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DEPARTAMENTO DE QUIMICA FACULTAD DE CIENCIAS UNIVERSIDAD DEL BIO-BIO

GUIA DE LABORATORIO QUIMICA de los Materiales (210022)

INGENIERIA EN CONSTRUCCION

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INTRUCCIONES GENERALES DE LABORATORIO

1. Los alumnos deben presentarse al laboratorio con el siguiente material:

- Un delantal blanco - Un cuaderno de 40 hojas para anotar los datos experimentales y sus observaciones - Guía de laboratorio - Una caja de fósforos o un encendedor - Un paño de aseo.

2. El trabajo de laboratorio será evaluado a través de un test (al inicio) y un informe (al final),

contribuyendo ambas evaluaciones con el mismo porcentaje a la nota final de laboratorio. 3. La materia a controlar en los test e informes comprende a la parte experimental a ensayar

y los conceptos teóricos, que Ud. podrá encontrar en cada práctico de esta Guía de Laboratorio.

4. Con respecto al material de laboratorio, los alumnos deberán considerar lo siguiente:

4.1. Observar atentamente las etiquetas de los frascos de reactivos antes de usarlos, taparlos y luego dejarlos en su lugar correspondiente.

4.2. No devolver nunca restos de reactivos a los frascos, (sólidos o líquidos). No introducir en ellos espátulas o cucharillas sin asegurarse que estén completamente limpios.

4.3. No introducir pipetas a frascos que contengan reactivos líquidos o en solución. Saque el volumen de reactivo en un vaso de precipitado o en un tubo de ensayo y mida desde allí con la pipeta, el volumen deseado.

4.4. Los residuos líquidos se desechan en el desagüe manteniendo el agua de la llave siempre corriendo. Los residuos sólidos se depositan en los basureros ubicados en los costados de cada mesón.

5. Respecto a la asistencia al laboratorio:

5.1. El laboratorio tiene una hora determinada de inicio no aceptándose alumnos atrasados. 5.2. La asistencia al laboratorio es de un 100% de los trabajos programados.

5.3. En caso eventual de inasistencia ésta deberá ser justificada con el profesor del grupo de laboratorio en una plazo no superior a 48 horas desde la inasistencia a dicho laboratorio, mediante una fotocopia del certificado médico presentado al Servicio de Salud u otro documento que justifique su inasistencia.

6. Durante el desarrollo del laboratorio el alumno deberá observar un comportamiento correcto,

seguir las instrucciones dadas y consultar al profesor o al ayudante a cargo del práctico cualquier duda referente a la manipulación uso de un equipo o reactivo determinado.

7. Durante el desarrollo del práctico, está prohibido el uso de aparatos de música y celulares. Si

está permitido el uso de calculadora.

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INTRODUCCION En esta sesión el alumno conocerá el material básico de laboratorio, aprenderá su uso y lo aplicará a las actividades prácticas que se explican en esta guía.

Material de Laboratorio

1. De vidrio

A. Para contener líquidos

A.1) Tubo de ensayos Contener líquidos, efectuar reacciones.

A.2) Vaso de precipitados Contener líquidos, efectuar reacciones y calentar.

A.3) Matraz Erlenmeyer Contener líquidos en las titulaciones, efectuar reacciones.

A.4) Matraz de fondo plano Contener líquidos, efectuar reacciones y calentar.

A.5) Balón Calentar líquidos y conectar equipos. Ejemplo en destilación.

A.6) Matraz Kitasato Filtración con succión.

A.7) Frascos Contener y guardar soluciones y reactivos.

1. De vidrio

A. Para contener líquidos

A.1) Tubo de ensayos Contener líquidos, efectuar reacciones.

A.2) Vaso de precipitados Contener líquidos, efectuar reacciones y calentar.

A.3) Matraz Erlenmeyer Contener líquidos en las titulaciones, efectuar reacciones.

A.4) Matraz de fondo plano Contener líquidos, efectuar reacciones y calentar

A.5) Balón Calentar líquidos y conectar equipos. Ejemplo: destilación

A.6) Matraz Kitasato Filtración con succión

A.7) Frascos Contener y guardar soluciones y reactivos

B. Para medir volúmenes

B.1) Pipeta parcial Medir distintos volúmenes

B.2) Pipeta total Medir un volumen fijo con exactitud

B.3) Bureta Medir diferentes volúmenes con exactitud

B.4) Matraz aforado Medir volúmenes exactos al preparar soluciones

B.5) Probeta Medir volúmenes aproximados.

C. Otros

C.1) Vidrio reloj Contener muestras a ensayar y como tapa para vasos, cápsulas y otros

C.2) Termómetro Medir temperatura

C.3) Refrigerante Condensar vapores en destilación

C.4) Trompa de agua Succión de gases para disminuir presión en filtración con succión.

C.5) Embudo Cónico Trasvasijar y filtrar líquidos

C.6) Embudo de decantación Separar líquidos no miscibles de distinta densidad

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C.7) Desecador Secar muestras bajo 100ºC hasta temperatura ambiente

C.8) Bagueta o varilla de vidrio Agitar soluciones y recolectar precipitados

2. De fierro

2.1) Soporte Universal Soporte de pinzas para armar equipos

2.2) Trípode Soporte de rejillas para calentar con mechero

2.3) Rejilla con asbesto Soporte de recipientes para calentamiento homogéneo.

2.4) Triángulo Soporte de crisoles para calentar

2.5) Mechero Bunsen Fuente de calor

2.6) Pinzas para crisoles Coger crisoles, cápsulas, etc., a altas temperaturas

2.7) Nueces Unión con tornillos entre pinzas y soporte universal

2.8) Pinza para matraces Sostener matraces y conectar a una soporte

2.9) Argolla con tornillo Sostener embudos u otros y conectar a soporte

3. De Porcelana

3.1) Cápsula Calentar y secar sustancias

3.2) Crisol Calentar y calcinar sustancias

3.3) Mortero Triturar muestras

3.4) Embudo Büchner Filtrar con succión

4. Otros

4.1) Pinza de madera Sostener tubos de ensayos calientes

4.2) Gradilla Soporte de tubos de ensayo

4.3) Piseta de plástico Lavar precipitados

4.4) Espátula Medir pequeñas cantidades de sustancias sólidas

4.5) Papel filtro Filtrar

4.6) Balanza Determinar masas

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NORMAS DE SEGURIDAD DEL LABORATORIO QUIMICO Estas normas son de obligado y estricto cumplimiento, por lo tanto deben ser memorizadas y seguidas en todo momento por el Alumno. Su imcumplimiento puede implicar la expulsión del Alumno del Laboratorio. 1. NORMAS PERSONALES

Durante toda la permanencia en el laboratorio debe llevar puesto y abrochado el delantal, lo mismo que las gafas de seguridad. Los lentes de contacto podrían resultar peligrosos en caso de salpicaduras.

Si tiene el cabello largo, debe llevarlo debidamente tomado.

Use ropa que cubra todo el cuerpo y que se quite con facilidad, así como zapatos planos y cerrados. No use bufanda, pañuelos largos ni prendas u objetos que dificulten su maniobrabilidad y movilidad. Evite cadenas o pulseras que puedan engancharse.

Utilice los mesones laterales y percheros para dejar mochilas, abrigo y bolsas. No los deje sobre el mesón de trabajo.

Se prohíbe consumir alimentos en el laboratorio.

Disponga sobre la mesa de trabajo sólo el material pertinente a la actividad experimental a realizar (cuaderno, guía, lápiz, calculadora). Mantenga el lugar de trabajo limpio y ordenado.

Mantenga sus manos limpias y secas.

Procure no desplazarse de un lado para otro sin motivo. Se prohíbe correr dentro del laboratorio.

Durante el desarrollo del práctico se prohíbe el uso de aparatos de música y celulares. Estos deben permanecer en silencio y fuera del área de trabajo.

2. INFORMACION PREVIA

Estudie previamente el tema a tratar en cada laboratorio y familiarícese con los principios y métodos involucrados en la actividad experimental. Debe interiorizarse de las características y riesgos de las actividades, de los procedimientos y de las sustancias que manipulará en las actividades experimentales.

3. TRABAJO EN EL LABORATORIO

El trabajo en el laboratorio requiere de limpieza estricta del material y del puesto de trabajo. Al finalizar el trabajo experimental, debe dejar el material limpio y ordenado.

