Autores    

Juan  José  Casal    

Victoria  Soledad  Trípoli      

Manipulación  de  líquidos    Cuando   un   líquido   está   contenido   en   un   recipiente   cilíndrico,   la   superficie   del  mismo  no  aparece  de  forma  horizontal,  sino  que,  debido  a  la  acción  de  la  gravedad,  por  un   lado,   y   al   rozamiento  del   líquido   con   las  paredes  del   recipiente,  por  otro,  forma   una   superficie   cóncava,   cuya   curvatura   será   tanto   más   cerrada   cuanto  menor  sea  el  diámetro  del  recipiente.  A  esta  curva  se  le  da  el  nombre  de  menisco.    Cuando  se  midan  volúmenes  en  recipientes  cilíndricos,  el  valor  será  determinado  por  la  división  de  la  escala  del  recipiente  que  coincida  con  la  base  del  menisco.      

       Para  efectuar   la   lectura  situaremos  la  base  del  menisco  a   la  altura  de   los  ojos;  en  caso  contrario  (la  base  del  menisco  se  encuentra  por  encima  o  por  debajo  de  dicha  altura),  estaremos  cometiendo  un  error  en  la  misma  que  recibe  el  nombre  de  error  de  paralaje.    Uso  de  probetas    

   Material:     Probeta  graduada  

Dos  vasos  de  precipitados  Reactivos:   Agua    Montaje  y  realización  de  la  experiencia    Verter  en  la  probeta  una  cantidad  cualquiera  de  agua  y  mirar  el  volumen,  de  forma  que   la   parte   inferior   del   menisco   que   se   forma   coincida   con   la   lectura   que  queremos  hacer  (así  se  evitará  el  error  de  paralaje).  

A  continuación,  medir  15  cm3  de  agua  con  la  probeta  y  verterlos  en  el  vaso  seco  y  limpio.   Medir   después   20   cm3   y   volver   a   echarlos   en   el   mismo   vaso.   Repetir   la  operación  con  30  cm3.  Verter  ahora  el  contenido  del  vaso  en  la  probeta  y  medir  el  volumen  real.    Interpretación  de  los  resultados    1.  Anotar  la  lectura  del  segundo  apartado.  2.   Calcular   teóricamente   la   cantidad   de   agua   que   debe   tener   el   vaso   del   tercer  apartado  al  finalizar  la  operación.  3.   ¿Coincide   el   valor   teórico   y   el   real?   En   caso   contrario,   intenta   explicar   las  posibles  causas  de  su  diferencia.    Utilización  de  pipetas    

   La   pipeta   es   un   instrumento   de   mayor   precisión   que   la   probeta,   y   se   usa   para  facilitar  el  trasvase  de  cantidades  exactas  de  líquidos  de  un  recipiente  a  otro.    La   posición   correcta   para   la   utilización   de   la   pipeta   es   sujetarla   por   la   parte  superior  con  los  dedos  pulgar,  medio  y  anular,  al   tiempo  que  el  dedo  índice  debe  situarse  sobre  el  orificio  superior.  Una  vez  absorbido  el  líquido  en  el  interior  de  la  pipeta,  el  dedo  índice  permitirá  o  cerrará   la   caída   de   líquido   dejando   libre   el   orificio   superior   o   taponándolo,  respectivamente.  La   elección   de   la   pipeta   adecuada   para   efectuar   cada   operación   se   realizará  tomando  la  pipeta  más  pequeña  que  nos  permita  coger  la  cantidad  de  líquido  que  se  exija  en  cada  caso.  La  absorción  del  líquido  en  la  pipeta  debe  hacerse  con  propipeta  o  perita  de  goma.    

   Propipeta   Perita  de  goma  

   Material:   Pipetas  graduadas  

Dos  vasos  de  precipitados  

Reactivos:   Agua  destilada    Montaje  y  realización  de  la  experiencia    Succionar   un   volumen   cualquiera   con   la   pipeta   y   verter   el   líquido   en   el   vaso   de  precipitados  vacío  regulando  el  flujo  de  salida  con  el  dedo  índice  para  conseguir:    1.  salida  en  chorro  2.  salida  gota  a  gota  3.  detener  la  salida  de  líquido.    Repetir  la  operación  hasta  manipular  la  pipeta  correctamente.  A  continuación,  tomar  las  siguientes  cantidades  y  verterlas:  1  cm3  6  cm3  8,3  cm3    Interpretación  de  los  resultados    1.   Escribir   qué   pipeta   se   ha   elegido   para   tomar   cada   una   de   las   cantidades  indicadas  anteriormente,  razonando  el  por  qué  de  dicha  elección.  2.  ¿Por  qué  es  mayor  la  precisión  de  la  pipeta  que  la  de  la  probeta?    Utilización  de  buretas    

   La   bureta   se   utiliza   cuando   se   desea   añadir   cantidades   de   líquido   cuyo   valor   se  necesita  controlar  para  utilizarlo  en  posteriores  cálculos.  El  tubo  de  la  bureta  está  dividido  en  décimas  de  centímetros  cúbicos,  por  lo  que  es  un  instrumento  muy  exacto.  La   posición   correcta   para   manipular   la   bureta   es   sujetarla   sobre   el   soporte   de  manera   que   podamos   ver   la   escala   graduada.   Para   accionar   la   llave   que   libera   o  corta   la   salida   de   líquido   se   utilizará   la   mano   izquierda   (en   personas   diestras),  dejando   la  mano   derecha   libre   para  manipular   el   recipiente   sobre   el   que   vaya   a  caer  el  líquido.  Si  la  persona  no  es  diestra,  la  posición  de  las  manos  será  justamente  la  inversa.  La  vista  no  ha  de   fijarse  en   la   llave  de   la  bureta,  sino  en  el  nivel  descendente  del  líquido.  

Enrasar   la   bureta   es   llenarla   de   forma   que   la   base   del   menisco   formado   por   el  líquido  coincida  exactamente  con  el  cero  de  la  bureta.    Material:     Una  bureta  con  su  soporte  

Dos  vasos  de  precipitados  Reactivos:   Agua    Montaje  y  realización  de  la  experiencia    Montar  la  bureta  sobre  el  soporte,  cuidando  que  quede  en  posición  vertical.  Comprobar  que  está  cerrada  la  llave  de  la  bureta  y  echar  agua  por  la  parte  superior  hasta  que  sobrepase  la  señal  de  cero.  Abrir   ahora   muy   despacio   la   llave   de   la   bureta   y   dejar   caer   sobre   un   vaso   de  precipitados  la  cantidad  de  líquido  necesaria  para  que  la  bureta  quede  enrasada.  A   continuación,   dejar   caer   el   líquido   de   la   bureta   sobre   un   vaso   de   precipitados  regulando  el  flujo  de  salida  con  la  llave  para  conseguir:    1.  salida  en  chorro  2.  salida  gota  a  gota  3.  detener  la  salida  de  líquido.    Volver   a   enrasar   la   bureta   y   verter   ahora   17.4   cm3   exactamente,   agitando  continuamente   con   movimientos   circulares   el   recipiente   sobre   el   que   se   esté  recogiendo  el  líquido.    Interpretación  de  los  resultados    1.  ¿Qué  sentido  tiene  enrasar  la  bureta?  

   

TRABAJO  PRÁCTICO  DENSIDAD  

     Procedimiento:    Medición  de  densidad  de  sólidos:    

1. Determinar   la   masa   de   una   pieza   metálica   utilizando   una   balanza  electrónica  y  registrar  dicho  valor  (lo  llamaremos  m).  

2. Colocar   agua   en   una   probeta,   de   tamaño   adecuado,   hasta   la   mitad   de   su  capacidad   y   medir   el   volumen   inicial   de   líquido   (lo   llamaremos   Vi).   Para  medir  el  volumen  con  la  probeta  considerar  el  siguiente  esquema:  

 

   

3. Sumergir   con   cuidado,   inclinando   la   probeta,   la   pieza  metálica   dentro   del  líquido  y  volver  a  medir  el  volumen  final  (lo  llamaremos  Vf).    

¡Incorrecto!

¡Incorrecto!

CORRECTO

   

4. Medir  la  temperatura  del  agua  con  un  termómetro.  5. Calcular  la  densidad  del  sólido  según  la  siguiente  expresión:  

 

! =!

!! − !!  

 

6. Buscar  en  tablas  el  valor  de  densidad  del  metal  (lo  llamaremos  δt)    VER  EN  EL  ANEXO,  EL  TUTORIAL  1  

7. Calcular  el  error  absoluto  de  la  medida.  Aplicar  la  siguiente  fórmula:    

∆! = !"#$%  !"#$#% − (!"#$%  !"  !"#$"%)    

8. Calcular  el  error  relativo  porcentual  cometido  en  la  determinación:    

!% =∆!

(!"#$%  !"  !"#$"%)∙ 100%  

 9. Volcar  los  resultados  en  la  tabla  siguiente  

 Material   Masa  

(g)  Volumen  Inicial  (ml)  

Volumen  Final  (ml)  

Temperatura  (ºC)  

Densidad  (g/ml)  

Densidad   de  Tabla  (g/ml)  

Error  absoluto  (g/ml)  

Error  relativo  porcentual  (%)    

                 

 

Medición  de  densidad  de  líquidos  y  mezclas  de  líquidos:    Las   disoluciones   son   mezclas   homogéneas   de   sustancias   en   iguales   o   distintos  estados  de  agregación.  La  concentración  de  una  disolución  constituye  una  de  sus  principales   características.   Bastantes   propiedades   de   las   disoluciones   dependen  exclusivamente  de  la  concentración.  Se  va  a  proceder  a  determinar  la  densidad  de  distintas  soluciones  acuosas.    Procedimiento  1    

1. Pesar  una  probeta  de  100  ml  vacía  en  una  balanza  electrónica,  anotar  ese  valor  (mVACIO).  

2. Colocar   en   la   probeta,   con   cuidado   de   no   derramar   nada,   100   ml   de   la  solución   acuosa   de   NaCl   (sal   de   mesa)   correspondiente.   Anotar   el   valor  (mLLENO)  

3. Calcular  la  densidad  de  la  solución  según  la  siguiente  fórmula:    

! =!!!"#$ −!!"#$%

!  

