guia practica laboratorio quimica general.pdf

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UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNADESCUELA DE CIENCIAS SOCIALES, ARTES Y HUMANIDADES CONTENIDO DIDÁCTICO DEL CUSO: 201102 ‐ QUIMICA GENERAL

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA

ESCUELA DE CIENCIAS BASICAS TECNOLOGIASE INGENIERIAS

UNIDAD DE CIENCIAS BASICAS

201102 - QUIMICA GENERAL

PRÁCTICAS DE LABORATORIO

DANILO ARIZA RUA Autor

STELLA DIAZ NEIRA

Directora Nacional

MILENA RAQUEL ALCOCER Acreditadora

BOGOTA

Julio de 2010

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ASPECTOS DE PROPIEDAD INTELECTUAL Y VERSIONAMIENTO

El presente módulo fue diseñado en el año 2006 por el Msc. Danilo Lusbín Ariza Rua, docente de la UNAD, y ubicado en el CEAD de Barranquilla, actualmente se desempeña como tutor de la UNAD.

Esta es la primera actualización del módulo realizada por la Química Stella Díaz Neira quien ha sido tutora en el CEAD JAG, de la ciudad de Bogotá desde el año 2001 y se desempeña actualmente como tutora y directora del curso a nivel nacional.

Para la presente actualización se recibieron observaciones, sugerencias y aportes del Licenciado en Química Johny Roberto Rodríguez.

Este mismo año La Ingeniera. Milena Raquel Alcocer, tutora del CEAD Ibagué, apoyó el proceso de revisión de estilo del módulo y dio aportes disciplinares, didácticos y pedagógicos en el proceso de acreditación de material didáctico desarrollado en el mes de Julio de 2009.

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INTRODUCCIÓN

Actualmente vivimos maravillosos días de nuevos descubrimientos y avances en todos los campos del saber. La química no es la excepción. El rápido desarrollo de los conocimientos sobre la estructura atómica y molecular de la materia, la química nuclear, química inorgánica y orgánica, bioquímica y otras áreas de gran impacto, han dado una inmensurable importancia a las ciencias químicas. La química como una ciencia con un alto componente experimental requiere del desarrollo de competencias orientadas al adecuado y eficaz reconocimiento y manejo de instrumental, sustancias y técnicas propias de un laboratorio. En tal sentido, el presente protocolo esta diseñado para servir como referencia a los eventos prácticos del curso Química General de la Universidad Nacional Abierta y a Distancia, Escuela de ciencias básicas, tecnología e ingeniería, Unidad de ciencias básicas. El documento presenta nueve prácticas de laboratorio, especialmente propuestas para complementar el avance teórico del curso. El contenido de cada una de ellas fue seleccionado, teniendo en cuenta el tiempo y las competencias metodológicas mínimas que se esperaría debe alcanzar un estudiante de la Universidad en el campo de la Química General. Las prácticas de laboratorio pretenden servir como complemento de aprendizaje autónomo a los aspectos revisados en la parte teórica. Sin embargo requieren de una preparación y compromiso particular para garantizar el cumplimiento de los objetivos, en tal sentido es recomendable revisar antes de cada evento práctico, el presente documento y a partir de él elaborar un preinforme de laboratorio. Cada práctica debe conducir a un producto que se verá plasmado en un informe de laboratorio, el cual servirá como referencia para determinar hasta que punto se logro avanzar en el desarrollo de los objetivos. Finalmente, se propone el uso de lecturas y libros especializados en Química, además de ayudas audiovisuales y visitas a sitios web, que sirvan como complemento a las prácticas y como herramientas para la construcción de los informes de laboratorio.

Stella Díaz Neira,

Johny Roberto Rodríguez P. Bogotá, agosto 2009

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INDICE DE CONTENIDO

INTRODUCCION 3

PRACTICA 1. Reconocimiento de materiales de laboratorio y normas de seguridad de trabajo en el laboratorio Parte I Reconocimiento de materiales de laboratorio

Parte II normas de seguridad de trabajo en el laboratorio PRACTICA 2. Medición de propiedades físicas de los estados sólido y

líquido PRACTICA 3. Gases – Ley de Charles PRACTICA 4. Soluciones PRACTICA 5. Propiedades coligativas PRACTICA 5B. Propiedades coligativas (alternativa) PRACTICA 6. Caracterización de ácidos y bases. Medición de pH PRACTICA 7. Reacciones y ecuaciones químicas PRACTICA 8. Estequiometría - Reactivo Límite PRACTICA 9. Cálculos estequiométricos que involucran gases y

soluciones

7 7 8

11 16 19 22 28 31 37 39

42 Fuentes documentales Anexo 1. Requisitos para realización de Laboratorio de Q. General Anexo 2. Guía para la presentación de preinforme e informe de

laboratorio

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46

48

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LISTADO DE TABLAS

Tabla 1. Resultados experimentales para la práctica 1 Tabla 2. Resultados obtenidos experimentalmente para líquidos Tabla 3. Resultados obtenidos experimentalmente para sólidos Tabla 4. Resultados experimentales obtenidos en la práctica 3 Tabla 5. Resultados experimentales práctica 5 Tabla 5b. Resultados experimentales práctica 5b Tabla 6. Valor de pH de cambio de color de algunos indicadores. Tabla 7. Reacciones con soluciones estándar Tabla 8. Reacciones con soluciones caseras. Tabla 9. Cantidades de reactivo por tubo Tabla 10. Resultados experimentales práctica 8

8 12 14 18 27 30 34 35 35 40 40

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LISTADO DE GRÁFICOS Y FIGURAS

Figura 1. Procedimiento para la determinación de la densidad de un sólido irregular Figura 2. Montaje práctica 3 Figura 3. Montaje necesario para la práctica 5 Figura 4. Montaje necesario para la práctica 9

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18 24 45

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PRÁCTICA 1

RECONOCIMIENTO DE MATERIALES DE LABORATORIO Y NORMAS DE SEGURIDAD DE TRABAJO EN EL LABORATORIO

El trabajo en el laboratorio es un componente importante del curso académico de química. Es por eso que se hace necesario no solo conocer los diversos equipos y materiales que se utilizan en un laboratorio de química, sino también las normas de seguridad y de manejo de los mismos.

PARTE I RECONOCIMIENTO DE MATERIALES DE LABORATORIO

OBJETIVO GENERAL

Conocer el uso de diversos materiales de laboratorio MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS

Beakers (vaso de precipitados) Erlenmeyers Refrigerantes (condensadores) Probetas Buretas Pipetas Termómetros Mecheros Crisoles Aros Soporte universal Pinzas para soporte Trípode Pinzas para tubos de ensayo Nueces

Cápsulas de evaporación Picnómetros Balanzas Balones o matraces volumétricos Embudos Tubos de ensayo Frascos lavadores Agitadores de vidrio y mecánico Vidrios de reloj Gradillas Morteros Embudos de Büchner Tubos de Thiele

METODOLOGÍA Y RESULTADOS

1. Investigue previamente sobre el material de laboratorio empleado en los laboratorios de química, haga particular hincapié en sus especificaciones y uso. (Busque imágenes o fotografías que muestren sus formas).

2. Examine cuidadosamente el material de laboratorio suministrado.

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3. Complete la siguiente matriz de acuerdo a sus observaciones:

Tabla 1. Resultados experimentales para la práctica 1

Instrumento Uso Especificaciones Observaciones Imagen

1

2

n

4. Clasifique el material observado de acuerdo a las siguientes categorías: Material volumétrico (utilizados para medir volúmenes) Material de calentamiento (utilizados para calentar) Material de sostenimiento Otros usos (para medir temperatura, para medir variables físicas, otros) 5. ¿Qué puede concluir a partir de los resultados de los puntos 4 y 5?

PARTE II NORMAS DE SEGURIDAD DE TRABAJO EN EL LABORATORIO

OBJETIVO GENERAL

Identificar y aplicar las normas de seguridad de trabajo en el laboratorio de química, estableciendo a su vez los símbolos de peligrosidad usados para determinar las características de sustancias peligrosas.

MARCO DE REFERENCIA Normas de trabajo en el laboratorio

Nunca trabaje solo en el laboratorio.

Experiencias no autorizadas no deben realizarse.

No consuma ni beba ningún tipo de alimento mientras esté en el laboratorio.

Siempre utilice los implementos de protección como gafas, guantes, batas entre otros.

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Lea cuidadosamente las instrucciones de los reactivos antes de trabajar con ellos. Conozca los símbolos de peligrosidad de las etiquetas.

Cuando trabaje con fuego tenga la precaución de recogerse el pelo (si es

largo).

No fume en el laboratorio.

Nunca apunte la boca de los tubos de ensayo hacía usted o hacia un compañero.

No exponga al fuego los reactivos inflamables.

Trabaje lejos de fuentes de agua cuando trabaje con reactivos que

reaccionan violentamente con ella, por ejemplo con los metales alcalinos.

