Practicas de Laboratorio

UNIVERSIDAD DE CUNDINAMARCA

FACULTAD DE INGENIERIA PROGRAMA INGENIERIA INDUSTRIAL

GUIAS DE LABORATORIO DE QUIMICA GENERAL

ALEXANDRA VASQUEZ OCHOA Química Industrial Msc. Biológicas


FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL

LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL

Msc. Alexandra Vásquez Ochoa

REGLAMENTO DEL LABORATORIO DE QUIMICA

1. Llegar puntualmente al laboratorio (Después de 15 minutos no se permite el ingreso a los estudiante al lugar de la practica).

2. Usar siempre bata de algodón blanca de manga larga, limpia y en buen estado.

3. No fumar ni ingerir alimentos y bebidas dentro del laboratorio.

4. No se puede recibir visitas dentro del laboratorio.

5. Utilizar calzado cerrado (no se permite el ingreso al laboratorio con calzado

abierto).

6. Al ingresar al laboratorio, el estudiante debe apagar los celulares, radio, juegos, MP3, y demás equipos electrónicos.

7. Las mesas de trabajo y los pasillos deben de estar libres de mochilas y objetos no

indispensables para la práctica.

8. No cometer actos de indisciplina o desorden dentro del laboratorio.

9. Siempre que se trabaje en el laboratorio debe de hacerse bajo supervisión del profesor encargado.

10. Realizar exclusivamente los experimentos que indique el profesor.

11. En el momento de recibir el material entregado por el auxiliar de laboratorio, el

estudiante debe verificar su buen estado. Cualquier observación debe hacerse inmediatamente al auxiliar o al profesor, ya que una vez iniciada la práctica, todo daño o pérdida será asumido por el estudiante.

12. Los reactivos contaminados, así como el material (equipos y cristalería). dañado o extraviado, tendrán que ser repuestos por el o los responsables, en el plazo que el profesor encargado indique. (15 días)

13. Ubicar salidas de emergencia, extintores, regaderas y botiquín. 14. En el caso de trabajar con mecheros, apagarlos cuando no se ocupen.

15. Leer siempre las etiquetas de los frascos reactivos y considerar la peligrosidad de

los mismos (consultar las hojas de seguridad de cada reactivo).

16. Cuando manipule reactivos no se lleve las manos a los ojos o la boca.

17. No verter al vertedero residuos sólidos, o reactivos. Identifique recipientes de desechos ácidos, básicos, u orgánicos e inorgánicos

18. Al final de la práctica dejar limpio el material y la mesa de trabajo.





19. En caso de tener algún accidente en el laboratorio avisar rápidamente a su

profesor.

20. Una vez finalizadas las practicas del semestre, los estudiantes deben solicitar el paz y salvo de los laboratorios

21. Si el estudiante falta a la práctica de laboratorio y no la recupera no tendrá derecho a entregar el informe correspondiente.

TIEMPO EXTRACLASE

1. Solo se podrá recuperar una práctica en el semestre, con debida justificación firmada por el director del programa.

2. El plazo máximo para solicitar la recuperación de la práctica es de tres días

después de la autorización.

3. Después de realizar la práctica, el estudiante puede repetirla con autorización del profesor antes de la siguiente sesión de laboratorio.

NORMAS DE SEGURIDAD

1. Usar bata de algodón de manga larga.

2. No fumar, ni consumir alimentos cuando se manipulen reactivos.

3. Usar lentes, guantes o mascarilla de seguridad para la manipulación de reactivos que así lo requieran.

4. No frote los ojos cuando las manos estén contaminadas con sustancias químicas

5. Manipular las sustancias volátiles, inflamables y explosivas en la campana de extracción o en su defecto en un lugar ventilado.

6. No usar lentes de contacto durante el desarrollo de algún experimento en el que intervengan sustancias volátiles o peligrosas.

7. Cuando se manipulen reactivos evitar tocar zonas como cara, ojos y boca.

8. Lavarse las manos con frecuencia cuando este en contacto con sustancias químicas.

9. Evitar encender mecheros o generar calor cerca de lugares donde se manipulen disolventes orgánicos o líquidos inflamables.

10. Nunca pipetear con la boca, auxiliarse con peras o succionadores de cremallera.





11. Los tubos de ensayo no deben calentarse por el fondo sino por la mitad, de forma inclinada y con el cuidado de ni apuntar hacia el operador o sus compañeros.

12. Tener a la mano material absorbente, para utilizarse en el caso de derrames.

13. Etiquetar los recipientes de reactivos y disolventes que se tengan en uso, aquellos que se encuentran sin identificación y se ignore el contenido, desecharlos en un lugar adecuado.

14. Rotular siempre el material con el que se está trabajando.

15. Investigar la peligrosidad de cada uno de los reactivos a utilizar en cada práctica para minimizar los riesgos (consultar las hojas de seguridad).