 4. Medir  la  temperatura.  5. Volcar  los  datos  en  la  siguiente  tabla:  

 Concentración  de  NaCl  (%)  

mLLENO   mVACIO   Volumen   Densidad  (g/ml)  

0          

5          

10          

20          

 Temperatura:…….    ¿Qué  ocurre  con  la  densidad  a  medida  que  aumenta  la  concentración  de  sal?  …………………………………………………………………………………………………………………………    Realice  un  gráfico  de  la  densidad  en  función  de  la  concentración  de  NaCl.  Coloque  en  el  eje  “x”  la  concentración  del  NaCl,  y  en  el  eje  “y”,  la  densidad  de  la  solución  (

  VER   EN   EL   ANEXO,   EL   TUTORIAL   2).   Adjunte   el   gráfico   realizado   a   la  presente  guía.  

ConcentraciÛn (%)

Den

sida

d (g

/ml)

 Procedimiento  2      

1. Repetir  el  procedimiento  anterior,  pero  empleando  soluciones  de  alcohol  en  agua  de  distintas  concentraciones.  

2. Medir  la  temperatura  del  líquido.  3. Repetir  el  experimento  utilizando  alcohol  etílico  al  96%.  4. Volcar  los  resultados  en  la  tabla  siguiente.  

 Concentración  de  etanol  (%)  

mLLENO   mVACIO   Volumen   Densidad  (g/ml)  

0          

10          

40          

60          

96          

Temperatura:…………    Realice   un   gráfico   de   la   densidad   en   función   de   la   concentración   de   etanol.    Coloque  en  el  eje  “x”  la  concentración  del  etanol,  y  en  el  eje  “y”,   la  densidad  de  la  

solución  ( VER  EN  EL  ANEXO,  EL  TUTORIAL  2).  Adjunte  el  gráfico  realizado  a  la  presente  guía.  

ConcentraciÛn (%)

Den

sida

d (g

/ml)

 ¿Qué  se  observa  en  el  gráfico?  …………………………………………………………………….      

LAVAR  EL  MATERIAL  USADO  

TRABAJO  PRÁCTICO  CAMBIOS  DE  ESTADO  

Procedimiento:    Colocar,  en  un  vaso  de  precipitados  de  capacidad  250  ml,  150  ml  de  agua  medidos  con  probeta.  Introducir  un  termómetro  en  el  agua,  evitando  que  el  bulbo  toque  las  paredes  o  el  fondo  del   vaso,   para   ello   se   sostiene   el   termómetro   con  un   aro  de  Bunsen  o   aro  metálico,  atándolo,  como  muestra  la  figura.    

Aro de Bunsen

TermÛmetro

Vaso de precipitado

Tela met· lica

TrÌpode

Mechero

Soporte    Calentar  sobre  tela  metálica  durante  20  minutos  y  registrar  la  temperatura  cada  un  minuto.  Anotar  los  datos  en  el  siguiente  cuadro;  realizar  observaciones  relevantes:    

TIEMPO  (min)  

TEMPERATURA  (°C)  

TEMPERATURA  (K)*  

OBSERVACIONES  

               

*  K  =  ºC  +  273    

NO  DEJAR  DE  CALENTAR  EL  AGUA    ¿Qué  sucede  con  la  temperatura  del  sistema  mientras  se  produce  la  ebullición  del  agua?    .......................................................................................................................    

¿A  qué  temperatura  se  produce  la  ebullición  del  agua?    ...........................................    ¿El   punto   de   ebullición   de   un   líquido   depende   de   la   cantidad   de   líquido   que  tengamos?  ………………………………………………………………………………………    ¿Qué  cambios  de  estado  se  producen  en  el  experimento  realizado?  ...............................................................................................................    Realizar  un  gráfico  colocando  en  el  eje  "X"  el  tiempo  y  en  el  eje  "Y"  la  temperatura.  

(  VER  EN  EL  ANEXO,  EL  TUTORIAL  2).  Adjuntarlo  a  la  presente  guía.    

Tiempo (minutos)

Tem

pera

tura

(∞C

)

   Propiedades  coligativas    Muchas  de   las  propiedades   importantes  de   las  disoluciones  dependen  del  número  de   partículas   de   soluto   en   la   solución   y   no   de   la   naturaleza   de   las   partículas   del  soluto.  Estas  propiedades  se  denominan  propiedades  coligativas.    

1. Pesar  en  un  vaso  de  precipitado  chico  25  gramos  de  cloruro  de  sodio  (NaCl,  sal  de  mesa).  Volcar  dicha  cantidad  dentro  del  agua  en  ebullición.  

2. Continuar   el   calentamiento,   hasta   que   se   disuelva   toda   la   sal   y   leer   la  temperatura  que  marca  el  termómetro.  

3. Anotar  dicho  valor  (Tf):    Tf  =       °C    Completar:  

"Por  lo  tanto,  la  disolución  de  sustancias  sólidas  (no  volátiles)  en  un  líquido,  produce  un  AUMENTO  /  DESCENSO  en  la  temperatura  de  ebullición  del  mismo".  

 

Retirar  CON  CUIDADO  el  termómetro  y  tapar  el  vaso  con  una  tapa  de  caja  de  Petri.  Después  de  10  segundos,  observar  el  otro  lado  de  la  misma.    

NO  DEJAR  DE  CALENTAR  EL  AGUA.    ¿Qué  se  observa?  ...............................................................................................................    ¿Qué  cambios  de  estado  se  producen  en  el  experimento  realizado?  ...............................................................................................................      Experiencia  con  el  yodo    Coloque  unos  cristales  de  yodo  (I2)  en  un  vaso  de  precipitado  de  50  ml  ó  de  100  ml  SECO  y  tápelo  con  un  vidrio  de  reloj  o  una  tapa  de  caja  de  Petri  también  seca.  Sométalo  a   la  acción  del  calor  apoyándolo  sobre   la  caja  de  Petri  que  tapa  al  vaso  con  el  agua  caliente  (ver  la  figura).    

Tapa de caja de Petri

Vidrio de reloj

   Luego  de  2  minutos,  retírelo  y  deje  que  se  enfríe  sobre  la  mesada.      Observar  la  cara  inferior  del  vidrio  de  reloj  y  anotar  lo  observado:  ...............................................................................................................    ¿Qué  cambios  de  estado  se  producen  en  el  experimento  realizado?  ...............................................................................................................    Determinación  del  punto  de  fusión  del  ácido  esteárico    El   ácido   esteárico   es   un   ácido   graso   proveniente   de   aceites   y   grasas   animales   y  vegetales.  Es  un  sólido  parecido  a  la  cera.  

 Procedimiento    Colocar  en  un  vaso  de  precipitados  200  ml  de  agua.      

1. Sostener  un  tubo  de  ensayo,  que  contiene  ácido  esteárico,  con  el  broche  de  madera  y   adosar   éste   a  un  pie  universal  mediante  una  doble  nuez   (ver   la  figura).  

 

TermÛmetro

Tubo de ensayo

Broche o agarradera

Vaso de precipitado con agua

Tela met· lica

TrÌpode

Mechero

Soporte

     

2. Comenzar   a   calentar   el   agua   e   ir   midiendo   la   temperatura   del   ácido  esteárico.  

3. Una  vez  que  comience  a   fundir  el  ácido  esteárico,   seguir   calentando  hasta  una  temperatura  de  65°C.  Luego  apagar  el  mechero,  retirar  CON  CUIDADO  el  tubo  de  ensayo  del  baño  de  agua,  colocarlo  en  una  gradilla  y  comenzar  a  registrar  la  temperatura  de  ácido  esteárico  cada  1  minuto,  hasta  que  llegue  a  los  45°C.  

4. Observar  a  qué  temperatura  se  produce  el  cambio  de  estado.  5. Volcar  los  datos  en  la  siguiente  tabla.  

   

TIEMPO  (min)  

TEMPERATURA  (°C)  

TEMPERATURA  (K)  

Observaciones  

         Realizar  un  gráfico  colocando  en  el  eje  "X"  el  tiempo  y  en  el  eje  "Y"  la  temperatura.  

(  VER  EN  EL  ANEXO,  EL  TUTORIAL  2).  Adjuntarlo  a  la  presente  guía.    

Tiempo (minutos)

Tem

pera

tura

(∞C

)

   Determinar  el  punto  de  fusión  del  ácido  esteárico.    

Punto  de  Fusión  =    

LAVAR  EL  MATERIAL  USADO  

TRABAJO    PRÁCTICO  SISTEMAS  MATERIALES  

   

FILTRACION    

1. Medir   entre   20-­‐25   ml   de   una   suspensión   un   sólido   con   una   probeta  (previamente  se  debe  agitar   la  suspensión),  a  este  volumen  lo   llamaremos  VSUSPENSION.    

2. Volcar   la   suspensión   sobre   un   aparato   de   filtración   (ver   esquema).   Si  quedase  algo  del  sólido  en  la  probeta,  arrastrar  con  un  poco  de  agua.    

