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Guías de Química General IES

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA

FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA

DEPARTAMENTO DE QUIMICA

QUIMICA GENERAL

GUIA DE LABORATORIO INTRODUCTORIA

CONOCIMIENTO DEL MATERIAL DE LABORATORIO Y SU USO.

I. INTRODUCCION

La química como ciencia eminentemente práctica, está fundamentada en resultados experimentales.

Estos resultados experimentales cuidadosamente controlados se realizan en lugares especiales y apropiados

llamados laboratorios. Un experimento es un proceso controlado que se realiza en condiciones bien

específicas de un fenómeno para investigar sus leyes ó causas, ó bien demostrar una ley general.

Experimentar: Es hacer prácticas de laboratorio para descubrir o demostrar ciertos fenómenos o principios

científicos; por consiguiente, un practicante de laboratorio de química debe saber exactamente a que llega y

para ello debe prepararse de antemano con esmero, estudiando anticipadamente la guía de laboratorio.

Todo buen estudiante de química debe ser prudente, ordenado y nítido en sus prácticas de laboratorio y pensar

que su trabajo es una labor de investigación por lo tanto debe considerarla como un trabajo muy serio.

Esta práctica tiene por objeto que el alumno conozca los aparatos de uso más corriente que va a emplear

durante el curso, así como la utilidad de cada uno de ellos. El profesor le mostrará el material y explicará el

uso más frecuente.

II. USO DEL MATERIAL DE LABORATORIO

1. Tubos de ensayo. Sirven para mezclar líquidos, para calentarlos, etc. Son los aparatos más corrientes e

imprescindibles.

2. Cilindro graduado o probeta. Para medir volúmenes de líquidos. No se calientan ni se realizan en ellos

reacciones de tipo químico.

3. Pipeta graduada. Para medir exactamente pequeños volúmenes de líquidos.

4. Bureta. Para medir exactamente volúmenes de líquidos y realizar titulaciones de ácidos y bases.

5. Tubos de seguridad rectos o curvos. Se emplean en los generadores de gases para regular la presión

dentro del aparato.

6. Retorta. Para la destilación seca (de materiales sólidos, madera, hulla, etc), y para preparar productos

químicos corrosivos (bromo, ácido nítrico, etc).

7. Matraz de fondo plano, corriente o de Florencia. Para construir generadores (aparatos donde se realiza

una reacción química); para hervir o calentar líquidos.

8. Matraz cónico, Erlenmeyer o Fiola. Para disolver sólidos en líquidos, lavar gases y realizar titulaciones.

9. Matraz aforado. Para preparar volúmenes exactos de soluciones de concentraciones.

10. Balón de destilación. Para destilación simple y fraccionada. Para obtener agua destilada en el laboratorio.

11. Vaso de precipitado o Beakers. Para reacciones químicas de precipitación, calentar o hervir líquidos.

12. Cuba hidroneumática. Complemento de un generador de gases, para recoger el gas por desalojamiento

del agua.

13. Refrigerante. Se emplea para condensar los vapores de un líquido durante la destilación.

14. Vidrio de reloj. Para evaporar gotas de líquidos, tapar vasos precipitados.

15. Cápsula de porcelana. Para evaporar y concentrar soluciones.


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16. Crisol de porcelana. Para calentar al rojo o fundir cuerpos sólidos.

17. Triángulo de arcilla. Para soporte de crisoles durante el proceso de calentamiento.

18. Mortero. Para triturar y desmenuzar sustancias.

19. Rejilla metálica o malla de asbesto. Para colocar el material de vidrio durante el calentamiento.

20. Soporte universal. Para fijar el material de vidrio en el montaje de los generadores.

21. Cuchara de combustión. Para combustiones en pequeña escala.

22. Trípode. Soporte para calentar vasos de precipitados, Erlenmeyer, cápsulas de porcelana, crisoles.

23. Embudos. Pueden ser de vidrios, porcelana, plástico y se emplean para las filtraciones.

24. Gradilla. Soporte especial, metálico o de madera, para colocar en ella los tubos de ensayos.

III. AL ESTUDIANTE

Las consideraciones que se dan a continuación permitirán al estudiante comprender la utilidad de las prácticas

de laboratorio y las normas que deberá tener presente:

1. Una de las mejores formas de aprender es practicando. Está comprobado que al cabo de un cierto tiempo

recordamos solamente de un 10 a un 20% de lo que oímos, un 20 o 40% de lo que vemos y sin embargo,

recordamos del 60 al 80 % de lo que hacemos.

2. Debe tenerse presente que la llegada al laboratorio es puntual, es decir, a la hora fijada, pues el continuo

entrar y salir, distrae y molesta a sus compañeros.

3. No olvide que el laboratorio es centro de estudio y no de distracción. Procure hablar lo menos posible. El

buen comportamiento demuestra una buena educación.

4. Antes de comenzar la práctica debe de familiarizarse con el material de laboratorio que tiene en su

equipo; si falta algo, no lo tome por su cuenta, comuníquelo a sus profesores.

5. No deje sobre las mesas del laboratorio las prendas personales y los libros. Ello quita espacio para

trabajar y pueden dañarse con los reactivos. Sólo deben estar sobre las mesas los aparatos que está

usando.

6. Debe acostumbrarse a practicar todos los experimentos, con pequeñas cantidades de sustancias. Los

reactivos sacados del frasco y que no se hayan usado, no deben de verterse de nuevo en aquellos, ya que

el contenido puede contaminarse. Por consiguiente, las cantidades de reactivos que se saquen, deben de

ser las necesarias, para no desperdiciarlas.