16. Nunca adicione agua sobre un ácido concentrado. Para diluir ácidos, estos deben agregarse poco a poco al agua y agitar constantemente, de lo contrario el calor que se desprende en la reacción puede proyectar el ácido.

17. Al calentar tubos de ensayo directamente hacía el fuego, manténgalo inclinado y nunca en forma vertical. No mire hacia el interior del tubo, ni lo dirija hacia otra persona.

18. Cuando requiera calentar tubos de ensayo hágalo en baño María y no sobre la parrilla

19. Cuando esté trabajando con dispositivos de reflujo, o destilación siempre se tendrá que monitorear la temperatura de trabajo evitando el sobrecaliento y con esto se evita que el líquido que está en el interior puede ser proyectado hacia el exterior.

20. Si trabaja con dispositivos de reflujo o destilación verifique que las piezas estén correctamente colocadas, pinzas perfectamente cerradas, para así evitar romper el material.

21. A menos que se indique otra cosa, nunca devolver a un frasco cualquier exceso de reactivo, lo anterior con el objetivo de no contaminarlo.

22. Revise cuidadosamente el rótulo de los frascos de reactivos antes de utilizar su contenido.

23. Para oler un reactivo, no debe colocar la nariz directamente sobre la boca del frasco, sino que se debe mover la mano lentamente sobre el mismo.

24. Todo material debe lavarse perfectamente y entregarse al auxiliar de laboratorio.





PICTOGRAMAS DE SEGURIDAD

En las etiquetas de algunos reactivos pueden encontrarse 1 ó 2 de los pictogramas mostrados a continuación. Estos símbolos muestran, gráficamente, el nivel de peligrosidad de la sustancia etiquetada:

Corrosivos: las sustancias y preparados que, en contacto con tejidos vivos, puedan ejercer una acción destructiva de los mismos

Irritantes: las sustancias y preparados no corrosivos que, por contacto breve, prolongado o repetido con la piel o las

mucosas puedan provocar una reacción inflamatoria.

Tóxicos: la sustancias y preparados que, por inhalación, ingestión o penetración cutánea en pequeñas cantidades puedan provocar efectos agudos o crónicos, o incluso la muerte

Muy tóxicos: las sustancias y preparados que, por inhalación, ingestión o penetración cutánea en muy pequeña cantidad puedan provocar efectos agudos o crónicos o incluso la muerte.

Nocivos: las sustancias y preparados que, por inhalación, ingestión o penetración cutánea puedan provocar efectos agudos o crónicos, o incluso la muerte.





Peligrosos para el medio ambiente: las sustancias o preparados que, en caso de contacto con el medio ambiente, presenten o puedan presentar un peligro inmediato o futuro para uno o más componentes del medio ambiente.

Inflamables: las sustancias y preparados líquidos cuyo punto de ignición sea bajo. Identifica a aquellas sustancias que se inflaman por un contacto breve con una fuente de ignición y después de haberse separado de dicha fuente de ignición continúan quemándose. Fácilmente inflamables: las sustancias y preparados

que puedan calentarse e inflamarse en el aire a temperatura ambiente sin aporte de energía, o sólidos que puedan inflamarse fácilmente tras un breve contacto

con una fuente de inflamación y que sigan quemándose o consumiéndose una vez retirada dicha fuente, o en estado líquido cuyo punto de inflamación sea muy bajo, o

que, en contacto con agua o con aire húmedo, gases extremadamente inflamables en cantidades peligrosas.

Extremadamente inflamables: las sustancias y reparados líquidos que tengan un punto de inflamación extremadamente bajo y un punto de ebullición bajo, y las sustancias y preparados gaseosos que, a temperatura y presión normales, sean inflamables en el aire. Identifica a aquellas sustancias que a temperatura ambiente y en contacto con el aire arden espontáneamente.

Explosivos: las sustancias y preparados sólidos, líquidos, pastosos o gelatinosos que, incluso en ausencia de oxígeno del aire, puedan reaccionar de forma exotérmica con rápida formación de gases y que, en condiciones de ensayo determinadas, detonan, deflagran rápidamente o, bajo el efecto del calor, en caso de confinamiento parcial, explotan. Identifica a aquellas sustancias que pueden hacer explosión por efecto de una llama, choque o fricción





Comburentes: las sustancias y preparados que, en contacto con otras sustancias, en especial con sustancias inflamables, produzcan una reacción fuertemente exotérmica

La dirección de los centro de atención hospitalaria más cercana Hospital Mario Gaitán Yaguas Calle 13 # 9-85 Soacha. Tel 7815728 No olvide llevar el frasco que causo el accidente Ambulancia marque el 125.