 Doblado  del  papel  de  filtro  

 soporte universal

embudo con papel de filtro

erlenmeyer

aro de Bunsen

   

     

3. Colocar  el  papel  de  filtro  con  el  cloruro  de  calcio  retenido  sobre  un  vidrio  de  reloj  y  dejarlo   junto  a  un  mechero  encendido,  debajo  de  una   tela  metálica  apoyada  sobre  un  trípode  (ver  esquema).  

 

Tela met· lica

Vidrio de reloj con papel de filtro

 4. Una  vez  seco,  pesar  el  papel  de  filtro  con  el  cloruro  de  calcio  y  anotar  este  

valor,   luego   pesar   un   papel   de   filtro   vacío   y   restarlo   al   valor   anterior,   lo  llamaremos   al   resultado   mSOLIDOS.   Calcular   el   porcentaje   de   sólidos  suspendidos  (C%SOLIDOS)  aplicando  la  fórmula:  

 

!"#$%#&'($)ó!%!ó!"#$% =!!ó!"!"#(!"  !"#$%&)!!"!#$%!&ó!(!"  !")

∙ 100%  

 Completar:  

Por  lo  tanto,  la  filtración  es  un  método  para  separar  sistemas  HOMOGÉNEOS  /  HETEROGÉNEOS  compuestos  por:  

 Sólido  –  líquido    líquido  –  líquido    líquido  –  gas    gas–  sólido  

   CENTRIFUGACIÓN  DE  SUSPENSIONES    Colocar   en   un   tubo   de   centrífuga   unos   6  ml   de   una   suspensión   de   un   sólido   en  agua.  ¿Qué  características  presenta?  ..........................................................................................................    ¿Cómo  sabe  que  es  una  suspensión?  ……………………………………………………………………..    Centrifugar   el   sistema,   para   ello   se   colocará   en   otro   tubo   de   centrífuga   6  ml   de  agua;  luego  poner  ambos  tubos  en  la  centrífuga  y  encenderla.  Luego  de  un  minuto,  apagarla.   ¿Hay   alguna   diferencia?   Grafique   el   resultado   en   el   siguiente   esquema.  ¿Dónde  se  encuentra  el  sólido?.    

   Por  lo  tanto,  la  centrifugación  es  un  procedimiento  mediante  el  cual  se  ACELERA  /  

RETRASA  la  velocidad  de  sedimentación  y  sirve  para  separar  sistemas  HOMOGÉNEOS  /  HETEROGÉNEOS.  Compuestos  por:  

Sólido  –  líquido   líquido  –  líquido   líquido  –  gas   gas  –  sólido  

 DECANTACIÓN    Colocar  dentro  de  una  ampolla  de  decantación  10  ml  de  agua  y  10  ml  de  alcohol  isobutílico,  ambos  medidos  con  probeta.  Sostener  la  ampolla  con  el  aro  de  Bunsen  (aro  metálico)    

     ¿Qué  observa?  ...............................................................................................................    

Se  trata  entonces  de  un  sistema:  HOMOGÉNEO  /  HETEROGÉNEO    Para   saber   que   líquido   está   presente   en   cada   fase   realizar   el   siguiente  procedimiento:    1)  Abrir  lentamente  el  robinete  (la  llave  inferior)  de  la  ampolla  de  decantación  de  manera   de   recoger   10   gotas   aproximadamente   del   líquido   inferior   dentro   de   un  tubo  de  ensayos.  2)  Agregar  en  el  mismo  tubo,  10  gotas  de  agua  aproximadamente  y  observar.    Por  lo  tanto  el  líquido  inferior  que  está  dentro  de  la  ampolla  es  AGUA  /  ALCOHOL  

ISOBUTÍLICO;    Una  vez  identificadas  ambas  fases,  tapar  la  ampolla  y  agitar  sosteniendo  el  tapón.  Dejar  la  ampolla  en  reposo  y  anotar  que  se  observa  a  medida  que  pasa  el  tiempo:  ........................................................................................................................    

DESTAPAR   la  ampolla,  abrir  el  robinete  y  dejar  salir   la  fase  inferior  dentro  de  un  tubo  de  ensayos  hasta  que  el  líquido  superior  llegue  al  robinete.  Colocar  luego  un  segundo  tubo  para  recoger  el  otro  líquido.      

NO  DESCARTAR  EL  ALCOHOL  ISOBUTÍLICO.    ¿De  qué  depende  la  ubicación  de  las  fases?  ...............................................................................................................      

Por  lo  tanto,  el  agua  es  MAS  /  MENOS  densa  que  el  alcohol  isobutílico.    Retornar  el  alcohol  isobutílico  a  su  recipiente  original.    CROMATOGRAFÍA    Métodos   variados   de   separación   de  mezclas   se   conocen   como   cromatografía.   La  cromatografía  es  un  método  de  separación  en  el  que  los  componentes  a  desglosar  se  distribuyen  entre  dos   fases,  una  de   las  cuales  constituye  un   lecho  estacionario  de  amplio  desarrollo  superficial  y  la  otra  es  un  fluido  que  pasa  a  través  o  a  lo  largo  del  lecho  estacionario.    

1. Con  un   lápiz  hacer  cuatro  puntos  en  el  papel   (la   fase  estacionaria),   a  una  distancia  aproximada  de  1  cm  del  borde  inferior.  

2. Marcar  en  cada  punto  con  marcadores  de  colores  de  la  siguiente  forma    COLOR  1   COLOR  2   COLOR  3   COLOR   1   +   COLOR   2   +  

COLOR  3      3. Colocar  la  fase  móvil  en  la  cuba  cromatográfica  para  quede  un  nivel  de  0,5  

cm  de  altura  (ver  esquema).  

papel de cromatografÌa

vaso de precipitados

puntos de siembra

nivel de alcohol

5 mm

 4. Colocar  el  papel  en  la  cuba,  cuidando  que  quede  apoyado  sobre  la  pared  de  

la  misma.  5. Dejar   correr   la   cromatografía  hasta  que  el  nivel  del   alcohol  esté  a  0,5   cm  

por  debajo  del  borde  superior.    

Resultados  y  cuestiones:      1.  ¿Qué  manchas  han  aparecido?  Esquematizar:  

   2.  ¿Qué  conclusiones  puede  sacar?        DESTILACION  SIMPLE:    Se  van  a  dividir  en  dos  grupos.  Uno  de  los  grupos  va  a  usar  el  siguiente  aparato  de  destilación:    

termÛmetro

cabezal de destilaciÛn

refrigerante

Erlenmeyer

balÛn de destilaciÛn

trÌpode

mechero    

El  otro  grupo  va  a  usar  el  microdestilador.    

1. Medir  en  una  probeta,  10  ml  del  líquido  que  indique  el  profesor  (5  ml  si  es  para  el  microdestilador).  

2. En  otra  probeta,  medir  10  ml  de  agua  (5  ml  si  es  para  el  microdestilador).  3. Volcar  la  mezcla  en  el  balón  de  destilación.  Si  no  tiene,  agregar  pedacitos  de  

cerámica   (para   que   la   ebullición   sea   homogénea   y   no   se   produzcan  proyecciones).  Empezar  a  calentar  suavemente.  

4. Cuando   caiga   la   primera   gota   medir   la   temperatura,   luego,   medir   la  temperatura  cada  1  minuto,  hasta  que   llegue  a   los  100ºC.  Volcar   los  datos  en  la  siguiente  tabla.  

 Tiempo  (min)  

Temperatura  (°C)  

Primera  gota        

5. Realizar  un  gráfico  de  temperatura  en  función  del  tiempo;  esto  es,  poniendo  

en  el  eje  de  las  “X”  el  tiempo  y  en  el  eje  de  las  “Y”  la  temperatura.  (  VER  EN  EL  ANEXO,  EL  TUTORIAL  2)  Adjuntar  el  gráfico  a  la  guía.    

 

Tem

pera

tura

(∞C

)

Tiempo (min)  

 LAVAR  EL  MATERIAL  USADO  

   

TRABAJO  PRÁCTICO  REACCIONES  QUIMICAS  

     Procedimiento:    PARA   CADA   UNA     DE   LAS   SIGUIENTES   REACCIONES   OBSERVAR   LOS   CAMBIOS  OCURRIDOS  Y  REGISTRARLOS    Considerar:            

   (s):  sustancia  sólida  (l):  sustancia  líquida  (g):  sustancia  gaseosa  (ac):  sustancia  en  solución  acuosa    REACCION  1    Los  espejos  se  obtienen  depositando  una  delgada  capa  de  un  metal  o  una  aleación  sobre  vidrio  u  otro  material  transparente.      Colocar   solución   de   nitrato   de   plata   amoniacal   (Ag(NH3)2NO3   )   en   un   tubo   de  ensayo  LIMPIO  hasta  1/4  de  la  capacidad  del  mismo.  Completar  con  ¼  de  solución  de   formol   y   colocar   a  Baño  María   sin   necesidad   de   sostenerlo.   El   Baño  María   se  prepara  de  la  siguiente  forma:    

Tubo de ensayo

Vaso de precipitado

con agua

   

1 ml ≈ 20 gotas

La  reacción  ocurrida  es:    

(ac)NH+(ac)NONH+(ac)COH+Ag(s)O(ac)CH+(ac)NO)Ag(NH 33422233 3333 2 →    Anotar  los  cambios  ocurridos      REACCION  2    El   siguiente   es   un   pigmento   utilizado   en   acuarela   que   se   obtiene   a   partir   del  cianuro   de   hierro.   Entre   sus   inconvenientes   es   que   tiende   a   decolorarse   con   la  exposición  prolongada  a  la  luz  solar,  aunque  se  recupera  en  la  oscuridad.    Colocar  1ml  de  solución  de   ferrocianuro  de  potasio  (K4[Fe(CN)6])  en  un  tubo  de  ensayo  y  agregar  2  gotas  de  solución  de  cloruro  férrico  (FeCl3)    

KCl(ac)+(s)]Fe[Fe(CN)(ac)FeCl+](ac)[Fe(CN) 3 1243K 3664 →      Anotar  los  cambios  ocurridos      REACCION  3  

El  agua  oxigenada  se  emplea  en  ocasiones  como  desinfectante.  En   la   industria,  el  peróxido  de  hidrógeno  se  usa  en  concentraciones  más  altas  para  blanquear  telas  y  pasta   de   papel,   como   componente   de   combustibles   para   cohetes   y   para   fabricar  espuma  de  caucho  y  sustancias  químicas  orgánicas.  