Prepare siempre un mapa de proceso para estar seguro de lo que está haciendo.

Cuando termine de trabajar asegúrese que las fuentes de gas, luz y agua

queden cerradas.

Cuando mezcle ácidos concentrados y agua, vierta el ácido sobre el agua. Primeros auxilios en el laboratorio

En caso de accidente siga las siguientes reglas básicas de atención inmediata.

Informe cualquier accidente, por pequeño que sea.

Si cae ácido en sus ojos, lávelos con suficiente agua corriente durante unos

15 minutos. Inmediatamente enjuague con solución diluida de bicarbonato de sodio, seguido nuevamente con agua.

Si cae álcali en sus ojos, lávelos con suficiente agua corriente durante unos

15 minutos. Inmediatamente enjuague con solución diluida de ácido bórico y finalice nuevamente con agua.

Si cae otra sustancia química en sus ojos, lávelos con suficiente agua

corriente durante unos 15 minutos. Se recomienda la asistencia de un médico.

Si se derrama algún tipo de ácido (excepto ácido sulfúrico concentrado)

en su piel, lave el área afectada con suficiente agua y aplique una pasta de bicarbonato de sodio durante unos minutos. Enjuague finalmente con agua.

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En caso de que el ácido derramado haya sido el sulfúrico, seque la parte de piel afectada lo más posible con una toalla o algún otro tipo de textil, antes de lavar con agua y luego siga el procedimiento ya indicado.

Si se derrama algún tipo de base en su piel, lave el área afectada con

suficiente agua y aplique una solución de ácido bórico durante unos minutos. Enjuague finalmente con agua.

Utilice las instrucciones de un botiquín en caso de quemaduras y

cortaduras. MATERIALES

Diccionario de reactivos y productos químicos (en caso que su laboratorio no lo tenga, puede usar la internet)

Compendio de normas de trabajo en el laboratorio de química Pictogramas (símbolos de peligrosidad)

METODOLOGÍA Y RESULTADOS

1. Determine las principales normas de trabajo en el laboratorio de química,

preséntelas en un diagrama. 2. Consulte los pictogramas usados para identificar la peligrosidad de las

sustancias químicas. Preséntelos y explíquelos. 3. Indague sobre las frases R y frases S, ¿qué son? ¿Cuáles son? 4. En un diccionario de reactivos y productos químicos (o en la web) busque

una sustancia peligrosa usada en el laboratorio, identifique sus símbolos de peligrosidad, características de manejo, primeros auxilios en caso de accidente y otro tipo de información que considere relevante.

5. Investigue como debe realizarse la disposición final de sustancias químicas

peligrosas, con el fin de mitigar la contaminación medio ambiental. RECOMENDACIÓN Es importante conocer las reglas de disposición de materiales y reactivos químicos usados, con el propósito de no causar contaminación. Lo más recomendable es desechar los diferentes reactivos en por lo menos tres recipientes separados que el ayudante o encargado del laboratorio debe mantener: Uno para ácidos, uno para bases y otro para solventes. REFERENCIA http://www12.uniovi.es/quimiorg/seguridad/portada.html

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PRÁCTICA 2

MEDICIÓN DE PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS ESTADOS SÓLIDO Y LÍQUIDO

Las propiedades físicas de la materia son aquellas que pueden medirse y observarse sin que se afecten la naturaleza o composición originales de las sustancias, porque sus estructuras moleculares no cambian durante la medición. Toda propiedad que se puede medir es una magnitud. Las magnitudes que se miden directamente con un patrón de referencia se denominan fundamentales, y las que se miden a partir de las fundamentales se llaman derivadas. El volumen, la masa y la densidad son propiedades. OBJETIVO GENERAL

Medir el volumen, la masa y la densidad de algunos líquidos y sólidos. CONOCIMIENTOS PREVIOS • Estadística básica (promedio, error absoluto, error relativo) • Determinación de pendientes y graficas de datos • Principio de Arquímedes (determinación de densidades de sólidos irregulares) MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS

2 Probetas (25 y 100mL) 2 Pipetas (1 y 5mL) Vaso de precipitados 100mL Balanza Agua Etanol

Diclorometano Hierro Zinc Plomo Metales conocidos en piezas

pequeñas

METODOLOGÍA PARTE I – LÍQUIDOS

1. Pese una probeta limpia y seca en una balanza de precisión con aproximación a 0.01g Registre la masa pesada.

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2. Añada 5mL de agua usando una de las pipetas y vuelva a pesar la probeta (teniendo cuidado de no derramar el liquido por la parte exterior de las paredes). PRECAUCIÓN: Use siempre la misma pipeta para cada líquido con el fin de no contaminarlos entre sí.

3. Repita el procedimiento incrementando el volumen en fracciones de 5mL cada vez hasta completar 25mL. Es necesario que a cada fracción de volumen añadido, el conjunto sea pesado. El último peso será para el volumen de 25mL.

4. Vacié y limpie la probeta. Repita el procedimiento anterior con el etanol y el

diclorometano. No olvide registrar cada uno de los pesos obtenidos.

5. Registre sus datos en una tabla como la siguiente para cada uno de los líquidos ensayados.

Tabla 2. Resultados obtenidos experimentalmente para líquidos

Líquido

Masa de la

Probeta vacía

(g)

Masa de la probeta +

liquido

(g)

Masa del líquido

(g)

Volumen del

líquido

(mL)

Relación masa / volumen

(g/mL)

(Densidad)

Densidad promedio

Pendiente del gráfico = (∆Y/∆X)

6. Para cada líquido elabore en papel milimetrado una gráfica: volumen (mL) vs.

masa (g) con el volumen en el eje de las X. Puede utilizar una sola gráfica para los tres líquidos, indicando una codificación (Ej. Color) para cada uno de ellos.

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7. Tome para cada líquido los valores de masa hallados a partir de las gráficas para varios volúmenes y halle sus densidades dividiendo la masa por el volumen correspondiente. Finalmente, para cada líquido halle su densidad promedio sumando las densidades (₫) halladas y dividiendo por el número de densidades.

8. El tutor le entregará a cada grupo un líquido desconocido (uno de los

utilizados en el experimento). Tome 5 mL del líquido en una probeta graduada. Determine la densidad y compárela con la obtenida para los líquidos que se trabajaron. Grafique la relación 5mL vs. Masa, para ver a cual de los líquidos corresponde.

PARTE II - SÓLIDOS

Se medirá el volumen de varios sólidos irregulares por desplazamiento de un volumen de agua tomado previamente.

1. Coloque 40mL de agua en una probeta graduada de 100mL. Registre el volumen de agua con precisión de 0,1mL

2. Pese la probeta con agua. Registre el peso. Deje la probeta en la balanza.

3. Con la probeta en la balanza agregue muestras del metal (de cada uno por separado) de tal forma que el volumen incremente en más de 2 mL. Repita el procedimiento hasta completar cuatro pesadas y sus respectivos cuatro volúmenes. Registre las masas y volúmenes en la tabla 3, (figura 1).

4. Repita el procedimiento anterior para cada uno de los demás metales.

Diseño: LQ. Rodríguez, Johny 2009

Figura 1. Procedimiento para la determinación de la densidad de un sólido irregular

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5. Registre sus datos en una tabla como la siguiente para cada uno de los sólidos ensayados:

Tabla 3. Resultados obtenidos experimentalmente para sólidos

Sólido

Volumen del agua

(cm3)

Masa probeta + agua

(g)

Volumen agua + metal

(cm3)

Volumen del

metal

(cm3)

Masa probeta + agua + metal

(g)

Masa del

metal

(g)

Masa/

Volumen

(g/ cm3)

Densidad

Densidad promedio

Metal

Pendiente del gráfico = (∆Y/∆X)

6. Grafique los resultados: volumen vs. masa, de la misma manera como hizo

para los líquidos. Haga un gráfico para cada sólido.

7. Determine la pendiente de cada una de las gráficas de los sólidos. Compare la pendiente del gráfico de cada metal con la densidad promedio hallada por la relación masa / volumen.

8. El tutor le entregará a cada grupo un metal desconocido (uno de los utilizados

en el experimento). Repita el procedimiento. Determine la densidad y compárela con la obtenida para algunos de los metales trabajados.

9. Grafique los resultados: volumen vs. masa, de la misma manera como hizo

para los líquidos. Haga un gráfico para cada sólido. 10. Determine la pendiente de cada una de las gráficas de los sólidos. Compare la

pendiente del gráfico de cada metal con la densidad promedio hallada por la relación masa / volumen.

11. El tutor le entregará a cada grupo un metal desconocido (uno de los utilizados en el experimento). Repita el procedimiento. Determine la densidad y compárela con la obtenida para algunos de los metales trabajados.