7. Los frascos de reactivos deben de colocarse en su sitio inmediatamente después de usarlos.

8. No use nunca una sustancia sin estar seguro que es la indicada en la práctica, pues ello le podría

ocasionar un accidente.

9. Las materias sólidas inservibles, como fósforos, papel de filtro, etc, y los reactivos insolubles en agua,

deben depositarse en el recipiente adecuado y en ningún caso, en la pila.

10. Los mecheros que no se estén usando, deben apagarse o reducir la llama al mínimo.

11. Cuando se caliente una sustancia en un tubo de ensayo, el extremo abierto del mismo no debe dirigirse

hacia ninguna persona cercana.


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12. Los aparatos calientes deben manejarse con cuidado, y para ello deben usarse pinzas y otros utensilios

adecuados.

13. Los reactivos corrosivos, como ácidos y álcalis fuertes, deben de manejarse siempre con precaución,

especialmente cuando están concentrados o calientes.

14. Cuando opere con sustancias inflamables es necesario asegurarse siempre, antes de abrir el frasco, de que

no hay llamas próximas.

15. En caso de heridas, quemaduras, etc., informe inmediatamente.

16. Al terminar la práctica, la mesa debe quedar limpia y sin aparatos, y las llaves del agua y gas deben

dejarse bien cerradas.

17. Todo alumno debe de traer su guía de laboratorio, tomar los datos de la práctica, y cualquier duda

consúltela a su profesor.

18. Lea cuidadosamente el contenido de la práctica que le corresponde antes de llegar al laboratorio. Esté

siempre seguro de lo que va a hacer.

E V I T E S I E M P R E

1. Colocar artículos de vidrio calientes en superficies frías o mojadas.

2. Limpiar los artículos con cepillos gastados de tal manera que las partes metálicas del cepillo no toquen el

vidrio.

3. Calentar vasos de vidrio que tengan ralladuras de consideración.

4. Mezclar ácido sulfúrico con agua en una probeta, pues el calor resultante de la mezcla puede quebrar la

base de su probeta.

5. Almacenar soluciones alcalinas en buretas o matraces ya que los tapones o válvulas se pueden atascar.

6. Succionar ácidos o álcalis fuertes en las pipetas con la boca.

ARTICULOS DE VIDRIO

1. Ajuste el mechero para obtener una llama larga y suave, la que dará un calentamiento lento y uniforme.

2. Ajuste el anillo de sustentación o el tornillo de fijación que soporte el artículo de vidrio para que la llama

toque a éste por debajo del nivel del líquido. Ponga un tejido de alambre en el anillo para obtener la

difusión de la llama.

3. Caliente los líquidos lentamente y gire continuamente los tubos de ensayo para evitar la concentración del

calentamiento en un área determinada.

4. Observe con atención los ensayos de evaporación para poder remover los vasos de la llama en el

momento que ésta operación se ha completado.

5. Lave con cuidado, después de los ensayos, las pipetas, buretas y probetas sin golpear las puntas de éstas

en el laboratorio o en el lavamanos.


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6. Deje enfriar lentamente los vasos que han sido sometidos a calentamientos.

7. Lave, tan pronto como sea posible, aquellos artículos que han estado en contacto con soluciones

concentradas, o han contenido caldos de cultivos. Si no los puede someter a una limpieza total inmediata,

déjelos sumergidos en agua con detergente.

8. Deje separadas las juntas y válvulas esmeriladas después de su uso, para evitar su atascamiento.

9. Moje los tubos de vidrio antes de introducirlos en tubos o tapones de gomas y, como precaución

adicional, tómelos con un trapo.

10. Inserte una cinta de papel en las juntas esmeriladas cuando no estén en usos.

11. Utilice tenazas para remover los vasos de las fuentes de calor.

12. Proteja con goma las varas de agitar soluciones para evitar el rayado de la parte interior de los vasos.

13. Cuando almacene los artículos de vidrio trate de que no estén en contacto entre sí.


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QUIMICA GENERAL

GUIA DE LABORATORIO Nº 1

TEMA : "TECNICAS DE SEPARACION Y MEDICION DE VOLUMENES"

TIEMPO : 1 HORA

I. INTRODUCCION

Desde el punto de vista químico un sistema puede ser homogéneo cuando forma una mezcla de varias

sustancias en las cuales no se aprecia una superficie de separación entre unas y otras, lo cual constituye una

fase. Por ejemplo, una disolución de azúcar en agua.

Los sistemas heterogéneos se consideran como un conjunto de sustancias, o estados de la misma sustancia,

con una superficie de separación apreciable. Por ejemplo, la mezcla de agua y aceite, donde se aprecian dos

fases. Se entiende por fase de un sistema, todo medio homogéneo que lo constituye. También pueden existir

sistemas con más de dos fases.

Los gases constituyen una fase, por ser medios homogéneos. Los líquidos miscibles por ejemplo, agua y

alcohol, también forman una fase. Los líquidos no miscibles por ejemplo agua y éter, forman dos fases.

Una mezcla es la unión de dos o más sustancias simples o compuestas en porciones múltiples o variables y en

las cuales todas sus propiedades permanecen constantes.

Para la separación de los componentes de una mezcla se pueden llevar a cabo procedimientos físicos, ya sean

mecánicos o térmicos, los que detallan en el cuadro Nº 1.