Colocar   1ml   de   solución   de   permanganato   de   potasio   (KMnO4)   en   un   tubo   de  ensayo,  y  agregar  1  ml  de  agua  oxigenada  (H2O2).    2KMnO4(ac)+3H2O2 (ac)! 2MnO2(s)+3O2 (g)+2H2O(l)+2KOH(ac)    Anotar  los  cambios  ocurridos      REACCION  4    Colocar  en  un  tubo  de  ensayo  SECO  (para  secarlo  se  emplea  la  llama  del  mechero),  una   cucharadita   de   dicromato   de   amonio   (NH4)2Cr2O4     y   flamear   el   fondo   del  tubo,   agarrado   con   un   broche   de   madera,   con   cuidado   sobre   la   llama   de   un  mechero,  como  indica  la  figura.  

   La  reacción  ocurrida  es:    

O(g)+(s)OCr+(g)N(s)OCr)(NH 224 23272 4H→    Anotar  los  cambios  ocurridos        REACCION  5        Primera  parte:    Colocar   2   ml   de   solución   de   sulfato   de   cobre   (CuSO4)   en   un   tubo   de   ensayo.  Agregar  mientras  se  agita,  1  gota  de  solución  de  amoníaco  concentrado  (NH3).      

(ac)SO)(NH+(s)SO(OH)CuOH(ac)NH+(ac)CuSO 444244 2222 →    Anotar  los  cambios  ocurridos          Luego  seguir  agregando  solución  de  amoníaco  hasta  ver  la  disolución  completa  del  precipitado    

O(l)+(ac)]SO)[Cu(NHOH(ac)NH+(ac)CuSO 4344 24 4H4 →    Anotar  los  cambios  ocurridos        Segunda  parte:    Agregado  de  un  agente  reductor:  ácido  ascórbico  (Vitamina  C)    En  un  vaso  de  precipitados  de  100  ml,   colocar  20  ml  de  agua  aproximadamente.  Agregar  media  pastilla  de  Vitamina  C  (por  ejemplo  Redoxón  ®).  Esperar  a  que  se  disuelva  toda;  se  puede  agitar  con  una  varilla  de  vidrio  si  es  necesario.  Tomar  unos  

5  ml  aproximadamente  de  esta  solución.  Agregar  la  solución  al  tubo  de  ensayo  que  contiene  el  sulfato  de  cobre  de  la  Primera  parte.    Observar  los  cambios  ocurridos:        Someter  el  tubo  de  ensayo  al  calentamiento  con  mechero,  suavemente.  La  reacción  ocurrida  es:    

+ Cu+2 + Cu

0 + 2H+C6H8O6 C6H6O6  

 Observar  los  cambios  ocurridos:          REACCION  6    Primera  parte:        Colocar   1ml   de   solución   de   nitrato   de   cobalto   Co(NO3)2   en   un   tubo   de   ensayo,  agregar   4   gotas   de   tiocianato   de   potasio   KSCN   y   dos   gotas   de   ácido   clorhídrico  (HCl).    

KCl(ac)+(ac)KNO+(ac)HCo(SCN)KSCN(ac)+HCl(ac)+(ac))Co(NO 33 2242 42 →    Anotar  los  cambios  ocurridos        Segunda  parte:    Luego,  agregar  1ml  de  butanol  y  agitar.    

ol)(buHCo(SCN)(acuoso)HCo(SCN) tan44 →    Anotar  los  cambios  ocurridos    

   REACCION  7    

La   solubilidad   de   una   sustancia   varía   con   la   temperatura.   Generalmente,   la  solubilidad   se  hace  mayor   cuando   la   temperatura  aumenta.  En  ocasiones   cambia  incluso  la  forma  y  el  aspecto  de  los  cristales.        Colocar   1  ml   de   solución   de   nitrato   de   plomo  Pb(NO3)2     en   un   tubo   de   ensayo,  agregar  2  gotas  de  ioduro  de  potasio  KI      

(ac)KNO+(s)PbIKI(ac)+(ac))Pb(NO 323 222 ⇔    ¿Qué  ocurre?            Someter  al  calentamiento  suavemente  con  mechero.      

(ac)+(ac)Pb(s)PbI +22

−→ 2I    ¿Qué  ocurre?        Dejar  enfriar  en  reposo.      

(s)PbI(ac)+(ac)Pb 2+2 →−2I  

 ¿Observa  algún  cambio?        REACCION  8        Una   forma   rápida   de   identificar   alcoholes   en   el   laboratorio   es   empleando   una  solución   de   dicromato   de   potasio   K2Cr2O7   adicionada   de   unas   gotas   de   ácido  sulfúrico,   al   agregar   un   alcohol   (alcohol   metílico,   alcohol   etílico,   etc.)   se   va   a  producir   un   cambio   de   color   característico.   La   intensidad   del   color   va   a  depender  de  la  cantidad  de  alcohol  presente.    Colocar  1.5  ml  de  solución  de  K2Cr2O7  en  un  tubo  de  ensayo,  agregar  15  gotas  de  H2SO4   (¡CUIDADO!   ¡EL   ÁCIDO   ES   CONCENTRADO!).   Luego   agregar   10   gotas   de  etanol  y  agitar.  La  reacción  es:    

O(l)H+(ac)SO+(ac))(SOCr+COOH(ac)CH(ac)SO+(ac)OCr+O(l)H

4423

42

223

27262

112K238H2K3C →

 

 Anotar  los  cambios  ocurridos:  

       REACCION  9    En  ciertas  ocasiones  el  hierro  resulta  un  indicador  de  contaminación  en  aguas.  Una  forma  de  detectar  hierro  es  realizando   la   reacción  de  una  solución  de  hierro  con  sulfocianuro   de   potasio   o   de   amonio,   generándose   una   solución   de   color  característico  intenso  aún  a  bajas  concentraciones  de  hierro.    Agregar   en   un   tubo   de   ensayo   10   ml   de   agua   aproximadamente,   adicionar   dos  gotas  de  FeCl3  y  agitar  hasta  mezclar  bien.  Agregar  una  gota  de  KSCN.  Observar.    

KCl(ac)+(ac)Fe(SCN)(ac)FeCl+KSCN(ac) 3 33 3→    ¿Qué  cambios  se  produjeron?            REACCION  10    Agregar   en   un   tubo   de   ensayo   2  ml   de  HNO3,   adicionar   tres   pedacitos   de   cobre.  Calentar   suavemente.   Observar.   PRECAUCIÓN:   NO   ASPIRAR   LOS   GASES,   SON  IRRITANTES.    

O(l)+(g)NO+(ac))Cu(NO(ac)HNO+Cu(s) 233 22 2H24 →    Anotar  los  cambios  ocurridos.        REACCION  11    En  un  tubo  de  ensayo  colocar  tres  cucharaditas  de  bicarbonato  de  sodio  (NaHCO3).  Agregar   unos   2   ml   de   agua   aproximadamente.   Agitar   hasta   que   se   solubilice   la  mayor  cantidad  de  bicarbonato.  Agregar  10  gotas  de  ácido  sulfúrico  concentrado  (H2SO4).  La  reacción  es:    

O(l)H+(g)CO+(ac)NaHSO(l)SOH+(ac)NaHCO 224423 →    Anotar  los  cambios  ocurridos.      REACCION  12    

En   un   tubo   de   ensayo   colocar   dos   cucharaditas   de   CuSO4   y   una   de   NaCl   (sal   de  mesa).  Agregar  unos  4  ml  de  agua  aproximadamente.  Agitar  hasta  disolver  ambos  sólidos.  Tomar  un  pedazo  de  papel  aluminio  e  introducirlo  en  la  solución.  Calentar  suavemente  durante  unos  segundos.  Los  iones  de  cobre  disuelto  Cu+2  toman  los  electrones  liberados  por  el  aluminio.  Se  dice  que  el  cobre  sufre  una  reacción  de  reducción,  y  el  aluminio  de  oxidación.  Los  protones   (H+)   también   toman   electrones   para   formar   el   gas   hidrógeno   que   se  desprende  en  la  reacción  (se  ven  como  “burbujea”  el  aluminio).  La  reacción  es:    

(g)H+(ac)Al+Cu(s)(ac)Cu+Al(s)+(ac) 2+3+2+ 22222H →  

 Anotar  los  cambios  ocurridos:          REACCIÓN  13    Colocar  en  un  tubo  de  ensayo  2  ml  de  HCl  conc.  (cuidado  es  corrosivo!).  Agregar  un  pedacito  de  aluminio.  Calentar  suavemente  por  unos  segundos.  La  reacción  es:    

!" ! + 3!"# !" → !"#!! !" +32!! !  

