del Sólido

Volumen del agua inicial (mL)

Volumen agua + sólido (cm3)

Volumen del sólido (cm3)

Masa del sólido (g)

DENSIDAD (g/cm3)

Amarillo Azul Verde Rojo

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Tabla 8. Datos experimentales para medir la densidad de sólidos con “Misma masa”. Sólido

Masa (g)

Volumen (mL)

Densidad (g/mL)

Madera Oro Aluminio Cobre Piedra pómez Granito PVC

Tabla 8. Datos experimentales para medir la densidad de sólidos con “Mismo volumen”. Sólido

Masa (g)

Volumen (mL)

Densidad (g/mL)

Madera Oro Aluminio Cobre Piedra pómez Granito PVC

Actividad 3. Determinación del punto de fusión Tabla 10. Puntos de fusión y ebullición de sustancias problema. Sustancia Punto de fusión (°C) Punto de ebullición (°C)

A

B

C

D

CONCLUSIONES

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 2 OPERACIONES FUNDAMENTALES DE LABORATORIO: MÉTODOS DE SEPARACIÓN OBJETIVOS General Reconocer las técnicas de separación de sustancias y decidir sobre la conveniencia de su uso para cada situación particular. Específicos 1. Clasificar las mezclas en homogéneas o heterogéneas según su composición y estados de agregación. 2. Determinar el método de separación adecuado para una mezcla, teniendo en cuenta las propiedades físicas de los componentes de la misma. INTRODUCCIÓN Teniendo en cuenta la clasificación de la materia (Figura 1), las mezclas son materiales susceptibles de separación por métodos físicos y mecánicos, hasta recuperar sus componentes en forma pura, o parcialmente pura, para su determinación analítica, o para eliminar otros componentes no deseados. Pueden encontrarse en cualquier estado físico, por lo cual existirán métodos específicos para la separación de cada una de ellas.

Figura 1. Clasificación de la materia.

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En la separación de las mezclas se aprovechan las propiedades físicas de las diferentes sustancias, elementos y compuestos. La materia puede ser separada dependiendo de su naturaleza, siguiendo el curso del siguiente diagrama. SIMPLE

HOMOGÉNEO. Tiene una sola fase SISTEMAS MATERIALES

HETEROGÉNERO. Tiene dos o más fases.

Un solo elemento.

SUSTANCIA Un solo componente.

COMPUESTO Más de un componente.

SOLUCIÓN Más de un componente.

Las principales técnicas de separación basadas en las diferencias de las propiedades de los componentes de las mezclas, se muestran en la Tabla 1. Tabla 1. Descripción básica de algunos procesos de separación. MÉTODOS DE PRINCIPIO SEPARACIÓN Filtración Baja solubilidad. Destilación Diferente punto de ebullición. Sublimación Diferente punto de sublimación. Extracción Diferencia de solubilidad en dos disolventes inmiscibles. Cristalización Diferencia de solubilidad en dos disolventes fríos y calientes. Cromatografía Diferente movilidad de una sustancia que migra a través de un soporte. PRELABORATORIO 1. Consulta las Fichas de Seguridad de cada sustancia química empleada para esta práctica, presencial o virtual según corresponda. 2. Cita un ejemplo de cada uno de los sistemas materiales que se presentan en el diagrama. 3. Cita ejemplos de sistemas naturales donde pueda mostrar la diferencia entre una mezcla y una solución. 4. Describe brevemente los siguientes procesos y qué instrumental se requiere para cada uno: Evaporación, Decantación y Destilación. 5. En el proceso de separación por destilación, ¿cuál es la función del refrigerante, por qué extremo entra el agua al refrigerante? Indica qué precauciones se deben tener. 6. ¿Cuáles son los métodos de purificación de sustancias más usados? Descríbelos brevemente. 7. ¿En qué consiste la extracción de compuestos? Consulta acerca de sus métodos y equipos de extracción en química. 8. ¿Qué es la rotaevaporación? Consulta acerca del equipo para llevar a cabo esta técnica. MATERIALES Y EQUIPOS MATERIAL

REACTIVOS

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1

1 1 1 2 1 1 1 1 2 1 1 1 1 2 8 1 2 1

Agitador de vidrio Balanza analítica Equipo de centrifuga con tubos Cápsula de porcelana Equipo de destilación con mangueras Espátula Erlenmeyer de 250 mL Embudo de filtración grande Embudo de separación de 200 mL Gradilla Pipeta graduada 5 mL con pipeteador Papel filtro Pinzas para cápsula Plancha de calentamiento Probeta de 100 mL Termómetro Tubos de ensayo Tubos de ensayo para centrifuga Varilla de vidrio Vaso de precipitado de 100 mL Vidrio de reloj

0.5 g 2.0 g 2.0 g 2.0 mL 4.0 mL 4.0 mL 5.0 mL

Agua destilada Magnesio en polvo NaCl Arena Ácido acético puro Pb(NO3)2 0.10 M KI 0.10 M HCl 6.0 M

LOS ESTUDIANTES DEBEN TRAER 10 mL de leche entera, 10 mL de leche deslactosada, 10 mL de leche descremada y 10 g de leche en polvo; 1 limón para todo el grupo y bebida para destilación: 10 mL de vino o 10 mL de aguardiente. PROCEDIMIENTO PRESENCIAL Actividad 1. Centrifugación: Aislamiento de la caseína 1. Vierte 5 mL de cada tipo de leche en su respectivo tubo de ensayo, por duplicado. 2. Con ayuda del cuentagotas, agrega 0.5 mL de jugo de limón a la primera serie de cuatro tubos de ensayo, tapa los tubos y rotúlalos. Ver Tabla 2. 3. A la segunda serie de cuatro tubos, agrega 0.5 mL de ácido acético, tápalos y rotúlalos. 4. Coloca los tubos en la centrifuga y ajusta el tiempo de agitación a 3 min. 5. No retires los tubos de ensayo hasta que pare por completo la centrifuga. Una vez finalice el proceso, observa y describe los resultados. Tabla 2. Rotulación de tubos para centrifuga. Tubo 1 2 3 4 5 6 7

Leche entera 5 mL

Leche descremada

Leche deslactosada

Leche en polvo

5 mL 5 mL 5 mL 5 mL 5 mL 5 mL

Limón

Ácido acético

0.5 mL 0.5 mL 0.5 mL 0.5 mL 0.5 mL 0.5 mL 0.5 mL Departamento de Ciencias Básicas

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8

5 mL

0.5 mL

Actividad 2. Separación de una mezcla 1. En un vaso de precipitado de 100 mL mezcla en proporciones equivalentes 2.0 g de NaCl, 2.0 g arena y 0.5 g de magnesio en polvo. 2. Realiza el montaje que se indica en la Figura 2. Dobla un papel filtro como le indique el tutor, ábrelo formando un cono y colócalo en el embudo, humedeciéndolo con agua para fijarlo. 3. Coloca el embudo en un porta-embudos e introduce el tallo en un Erlenmeyer de 100 mL. Toma aproximadamente 2 g de la mezcla anterior en el papel filtro y vierte 5 mL de agua caliente. 4. Pesa una cápsula de porcelana limpia y seca. Recoge el líquido caliente filtrado sobre una cápsula de porcelana y empleando el procedimiento Figura 2. Montaje para de evaporación rápida, evapora el filtrado hasta sequedad y determina filtrar por gravedad. qué tipo de sustancia se encuentra presente. Deja enfriar la cápsula hasta temperatura ambiente y pésala. Anota sus observaciones. 5. Lentamente y gota a gota adiciona HCl 6.0 M al residuo que se encuentra en el papel de filtro hasta que cese cualquier tipo de reacción química. El magnesio presente en la mezcla será arrastrado por la reacción con el HCl a través del papel filtro. Recoge el residuo en un tubo de ensayo y desecha el filtrado en el bidón Tipo 2. 6. Después de removido el magnesio, si hay presente algún residuo en el papel, indica la presencia de cualquier materia inerte, que corresponde a arena en la mezcla. Actividad 3. Separación de una mezcla 1. En un tubo de ensayo agrega 4.0 mL de solución de nitrato de plomo, Pb(NO3)2 0.10 M, y en otro tubo de ensayo agrega 4.0 mL de solución de yoduro de potasio, KI 0.10 M. 2. Mezcla los contenidos de los dos tubos en un vaso de precipitado y agita suavemente con ayuda de la varilla de agitación. Observa y anota los cambios observados. 3. Pesa un papel filtro limpio y seco y acondiciónalo en un embudo de filtración. 4. Introduce el embudo de filtración en un Erlenmeyer de 250 mL y vierte la mezcla anterior. Enjuaga el vaso de precipitado con las aguas del filtrado para no dejar partículas del sólido en él. 5. Una vez termines de filtrar, calienta suavemente el papel filtro con el sólido sobre una plancha de calentamiento a 70°C. Cuando esté completamente seco, deja enfriar a temperatura ambiente y pesa el conjunto papel filtro + sólido. Actividad 4. Separación de líquidos miscibles 1. Prepara el montaje como se indica en la Figura 3. Asegúrate de que el matraz este bien ajustado para que no haya escapes de vapores. Conecta la manguera inferior del refrigerante a la llave del agua y la otra manguera en hacia el desagüe. 2. Mide 15 mL del líquido problema y con ayuda del embudo, deposítalos en el interior del matraz de destilación. 3. Coloca el tapón con el termómetro en la parte superior del matraz. 4. Abre con cuidado la llave del agua y asegúrate que el flujo sea constante a través del refrigerante. 5. Coloca en el extremo libre del equipo de destilación un vaso de precipitado rodeado de hielo.

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6. Cuando todo esté listo, enciende la manta de calentamiento o mechero y comienza a tomar la temperatura cada 30 s. Cuando la temperatura sea constante, apaga el sistema de calentamiento y sigue registrándola cada 30 s hasta que descienda a la temperatura ambiente.

Figura 3. Montaje para destilación simple. PROCEDIMIENTO VIRTUAL Responde las siguientes preguntas de acuerdo al aplicativo de práctica virtual: 1. Ingresa al simulador virtual a través del link http://www.objetos.unam.mx/quimica/suelo/, a continuación da clic en “Entrar”.

Captura 1. Pantalla de “Ruta metodológica” en el aplicativo de laboratorio virtual de la UNAM. 2. Enumera los implementos de seguridad que se deben emplear para la realización de esta práctica. 3. Consulta acerca de los componentes del suelo y si corresponde a una mezcla homogénea o heterogénea y por qué. Actividad 1. El suelo: mezcla homogénea o heterogénea Departamento de Ciencias Básicas

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1. Resume el tercer punto de tu consulta para el procedimiento virtual y coloca tu respuesta en el simulador de la UNAM. A continuación, da clic en la flecha amarilla de la derecha.

Captura 2. Pantalla de registro de hipótesis del simulador virtual de la UNAM. 2. Navega en la plataforma para reconocer los utensilios a utilizar en esta simulación. 3. En la siguiente pantalla, arrastra la lupa hacia cada muestra para observarla y da clic en el palillo para retirar el material adicional. Toma nota de todas las observaciones en la opción Tabla de evidencias y da clic en la flecha amarilla de la derecha para continuar.

Captura 3. Pantalla de Preparación de la muestra de suelos. 4. Toma nota de la explicación que presenta el aplicativo simulador. 5. Arrastra el frasco lavador o piseta hacia cada muestra de suelo para rociarlo con agua. Observa y toma nota de lo sucedido.

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Captura 4. Pantalla de Experimento de color de la muestra de suelos. 6. No olvides anotar las observaciones en la Tabla de Evidencias. Da clic en la flecha amarilla de la derecha para continuar y toma nota de la explicación. 7. A continuación, da clic sobre los botones de play en cada muestra y observa atentamente los vídeos.