Para la medición de volúmenes utilizamos diversos instrumentos, tales como la pipeta y la bureta, estas

sirven para medir volúmenes vaciando el contenido; mientras que la probeta, sirve para medir volúmenes

llenando el recipiente con la sustancia correspondiente.

Los instrumentos utilizados en la medición de volúmenes están fabricados de diferentes materiales bajo

normas de calidad. Algunas de estas especificaciones aparecen en la parte exterior de estos instrumentos de

laboratorio y se deben de tomar en cuenta, al igual que las condiciones ambientales, cuando se realiza la

medición.

CUADRO Nº 1

TIPOS DE MEZCLA TECNICAS DE SEPARACION

Separación de sólidos. Tamizado, Levigación

Separación de sólido y líquido. Decantación, Filtración, Centrifugación, Sifón, Evaporación.

Separación de líquidos no miscibles. Sifón, Pipeta, Embudo de separación.

Separación de líquidos miscibles. Destilación simple, Destilación fraccionada.

Separación de gases. Licuefacción.


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II. OBJETIVOS

1. Establecer las diferencias entre filtración, decantación y evaporación, como métodos de separación de los

componentes de una mezcla.

2. Describir el uso adecuado de instrumentos de medición de volúmenes y su aplicación para el cálculo de la

densidad.

3. Desarrollar habilidades en el uso y manejo de materiales y reactivos de laboratorio.

III. MATERIALES Y REACTIVOS (Para un grupo de trabajo)

1 Probeta 50 mL 10 mL de disolución de Sulfato de Cobre, 0.1M (CuSO4)

1 Cápsula de porcelana 10 mL de disolución de hidróxido de Sodio, 0.1M (NaOH)

1 Agitador o varilla de vidrio 2 g de Cloruro de Sodio (NaCl)

1 Termómetro 5 mL de aceite vegetal

1 Embudo Hirsch Agua destilada

1 Embudo de separación

1 Pipeta 10 mL

1 Espátula

1 Papel filtro

1 Mechero

1 Trípode

1 Malla metálica

1 Balanza

1 Beaker 150 mL o 100 mL

1 Pizeta

1 pinza para cápsula de porcelana

IV. PROCEDIMIENTO, TECNICAS DE SEPARACION

FILTRACION Y DECANTACION

1. En una probeta graduada, 10 mL de Sulfato de Cobre (CuSO4) 0.1M y viértalos en un Beaker de 100

mL. A continuación mida 10 mL de una disolución de hidróxido de sodio (NaOH) 0.1 m y agregué

al Beaker que contiene el Sulfato de cobre. Agite la mezcla con una varilla de vidrio.

2. Divida la mezcla en dos porciones iguales (A y B). Deje reposando la porción A por ½ hora,

aproximadamente. Luego separe el líquido del sólido utilizando la técnica de decantación.

3. En la porción B separe el sólido del líquido utilizando la técnica de filtración.

EVAPORACION

1. En una espátula de porcelana agregue 2gr de Cloruro de Sodio (NaCl) y posteriormente agregue 15

mL de agua destilada hasta completar aproximadamente la mitad del volumen de la cápsula.

2. Coloque la cápsula de porcelana sobre un trípode con una malla metálica y caliente hasta que se

evapore las 3/4 partes del agua. Deje enfriar. Observe y anote los resultados.


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DECANTACION DE LIQUIDOS INMISCIBLES

1. En un embudo de separación mezcle 10 mL de agua y 5 mL de aceite. Agite y deje en reposo.

2. Una vez formadas las dos fases proceda a separarlas (cuando esté terminando de salir la primera fase,

maneje con cuidado la llave dando vuelta en forma rápida para evitar que se pase parte de la fase

superior). Observe y anote los resultados.

MEDICION DE VOLUMENES

MEDICIONES LLENANDO

De acuerdo a las orientaciones dadas previamente por el instructor acerca de las características de

cada instrumento de medición de llenado y vaciado, realice mediciones con agua y probeta.

MEDICION DE LLENADO

a) Mida 10 mL de agua con una pipeta y viértalos en una probeta. Coinciden los niveles de enrase,

si o no? Por qué?

b) Medir 20 mL de H2O en una bureta y viértalos en la probeta

MEDICIONES VACIANDO

Mida 20 mL de agua con una probeta y viértalos en una bureta. Coinciden los niveles de enrase, ¿si o

no? ¿Por que?

DETERMINACION DE DENSIDAD

1. En un Beaker previamente pesado vierta 10 mL de agua destilada con una pipeta (V), (masa1).

Determine la masa de los 10 mL de H2O, pesando el Beaker con el agua, (masa2).

2. Reste la masa2 de la masa1, para determinar la masa del agua (m).

3. Determine la densidad del agua (d = m/V)

4. Mida la temperatura del agua.

DECANTACION DE LIQUIDOS INMISICIBLES

1. En un embudo de separación mezcle 25 mL de Agua y 5ml de aceite, agite y deje en reposo

2. Una vez formadas las dos fases proceda a separarlas teniendo la precaución de no dejar escapar la

mínima porción de la fase superior.

3. Observe y anote los resultados


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V. CUESTIONARIO

1. Explique con cuál de las técnicas: decantación o filtración, se obtiene una mejor separación. Fundamente.

2. Cuando se mezcla agua y aceite, qué sustancia se separa primero por medio del embudo de separación?

Cuál de las dos sustancias tiene una mayor densidad? Explique su respuesta.