 Anote  los  cambios  ocurridos:        REACCIÓN  14    Colocar  en  un  tubo  de  ensayos  una  cucharadita  de  ácido  salicílico.  Agregar  1  ml  de  agua   y   1   ml   de   alcohol   etílico;   agitar   hasta   disolver   la   mayor   parte   del   sólido.  Agregar  tres  gotas  de  FeCl3.  La  reacción  es:    

 Anotar  los  cambios  ocurridos:      REACCIÓN  15    

Colocar  en  un  tubo  de  ensayos  1  ml  de  KMnO4,  agregar  dos  gotas  de  ácido  sulfúrico  H2SO4  concentrado.  Luego  agregar  1  ml  de  etanol  y  agitar.  La  reacción  es:    

4!"#!! + !!!!!!!" + 4!! → 4!"!! + !!!!""# + 7!!!    Anotar  los  cambios  ocurridos:        

LAVAR  EL  MATERIAL  USADO  

 TRABAJO  PRÁCTICO  

OXIDOS,  ACIDOS  Y  BASES  

Acidez  y  basicidad    

   PAPEL  TORNASOL  

 Colocar   un   papel   de   tornasol   azul   sobre   una   placa   de   Petri   o   un   vidrio   de   reloj  limpio   y   seco   y   hacer   lo   mismo   con   el   papel   tornasol   rojo.   Agregar   1   gota   de  solución  ácida  (puede  ser  HCl  ó  ácido  acético)  a  cada  papel.  ¿Qué  se  observa?  .........................................................................................................................    Repetir  agregando  1  gota  de  solución  básica  (puede  ser  NaOH  ó  NH3)  sobre  nuevos  papeles  tornasol  rojo  y  azul.  Anotar  lo  observado:  ..........................................................................................................................    De   acuerdo   a   lo   observado   completar   el   siguiente   cuadro,   colocando   en   cada  casillero  el  color  correspondiente  al  cual  cambia  el  papel.         SUSTANCIAS  ÁCIDAS   SUSTANCIAS  BÁSICAS  TORNASOL  ROJO      

TORNASOL  AZUL      

 Por  último  tomar  la  SOLUCIÓN  INCÓGNITA  1  (llamada  Sc.  1),  realizando  el  mismo  procedimiento  y  en  función  de  lo  observado,  completar  el  cuadro:       CAMBIA  A  

ROJO    

AZUL    

 Por  lo  tanto  la  solución  es.........................................................      Realizar  los  mismos  pasos  con  la  SOLUCIÓN  INCÓGNITA  2  (llamada  Sc.  2):       CAMBIA  A  

Recuerde que 1 ml ≈ 20 gotas

ROJO    

AZUL    

 Por  lo  tanto  la  solución  es........................................................    PAPEL  pH    Colocar  sobre  un  vidrio  de  reloj  o  en  una  placa  de  Petri,  cinco  pedacitos  de  papel  pH  los  más  separados  posible  y  agregarle  a  cada  uno  por  separado,  una  gota  de  las  siguientes  sustancias:    Ácido   muriático,   ácido   clorhídrico   (HCl)   -­‐     Vinagre,   ácido   acético   (CH3COOH)   –  Agua  destilada  (H2O)  –  Amoníaco  (NH3)  -­‐  Soda  cáustica,  hidróxido  de  sodio  (NaOH)    

NaOH

NH3

H O2CH COOH3

HCl

   Una   vez   que   el   papel   cambió   su   color,   compararlos   con   la   escala   de   colores   del  papel  pH  y  anotar  el  valor  correspondiente  para  cada  uno:    SUSTANCIA   COLOR   pH  Ácido  muriático  (ácido  clorhídrico,  HCl)  

   

Vinagre  (ácido  acético,  CH3COOH)  

   

Agua  destilada  (H2O)      

Amoníaco  (NH3)      Soda  cáustica  (hidróxido  de  sodio,  NaOH)  

   

 Medir  con  una  probeta  100  ml  de    agua  y  colocarlos  en  un  vaso  de  precipitados  de  250  ml,  agregar  UNA  gota  de  ácido  clorhídrico  (HCl)  y  revolver  con  una  varilla  de  vidrio.  Medir  el  pH  de  esa  solución  utilizando  el  papel  pH,  para  ello  se  agrega  un  papel  a  la  solución:    pH  final  =  .................  (1  gota  en  100  ml)          Realizar   el  mismo  procedimiento,     pero   esta   vez,     utilizando   la   solución   de   soda  cáustica  (NaOH):    

pH  final  =  .................  (1  gota  en  100  ml)    En  base  a  lo  observado,  se  deduce  que  el  pH  DEPENDE  /  NO  DEPENDE  de  la  

concentración  y  por  lo  tanto  CAMBIA  /  NO  CAMBIA  por  dilución”.    OXIDOS    REACCION  DE  LOS  OXIDOS  FRENTE  AL  AGUA    1)  OXIDOS  BASICOS    Agregar   una   cucharada   pequeña   de   óxido   de   calcio   (CaO)   en   5   ml   de   agua  contenidos  en  un   tubo  de  ensayo.  Calentar  suavemente  unos  segundos.  Tomar   la  reacción  frente  al  papel  para  medir  el  pH  y  anotar  lo  observado.  ..............................................................................................................    Esto  indica  la  presencia  de  UN  ACIDO  /  UNA  BASE    La  reacción  química  que  ocurrió  es:      

(ac)Ca(OH)O(l)H+CaO(s) 2 2→    

“Por  lo  tanto  los  óxidos  básicos  reaccionan  frente  al  agua  para  formar  HIDROXIDOS  /  ACIDOS".  

 2)  OXIDOS  ACIDOS    Colocar  en  un  tubo  de  ensayo  2  ml  de  ácido  nítrico  (HNO3).  Agregar  en  el  tubo  que  contiene  el  ácido,  un  poco  de  cobre  (Cu).  La  reacción  involucrada  es:    

O(l)+(g)NO+(ac))Cu(NO(ac)HNO+Cu(s) 233 22 2H24 →    

Calentar   suavemente   flameando   el   tubo   con   el   ácido.   Tomar,   con   una   pinza  metálica,  un  pedacito  de  papel  de  pH.  Someter  a   la  acción  de   los  vapores  por  un  breve   tiempo   (¡NO   ASPIRAR   LOS   VAPORES   SON   IRRITANTES!).   Anotar   lo  observado:  .........................................................................................................................    Esto  indica  la  formación  de  UN  ACIDO  /  UNA  BASE    La  reacción  química  que  ocurrió  es:      

(ac)HNO+(ac)HNOO(l)H+(g)NO 2322 →2    "Por  lo  tanto  los  óxidos  ácidos  reaccionan  frente  al  agua  para  formar  ACIDOS  

/  HIDROXIDOS".    

INDICADORES    Un  indicador  es  una  sustancia  natural  o  sintética  que  cambia  de  color  en  respuesta  a  la  naturaleza  de  su  medio  químico.    Prepare  una  serie  de  cuatro  tubos  de  ensayo  limpios;  agregue  a  cada  uno  5  gotas  del  indicador  correspondiente  y  anote  el  color  del  mismo  después  del  agregado  de  dos  gotas  de  la  sustancia  a  ensayar.  

   

Indicador   Ácido  clorhídrico  (HCl)   Hidróxido  de  sodio  (NaOH)  Fenolftaleína      

Bromocresol  púrpura      

 ¿Qué  conclusión  puede  sacar?  ¿Para  qué  puede  usar  un  indicador?      Reacción  entre  ácidos  y  bases    En  este  experimento  se  procederá  a  examinar  la  capacidad  de  neutralizar  la  acidez  de   una   solución   de   ácido   clorhídrico   HCl   0,1M,  mediante   la   adición   de   distintos  tipos  de  bases.    Procedimiento:    

1. Colocar  en  un  vaso  de  precipitado  40  ml  de  solución  de  HCl  (botella  grande  color  caramelo).  Medir  el  pH  con  el  papel  indicador.  

2. Agregar   una   punta   de   la   espátula   grande   del   sólido   a   probar.   Agitar   con  varilla  de  vidrio.  

3. Medir  el  pH  final  con  el  papel  indicador  de  pH.  

4. Volcar  los  datos  en  la  siguiente  tabla.    Sólido  a  probar   pH  inicial   pH  final  Hidróxido  de  magnesio,  Mg(OH)2  

   

Bicarbonato  de  sodio,  NaHCO3  

   

Carbonato  de  magnesio,  MgCO3  

   

 5. Las  ecuaciones  para  cada  caso  son:  

 Mg(OH)2 (ac)+2HCl(ac)!MgCl2(ac)+2H2O(l)

NaHCO3(ac)+HCl(ac)! NaCl(ac)+CO2(g)+H2O(l)

MgCO3(s)+ 2HCl(ac)!MgCl2 (ac)+CO2 (g)+ 2H2O(l)      

Por  lo  tanto,  el  agregado  de  sustancias  básicas  a  un  ácido  AUMENTA  /  DESCIENDE    el  valor  del  pH.  

 LAVAR  EL  MATERIAL  USADO  

       

TRABAJO    PRÁCTICO  Calor  de  disolución  

   Medición  del  calor  de  disolución  del  hidróxido  de  sodio    Procedimiento:    

1. Pesar,  en  un  vaso  de  precipitado  de  50  ó  100  ml,  4,0  g  de  NaOH  (¡no  deben  tocarlo  con  las  manos  desnudas!).  

2. Colocar   en   el   vaso   de   café   80   ml   de   agua.   Medir   la   temperatura   inicial  (llamada  Ti)  

3. Agregar  al  agua  el  NaOH  y  comenzar  a  registrar  la  temperatura.  Ir  midiendo  la   temperatura   cada   5   segundos.   Agitar   con   ayuda   del   termómetro,  cuidando  que  no  haya  proyecciones  de  líquido.  