Se prohíbe estrictamente realizar ensayos no autorizados.

Ante cualquier duda de cómo actuar, debe consultar al Docente o al Ayudante.

En caso de producirse un accidente, quemadura o lesión, comuníquelo inmediatamente al Profesor.

En caso de evacuación del edificio, cierre la llave de paso del gas, desenchufe el material eléctrico y salga de manera ordenada según instrucciones.

Maneje con especial cuidado el material frágil, por ejemplo el material de vidrio. Revíselo al inicio del trabajo experimental para comprobar posibles fisuras, esta norma es obligatoria cuando utilizará el material en vacío o a presión superior a la atmosférica. Informe al Docente o al Ayudante del material roto o averiado.

Mantenga perfectamente limpio y seco el puesto de trabajo, especialmente cuando use material enchufado a la red eléctrica. La manipulación de los materiales eléctricos debe hacerse con el aparato desconectado de la red.

No ponga en funcionamiento un aparato que haya armado o un material eléctrico sin que el Profesor o el Ayudante haya revisado la instalación.

Al utilizar manta calefactora, no la enchufe hasta el momento de comenzar el calentamiento.

Debe observar los signos de peligrosidad que aparecen en los frascos de reactivos. Si no dispone de información suponga que las sustancias químicas son tóxicas y que los solventes orgánicos son inflamables.

No devolver nunca restos de reactivo (sólidos o líquidos) a los frascos desde donde los extrajo. Para introducir en sólidos espátulas o cucharillas debe asegurarse que ellas están completamente limpias.

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No introducir pipetas a frascos de reactivos líquidos. Sacar un volumen a un vaso de precipitados o a un tubo de ensayos, y medir desde allí con la pipeta el volumen deseado. No debe pipetear líquidos con la boca. Utilice para ello dispositivos adecuados (propipeta).

Los frascos de reactivos y solventes deben cerrarse inmediatamente después de su uso.

Esta estrictamente prohibido llevarse algún reactivo o material a la boca.

Si algún liquido o solido se derrama debe limpiar inmediatamente de la forma adecuada (consulte al Docente o al Ayudante).

Los ácidos y las bases fuertes se deben manipular con mucha precaución, ya que la mayoría son muy corrosivos. El contacto con la piel o con la ropa, puede producir heridas y quemaduras importantes.

Si derrama accidentalmente algún producto químico, se debe lavar la zona afectada con abundante agua. Si derrama sobre el mesón, se debe limpiar con agua y secar posteriormente con un paño.

Al mezclar algún acido (por ejemplo, ácido sulfúrico) con agua, siempre se debe agregar el ácido sobre agua, nunca al contrario, pues el ácido puede eyectarse y así provocar quemaduras serias en la cara o los ojos.

No manipule cerca de una fuente de calor sustancias inflamables.

Cuando deba retirar el material de vidrio de la llama u otra fuente de calor, debe utilizar pinzas de madera para tomar el material.

Al calentar tubos de ensayo debe sostenerlo con pinzas de madera, procure darle cierta inclinación. No debe observar directamente (utilice gafas de seguridad) al interior del tubo y la boca de éste no debe estar dirigida hacia Ud. ni a algún compañero, es muy probable que se produzcan con el calentamiento proyecciones violentas del líquido por sobrecalentamiento.

Evite la inhalación de vapores y/o material particulado fino, tanto de sólidos como líquidos.

En la preparación de disoluciones se debe agitar de manera suave para evitar salpicaduras del líquido.

Sea cuidadoso con el uso del mechero, apáguelo siempre que no esté en uso. MANIPULACION DE RESIDUOS.

Los residuos líquidos no deben ser desechados en el desagüe. Se dispone de recipientes señalados para este propósito.

Los residuos sólidos se depositan en basureros ubicados a los costados de cada mesón.

Si un termómetro de mercurio se rompe debe dar aviso inmediatamente al Docente o al Ayudante.

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PRACTICO Nº 1 “Uso y Conocimiento de Materiales Básicos de Laboratorio“ OBJETIVOS: 1. Informarse sobre las normas y reglamento del laboratorio de química. 2. Conocer y ensayar algunos materiales de uso común en un laboratorio químico. 3. Mostrar como la cantidad de cifras significativas de la medida informada está limitada por la

precisión de los instrumentos usados para evaluar la medida. INTRODUCCION En Química la materia se observa determinando, midiendo y monitoreando propiedades físicas y químicas de ella. Una propiedad es una característica utilizada para describir la materia; algunas propiedades son el tamaño, masa, densidad, solubilidad, etc. La comprensión de los cambios de la materia (procesos químicos) depende de nuestra habilidad para adquirir información precisa de la materia, antes y después de la transformación; la información es cuantitativa cuando se obtiene a partir de medidas. Las medidas constan de un número y una unidad. En este laboratorio Ud. se introducirá a algunos aparatos y/o materiales, y aprenderá como se usan para obtener medidas correctas. Los procedimientos que utilizará experimentalmente le permitirá reforzar conceptos vertidos en las clases. Lea previamente la guía del experimento que va a realizar, asegúrese de comprender las etapas de los experimentos y de conocer la teoría asociada a la actividad experimental. Durante el práctico anote en su cuaderno de laboratorio todas las observaciones y los datos, esto le servirá para elaborar el informe de laboratorio; en el cual Ud. debería poder explicar qué experimento realizó, qué aprendió y qué significan los resultados. MATERIALES Y REACTIVOS PARA ACTIVIDAD A REALIZAR POR LOS ALUMNOS

Pipeta total de 10 mL Vaso de precipitados de 250 mL

Pipeta parcial de 10 mL Termómetro

Gradilla con tubos de ensayo Mechero Bunsen

Bureta Trípode y rejilla

Probeta Soporte, nuez y pinza

ACTIVIDADES 1. Realizadas por el Profesor

a) Informar a los Alumnos sobre el Reglamento de Laboratorio. En especial, acerca de los

materiales que deben traer los Alumnos al Laboratorio, al horario y asistencia, a las evaluaciones y ponderación de éstas, y a los riesgos y precauciones al interior del laboratorio.

b) Presentación de los materiales siguientes: Tubo de ensayo – Gradilla– Vaso de precipitados –

Probeta – Pipeta parcial – Pipeta total– Propipeta– Bureta – Matraz Erlenmeyer– Matraz aforado – Matraz de fondo plano– Balón– Vidrio reloj – Embudo cónico – Termómetro– Bagueta –– Soporte universal – Nueces – Pinzas – Argolla – Trípode – Rejilla con asbesto – Mechero Bunsen – Pinza de madera – Piseta – Espátula

2. Realizadas por los Alumnos

a) Medición de volúmenes. Medir 2 mL de agua de la llave con una pipeta parcial y vaciarlos a un tubo de ensayo, observar y dibujar. Repetir el procedimiento para 5 mL con pipeta parcial y para 10 mL con pipeta total.

b) Comparación de la medida de un volumen. Medir 50 mL de agua destilada en una bureta,

vaciarlos a una probeta y comparar la lectura, luego vaciarlos a un vaso de precipitados y comparar nuevamente.

c) Medición de temperatura. Coloque en vaso de precipitados (250 mL) aproximadamente 50 mL

de agua de la llave, mida su temperatura. Posteriormente, usando trípode y rejilla de asbesto, coloque el vaso de precipitados sobre el mechero y proceda a calentar levemente el agua por

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unos 5 min. Observe la variación de temperatura del agua durante el calentamiento. Posteriormente apague el mechero y espere que el vaso de precipitados esté frío para desmontar el equipo.

d) Encendido de mechero. Encender correctamente el mechero y reconocer las zonas de la llama e) Armar un soporte universal con nuez y pinza

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PRACTICO Nº 2: “METODOS FISICOS DE SEPARACION DE LOS COMPONENTES DE UNAS MEZCLA”

OBJETIVOS: 1. Conocer y ensayar algunos materiales de uso común en un laboratorio químico. 2. Conocer y ensayar distintas técnicas de separación de los componentes de una mezcla. 3. Obtener una sustancia pura a partir de una mezcla. INTRODUCCION: En la naturaleza, la materia se cuenta como sustancias puras (O2, H2O) o mezclas (aire, océanos). Las mezclas pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas; dependiendo del estado físico de los componentes. Se clasifican en homogéneas y heterogéneas dependiendo del número de fases presente (se define como fase aquella parte del sistema que es uniforme en su totalidad). Mezclas Homogéneas o Soluciones: Todos los componentes se encuentran en una misma fase. Ejemplos: - gaseosa : aire (principalmente N2 y O2 ) - líquida : océanos (sales como NaCl disueltas en agua) - sólida : bronce (aleación de cobre y estaño: Cu-Sn) Mezclas Heterogéneas: Los componentes se encuentran en más de una fase, generalmente observables a simple vista. Ejemplos: - sólida-gas : humo (partículas de carbono en suspensión en el aire) - líquida-líquida : aceite y agua (líquidos no miscibles) - sólida-líquida : yoduro de Plomo (Pbl2) en agua (sal poco soluble). La técnica de separación a utilizar depende del tipo de mezcla a separar, ya sea homogénea o heterogénea, y de la fase en que se encuentren los distintos componentes (sólida, líquida o gaseosa). A. Técnicas de Separación de los Componentes de una Mezcla Heterogénea.