Captura 5. Pantalla de Experimentos de textura de las muestras de suelos. 8. Toma nota de las observaciones en la Tabla de Evidencias, da clic en la flecha amarilla de la derecha para continuar y toma nota de la Explicación que aparece en pantalla. 9. En la siguiente pantalla, arrastra cada plato con la muestra a la balanza digital y registra su peso inicial, luego lleva la muestra al horno espera unos segundos y bájala nuevamente a la balanza para registrar su peso final. Registra los datos de los pesos en tu bitácora de laboratorio. Tabla 1. Registro de pesos de Experimento con horno. Suelo Peso inicial (g) Peso final (g) Departamento de Ciencias Básicas

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Cultivo de fresa Cultivo de nopal Cultivo de caña de azucares

Captura 6. Pantalla del Experimento con horno para muestras de suelos. 10. No olvides registras tus observaciones en la Tabla de Evidencias, da clic en la flecha amarilla de la derecha para continuar y toma nota de la Explicación que aparece en pantalla. 11. Observa los vídeos dando clic en el botón de play ubicado al lado de cada erlenmeyer, registra tus observaciones en la Tabla de Evidencias y da clic en la flecha amarilla de la derecha para continuar. 12. En la sección conclusiones, consulta acerca de las preguntas que se formulan en el simulador, introduce tus respuestas y descarga el PDF para adjuntar con tu informe de laboratorio. Actividad 2. Separación de mezclas homogéneas 1. Ingresa al link https://phet.colorado.edu/sims/cheerpj/sugar-and-salt-solutions/latest/sugar-andsalt-solutions.html?simulation=sugar-and-salt-solutions&locale=es.

Captura 7. Pantalla de interfaz PhET Colorado de soluciones de azúcar y sal. 2. Agita el salero vigorosamente para adicionar el sólido en el agua. Observa y anota lo ocurrido. Departamento de Ciencias Básicas

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3. Desliza el botón de evaporación hasta la mitad de la barra y observa cómo se va evaporando el líquido. Registra en tu bitácora de laboratorio, lo ocurrido en la gráfica de concentración a medida que evaporas. 4. Ahora selecciona la opción Micro en la barra superior izquierda y repite los pasos 2 y 3 con el sólido. 5. Explica lo que ocurre con el sólido en la simulación de evaporación. 6. Repite los pasos 2 - 5 esta vez con la sacarosa. Actividad 3. Separación mediante reacción química 1. Ingresa al simulador de Laboratorio Virtual http://labovirtual.blogspot.com/search/label/Ley%20de%20las%20proporciones%20definidas%2 0%28II%29.

Captura 8. Pantalla de Labovirtual para separación de mezclas por reacciones químicas. 2. Registra el peso de la cápsula vacía. 3. Escoge el metal Al, arrástralo al lado de la balanza superior y clickea cinco (5) veces sobre la flecha azul hacía arriba para adicionar el sólido. Anota el peso que se registra en la balanza. 4. A continuación, da clic sobre el botón azul para adicionar el ácido y observa todo lo que sucede.

Captura 9. Pantalla de pesaje de las sustancias problema. 5. Finalmente, registra el peso final cápsula + sólido. Concluye sobre el proceso. 6. Pulsa el botón azul (al lado de la balanza inferior) y repite la experiencia (pasos 2 - 5) con Zn y Mg.

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Cálculos 1. Identifique los métodos de separación utilizados en cada proceso. 2. Escriba las propiedades de las mezclas y las propiedades de las combinaciones químicas. 3. Establezca diferencias entre métodos de separación físicos y químicos. 4. Escriba 5 ejemplos de mezclas homogéneas y 5 ejemplos de mezclas heterogéneas, diferentes a los trabajados en la práctica. 5. Represente mediante dibujos cada montaje realizado en la práctica. REFERENCIAS 1. R. Chang, Química, 10 Edición ed. Mc Graw Hill: México D. F., 2010. 2. M. Valcárcel Cases y A. Gómez Hens, Técnicas Analíticas de Separación, ed. Reverté, S. A. España, 1988. 3. Garzón, Guillermo. Química General con laboratorio. McGraw Hill: Segunda Edición. 1990. 4. http://www.objetos.unam.mx/quimica/suelo/ 5. https://phet.colorado.edu/sims/cheerpj/sugar-and-salt-solutions/latest/sugar-and-saltsolutions.html?simulation=sugar-and-salt-solutions&locale=es 6. http://labovirtual.blogspot.com/search/label/Ley%20de%20las%20proporciones%20definidas%2 0%28II%29

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 2 OPERACIONES FUNDAMENTALES DE LABORATORIO: MÉTODOS DE SEPARACIÓN HOJA DE RESULTADOS Estudiantes: Fecha:

__________________________________________________ __________________________________________________ _____________________________________ PRÁCTICA PRESENCIAL

Actividad 1. Centrifugación: Aislamiento de la caseína Observaciones:

Actividad 2. Separación de una mezcla Observaciones:

Actividad 3. Separación de una mezcla Observaciones:

Actividad 4. Separación de líquidos miscibles Observaciones:

CONCLUSIONES

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PRÁCTICA VIRTUAL Actividad 1. El suelo: mezcla homogénea o heterogénea Hipótesis

Suelo Cultivo de fresa Cultivo de nopal Cultivo de caña de azucares Explicación

Suelo Cultivo de fresa Cultivo de nopal Cultivo de caña de azucares Explicación

Suelo Cultivo de fresa Cultivo de nopal Cultivo de caña de azucares Explicación

Suelo Cultivo de fresa Cultivo de nopal Cultivo de caña de azucares Explicación

Preparación de Muestras Observación de componentes

Experimento de Color Observación de color

Experimento de Textura Observación de textura (limoso, arcilloso o arenoso)

Experimento con horno Observación de humedad

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Suelo Cultivo de fresa Cultivo de nopal Cultivo de caña de azucares Explicación

Experimento con probeta Observación de burbujas

Actividad 2. Separación de mezclas homogéneas Tipo de Sustancia observación MACRO

MICRO

Observación

Sal Sacarosa Sal Sacarosa

Actividad 3. Separación mediante reacción química Experimento

Al

Zn

Mg

Masa cápsula vacía (g) Masa cápsula + metal (g) Masa cápsula + sal metálica (g)

CONCLUSIONES

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 3 RECONOCIMIENTO DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS DE LA TABLA PERIÓDICA OBJETIVOS General Identificar las propiedades fisicoquímicas de algunos elementos representativos de la tabla periódica. Específicos 1. Identificar características generales de elementos metálicos y no metálicos. 2. Reconocer metales y no metales mediante reacción con HCl. 3. Identificar diferentes metales mediante la prueba de la llama. INTRODUCCIÓN De acuerdo a sus propiedades, los elementos se clasifican como metales y no metales. En general, los elementos metálicos son sólidos con altos puntos de fusión, poseen brillo metálico, son dúctiles y maleables, conducen la corriente eléctrica y al combinarse con no metales ceden electrones formando cationes. Los no metales, por el contrario, son líquidos o gases y cuando se presentan en forma sólida poseen puntos de fusión bajos; estos elementos no conducen la corriente eléctrica y al combinarse con metales tienden a ganar electrones formando aniones. Investigadores de los XVIII y XIX idearon la prueba de la llama para identificar varios elementos mediante la coloración que éstos emiten cuando se someten a altas temperaturas. Al igual que los fuegos artificiales, estos colores de la llama son consecuencia de las estructuras electrónicas de los átomos de ciertos elementos específicos. Los metales del grupo 1 y 2 de la Tabla periódica son sustancias cuyos átomos por lo general contienen uno o dos electrones en su configuración electrónica externa (capa de valencia) y orbitales disponibles para aceptar electrones. Al reaccionar tienden a formar compuestos iónicos (sales) por transferencia de electrones. Estos elementos metálicos son muy reactivos por ceder fácilmente los electrones de la capa de valencia “s” y emiten luz al excitarse produciendo llamas de diferentes colores, propiedad que se utiliza para identificarlos. PRELABORATORIO 1. Consulta la ficha de seguridad de cada uno de los reactivos a emplear en esta práctica. 2. Dibuja la tabla periódica e indica la clasificación de los elementos: metales, metaloides y no metales. 3. Consulta las partes de una llama y dibújala. Indica dónde se presenta la zona más caliente. 4. ¿A qué se deben las diferentes coloraciones que presentan los metales al someterlos a la prueba de la llama? ¿Cómo influye la presencia de los aniones en la prueba de la llama? 5. ¿Qué es la huella dactilar de un metal? 6. Consulta brevemente acerca de los compuestos empleados en pirotecnia e indica al menos tres (3) metales responsables del color emitido. MATERIALES Y EQUIPOS

1

MATERIAL Alambre de platino o nicromio

REACTIVOS 15 mL

HCl al 37% Departamento de Ciencias Básicas

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1 1 1 1 1 6 2

Cápsula de porcelana Imán Mechero Multímetro Pinzas para cápsula Tubos de ensayo Vidrio de reloj

0.2 g 0.2 g 0,2 g 0,2 g 0.2 g 0.2 g 0.2 g 0.2 g 1.0 g 1.0 g 0.5 g

LiCl NaCl KCl CaCO3 SrCl2 Ácido bórico H3BO3 Pb(NO3)2 Cu(SO4)2 Azufre Láminas de aluminio Mg, Zn, Fe láminas o granallas Na, K, Mg, Al, Fe, Cu, Zn, S, Pb.

PRECAUCIONES El azufre debe manejarse con espátula. Evita el contacto con la piel. Si hay contacto, lava con abundante agua. PROCEDIMIENTO PRESENCIAL Actividad 1. Propiedades físicas de metales y no metales 1. Observa la apariencia de los elementos Al, Mg, Zn, Fe, Cu, S, Sn, Pb, Na, K. Registra sus observaciones en la Tabla 1. Actividad 2. Propiedades químicas de metales y no metales 1. Reacción con HCl: La formación de gas demuestra que una reacción se llevó a cabo. 1.1. Toma 8 tubos de ensayo y rotúlalos del 1 al 8. 1.2. Deposita en cada tubo de ensayo una PEQUEÑA cantidad (0.2 g aprox.) de muestra de los elementos Al, Mg, Zn, Fe, Cu, S, Sn, Pb. 1.3. Adiciona 0.5 mL de HCl al 37% en cada tubo. Observa los cambios y registra tus observaciones en la Tabla 2. Actividad 3. Prueba de la flama para identificación de metales 1. Limpia el alambre de platino humedeciéndolo en ácido clorhídrico, que debe estar en la cápsula de porcelana e introdúcelo en la llama del mechero. 2. Si en la llama observas alguna coloración, humedece en el HCl y calienta varias veces el alambre de platino, hasta que la llama no se coloree. 3. Cuando el alambre esté limpio, humedécelo en HCl y toma una pequeña porción de la primera sal metálica dispuesta. 4. Introduce el alambre en la llama y tome nota de la coloración que adquiere. 5. Limpia nuevamente el alambre y Repite el experimento anterior con cada una de las sales metálicas restantes. Registra tus observaciones en la Tabla 3. Cálculos 1. Clasifica los elementos de la Actividad 1 en dos grupos, basándote en las similitudes de sus propiedades físicas y químicas. Muchos metales reaccionan con HCl y con una solución de CuCl2.2H2O. Departamento de Ciencias Básicas

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PROCEDIMIENTO VIRTUAL Actividad 1. Metales a la llama 1. Ingresa al link http://labovirtual.blogspot.com/search/label/ensayo%20a%20la%20llama.

Captura 1. Pantalla de simulador para Análisis a la llama. 2. Acerca el cursor al primer metal de la lista y llévalo hacia la llama. Observa la coloración que emite y registra las observaciones en la Tabla 4 de la Hoja de Resultados. 3. Repite el paso 2 con cada uno de los metales de la lista disponibles. Actividad 2. Reacciones de metales 1. Ingresa a la página web: http://www.objetos.unam.mx/quimica/oxigeno_mnm/index.html.

Captura 2. Pantalla de “Ruta metodológica” en el aplicativo de laboratorio virtual de la UNAM. 2. Verifica las medidas de seguridad para esta práctica. 3. Introduce sus hipótesis en la sección correspondiente, de acuerdo a tu consulta de prelaboratorio. 4. Continua a la sección Material de Trabajo y selecciona el material que se lista en la aplicación. Parte 1

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1. A continuación, escoge el metal Magnesio y selecciona los siguientes materiales: pinzas de crisol y cápsula de porcelana. Da clic sobre la flecha naranja de la derecha. 2. Por única vez, se debe preparar el indicador. Para ello, sigue las instrucciones que se indican en la pantalla Preparación de la Solución y una vez finalices, cierra la ventana de preparación.