RECOMENDACIONES PARA LE ELABORACION DE INFORMES Una vez realizadas las experiencias, la persona que las ha llevado a cabo debe presentar un informe del trabajo realizado y de las conclusiones obtenidas, según las siguientes normas:

Título de la experiencia realizada.

Objetivos que se persiguen.

Introducción. Consiste en una introducción teórica referente a la experiencia a realizar.

Una relación con el material necesario.

Una descripción breve del procedimiento seguido en un diagrama

Resultados experimentales obtenidos con un encabezado para identificar cada parte de los datos tomados así como cada cálculo. El método usado para cada cálculo y las unidades de todos los valores numéricos. Se debe usar el número apropiado de cifras significativas. Siempre que sea posible, los datos se presentarán en una tabla y en una gráfica.

Análisis de los resultados y conclusiones. (También se responderán las cuestiones que el guion nos proponga).

Bibliografía empleada.( Normas APA)





PRACTICA 1. OPERACIONES BASICAS

1. Objetivo

Reconocer el material utilizado en el laboratorio, que permita desarrollar

habilidades en el uso correcto de materiales y equipos.

2. Fundamento teórico Masa y peso: la masa es una medida de la cantidad de materia en un objeto. La unidad SI básica para la masa es el kilogramo (Kg). En química las unidades más utilizadas son los gramos (g) y los miligramos (mg). Volumen: Se define como una medida del espacio que ocupa un cuerpo. La unidad SI derivada es el m3, otras unidades relacionadas son el centímetro cúbico (cm3) o mililitro (mL). Temperatura: es una propiedad intensiva (no depende de la cantidad de materia considerada) y se define como la medida de la energía térmica de una sustancia. La unidad SI es el kelvin (K) aunque también se permite el grado Celsius (°C). Densidad: es una propiedad intensiva y se define como la masa de un objeto contenida en un volumen determinado. Se expresa así:

Densidad = masa g g Volumen cm3 mL

Mezcla: es una combinación de dos o más sustancias en la cual estas mantienen su identidad y pueden separarse por medios físicos. Una mezcla puede ser de dos clases:

a. Homogénea: Es una mezcla compuesta por sustancias que presentan una sola fase y sus propiedades son iguales en dos puntos cualquiera.

b. Heterogénea: Es una mezcla donde los componentes individuales permanecen físicamente separados y se pueden ver como tales.

MATERIALES REACTIVOS

Pipeta graduada de 10 ml Agua

Pipeta aforada de 10 ml Mezcla de sal y arena

Probeta de 50 ml Solido irregular

Balón aforado 50 ml Arena

Vaso de precipitado de 50 ml 10 monedas de la misma denominación

Pipeteador

Tubo de ensayo

Pinza para tubo de ensayo

Balanza

Espátula metálica

Bureta de 25 ml





Elermeyer 50 ml

Aro con nuez

Placa de calentamiento

Picnómetro

Agitador de vidrio

Capsula de porcelana

Regla

3. Procedimiento

Experiencia 1: VOLUMEN

1. Tome una pipeta graduada, una pipeta aforada y una bureta. Observe sus características y revise el error que se registra en la parte superior.

2. Coloque el pipeteador o la pera de succión sobre la pipeta aforada y siga las instrucciones del profesor de cómo utilizarlo.

3. Tome una muestra de 10 mL de agua con la pipeta aforada y observe la superficie curva que se hace en el liquido en la parte superior; esta se llama menisco. (ver Figura 1)

Figura 1.

Lectura del menisco

4. Transvase con la pipeta aforada 10 mL de agua a un tubo de ensayo; con una regla mida y marque la altura del líquido dentro de él. Repita el procedimiento con la pipeta graduada y la bureta.

5. Compare los volúmenes medidos con el error que reporta cada instrumento.

6. Adicione agua en un balón aforado de 50 mL, hasta el aforo; luego transvásela a una probeta de 50 ml y compare los volúmenes. Consulte cual de los dos tiene mayor precisión al medir el volumen.

7. Registre los datos en la tabla

Volumen medido

Balón aforado Probeta Pipeta Bureta

Experiencia 2: MASA

1. Ubique las balanzas que hay en el laboratorio, observe sus partes, capacidad máxima y recuerde los cuidados para su manejo.

2. Consiga 5 monedas de la misma denominación.





3. Determine la masa de cada una de ellas utilizando la balanza mecánica.

4. Repita el procedimiento utilizando la balanza digital colocando un papel sobre el

platillo y tarando para que quede en ceros.

5. Registre los resultados en la tabla de datos

Dato Balanza mecánica Balanza Digital

1

2

3

4

5

Experiencia 3: DENSIDAD Densidad de un solido

1. Mida 25 ml de arena en la probeta (seca)

2. Pese su capsula de porcelana con exactitud.

3. Después ponga la arena de su probeta sobre la capsula de porcelana ya pesada, y péselos juntos.

4. Averigüé el peso de la arena, restando la masa de la capsula de porcelana solo con la masa capsula de porcelana con arena.