1. Filtración 2. Decantación 3. Centrifugación 4. Sublimación.

B. Técnicas de Separación de los Componentes en una Mezcla Homogénea.

1. Cristalización 2. Destilación 3. Extracción con Solventes.

Descripción de las distintas técnicas de separación de los componentes de una mezcla: A.1. Filtración

Consiste en la separación por medio de algún material poroso (papel filtro, placa de porcelana o fibra de vidrio) de los componentes de un sistema líquido-sólido. Las partículas del sólido deben ser de tamaño apreciable. La filtración puede ser simple, usando un embudo cónico y un material poroso, siendo el más empleado el papel filtro que se fabrica de distintos tamaños de poros dependiendo del tamaño del sólido a separar. En este tipo de filtración, la velocidad es de separación es lenta

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y se usa cuando interesa recuperar el sólido. Se puede acelerar una filtración empleando succión o vacío. Para ello se utiliza un embudo Büchner provisto de papel filtro en el fondo, el embudo se adapta a un matraz Kitasato, mediante un anillo de goma. El matraz Kitasato se conecta a una trompa de agua o a una bomba de vacío.

A.2. Decantación.

Es un método de separación basado en la diferencia de peso específico entre los componentes de un sistema sólido-líquido. La decantación del sistema sólido-líquido, consiste en la sedimentación del sólido; éste se separa sifonando o vaciando la capa líquida sobrenadante.

Cuando los componentes de la mezcla son líquidos inmiscibles, se realiza la decantación en un embudo de decantación.

A.3. Centrifugación.

Para esta técnica se utiliza una centrífuga, en la cual se disponen tubos con la mezcla y se hacen girar. A causa de la fuerza centrífuga, es posible separar mezclas sólido-líquido. La fase más densa (sólida) se deposita en el fondo del tubo de centrífuga

Se aplica en las mismas situaciones que la decantación; se caracteriza por su rapidez y porque permite separar componentes con pequeña diferencia de peso específico.

A.4 Sublimación.

Para la separación se usa el cambio físico, sublimación, que consiste en el paso de sólido a gas sin pasar por el estado líquido. El sólido es obtenido por condensación de sus vapores. Se utiliza para separar un componente sólido volátil (sublima a baja temperatura) mezclado con otros sólidos no volátiles, por medio de un calentamiento adecuado.

B.1. Cristalización.

Consiste en la separación por enfriamiento de una sustancia disuelta (soluto) desde una solución saturada, preparada a mayor temperatura. En esta técnica se aprovecha la menor solubilidad del soluto a menores temperaturas; el soluto cristaliza y se deposita en el fondo del recipiente.

B.2. Destilación.

Proceso utilizado para separar dos líquidos miscibles o el solvente desde una solución, se requiere que los componentes tengan distinta temperatura de ebullición. Consiste en calentar hasta la ebullición la mezcla y condensar luego los vapores del líquido de menor temperatura de ebullición en un depósito frío llamado refrigerante, es posible recolectar separadamente las fracciones destiladas a las distintas temperaturas de ebullición. Generalmente como el soluto de la solución es no volátil o menos volátil que el solvente, este último se evapora primero. Mediante este método es posible recuperar los solventes a partir de sus soluciones.

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B.3. Extracción con Solvente. El soluto de una solución puede ser separado con otro solvente que sea inmiscible con el primero y que sea mejor disolvente para el soluto que el inicial. Ambas fases líquidas no miscibles se separan con la ayuda de un embudo de decantación.

MATERIALES Y REACTIVOS.

Vasos de precipitados de 100 y 250 mL Probeta de 100 mL

Gradilla de tubos de ensayo Embudo cónico

Papel filtro Centrífuga y tubos de centrífuga

Embudo de decantación Balón de 250 mL

Equipo de destilación simple Soporte universal y argolla

Solución NaOH 0,2 M Solución CuSO4 0,1 M

Solución acuosa de I2 C6H12

I2(s) Solución NH3 (NH4OH)

ACTIVIDADES 1. Destilación. Arme el equipo de destilación simple de acuerdo a la figura 3. Coloque en el matraz de destilación un volumen aproximado de 40 mL de una solución a destilar que le entregará su Profesor.

Figura 3. Equipo sencillo de laboratorio para destilación. El agua fría circula alrededor del refrigerante provocando la condensación del líquido que se ha evaporado.

2. Filtración y Centrifugación

a) En un vaso de precipitados de 100 mL, mezcle 10 mL de CuSO4 0,1 M con 10 mL de NaOH 0,2 M. Separe la mitad de la mezcla por filtración simple según indica la figura 4.

Figura 4. Equipo de Filtración Simple y de Filtración con Succión. b) Separe la otra mitad por la técnica de centrifugación (pida un tubo de centrifuga enumerado al

ayudante). 3. Extracción con Solvente.

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a) Experiencia demostrativa a cargo del Docente

Se vierte en un tubo de ensayo aproximadamente 2 mL de Ciclohexano (C6H12 ), y en otro tubo vierta aproximadamente 2 mL de agua destilada. Agregue a ambos tubos una punta de espátula de yodo. Compare la solubilidad y el color del yodo en el agua y en el ciclohexano. Posteriormente mezcle el contenido de los dos tubos. Anote sus observaciones.

b) Mida con una probeta 25 mL de solución acuosa de yodo y vacíela a un embudo de decantación.

Agregue 5 mL de ciclohexano. Agite fuertemente la mezcla con el embudo de decantación tapado e invertido, presionando el tapón con la palma de la mano izquierda. Abra cada cierto tiempo la llave del embudo para que se escapen los vapores de C6H12. Deje decantar la mezcla y observe.

c) Extraiga la fracción inferior abriendo cuidadosamente la llave del embudo, figura 5. Identifique la composición de la fase extraída y de la fase que queda en el embudo.

Figura 5. Extracción con Solvente

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PRACTICO N 3: “PROPIEDADES DE ELEMENTOS, SOLUBILIDAD Y CONDUCTIVIDAD DE COMPUESTOS.

OBJETIVOS 1. Identificar a algunos elementos alcalinos y alcalino-térreos mediante ensayo a la llama. 2. Observar la reactividad de los metales alcalinos y alcalino-térreos con agua. 3. Ensayar reacciones y solubilidad de algunas sales. 4. Ensayar conductividad de algunas soluciones y correlacionarlas con el tipo de enlace que

presentan los solutos. INTRODUCCION. 1. Propiedades de los Elementos.

Metales Alcalinos. Son Elementos Representativos de configuración electrónica general GN ns1 y forman el grupo 1 (I-A) del sistema periódico. Li , Na , K , Rb , Cs , Fr*

* Elemento Radiactivo

Son todos metales muy reactivos, debido a que pierden fácilmente su electrón de valencia, proceso que recibe el nombre de oxidación. La reacción que representa la oxidación de un metal alcalino se muestra a continuación:

M M + + ē Debido a su alta reactividad no se encuentran como metales libres en la naturaleza, sólo formando compuestos con otros elementos. Por ejemplo, con el agua reaccionan violentamente formando hidróxidos:

22 222 HMOHOHM

Deben guardarse en el Laboratorio bajo parafina o en atmósfera inerte para evitar su oxidación. Forman sales incoloras y muy solubles en agua. Se pueden reconocer e identificar por el método de coloración a la llama, debido a la luz que emiten cuando sus electrones son excitados al ser calentadas a la llama sus sales. En la Tabla 1 se muestra la coloración de algunos elementos de los grupos 1 y 2 (II-A) de la tabla periódica. Metales Alcalino-Térreos. Forman el grupo 2 (II-A) en el sistema periódico y su configuración electrónica general es [GN] ns2, que los clasifica como elementos representativos. Be , Mg , Ca , Sr , Ba , Ra*

* Elemento Radiactivo

Son muy reactivos, aunque menos que los metales alcalinos. Se oxidan cediendo sus dos electrones de valencia. La reacción de oxidación es :

M M +2 + 2 ē La solubilidad de las sales de Ca, Mg y Ba son semejantes y los mismos reactivos precipitan a los tres iones. También sus sales presentan una coloración a la llama característica, por lo que es fácil reconocerlos.