Captura 3. Pantalla de sección “Preparación de la solución” en el aplicativo de laboratorio virtual de la UNAM. 3. En la sección Preparación del experimento, da clic sobre el mechero y luego sobre las pinzas, observa lo que sucede y continúa a la siguiente pantalla. 4. En la sección Obtención de óxidos, da clic en el botón play, observa lo que sucede (esto lo puedes repetir varias veces) y descríbelo en tu bitácora de laboratorio. Identifica la reacción que se produce. 5. Continúa a la sección Verificación, arrastra la pinza sobre el recuadro naranja y luego arrastra el vaso de precipitado; revisa el pH de la solución final y anótalo en tu bitácora. 6. Finalmente, registra el cuadro de Contrastación de sustancias con sus respuestas y da clic sobre Verificar aciertos.

Captura 4. Pantalla de sección “Contrastación de sustancias” en el aplicativo de laboratorio virtual de la UNAM.

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7. Da clic sobre el recuadro Elige un metal y continua con la siguiente experimentación. 8. Diligencia la Tabla 5 de la Hoja de Resultados: Escribe la(s) ecuación(es) química(s) balanceada(s), clasifica las reacciones que se llevaron a cabo en esta sección y determina si hay o no transferencia de electrones. Parte 2 1. A continuación, escoge el metal Sodio y selecciona los siguientes materiales: cápsula de porcelana, trípode con maya de asbesto y espátula. Da clic sobre la flecha naranja de la derecha. 2. En la sección Preparación del experimento, arrastra las pinzas al recuadro naranja y observa. Luego arrastra la cápsula de porcelana sobre el trípode con maya de asbesto y observa. Continúa a la siguiente pantalla.

Captura 5. Pantalla de sección “Preparación del experimento” con metales en el aplicativo de laboratorio virtual de la UNAM. 3. En la sección Obtención de óxidos, da clic en el botón play, observa lo que sucede (esto lo puedes repetir varias veces) y descríbelo en tu bitácora de laboratorio. Identifica la reacción que se produce. 4. Continúa a la sección Verificación, arrastra la cápsula sobre el recuadro naranja y luego arrastra el vaso de precipitado; revisa el pH de la solución final y anótalo en tu bitácora. 5. Finalmente, registra el cuadro de Contrastación de sustancias con tus respuestas y da clic sobre Verificar aciertos. 6. Da clic sobre el recuadro Elige un metal y repite la siguiente experimentación con potasio y calcio. 7. Diligencia la Tabla 5 de la Hoja de Resultados: Escribe la(s) ecuación(es) química(s) balanceada(s), clasifica las reacciones que se llevaron a cabo en esta sección y determina si hay o no transferencia de electrones. Parte 3 1. A continuación, escoge el NO metal carbono y selecciona los siguientes materiales: Erlenmeyer, espátula, tapones y cucharilla de combustión. Da clic sobre la flecha naranja de la derecha. 2. En la sección Preparación del experimento, arrastra la espátula al recuadro naranja y observa. Luego da clic sobre el mechero, arrastra la cucharilla de combustión al recuadro naranja y observa. Continúa a la siguiente pantalla.

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Captura 5. Pantalla de sección “Preparación del experimento” con NO metales en el aplicativo de laboratorio virtual de la UNAM. 3. En la sección Obtención de óxidos, da clic en el botón play, observa lo que sucede (esto lo puedes repetir varias veces) y descríbelo en su bitácora de laboratorio. Identifica la reacción que se produce. 4. Continúa a la sección Verificación, da clic sobre el vaso de precipitado y observa. Luego arrastra el Erlenmeyer sobre el recuadro naranja; revisa el pH de la solución final y anótalo en tu bitácora. 5. Finalmente, registra el cuadro de Contrastación de sustancias con tus respuestas y da clic sobre Verificar aciertos. 6. Da clic sobre el recuadro Elige un metal y repite la siguiente experimentación con azufre. 7. Diligencia la Tabla 1 de la Hoja de Resultados: Escribe la(s) ecuación(es) química(s) balanceada(s), clasifica las reacciones que se llevaron a cabo en esta sección y determina si hay o no transferencia de electrones. Sección Conclusiones del aplicativo 1. Finalmente, da clic sobre Conclusiones teniendo en cuenta las siguientes preguntas: a. De acuerdo con las reacciones planteadas en tus hipótesis, indica si concuerdan los resultados observados. b. Realiza un análisis de los resultados obtenidos contrastando con los referentes teóricos consultados. c. Si tienes una observación adicional a tus hipótesis, regístrala en esta sección. 2. Una vez registres tus conclusiones en el aplicativo, da clic en Imprimir las respuestas, guarda el archivo en PDF y adjúntalo con tu informe. Limpieza de material 1. Después de concluir, da clic sobre la flecha naranja de la derecha y lee sobre la adecuada limpieza del material empleado. 2. Nuevamente, da clic sobre la flecha naranja de la derecha y diligencia la tabla sobre ¿cuáles son las características de los metales y no metales? Captura un pantallazo de su resolución y adjúntala en tu Informe. REFERENCIAS 1. R. Chang, Química, 10 Edición ed. Mc Graw Hill: México D. F., 2010. Departamento de Ciencias Básicas

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2. Petrucci, Ralph. Química General. Bogotá, Colombia, 1977. 3. Umland, Jean B y Bellama, Jon M. Química General. México, 2000. 4. QuimiTube, 2018. Colores que hablan: ensayos de coloración a la llama para los elementos químicos. Obtenido de http://www.quimitube.com/ensayos-de-coloracion-a-la-llama-para-loselementos-quimicos. 5. http://labovirtual.blogspot.com/search/label/ensayo%20a%20la%20llama. 6. http://www.objetos.unam.mx/quimica/oxigeno_mnm/index.html.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 3 RECONOCIMIENTO DE LOS ELEMENTOS DE LA TABLA PERIÓDICA HOJA DE RESULTADOS Estudiantes: Fecha:

__________________________________________________ __________________________________________________ _____________________________________

PRÁCTICA PRESENCIAL Tabla 1. Propiedades físicas de los elementos observados en el laboratorio. Elemento Color Brillo Conductividad Maleabilidad Dureza Aluminio Magnesio Zinc Hierro Cobre Estaño Azufre Sodio Potasio Tabla 2. Reacción de algunos elementos con HCl. Reacción con Elemento HCl Aluminio Magnesio Zinc Hierro Cobre Estaño Azufre Plomo Tabla 3. Observaciones de los metales expuestos a la llama Nombre del Color de la Metal que Fórmula química compuesto llama produce el color

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PRÁCTICA VIRTUAL Actividad 1. Metales a la llama Tabla 4. Registro de coloración a la llama de diferentes metales. Metal

Cu

K

Pb

Ca

Na

Sr

Coloración

Actividad 2. Reacciones de metales Tabla 5. Reacciones y Ecuaciones Químicas experimentadas. Elem.

Ecuaciones Químicas Reacción con oxígeno: 𝐸𝑠𝑐𝑟𝑖𝑏𝑎 𝑎𝑞𝑢í 𝑙𝑎 𝑒𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖ó𝑛.

Mg Reacción del óxido con agua: Reacción con oxígeno: Na Reacción del óxido con agua: Reacción con oxígeno: K Reacción del óxido con agua: Reacción con oxígeno: Ca Reacción del óxido con agua: Reacción con oxígeno: C Reacción del óxido con agua: Reacción con oxígeno: S Reacción del óxido con agua:

𝐸𝑠𝑐𝑟𝑖𝑏𝑎 𝑎𝑞𝑢í 𝑙𝑎 𝑒𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖ó𝑛. 𝐸𝑠𝑐𝑟𝑖𝑏𝑎 𝑎𝑞𝑢í 𝑙𝑎 𝑒𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖ó𝑛. 𝐸𝑠𝑐𝑟𝑖𝑏𝑎 𝑎𝑞𝑢í 𝑙𝑎 𝑒𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖ó𝑛. 𝐸𝑠𝑐𝑟𝑖𝑏𝑎 𝑎𝑞𝑢í 𝑙𝑎 𝑒𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖ó𝑛. 𝐸𝑠𝑐𝑟𝑖𝑏𝑎 𝑎𝑞𝑢í 𝑙𝑎 𝑒𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖ó𝑛. 𝐸𝑠𝑐𝑟𝑖𝑏𝑎 𝑎𝑞𝑢í 𝑙𝑎 𝑒𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖ó𝑛. 𝐸𝑠𝑐𝑟𝑖𝑏𝑎 𝑎𝑞𝑢í 𝑙𝑎 𝑒𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖ó𝑛. 𝐸𝑠𝑐𝑟𝑖𝑏𝑎 𝑎𝑞𝑢í 𝑙𝑎 𝑒𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖ó𝑛. 𝐸𝑠𝑐𝑟𝑖𝑏𝑎 𝑎𝑞𝑢í 𝑙𝑎 𝑒𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖ó𝑛. 𝐸𝑠𝑐𝑟𝑖𝑏𝑎 𝑎𝑞𝑢í 𝑙𝑎 𝑒𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖ó𝑛. 𝐸𝑠𝑐𝑟𝑖𝑏𝑎 𝑎𝑞𝑢í 𝑙𝑎 𝑒𝑐𝑢𝑎𝑐𝑖ó𝑛.

Tipo de Reacción Reacción. Reacción. Reacción. Reacción. Reacción. Reacción. Reacción. Reacción. Reacción. Reacción. Reacción. Reacción.

Pantallazo de la resolución a la pregunta ¿cuáles son las características de los metales y no metales? En el aplicativo:

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CONCLUSIONES Escriba aquí las conclusiones generales de la práctica realizada, teniendo en cuenta los conceptos vistos en clase y su consulta.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 4 LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA OBJETIVOS General Comprobar la constancia de la cantidad de materia en una reacción química. Específicos 1. Definir conceptos de materia y masa. 2. Diferenciar conceptual y experimentalmente la idea de conservación de la masa empleando reacciones químicas. 3. Adquirir mayor destreza en el manejo de la balanza analítica como instrumento fundamental de medición de masas. INTRODUCCIÓN Ley de la conservación de la masa: enuncia que en una reacción química ordinaria (en las condiciones usuales en el laboratorio) la masa de todos los productos es igual a la masa de los productos reaccionantes, ósea que la materia ni se crea ni se destruye en cantidad. Este principio, es el corazón de la Ley de Lavoisier y uno de los pilares del surgimiento de la ecuación química junto con la nomenclatura moderna de los compuestos químicos. Recibe su nombre de Antoine Laurent Lavoisier, que sólo vivió 51 años, entre 1743 y 1794, pero cuyo trabajo fue tan importante que aún perdura como base de la química moderna. La ley de conservación de la materia, cuando escribimos una ecuación química, debemos ajustarla de manera que cumpla con esta ley. El número de átomos en los reactivos debe ser igual al número de átomos en los productos. El ajuste de la ecuación se logra colocando índices estequiométricos delante de cada molécula. El índice estequiométrico es un número multiplica a los átomos de la sustancia delante de la cual está colocado. Tomemos por ejemplo la reacción química de formación de amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno, como se indica en la Ec.1. 𝑁2 + 𝐻2 → 𝑁𝐻3

Ec. 1.

Observamos que en los reactivos hay dos átomos de nitrógeno y dos átomos de hidrógeno, mientras que en los productos hay sólo un átomo de nitrógeno y tres de hidrógeno. Para que la ecuación química cumpla con la ley de conservación de la materia, tenemos que agregar coeficientes estequiométricos, como se muestra en la Ec.2: 𝑁2 + 𝐻2 → 𝑁𝐻3

Ec. 2.