3. Describa brevemente el uso de:

a) La pipeta

b) La bureta

c) La probeta

d) embudo de separación.

4. Indague sobre la densidad del agua a diferentes temperaturas. Compare los datos teóricos con el resultado

obtenido.

VI. BIBLIOGRAFIA

1. Masterton, Química General Superior, 6a Edición, McGraw-Hill, 1991, pag.13-25.

2. H. Perry. Manual del Ingeniero Químico, Tomo I.


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QUIMICA GENERAL

GUIA DE LABORATORIO N° 2

TEMA : CAMBIOS FISICOS Y CAMBIOS QUIMICOS DE LA SUSTANCIA

TIEMPO : 1 HORA

I. INTRODUCCION

La materia presenta una serie de características que son comunes a todos los cuerpos, así posee masa,

volumen y es impenetrable, es decir, dos cuerpos no pueden ocupar el mismo espacio al mismo tiempo.

Pero, existen otras características que difieren de una sustancia a otra que permiten conocer e identificar como

está constituido un cuerpo. Estas características se pueden catalogar como: Propiedades Físicas y

Propiedades Químicas.

Las Propiedades físicas incluyen exclusivamente a los cambios físicos de las sustancias en su estado sólido,

líquido o gaseoso, mientras que las propiedades químicas son las que producen un cambio o transformación

de la composición de la sustancia. Es así como llegamos al concepto de cambio, que puede considerarse como

toda variación física o química que presenta un material, respecto a su estado inicial y su estado final.

Cambios físicos son aquellos que sufre la materia en su forma, en su volumen o en su estado, sin alterar su

composición o naturaleza. Por ejemplo, sí se calienta un pedazo de hielo a determinada temperatura, éste pasa

de sólido a líquido (se licúa), modificando su forma y volumen, pero conservando su naturaleza.

Los cambios químicos conllevan una variación en la composición de la naturaleza de la materia. Por ejemplo,

la formación de óxido de hierro, mediante la oxidación provocada por el oxígeno del aire húmedo sobre una

barra de metal.

II. OBJETIVOS

1. Establecer diferencias entre cambios físicos y cambios químicos, en base a sus características

fundamentales.

2. Desarrollar habilidades en el uso, cuido y manejo de materiales y reactivos de laboratorio.


1 Beaker de 150 mL 0.1 g de Ácido Benzoico (C6H5-COOH)

1 Pinza p/tubo de ensayo 2.0 mL de Nitrato de Plomo 0.05 M [Pb(NO3)2]

1 Pinza para Cápsula de porcelana 2.0 mL de Yoduro de potasio 0.05 M (KI)

2 Beaker de 250 mL 0.5 g de Carbonato de sodio (Na2CO3)

1 Espátula 5.0 mL de Ácido clorhídrico 3 M (HCl)(ac)

1 Balanza 1/2 tableta de Alka Seltzer

1 Cápsula de porcelana mediana Agua destilada

1 Termómetro

1 Papel filtro


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1 Agitador de vidrio

1 Vidrio de reloj

3 Tubo de ensayo de 50 mL

2 Tubos de ensayo de 10 cm de largo

1 Probeta de 10 mL

1 Mechero

1 Malla, Trípode

1 Pizeta

1 Caja de cerillos

IV. PROCEDIMIENTO

CAMBIOS FISICOS

1. En un Beaker de 150 mL caliente aproximadamente 30 mL de agua. Mida la temperatura del agua

introduciendo un termómetro, sin tocar las paredes del recipiente hasta que tenga un valor constante. Anote

sus observaciones

2. En una cápsula de porcelana agregue con una espátula 1 g de ácido benzoico (C6H5-COOH). Coloque

sobre la cápsula un papel filtro y tápela finalmente con un vidrio de reloj. Caliente suavemente durante 2½

minutos. Deje enfriar y retire cuidadosamente el vidrio de reloj. Observe y anote.

NOTA: La parte cóncava del vidrio reloj debe estar sobre el papel filtro. Calentar suavemente y apagar el

mechero cuando empiece a producirse un gas irritante Este experimento se hace demostrativo en la

campana de extracción de gases.

Observe la parte inferior del papel filtro y del vidrio reloj

¿Qué nombre recibe este fenómeno?

CAMBIOS QUIMICOS

En un tubo de ensayo agregue 2 mL de disolución de nitrato de plomo (Pb(NO3)2) 0.05 M y 2 mL de

disolución de yoduro de potasio (KI) 0.05 M. Agregue 20 mL de agua destilada. Caliente en baño María

(figura 1) por 5 minutos y agite suavemente. Deje enfriar. Observe y anote.

FIGURA 1: Baño María

Mechero

AGUA

Tubo de ensayo

Beaker


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1. En un tubo de ensayo, agregue con la punta de una espátula, 0.5 g de carbonato de sodio (Na2CO3), luego

agregue unas gotas de disolución de ácido clorhídrico (HCl(ac)) 3M. Observe y anote.