TABLA 1 Coloración a la llama de elementos de los Grupos 1 y 2 de la Tabla Periódica

Elementos Litio Sodio Potasio Calcio Bario

Color a la llama Rojo Carmín Amarillo persistente Violeta suave Anaranjado Verde amarillo

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Halógenos. Son elementos representativos no metálicos, forman el Grupo 17 (VII-A) ubicado a la derecha de la Tabla periódica. Su configuración electrónica general es [GN] ns2 np5. Son muy activos químicamente y por lo tanto no se encuentran libres en la naturaleza. Se obtienen al estado libre por electrólisis de sus sales en forma de moléculas diatómicas. F2(g) , Cl2(g) , Br2(l) , I2(s)

Debido a que tienen una alta tendencia a captar un electrón, forman iones X , en un proceso denominado reducción. La reducción de un halógeno se muestra a continuación:

X2 + 2 ē 2 X

2. Propiedades de los compuestos.

Las propiedades de los compuestos químicos dependen de las propiedades de los elementos que los forman y del tipo de enlace que une a los átomos en el compuesto. De acuerdo al tipo de enlace, los compuestos se clasifican en iónicos y covalentes, sin embargo pocos compuestos pueden ser considerados como exclusivamente iónicos o exclusivamente covalentes, ya que, comúnmente un compuesto iónico presenta un cierto grado de covalencia, y viceversa. Enlace iónico. Se origina entre átomos que difieren considerablemente en su

electronegatividad , cuya diferencia de electronegatividad sea mayor a 1.7 (ENA-B > 1.7); como por ejemplo el enlace entre un metal y un no-metal. Se forma por atracción electrostática entre iones positivos y iones negativos, formándose estructuras ordenadas y rígidas denominadas cristales iónicos (Figura 1).

Figura 1. Estructura cristalina de cloruro de sodio

Enlace covalente. Se origina por compartición de un par de electrones entre elementos de electronegatividad, igual o semejante, entre ellos la diferencia de electronegatividad es menor o

igual a 1,7 (ENA-B ≤ 1,7). Los átomos unidos por enlace covalente forman unidades llamadas moléculas. Si la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es cero, el enlace se considera covalente puro y la molécula formada es apolar, es decir, no tiene cargas eléctricas resultantes. En cambio, si hay diferencia de electronegatividad entre los átomos unidos, el enlace resultante tendrá una distribución asimétrica de cargas, ya que el átomo más electronegativo tendrá mayor atracción por el par de electrones, y por lo tanto la molécula presentará polos positivo y negativo; en este caso el enlace es covalente polar. Una molécula que presenta enlace covalente polar puede ser polar o apolar dependiendo de la geometría de la molécula. Como ejemplo se dan las moléculas siguientes:

- Molécula de ácido clorhídrico: HCl

ENH = 2,1 ; ENCl = 3,0; luego ENHCl = 3,0 2,1 = 0,9, entonces el enlace entre H y Cl es covalente polar.

Por lo tanto, la molécula de ácido clorhídrico es un dipolo (tiene polo positivo y polo negativo).

+ Dipolo es una molécula eléctricamente asimétrica con sectores + y -,

H Cl la punta de la flecha apunta hacia el polo negativo.

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- Molécula de cloruro de berilio: BeCl2

ENBe = 1,5 , ENCl = 3,0 por lo tanto ENBeCl = 3,0 1,5 = 1,5 y el enlace es covalente polar. Sin embargo, dado que esta molécula es lineal, no hay cargas netas resultantes y esta molécula es apolar.

Dipolos de igual magnitud pero en sentido opuesto se anulan - Molécula de agua: H2O

ENH = 2,1 , ENO = 3,5, luego ENHO = 3,0 2,1 = 1,4 El enlace HO es, por lo tanto, covalente polar. La molécula de agua, a diferencia de la molécula de BeCl2, tiene

geometría angular, con un ángulo de enlace HOH de 104,4; por lo tanto, hay cargas netas resultantes que le dan a esta molécula el carácter de dipolo.

Las moléculas polares y los compuestos iónicos pueden disolverse en agua, dado que ésta también es polar. Si la solución acuosa es conductora de la corriente eléctrica los compuestos se comportan como electrolitos, esto significa que la solución contiene iones. Figura 2: Disociación y/o Ionización de compuestos iónicos en agua

NaCl(s) Na+(ac) + Cl (ac)

Cuando se disuelve cloruro de sodio en agua, cada uno de los iones

Na+ y Cl se rodea de moléculas de agua, iones hidratados. El extremo negativo del dipolo agua es atraído por el ion Na+ y el extremo positivo

por el ion Cl.

Un electrolito es una sustancia que en solución acuosa se disocia en iones, los cuales son los responsables del transporte de cargas eléctricas. El grado de disociación iónica de una sustancia está relacionado con la conductividad eléctrica de su solución. Una sustancia que en agua se disocia en alto grado es un electrolito fuerte es excelente conductora; una sustancia con bajo grado de disociación es un electrolito débil y su solución es pobre conductora. A mayor cantidad de iones en la solución, mayor es la conductividad.

Propiedades de los compuestos de acuerdo al tipo de enlace

PROPIEDAD IONICO COVALENTE

Punto de fusión Alto Bajo

Dureza Alta Baja

Solubilidad en agua Solubles Variable, generalmente baja o Insolubles.

Conductividad eléctrica - Sólidos Aislantes Aislantes - Fundidos Conductores Aislantes - En solución Conductores Aislantes

Estado físico Sólidos Sólidos, líquidos o gases

Velocidad de reacción Alta, debido a la alta movilidad de los iones

Generalmente baja; se mueven moléculas lentas.

Toda molécula que presenta momento dipolar, forma un (dipolo) que se orienta bajo la acción de un campo.

Como consecuencia de esta característica, los compuestos iónicos y los compuestos covalentes polares se disuelven en agua. Los compuestos iónicos que están formados por

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iones se disocian en agua produciéndose una ionización de ellos. El grado de disociación iónica de una sustancia en agua se puede evaluar midiendo la conductividad eléctrica de la solución, a estas sustancias se les denomina electrolitos. Una sustancia de alto grado de disociación, es un electrolito fuerte y con bajo grado de disociación, es un electrolito débil. Una solución acuosa que contiene moléculas disueltas (compuesto covalente polar) no es conductora de la electricidad, y se dice que es no-electrolito.

MATERIALES Y REACTIVOS

Mechero Bunsen Solución alcohólica de fenolftaleína

Alambre de nicrom Magnesio metálico (Mg)

Gradilla de tubos de ensayo Potasio metálico (K) ó Sodio metálico

Vaso de precipitados de 400 mL Solución de cloruro de sodio (NaCl)

2 vasos de precipitados de 100 mL Solución de cloruro de magnesio (MgCl2)

Conductímetro electrónico Cloruro de sodio sólido (NaCl)

Conductímetro de ampolleta Sacarosa sólido (C6H12O6)

Piseta de agua destilada Carbón activado sólido (C)

Solución ácido clorhídrico (HCl) concentrado

Sales de Na+, Li+, K+, Ca2+, Ba2+

ACTIVIDADES 1. Ensayo a la Llama Para realizar esta experiencia, reconozca previamente las zonas de la llama del mechero Bunsen (Figura 3); la llama puede ser regulada variando la entrada de aire mediante un tornillo que se encuentra en la base del mechero.

Figura 3. Mechero Bunsen

1.1. Para limpiar el alambre de nicromo, humedezca el alambre en solución de HCl y acerque el alambre a la llama, en la zona de mayor temperatura. Repita este procedimiento una dos veces.