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CÁLCULOS

1. Busque las densidades teóricas de las sustancias trabajadas, compárelas con la densidad promedio obtenida en la tabla y con la densidad experimental obtenida en la gráfica (pendiente del gráfico), para cada una de las sustancias ensayadas (líquidos y sólidos). Aplique las formulas para hallar error absoluto y relativo.

2. ¿Qué puede concluir de lo anterior, se presenta una variación muy amplia

entre los datos experimentales y los teóricos?

LABORATORIO VIRTUAL Entre al siguiente link y realice la actividad para los metales titanio, hierro y plomo.

http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/fluidos/estatica/aerometro/aerometro.htm#Medida%20de%20la%20densidad%20de%20un%20sólido

PREGUNTAS 1. ¿Qué representa la pendiente para cada línea de las gráficas? 2. ¿Qué valor será mejor para 10mL de cada líquido: la relación masa /

volumen o el valor obtenido del gráfico? 3. ¿Cómo determinaría la relación masa / volumen de un sólido que flote en el

agua?

RECOMENDACIÓN

Utilice una balanza digital si está disponible y revise la forma correcta de medir volúmenes en las probetas.

REFERENCIAS Determinación de densidad de sólidos y líquidos con una balanza y una probeta http://www.indexnet.santillana.es/rcs/_archivos/Recursos/fisicaquimica/balanza.pdf

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PRÁCTICA 3

GASES - LEY DE CHARLES

Práctica diseñada por el: LQ Johny Roberto Rodríguez, tutor de Ciencias Básicas (JAG-UNAD)

En el año 1987, Jacques Charles observó la relación entre el volumen de un gas y su temperatura, en condiciones de presión constante. Encontró que cuando una muestra de gas se calienta, su volumen aumenta.

En términos de la teoría cinética esto significa que al aumentar la temperatura, la velocidad de las moléculas aumenta y el volumen ocupado por el gas es mayor. La Ley de Charles se cumple si la temperatura se expresa en una escala absoluta. En resumen, la Ley de Charles enuncia la relación de proporcionalidad directa entre el volumen de una muestra de gas y su temperatura absoluta, si la presión permanece constante.

OBJETIVO GENERAL Observar el efecto del aumento de la temperatura sobre el volumen de un

gas confinado en un recipiente, deduciendo la relación gráfica temperatura absoluta – volumen a partir de los datos obtenidos.

MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS

Soporte universal Aro Malla de asbesto Vaso de precipitados de 250mL Vaso de precipitados de 500mL Termómetro de laboratorio. Mechero 2 Pinzas

2 Nueces Tubo con desprendimiento

lateral Tapón de caucho para tubo de

ensayo Manguera de caucho Probeta de 100mL Pipeta de 5mL

METODOLOGÍA

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1. Realice el siguiente montaje de la figura 2.

2. Llene en ¾ partes con agua el vaso de precipitados de 250 y a la mitad el de 500mL

3. Tape herméticamente el tubo de ensayo, verifique que no queden escapes en

la manguera de lo contrario el experimento no tendrá resultados positivos

4. Llene una probeta de 100mL con agua casi hasta su totalidad, inviértala sobre el vaso de precipitados de 500mL, registre la cantidad de aire atrapado

5. Inicie el calentamiento, controle las variables: temperatura y volumen de aire

en la probeta.

6. Complete la tabla 5, con los datos que recoja.

7. Finalice la experiencia cuando llegue a temperatura constante (punto de ebullición del agua).


Figura 2. Montaje práctica 3

Tabla 4. Resultados experimentales obtenidos en la práctica 3

Temperatura

Lectura ºC K

Volumen de aire en la probeta

1 2 n

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PRECAUCIÓN El termómetro solo debe tocar el liquido (agua), de lo contrario la lectura de la temperatura será errónea. CÁLCULOS

1. Construya en un gráfico que presente la relación temperatura absoluta (K) vs. Volumen (cm3), con los datos de temperatura en el eje de las X.

2. Calcule por extrapolación el volumen del gas a una temperatura de cero

absoluto.

LABORATORIO VIRTUAL Realice la práctica virtual y compare con lo realizado en el laboratorio Procedimiento: 1. Abra la página

http://personal.telefonica.terra.es/web/jpc/gases/lab_charles.html

2. Coloque el cursor en el extremo más izquierdo (73,15K), deslice el cursor hacia la izquierda, aumentando de 40 en 40 K, hasta aproximadamente 380 K.

3. Haga clic en tabla de datos. Anote los datos de volumen. Realice un gráfico

con los datos de T (K) vs V (cm3). Extrapole hasta 0 Kelvin. 4. ¿Qué volumen se obtiene a 0 Kelvin? PREGUNTAS

1. ¿Por qué no se cumple la ley de Charles si la temperatura se expresa en (ºC)?

2. ¿Existe el estado gaseoso en cero absoluto? Explique su respuesta

3. ¿Cuál es la temperatura de ebullición del agua en su laboratorio (a nivel del mar es 100ºC) ? Si le da diferente a 100ºC, a qué se debe?

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PRÁCTICA 4

SOLUCIONES

Las soluciones son mezclas homogéneas de dos o más componentes. El ser homogéneas significa que las propiedades físicas y químicas son iguales en cualquier parte de la solución. Además, cuando se observa una solución a simple vista solo se distingue una fase, sea líquida, sólida o gaseosa.

Los componentes de la solución se denominan soluto y solvente. Soluto es el componente que se disuelve. Solvente es el componente en el cual el soluto se disuelve. Distinguir en una solución, cual es el soluto y el solvente, a veces se dificulta. Por regla general, el solvente es el componente cuyo estado de la materia es igual al de la solución final. Por ejemplo, si mezclamos sólidos y líquidos y la solución resultante es sólida, entonces el solvente es el sólido. Cuando los componentes se encuentran en el mismo estado de la materia, el solvente será el que se encuentra en mayor proporción.

Las unidades de concentración expresan la relación de las cantidades de soluto y solvente que se tomaron para preparar la solución. Las principales unidades de concentración son: porcentaje en peso (o porcentaje en masa) % w/w; porcentaje en volumen, % v/v; porcentaje peso – volumen; % p/v; concentración molar o molaridad (M); concentración molal o molalidad (m) y concentración normal o normalidad (N).

OBJETIVO GENERAL Cálculo y preparación de soluciones. Dilución a diferentes concentraciones


Balón aforado de 50mL Balón aforado de 100mL Balón aforado de 250mL Vaso de precipitados de 200mL Vaso de precipitados de 100mL Embudo Frasco lavador

Pipeta 5mL Pipeta 10mL Pipeteador Espátula Agitador de vidrio Balanza NaCl (sólido)

Video sobre preparación de soluciones http://www.youtube.com/watch?v=ev3wTXmL-l8 (Enlace suministrado por la tutora Nira Díaz del CEAD de Acacías),

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METODOLOGÍA 1. Preparación de una solución de NaCl al 10%p/p (en peso)

En un vaso de precipitados seco tome 10g de NaCl. Retírelo de la balanza y agregue 90 g de agua (90 mL). Homogenice con un agitador de vidrio. Registre sus observaciones. ¿Por qué 90 g de agua son igual a 90 mL de agua?

2. Preparación de una solución de NaCl al 5% p/v (peso-volumen)

En un vaso de precipitados seco de 100mL pese 5g de NaCl. Retírelo de la balanza y agregue una cantidad de agua inferior a 50mL para disolver la sal. Traslade el contenido del vaso de precipitados a un balón aforado de 100mL ayudándose con un embudo y enjuagando con agua destilada y la ayuda de un frasco lavador. Complete con agua el volumen del balón aforado. Agite y tape la solución. Registre sus observaciones.

3. Preparación de una solución 2M de NaCl

Pese en un vaso de precipitados la masa de NaCl necesaria para preparar el volumen indicado por el tutor de una solución 2M de NaCl. Agregue agua de tal forma que se disuelva preliminarmente la sal. Traslade el contenido del vaso de precipitados a un balón aforado y complete a volumen con agua destilada, en la misma forma que lo hizo en el apartado 2. Agite, tape el balón aforado y guarde la solución para la próxima experiencia. Guarde la solución preparada. Realice los cálculos y registre sus observaciones.

4. Diluciones

Calcule el volumen que se debe tomar de la solución anterior (punto 3) para preparar las siguientes soluciones: 50mL - 0.5M 100mL - 0.2M 250mL – 0.1M Procedimiento: Tome el volumen calculado de la solución del punto tres con una pipeta y trasládelo al balón aforado correspondiente al volumen a preparar (indicado por su tutor). Complete con agua el volumen del balón, tape, agite y conserve la solución. Realice los cálculos y registre sus observaciones.

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5. Determinar concentración de una solución salina Tome una cápsula de porcelana limpia y seca, pésela con precisión de 0,01g. Tome una alícuota (volumen) de 10mL de la solución del punto 3, viértala en una cápsula de porcelana. Pese la cápsula con la solución y evapore en baño de María hasta sequedad. Deje enfriar y vuelva a pesar. Registre sus observaciones.