PRELABORATORIO 1. Consulta las fichas de seguridad de los reactivos que se empleen en esta práctica. 2. Averigua, ¿cuál es el producto de la reacción entre aluminio e hidróxido de potasio?, ¿cuál es el producto de la reacción entre ácido clorhídrico y bicarbonato de sodio? Presente las ecuaciones de reacción balanceadas. 3. Consulta acerca de la ley de la conservación de la masa. Departamento de Ciencias Básicas

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MATERIALES Y EQUIPOS

1 1 4 1 2 2 2 2

MATERIAL Agitador de vidrio Balanza analítica Embudo de filtración Erlenmeyer 100 mL Espátula Tubo de ensayo Vaso de precipitado 100 mL Vaso de precipitado 200 mL Vidrio de reloj

REACTIVOS Agua 0.5 g Aluminio en polvo 2.0 g NaHCO3 20 mL KOH 10% 20 mL HCl 10% 5.0 g CaCO3 5.0 g NaCl 0.3 g AgNO3 2.5 g CaCl2

PRECAUCIONES Cuidado con el uso de ácidos y las bases, emplee todos los elementos de protección personal. NOTA: Los estudiantes deben llevar 3 globos medianos de boquilla mediana y 2 globos pequeños de boquilla angosta, por grupo de trabajo. PROCEDIMIENTO Actividad 1. Producción de hidrógeno 1. Pesa un erlenmeyer de 100 mL vacío y adiciona 20 mL de solución de KOH al 10%. Vuelva a pesar y registre estos pesos. 2. Pesa una bomba vacía. Coloca en la bomba aproximadamente 0.5 g de virutas de Aluminio. Vuelva a pesar y registre estos pesos. 3. Realiza el montaje según la Figura 1. Conecte la bomba a la boca del erlenmeyer, cuidando de no arrojar el contenido dentro del recipiente. 4. Pesa el montaje de la Figura 1. 5. Deje caer el contenido de la bomba dentro del erlenmeyer cuidadosamente y observa cómo se infla el globo. CUIDADO, la reacción es exotérmica. 6. Tan pronto termine la reacción vuelve a pesar el conjunto. Figura 1. Montaje 7. ¿Qué gas se obtuvo? Representa la ecuación correspondiente y nombra los para la obtención de compuestos involucrados en la reacción en los tres sistemas de hidrógeno. nomenclatura. 8. Suelta el globo atado al aire libre. ¿Qué sucede? ¿Por qué? 9. Repite los pasos 1-8, pero esta vez cambie el KOH por 20 mL de una solución HCl al 10% en el erlenmeyer y en la bomba agrega 2.0 g de bicarbonato de sodio, NaHCO3. Actividad 2. Reacción con carbonato de calcio PRIMERA PARTE 1. Utiliza dos vasos de precipitado, vierte en el primero 5 g de carbonato de calcio con 30 mL de H2O y en el otro 5 g de cloruro de sodio con 30 mL de H2O. 2. Pesa cuidadosamente el contenido de los dos vasos.

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3. Vierte una solución sobre la otra, anota tus observaciones y saca tus conclusiones con respecto a la naturaleza del cambio (químico o físico). 4. Vuelve a pesar los dos vasos, usando la misma balanza. ¿Hubo cambio en el peso total? ¿Cuál es la relación entre este experimento y la ley de la conservación de la masa? ¿Cómo es la masa de los productos con respecto de la masa de los reactivos? SEGUNDA PARTE 1. Repite el procedimiento anterior, pero en lugar de solución de cloruro de sodio, emplea 5 mL de HCl al 10% y cuando mezcles las soluciones hazlo con cuidado. 2. Anota las observaciones y saca tus conclusiones sobre la naturaleza del cambio (químico, o físico). 3. Vuelve a pesar los mismos vasos de precipitado, lo mismo que en el caso anterior. ¿Hubo cambio en el peso? ¿Por qué? 4. ¿Cuál es la relación entre este experimento y la ley de la conservación de la masa? ¿Cómo es la masa de los productos con respecto de la masa de los reactivos? Actividad 3. Precipitación de cloruros 1. En un tubo de ensayo, coloca 0.3 g de AgNO3 y disuélvalos en 3 mL de agua para obtener una solución. 2. En otro tubo de ensayo, coloca 1.0 g de CaCl2 y disuélvelos en 3 mL de agua. 3. Pesa ambos tubos de ensayo y registra el peso de sus masas. En seguida, con mucho cuidado, vierte la solución de CaCl2 en la solución de AgNO3 y describe lo observado. 4. Pesa el tubo de ensayo con el producto de la mezcla y registra este peso. ¿Se cumple la LCM? Cálculos 1. Representa las ecuaciones químicas de cada proceso experimentado. 2. ¿Se cumple la ley de la conservación de la masa en cada uno de los procedimientos? 3. De manera general, ¿en qué casos no se cumple la ley de la conservación de la masa? 4. ¿Que concluyó Lavoisier con sus experimentos? REFERENCIAS 7. R. Chang, Química, 10 Edición ed. Mc Graw Hill: México D. F., 2010. 8. Mortimer, E.C. Química. Grupo Editorial lberoamericana, 1983. 9. Greene, J.E. 100 Grandes Científicos. Diana, México, 1981. 10. Brown Theodore L, LeMay H. Eugene, Bursten Bruce E. Quimica, La ciencia central, 1993.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 4 LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA HOJA DE RESULTADOS Estudiantes:

__________________________________________________ __________________________________________________ _____________________________________

Fecha:

Actividad 1. Producción de hidrógeno

No.

Tabla 1. Diferencia de masas de reacciones experimentadas. Masa conjunto Masa conjunto matraz Contenido matraz + globo + globo después de antes de reaccionar reaccionar

Reacción química

1 2 Actividad 2. Reacción con carbonato de calcio

No.

Tabla 2. Masas de las reacciones entre CaCO3 con NaCl y HCl. Masa conjunto Masa conjunto matraz Contenido matraz antes de después de reaccionar reaccionar

Reacción química

1 2 Actividad 3. Precipitación de cloruros

No.

Tabla 3. Masas de la reacción entre AgNO3 con CaCl2. Masa conjunto tubo Masa conjunto tubo Contenido antes de reaccionar después de reaccionar

Reacción química

1 CONCLUSIONES

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 5 REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS OBJETIVOS General Identificar cambios químicos de la materia y reconocer diferentes tipos de reacciones químicas. Específicos 1. Identificar un cambio químico y reconocer cuando se produce una reacción química. 2. Escribir correctamente una ecuación química. 3. Observar diferentes clases de reacciones químicas. INTRODUCCIÓN En los cambios químicos los productos son diferentes a los reaccionantes y su composición es diferente. Como se aprecia en la Figura 1, en las moléculas de los productos se encuentran los mismos átomos con la diferencia que han sido reorganizados. Puesto que se han formado sustancias diferentes, aparecen nuevas propiedades. La mayoría de las reacciones químicas van acompañadas por cambios visibles, como las variaciones de color, formación de un precipitado, desprendimiento de un gas, desprendimiento de luz o cambio de temperatura.

Figura 1. Reordenamiento de átomos en una reacción química. Una reacción química es un proceso, en el cual una sustancia o sustancias desaparecen para formar una o más sustancias nuevas. Las ecuaciones químicas son el modo de representar las reacciones químicas. Por ejemplo, el hidrógeno gaseoso (H2) puede reaccionar con oxígeno gaseoso (O2) para dar agua (H2O). La ecuación química para esta reacción se escribe: 2𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) → 2𝐻2 𝑂(𝑙) La flecha significa “produce”. Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominadas reactivos. A la derecha de la flecha estas fórmulas químicas de las sustancias producidas se denominan productos. Los números al lado de las fórmulas son los coeficientes estequiométricos; el coeficiente 1 se omite. De esta forma, podemos decir que: Dos moléculas de hidrógeno molecular reaccionan con una molécula de oxígeno molecular para producir dos moléculas de agua. O: Departamento de Ciencias Básicas

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Dos moles de hidrógeno molecular reaccionan con una mol de oxígeno molecular para producir dos moles de agua. PRELABORATORIO 1. Investigue sobre las reacciones químicas, su clasificación y ejemplos de ellas. 2. Enumere evidencias que indiquen que se ha llevado a cabo una reacción química. 3. ¿Cómo se determina el número de oxidación de los elementos que forman los compuestos? 4. ¿Qué es Reducción, Oxidación, Agente oxidante y Agente reductor? 5. Consulta la ficha de seguridad para cada uno de los reactivos a emplear en la práctica. MATERIALES Y EQUIPOS

1 1 1 1 1 1 1 1 1 1 5 1 1

MATERIAL Agitador de vidrio Embudo de filtración mediano Erlenmeyer de 200 mL Gradilla Mechero Papel filtro Pinzas para crisol Pipeta graduada 10 mL Pipeteador Termómetro Tapón de caucho para tubo Tubos de ensayo Vaso de precipitado de 100 mL Vidrio de reloj

REACTIVOS 0.2 g 2 cm 0.2 g 0.2 g 11 mL 8 mL 2 mL 0.5 mL 1.0 g 0.5 mL 1.0 mL

Agua Óxido de calcio Cinta de magnesio KI Pb(NO3)2 CuSO4∙6H2O solución 1.0 M NaOH solución 0.50 M Solución saturada de glucosa H2SO4 concentrado Granallas o láminas de Zinc Azul de metileno Fenolftaleína Tirilla de papel indicador universal

NOTA: Los estudiantes deben traer dos pitillos y dos puntillas, una nueva y una oxidada. PROCEDIMIENTO 5. Observa cuidadosamente cada una de las reacciones que se describen a continuación. 6. Completa la Tabla 1: Escribe la ecuación química balanceada, clasifica la reacción y determina si hay o no transferencia de electrones. Ten en cuenta la temperatura ambiente. Reacción 1 1. Añade un 1 mL de agua en un tubo de ensayo y agrega 2 gotas de fenolftaleína. 2. Adiciona aproximadamente 0.2 g de óxido de calcio y mide la temperatura inmediatamente. 3. Agita con cuidado (evita romper el termómetro). Observa y registra tus observaciones. Reacción 2 1. Corta 2 cm de la cinta de magnesio y con ayuda de las pinzas sométela a calentamiento por uno de sus extremos durante algunos minutos. No observes directamente la luz intensa que se produce. 2. Recoge las cenizas en un vidrio de reloj y adiciona 1 mL de agua. Departamento de Ciencias Básicas

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3. Con una tirilla de papel indicador determina el pH de la muestra resultante. Reacción 3 1. Rotula dos tubos de ensayo. En ambos adiciona 3 mL de una solución 1.0 M de sulfato de cobre, CuSO4∙6H2O. Observa sus coloraciones iniciales. 2. Al primer tubo de ensayo agrega una puntilla oxidada y al segundo tubo una puntilla nueva. Deja reposar por 15 min y observa los cambios ocurridos. 3. Dobla un papel filtro como te indique tu tutor. Ubica el papel en un embudo de filtración y coloca este sistema sobre un Erlenmeyer. Vierte el contenido del primer tubo y filtra la solución. Observa los residuos obtenidos en el papel filtro y describe la reacción. 4. Repite el punto 3, pero esta vez filtra el contenido del segundo tubo de ensayo. Reacción 4 1. En un tubo de ensayo colocar de 5 mL de una solución 1.0 M de sulfato de cobre, CuSO4∙6H2O. 2. Acidula la solución con 6 gotas de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado. 3. Adiciona al tubo un trozo de una granalla de zinc. Deja reposar y observa. 4. Explica lo ocurrido. ¿Qué papel cumple el ácido sulfúrico, H2SO4? Reacción 5 1. En un tubo de ensayo, adiciona 2 mL de una solución 0.5M de NaOH y 2 mL de una solución saturada de glucosa. Agita cuidadosamente para que se homogenice la solución. 2. Agrega 4 gotas de azul de metileno al tubo anterior, tapa correctamente con un tapón de caucho y agita vigorosamente. Observa lo sucedido. 3. Con ayuda de un pitillo, sopla la solución anterior por un minuto; TEN CUIDADO DE NO ASPIRAR. Tapa nuevamente y agítala. ¿Qué observas? 4. Registra tus observaciones. Consulta la reacción química ocurrida y explica lo observado. Reacción 6 1. En un tubo de ensayo toma 2 mL de agua, luego agrega 0.2 g de nitrato de plomo y agita. Observa el color de la solución. 2. En otro tubo de ensayo toma 2 mL de agua, luego agrega 0.2 g de yoduro de potasio. Observa el color de la solución. 3. Vierte cuidadosamente el contenido de un tubo en el otro. Observa y explica lo sucedido. Cálculos 1. Indica cuál de las anteriores reacciones corresponde a un proceso de óxido-reducción y ¿por qué? NOTA: Para determinar si son de óxido reducción, debes determinar el número de oxidación de los elementos e indicar cual elemento se redujo y cual se oxidó. Ejercicio  Cuando los metales reaccionan con oxígeno producen óxidos básicos y al reaccionar estos con agua se producen bases o Hidróxidos.  Cuando reaccionan no metales con Oxígeno se producen óxidos ácidos, al reaccionar estos con agua se producen ácidos.  Cuando reacciona un ácido con una base se produce una sal. Departamento de Ciencias Básicas