1.2. El alambre de nicromo limpio se humedece en HCl y luego se toca algunos cristales de la muestra sólida; coloque el alambre en la zona oxidante inferior y observe la coloración de la llama del mechero. En cada nueva determinación debe cuidar que el alambre quede totalmente limpio, calentándolo repetidas veces siempre mojando con HCl de tal manera que no dé ninguna coloración a la llama que interfiera con la muestra.

1.3. Identifique la presencia de los siguientes iones metálicos Li+ , K+ , Ca2+ , Ba2+ y Na+; presente en sus respectivas sales. Identifique el Na+ al final, debido a que presenta una llama amarilla muy persistente; incluso después de la muestra problema.

1.4. Proceda ahora a ensayar su muestra problema, identificando los dos iones presentes en ella. Anote el número de la muestra problema.

2. Carácter Electropositivo de los Metales. 2.1. En un tubo de ensayo coloque 5 (mL) de agua destilada, (aproximadamente ¼ de la

capacidad del tubo de ensayo), agregue dos gotas de indicador fenolftaleína y añada un trozo de magnesio. Observe si hay cambio en la coloración, deje transcurrir unos 15 (min) y observe nuevamente.

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2.2. Experiencia Demostrativa a cargo del Docente. Repita la experiencia anterior usando ahora un vaso de precipitado de 500 (mL) con 2/3

de agua destilada y gotas de indicador fenolftaleína. Agregue un trozo pequeño de potasio. Observe el color y la dureza del metal en el momento de cortarlo con espátula en un vidrio reloj. La reacción que aquí ocurre es la siguiente:

2 K(s) + 2 H2O(l) = 2 KOH(ac) + H2(g)

3. Conductividad de las sustancias. PRECAUCION USO CORRIENTE ALTERNA DE 220 (Volt)

PARA COMPARAR CONDUCTIVIDAD ENTRE DOS O MAS SUSTANCIAS DEBE CONSERVARSE UNA MISMA SEPARACIÓN ENTRE LOS ELECTRODOS Y DEBE SUMERGIRSE SIEMPRE EN UNA MISMA LONGITUD DE ELLOS.

3.1. En un vaso precipitado de 100 (mL), coloque aproximadamente 100 (mL) de agua

destilada. Determine la conductividad del agua por medio de un dispositivo que indica diferencias de conductividad por la intensidad de la luz emitida por una ampolleta.

3.2. En un vaso precipitado de 100 (mL), prepare las siguientes soluciones acuosas, usando

aproximadamente 100 (mL) de agua destilada y una punta de espátula de las siguientes sustancias: sacarosa (C6H12O6, Tfusión=186 °C ), cloruro de sodio (NaCl, Tfusión=801°C ) y

carbón activado ( C, Tfusión=3550°C). Observe la solubilidad de cada una de las sustancias en agua. Determine la conductividad de las soluciones preparadas por Ud, proceda de manera similar como evaluó la conductividad de agua pura.

3.3. Mida la conductividad de las soluciones de MgCl2 y KCI, ambas de igual

concentración, 1103 (M). Para detectar la conductividad en esta experiencia use un conductímetro electrónico.

¿Qué conclusiones puede obtener de la medición de estas propiedades físicas de las

sustancias con respecto al Enlace Químico?

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PRACTICO N 4: “DETERMINACION DE MOLES DE SUSTANCIA GASEOSA” OBJETIVOS 1. Obtener hidrógeno mediante la reacción de un metal con ácido. 2. Aprender a recolectar un gas sobre agua. 3. Utilizar la ecuación de los gases ideales. 4. Determinar número de moles, número de moléculas y cantidad de átomos de gas

producido. INTRODUCCION Los gases representan el estado más simple de la materia, debido a que sus moléculas pueden considerarse independientes unas a otras al no existir una fuerza de cohesión que las mantenga unidas, como ocurre en el caso de los sólidos y líquidos. Las moléculas de gas se mueven a velocidades muy altas (tienen alta energía cinética) incluso a temperaturas bajas; por ejemplo, la velocidad media de las moléculas de hidrógeno a 0 °C, es superior a 1500 (m/seg). Debido a este continuo movimiento, las moléculas de gas ocupan todo el volumen del recipiente que las contiene. Por esta razón, los gases tienen muy baja densidad (expresada comúnmente en (g/L)), y que es aproximadamente la milésima parte de la densidad que tiene una sustancia al estado sólido o líquido (la que se expresa habitualmente en (g/mL)). Otra propiedad característica de un gas es su alta compresibilidad debido a que su estructura es fundamentalmente espacio vacío; las moléculas se encuentran muy separadas entre sí. El comportamiento de los gases ha sido conocido desde el siglo XVII, y este conocimiento se ha traducido en teorías y leyes que explican sus propiedades. En condiciones cercanas a las condiciones ambientales, el comportamiento de todos los gases es muy similar, independiente de su naturaleza química, lo cual ha permitido, teóricamente, asociar su comportamiento a un gas modelo (que no tiene existencia real) denominado Gas Ideal. La ecuación que rige el comportamiento de un gas se conoce como Ecuación de Estado del Gas Ideal.

P V = n R T En la expresión anterior: P es la presión del gas, V es el volumen ocupado por el gas, n es la cantidad de gas expresada en moles, R es la Constante Universal de los Gases y T es la temperatura Absoluta o temperatura Kelvin (K). El valor de R es igual a 0,082 (L·atm/K·mol) lo que obliga a expresar el volumen en (L), la presión en (atm), la temperatura en (K) y la cantidad de gas en (moles). En este práctico se trabajará como gas modelo con hidrógeno. El H es el elemento más simple, su átomo consta de un protón y de un electrón; su masa atómica es 1,008 (uma). Bajo condiciones ambientales existe como molécula biatómica gaseosa, la cual es muy poco soluble en agua. El hidrógeno molecular, H2, es la sustancia química más liviana que existe, es por ello que se usó inicialmente como gas de llenado de globos de exploración atmosférica; sin embargo; debido a su tremendo poder explosivo, fue pronto desechado. Es muy fácil obtener H2 en el laboratorio, haciendo reaccionar un ácido con un metal. La velocidad de formación del hidrógeno gaseoso depende del tipo de metal utilizado, de la concentración del ácido y de la fuerza iónica del ácido. La ecuación siguiente muestra la reacción entre ácido clorhídrico (HCl) y un metal (M) cualquiera:

)(

2/ )(2)()( )(

compuestoelenmetaldeloxidacióndeestadoelesm

gacms HMMXHClMac

20

[Establezca las ecuaciones para un metal representante del grupo 1 (I-A), del grupo 2 (II-A)

y del grupo 3 (III-A). En este práctico, Ud obtendrá hidrógeno gaseoso (H2) haciendo reaccionar un metal del grupo 2 (II-A) , magnesio, con HCl; Ud medirá el volumen de hidrógeno producido por desplazamiento de una solución al interior de una bureta, al mismo tiempo que determinará las condiciones a las cuales realizó su medición, esto es evaluará la temperatura y la presión atmosférica. Cuando un gas se recoge sobre agua o sobre una solución acuosa (Figura 1), la presión del gas corresponde a la diferencia entre la presión atmosférica (a la cual está sometido el gas) y la presión que ejerce el vapor de agua a dicha temperatura (p°agua). El valor de la presión de vapor del agua se determina de valores tabulados en función de la temperatura. Figura 1. Recolección de un gas sobre un líquido.

Como forma de asegurar el éxito en este laboratorio tiene que hacer los problemas siguientes, antes de venir al práctico: 1. Calcule los moles de SO3 que hay en 40 (g) de esta sustancia

Respuesta: 0,5 (moles)

2. Calcule la cantidad de moléculas contenidas en 5 (L) de NH3 gaseoso, medido a 25 (C) y 700 (mmHg). Respuesta: 1,14·1023 moléculas

3. ¿Cuántos átomos en total hay en 13 (g) de CO2 Respuesta: 5,34·1023 átomos.

4. Calcule la presión ejercida por 1.7 g de O2(g) a 25 (C), contenidos en matraz de 2 (L). Respuesta: 492 (mmHg)

MATERIALES Y REACTIVOS

Muestra de magnesio Termómetro

Hilo Vaso de precipitados de 1000 (mL)

Bureta de 50 (mL) Soporte y pinza

Probeta Solución de ácido clorhídrico (HCl)

ACTIVIDADES.

- Llene el vaso de precipitados con agua de la llave hasta aproximadamente unos ¾ de su capacidad.