Nota: para la realización de los cálculos a continuación debe determinar Peso de la cápsula vacia: _______ g Peso de la cápsula + 10 mL de la solución 2M : ________ g Peso de la solución (Los 10 mL): _______ g Peso de la cápsula + el soluto (el residuo después de la evaporación): ______ g Peso del soluto: ______ g CÁLCULOS 1. Determine la cantidad teórica de soluto que debe obtener en el punto 5, realice

los cálculos de error absoluto y relativo, al comparar con el valor experimental.

2. Calcule la concentración de la solución del numeral cinco y exprésela en %p/v, %p/p, ppm, g/L, molaridad (mol/L), molalidad (mol/Kg), normalidad (equi/L), y XSoluto, XSolvente.

3. Calcule la masa de NaCl necesaria para preparar 200mL de una solución 2.5M 4. Calcule el volumen que se debe tomar de una solución 2.5M para preparar

100ml de una solución 1M

PREGUNTAS 1. ¿Cuando se prepara una solución, en donde el solvente y el soluto son

líquidos, se puede considerar el volumen total de la solución como la suma de los volúmenes del soluto y solvente?

2. ¿Se pueden expresar las concentraciones de soluciones de gases en

concentraciones molares? Explique su respuesta 3. ¿Qué puede inferir de la experiencia realizada?

PRECAUCIÓN: Cuando se preparan soluciones líquidas deben conservarse bien tapadas para prevenir la evaporación del solvente y así evitar el cambio de concentración.

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PRÁCTICA 5

PROPIEDADES COLIGATIVAS Las propiedades coligativas de las soluciones son aquellas que sólo dependen del número de partículas del soluto disueltas y no de su naturaleza. Las propiedades coligativas son: aumento ebulloscópico, descenso crioscópico, presión osmótica y descenso de la presión de vapor.

MARCO REFERENCIAL La adición de un soluto a un solvente disminuye la temperatura de fusión de éste. Para un dado solvente, la disminución del punto de fusión es directamente proporcional a la concentración de partículas disueltas en él. Para el naftaleno, la relación existente entre el descenso de la temperatura de fusión y la molalidad de la solución es 6,9° Kg/mol, valor que representa la constante crioscópica (Kf). En este experimento se determinará la masa molecular del azufre (soluto) disuelto en naftaleno (solvente), determinando la temperatura de fusión de una solución que contiene masas conocidas de ambos constituyentes. A partir del punto de fusión observado y conociendo el punto de fusión del solvente puro y la constante crioscópica de éste, es posible determinar la masa molecular del soluto. Por lo tanto, para determinar masas moleculares mediante la disminución del punto de congelación del solvente, es necesario primero "calibrar" éste, midiendo su constante crioscópica. Para ello, se prepara una solución con masas conocidas de un soluto conocido y el solvente elegido y se determina la temperatura de fusión de la solución. En este trabajo práctico se empleará azufre como soluto de masa molecular conocida y naftaleno como solvente. Determinación de la masa molar a partir del descenso del punto de solidificación El agregado de un soluto a un solvente, en general, desciende el punto de solidificación (o cristalización) del solvente. Si T0f (temperatura en K o ºC) es el punto de solidificación del solvente puro, y Tf (temperatura en K o ºC) es el punto de solidificación de la solución, entonces la variación de las temperaturas ∆Tf es:

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∆Tf = T0f – Tf

El signo de ∆Tf es siempre positivo. El hecho de que el punto de solidificación de la solución sea más bajo que el del solvente puro es en realidad una consecuencia más del descenso de la presión de vapor del solvente en la solución. Como con algunas limitaciones puede aceptarse que para estas soluciones el descenso del punto de solidificación ∆Tf será proporcional al descenso relativo de la presión de vapor. En soluciones diluidas, puede aceptarse que la fracción molar del soluto es proporcional a la molalidad de la solución, en consecuencia:

∆Tf = Kf m Donde m es la molalidad de la solución y Kf es la constante crioscópica molal. De la ecuación anterior se deduce que el significado físico de Kf es equivalente al descenso del punto de solidificación para una solución de molalidad igual a la unidad; como en general una solución de molalidad igual a 1 no sería lo suficientemente diluida como para que la ecuación fuese válida, Kf debe ser considerada como el descenso de solidificación para una solución de molalidad unitaria supuestamente ideal. Los valores de Kf se hallan tabulados: para el agua es 1,86, para el benceno 5,12, para el alcanfor 40, etc. Cuanto mayor sea el valor numérico de Kf tanto mayor será el salto del ∆Tf observado experimentalmente para una determinada molalidad; de allí que presenten particular interés aquellos solventes de elevado Kf. Para el naftaleno, que es el solvente a utilizarse en esta experiencia, el Kf equivale a 7,0 °C/m, donde m es la molalidad. En este experimento se determinará la masa molar de un soluto por medio del descenso crioscópico. ∆Tf = Kf m ∆Tf = T0f (congelación del solvente) – Tf (congelación de la solución)

Kf = Constante crioscopica molal del solvente m = Concentración molal o molalidad. La concentración molal a su vez es igual n(soluto) mol m(soluto) g m = ------------------ = ----------------------------------- m(solvente) Kg (M(soluto) g/mol)(m(solvente) Kg) m(soluto) g ∆Tf = Kf ------------------------------------ (M(soluto) g/mol)(m(solvente) Kg)

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Donde: m(soluto) = masa del soluto (g) m(solvente) = masa del solvente (Kg) M(soluto) = masa molar del soluto (g/mol) De la última ecuación se calcula la constante crioscópica del solvente

OBJETIVO GENERAL

Medir la temperatura de congelación (fusión) de un solvente y la temperatura de congelación (fusión) de una solución hecha con el mismo solvente, determinando la constante crioscópica del solvente.


1 Tubo de ensayo grande Termómetro de laboratorio Pinzas Alambre de cobre Mechero Soporte universal Espátula

Balanza Naftaleno Azufre Tapón de goma Agitador de alambre Beaker de 250mL

METODOLOGÍA

Adaptada de: http://www.fi.uba.ar/materias/6302/TP4.pdf 1. Arme el aparato necesario para la experiencia (figura 3). Considere que la escala del termómetro comprendida en el rango de 70-100°C, quede perfectamente visible.

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Diseño: LQ. Rodríguez, Figura 3. Montaje necesario para la práctica 5 Johny 2008

2. Pesar aproximadamente 5g de naftaleno con una aproximación 0,1 g. Verter

con sumo cuidado la masa de naftaleno en el tubo. 3. Colocar el tubo en un baño de agua caliente hasta que el naftaleno funda

totalmente (controlar que el nivel de agua quede por encima del nivel del naftaleno contenido en el interior del tubo).

4. Luego de observar la fusión, retirar el tubo del baño y dejar que el naftaleno se

enfríe gradualmente, mientras se agita continuamente. 5. Leer la temperatura cada 15 segundos, comenzando alrededor de los 85°C. 6. Observar el inicio de la cristalización y medir la temperatura a los intervalos

preestablecidos, hasta que el naftaleno solidifique. 7. Colocar nuevamente el mechero bajo el vaso de precipitados y ajustar la llama

de manera tal que conserve la temperatura del baño María caliente. 8. Pesar aproximadamente 0,5 g de azufre finamente pulverizado (la presencia de

partículas grandes dificulta la disolución posterior del azufre). 9. Cuando el naftaleno este completamente fundido, quitar con precaución el

conjunto tapón - termómetro - agitador, y cuidadosamente verter todo el azufre en el naftaleno fundido.

10. Colocar nuevamente el conjunto tapón – termómetro - agitador y agitar

vigorosamente hasta que el azufre se haya disuelto. Esta operación se realiza

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rápida y fácilmente si el azufre usado está finamente pulverizado, de lo contrario, puede resultar dificultosa.

11. Una vez lograda la disolución del azufre por completo, retirar el tubo del baño.

Con agitación continua medir la temperatura, a partir de 83°C, a intervalos de 15 segundos hasta que aparezcan los primeros cristales de naftaleno y que la solución quede totalmente solidificada.

Limpieza del dispositivo empleado

a. Para proceder a la limpieza del aparato, colocar el tubo con tapón incluido en el baño de agua caliente nuevamente hasta lograr la fusión de la solución.

b. Quitar con cuidado el conjunto tapón – termómetro - agitador y volcar la solución fundida sobre un papel. ¡No arrojar la solución fundida a la pileta del laboratorio!

c. Para eliminar los restos de solución adheridos al tubo, termómetro, etc., colocar éstos en un baño de agua a 90°C. No calentar directamente; en primer lugar, tener en cuenta que los vapores de naftaleno son inflamables; en segundo lugar, recordar que si se eleva la temperatura del termómetro por encima de los 100°C, este se rompe.