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1. De acuerdo a la anterior información, completa los espacios en las siguientes ecuaciones químicas: a. 2Ca + O2 2CaO (_______________)  CaO + H2O ______ (_______________)  b. 4K + O2 ______ Óxido de potasio  ______ + H2O 2_____ Hidróxido de potasio  c. Cl2 + O2 2ClO Óxido hipocloroso  2Cl2O + ______  HClO Ácido hipocloroso d. HCl + NaOH  ____ + H2O ________________ 2. Empareja las siguientes reacciones con su correspondiente tipo de reacción: 1. H2O  H2 + O2 ___ Reacción de desplazamiento 2. H2SO4 + Cu  CuSO4 + H2 ___ Reacción de síntesis o combinación NaCl + AgNO3  AgCl + ___ 3. Reacción de descomposición NaNO3 ___ Reacción de intercambio o doble 4. SO2 + O2  SO3 desplazamiento REFERENCIAS 1. R. Chang, Química, 10 Edición ed. Mc Graw Hill: México D. F., 2010. 2. López-Picazo, Susana. (2009). QUÍMICA para la prueba de acceso a la universidad para mayores de 25 años. A. de Lamo (Ed.). Obtenido de https://books.google.com.co/books?id=wYA8bULN34UC&pg=PA17&dq=4.%09L%C3%B3pezPicazo,+Susana.+(2009).+QU%C3%8DMICA+para+la+prueba+de+acceso+a+la+universidad+para+ mayores+de+25+a%C3%B1os&hl=es419&sa=X&ved=0ahUKEwiQ2_qS0s_aAhUM7VMKHYPJACAQ6AEIJjAA#v=onepage&q&f=false 3. Reacciones químicas, 2014. Obtenido de https://www.visionlearning.com/es/library/Qu%edmica/1/Reacciones-Qu%edmicas%a0/54 4. Reacción entre hidróxido de calcio y cloruro de amonio: https://www.youtube.com/watch?v=BgbHJfZgrjI 5. Reacción entre sulfato de cobre y zinc: https://www.youtube.com/watch?v=pG6KIMkywbQ 6. Reacción del camaleón: Óxido-reducción: https://www.youtube.com/watch?v=7P_xyxx4ejE 7. Oxidación del azul de metileno: https://www.youtube.com/watch?v=zfUDsxD4ZhY

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 05 REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS HOJA DE RESULTADOS Estudiantes: Fecha:

Reacción

__________________________________________________ __________________________________________________ _____________________________________

Tabla 1. Reacciones y Ecuaciones Químicas. Ecuación Química

Tipo de Reacción

1 2 3 4 5 6

CONCLUSIONES

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 6 ESTEQUIOMETRÍA - REACTIVO LÍMITE OBJETIVOS General Determinar las relaciones estequiométricas molares de los reactantes de una reacción química, estableciendo con esto el reactivo limitante de la misma. Específicos 1. Practicar el balanceo de una ecuación química. 2. Conceptualizar el significado de reactivo limitante de una reacción química. 3. Calcular el reactivo limitante en una reacción y la cantidad de producto resultante en un problema donde se dan los datos de dos de los reactivos. INTRODUCCIÓN En un cambio químico los reactantes reaccionan en relaciones estequiométricas molares. Es por esto que cuando la cantidad molar de uno de los reactantes se agota la reacción no prosigue. Esta sustancia se conoce con el nombre de reactivo límite o limitante. Las cantidades de los demás reactantes se encuentran en exceso. Las evidencias de ocurrencia de una reacción química son: formación de gases; cambios de color, formación de precipitados, cambios de pH; calentamiento o enfriamiento. En este trabajo se observarán las cantidades de carbonato de plomo (II), PbCO3, que se formarán como precipitado en la reacción del nitrato de plomo (II) Pb(NO3)2, con carbonato de sodio Na2CO3. La dependencia de las cantidades de PbCO3 formado a partir de las cantidades molares iníciales de los reactantes se determinará gráficamente. PRELABORATORIO 1. Lee atentamente el procedimiento antes de llegar al laboratorio, plantea la ecuación química y realiza los cálculos estequiométricos correspondientes. Trae papel milimetrado para esta práctica. 2. Consulta ¿qué es el reactivo límite y cómo se determina mediante cálculos estequiométricos? 3. Consulta la ficha de seguridad para cada uno de los reactivos a emplear en la práctica. MATERIALES Y EQUIPOS

2 8 1

MATERIAL Pipetas graduadas 10 mL Tubo de ensayo Gradilla Papel indicador universal de pH Papel milimetrado pH-metro Marcador para rotular

2.7 g 0.9 g

REACTIVOS Pb(NO3)2 0,25M Na2CO3 0,25M Agua destilada

NOTA: Los estudiantes deben llevar papel milimetrado y una regla.

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PROCEDIMIENTO 1. En sendos tubos rotulados del 1 al 8, agrega las cantidades de soluciones como se indica en la Tabla 1. Tabla 1. Cantidades de reactivo por tubo. Volumen Volumen Tubo de Pb(NO3)2 0,25M Na2CO3 0,25M ensayo (mL) (mL) 1 0.5 7.5 2 1.0 7.0 3 2.0 6.0 4 3.0 5.0 5 5.0 3.0 6 6.0 2.0 7 7.0 1.0 8 7.5 0.5 2. Después de mezclar agita cuidadosamente unos segundos los tubos, sin colocar el dedo en la boca del tubo, y deja reposar por 10 minutos. 3. Mide la altura del precipitado de carbonato de plomo PbCO3 en cada tubo. Registra esta altura en mm. Completa la Tabla 1 de la Hoja de Resultados. 4. A partir de los resultados determina el reactivo limitante. 5. Mide el pH con el papel indicador universal o pH-metro, según disposición. Cálculos 1. Determina los moles de Pb(NO3)2 y Na2CO3 en cada tubo. 2. Grafica la Altura del precipitado (eje Y) de cada tubo contra el Número de cada tubo (eje X). 3. Dibuja una segunda gráfica de Altura del precipitado (eje Y) contra el Número de moles de Pb(NO3)2 y el correspondiente número de moles de Na2CO3 (eje X). 4. Realiza los cálculos necesarios para establecer el reactivo límite en cada tubo. Consulta 1. ¿Qué propiedad de la reacción química controló la altura del precipitado del tubo 1 al 4? 2. ¿Cuál fue el factor que controló la altura del precipitado del tubo 5 al 8? 3. Cuando mides la altura del precipitado, ¿qué propiedad del precipitado se estás midiendo? REFERENCIAS 1. Chang, Raymond. (2002). Química. Colombia: McGraw-Hill. 2. Umland, Jean B (Autor); Bellama, Jon M. (2000). Química General. México.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 6 ESTEQUIOMETRÍA - REACTIVO LÍMITE HOJA DE RESULTADOS Estudiantes: Fecha:

__________________________________________________ __________________________________________________ _____________________________________

Ecuación Química de la Reacción producida: ________________________________________________________________________________

Tabla 1. Resultados experimentales de la reacción entre Pb(NO3)2 y Na2CO3. Volumen (mL) Moles Altura Reactivo Tubo Pb(NO3)2 Na2CO3 precipitado Pb(NO3)2 Na2CO3 límite PbCO3 (mm) 0,25M 0,25M 0,25M 0,25M 1 2 3 4 5 6 7 8 Consulta __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________

CONCLUSIONES

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 7 PREPARACIÓN DE SOLUCIONES OBJETIVOS General Aprender a realizar cálculos para preparar soluciones y diluciones de diferentes concentraciones. Específicos 1. Identificar las principales formas de expresar la concentración físicas y químicas de las soluciones. 2. Realizar cálculos para preparar soluciones a diferentes concentraciones. 3. Aplicar los métodos más comunes para preparar soluciones de cierta concentración. 4. Adquirir destreza en el manejo de materiales volumétricos del laboratorio para la preparación de diferentes soluciones. 5. Adquirir habilidad de deducción para comprender la diferencia entre las formas de expresar las concentraciones. INTRODUCCIÓN SOLUCIONES Las soluciones son mezclas homogéneas de dos o más componentes. El ser homogéneas significa que las propiedades físicas y químicas son iguales en cualquier parte de la solución. Además, cuando se observa una solución a simple vista solo se distingue una fase, sea líquida, sólida o gaseosa. Los componentes de la solución se denominan soluto y solvente. Soluto es el componente que se disuelve. Solvente es el componente en el cual el soluto se disuelve. Distinguir en una solución, cual es el soluto y el solvente, a veces se dificulta. Por regla general, el solvente es el componente cuyo estado de la materia es igual al de la solución final. Por ejemplo, si mezclamos sólidos y líquidos y la solución resultante es sólida, entonces el solvente es el sólido. Cuando los componentes se encuentran en el mismo estado de la materia, el solvente será el que se encuentra en mayor proporción. Las unidades de concentración expresan la relación de las cantidades de soluto y solvente que se toman para preparar una solución. Las principales unidades de concentración son: porcentaje en peso (o porcentaje en masa) % w/w; porcentaje en volumen, % v/v; porcentaje peso – volumen; % p/v; concentración molar o molaridad (M); concentración molal o molalidad (m) y concentración normal o normalidad (N), como se muestran en la Figura 1.

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%masa/masa

FÍSICAS

%masa/volumen

%volumen/volumen

%

%

𝑤 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝑥100% 𝑤 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

𝑤 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝑥100% 𝑉 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛

𝑚 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝑥100% 𝑉 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖𝑜𝑛

UNIDADES DE CONCENTRACIÓN Molaridad

QUÍMICAS

Normalidad

𝑀=

𝑁=

𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

𝑔 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 ∙ 𝜃 𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 ∙ 𝑃𝑀

𝑋𝑛 =

Fracción molar

𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑛 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙𝑒𝑠

Figura 1. Unidades de concentración físicas y químicas. PRELABORATORIO 1. Consulta la ficha de seguridad para cada uno de los reactivos a emplear en la práctica. 2. Realiza los cálculos para preparar cada una de las soluciones de esta práctica. 3. Cuando se prepara una solución, en donde el solvente y el soluto son líquidos, ¿se puede considerar el volumen total de la solución como la suma de los volúmenes del soluto y solvente? 4. ¿Se pueden expresar las concentraciones de soluciones de gases en concentraciones molares? Explica su respuesta. 5. Ejercicio: Calcule el volumen que se debe tomar de una solución 2.5M para preparar 100 mL de una solución 1M. MATERIALES Y EQUIPOS

1 4 1 1 3

MATERIAL Agitador de vidrio Balanza analítica Balón aforado 50 mL Pipeta de 10 mL Pipeteador Vaso de precipitado de 100 mL

REACTIVOS 2.1 mL HCl al 37% 1.5 mL CH3COOH glacial 3.3 mL NH3OH al 30% 1.0 g NaOH

NOTA: Los estudiantes deben llevar 4 frascos de vidrio, de 200 mL aproximadamente, limpios y secos y marcador permanente. PROCEDIMIENTO Actividad 1. Preparación de soluciones Disponga de 4 frascos de vidrio con tapa rosca, limpios y secos, cúbralos con papel aluminio y guarde cada una de las soluciones que a continuación va a preparar. Departamento de Ciencias Básicas