2. En un tubo de ensayo, agregue trocitos de Alka Seltzer. Adicione agua. Observe y anote los resultados.

V. CUESTIONARIO

1. Describa 2 tipos de reacciones químicas que experimenten cambios energéticos.

2. Clasifique los siguientes cambios como físicos o químicos:

a. combustión de carbón

b. rotura de un trozo de papel

c. destilación de petróleo

d. explosión de TNT

3. Cuál es el componente de la Alka Seltzer que reacciona con efervescencia frente a los ácidos.

4. Escriba y balancee las ecuaciones de las reacciones que se dieron en los tres experimentos de los Cambios

químicos"

VI. BIBLIOGRAFIA

1. Masterton, Química General Superior, 6ta. Edición, McGraw-Hill, 1991, pag.13-25.


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QUIMICA GENERAL

GUIA DE LABORATORIO 3

TEMA : “FORMULA DE UN HIDRATO”

TIEMPO : 1 HORA

I. INTRODUCCION

Un compuesto contiene siempre los mismos elementos unidos en iguales proporciones de peso. La Ley de

Proust o Ley de las Proporciones Definidas plantea que: “cuando dos o más sustancias simples se

combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en proporciones definidas o constantes”.

Esta ley se demuestra muy bien determinando la fórmula de un hidrato. Un hidrato es un sólido que

contiene moléculas de agua dentro de su estructura cristalina, por ejemplo, el NiSO4*7H2O (sulfato de

níquel heptahidratado), cuya fórmula indica que hay 7 moléculas de agua por cada molécula de NiSO4.

Para determinar la fórmula de un hidrato se elimina el agua por calentamiento, originando una sal anhidra

estable. El agua contenida en los cristales se llama agua de hidratación o agua de cristalización.

II. OBJETIVOS

1. Determinar experimentalmente, la fórmula de un hidrato.

2. Desarrollar habilidades en el cuido uso y manejo de materiales y reactivos de laboratorio.

III. MATERIALES Y REACTIVOS: (Para un grupo de trabajo)

1 Cápsula de porcelana 2 g Sulfato de Cobre hidratado (CuSO4)

1 Espátula

1 Mechero ó mufla

1 Trípode

1 Malla metálica

1 Balanza

1 Desecador


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IV. PROCEDIMIENTO

FORMULA DE UN HIDRATO

1. Pese una cápsula de porcelana en la balanza y anote la masa.

2. Agregue en la cápsula de porcelana 2 g de sal hidratada, que tenga disponible. Anote la masa.

3. Coloque la cápsula, que contiene el hidrato, en la rejilla y caliente por espacio de 5 minutos con llama

suave y luego otros 15 minutos con llama fuerte. En el caso de utilizar la mufla, debe calentarse la

cápsula con el hidrato por 20 minutos.

4. Coloque la cápsula de porcelana en el desecador por 15 minutos (para que se enfríe). Pese

nuevamente. Anote la masa. Si no hay desecador deje enfriar la cápsula al aire libre hasta temperatura

ambiente

Nota: Las sustancias calientes pesan más

V. CUESTIONARIO

1. Determina la masa de la sustancia anhidra, en gramos y en moles.

2. Calcule la masa de agua que contenía el hidrato, en gramos y en moles.

3. Establezca la relación entre los moles de la sustancia anhidra y los moles de agua. Escriba la fórmula

del hidrato.

4. Indague bibliográficamente cuántos moles de agua se encuentran unidos al CuSO4 (sulfato de cobre)

y al BaCl2 (Cloruro de bario).

VI. BIBLIOGRAFIA

1. Masterton, Química General Superior, 6a Edición, McGraw-Hill.

2. Whitten, Química General.


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QUIMICA GENERAL


TEMA : "TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS Y OBTENCION DE CO2 DE UN

CARBONATO”

TIEMPO: 1 HORA

I. INTRODUCCION

Las reacciones químicas de los compuestos inorgánicos se pueden clasificar en: Reacciones de combinación,

Reacciones de desplazamiento, Reacciones de descomposición y Reacciones de óxido-reducción.

Como estos procesos químicos no se pueden observar directamente, se sabe que se ha formado una nueva

sustancia cuando se observa la presencia de: un precipitado, un gas, un cambio de color y/o cambio de

temperatura.

En la práctica, las reacciones químicas no siempre dan la cantidad de producto calculado, ya que siempre hay

un reactivo que limita la cantidad de producto que se forma, a este reactivo se le denomina Reactivo

Limitante. Así mismo, la cantidad del producto que se va a obtener calculada con sólo suponer que la

reacción se produce en forma completa, se llama Rendimiento Teórico. La relación entre la cantidad de

producto obtenido experimentalmente (rendimiento práctico) y la cantidad de producto esperado según la

ecuación estequiométrica, multiplicado por 100 se llama Porcentaje de Rendimiento.

Gramos de producto

% Rendimiento = obtenidos experimentalmente x 100

Gramos de producto teórico

II. OBJETIVOS

1. Adquirir destreza para identificar los diferentes tipos de reacciones químicas.

2. Determinar experimentalmente el reactivo limitante y el Porcentaje de Rendimiento de CO2 en una

reacción química de un carbonato con un ácido.

3. Desarrollar habilidades en el cuido uso y manejo de materiales y reactivos de laboratorio.


1 Probeta 10 mL 1 g Carbonato de Sodio (Na2CO3) ó

2 Beaker de 50 mL 1 g Carbonato de Calcio (CaCO3)

1 Beaker 100 mL 1 g Trozo de Sodio (Na)

1 Espátula 11mL Ácido Clorhídrico 3M (HCl)

3 Tubos de ensayo 1 Trozo de Magnesio (Mg)

1 Gradilla 1 g Clorato de Potasio (KClO3)

1 Pizeta 2 mL Cloruro de Bario 0.1M (BaCl2)

1 Balanza 2 mL Sulfato de Sodio 0.1M (Na2SO4)

1 Pinza para tubo de ensayo Agua destilada


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IV. PROCEDIMIENTO

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS

1. En un Beaker de 100 mL, agregue aproximadamente 25 mL de agua destilada. A continuación, adicione,

con mucho cuidado, un pequeño trozo de Sodio (Na). Observe y anote.