5. Con los datos anteriores (masa y volumen) calcule la densidad de la arena. Haga un triplicado para compara valores.

6. Registre los datos en la tabla y determine el porcentaje de error (densidad teórica

2.5g/cm3)

Reporte del resultado

1 2 3

Masa de la capsula de porcelana

Masa de la capsula y la arena

Densidad de la arena

% error= teórica-experimental x 100

Teórica





Densidad de un líquido

1. Observe el picnómetro, revise sus características y registre el volumen.

2. Revise el picnómetro se encuentre limpio y seco, péselo y reporte el valor.

3. Retire el picnómetro de la balanza y, con ayuda de una pipeta, llénelo hasta que se rebose; póngale la tapa para que salga el exceso de líquido, séquelo por fuera y péselo de nuevo.

4. Registre los datos en la tabla y determine el porcentaje de error (densidad teórica 1g/cm3)

Agua

Volumen picnómetro

Peso del picnómetro

Peso del picnómetro +

liquido

Peso liquido

Densidad del liquido

% error= teórica-experimental x 100 Teórica

Experiencia 4.: GRAVIMETRIA

1. Pese aproximadamente 1g de mezcla de sal y arena. Registre los datos en la tabla. Adicione aproximadamente 50 mL de agua y con ayuda de una varilla de vidrio agite la mezcla por unos minutos para que la sal se disuelva completamente en el agua.

2. Pese un elermeyer seco y vacio. Registre los datos en la tabla

3. Realice el montaje para filtración por gravedad y realice que cono de papel filtro

ubicándolo sobre el embudo de forma tal que se adhiera a las paredes y no queden burbujas por debajo (ver figura 2.)

Figura 2.

Montaje para filtración por gravedad

4. Pase el contenido del vaso precipitado por el embudo de manera que el líquido no

sobresalga del papel filtro. Asegúrese de que en el vaso no queden residuos.





5. Espere que termine la filtración y ponga a calentar suavemente el elermeyer que

contiene el filtrado hasta evaporar completamente el agua y se observe la sal

6. Deje enfriar el elermeyer y registre los datos en la tabla para determinar el porcentaje en peso de la sal y de la arena de la muestra; así como el porcentaje de error (porcentaje de sal teórico 35%)

Peso mezcla Peso elermeyer Peso elermeyer

+ residuo Peso sal Porcentaje de

sal

% sal = Peso sal x 100 Peso mezcla % de arena = Peso arena x 100 Peso mezcla

100% XTeórico

alExperimentTeóricoerrorde

4. Cuestionario

1. ¿Cuáles son las diferencias entre el material volumétrico o aforado y el material

graduado?

2. Investigue que otros métodos se utilizan para determinar la densidad de una sustancia.

3. Mencione y describa brevemente dos métodos de separación de mezclas homogéneas y dos métodos de mezclas heterogéneas.

4. ¿Qué material utilizaría para preparar con mayor precisión y exactitud 200 ml de ácido sulfúrico (H2SO4) si se requiere medir un volumen de 2ml de ácido concentrado? La disolución de ácido sulfúrico es un proceso que libera calor. ¿Cómo solucionarías este problema?

5. Bibliografía

BROWN, Theodore; LEMAY, Eugene & BURSTEN, Bruce. Química: La ciencia central 2ª ed., Pearson-Prentice may, México: 1998.

CHANG, Raymond. Quimica 5a ed., McGraw-Hill, Mexico: 1997

HERNANDEZ Leonor; AVENDAÑO, Luis & VASQUEZ, Yaneth. Laboratorio de química para Ingenieros., Ediciones Fundación Universidad Central, Colombia: 2011.





PRACTICA 2. REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN

1. Objetivos

Identificar el comportamiento de algunas sustancias oxidantes y reductoras, mediante cambios químicos y físicos.

Transferir los conceptos de las reacciones de óxido-reducción a situaciones específicas.

Proponer las reacciones que se pueden presentar por estos cambios.

2. Fundamentación Teórica Las reacciones óxido-reducción constituyen una parte importante del mundo que nos rodea. Abarca desde la combustión de combustibles fósiles hasta la acción de agentes blanqueadores domésticos. Estas reacciones se identifican por la transferencia de electrones de una sustancia a otra. Si una especie se reduce necesariamente habrá otra que se oxida, estableciéndose lo que llamamos un pares redox. Se define:

Oxidación: proceso en el que se ceden electrones (perdida de ē) con aumento del número de oxidación

Reducción: proceso en el que se gana electrones con una disminución en el número de oxidación.