- Amarre el hilo al extremo superior de la bureta y una a él, uno de los trozos de metal; no olvide anotar la masa del metal.

- Mida con la probeta 15 (mL) de la solución de HCl (ácido clorhídrico) y vacíelo a la bureta, agréguele suficiente cantidad de agua destilada (aproximadamente 25 (mL)) hasta obtener un volumen aproximado de 40 (mL) al interior de la bureta.

- Tapando con su dedo índice, invierta la bureta y anote el nivel inicial que alcanza la solución. Vuelva la bureta a su posición original.

- Coloque el metal al interior de la bureta y, tapando con su dedo índice, invierta nuevamente la bureta y colóquela al interior del vaso de precipitados (ver figura 2);

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la parte superior de la bureta debe quedar sumergida en el agua del vaso de precipitados antes de que Usted retire su dedo, ésta no debe tocar el fondo del vaso.

- Sujete la bureta con la pinza a un soporte universal. - Mida la temperatura del agua del vaso - Lea la Presión Atmosférica. - Lea desde una Tabla, ubicada en el Laboratorio, la presión de vapor del agua (p°agua)

a la temperatura antes medida. Figura 2. Esquema del aparato que utilizará para medir

el volumen de hidrógeno producido.

El desprendimiento de burbujas indica que la reacción transcurre, se está formando H2(g) y el volumen de la solución al interior de la bureta comienza a descender. La reacción termina cuando ya no se observa producción de gas y el trozo de metal se ha consumido totalmente.

- Lea el nivel final alcanzado por la solución

- Saque la bureta desde el vaso de precipitados, lávela y proceda a repetir la experiencia

con el otro trozo de metal. También debe cambiar el agua del vaso de precipitados. Proceda a calcular la cantidad de moles de hidrógeno, la cantidad de moléculas y la cantidad de átomos de hidrógeno producidos; use los datos de temperatura, volumen y presión obtenidos en la actividad experimental. Como Ud. conoce la masa de metal utilizada, también podría determinar, utilizando la relación estequiométrica , la cantidad de hidrógeno que debiera haber obtenido. Compare este resultado con el calculado previamente.

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PRACTICO Nº 5. “ESTUDIANDO REACCIONES QUIMICAS” OBJETIVOS 1. Observar reacciones químicas e identificar productos. 2. Resumir el cambio químico en término de la ecuación química balanceada. 3. Establecer relaciones estequiométricas entre los participantes. INTRODUCCION Cuando ocurre una reacción química, las sustancias iniciales (reactantes) se transforman en distintas sustancias nuevas (productos), que pueden tener distinta apariencia y distintas propiedades. Aprender a observar los cambios es una habilidad esencial para un científico. En este práctico observará distintas reacciones químicas y deberá anotar sus observaciones, debe sacar conclusiones basadas en las observaciones, averiguar el cambio químico experimentado y expresar el cambio mediante la ecuación química; usando símbolo y fórmulas de las sustancias participantes. Los símbolos y las fórmulas llevan indicado el estado físico (s, l, g, ac). En la ecuación química, a partir de las fórmulas de reactantes y productos, se pueden predecir los cambios químicos experimentados; al mismo tiempo, a partir de ella se pueden realizar cálculos cuantitativos de los cambios. Recuerde que las cantidades están expresadas en moles. Antes de establecer la estequiometría de la reacción, debe cerciorarse que la ecuación química esté balanceada, esto es, obedece la Ley de Conservación de la Materia. La relación estequiométrica de una reacción química expresa la relación molar entre los participantes (reactantes y productos). Por ejemplo, en la combustión de metano (CH4):

CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g)

La relación o factor estequiométrico es: 𝑛 𝐶𝐻4

1=𝑛 𝑂2

2=

𝑛 𝐶𝑂2

1=𝑛𝐻2𝑂

2

Frecuentemente las cantidades de los reactantes no corresponden exactamente a los factores estequiométricos que aparecen en la ecuación química. Si Ud. Combustiona 1,3 moles de metano:

¿Cuántos moles de O2 se requieren? 𝑛 𝑂2 = 𝑛 𝐶𝐻4∙2

1=

1,3∙2

1= 2,6 𝑚𝑜𝑙

¿Cuántos moles de CO2 se producen? 𝑛 𝐶𝑂2 = 𝑛𝐶𝐻4∙1

1=

1,3∙1

1 1,3 𝑚𝑜𝑙

¿Cuántos moles de H2O se producen? 𝑛 𝐻2𝑂 = 𝑛𝐶𝐻4∙2

1=

1,3∙2

1= 2,6 𝑚𝑜𝑙

Las reacciones químicas se agrupan en categorías, las más comunes son:

- Reacción de combustión CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g)

- Reacción de combinación o síntesis S(g) + O2(g) SO2(g)

- Reacción de descomposición CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

- Reacción de desplazamiento simple Zn(s) + 2 HCl(ac) H2(g) + ZnCl2(ac)

- Reacción de desplazamiento doble BaCl2(ac) + AgNO3(ac) 2 AgCl(s) + Ba(NO3)2(ac)

Cuando las sustancias químicas están disueltas en agua, algunas sustancias se encuentran a la forma de iones:

AgNO3(ac) Ag+(ac) + NO3

(ac)

KCl(ac) K+(ac) + Cl(ac)

Si se mezclan ambas soluciones acuosas, el cambio químico lo podría escribir mediante la ecuación iónica:

Ag+(ac) + NO3

(ac) +K+

(ac) + Cl(ac) AgCl(s) + NO3

(ac) +K+(ac)

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Las especies de una ecuación que no experimentan cambio durante el proceso, pueden ser obviadas de la ecuación química. Por ello, la reacción anterior puede ser informada mediante la siguiente ecuación iónica:

Ag+(ac) + Cl(ac) AgCl(s)

Existen reacciones químicas que requieren condiciones especiales, estas condiciones puede ser una temperatura determinada, aplicación de calor, presencia de un catalizador, etc. Habitualmente la condición especial va informada en la flecha que separa reactantes y productos. Por ejemplo:

2 NH4NO3(s)

𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟→ 2 N2(g) + O2(g) + 4 H2O(g) Para descomponer el nitrato de amonio hay que

aplicar calor

C4H4O4(s) + H2(g)

𝑃=3 𝑎𝑡𝑚,𝑃𝑑→ C4H6O4(s) Para hidrogenar el ácido maleico hay que trabajar

a 3 atm de presión y añadir paladio como catalizador.

Previo al práctico desarrolle los siguientes ejercicios: 1. Escriba la ecuación estequiométrica de la reacción de nitrógeno molecular (N2) y oxígeno

molecular (O2) para formar pentóxido de dinitrógeno (N2O5), 2. ¿En cuál de las categorías anteriores incluiría la reacción anterior? 3. Escriba la relación estequométrica de la reacción. 4. Para producir 2,5 moles de N2O5, ¿cuántos moles de nitrógeno y de oxígeno colocaría en

el reactor? MATERIALES Y REACTIVOS

Gradilla tubos de ensayo Solución HCl 2M (en bureta)

Solución de BaCl2 Balón de 1000 (mL)

Solución de CuSO4 Zn(s) (en polvo)

CaCO3(s) Solución de ácido clorhídrico (HCl)

Mortero Vaso Precipitados de 250 mL

I2(s) NaHCO3(s)

Solución de CH3COOH

ACTIVIDADES: En cada actividad realizada debe anotar ¿Describa los reactantes por separado? ¿Al mezclar los reactantes hay o no reacción química?, ¿Qué observó para sacar la conclusión anterior?, Identifique los productos, Clasifique las reacciones de acuerdo a las categorías informadas previamente, Establezca la relación estequiométrica de las reacciones. 1. Formación de un precipitado. En tubo de ensayo mezcle 1 mL de solución acuosa de

BaCl2 y 1 mL de solución acuosa de CuSO4. El precipitado (sólido) formado luego de la mezcla de reactantes corresponde al sulfato de bario. ¿Cuáles de los componentes de la reacción química no experimentan cambios?, a partir de su conclusión escriba la ecuación iónica del proceso químico.

BaCl2(ac) + CuSO4(ac) BaSO4(s) + CuCl2(ac) 2. Efecto de la lluvia ácida. En un tubo de ensayo coloque 0,25 g de CaCO3(s) (MM = 100,09

g/mol) molido, agréguele desde la bureta 3 mL de HCl 2 M (nHCl = 6103 mol) agite para mezclar ambos reactantes. El carbonato de calcio es el componente principal de las rocas (caliza y mármol) y del caparazón de organismos. En las condiciones de reacción utilizadas en este práctico, ¿cuál de los reactantes es el reactivo limitante?, ¿cuántos moles de dióxido de carbono se producen?