CÁLCULOS I. Determinar la masa molar del azufre En primera instancia se mide el punto de solidificación del solvente (naftaleno) puro. Luego, se disuelve una determinada masa de azufre en una determinada cantidad de naftaleno. Experimentalmente se mide el punto de solidificación de la solución formada. Como Kf es 7,0ºC/m, a partir del valor experimental hallado para ∆Tf se calculará m (molalidad). Por definición, molalidad es: m = 1000 x g2 g1 x M2 Donde:

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g2 = masa de soluto (azufre). g1 = masa de solvente (naftaleno). M2 = masa molar del azufre, es decir:

M2 = (1000 x g2) / (m x g1) Dado que g2, g1 y m se conocen, se puede calcular M2 Por lo tanto la atomicidad del azufre será: Atomicidad = M2/Ar2 = M2/32,06 Masa de naftaleno (g1) ____________ Masa de azufre (g2) _______________ Temperatura de solidificación del naftaleno (T0f) ______________ Temperatura de solidificación de la solución (Tf) ____________________ Descenso del punto de solidificación ATf = (T0f – Tf) __________________ Molalidad de la solución m = (∆Tf / Kf) ______________________ Masa molar del azufre = 1000 x g2 / m x g1 = ________________ Masa atómica del azufre (tabla periódica) = __________________ Atomicidad del azufre en solución = M2 / A2 = ____________________ Error absoluto = Atomicidad del azufre - 8 = _______________________ Error relativo porcentual = (Error absoluto / 8) x 100 = ______________ II. Gráficas de enfriamiento Complete la siguiente tabla con los datos que haya tomado:

Tabla 5. Resultados experimentales práctica 5

Tiempo (s)

TemperaturaNaftaleno

(°C)

Temperatura solución naftaleno - azufre

(°C)

1. Grafique las curvas de enfriamiento del naftaleno y de la solución (temperatura

vs. tiempo). T (eje Y), t (eje X)

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PRÁCTICA 5B

PROPIEDADES COLIGATIVAS

NOTA SE INCLUYE ESTA METODOLOGÍA COMO ALTERNATIVA DE LA ANTERIOR. DEPENDE DE LA

DISPONIBILIDAD DE REACTIVOS EN EL LABORATORIO. MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS

1 Tubo de ensayo grande Termómetro de laboratorio Pinzas Alambre de cobre Mechero Soporte universal Espátula Balanza Acetamida, CH3CONH2 Alcanfor, C10H16O Agitador de alambre Beaker de 250mL

METODOLOGÍA

1. Arme el aparato necesario para la experiencia (figura 3)

2. Pese 10 g de acetamida y colóquelos en el tubo de ensayo

3. Asegure el tubo de ensayo a un soporte universal (figura 3)

4. Coloque el termómetro dentro del tubo de ensayo por encima de la acetamida

5. Inicie el calentamiento

6. Tan pronto como la acetamida se funda sumerja el termómetro con un

alambre de cobre ensamblado como muestra la figura 3 y registre la temperatura lo más rápido posible. No permita que la temperatura de la acetamida suba por encima de los 90°C

7. Cuando la acetamida alcance los 90°C, detenga el calentamiento

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8. Registre la temperatura de enfriamiento de la acetamida cada 10 segundos,

agitando al mismo tiempo el alambre de cobre ensamblado en el termómetro. Tenga cuidado de no romper el termómetro o el tubo de ensayo.

9. Una vez frío el tubo de ensayo, pese 0.0050 mol de alcanfor y deposítelos

en él, sobre la acetamida del paso anterior.

10. Vuelva a fundir el contenido del tubo hasta que el alcanfor se disuelva totalmente. La mezcla debe ser calentada hasta unos 90°C.

11. Tome lectura del enfriamiento de la solución cada 10 segundos, agitando constantemente hasta unos 4 o 5 minutos después de que haya empezado la cristalización. Reporte los datos en una tabla similar a la número 5.

OPCIONAL

a. Una vez enfriada la mezcla anterior agregue nuevamente 0.0050 mol de alcanfor (la mezcla contendrá ahora 0.010 mol del soluto).

b. Caliente la mezcla hasta 90°C como lo hizo anteriormente y registre la

temperatura de enfriamiento cada 10 segundos.

CÁLCULOS Y RESULTADOS I. Calcule la constante crioscópica de la acetamida

1. Determine la masa molar del alcanfor a partir de su fórmula molecular y luego calcule los gramos en 0,005moles.

2. Calcule la molalidad las soluciones realizadas.

3. Calcule la constante crioscópica de la acetamida.

∆Tf = Kf m ∆Tf = T0f (congelación del solvente) – Tf (congelación de la solución)

Kf = Constante crioscopica molal del solvente m = Concentración molal o molalidad. La concentración molal a su vez es igual n(soluto) mol m(soluto) g m = ------------------ = ----------------------------------- m(solvente) Kg (M(soluto) g/mol)(m(solvente) Kg)

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m(soluto) g ∆Tf = Kf ------------------------------------ (M(soluto) g/mol)(m(solvente) Kg) Donde: m(soluto) = masa del soluto (g) m(solvente) = masa del solvente (Kg) M(soluto) = masa molar del soluto (g/mol) De la última ecuación se calcula la constante crioscópica del solvente II. Gráficas de enfriamiento Complete la siguiente tabla con los datos que haya tomado:

Tabla 5b. Resultados experimentales práctica 5b

Tiempo (s)

Temperaturaacetamida

(°C)

Temperatura solución acetamida – 0,0050 mol

de alcanfor (°C)

1. Grafique las curvas de enfriamiento del acetamida y de la solución

(temperatura vs. tiempo). T (eje Y), t (eje X) PRECAUCIÓN Si calienta demasiado la acetamida se puede descomponer en sustancias toxicas. PREGUNTAS

1. Mencionar otro método similar al empleado en la práctica que permita determinar la masa molar de un soluto en solución diluida. Ampliar y explicar.

2. Resolver los siguientes problemas

a. Cuando se disuelve 15,0 g de etanol (CH3CH2OH) en 750 g de ácido fórmico, el punto de congelamiento de la solución es 7,20°C. Sabiendo que el punto de congelamiento del ácido fórmico es 8,40°C, calcular Kc para el ácido fórmico.

Rta: 2,76 °C/m

b. ¿Cuál es el punto de ebullición normal de una solución de sacarosa C12H22O11, 1,25 m sabiendo que Ke del agua pura es 0,512 °C/mol?

Rta: 100,64°C

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PRÁCTICA 6

CARACTERIZACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES. MEDICIONES DE pH

La teoría de Brönsted - Lowry define los ácidos como las sustancias que donan iones hidronios, H30+ (protones) y las bases como las sustancias que reciben iones hidronios. De esta manera, solo existe el ácido, si la base está presente y viceversa.

MARCO REFERENCIAL

Según la teoría de Brönsted - Lowry la ecuación general para una reacción ácido – base, se puede escribir así:

HA + H2O H3O+ + A-

Ácido I Base II Ácido II Base I

En esta ecuación A- es la base conjugada de HA. Por otro lado H30+ es el ácido conjugado de H2O.

Los ácidos y bases se clasifican en fuertes y débiles. Los ácidos y bases fuertes son aquellas sustancias que se disocian (ionizan) totalmente. Para los ácidos fuertes, la concentración de iones hidronios es muy grande.

Los ácidos y bases débiles son las sustancias que en soluciones acuosas se disocian (ionizan) parcialmente. Para los ácidos débiles la concentración de iones hidronios (H3O+) es muy pequeña. Un ácido de Brönsted-Lowry donará iones hidronios (H3O+) a cualquier base cuyo ácido conjugado sea más débil que el ácido donante.

Se define el pH como el logaritmo decimal negativo de la concentración de los iones hidronios.

pH = - log [H3O+]

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Las soluciones acuosas de ácidos tienen un pH < 7 y las soluciones básicas un pH > 7 y las soluciones neutras pH = 7

Un indicador ácido-básico es un ácido débil que cambia de color cuando pierde iones hidronios. Por ejemplo, la fenolftaleína, que representaremos como HPhth, es un indicador que cambia de incolora (en medio ácido) a rosado intenso (en medio básico).

HPhth + OH- Phth- + H2O

Incoloro Rosado

En una solución neutra las dos formas de la fenolftaleína HPhth (incolora) y Phth-

(rosada) se encuentran en equilibrio y predomina la incolora. El pH en el cual un indicador cambia de color depende de su fuerza ácida.

En esta experiencia se pretende observar el comportamiento de los ácidos, bases, y productos caseros, utilizando una serie de indicadores.

El cambio de color será la evidencia de la presencia de un medio ácido o básico. Para medir el valor exacto del pH de una solución o producto, se utiliza un pH-metro.

OBJETIVO GENERAL

Caracterizar una solución como ácida o básica utilizando un indicador ácido-básico, estimando su pH.