Reducción

2Fe0 + 3Cl3 2Fe+3 + Cl3-1

Oxidación

Agente oxidante: es la sustancia que contiene el elemento cuyo número de oxidación disminuye, o sea, la sustancia se reduce.

Agente reductor: es la sustancia que contiene el elemento cuyo número de oxidación aumenta, o sea, la sustancia se oxida.

Peso equivalente del agente oxidante: es igual al peso fórmula del agente oxidante dividido entre e l número de electrones ganados por el elemento que se reduce.

Peso equivalente del agente reductor: es igual al peso formula del agente reductor dividido entre el número de electrones perdidos por el elemento que se oxida.






10 tubos de ensayo KMnO4 0.1M

1 gradilla HCl al 5% v/v

1 pinza para tubo de ensayo NaOH 5% w/v

1 vidrio reloj Na2S2O3 5% w/v

1 vaso de precipitado de 250 ml H2SO4 1M

KI (NaI) 5% v/v

(NH4)2C2O4 5% w/v

Etanol

H2O2

FeSO4 5% w/v

3. Procedimiento

Experiencia 1. En un tubo de ensayo coloque 1ml de solución de oxalato de amonio (NH4)2C2O4, dos gotas de H2SO4 y dos gotas de KMnO4. Observe el color, a continuación caliente en baño maría y anote los cambios.

Color al agregar KMnO4 Resultado cuando se calienta

Reacción que sucede

Experiencia 2. A cada uno de los tres tubos de ensayo adicione 1ml de solución de KMnO4 0.1 M y 2 gotas de etanol puro; al primer tubo adicione 0.5 ml de HCl 5% v/v, al segundo 0.5 ml de agua destilada y al tercero 0.5 ml de NaOH 5 % w/v. Observe los cambios.

Tubo Reactivos agregados Cambios

1

2

3

Tubo Reacción que sucede

1

2

3





Experiencia 3. En tres tubos de ensayo coloque 1 ml de tiosulfato de sodio Na2S2O3 5% w/v. Al primer tubo adicione 0.5 ml de HCl 5% v/v, al segundo 1.5 ml de HCl 5% v/v y al tercero 1 ml de NaOH 5% w/v. Observe los cambios.

Tubo Reactivos agregados Cambios

1

2

3

Tubo Reacción que sucede

1

2

3

Experiencia 4. CARÁCTER OXIDANTE Y REDUCTOR DEL AGUA OXIGENADA Vierta en un tubo de ensayo 2 ml de solución de KMnO4 0.1 M y 2 ml de solución de H2SO4 1M. Añada, gota a gota, el peróxido de hidrogeno H2O2 hasta que observe un cambio en la coloración de manera permanente. Coloque en un tubo de ensayo 2ml de solución de FeSO4 y 2ml de solución de H2SO4 1M y agregue gota a gota el peróxido de hidrogeno H2O2 hasta que se produzca un cambio permanente. Identifique el agente oxidante y el agente reductor y calcule los pesos equivalentes.

Color de la solución mezcla KMnO4 con

H2SO4

Color de la solución con H2O2


Color de la solución mezcla FeSO4 con

H2SO4

Color de la solución con H2O2






4. Cuestionario

1. Determine los agentes oxidantes en cada reacción

2. Determine cuál es la sustancia reductora en cada uno de los procesos

3. Calcule los pesos equivalentes para cada una de las reacciones.

5. Bibliografía

BROWN, Theodore; LEMAY, Eugene & BURSTEN, Bruce. Química: La ciencia central 2ª ed., Pearson-Prentice may, México: 1998.

CHANG, Raymond. Quimica 5a ed., McGraw-Hill, Mexico: 1997

HERNANDEZ, Leonor; AVENDAÑO, Luis & VASQUEZ, Yaneth. Laboratorio de química para Ingenieros., Ediciones Fundación Universidad Central, Colombia: 2011.





PRACTICA 3.

RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS

1. Objetivos

Calcular las cantidades de sustancias que participa en una reacción química.

Determinar experimentalmente el reactivo límite de una reacción.

Determinar el punto estequiometrico de una reacción

2. Fundamentación teórica La estequiometria es el estudio cuantitativo de una reacción química, donde se puede conocer cuánto reactivo se necesita o qué cantidad de producto se va a obtener en una reacción dada. Una reacción química se expresa abreviadamente a través de una ecuación química y permite informar los componentes de la misma así como el número de átomos de los reactivos y de los productos cuando se encuentra balanceada:

2H2 + O2 2H2O

Una reacción transcurre hasta el momento en que se agota alguno de los reaccionantes (reactivo limite), hasta que se alcance su equilibrio químico, o hasta que se le suministre energía. En muchos casos no es posible trabajar con reactivos puros y debe recurrirse a soluciones o reactivos que contiene impurezas. En estos casos es necesario calcular el grado de pureza de los reactivos, lo cual se expresa como porcentaje de pureza, o sea, la cantidad de gramos de reactivo puro que hay en cada 100 gramos de sustancia impura. Alka-Seltzer es un antiácido efervescente producido por el laboratorio Bayer el cual proporciona alivio a las molestias gástricas ocasionadas por la hiperacidez. Una pastilla de este medicamento contiene: Bicarbonato de sodio (NaHCO3) 1,976 g, Ácido Cítrico (C6H8O7) 1,000 g, Ácido Acetilsalicílico (C9H8O4) 0,324 g. Al diluirse el Alka Seltzer en una solución acuosa en este caso ácido acético reacciona de tal manera que se forma una sal, agua y se desprendiendo gas carbónico La siguiente es la ecuación química de la reacción que ocurre en los dos métodos experimentales.

NaHCO3 (s) + CH3COOH (aq) → CO2 (g) + H2O (l) +CH3COONa.





La reacción producida por el ácido acético y la tableta de Alka seltzer producen la descomposición del bicarbonato de sodio generando dióxido de carbono, agua y acetato de sodio. Determinando la cantidad de CO2 producidos y por medio de cálculos estequiometricos es posible determinar la masa de NaHCO3 presentes en una tableta y compararlos con los datos suministrados en la etiqueta. Es importante resaltar que los cálculos obtenidos difieren de los teóricos por diversos factores como puede ser el error de los equipos utilizados, además que parte del gas se disuelve en el agua de acuerdo a la ley de Henry. Además se debe mencionar que de acuerdo al principio de conservación de la energía, cuando se produce la reacción los componentes de la tableta no se convierten totalmente en materia sino que se libera energía en forma de calor hacia la solución acuosa y el ambiente.


1 Balón con desprendimiento lateral Alka seltzer

1 Soporte universal Ácido acético CH3COOH

1 Manguera de caucho Agua

1 Mechero

1 Balanza

1 Aro con nuez

1 pinzas con nuez

1 Probeta de 1000 ml

1 Tapón de caucho

1 Cubeta

1 Malla de asbesto

1 termómetro

1vaso de precipitado 100 ml

1 vidrio reloj

3. Procedimiento: Experiencia 1: PORCENTAJE DE NaHCO3 POR DIFERENCIA DE PESO.

Con los datos del empaque del alka seltzer calcular el porcentaje de NaHCO3 teórico.

Divida la pastilla en 4 partes no necesariamente iguales.

Pesar una parte del alka seltzer (p1).

En vaso de precipitado de 100 mL adicione 20 mL de ácido acético.

Pesar el vaso de precipitado cubierto con un vidrio de reloj y el pedazo del alka seltzer (p2).





Adicione la parte de pastilla al ácido acético del vaso y dejar reaccionar hasta que finalice la efervescencia.

Cubrir el vaso con el vidrio de reloj y pesarlo (p3).

Por diferencia de masa calcular los gramos CO2 y por estequiometria los gramos de NaHCO3 en la pastilla.

Calcular el porcentaje.

Alka seltzer

peso1

peso2

Peso3

NaHCO3

Gramos

100% XTeórico


Experiencia 2: PORCENTAJE DE NaHCO3 POR DESPLAZAMIENTO DE AGUA.

Pesar una parte del alka seltzer (p1).

En un balón con desprendimiento adicionar 20 mL de ácido acético.

Llenar una probeta con agua e introducirla invertida en una cubeta.

Adicionar la parte de pastilla al ácido y taparlo, dejarlo reaccionar y observar el volumen de agua desplazado de la probeta.

Calcular las moles de CO2 recogido por ecuación de estado y por estequiometria los gramos de NaHCO3 en la pastilla.

Calcular el porcentaje. Figura 3. Montaje para calcular el NaHCO3 por desplazamiento





Peso 1 Volumen

desplazado

# moles

recogidos

Porcentaje %

error

Alka seltzer

100% XTeórico


4. Cuestionario 1. Dibuje la estructura de la aspirina

2. ¿Qué diferencia hay entre el porcentaje (%) de ácido acetil salicílico en la

tableta y el obtenido en el experimento? 3. Identifique el reactivo límite y el reactivo en exceso del experimento.

5. Bibliografía

Molina Caballero, Manuel Fredy; Hernández Fandiño, Orlando (2010).Recolección de un gas sobre un líquido. Guía de laboratorio. Química. Universidad Nacional de Colombia.Facultad de ciencias. Bogotá D.C.

Serway, Raymond A.; Faughn, Jerry S. Física. Quinta edición. México: Pearson Edu-cación, 2001. 908 p.

Wingrove, Alan; Caret, Robert. Quimica Or-ganica. México: Ed. Harla 1984.