4. Realizar   un   gráfico   de   temperatura   en   función   del   tiempo.   Determinar   la  temperatura  final  Tf  (¿cuál  se  imaginan  que  será?).  

5. Calcular  el  calor  intercambiado  según  la  fórmula:    

! = !!"#! ∙ !!"#! +!!"#$ ∙ !!"#$ ∙ !! − !!    Donde  m  es  la  masa  de  la  sustancia  y  C  es  la  capacidad  calorífica  de  la  misma.    Preguntas:    1)  ¿Qué  tipo  de  reacción  es  (endotérmica/exotérmica)?    2)  Calcular  el  calor  intercambiado,  q.    Datos  Densidad  del  agua:  0,998  g/ml  Capacidad  calorífica  del  agua  (Cagua):  1,00  cal/(°C.g)  Capacidad  calorífica  del  NaOH  (CNaOH):  2,95  cal/(ºC.g)    3)  Con  el  resultado  anterior,  calcular  cuánto  calor  libera  1,0  gramo  de  NaOH.    4)  Sabiendo  que  el  valor  de  tablas  del  calor  de  disolución  es  265,83  cal/g,  calcular  el  error  absoluto  y  el  error  relativo  porcentual  de  la  medición.    Medición  del  calor  de  disolución  de  la  urea    Procedimiento:    

1. Pesar,  en  un  vaso  de  precipitado  de  50  ó  100  ml,  4,0  g  de  urea  Colocar  en  el  vaso  de  café  50  ml  de  agua.  Medir  la  temperatura  inicial  (llamada  Ti)  

2. Agregar  al  agua  la  urea  y  comenzar  a  registrar  la  temperatura.  Ir  midiendo  la  temperatura  cada  5  segundos.  Agitar  con  ayuda  del  termómetro.  

3. Realizar   un   gráfico   de   temperatura   en   función   del   tiempo.   Determinar   la  temperatura  final  Tf  (¿cuál  se  imaginan  que  será?).  

4. Calcular  el  calor  intercambiado  según  la  fórmula:    

! = !!"#! ∙ !!"#! ∙ !! − !!    Donde  m  es  la  masa  del  agua  y  C  es  la  capacidad  calorífica  de  la  misma.    Preguntas:    1)  ¿Qué  tipo  de  reacción  es  (endotérmica/exotérmica)?    2)  Calcular  el  calor  intercambiado,  q.    Datos  Densidad  del  agua:  0,998  g/ml  Capacidad  calorífica  del  agua  (Cagua):  1,00  cal/(°C.g)    3)  Con  el  resultado  anterior,  calcular  cuánto  calor  libera  1,0  gramo  de  urea.    4)  Sabiendo  que  el  valor  de  tablas  del  calor  de  disolución  es  -­‐57,8  cal/g,  calcular  el  error  absoluto  y  el  error  relativo  porcentual  de  la  medición.    

   

TRABAJO  PRÁCTICO  Destilación  por  arrastre  con  vapor  

   

   La   extracción   por   arrastre   de   vapor   de   agua   es   uno   de   los   principales   procesos  utilizados   para   la   extracción   de   aceites   esenciales.   Los   aceites   esenciales   están  constituidos   químicamente   por   terpenoides   (monoterpenos,   sesquiterpenos,  diterpenos,  etc.)  y  fenilpropanoides,  compuestos  que  son  volátiles  y  por  lo  tanto  arrastrables  por  vapor  de  agua.  Las  esencias  hallan  aplicación  en  numerosísimas  industrias,  algunos  ejemplos  son  los  siguientes:    

• Industria   cosmética   y   farmacéutica:   como   perfumes,   conservantes,  saborizantes,  principios  activos,  etc.  

• Industria   alimenticia   y   derivadas:   como   saborizantes   para   todo   tipo   de  bebidas,  helados,  galletitas,  golosinas,  productos  lácteos,  etc.  

• Industria   de   productos   de   limpieza:   como   fragancias   para   jabones,  detergentes,  desinfectantes,  productos  de  uso  hospitalario,  etc.  

• Industria   de   plaguicidas:   como   agentes   pulverizantes,   atrayentes   y  repelentes  de  insectos,  etc.  

En  la  destilación  por  arrastre  con  vapor  de  agua  intervienen  dos  líquidos:  el  agua  y  la   sustancia   que   se   destila.   Estos   líquidos  no   suelen   ser  miscibles   en   todas   las  proporciones.   En   el   caso   límite,   es   decir,   si   los   dos   líquidos   son   totalmente  insolubles   el   uno   en   el   otro,   la   tensión  de   vapor   de   cada  uno  de   ellos   no   estaría  afectada  por  la  presencia  del  otro.  A  la  temperatura  de  ebullición  de  una  mezcla  de  esta  clase  la  suma  de  las  tensiones  de  vapor  de  los  dos  compuestos  debe  ser  igual   a   la   altura   barométrica   (o   sea   a   la   presión   atmosférica),   puesto   que  suponemos   que   la   mezcla   está   hirviendo.   El   punto   de   ebullición   de   esta  mezcla  será,   pues,   inferior   al   del   compuesto   de   punto   de   ebullición  más   bajo,   y   bajo   la  misma  presión,  puesto  que  la  presión  parcial  es  forzosamente  inferior  a  la  presión  total,   que   es   igual   a   la   altura  barométrica.   Se   logra,   pues,   el  mismo  efecto  que   la  destilación  a  presión  reducida.    Procedimiento    

1. Armar  el  siguiente  aparato  

 

2. Colocar  en  el  balón  de  destilación  una  2-­‐5g  cantidad  de  la  muestra  (dependerá  del  tipo  de  material).  Agregar  50-­‐60  ml  de  agua.  En  el  caso  de   trabajar  con  un  balón  mayor  de  100  ml  se  adaptarán  las  cantidades.  

3. Comenzar  el  calentamiento  suave.  

4. Recoger  el  destilado  en  un  frasco  Erlenmeyer.  

5. Anotar  las  características  del  destilado.  

   

TRABAJO  PRÁCTICO  Preparación  de  soluciones  

   

   En  química,  una  disolución  (del   latín  disolutio),   también   llamada  solución,  es  una  mezcla   homogénea   a   nivel   molecular   o   iónico   de   dos   o   más   sustancias   que   no  reaccionan   entre   sí,   cuyos   componentes   se   encuentran   en   proporción   que   varía  entre  ciertos  límites.  Un   ejemplo   común   podría   ser   un   sólido   disuelto   en   un   líquido,   como   la   sal   o   el  azúcar  disueltos  en  agua;  o  incluso  el  oro  en  mercurio,  formando  una  amalgama.  Frecuentemente,   uno   de   los   componentes   es   denominado   disolvente,   solvente,  dispersante  o  medio  de  dispersión  y   los  demás  solutos.  Los  criterios  para  decidir  cuál  es  el  disolvente  y  cuáles  los  solutos  son  más  o  menos  arbitrarios;  no  hay  una  razón  científica  para  hacer  tal  distinción.  Se  suele  llamar  disolvente  al  componente  que  tiene  el  mismo  estado  de  agregación  que  la  disolución;  y  soluto  o  solutos,  al  otro  u  otros  componentes.  Si  todos  tienen  el  mismo   estado,   se   llama   disolvente   al   componente   que   interviene   en   mayor  proporción  de  masa,  aunque  muchas  veces  se  considera  disolvente  al  que  es  más  frecuentemente  usado  como  tal  (por  ejemplo,  una  disolución  conteniendo  50%  de  etanol  y  50%  de  agua,  es  denominada  solución  acuosa  de  etanol).  En  el  caso  de  dos  metales   disueltos  mutuamente   en   estado   sólido,   se   considera   disolvente   a   aquél  cuya   estructura   cristalina   persiste   en   la   solución;   si   ambos   tienen   la   misma  estructura   (ej.:   aleaciones   paladio-­‐plata),   se   considera   disolvente   al   metal   que  ocupa  la  mayoría  de  las  posiciones  en  la  estructura  cristalina.    Características  generales    Son   mezclas   homogéneas:   las   proporciones   relativas   de   solutos   y   solvente   se  mantienen  en  cualquier  cantidad  que  tomemos  de  la  disolución  (por  pequeña  que  sea  la  gota),  y  no  se  pueden  separar  por  centrifugación  ni  filtración.  Al  disolver  una  sustancia,  el  volumen  final  es  diferente  a  la  suma  de  los  volúmenes  del  disolvente  y  el  soluto.  Las   propiedades   físicas   de   la   solución   son   diferentes   a   las   del   solvente   puro:   la  adición  de  un  soluto  a  un  solvente  aumenta  su  punto  de  ebullición  y  disminuye  su  punto  de  congelación;   la  adición  de  un  soluto  a  un  solvente  disminuye   la  presión  de  vapor  de  éste.  Sus  propiedades  físicas  dependen  de  su  concentración:  Las  propiedades  químicas  de  los  componentes  de  una  disolución  no  se  alteran.  

Sus   componentes   se   separan   por   cambios   de   fases,   como   la   fusión,   evaporación,  condensación,  etc.    

Unidades  de  concentración    La   concentración   de   una   disolución   puede   ser   expresada   de   distintas  maneras   y  todas  resultan  interconvertibles.  Las  expresiones  principales  son:    Porcentaje  masa/masa:  Establece  la  relación  porcentual  entre  la  masa  del  soluto  y  la  de  la  disolución.    