20 tubos de ensayos Gradilla Frasco lavador pH metro (opcional) Ácido clorhídrico (HCl) 0,1 M Ácido acético (CH3C00H) 0,1 M Amoniaco (NH3) 0.1 M Hidróxido de sodio (Na0H) 0.1 M Agua destilada

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INDICADORES

Rojo de metilo Azul de bromotimol Fenolftaleína Papel indicador universal Azul de timol

Materiales caseros (llevados al laboratorio por cada grupo)

Jugo de limón Vinagre Café Leche Antiácido (sal de frutas o alka-seltzer) Gaseosa Blanqueador Otros

METODOLOGÍA

1. En cinco tubos de ensayos limpios y marcados vierta por separado 2mL de cada una de las siguientes soluciones: ácido clorhídrico 0.1 M; ácido acético 0.1 M; amoniaco 0.1 M, hidróxido de sodio 0,1; agua destilada.

2. Agregue una gota de rojo de metilo a cada uno de los 5 tubos de ensayo.

Agite. Registre el color final de la solución y estime el pH de la solución. 3. Repite para nuevas muestras de solución los procedimientos anteriores para

cada uno de los indicadores. 4. Utilice cada uno de los indicadores para estimar el pH de cada una de las

sustancias de uso domiciliario; para ello tenga en cuenta la siguiente tabla en la que se da una lista de algunos indicadores ácidos básicos y el intervalo de pH en el cual cambia de color.

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Tabla 6. Valor de pH de cambio de color de algunos indicadores.

Indicador Color 1 Color 2 Intervalo de cambio

de color (pH)

Azul de timol

(Primer cambio) Rojo Amarillo 1,2 ‐ 2,8

Azul de timol

(Segundo cambio) Amarillo Azul 8,0 ‐ 9,6

Azul de bromofenol Amarillo Azul 3,1 ‐ 4,4

Rojo de clorofenol Amarillo Rojo 4,8 ‐ 6,4

Rojo de cresol Amarillo Rojo 7,2 ‐ 3,8

Fenolftaleína Incoloro Rojo 8,3 – 10

Alizarina amarilla Amarillo Rojo 10 – 12,1

Anaranjado de metilo Rojo Amarillo 3,1 – 4,4

Rojo de metilo Rojo Amarillo 4, 2 – 6,3

Azul de bromotimol Amarillo Azul 6 – 7,6

5. Compruebe el pH de todas las soluciones utilizando el pH-metro (OPCIONAL)

RESULTADOS

1. Registre sus datos en tablas similares a las números 7 y 8.

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Tabla 7. Reacciones con soluciones estándar

Indicador pH

Solución Rojo de

metilo

Fenolfta leína

Azul de Bromoti

mol

Azul de timol

Papel indicador universal

Estimado

pHmetro

(OPCIONAL)

HCl 0.1 M

Ácido acético

0.1M

Amoniaco 0.1M

Hidróxido de sodio

0.1M

Agua destilada

Tabla 8. Reacciones con soluciones caseras

Indicador pH Solución casera

Rojo de

metilo

Fenolftaleína

Azul de Bromoti

mol

Azul de timol

Papel indicador universal

Estimado

pHmetro

(OPCIONAL)

2. Compare el pH del ácido clorhídrico y el del ácido acético 3. Compare el pH del amoniaco con el del hidróxido de sodio 4. Compare el valor del pH de las diferentes soluciones caseras

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PRECAUCIONES

Cumpla las normas de seguridad cuando trabaje con ácidos y bases. No inhale el amoniaco.

PREGUNTAS

1. Explique la diferencia del valor del pH entre el ácido clorhídrico y el ácido acético, entre el amoniaco y el hidróxido de sodio y entre las soluciones caseras. ¿Qué puede concluir?

2. Calcule el pH de la solución de HCl 0,1 M (ácido fuerte)

3. Calcule el pH de la solución 0,1M de ácido acético (Ka = 1,8x10-5)

4. Calcule el pH de la solución de NaOH 0.1 M (base fuerte)

5. Calcule el pH de la solución de NH4OH 0.1 M (Ka = 1,75x 10-5)

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PRÁCTICA 7

REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS

OBJETIVO GENERAL

Identificar y diferenciar diferentes tipos de reacciones químicas.

METODOLOGÍA

1. Observar cuidadosamente cada una de las reacciones que se describen a continuación.

2. Escribir la ecuación química balanceada, clasificar la reacción y determinar si

hay o no transferencia de electrones.

Reacción 1

1. Anote la temperatura ambiental 2. Coloque en un tubo de ensayo oxido de calcio (aproximadamente 0,5g) 3. Añada un 2mL de agua y tome la temperatura 4. Agite con cuidado (evite romper el termómetro) 5. Observe y registre sus observaciones

CaO + H2O ?

Reacción 2

1. Coloque en el beaker 0,5g de Hidróxido de Bario agregue 2,5mL de H2O, agite con una varilla para disolver el hidróxido.

2. Tome la temperatura ambiental y la de la solución. 3. Agregue 0.5g nitrato de amonio agite. 4. Tome de nuevo la temperatura. 5. Observe y registre sus observaciones

Ba(OH)2 + NH4NO3 ?

Reacción 3

1. En un tubo de ensayo tomar 2mL de agua, luego agregue 0.5g de acetato de plomo, agite. Observe el color de la solución.

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2. En otro tubo de ensayo prepare, siguiendo la misma técnica, una solución

de yoduro de potasio. Tome 2mL de agua, luego agregue 0.5 de yoduro de potasio. Observe el color de la solución.

3. Vierta el contenido de ambos tubos en un vaso de precipitados de 50mL 4. Observe y registre sus observaciones

(CH3COO)2Pb + KI ?

Reacción 4

1. En un vaso de precipitados colocar 2mL de una solución de sulfato de cobre

2. Acidular la solución con 3 gotas de ácido sulfúrico concentrado 3. Adicionar al vaso una granalla o una lámina de zinc 4. Deje reposar 5. Observe y registre sus observaciones

Reacción 5

1. En un tubo de ensayo coloque una pequeña cantidad de óxido de mercurio, observe el color de la muestra.

2. Caliente fuertemente en la llama del mechero el tubo con la muestra. Al

mismo tiempo acerque una astilla de madera con un punto de ignición, a la boca del tubo. Observe lo que ocurre.

3. Vierta el residuo en una cápsula de porcelana. Observe cuidadosamente

las paredes del tubo y el residuo. 4. Registre sus observaciones.

RESULTADOS

1. Identifique cada una de las anteriores reacciones (clasifíquelas según su tipo). 2. Escriba las ecuaciones químicas de cada reacción. 3. Diga cual de las anteriores reacciones es de oxido – reducción y por qué (Para

determinar si son de oxido reducción debe determinar el número de oxidación de los elementos y decir cual compuesto se redujo y cual se oxidó)

PRECAUCIÓN El nitrato de amonio debe estar alejado del fuego y de fuentes de calor porque es un agente oxidante muy poderoso.

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PRÁCTICA 8

ESTEQUIOMETRIA - REACTIVO LÍMITE

En un cambio químico los reactantes reaccionan en relaciones estequiométricas molares. Es por esto que cuando la cantidad molar de uno de los reactantes se agota la reacción no prosigue. Esta sustancia se conoce con el nombre de reactivo límite o limitante. Las cantidades de los demás reactantes se encuentran en exceso.

Las evidencias de ocurrencia de una reacción química son: formación de gases; cambios de color, formación de precipitados, cambios de pH; calentamiento o enfriamiento.

En este trabajo se observarán las cantidades de carbonato de plomo (II), PbCO3, que se formarán como precipitado en la reacción del nitrato de plomo (II) Pb(NO3)2, con carbonato de sodio Na2CO3. La dependencia de las cantidades de PbCO3 formado a partir de las cantidades molares iníciales de los reactantes se determinará gráficamente.

OBJETIVO GENERAL

Determinar las relaciones estequiométricas molares de los reactantes de una reacción química, estableciendo con esto el reactivo limitante de la misma.


2 Pipetas (5mL)

Gradilla

16 tubos de ensayo

Pb(N03)2 0.25 M

Na2C03 0.25 M

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METODOLOGÍA

1. En tubos separados mida las cantidades de soluciones según la siguiente tabla:

Tabla 9. Cantidades de reactivo por tubo

Tubo de ensayo

Volumen Pb(NO3)2 0.25M

(mL)

Volumen Na2CO3 0.25M

(mL) 1 0.5 7.5 2 1.0 7.0 3 2.0 6.0 4 3.0 5.0 5 5.0 3.0 6 6.0 2.0 7 7.0 1.0 8 7.5 0.5

2. Mezcle, los contenidos de los tubos, según la numeración. Siempre en pares. Vierta el volumen mayor en el menor. Después de mezclar agite unos segundos el tubo, sin colocar el dedo en la boca del tubo. Deje reposar el tubo 10 minutos más.