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1. Realiza los cálculos necesarios para preparar 50 mL de una solución 0.50 M de HCl. a. En un balón aforado de 50 mL vierte cuidadosamente los mililitros de HCl al 37%, calculados en el punto anterior, déjelos caer por las paredes del balón. b. Adiciona agua destilada hasta el aforo, tape el balón aforado y Agita cuidadosamente. c. Rotula el balón con el nombre de la solución y la concentración a la que fue preparada. 2. Realiza los cálculos necesarios para preparar 50 mL de una solución 0.50 M de NaOH. a. En un vaso de precipitado, agrega los gramos de NaOH calculados en el punto anterior y disuélvalos con 20 mL de agua destilada. Es normal si la solución se calienta. b. Con ayuda del agitador de vidrio, adicioné la solución preparada al balón aforado de 50 mL. Agrega unos pocos mililitros de agua al vaso, enjuague y vierte estos mililitros al balón aforado. c. Adiciona agua destilada hasta el aforo, tape el balón aforado y Agita cuidadosamente. d. Rotula el balón con el nombre de la solución y la concentración a la que fue preparada. 3. Realiza los cálculos necesarios para preparar 50 mL de una solución 0.50 M de NH3OH. a. En un balón aforado de 50 mL vierte cuidadosamente los mililitros de NH3OH al 30%, calculados en el punto anterior, déjelos caer por las paredes del balón. b. Adiciona agua destilada hasta el aforo, tape el balón aforado y Agita cuidadosamente. c. Rotula el balón con el nombre de la solución y la concentración a la que fue preparada. 4. Realiza los cálculos necesarios para preparar 50 mL de una solución 0.50 M de CH3COOH glacial. a. En un balón aforado de 50 mL vierte cuidadosamente los mililitros de CH3COOH glacial, calculados en el punto anterior, déjelos caer por las paredes del balón. b. Adiciona agua destilada hasta el aforo, tape el balón aforado y Agita cuidadosamente. c. Rotula el balón con el nombre de la solución y la concentración a la que fue preparada. Cálculos 1. Registre sus datos en la Tabla 1 y reporte sus cálculos en su informe de laboratorio. 2. ¿Por qué se deben guardar las soluciones aisladas de la luz? 3. Investigue acerca de cómo se calcula el pH y pOH de una sustancia ácida y básica. REFERENCIAS 1. R. Chang, Química, 10 Edición ed. Mc Graw Hill: México D. F., 2010.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 7 PREPARACIÓN DE SOLUCIONES HOJA DE RESULTADOS Estudiantes: Fecha:

__________________________________________________ __________________________________________________ _____________________________________

Actividad 1. Preparación de soluciones Tabla 1. Cantidades de reactivos para preparación de soluciones. No. Solución Cantidad de reactivo necesario 1 HCl 0.5 M 2 NaOH 0.5 M 3 CH3COOH 0.5 M 4 NH3OH 0.5 M

CONCLUSIONES __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 8 CARACTERIZACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES: MEDICIONES DE pH OBJETIVOS General Caracterizar soluciones como ácidas o básicas utilizando un indicador ácido-básico, estimando su pH. Específicos 1. Diferenciar entre soluciones ácidas y básicas y asociarlas con los electrolitos fuertes y débiles. 2. Adquirir habilidad de análisis e interpretación de diferentes tipos de ácidos y bases.

INTRODUCCIÓN ÁCIDOS DE BRÖNSTED-LOWRY La teoría de Brönsted-Lowry define los ácidos como las sustancias que donan iones hidronios, H30+ (protones) y las bases como las sustancias que reciben iones hidronios. De esta manera, solo existe el ácido, si la base está presente y viceversa. Según la teoría de Brönsted-Lowry la ecuación general para una reacción ácido-base, se puede escribir así: 𝐻𝐴 Ácido

+

𝐻2 𝑂 Base

→

𝐻3 𝑂+ Ácido Conjugado

+

𝐴− Base conjugada

En esta ecuación 𝐴− es la base conjugada de 𝐻𝐴. Por otro lado 𝐻3 𝑂+ es el ácido conjugado de𝐻2 𝑂. Los ácidos y bases se clasifican en fuertes y débiles. Los ácidos y bases fuertes son aquellas sustancias que se disocian (ionizan) totalmente. Para los ácidos fuertes, la concentración de iones hidronios es muy grande. Los ácidos y bases débiles son las sustancias que en soluciones acuosas se disocian (ionizan) parcialmente. Para los ácidos débiles la concentración de iones hidronios (𝐻 + ) es muy pequeña. Un ácido de Brönsted-Lowry donará iones hidronios (𝐻 + ) a cualquier base cuyo ácido conjugado sea más débil que el ácido donante. Se define el pH como el logaritmo decimal negativo de la concentración de los iones hidronios. 𝑝𝐻 = −log[𝐻3 𝑂+ ] Las soluciones acuosas de ácidos tienen un pH 7 y las soluciones básicas un pH 7 y las soluciones neutras 𝑝𝐻 = 7. Un indicador ácido-básico es un ácido débil que cambia de color cuando pierde iones hidronios. Por ejemplo, la fenolftaleína, que representaremos como HPhth, es un indicador que cambia de incolora (en medio ácido) a rosado intenso (en medio básico). 𝐻𝑃ℎ𝑡ℎ + 𝑂𝐻 − → 𝑃ℎ𝑡ℎ− + 𝐻2 𝑂 Incoloro Rosado

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En una solución neutra las dos formas de la fenolftaleína HPhth (incolora) y Phth (rosada) se encuentran en equilibrio y predomina la incolora. El pH en el cual un indicador cambia de color depende de su fuerza ácida. En esta experiencia se pretende observar el comportamiento de los ácidos, bases y productos caseros, utilizando una serie de indicadores. El cambio de color será la evidencia de la presencia de un medio ácido o básico. Para medir el valor exacto del pH de una solución o producto, se utiliza un pH-metro. PRELABORATORIO MATERIAL CASERO: Los estudiantes deben traer para esta práctica: Jugo de limón, vinagre, café, leche, gaseosa y blanqueador. NOTA: emplee las soluciones preparadas en la práctica anterior para este laboratorio. 1. Consulta la ficha de seguridad para cada uno de los reactivos a emplear en la práctica. 2. Ejercicio: Calcule el volumen que se debe tomar de una solución 2.5 M para preparar 100 mL de una solución 1M. 3. ¿Qué es una titulación ácido-base? ¿Para qué se emplea? 4. Consultar ¿qué es el pH y el pOH y cómo se relacionan? 5. Investigar sobre electrolitos fuertes y débiles. 6. Investigar sobre cálculos de pH de ácidos y bases fuertes, ácidos y bases débiles. 7. Calcule el pH de las siguientes soluciones: 1.1. Solución de HCl 0,5 M (ácido fuerte) 1.2. Solución 0,5 M de ácido acético (𝐾𝑎 = 1,8x10-5) 1.3. Solución de NaOH 0.5 M (base fuerte) 1.4. Solución de NH4OH 0.5 M (𝐾𝑎 = 1,75x 10-5) MATERIALES Y EQUIPOS

1 2 1 1 1 1 1 20 1 2 1

MATERIAL Agitador de vidrio Bureta de 50 mL Embudo de filtración de vidrio Gradilla Papel indicador universal pHmetro Pipeta de 10 mL Pipeteador Tubos de ensayo Vasos de precipitado de 50 mL Vaso de precipitado 100 mL Vidrio de reloj

50 mL 50 mL 50 mL 50 mL 2 mL 2 mL 2 mL

REACTIVOS HCl preparado CH3COOH preparado NH3OH preparado NaOH preparado Rojo de metilo Azul de bromotimol Fenolftaleína Papel indicador universal Agua destilada

PROCEDIMIENTO Actividad 1. Preparación de soluciones 1. Emplee las soluciones preparadas en la práctica anterior para las actividades 2 y 3.

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Actividad 2. Titulación de soluciones de HCl y NaOH 1. En un Erlenmeyer de 200 mL, adiciona 10 mL de la solución de HCl al 0.50 M preparada anteriormente. Agrega 3 gotas del indicador fenolftaleína. a. Empaquete en la bureta de 50 mL, el NH3OH 0.5 M preparado, con ayuda de un embudo. b. Realiza el montaje que se indica en la Figura 1 y abra la llave de la bureta, permitiendo que caiga el NH3OH gota a gota sobre el Erlenmeyer con HCl. Al mismo tiempo, Agita el Erlenmeyer para homogenizar la nueva solución. Así, comienza la titulación. c. Cuando la solución en el Erlenmeyer torne a color rosado tenue, cierre la llave de la bureta para cesar el agregado de NH3OH. Aquí finaliza la titulación; anote el volumen de base gastado. d. Realiza los cálculos para determinar la verdadera concentración del HCl preparado. 2. Realiza los pasos 1a-1d nuevamente, pero adicionando 10 mL de NaOH en otro Erlenmeyer y empaquetando otra bureta con la solución de CH3COOH 0.5 M, preparada anteriormente. a. Realiza los cálculos para determinar la verdadera concentración del NaOH preparado. Actividad 3. Medición del pH de diferentes soluciones 1. En cinco tubos de ensayos limpios y marcados vierte por separado 2 mL de cada una de las siguientes soluciones: HCl 0.5 M; CH3COOH 0.5 M; NH3OH 0.5 M, NaOH 0,5 M y agua destilada. 2. Agrega una gota de rojo de metilo a cada uno de los 5 tubos de ensayo. Agita. Registre el color final de la solución y estime el pH de la solución. 3. Repite para nuevas muestras de solución los procedimientos anteriores para cada uno de los indicadores disponibles. 4. Utiliza cada uno de los indicadores para estimar el pH de cada una de las sustancias de uso domiciliario; para ello tenga en cuenta la siguiente tabla en la que se da una lista de algunos indicadores ácidos básicos y el intervalo de pH en el cual cambia de color. Tabla 1. Valor de pH de cambio de color de algunos indicadores Intervalo de cambio Indicador Color 1 Color 2 de color (pH) er Azul de timol (1 cambio) Rojo Amarillo 1,2-2,8 Azul de timol (2º cambio) Amarillo Azul 8,0-9,6 Azul de bromotimol Amarillo Azul 6.0-7.6 Azul de bromofenol Amarillo Azul 3,1-4,4 Rojo de clorofenol Amarillo Rojo 4,8-6,4 Rojo de cresol Amarillo Rojo 7,2-3,8 Fenolftaleína Incoloro Rojo 8,3-10 Alizarina amarilla Amarillo Rojo 10-12,1 Anaranjado de metilo Rojo Amarillo 3,1-4,4 Rojo de metilo Rojo Amarillo 4,2-6,3 Azul de bromotimol Amarillo Azul 6-7,6 5. Compruebe el pH de todas las soluciones utilizando el pH-metro. Cálculos 1. Registre sus datos en las Tabla 1 de la Hoja de Resultados.

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2. Compare los pH del ácido clorhídrico y el del ácido acético con los pH del amoniaco con el del hidróxido de sodio. 3. Compare el valor del pH de las diferentes soluciones caseras. 4. Explica la diferencia del valor del pH entre el ácido clorhídrico y el ácido acético, entre el amoniaco y el hidróxido de sodio y entre las soluciones caseras. ¿Qué puede concluir? 5. De los reactivos registrados en la Tabla 12 identifique los ácidos y bases fuertes, ¿por qué reciben ese nombre? 6. Clasifique las soluciones de la Tabla 13 en ácidos o bases fuertes débiles o neutras. REFERENCIAS 1. R. Chang, Química, 10 Edición ed. Mc Graw Hill: México D. F., 2010.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 8 CARACTERIZACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES. MEDICIONES DE pH HOJA DE RESULTADOS Estudiantes:

__________________________________________________ __________________________________________________ _____________________________________

Fecha:

Actividad 2. Titulación de muestras Tabla 1. Cantidad del agente titulante gastado. Muestra

No. repetición

HCl

1 2

CH3COOH 0.5 M

NaOH

1 2

NH3OH 0.5 M

mL de muestra

Agente titulante

mL titulante gastados

Actividad 3. Medición del pH de diferentes soluciones Tabla 2. Reacciones con soluciones estándar.