2. Coloque 1 g de Clorato de Potasio (KClO3) en un tubo de ensayo. Sujete el tubo con unas pinzas y

caliente directamente a la llama del mechero (no dirija la boca hacia la cara de su compañero). Observe y

anote.

3. Vierta 3 mL de Ácido Clorhídrico 3M (HCl) en un tubo de ensayo y agregue un trozo de Magnesio (Mg).

4. Coloque en un tubo de ensayo 2 mL de Cloruro de bario 0.1M (BaCl2). Posteriormente, adicione 2 mL de

Sulfato de sodio 0.1M (Na2SO4). Observe y anote.

OBTENCION DE CO2 DE UN CARBONATO

1. Marque dos Beaker de 50 mL A y B (vacíos y bien secos). Proceda a pesar cada Beaker por separado

Anote el peso.

2. Pese en el Beaker A un gramo (1 g) de Carbonato. Anote el dato.

3. Pese en el Beaker B, 8 ml de solución de Ácido Clorhídrico 3M medido previamente en una probeta de

10 mL. Anote el dato.

4. Con sumo cuidado vierta el contenido del Beaker B en el Beaker A (escurriéndolo). Mezcle hasta disolver

completamente la muestra de carbonato. Observe y anote.

5. Pese el Beaker A con el contenido hasta que se desprenda la última burbuja de CO2. Anote el dato.

V. CUESTIONARIO

1. Escriba las reacciones que se llevan a cabo en el Procedimiento A.

2. Indique el tipo de reacción que se lleva a cabo en cada inciso del Procedimiento A.

3. Escriba la reacción química ocurrida en el procedimiento B.

4. Cuál es el reactivo limitante? Fundamente mediante cálculos.

5. Calcule la cantidad de CO2 teórica que obtendría a partir de la cantidad de carbonato pesado en el punto 2,

del procedimiento B. Compare con sus resultados prácticos.

6. Calcule el Porcentaje de rendimiento del Carbonato y determine el Porcentaje de pureza de su muestra.

7. Calcule el número de gramos de HCl necesarios para reaccionar con su muestra de carbonato.

8. Calcule en que volumen de la solución de HCl 3M está contenida la cantidad de gramos de HCl

determinados anteriormente.

VI. BIBLIOGRAFIA

1. Masterton, Química General Superior, 6a Edición, McGraw-Hill, 1991.

2. Whitten, Química General. McGraw-Hill.


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QUIMICA GENERAL


TEMA: “EQUILIBRIO QUIMICO. FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUIMICO”

TIEMPO : 1 HORA

I. INTRODUCCION

Prácticamente, todos los cambios o transformaciones químicas son más o menos reversibles en condiciones

adecuadas, rehaciendo las sustancias iniciales, porque la velocidad de reacción a la izquierda se hace igual a la

velocidad de reacción hacia la derecha; ambas reacciones continúan, pero el cambio neto es cero. El equilibrio

químico se logra cuando en un sistema dado, dos reacciones opuestas ocurren simultáneamente con la misma

velocidad. Una vez alcanzado el equilibrio, el sistema permanecerá así hasta que se produzca alguna

perturbación que cambie las condiciones.

El principio de Le Chatelier es una forma de predecir el desplazamiento del equilibrio en un sistema, el cual

depende del tipo de perturbación a que dicho sistema sea sometido. Según el principio de Le Chatelier, el

sistema reaccionará desplazando el equilibrio en el sentido en que disminuya el efecto perturbador. En otras

palabras, cuando algún factor externo perturba un sistema, que se encuentra en equilibrio; dicho equilibrio se

pierde momentáneamente. El sistema comienza entonces a reaccionar químicamente hasta que el equilibrio se

restablece. Pero, en este nuevo estado de equilibrio las condiciones son diferentes a las condiciones en que

originalmente se hallaba el sistema. Se dice entonces que el efecto perturbador ha sido causante de un

desplazamiento del equilibrio, ya sea hacia la derecha o hacia la izquierda, es decir, la reacción directa o la

inversa se ven favorecidas.

Existen 3 formas de perturbar el equilibrio de un sistema químico:

a) Agregando o substrayendo un reactivo o producto del sistema.

b) Cambiando la presión o el volumen (cuando se trata de gases) del sistema.

c) Cambiando la temperatura del sistema.

En la presente práctica de laboratorio se trabajará con cambios en las cantidades de los reactivos ó productos

(cambios de las concentraciones) y con cambios de temperatura. El experimento Nº 1 se basa en el siguiente

equilibrio en disolución acuosa:

2 K2CrO4 + 2 HCl K2Cr2O7 + 2 KCl + H2O

Al disminuir la concentración de ácido HCl, añadiendo solución de KOH, el equilibrio se desplaza hacia la

izquierda y se forma cromato de potasio (K2CrO4), mientras que al acidificar, el equilibrio se desplaza a la

derecha, hacia el dicromato de potasio (K2Cr2O7).