3. Mida la altura del precipitado de carbonato de plomo PbCO3 en cada tubo. Registre esta altura en mm. Complete la siguiente tabla:

Tabla 10. Resultados experimentales práctica 8

Tubo de

ensayo

Volumen Pb(NO3)2

0.25M

(mL)

Volumen Na2CO3 0.25M

(mL)

Altura del precipitado

(mm)

Moles de Pb(NO3)2

0.25M

Moles de

Na2CO3 0.25M

Moles de PbCO3

producidos

Reactivo Límite

1 2 3 4 5 6 7 8

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4. A partir de los resultados determine el reactivo limitante.

CÁLCULOS

1. Determine los moles de Pb(NO3)2 y Na2CO3 en cada tubo 2. Dibuje una gráfica: altura del precipitado (eje y) de cada tubo contra el número

de cada tubo (eje x) 3. Dibuje una segunda gráfica: altura del precipitado (eje y) contra el número de

moles de Pb(NO3)2 y el correspondiente número de moles de Na2CO3 (eje x). 4. Establezca el reactivo límite en cada tubo, realice los cálculos necesarios.

PREGUNTAS

1. ¿Que propiedad de la reacción química controló la altura del precipitado del tubo 1 al 4?

2. ¿Cual fue el factor que controló la altura del precipitado del tubo 5 al 8? 3. ¿Cuando se mide la altura del precipitado que propiedad del precipitado se

esta midiendo?

PRECAUCIÓN

No vierta las soluciones de plomo en el desagüe.

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PRÁCTICA 9

ESTEQUIOMETRIA DE REACCIONES QUE INVOLUCRAN GASES Y SOLUCIONES

OBJETIVO GENERAL

Generar CO2 a partir de una reacción, determinando la cantidad de gas que se puede obtener.


Probeta 250mL Tubo con desprendimiento lateral y manguera Tapón de caucho Pipeta 5mL Espátula Vaso de precipitados de 100mL Vaso de precipitados de 1L Balanza Carbonato de calcio (CaCO3) Acido clorhídrico (HCl)

METODOLOGÍA

1. En un tubo con desprendimiento lateral unido a una manguera cuyo extremo va dentro de una probeta llena de agua colocada boca abajo sobre la cubeta también con agua (ver figura 4), colocar 1mL de una solución de ácido clorhídrico concentrado.

2. Tomar la temperatura y la presión ambiente del laboratorio en el que se realiza

la experiencia (p.ej.: en Bogotá la presión es 560mmHg). 3. Verter sobre el tubo 0,1g de CaCO3, sin que este haga contacto con el HCl

añadido antes.

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Figura 4. Montaje necesario para la práctica 9

4. Tapar el tubo con un tapón herméticamente. 5. Dejar mezclar los reactivos. 6. Una vez que empiece a desplazar el gas, este se va recogiendo en la probeta,

que previamente se ha llenado con agua y está invertida en la cubeta. El gas es CO2.

7. Leer el volumen recogido de CO2 (para esto es necesario determinar el

volumen inicial de aire contenido en la probeta). 8. Registre sus observaciones y resultados. 9. Repita el procedimiento variando la cantidad de CaCO3 que vierte, hágalo

también con 0,2g y 0,3g por separado. CÁLCULOS

1. ¿Cuál es la reacción que tuvo un mayor rendimiento en la generación de CO2?

2. ¿Determine el número de moles y de gramos de CO2 obtenidos en cada

caso?

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3. Calcule los gramos de CaCO3 que reaccionaron 4. ¿Qué cantidad de HCl puro se empleó (en moles)? 5. Suponiendo que el rendimiento de la reacción fue del 60%, ¿cuánto de HCl

puro se empleó (en moles)?

PREGUNTAS

1. ¿Por qué el gas se ubica en la parte superior de la probeta? 2. ¿A que hacen referencia las condiciones normales (CN) de un gas? 3. ¿Qué es volumen molar?

OPCIONAL Determinar la concentración de carbonato en una sustancia que lo contenga.

1. Averiguar que sustancias de su entorno contienen carbonato de calcio o de sodio

2. Llevar al laboratorio una de ellas para determinarle el porcentaje de pureza

(en carbonato de sodio o calcio), utilizando el procedimiento anterior

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FUENTES DOCUMENTALES

REFERENCIAS MUÑOZ C., José y MALDONADO S., Luis A. Modulo de Química General. UNAD, Bogotá. 2001. CIBERGRAFÍA Práctica 1

Normas de seguridad http://www.iespana.es/biolocos/ts/manual2.htm

Práctica 2 Laboratorio virtual El siguiente link se obtuvo de entrar en google a Principio de Arquímedes, y luego hacer clic en densidad de un sólido: http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/fluidos/estatica/aerometro/aerometro.htm#Medida%20de%20la%20densidad%20de%20un%20sólido

Práctica 3 Laboratorio virtual Sobre ley de Charles http://personal.telefonica.terra.es/web/jpc/gases/ley_charles.html

Determinación del cero absoluto y una práctica de la ley de Gay Lussac http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/estadistica/otros/cero/cero.htm#La%20escala%20Kelvin%20de%20temperaturas

Práctica 4 Preparación de soluciones http://www.juntadeandalucia.es/averroes/iesgaviota/fisiqui/practicasq/node8.html http://usuarios.lycos.es/ifob/preparacion_de_disoluciones.htm

Video sobre preparación de soluciones http://www.youtube.com/watch?v=ev3wTXmL-l8 (enlace suministrado por la tutora Nira Díaz del CEAD de Acacías), Práctica 5 Propiedades coligativas Determinación de la masa molar a partir del descenso del punto de solidificación

http://www.fi.uba.ar/materias/6302/TP4.pdf Práctica 6

http://pdf.rincondelvago.com/determinacion-del-ph.html Práctica 7

http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=54&l=s Prácticas 8 y 9 Teoría sobre estequiometria

http://www1.ceit.es/Asignaturas/quimica/Curso0/estequiometr%C3%ADa.htm

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ANEXO 1

Requisitos para realización de Laboratorio de Química General

Para asistir al laboratorio se deben cumplir algunas normas:

1. Inscribirse al laboratorio, lo mas pronto, en su respectivo CEAD o CERES

2. Asistencia obligatoria

3. Cumplir el horario establecido:

Ejemplo: En el JAG de Bogotá existen dos modalidades: o Tres (3) tardes: 2 pm a 8 pm o Fines de semana: Sábado 7 am – 7 pm

Domingo 7 am – 1 pm

4. Llevar al laboratorio a todas las sesiones:

Blusa blanca Cinta de enmascarar Fósforos Churrusco delgado para lavar frascos Trapo para limpiar el mesón Detergente (poca cantidad) Toallas de papel y jabón para las manos Guantes de cirugía Papel milimetrado Regla, lápiz

5. Preparar un preinforme que contenga

Número de la Práctica Título de la Práctica Objetivos Mapa conceptual sobre la teoría de la práctica,. Procedimiento en diagrama de bloques. Investigar sobre las preguntas que están al final de cada práctica.

El laboratorio se realiza en tres sesiones.

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Materiales que deben llevar a cada sesión. Primera Sesión Prácticas 1,2 y 3 Además de lo solicitado en el numeral 4 de este anexo,

Llevar (por cada pequeño grupo de laboratorio) aprox. 100 g. metales de tamaño pequeño, por ejemplo: puntillas pequeñas (acero), pedacitos de plomo, de cobre.

Segunda sesión

Prácticas 4, 5 y 6 Además de lo solicitado en el numeral 4 de este anexo, Llevar al laboratorio (una por grupo colaborativo, de acuerdo a lo que le indique su tutor de laboratorio):

100g de sal de cocina (ojalá refisal o similar que sea refinada); Diferentes sustancias caseras (aproximadamente 100 ml de cada una) a

las que se les pueda determinar el pH, entre ellas: Leche de magnesia, Alka zeltser, sal de frutas, gaseosa incolora, leche, vinagre,blanqueador, jugo de limón, de naranja, u otra que deseen determinarle el pH.

Tercera sesión

Prácticas 7, 8 y 9 Además de lo solicitado en el numeral 4 de este anexo,

Llevar alguna sustancia que contenga carbonatos, ejemplo: cáscara de un huevo, bicarbonato, alka zeltser, pastillas de carbonato de calcio, etc.

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ANEXO 2

GUÍA PARA LA PRESENTACION DE PREINFORME E INFORME DE LABORATORIO

Los informes de laboratorio tienen como objetivo principal comunicar los resultados de un estudio experimental a otras personas.. En el caso del laboratorio de química, el estudiante debe demostrar que ha hecho la conexión entre los conceptos aprendidos en el curso y la aplicación que ha realizado en el laboratorio. Para que el informe tenga un estilo y apariencia atractivos que invite a leerlo utilice estilos y tamaños de letra apropiados, márgenes adecuados, use espacio y medio entre líneas.