Miller, Glenn. Quimica Basica, México: EdHarla. 1984.

Vidal, Jorge. Curso de quimica inorganica.Argentina: Ed. Stella. 1984[6] Posas, Antonio. Curso de quimica. España:Ed Mc Graw Hill. 1994





PRACTICA 4. DETERMINACION DE LA CONSTANTE R PARA LOS GASES

1. Objetivos

Obtener oxígeno por descomposición de clorato de potasio

Determinar la constante R para los gases

Analizar las propiedades químicas y físicas del Oxígeno.

2. Fundamentación teórica El estado gaseoso es un estado disperso de la materia, es decir que las moléculas del gas se encuentran separadas unas de otras por distancias mucho más grandes que el diámetro real de las moléculas, por lo cual el volumen ocupado por un gas (V) depende de la presión (P), la temperaturas (T) y de la cantidad de moles (η). Los gases se difunden debido a que sus moléculas se encuentran en constante y rápido movimiento en forma desordenada, además no reaccionan pueden mezclarse en cualquier proporción y son fácilmente comprensibles, o sea que se pueden forzar las moléculas del gas a que estén lo más cercanas posibles. Las leyes de los gases son generalizaciones importantes que hacen referencia al comportamiento macroscópico de las sustancias gaseosas; las principales leyes son:

Ley de Boyle

Ley de Charles

Ley de Gay-Lussac

Ley de Avogadro

Ley combinada de gases

Ley de gases ideales: El gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento presión-volumen-temperatura se puede describir completamente por la ecuación del gas ideal o de estado. Esta ecuación describe la relación entre las cuatro variables experimentales P, V, T, η. Esta ecuación se puede describir en su forma más común:

PV= ηRT El valor de la constante universal de los gases R, se puede encontrar del hecho experimental de que 1 mol de un gas (η=1) a condiciones normales ocupa 22.4 litros, despenando la ecuación y reemplazando por los valores conocidos tenemos:

PV 1atm 22.41L

R = = x = 0.0821 atm.L/molK ηT 1mol 273K

Recuerde:





cuando se utilice a el valor R = 0.0821 atm.L/mol.K, la presión debe estar en atmosferas, el volumen en litros, la temperatura en grados kelvin y η en moles.

Todas las sustancias en estado gaseoso están formadas por moléculas homonucleares son como mínimo diatómicas, excepto los gases nobles. Ejemplo: H2, O2, O3, He, Ar.


1 Balón con desprendimiento lateral Agua

1 Soporte universal KClO3

1 Manguera de caucho MnO2

1 Mechero Lana de vidrio

1 Balanza

1 Aro con nuez

1 pinzas con nuez

1 Probeta de 1000 ml

1 Tapón de caucho

1 Cubeta

1 Malla de asbesto

1 termómetro

3. Procedimiento: Pese, con precisión 1 gramos de clorato de potasio KClO3 y póngalo en el balón con desprendimiento lateral el cual debe estar limpio y seco; agregue 0.2 g de dióxido de manganeso MnO2 y agite suavemente hasta que los reactivos se mezclen completamente. Coloque una porción de lana de vidrio (opcional) por debajo de la salida superior del balón y tape con el tapón de caucho. Pese el sistema (balón, KClO3, MnO2, lana de vidrio y tapón de caucho), exactamente y anote este dato como peso1. A continuación conecte la manguera de caucho a la salida lateral. Llene la probeta de 1000 ml con agua del grifo e inviértale dentro de una cubeta que contenga agua sin que quede burbujas en la probeta; introduzca el extremo libre de la manguera de caucho en la probeta teniendo cuidado de que no entre aire y proceda a calentar el balón suavemente hasta cuando observe que no salgan burbujas (la boca de la manguera siempre debe estar dentro de la probeta y en contacto con el agua).Retire la manguera, coloque la probeta verticalmente y boca abajo, haga la lectura del volumen del O2 recogido después de haber dejado reposar el sistema durante 5 minutos. Deje enfriar el balón y péselo. Anote el peso 2. Mientras lee el volumen de oxígeno que se ha recogido, mida la temperatura del agua colocando el termómetro cerca de la boca de la probeta. Cuando haya obtenido estos datos, suba lentamente la probeta y, antes de sacarla del agua, coloque su mano en la boca para evitar que el oxígeno recogido se escape. Invierta la probeta, levante rápidamente e introduzca un palito con la punta en ignición y observe. Recuerde: para efectuar los cálculos, tenga presente que el peso del gas es igual a la diferencia del peso1-peso2.





Figura 3. Montaje para obtención de oxígeno

Datos Obtenidos

KCLO3

peso1

peso2

O2 Recogido

Gramos

Volumen

Temperatura

Teniendo en cuenta la presión de Bogotá (560 mmHg) y la presión de vapor de agua a la temperatura leída que Uds. recogieron el O2 (Consulte la tabla de presiones de vapor del agua) realice los siguientes cálculos.