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CaCO3(s) + 2 HCl(ac) H2O(l) + CO2(g) + CaCl2(ac) 3. Obtención de compuesto químico. Actividad a realizar por el Docente.

Con los guantes y las gafas puestas, coloque 1 g de I2(s) molido (utilice mortero para pulverizarlo) en un balón de 1 L; agregue 1 g de Zn(s) en polvo. Mezcle los reactantes, ¿observa algún cambio?. Posteriormente, agregue lentamente agua hasta completar 5 mL, no está claro el papel del agua en la reacción, no es participante ya que no está incluida en la ecuación de la reacción. Tenga precaución debido a que la reacción es violenta. La reacción es exotérmica y la nube de color morado es yodo que ha sublimado (I2(g)). Agite la mezcla de reacción mientras adiciona el agua, para asegurar el contacto de los sólidos reactantes. Si agrega suficiente agua desaparece el I2 y ya no observa la nube morada, el yodo se consumió totalmente. Al final debe observar en el reactor un sólido pulverizado de color blanco, correspondiente a ZnI2(s) y cinc metálico de color gris obscuro que no se consumió. El yoduro de cinc es soluble en el agua, por lo que la presencia de este producto podría comprobarse evaporando el agua al término de la reacción. ¿Qué técnica usaría para separar el cinc que no reacciona del yoduro de cinc presente en la solución?, ¿Podrías el yodo ser considerado como reactivo limitante?, Si conoce la masa de cinc al final, ¿podría establecer relación estequiométrica usando esta información?

Zn(s) + I2(s) ZnI2(s)

4. Efecto de la adición de catalizador. a) Pese un vaso de precipitados de 250 mL, limpio y seco. Coloque 30 mL de agua en el vaso de precipitados y vuelva a pesarlo. Agregue 1 g de NaHCO3 (MM = 84,01 g/mol) (tableta Yasta) y deje que transcurra la reacción. Una vez finalizada agite la mezcla con una bagueta para asegurarse que la reacción se completó y ya no se observen burbujas en la mezcla de reacción. Pese nuevamente el vaso con la mezcla. Compare el peso inicial de los reactantes con el peso final de la mezcla, ¿a qué se debe la diferencia?; ¿Cuántos moles de CO2(g) (MM = 44,01 g/mol) se formaron?, ¿Cuál es la relación estequiométrica entre NaHCO3 y CO2?, ¿La cantidad en moles de NaHCO3 calculada coincide con el valor inicial agregado?, ¿Al agregar 1 gota de fenolftaleína que cambio observó en el medio de reacción? El NaHCO3 (bicarbonato) en agua experimenta las siguientes reacciones:

NaHCO3(s) + H2O(l) H2CO3(ac) + NaOH(ac)

El ácido carbónico es un poco inestable y podría experimentar posteriormente la reacción:

H2CO3(ac) H2O(l) + CO2(g)

b) Lave muy bien el vaso de precipitados con abundante agua destilada (desionizada). Agregue 25 mL de agua y 5 mL de ácido acético (CH3COOH), pese el vaso con la mezcla. Agregue 1 g de NaHCO3 y permita que transcurra la reacción. Una vez finalizada la reacción con una bagueta elimine las burbujas y proceda a pesar el vaso con la mezcla de reacción. Compare la reacción anterior con esta, ¿Qué papel cumple el CH3COOH en la reacción?, ¿La diferencia de masa (inicial –final) era igual o diferente a la experiencia anterior?, ¿Al agregar 1 gota de fenolftaleína que cambio observó en el medio de reacción? El NaHCO3 en CH3COOH experimenta las siguientes reacciones:

NaHCO3(s) + CH3COOH(ac) H2CO3(ac) + CH3COONa (ac)

El ácido carbónico es un poco inestable y podría experimentar la reacción:

H2CO3(ac) H2O(l) + CO2(g)

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PRACTICO N° 6: “DETERMINACION DE PROPIEDADES FISICAS SOLIDOS”

OBJETIVOS:

1. Determinar la densidad de sólido.

2. Determinar la composición de un suelo.

FUNDAMENTO TEORICO

Las sustancias sólidas estan formadas por partículas (átomos, iones o moléculas); estas

partículas no poseen energía cinética, mantienen su ubicación en la estructura del sólido y

existen entre ellas fuerzas de atracción fuertes. De acuerdo a las propiedades físicas y

químicas existen distintas maneras de clasificar las sustancias sólidas. Como por ejemplo:

- Sólido cristalino, aquel en que las partículas mantienen un orden repetitivo, y amorfo, en el cual no existe dicho orden.

- Sólido conductor o no conductor de la electricidad, dependiendo de su composición química.

- Compactación del sólido, se asocia con la densidad. Es una medida del volumen ocupado por una cierta cantidad de masa del sólido.

- Dureza (no es rayado por otro material) y fragilidad (facilidad de destrucción de su estructura).

- Higroscopicidad (capacidad de absorción de la humedad ambiental) y humectación (difusión de un líquido en un sólido)

- La textura que depende del tamaño de las particulas y su uniformidad. - Etc.

En este experimento Ud. evaluará la densidad de un sólido utilizando el principio de

Arquímides, que establece “cuando se sumerge un sólido insoluble en un líquido, el cambio

de volumen aparente de éste es igual al volumen del sólido sumergido”. De manera

cualitativa informa cuán “pesado” es un cierto volumen de un material, está definida por la

ecuación:

𝑑 =𝑚𝑎𝑠𝑎

𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛

Ejemplo. La determinación experimental de un objeto arrojó que su masa es 29,1143 g y su

volumen es 25,9 mL. Su densidad es:

𝑑 =29,1143 𝑔

25,9 𝑚𝐿= 0,93 (

𝑔

𝑚𝐿)

Dependiendo del estado físico de la sustancia, la densidad se mide habitualmente en (g/L)

para sustancias gaseosas y en (g/mL) ó (g/cm3) para sólidos y líquidos. Según la ecuación

anterior podemos evaluar la densidad midiendo la masa y el volumen, o bien usando un

instrumento que mide directamente la densidad (sólo en líquidos) llamado higrómetro.

Evaluará además, la composición de un suelo. El suelo es la capa externa de la corteza

terrestre, es lo suficientemente blanda como para permitir que instrumentos (arado) puedan

actuar sobre él y dura para servir de asiento a raíces de vegetales y construcciones humanas.

Algunos agentes como el aire, el calor solar, la lluvia, etc., formaron el suelo por la acción

química, física y biológica sobre las rocas subyacentes. Es por esto que la composición del

suelo depende del entorno geográfico, esta composición varía constantemente ya que el

agua que se cuela a través de las porosidades va disolviendo componentes químicos

llevándoselos al interior de la corteza. Las capas que forman el suelo se llaman horizontes:

1er Horizonte: Constituye la capa superior y contiene humus, este es el material orgánico

que proviene de plantas y animales.

2o Horizonte: De espesor mayor al anterior, contiene los minerales.

3er Horizonte (Subsuelo): Está formado de estratos rocosos, fracturados por congelación a

la interperie; es la capa de transición entre la tierra arable y la roca subyacente (roca madre).

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El tamaño de las partículas de suelo y su composición química dependen de la roca

subyacente. El mineral más corriente es el cuarzo (óxido de Silicio). La naturaleza del suelo

está determinado por el tamaño de las partículas minerales. La escala U.S.D.A. relacionada

con la variación del diámetro de la partícula es:

Diámetro entre 2,0 – 0,05 mm se denominan arenas

Diámetro entre 0,05 – 0,002 mm se denomina limo

Diámetros menores a 0,002 mm se llaman arcillas

La textura del suelo indica la proporción de arena, limo y arcilla que contiene el suelo y nos

informa de las propiedades físicas del mismo. Suelos arenosos son muy porosos, retienen

poca humedad y contienen pocas sustancias minerales. Suelos arcillosos son por el contrario

poco filtrantes, retienen mucho agua, son muy densos. Los suelos más deseables son los que

contienen 10-20% de arcilla, no más de 50% de arena y no más de 50% de limo. El análisis

granulométrico al cuál se somete un suelo es de mucha ayuda para la construcción de

proyectos, tanto estructuras como carreteras porque con este se puede conocer la

permeabilidad y la cohesión del suelo. Al mismo tiempo que es importante en la preparación

de mezclas de asfalto o concreto.