El preinforme de Laboratorio debe contener las primeras secciones del informe: Portada, Número y nombre de la práctica, objetivos, introducción, marco teórico y procedimiento (en diagrama de flujo)

El Informe de Laboratorio debe poseer como mínimo las siguientes secciones:

• Portada: La portada debe contener, Nombre de la Institución, Nombre del curso, Prácticas realizadas, Número de Grupo de Laboratorio, Número de grupo colaborativo (de laboratorio, no del aula), nombres de los integrantes del grupo colaborativo (de laboratorio, no del aula), Tutor del curso, fecha de realizado el experimento, fecha de entrega del informe, Ciudad donde realizó la práctica Cada práctica debe contener: • Número y Nombre de la práctica • Objetivos – En dos o tres oraciones se explica los objetivos del experimento. Es importante presentar claramente los objetivos ya que como parte de la conclusión se debe discutir si éstos se alcanzaron.

• Introducción – En esta sección se describe de forma resumida los conceptos relacionados al experimento, la importancia que éstos tienen, los métodos utilizados (además del que se utilizó) para este tipo de experimento, y cualquier otro aspecto general que sea de relevancia. La parte final de la introducción explica en resumen lo que se va a presentar en el resto del informe. • Marco teórico – En esta sección se presenta de manera ordenada y coherente aquellos conceptos fundamentales necesarios para entender los fundamentos del experimento realizado. Esta sección debe incluir las ecuaciones que se van a

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utilizar y una explicación de cómo se utiliza la data colectada en el experimento para hacer los cálculos de las propiedades que se van a determinar. • Procedimiento – En esta sección se describe el equipo utilizado y el procedimiento, el procedimiento debe ser lo suficientemente claro como para que otro estudiante pueda usarlo de guía para realizar el experimento (es aconsejable utilizar un diagrama de flujo para describirlo). Recuerde incluir “los cambios de última hora”. Y mencionan precauciones particulares para ese experimento. • Datos Experimentales – En esta sección se presentan de forma organizada los datos obtenidos en el laboratorio, sin haberles hecho ningún tipo de conversión o cálculo. Puede utilizar el formato de presentación que crea más apropiado. Es importante utilizar el número correcto de cifras significativas en cada valor reportado así como su incertidumbre (ejemplo, la masa de una pastilla de ácido benzoico medida en una balanza analítica podría ser 1.009 ±0.001). El número de cifras significativas dependerá de la precisión del instrumento utilizado para hacer las medidas. Recuerde que las cifras significativas incluyen un último dígito incierto. • Ejemplos de Cálculos – En esta sección incluya un ejemplo de todos los cálculos utilizando uno de sus conjuntos de datos. Incluya las unidades en todos los valores numéricos. • Resultados – Presente los resultados en el orden en que fueron calculados y obtenidos, de manera organizada. Por lo general se utilizan tablas cuando los cálculos son repetitivos para una o más variables independientes. Todas las tablas y figuras deben tener un número de referencia, ejemplo. Figura 1, Tabla I, etc.

• Gráficas – Todas las gráficas deben tener un título completo que describa lo que se presenta en la misma incluyendo el sistema (ejemplo, determinación de la densidad del plomo (calculado de la relación masa vs volumen). Los ejes de las gráficas deben estar rotulados incluyendo la propiedad y las unidades utilizadas (ejemplo, Temperatura (K)). Debe seleccionarse la escala de los ejes de manera que la gráfica presentada (línea o curva) cubra la mayor parte del espacio.

• Tablas – Las tablas son muy útiles para presentar grandes cantidades de datos o resultados, especialmente cuando los resultados guardan una relación entre sí. Por ejemplo, si a un líquido puro se le mide la masa y el volumen en múltiples ocasiones y con estos valores se calcula la densidad, entonces es conveniente presentar todos estos resultados en una misma tabla. Recuerde que todas las tablas deben tener un título y un número. Debe especificarse en la parte superior de las columnas la cantidad que se está tabulando, las unidades y la incertidumbre de los valores tabulados.

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• Análisis y discusión de resultados – La discusión es la parte más importante del Informe de Laboratorio ya que en ella el estudiante demuestra que tiene dominio del experimento realizado y de los principios en los cuales éste está basado (Por ejemplo La discusión debe centrarse en una explicación del comportamiento observado para el sistema estudiado utilizando como fundamento para estas explicaciones la determinación del volumen en sólidos irregulares por desplazamiento de un líquido). En la discusión no sólo se analizan los resultados sino que se discute las implicaciones de los mismos. Se pueden utilizar en la discusión comparaciones con sistemas similares como una manera de validar los resultados observados. En el caso de que se estudien dos o más sistemas, se debe discutir las razones para las diferencias o similitudes observadas. Es importante además discutir las limitaciones del diseño del experimento y la propagación de error en las ecuaciones utilizadas. Haga siempre una búsqueda de valores reportados en la literatura para compararlos con los valores obtenidos en el experimento. Sin embargo recuerde que los valores de la literatura son el resultado de otros experimentos y no deben tomarse como verdaderos. Por lo tanto, calcule y reporte un por ciento de diferencia y no un por ciento de error. Debe presentar en la sesión de referencias la fuente de donde obtuvo los valores teóricos.

• Cuestionarios. Responder las preguntas de los cuestionarios que se incluyen el la práctica

• Conclusión – En esta sección se resumen brevemente los aspectos más importantes de los objetivos del experimento. Además se discute brevemente la importancia del experimento.

• Referencias – Debe incluir todas las referencias utilizadas y citadas a través del informe. Existen muchos estilos para citar referencias utilizar el mismo estilo en todo el informe (sea consistente). Un estilo usado frecuentemente es el estilo de la A.P.A. (Amerincan Psychological Association) sobre el cual puede obtener información en el siguiente enlace: http://www.capitalemocional.com/apa.htm.

Recuerde que un trabajo científico se juzga por la calidad de sus reportes, informes, y artículos.

2. Algunas normas para la redacción del informe (2)

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Un pensamiento debidamente elaborado, abre la puerta a una expresión

también debidamente elaborada.

Al ser el medio escrito una forma de comunicación dentro del ambiente científico, es necesario que el estudiante se entrene en su redacción. El informe de laboratorio no es una carga adicional al trabajo experimental, él es una comprobación de su dominio del tema, su conocimiento sobre el desarrollo del trabajo y de su capacidad selectiva y organizativa.

Debe cuidar su claridad, precisión y concisión, respetando las normas del idioma español. Debe buscar que su escrito tenga mérito científico y literario.

Para facilitar esa redacción se le sugiere tener en cuenta las siguientes recomendaciones:

a) Tenga en cuenta los objetivos previstos y escriba las principales ideas en la forma en que vayan apareciendo y deje espacios en blanco para concretar aspectos, reforzar ideas o ampliar información.

b) Escriba siempre en tercera persona y elimine los pronombres personales cuando quiera indicar sus propios aportes.

c) Verifique permanentemente los tiempos de los verbos; como se trata del reporte de un trabajo ya realizado, éstos deben estar en tiempo pasado.

d) En las descripciones se debe escudriñar y detallar la estructura misma de los hechos y objetivos para dejarlos en forma clara y precisa, eliminando lo vano y metafórico, haciendo uso adecuado de las palabras y evitando el exceso de las mismas dentro de un mismo párrafo empleando los sinónimos adecuados.

e) La claridad que se tenga sobre el material que escribe permite la correcta comprensión e interpretación del mensaje por parte del lector. Un escrito ininteligible indica un pensamiento confuso e imperfecto y con profundos vacíos conceptuales por parte de quien lo escribe.

f) Al escribir tenga en cuenta a su lector, no crea que él lo sabe todo o es un neófito en el tema; déle los elementos necesarios para que lo pueda comprender e interpretar, como usted desea que el entiendan su escrito. Seleccione adecuadamente el material y sea equilibrado en el empleo del lenguaje técnico; entregue un mensaje completo y coherente en cada una de sus partes y entre ellas.

g) Organice el material en forma sistemática, secuencial y que mantenga la coherencia interna (relaciones entre frases, entre párrafos y entre los de análisis y los que contienen las conclusiones). Permita a su lector le siga mentalmente en la forma como obtuvo sus resultados (cuáles fueron los

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supuestos teóricos usados, qué métodos empleó para su comprobación, qué resultados obtuvo, cómo los evaluó, cómo resolvió el problema, cómo se pueden aplicar a otros problemas semejantes).

Referencia Bibliográfica

1. Cruz, Astri J. Preparación de informes de laboratório. Departamento de Química, Recinto Universitario de Mayagüez. Universidad de Puerto Rico

URL: http://blogs.uprm.edu/quim4101/guias-para-la-preparacion-de-informes-de-laboratorio/

2. Guerrero, José H. (2005). Módulo Química Orgánica. UNAD. Bogotá Colombia

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