Los experimentos Nº2 y Nº3 se basan en los colores característicos de los complejos de coordinación y en el

equilibrio siguiente:

[Co (H2O)6]+2 + 4 Cl- [COCl4]2- + 6 H2O.

rosado azul


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La mayoría de los complejos están caracterizados por colores brillantes y fuertes, por lo que la variación de

color es la forma más sencilla de apreciar en forma cualitativa, la transformación de un complejo en otro, o la

formación de uno a partir de átomos ó moléculas sencillas.

II. OBJETIVOS

1. Comprobar el desplazamiento del equilibrio químico cambiando la concentración de los reactivos y

productos, y variando la temperatura.

2. Desarrollar habilidades en el cuido, uso y manejo de materiales y reactivos de laboratorio.

III. MATERIALES Y REACTIVOS (para un grupo de trabajo)

2 Beaker de 250 mL 1 mL Cromato de Potasio 0.1M (K2CrO4)

1 Pizeta 1 mL Dicromato de Potasio 0.1M (K2Cr2O7)

1 Gradilla 3 mL Cloruro de cobalto (II) 0.1M en solución

1 Trípode con malla alcohólica (CoCl2)

4 Tubos de ensayo Ácido clorhídrico (HCl) 12 M

1 Gotero 3 mL Nitrato de plata 0.1M (AgNO3)

1 Espátula 2 mL Hidróxido de potasio 0.1 M (KOH)

1 Probeta de 10 mL Agua destilada

1 Mechero o calentador eléctrico Hielo

IV. PROCEDIMIENTO

EXPERIMENTO Nº 1

1. Vierta 1 mL de disolución de K2CrO4 0.1 M en un tubo de ensayo y 1 mL de solución de K2Cr2O7 0.1 M,

en otro tubo de ensayo.

2. Con el gotero vierta, gota a gota, solución de KOH 0.1M sobre cada uno de los tubos de ensayo hasta que

observe algún cambio. Anote sus observaciones.

3. Ahora agregue a cada tubo de ensayo, gota a gota, solución de HCl 0.1M hasta observar algún cambio.

Anote sus observaciones.

EXPERIMENTO Nº 2

1. Coloque 2 mL de solución alcohólica de cloruro de cobalto 0.1M en un tubo de ensayo y agregue agua

hasta lograr un cambio de color. Observe y anote.

2. Añada gotas de HCl concentrado (12 M) en el tubo de ensayo hasta lograr un cambio de color. Observe y

anote.

3. Agregue 3 mL de solución de AgNO3 0.1M. Agite. Observe y anote.


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EXPERIMENTO Nº 3

1. Tome dos beaker de 250 mL y haga lo siguiente:

a. Llene un beaker con hielo.

b. Llene otro beaker con 1/3 de agua y póngalo a calentar en el mechero o calentador eléctrico.

2. Tome dos tubos de ensayo y enumérelos. Agregue a cada uno 1 mL de solución alcohólica de cloruro de

cobalto 0.1M y 3 ml de agua destilada. Observe y anote.

3. Coloque el tubo de ensayo #1 color azul en el baño de enfriamiento ¿Qué sucede?. Compare con el tubo

de ensayo #2. Observe y anote.

4. Posteriormente, introduzca el mismo tubo de ensayo en el baño de calentamiento ¿Que sucede?. Compare

con el tubo # 2. Observe y anote.

V. CUESTIONARIO

1. Qué papel juegan las disoluciones de KOH y HCl en el experimento Nº 1.

2. Escriba la ecuación de la reacción en equilibrio entre el dicromato de potasio con el hidróxido de potasio,

y en base a la ecuación calcule la Keq para su experimento. Suponga que agregó 1 mL de KOH 0.1M a 1

mL de K2Cr2O7 0.1M.

3. Explique cuál es el papel que desempeña el nitrato de plata en el experimento Nº 2?

4. ¿Qué se pretende comprobar en el experimento Nº3 enfriando y calentando el sistema reactante?

5. ¿Cuál es la evidencia en la reacción que demuestra un cambio en el equilibrio?

6. Escriba los enunciados de los principios de Le Chatelier que se comprobaron en esta práctica.

7. ¿La reacción es endo- o exotérmica si, cuando aumentamos la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia

la izquierda?

VI. BIBLIOGRAFIA

1. K.W.Witten, QUIMICA GENERAL, McGraw-Hill, 5a Edición,1990


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QUIMICA GENERAL


TEMA : HIDROLISIS DE LAS SALES

TIEMPO : 1 HORA

I. INTRODUCCION

La hidrólisis de una sal envuelve la transferencia de un protón entre el agua y un catión ácido o un anión

básico, para formar H3O+ u OH-. Es lo contrario de la neutralización, pues se dice que un ácido y una base se

neutralizan cuando reaccionan para formar una sal y agua, mientras que en la hidrólisis una sal reacciona con

agua para dar un ácido y una base. Ejemplo:

Hidrólisis

C2H3O2- + H2O HC2H3O2 + OH-

Neutralización

Aquí, el anión acetato acepta un protón del H2O y de ésta sólo queda OH-. No todas las sales se hidrolizan.

Los aniones de ácidos fuertes no se hidrolizan, pues no tienen tendencia a aceptar protones del agua y

tampoco se hidrolizan los cationes de bases fuertes. Vemos que una sal producida por un ácido fuerte y una

base fuerte no se hidrolizará. En cambio, el catión o catión hidratado de una base débil sí sufrirá hidrólisis,

donando protones al agua, la cual forma H3O+.