Solución

Rojo de metilo

pH utilizando indicador

pH

Azul de Fenolftaleína bromotimol

Papel pHmetro indicador (Opcional) universal

Calculado

HCl 0,1M CH3COOH 0,1M NH3 0,1M NaOH 0,1M Agua destilada Tabla 3. Reacciones con soluciones caseras. pH utilizando indicador Solución

Rojo de metilo

Fenolftaleína

Azul de bromotimol

pH Teórico

Papel pHmetro indicador (Opcional) universal

Jugo de limón Vinagre Café Leche Gaseosa Blanqueador

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CONCLUSIONES __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 9 GASES OBJETIVOS Generales 1. Comprobar experimentalmente la relación volumen-temperatura de un gas. 2. Calcular la cantidad de un gas producido en una reacción química que involucra gases. Específicos 1. Comprobar experimentalmente la relación de proporcionalidad directa entre el volumen y la temperatura absoluta. 2. Generar CO2 a partir de una reacción y determinar la cantidad de gas que se puede obtener. 3. Observar el efecto del aumento de la temperatura sobre el volumen de un gas confinado en un recipiente. 4. Deducir la relación gráfica Temperatura absoluta vs Volumen a partir de datos experimentales. 5. Conceptualizar cálculos estequiométricos en reacciones químicas que involucren gases y soluciones acuosas. 6. Adquirir habilidad en la observación, análisis y deducción. INTRODUCCIÓN En el año 1987, Jacques Charles observó la relación entre el volumen de un gas y su temperatura, en condiciones de presión constante. Encontró que cuando una muestra de gas se calienta, su volumen aumenta. En términos de la teoría cinética esto significa que al aumentar la temperatura, la velocidad de las moléculas aumenta y el volumen ocupado por el gas es mayor. La Ley de Charles se cumple si la temperatura se expresa en una escala absoluta. En resumen, la Ley de Charles enuncia la relación de proporcionalidad directa entre el volumen de una muestra de gas y su temperatura absoluta, si la presión permanece constante. La estequiometria por su parte, se refiere a las cantidades de reactivos y productos comprendidos en las reacciones químicas teniendo muy presente que las cantidades utilizadas forman parte esencial de la ecuación. Es por eso que es necesario conocerlos límites de una reacción química ya que teniendo previos conocimientos de este límite sabremos identificar el producto de una reacción. Pero no debemos olvidar que la medición de gases es un poco más dispendiosa lo cual hace que sea un poco más inestable la reacción. PRELABORATORIO 1. Consulta la ficha de seguridad para cada uno de los reactivos a emplear en la práctica. 2. Consulta acerca de la teoría de los gases ideales y las leyes de los gases. 3. ¿Por qué no se cumple la ley de Charles si la temperatura se expresa en ᵒC? 4. ¿Existe el estado gaseoso en cero absoluto? Explica su respuesta 5. La temperatura de ebullición del agua a nivel del mar es 100°C, ¿cuál es la temperatura de ebullición del agua en su laboratorio? Si es diferente de 100°C, ¿a qué se debe? 6. Consulta la presión atmosférica de la ciudad de Tunja, en atmósferas y mmHg. 7. Consulta ¿cómo se realizan los cálculos estequiométricos que involucran gases y soluciones?

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8. Lea atentamente el procedimiento de esta práctica y Consulta las ecuaciones de las reacciones químicas de cada reacción que se llevará a cabo. Balancee las ecuaciones. 9. ¿A qué hacen referencia las condiciones normales (CN) de un gas? 10. ¿Qué es volumen molar? 11. Averiguar que sustancias de su entorno contienen carbonato de calcio o de sodio. MATERIALES Y EQUIPOS

1 2 1 2 1 2 1 2 1 1 2 1 1 1 1

MATERIAL Balanza analítica Espátula Manguera de caucho Mechero Pinzas y nueces Pinzas para tubo de ensayo Pipeta de 5 mL Plancha de calentamiento Probeta 100 mL Soporte universal Termómetro Tubo con desprendimiento lateral Vaso de precipitado 100 mL Vaso de precipitado 250 mL Vaso de precipitado 500 mL Vaso de precipitado 1L o cubeta

0.1 g 1.0 mL

REACTIVOS Carbonato de calcio (CaCO3) HCl al 37% Agua

PROCEDIMIENTO Actividad 1. Ley de Charles 1. Realiza el montaje tal y como se muestra en la Figura 1. 2. Llene con agua en ¾ partes el vaso de precipitado de 250 mL y a la mitad el vaso de 500 mL. 3. Tape herméticamente el tubo de ensayo y verifique que no queden escapes en la manguera de lo contrario el experimento no tendrá resultados positivos. 4. Llene una probeta de 100 mL con agua hasta su totalidad, inviértala sobre el vaso de precipitado de 500 mL; registre la cantidad de aire atrapado si lo hay. Figura 1. Montaje para 5. Inicie el calentamiento controlando las variables desplazamiento de líquido. temperatura y volumen de aire en la probeta. PRECAUCIÓN: El termómetro solo debe tocar el líquido (agua), de lo contrario la lectura de la temperatura será errónea. 6. Complete la Tabla 1, con los datos que recoja. Finalice la experiencia cuando llegue a temperatura constante (punto de ebullición del agua). Cálculos Departamento de Ciencias Básicas

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1. Construya en un gráfico que presente la relación temperatura absoluta (K) vs. Volumen (cm3), con los datos de temperatura en el eje de las X. 2. Calcule la constante de la relación T/V. 3. Calcule por extrapolación el volumen del gas a una temperatura de cero absoluto. Actividad 2. Estequiometría de reacciones que involucran gases 1. Realiza el montaje tal y como se muestra en la Figura 2. Llene una probeta de 100 mL hasta su totalidad e inviértala sobre una cubeta con ¾ de agua; registre la cantidad de aire atrapado si lo hay. 2. En un tubo con desprendimiento lateral coloca 1 mL de una solución de ácido clorhídrico concentrado. 3. Tome la temperatura y la presión ambiente del laboratorio en el que se realiza la experiencia (p.ej.: en Figura 2. Montaje necesario para Bogotá la presión es 560 mmHg). la práctica 9. 4. Vierte sobre el tubo 0,1g de CaCO3, sin que éste haga contacto con el HCl añadido antes de tapar herméticamente el tubo (puede colocar el carbonato dentro de un papel con el tubo ligeramente inclinado). 5. Tape el tubo con un tapón herméticamente y deje mezclar los reactivos. 6. Una vez que empiece a desplazarse el gas, este se va recogiendo en la probeta, que previamente se ha llenado con agua y está invertida en la cubeta; este gas corresponde a CO2. 7. Lea el volumen de CO2 recogido, para esto es necesario determinar el volumen inicial de aire contenido en la probeta, si lo hubo. Registre sus observaciones y resultados. 8. Repite el procedimiento variando la cantidad de CaCO3 que vierte, hágalo también con 0,2g y 0,3g por separado. Cálculos 1. ¿Por qué el gas se ubica en la parte superior de la probeta? 2. ¿Cuál es la reacción que tuvo un mayor rendimiento en la generación de CO2? 3. ¿Determina el número de moles y de gramos de CO2 obtenidos en cada caso? 4. Calcule los gramos de CaCO3 que reaccionaron. 5. ¿Qué cantidad, en moles, de HCl puro fueron empleados? 6. Suponiendo que el rendimiento de la reacción fue del 60%, ¿cuántas moles de HCl puro se emplearon? REFERENCIAS 1. R. Chang, Química, 10 Edición ed. Mc Graw Hill: México D. F., 2010. 2. Petrucci, Ralph. Química General. Bogotá, Colombia, 1977. 3. Umland, Jean B y Bellama, Jon M. Química General. México, 2000.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 9 GASES HOJA DE RESULTADOS Estudiantes: Fecha:

__________________________________________________ __________________________________________________ _____________________________________

Actividad 1. Ley de Charles Registre sus datos experimentales en la Tabla 1. Tabla 1. Volumen de aire obtenido. Temperatura Volumen de aire Lectura en la probeta ᵒC K 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 OBSERVACIONES __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ Actividad 2. Estequiometría de reacciones que involucran gases Registre sus observaciones y reacciones a las que haya lugar. Argumente sus respuestas. OSERVACIONES __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 10 PRINCIPIO DE LE’CHATELIER OBJETIVOS General Investigar los efectos del cambio de concentración y cambio de temperatura en el equilibrio de las reacciones. Específicos 1. Demostrar el principio de Le’Chatelier alterando el equilibrio de la reacción mediante la modificación de la concentración de un reactivo 2. Demostrar el principio de Le’Chatelier alterando el equilibrio de la reacción modificando la temperatura a la que se lleva a cabo la reacción. INTRODUCCIÓN La parte más importante de la Química es el estudio de los sistemas en equilibrio, que nos permite conocer y aprovecharnos de las reacciones químicas. Todas las reacciones son en realidad sistemas en equilibrio dinámico, que a veces se desplazan en un determinado sentido: es decir, aparecen como irreversibles debido a las condiciones en que se realizan. No obstante, nosotros podemos actuar sobre todas ellas de modo que se nos invierte la reacción, aunque desde luego este efecto sea muy difícil de conseguir y apreciar en algunas reacciones que se consideran comúnmente irreversibles. Por esta razón es frecuente poner, en vez de signo igual en las reacciones químicas, una doble flecha indicando los dos sentidos de la reacción. La flecha señalada de mayor longitud indica que la reacción se encuentra desplazada en ese sentido. Una reacción del tipo: 𝐴+𝐵 ↔𝐶+𝐷 Tiene una constante de equilibrio a una temperatura dada expresada por: [𝐶][𝐷]

𝐾 = [𝐴][𝐵]; En la que las expresiones [ ] indican concentraciones de las sustancias en mol/L. Tanto del estudio matemático de la expresión del equilibrio como del enunciado del principio de Le’Chatelier se deduce que un aumento de la concentración de A o de B desplaza el equilibrio hacia la derecha, y si aumenta C o D, o se hace disminuir A o B (por ejemplo por precipitación), el equilibrio se desplazará hacia la izquierda. Cuando se tiene en cuenta el efecto térmico de la reacción, éste es un factor más en el equilibrio que se puede manejar exactamente como los demás, para lo cual debemos tener en cuenta el signo del mismo. Es decir, que al aumentar la temperatura de la reacción, esta se desplazará en el sentido que hay absorción de calor. En forma análoga un aumento de la presión favorecerá el sentido en el que hay disminución de volumen. PRELABORATORIO 1. Consulta la ficha de seguridad para cada uno de los reactivos a emplear en la práctica. 2. Consulta sobre las variables que pueden afectar el equilibrio de una reacción. 3. ¿Por qué es importante el principio de Le’Chatelier? Consulta una aplicación de este principio. Departamento de Ciencias Básicas

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4. Consulta y escriba las reacciones químicas a las que haya lugar en cada experiencia. 5. Explica qué tipo de reacción se llevará a cabo en cada experiencia. MATERIALES Y EQUIPOS

8 1 2 1 1 1 1 1 1

MATERIAL Tubo de ensayo Vaso de precipitado 200 mL Vaso de precipitado 50 mL Probeta Pipeta 10 mL Pipeta 5 mL Termómetro Pipeteador Pinza para tubo de ensayo Plancha de calentamiento

0.5 g 0.25 g 0.1 g 0.9 g 0.5 mL

REACTIVOS FeCl3 0,1M NH4SCN 0,1M NH4OH 0,5M Co(NO3)2.6H2O HCl concentrado Agua destilada Hielo