Materiales

- Sólidos - Probeta

- Pie de metro - Suelo seco

- Balanza - Cápsulas para pesar

Actividades

1. Densidad de un sólido

- Pese el sólido al que le evaluará la densidad. - Evaluación del volumen del sólido por pie de metro

Calcule el volumen del sólido usando la información de la figura. Los datos que requiera

para calcular el volumen del sólido los evaluará usando un pie de metro.

Figura N°1. Instrucciones para calcular el

volumen de sólidos.

- Evaluación del volumen del sólido por desplazamiento de un líquido. Coloque agua en la probeta, aproximadamente hasta ¾ de su capacidad. Anote el

volumen inicial dentro de la probeta. Posteriormente introduzca el sólido en la probeta,

tenga precaución de no romper la probeta. Observe que el volumen del agua en la

probeta se desplaza al agregar el sólido. Anote el volumen del agua en la probeta luego

de incorporado el sólido, éste debe estar totalmente sumerjido en el líquido. Con la

información obtenida aquí, calcule el volumen del sólido.

- Compare los resultados del volumen del sólido.

- Calcule la densidad del sólido.

2. Granulometría.

El análisis granulométrico es un proceso mecánico mediante el cual se separan las partículas

de un suelo en sus diferentes tamaños, se realiza con tamices de diferentes enumeraciones,

dependiendo del tamaño de los cuadros de la maya. Los granos que pasen o se queden en el

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tamiz son indicativos del tipo de suelo. En granos finos este análisis no es muy preciso,

porque se le es más difícil a la muestra pasar por una maya demasiado fina. Los tamices se

ubican en orden decreciente del tamaño y se evalúa la cantidad de suelo retenido entre los

dos tamices.

- Pese 100 g de muestra de suelo seco (0% humedad) entregada por su profesor.

- Proceda a pasar la muestra por los siguientes tamices N°20, 60 y 200. Pese lo que quede

retenido en cada tamiz

- Lo que pasó por el tamiz N°200, páselo por los siguientes tamices: N°270 y 400, pese lo

retenido en cada tamiz, que corresponde a limo y arcilla respectivamente.

- Calcule el porcentaje de sólido de los diversos tamaños que constituyen el suelo, respecto

del total de muestra utilizada.

NOTA: Los residuos sólidos colóquelos en los tiestos correspondientes. No votarlos al

lavatorio.

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Práctico Nº 7: Soluciones Acuosas, pH y Corrosión

Objetivos:

- Preparar solución de CuSO4

- Medir pH de la solución de CuSO4 y comparar con agua pura

- Observar el efecto de la solución de CuSO4 en un metal

Fundamento Teórico

Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias, cuya composición puede

variar. Existen distintos tipos de soluciones, en este práctico trataremos las soluciones de

sólidos en líquidos; el solvente o el medio de dispersión (líquido), es el componente

mayoritario y el soluto (sólido) la sustancia que se dispersa o se disuelve, es el componente

minoritario. Si un soluto es soluble al añadirlo al agua, luego de un tiempo observamos que

éste desaparece; después de agitar la solución decimos que se ha dispersado en el solvente.

Esto quiere decir que está homogéneamente distribuido en todo el solvente.

El agua es un solvente polar, disuelve un soluto covalente polar y un soluto iónico. Cuando

el soluto es un compuesto iónico (CuSO4), al disolverse en agua se separa en sus iones (Cu2+

y SO42). Esto no sucede en los solutos covalente polar, que en la solución se encuentran

como moléculas de soluto. La máxima cantidad de un soluto que es posible disolver en un

solvente dado y a una temperatura determinada, se llama solubilidad. Por ejemplo: la

solubilidad del CuSO4 es de 20,5 g por cada 100 g de agua, a 20 °C. Luego en 100 g de agua

a 20 °C, es posible disolver hasta 20,5 g de CuSO4.

La característica más importante de una solución es su concentración. La cual indica

mediante un número, la masa, el volumen y/o el número de moles de soluto y solvente.

Una de las formas más comunes de especificar la concentración es la Molaridad, que se

abrevia como mol/L o M, especifica la cantidad en moles de soluto por cada Litro de

solución.

𝑀 =𝑛𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝐿)

Cebar: es la acción de enjuagar un material de vidrio, con la solución reactivo con la cual se

trabajará en una determinada actividad experimental.

Enrasar: es la acción de completar el volumen de una solución, de manera que el nivel de

la solución sea hasta el aforo del material de vidrio que contiene dicha solución.

Antes de venir al Práctico resuelva el ejercicio. Quiere preparar 100 mL de solución de CuSO4

(PM = 249,61 g/mol) 0,25 M. Calcule la masa que requiere. Respuesta 6,24 g

Hay millones de sustancias en el mundo, algunas tienen propiedades ácidas y otras

propiedades básicas. El criterio de acidez y basicidad informa la concentración de H+ en el

medio; para ello se utiliza el concepto de pH, el cual es una escala logarítmica:

pH = log[H+]

Para una solución de pH = 3,9, decimos que es ácida y su concentración de H+ es 1,26104

M. Si comparáramos con otra solución que tiene pH=4,9, diríamos que es 10 veces menos

ácida ya que su concentración de H+ es 1,26105 M.

El agua pura es una sustancia neutra, es decir su pH es igual 7; por lo que su concentración

de H+ es 1,0107 M. Cuando se mezcla el agua con una sustancia, su pH podría cambiar, por lo que dejaría de ser una solución neutra. Se dice que una solución acuosa es básica si su pH es mayor a 7 y que una solución acuosa es ácida si su pH es menor a 7. La solución ácida es rica en iones H+ y la solución básica no es rica en iones H+.

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El agua está en constante movimiento en el planeta tierra, el ciclo contempla evaporación o transpiración, precipitación y desplazamiento. Debido a que es un solvente universal, en su trayectoria disuelve muchas de las sustancias que roza; por esta razón decimos que es muy difícil encontrarla al estado puro y que su pH sea igual a 7. La variación en la acidez del agua no sólo daña la vida de plantas y animales, sino que también destruye edificaciones y altera el hábitat de todos los que habitamos en este planeta. Muchas de las reacciones de deterioro del medio se deben a reacciones de óxido reducción más conocidas como corrosión. Los materiales se corroen a distinta velocidad, dependiendo del material y del agente corrosivo. Cuando una solución ácida entra en contacto con un metal, el metal reaccionará gradualmente, perdiendo su brillo y cubriéndose de óxidos producto de la oxidación del metal. El efecto químico de los ácidos en los metales puede ser dificil de detectar para el ojo humano, aunque la reacción comienza tan pronto como la solución entra en contacto con el metal. Materiales

- CuSO4 - Clavo

- Matraz aforado de 100 mL - Piseta

- Balanza - Pehachímetro

- Vaso de precipitados

Actividades 1.Preparación de solución Prepare 100 mL de solución de CuSO4 0,02 Molar. Para ello efectúe los cálculos de la masa de soluto que necesita. (PMsoluto = 249,61 g/mol) - Pesar correctamente la cantidad de soluto - Vaciar todo el soluto al matraz y agregar agua para disolver el soluto. - Luego de disolver totalmente el soluto, añadir suficiente agua hasta el aforo. Agitar la

solución para homogeneizarla. 2. Medición de la acidez de la solución y de agua destilada Mida el pH del agua destilada y el pH de la solución 1 M de CuSO4, ésta última se encuentra preparada. ¿El CuSO4 aumenta o disminuye el pH del agua? 3. Corrosión de hierro En un vaso precipitado sumerja un clavo en 20 mL de la solución de CuSO4 1 M . Observe la coloración inicial de la solución. La coloración de la solución de CuSO4 se debe a la presencia del ion Cu2+. A los 30 min de contacto del metal con la solución, compare la coloración de la solución con la solución inicial y observe lo que ha sucedido al interior del vaso. Mida el pH de la solución después de la reacción con el metal. ¿Por qué disminuye la coloración de la solución?, ¿Cambió o no el pH de la solución?, ¿El hierro se está oxidando o reduciendo?; ¿El óxido de hierro formado está o no adherido al metal?, ¿De qué manera podría evitar la oxidación del clavo?