%!! =

!"#"  !"#  !"#$%"!"#"  !"  !"  !"#$%&ó! 100%  

 La  masa  de   la   solución  es   el   resultado  de   la   suma  de   las  masas  del   solvente  y   el  soluto.    

%!! =

!"#"  !"#  !"#$%"!"#"  !"#  !"#$%" +!"#"  !"#  !"#$%&'()' 100%  

 Porcentaje  masa/volumen:  Es  la  cantidad  de  soluto  en  gramos  por  cada  100  ml  de  solución.    

%!! =

!"#"  !"#  !"#$%"  !"  !"#$%&100  !"  !"  !"#$%&ó!  

 Porcentaje  volumen/volumen:  Es  la  relación  entre  el  volumen  del  soluto  y  el  volumen  de  la  solución.  Se  emplea  en  soluciones  líquido-­‐líquido.    

%!! =

!"#$%&'  !"#  !"#$%"!"#$%&'  !"  !"  !"#$%&ó!  

 Molaridad:  Es  la  cantidad  de  moles  del  soluto  por  litro  de  solución.    

! =!"#$%  !"  !"#$%"!"#$%  !"  !"#$%&ó!  

 Los  moles  de  soluto  (n)  se  calculan  según    

! =!"#"  !"  !"#$%"

!"#"  !"#$%  !"#  !"#$%"    MANERA  DE  OPERAR    Calculados   los   gramos   precisos,   se   pesan   en   vidrio   de   reloj   o   en   un   vasito   de  precipitad.   Si   se   trata   de   un   líquido   o   disolución,   se   tomará   el   volumen  correspondiente  por  medio  de  una  pipeta.  

 Soluto  Sólido:    

Previa  pulverización  y  pesada  la  sustancia,  puesta  en  un  vaso  o  Erlenmeyer,  se  adiciona  una  pequeña  cantidad  de  agua  agitando.  Si  es  preciso,  puede  calentarse  para  favorecer  la  disolución.  Se  deja  enfriar  antes  de  verter  en  el  matraz  aforado,  empleando  el  embudo.  Se  lava  repetidas  veces  el  recipiente  con  agua  destilada,  que  se  vierte  también  en  el  matraz  aforado.  Finalmente,  se  añade  agua  hasta  enrase.    

El    matraz  aforado  nunca  ha  de  calentarse.    Al  enrasar  ha  de  coincidir  la  tangente  al  menisco  del  líquido  con  la  marca  del  aforo  (evítese  el  error  de  paralelaje).  El  ajuste  final  se  logra  con  más  facilidad  y  precisión  si  se  emplea  la  pipeta  o  un  gotero  pequeño.    Soluto  Líquido:  

No  se  pipeteará   con   la  boca.  Basta   en  estos   casos   con   introducir   la  pipeta  hasta  la  base  del  recipiente  y  esperar  a  que  ascienda  el  líquido,  sin  succión.  Al   succionar,   se   cuidará   que   la   pipeta   esté   bien   introducida   en   el   líquido,   y   que  seguirá  estándolo  aun  cuando  se  vaya  llenando  con  él:  si  quedase  poco  introducida,  pueden  penetrar  burbujas  de  aire,  que,   junto  con  el   líquido,  ascenderían  hasta   la  boca.    Diluciones:  En   términos   químicos   significa,   rebajar   la   cantidad   de   soluto   por   unidad   de  volumen  de  solución.    A   diferencia   de   las   soluciones,   en   las   diluciones   se   parte   de   una   solución  concentrada  previamente  preparada  (o  comprada).  La  dilución  (o  solución  diluida)  se   logra   disminuyendo   la   concentración   por   el   agregado   de   mas   solvente,  generalmente  agua  destilada.    PREPARACION  DE  SOLUCIONES    Solución  de  NaOH  0,1N  (~0,4%m/v):  

 El  hidróxido   de   sodio  (NaOH)   o  hidróxido   sódico,   también   conocido   como  soda  cáustica,   es   un  hidróxido  cáustico  usado   en   la   industria   (principalmente   como  una  base  química)   en   la   fabricación   de  papel,  tejidos,   y  detergentes.   Además   es  usado   en   la   Industria   Petrolera   en   la   elaboración   de   Lodos   de   Perforación   base  Agua.  A   temperatura   ambiente,   el   hidróxido  de   sodio   es  un   sólido  blanco   cristalino   sin  olor  que  absorbe  humedad  del  aire   (higroscópico).  El  hidróxido  de  sodio  es  muy  corrosivo.    

Se   usa   para   fabricar   jabones,  crayón,   papel,   explosivos,   pinturas   y   productos   de  petróleo.  También  se  usa  en  el  procesamiento  de  textiles  de  algodón,  lavandería  y  blanqueado,   revestimiento  de  óxidos,   galvanoplastia   y   extracción   electrolítica.   Se  encuentra  comúnmente  en  limpiadores  de  desagües  y  hornos.    Precaución:  Cuando  se  disuelve  en  agua  libera  una  gran  cantidad  de  calor  

(exotérmico)!    Materiales:   Vidrio  de  reloj  o  caja  de  Petri       Espátula       Vaso  de  precipitados  250ml       Varilla  de  vidrio       Pizeta       Embudo       Matraz  aforado  1l    Reactivos:   NaOH  Sólido       Agua  destilada      Procedimiento  

1. Pesar  en  una  caja  de  Petri  o  vidrio  de  reloj  4  gramos  de  hidróxido  de  sodio  (NaOH)  considerando  su  pureza  (para  NaOH  98%,  pesar  4,1gr).  

2. Transvasar   el   soluto   pesado   a   un   vaso   de   precipitados   o   Erlenmeyer.   Si  quedase  algo  de  hidróxido  de  sodio  arrastrar  con  ayuda  de  un  pizeta.  

3. Agregar  200ml  de  agua  y  agitar  hasta  disolver.  4. Volcar   el   contenido   del   vaso   en   un   matraz   aforado   de   1000ml.   De   ser  

necesario  utilizar  un  embudo.  5. Completar   el   volumen   del   matraz   con   agua   hasta   el   enrace,  

homogeneizando  antes  de  enrasar.  6. Luego   volcar   el   contenido   del   matraz   en   un   frasco   previamente   lavado   y  

etiquetado.  Para  evitar  error,   si  el   frasco  esta  mojado,  se   lo  debe  enjuagar  con  un  poco  de  la  solución  preparada.  

 ¿Qué  sucede  si  no  se  enjuaga  previamente  el  frasco?  ¿Qué  significa  que  el  hidróxido  de  sodio  no  sea  100%  puro?  ¿Afecta  a  la  solución?  ¿Cuánto  NaOH  habría  que  pesar  para  preparar  una  solución  1N?    Solución  de  HCl  0,1N:  

 

El  ácido   clorhídrico   o   todavía   ocasionalmente   llamado,  ácido   muriático  (por   su  extracción   a   partir   de   sal   marina   en   América),   es   una   disolución   acuosa   del  gas  cloruro   de   hidrógeno  (HCl).   Es   muy   corrosivo  y  ácido.     Se   usa,   por   ejemplo,  para   limpiar,   tratar   y   galvanizar   metales,   curtir   cueros,   y   en   la   refinación   y  manufactura  de  una  amplia  variedad  de  productos.      Materiales:   Vaso  de  precipitados  250ml       Pipeta  10ml       Perita  o  pro  pipeta       Embudo       Matraz  aforado  1l       Pizeta    Reactivos:   Ácido  Clorhídrico  concentrado  (HCl)       Agua  destilada    Procedimiento  Las  soluciones  de  HCl  se  preparan  diluyendo  ácido  clorhídrico  concentrado,  por  lo  que  se  debe  tener  especial  cuidado  al  manejarlo.    

1. Colocar   en   un   vaso   de   precipitados   aproximadamente   200ml   de   agua  destilada.  

2. Medir  con  una  pipeta  8.4ml  de  ácido  clorhídrico  concentrado.  3. Adicionar  el  ácido  al  vaso  con  agua,  homogeneizar  y  trasvasar  al  matraz  con  

ayuda  de  un  embudo  de  ser  necesario.  4. Completar   el   volumen   del   matraz   con   agua   destilada   hasta   el   enrace,  

homogeneizando  previamente.  5. Volcar   el   contenido   del   matraz   en   un   frasco   limpio   y   etiquetado.   Si   esta  

mojado,  enjuagar  con  un  poco  de  la  solución  preparada.    ¿Qué  quiere  decir  que  el  HCl  es  concentrado?  ¿Por  qué   se  midieron  8.4ml  de  HCl  para  preparar  1   litro  de   solución  0,1N?   ¿Qué  datos  se  necesitan  saber  del  HCl  concentrado  utilizado?    Dilución  de  Acido  Acético:    

 El  ácido   acético  también   conocido   como  ácido  metilencarboxílico,   es  un  ácido  que  se   encuentra   en   el  vinagre,   siendo   el   principal   responsable   de  su  sabor  y  olor  agrios.  El  ácido  acético  concentrado  es  corrosivo  y,  por  tanto,  debe  ser  manejado   con   cuidado   apropiado,   dado   que   puede   causar   quemaduras   en   la  piel,   daño   en   los   ojos,   e   irritación   a   las  membranas  mucosas.   Estas   quemaduras  pueden  no  aparecer  hasta  horas  después  de  la  exposición.    