PROCEDIMIENTO Actividad 1. Equilibrio de formación del [Fe(SCN)6]31. En un vaso de 100 mL se ponen 1 mL de una disolución de FeCl3 0,1M y 1 mL de NH4SCN 0,1M y se añaden 15 mL de agua. El ion SCN- y el ion Fe3+ reaccionan inmediatamente estableciéndose el siguiente equilibrio 𝐹𝑒 3+ + 6𝑆𝐶𝑁 − → [𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)6 ]3− El ion [Fe(SCN)6]3- tiene color rojo y por tanto la cantidad de dicho ion en la mezcla de equilibrio vendrá indicada por la intensidad del color. 2. La disolución resultante se dividirá aproximadamente en partes iguales en cinco tubos de ensayo: 2.1. Al primero de estos tubos se añadirá 5 gotas (gota a gota) disolución de FeCl3. 2.2. Al segundo se le añade también 5 gotas (gota a gota) disolución de NH4SCN. 2.3. Al tercer tubo se añade unas gotas de disolución de NH4OH 0,5M. 2.4. Al cuarto tubo se añade dos gotas de HCl concentrado. 2.5. El quinto tubo le sirve de testigo. 3. Anote las observaciones y registre las reacciones correspondientes en la Tabla 21 de la Hoja de Resultados. Actividad 2. Equilibrio de [Co(H2O)6]2+ 1. Mezcle 7,0 mL de disolución 0,4M de nitrato de Cobalto (II), Co(NO3)2.6H2O, con 4,0 mL de HCl 12M. El color de esta mezcla debería ser violeta; si tiene un tono muy rojo añade una o dos gotas más de HCl; si es muy azul, añada una o dos gotas más de nitrato de Co(II). Esta disolución contiene ahora una mezcla de [Co(H2O)2]+6. 2. Reparta la disolución en dos porciones aproximadamente iguales en dos tubos de ensayo. 3. Uno de los tubos debe permanecer a temperatura ambiente; su color le servirá de referencia para interpretar los cambios que provocarán en la otra muestra al calentarla. Departamento de Ciencias Básicas

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4. Caliente agua del grifo en un vaso de 250 mL hasta que alcance unos 80-90ᵒC. 5. Ponga una de las muestras en el baño de agua caliente durante unos minutos. Anote los cambios de color que observa e interprételos. 6. Deje ahora que dicha muestra se enfríe nuevamente hasta temperatura ambiente. Anote los cambios observados. 7. Ponga una de las muestras en contacto con hielo durante unos minutos. Anote los cambios de color que observa e interprételos. Registre sus observaciones en la Tabla 1 de la Hoja de Resultados. Cálculos 1. Explica por qué ocurren los cambios observados en las dos experiencias, de acuerdo con el principio de Le’Chatelier. 2. En la Actividad 1, punto 2, ¿cómo afectan cada una de las cuatro sustancias adicionadas, el equilibrio de la reacción? REFERENCIAS 1. R. Chang, Química, 10 Edición ed. Mc Graw Hill: México D. F., 2010. 2. Petrucci, Ralph. Química General. Bogotá, Colombia, 1977. 3. Umland, Jean B y Bellama, Jon M. Química General. México, 2000.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 10 PRINCIPIO DE LE’CHATELIER HOJA DE RESULTADOS Estudiantes:

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Fecha:

Actividad 1. Equilibrio de formación del [Fe(SCN)6]3-

Reacción

Tabla 1. Reacciones de Equilibrio de Reacción. Ecuación Química

2.1. Observaciones

2.2. Observaciones

2.3. Observaciones

2.4. Observaciones

2.5. Observaciones

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Actividad 2. Equilibrio de [Co(H2O)6]2+ Ecuación Química de la Reacción producida: ________________________________________________________________________________

Tabla 22. Resultados del Equilibrio de reacción de [Co(H2O)6]6+ a diferentes temperaturas. Observaciones a temperatura ambiente

Observaciones en baño termostatado

CONCLUSIONES __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________________

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 11 DETERMINACIÓN DEL ÁCIDO ACÉTICO DEL VINAGRE OBJETIVO General Determinar el pH y la concentración del ácido acético en el vinagre. Específicos 1. Preparar soluciones estándar de ácido y base. 2. Determinar las concentraciones de las soluciones de ácido y base. 3. Observar los cambios que ocurren con las sustancias y el indicador en el método denominado titulación. 4. Determinar el pH de soluciones ácido-base. INTRODUCCIÓN TITULACIONES ÁCIDO-BASE Las soluciones de concentración exactamente conocida, se denominan soluciones estándar. Se pueden preparar soluciones estándar de algunas sustancias disolviendo una muestra cuidadosamente pesada de sólido en suficiente agua para obtener un volumen conocido de solución. Cuando las sustancias no pueden pesarse con exactitud y convenientemente porque reaccionan con la atmósfera, se preparan soluciones de las mismas y se procede a determinar sus concentraciones por titulación con una solución estándar. La titulación, es el proceso en el cuál un reactivo de la solución, el titulante, se añade cuidadosamente a la solución de otro reactivo y se determina el volumen del titulante necesario para que la reacción se complete. Valoración o estandarización, es el proceso por el cual se determina la concentración de una solución midiendo con exactitud el volumen necesario de la misma para reaccionar con una cantidad perfectamente conocida de un estándar primario. La solución estandarizada recibe el nombre de estándar secundario y se emplea para analizar problemas. Las propiedades de las soluciones estándar primarios son:  No deben reaccionar o absorber componentes de la atmósfera, como vapor de agua, oxígeno o dióxido de carbono.  No deben tener alto porcentaje de pureza.  Deben tener peso molecular alto para minimizar el efecto de errores al pesar.  Deben ser solubles en disolvente de interés.  No deben ser tóxicos ¿Cómo se sabe cuándo detener la titulación? Para esto se agregan unas cuantas gotas de solución indicadora a la solución que se va a titular. VALORACIÓN ÁCIDO FUERTE – BASE FUERTE

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Una curva de titulación es una gráfica de pH contra la cantidad de ácido o base añadida (por lo general, en volumen). Indica de manera gráfica el cambio de pH al añadir ácido o base a la solución y muestra con claridad cómo cambia el pH cerca del punto de equivalencia. La solución que se prepara con el soluto patrón primario se denomina Estándar primario. La solución estandarizada con el patrón primario pasa a denominarse solución estándar o de concentración exactamente conocida, que podrá ser utilizada para estandarizar otra. Para estandarizar determinado volumen de una solución (X), se utiliza un volumen de la solución patrón con el cual se llega al punto final de estandarización o punto de equivalencia, es decir cuando ambas soluciones han reaccionado completa y estequiométricamente de equivalente a equivalente. Este punto final se lo detecta, por el cambio de color que experimenta el indicador del inicio y final del proceso. En general se considera la siguiente ecuación: 𝐶1 𝑉1 = 𝐶2 𝑉2 Donde: C1 = Concentración de la solución estándar V1 = volumen utilizado de solución estándar C2 = Concentración que se desea conocer V2 = volumen de la solución de concentración desconocida

PRELABORATORIO 1. ¿Qué es un indicador? Y ¿Para qué se emplea en una titulación? 2. Consulta acerca de una titulación ácido fuerte – base fuerte. 3. Consulta acerca de una titulación ácido débil – base fuerte. 4. Consulta la ficha de seguridad para cada uno de los reactivos a emplear en la práctica. 5. ¿Es posible emplear otros indicadores diferentes a los empleados en esta práctica? Indique cuales y Explica en cada caso. MATERIALES Y EQUIPOS

3 3 2 1 2 2 1 1 1 1 1

MATERIAL Erlenmeyer 100 mL Vasos de precipitado 100 mL Pipeta aforada 10 mL Probeta Balón aforado 50 mL Balón aforado 100 mL Bureta Vidrio de reloj pHmetro Agitador Balanza analítica Soporte universal

1 mL 0.5 g 4.5 g 1 mL

REACTIVOS Ácido clorhídrico concentrado Hidróxido de sodio Ftalato ácido de potasio Fenolftaleína Agua destilada Vinagre comercial

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1 1 1 1

Pinzas para bureta Espátula Pipeteador Frasco lavador

PROCEDIMIENTO Actividad 1. Preparación de una solución 0,15M de HCl 1. Con los datos del frasco de HCl concentrado, calcular el volumen de éste ácido para preparar 50 mL de solución. 2. Disolver en aproximadamente 25 mL de agua destilada en un vaso de precipitado de 100 mL. 3. Verter esta solución en matraz aforado de 50 mL. 4. Enjuagar el vaso empleado y el agua de lavado verterla en el matraz aforado. 5. Completar hasta el aforo con agua destilada. Actividad 2. Preparación de una solución 0,1M de NaOH 1. Con los datos del frasco de NaOH sólido, calcular la masa de NaOH necesario para preparar 100 mL de solución de NaOH. 2. En un vidrio de reloj, pesar esta cantidad y disolver en agua destilada y esperar que enfríe la mezcla. 3. Verter en un matraz aforado de 100 mL. 4. Enjuagar el vaso empleado y el agua de lavado verter en el matraz aforado. 5. Completar hasta el aforo con agua destilada. Actividad 3. Preparación de una solución 0,2M ftalato ácido de potasio (C8H5O4K) 1. Con los datos del frasco de C8H5O4K concentrado, calcular el volumen de éste ácido para preparar 100 mL de solución. 2. Disolver en aproximadamente 50 mL de agua destilada en un vaso de precipitado de 100 mL. 3. Verter esta solución en el matraz aforado de 100 mL. 4. Enjuagar el vaso empleado y el agua de lavado verter en el matraz aforado. 5. Completar hasta el aforo con agua destilada. Actividad 4. Estandarización de la solución de NaOH 0,1M 1. En un erlenmeyer de 100 mL, mediante una pipeta aforada de 10 mL, verter exactamente 10 mL de solución de NaOH y dos gotas de fenolftaleína. 2. Añadir cuidadosamente la solución de C8H5O4K estándar contenido en la bureta, hasta que el indicador vire de rosa a incoloro. 3. Registrar el volumen de la solución de C8H5O4K gastado. 4. Determinar la concentración del NaOH. Actividad 5. Titulación de la solución de HCl de 0,1M 1. En un erlenmeyer de 100 mL, con ayuda de una pipeta aforada de 10 mL, verter exactamente 10 mL de solución de HCl y dos gotas de fenolftaleína. 2. Añadir cuidadosamente la solución de NaOH estandarizada contenido en la bureta, hasta que el indicador vire a rosa. 3. Registrar el volumen de la solución de NaOH gastado. Departamento de Ciencias Básicas

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4. Determinar la concentración del HCl. Actividad 6. Titulación del ácido acético de una solución de vinagre 1. Tome una muestra de 10 mL de vinagre comercial y llévela a aforo hasta 50 mL con agua. 2. Tome una alícuota de 20 mL de esta solución y agrega 2 gotas de fenolftaleína. 3. Añada cuidadosamente la solución de NaOH estandarizada contenido en la bureta, hasta que el indicador vire a rosa. 4. Registre el volumen de la solución de NaOH gastado. 5. Determina la concentración del ácido acético contenido en el vinagre. Cálculos 1. Llene la Tabla 14 con los datos que obtenga en la práctica. 2. Determina la verdadera concentración del NaOH y HCl preparados en esta práctica. Halle el error porcentual respecto a los cálculos realizados. 3. ¿Cuál es la concentración del ácido acético que encontramos en el vinagre comercial? REFERENCIAS 1. R. Chang, Química, 10 Edición ed. Mc Graw Hill: México D. F., 2010. 2. Petrucci, Ralph. Química General. Bogotá, Colombia, 1977. 3. Umland, Jean B y Bellama, Jon M. Química General. México, 2000.

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PRÁCTICA DE LABORATORIO No. 11 DETERMINACIÓN DEL ÁCIDO ACÉTICO DEL VINAGRE HOJA DE RESULTADOS Estudiantes: Fecha:

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Tabla 1. Registro de datos de los procesos de estandarización y titulación Proceso

Variables

Estandarización de NaOH 0,1M

V1 (mL) C8H5O4K gastado C1 de C8H5O4K V2 (mL) de NaOH a estandarizar C2 de NaOH desconocida

Titulación de HCl 0,1M

V1 (mL) NaOH gastado C1 de NaOH estandarizado V2 (mL) de HCl a titular C2 de HCl desconocida

Titulación de Ácido acético

V1 (mL) NaOH gastado C1 de NaOH estandarizado V2 (mL) de solución Á. acético C2 de Á. acético desconocida

Datos recolectados

Presente los cálculos correspondientes para la preparación de las soluciones planteadas en las Actividades 1, 2 y 3 de esta práctica.

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