[Al(H2O)6]3+ + H2O [Al(H2O)5(OH)]2+ + H3O+

Catión hidratado

de una sal

Si una sal normal no se hidroliza, su solución en agua pura dará reacción neutra. Sin embargo, la solución de

una sal hidrolizada contiene pequeñas cantidades de ácido y de base libres, de los cuales el más fuerte

impondrá sus propiedades a la solución. El carácter de hidrólisis de una sal determina su naturaleza. Existen

varios tipos de interacciones de las sales con el agua:

1. SALES DE BASE FUERTE Y ÁCIDO FUERTE (NaCl, K2SO4) prácticamente no se hidrolizan o sea,

el pH permanece igual a 7. Ejemplo, cuando se disuelve NaCl en el agua.

2. SALES DE BASE FUERTE Y ACIDO DEBIL siempre forman las soluciones de carácter básico.

Ejemplo: KCN, CH3COONa.

CN- + H2O OH- + HCN

3. SALES DE BASE DEBIL Y ACIDO FUERTE siempre tienen carácter ácido en soluciones acuosas.

Ejemplo: Fe(SO4).

Fe2+ + H2O Fe(OH)+ + H+

4. SALES DE ACIDO DEBIL Y BASE DEBIL, en soluciones acuosas pueden ser muestras básicas o

ácidas (pH oscila entre 6-8) según las fuerzas relativas de ácido débil y la base débil de las que derive

dicha sal. Ejemplo: Sn(CN)2, FePO4.


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II. OBJETIVOS

1. Reconocer el carácter de hidrólisis de una serie de soluciones utilizando el pH-metro (ó papel pH) e

indicadores ácido-base.

2. Desarrollar habilidades en el uso y manejo de materiales y reactivos de laboratorio.

III. MATERIALES Y REACTIVOS: (Para un grupo de trabajo)

6 Tubos de Ensayo 15 mL Ácido Clorhídrico 0.1M (HCl)

4 Beaker de 50 mL 15 mL Hidróxido de sodio 0.1M (NaOH)

1 Gradilla 25 mL Acetato de Sodio 0.1M (CH3COO-Na+)

2 Probeta de 25 mL 25 mL Hidróxido de Amonio 0.1M (NH4OH)

1 Varilla de agitación 25 mL Acetato de Amonio 0.1M (CH3COONH4)

2 Goteros 25 mL Cloruro de Amonio 0.1M (NH4Cl)

Papel pH o 25 mL Bicarbonato de sodio 0.1M (NaHCO3)

pH-metro Agua Destilada

1 Pizeta Rojo de Metilo 1%

Fenolftaleína 1%

IV. PROCEDIMIENTO

EXPERIMENTO Nº 1.

1. Agregue en dos beakers, 15 mL de HCl 0.1M en uno y 15 mL de NaOH 0.1M en el otro.

2. Con las instrucciones dadas por el Instructor, proceda a medir el pH de cada solución con el pH-metro (o

papel pH). Anote el dato.

3. Mezcle las soluciones anteriores. Agite con la varilla de agitación y mida el pH de la solución resultante.

Anote los datos.

EXPERIMENTO Nº 2.

1. Con una probeta mida 25 mL de una solución de acetato de sodio 0.1M y viértalo en un Beaker de 50 mL.

2. Mida el pH de esta solución con el pH-metro (o con papel pH). Anote el dato.

3. Repita los pasos 1 y 2 con las disoluciones de NaHCO3, NH4Cl, CH3COONH4 y NH4OH. Anote los

datos.

NOTA: No bote las soluciones, ocúpelas para el Experimento Nº 3.

EXPERIMENTO Nº 3.

1. Tome 2 tubos de ensayo y enumérelos 1 y 2.

2. Agregue a cada tubo de ensayo, 2 ml de la disolución de acetato de sodio 0.1M.

3. Añada sucesivamente a los tubos de ensayo 2 gotas de los indicadores:

a. Rojo de metilo en el tubo # 1

b. Fenolftaleína en el tubo # 2

4. Por el cambio de color de los indicadores identifique el pH aproximado de las soluciones.

5. Repita el procedimiento con las disoluciones de NaHCO3, NH4Cl, CH3COONH4 y NH4OH.


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TABLA DE INTERVALO DE CAMBIO DE COLOR DE INDICADORES

INDICADORES COLOR EN

SOLUCIONES

ACIDAS pH<7

INTERVALO DE

CAMBIO DE

COLOR

COLOR EN

SOLUCIONES

BASICAS pH>7

ROJO DE METILO ROJO pH: 4.9-6.2 AMARILLO

FENOLFTALEINA INCOLORO pH: 8.2-10.0 ROJO VIOLETA

V. CUESTIONARIO

1. Escriba la ecuación de la reacción del Experimento Nº 1 y calcule el pH de la solución resultante.

Compare este resultado con el experimental.

2. Qué fenómeno ocurre en el Experimento Nº 1? Explique.

3. Clasifique las siguientes disoluciones acuosas de sales como ácidas, neutras o básicas, según el pH:

NaCN, Na3PO4, Ca(NO3)2, Fe2(SO4)3, KMnO4, K2Cr2O7, CH4Cl.

4. Defina solvatación e hidratación.

5. Qué son los indicadores ácido-base?

6. Calcule el pH de la disolución 0.1M de NH4Cl, CH3COONa, NaOH y HCl. Compare con el dato

experimental obtenido durante esta práctica.

VI. BIBLIOGRAFIA

K.W. Whitten. Química General. Mc Graw Hill Interamericana, de México, 1989.

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