Materiales:   Pipeta  10ml       Pizeta       Vaso  de  precipitados  250ml       Embudo       Matraz  aforado  500ml    Reactivos:   Ácido  acético  glacial  (Ac.  acético  concentrado  99,5%  pureza)       Agua  destilada    Procedimiento  

1. Medir  con  pipeta  10ml  de  ácido  acético.  2. Colocarlo  en  un  vaso  de  precipitados  con  200ml  de  agua  destilada.  3. Verter  el  contenido  del  vaso  en  un  matraz  aforado.  4. Completar   el   volumen   del   matraz   con   agua   destilada   hasta   el   enrace,  

homogeneizando  previamente.    ¿Qué  concentración  tiene  la  dilución  obtenida?  ¿Qué  se  necesita  saber  para  preparar  una  dilución?  ¿Cuánto  ácido  acético  es  necesario  medir  para  preparar  una  solución    1:100?  ¿Y  una  solución  al  15%v/v?    Solución  Saturada  de  Dicromato  de  Potasio:  

 Generalmente   las   soluciones   no   pueden   ser   preparadas   en   una   composición  cualquiera   pues   su   solubilidad   en   un   disolvente   determinado   es   regularmente  limitada.Una  solución  saturada  es  aquella  solución  que  no  disuelve  más  soluto;  es  decir   la   solubilidad   de   soluto   llego   a   su   límite,   esta   solución   se   encuentra   en   un  equilibrio  dinámico.  Y  una   solución   sobresaturada  contiene  mayor   cantidad  de   soluto  que   la   solución  saturada;   este   se   pudo   disolver   en   la   solución   a   una   temperatura   superior   a   la  solución  saturada.  Debido  a  este  efecto,  las  soluciones  sobresaturadas  se  preparan  con   las   soluciones   saturadas   caliente,   en   las   cuales   se   logro,   a   una   nueva  temperatura   disolver  más   soluto.   Se   tiene   cuidado   de   no   enfriar   bruscamente   la  solución  saturada  para  que  la  sustancia  en  exceso  no  cristalice.    Materiales:   Vaso  de  precipitados  50ml       Varilla  de  vidrio       Caja  de  Petri  o  vidrio  de  reloj       Probeta       Mechero,  trípode,  tela  metálica       Termómetro    Reactivos:   Dicromato  de  potasio       Agua  

 Procedimiento  

1. Tome  un  vaso  de  precipitado  de  50ml.  y  vierta  en  el  30ml.  de  agua  a  20°C.  Pese  en,  la  balanza  granataria  75,0  gr.  de  dicromato  de  potasio  y  empiece  a  saturar   con   él,   el   agua.   Una   vez   saturada   pese   el   resto   de   dicromato   (si  sobró).   De   la   diferencia   entre   la   cantidad   inicial   y   la   restante,   obtenga   la  cantidad  que  se  utilizó  para  la  saturación.  

2. Caliente   la   solución   hasta   lograr   completa   disolución   del   soluto;   mida   la  temperatura   y   agregue   otra   cantidad   de   soluto   hasta   que   la   solución   se  sature   de   nuevo.   Anote   la   cantidad   de   dicromato   que   se   necesita   para   la  saturación.  

3.  Enfríe   la   solución,   lentamente  y  sin  agitar,  hasta  alcanzar   los  20°C.  A  esta  temperatura  empiece  a  agitar  y  observe.  

 ¿Qué  se  observa?  ¿El  dicromato  de  potasio  es  muy  soluble  en  agua?  ¿De  que  depende  esto?      

TRABAJO  PRÁCTICO  Titulación  ácido-­‐base  

   

   Valoración  de  una  disolución  de  cloruro  de  hidrógeno  (HCl).    La   valoración   o   titulación   de   las   disoluciones   se   realiza   frente   a   determinadas  sustancias   que   se   denominan   patrones.   Dichos   patrones   son   disoluciones   de  sustancias  muy  puras  de  concentración  perfectamente  conocida.    Nosotros  prepararemos  (si  no  está  preparada  previamente,  consultar  al  profesor)  una  disolución  0,1  M  de  hidróxido  de  sodio  (NaOH)  para  utilizarla  como  patrón.  No  es   necesario   que   sea   exactamente   0,1   M;   lo   que   si   es   preciso   es   conocer  exactamente   su   concentración.   Para   ello,   pesa   exactamente   una   cantidad  aproximada   a   la   que   necesites   para   el   volumen   del   matraz   aforado   del   que  dispones.   Debés   recordar   que   el   hidróxido   de   sodio   hay   que   pesarlo   lo   más  rápidamente   posible   porque   toma   humedad,   que   al   preparar   la   disolución   es  conveniente   enjuagar   todo   el  material   utilizado   tres   veces   uniendo   las   aguas   de  lavado   a   la   disolución   y   cómo   debe   quedar   el   menisco   al   enrasar   en   el   matraz  aforado.  Lo  que  hay  que  hacer  es:  

1. Calcular  la  cantidad  de  NaOH  que  hay  que  pesar  para  hacer  500  ml  de  una  solución  0,1  M.  Luego  pesarla  en  una  caja  de  Petri  o  vidrio  de  reloj  secos.  

2. Preparar  la  solución  (recordar  el  TP  de  preparación  de  soluciones).  

 Para   proceder   a   la   valoración,   lavar   tres   erlenmeyers   y   enjuagarlos   con   agua  destilada.   Con   una   pipeta   introducir   10   ml   de   la   disolución   problema   de   ácido  clorhídrico   cuya   concentración   se  desea  determinar.  Añadir   agua  destilada  hasta  completar  un  volumen  de  unos  50  ml  y  tres  gotas  de  fenolftaleina.  Por   otra   parte   llenar   una   bureta   de   25  ml   con   la   disolución  de   hidróxido   sódico  preparada  y  enrasarla  a  0.  El  NaOH  se  va  adicionando  desde  la  bureta  gota  a  gota  y  agitando.  El  punto  final  de  la  valoración  se  detectará  por  el  viraje  del  indicador  (la  fenolftaleina   vira   del   incoloro   en  medio   ácido   al   rojo   en  medio   básico).  Hay   que  tener  en  cuenta  que  el  viraje  se  debe  producir  en   toda   la  disolución  y  no  sólo  en  una  zona  localizada  y  que  no  desaparezca  al  agitar.  

 Al  realizar  este  proceso  tres  veces  se  obtienen  los  siguientes  resultados:    Experiencia  1:  Volumen  de  NaOH  añadido  =      ....................  ml    Experiencia  2:  Volumen  de  NaOH  añadido  =      ....................  ml    Experiencia  3:  Volumen  de  NaOH  añadido  =      ....................  ml        Volumen  de  NaOH  promedio    =    ....................  ml    Con   estos   datos   (el   volumen   y   la   concentración   de   la   disolución   de   NaOH   y   el  volumen  de  la  disolución  problema  de  HCl)  se  puede  determinar  la  concentración  de  la  disolución  de  ácido  clorhídrico,  utilizando  la  ecuación:    

(M  .  V)ácido    =    (M  .  V)base        Molaridad  del  HCl  .....................        Valoración  de  la  acidez  del  vinagre.    El  vinagre  comercial  es  una  disolución  de  ácido  acético.  Supondremos  que  toda  la  acidez  del  vinagre  es  debida  al  ácido  acético  que  contiene.    Mediante   una   pipeta   se   toman   25  ml   de   vinagre   comercial   y   se   diluyen   en   agua  destilada   hasta   250  ml   en   un  matraz   aforado.   Utilizando   un  matraz   erlenmeyer,  preparar   tres  muestras  con  25  ml  cada  una  de   la  disolución  diluida  de  vinagre  y  añadir   tres   gotas   de   fenolftaleina   y   valorarla   frente   a   la   disolución   de   NaOH  preparada   anteriormente   siguiendo   el   mismo   procedimiento   que   en   el   caso  anterior.    Ahora  vamos  a  calcular  la  concentración  de  la  disolución  diluida  por  el  valor  medio  de  los  obtenidos  en  las  tres  muestras.    Muestra  1:  Volumen  de  NaOH  añadido  =      ....................  ml    Muestra  2:  Volumen  de  NaOH  añadido  =      ....................  ml    Muestra  3:  Volumen  de  NaOH  añadido  =      ....................  ml        Volumen  de  NaOH  medio    =    ....................  ml    Con   estos   datos   (el   volumen   y   la   concentración   de   la   disolución   de   NaOH   y   el  volumen  de   la   disolución  problema)   se   puede  determinar   la   concentración  de   la  disolución  diluida  del  vinagre  (ácido  acético),  utilizando  la  ecuación:  

 (M  .  V)ácido    =    (M  .  V)base  

 Molaridad  de  la  disolución  diluida  de  vinagre  ..  _____________    Tal  y  como  se  ha  preparado  la  disolución  diluida  del  vinagre,  se  sabe  que  el  vinagre  comercial  será  __________  veces  más  concentrado,  por  lo  que:    Concentración  del  vinagre  en  CH3COOH  .....  _________  M    Lo  siguiente  es  convertir  esa  concentración  molar  en  %masa/volumen.  Comparar  con  el  rótulo  de  la  botella.      

TRABAJO  PRÁCTICO  Propiedades  coligativas  

   Variación  del  punto  de  ebullición  con  el  agregado  de  sustancias  sólidas    

1. Colocar  en  un  vaso  de  precipitados  150  ml  de  agua.  2. Medir  el  punto  de  ebullición.  3. Agregar  10,0  g  de  NaCl  y  medir  la  temperatura  de  ebullición.  4. Descartar  el  agua  y  repetir  el  procedimiento  con  15,0  g  y  25,0  g  de  NaCl.  5. Completar  la  siguiente  tabla:  

 Cantidad  de  NaCl  (g)   Punto  de  ebullición  (°C)  

0    10    15    25    

 6. Realizar  un  gráfico  de  punto  de  ebullición  en  función  de  la  cantidad  de  NaCl.  (Ver  

anexo  TUTORIAL  2).