Presión parcial del oxigeno

Fracción molar de oxígeno

Moles de oxigeno seco producidos

Moles de oxígeno húmedo obtenidos

Volumen de oxígeno seco obtenido

Volumen de O2 seco teórico práctico que se debería obtener (estos cálculos se realizan teniendo en cuenta la cantidad de KClO3 pesada y la reacción que ilustra el proceso)

MnO2

2 KClO3 2 KCl + 3O2

Numero de moléculas de oxigeno obtenido en la probeta

Rendimiento de la reacción

Valor R encontrado experimentalmente





Moles

Gramos

Teórico Práctico

Volumen ml

O2 Seco

O2 húmedo

Valor de R Teórico 0.082molK

Latm.

Valor de R experimental _____________

100% XTeórico


4. Cuestionario

1. ¿Siempre se recogen los gases desalojando agua?

2. ¿Cuál es la propiedad física que permite que el oxígeno pueda ser recogido

desalojando agua?

3. ¿A qué se debe el fenómeno que ocurre cuando usted acerca el palo en ignición a la boca de la probeta que contiene oxígeno?

4. ¿Es el oxígeno libre muy abundante en la naturaleza ¿Por qué?

5. ¿Cómo se obtiene industrialmente Oxígeno? (Enumere los procesos fundamentales)

6. Bibliografía

BROWN; LEMAY y BURTEN. Química la ciencia. Séptima edición. México, Central Prentice Hall, 1998.

BRICEÑO, Carlos y RODRÍGUEZ DE CÁCERES, Lilia. Química. Segunda edición. Bogotá, Editorial Educativa, 1999






PRACTICA 5. UNIDADES DE CONCETRACIÓN

1. Objetivos

Determinar las diferentes unidades de concentración de una muestra problema.

Separar los componentes de una solución.

2. Fundamentación teórica

Una solución está formada por uno o varios solutos en un solvente (disolvente). Por lo cual una solución comprende las partículas de los solutos y las del solvente. Las propiedades químicas de una solución están determinadas por la naturaleza y por las proporciones relativas de sus componentes. Las proporciones relativas de los componentes de una solución se pueden expresar como la cantidad de soluto disuelto en una cantidad dada de solvente o también como la cantidad de solutos disuelto en una cantidad dada de la solución. Las soluciones o mezclas homogéneas pueden hallarse en cualquiera de los tres estados físicos de la materia (solido, líquido, gaseoso) donde el solvente es que indica el estado físico de la solución. Concentración La concentración de un soluto en una solución es una propiedad intensiva que se define como la cantidad de soluto en una cantidad dada de solvente (unidad de volumen) Esta se puede expresar en diferentes unidades:

Unidades Químicas: Entre las unidades químicas se encuentra: Molalidad (m) Molaridada (M) Normalidad(N) Fraccion molar (Xm)

Unidades Físicas: Las más utilizadas son: Densidad (ρ) Porcentaje peso a peso (%w/w) Porcentaje peso volumen (%w/V) Porcentaje volumen volumen (V/V) Partes por millón (ppm)

A menudo es necesario diluir una solución para prepare a partir de esta una de concentración más baja. Los cálculos en estos casos pueden efectuarse partiendo del hecho de que la cantidad total de soluto permanece constante en la disolución, de tal modo que el producto de la concentración por el volumen permanece también constante. Esto lo podemos identificar como;

V1 xC1 = V2xC2





El subíndice uno (1) es el de la solución concentrada (original), y el dos (2), el de la diluida (final). La concentración (C) solo se puede expresar en aquellas unidades que relacionan un componente de la solución con el total de ella. Por ejemplo normalidad.


Erlenmeyer de 50ml Solución problema

Placa de calefacción

Pera De succión o pipeteador

Balanza analítica

Pipeta volumétrica

3. Procedimiento

Pese con exactitud un erlenmeyer limpio y seco (p1).

Añada una alícuota de 10 o 25 ml.

Pese de nuevo el erlenmeyer (p2).

Caliente el sistema suavemente hasta que el solvente se evapore y aparente estar seco.

Deje enfriar el sistema y péselo (p3).

Vuelva a calentar el sistema, déjelo enfriar y péselo (p4).

Repita el procedimiento las veces que sea necesario hasta que los pesos finales sean los mismos.

Deposite el soluto recuperado en el recipiente indicado para esto, en el laboratorio. Datos Obtenidos

Nombre de la

solución

Primer ensayo

Segundo ensayo

Número de muestra

Alícuota

p1

p2

p3

p4

p5

p6





Nota: El estudiante debe realizar los cálculos correspondientes para determinar las unidades de concentración:

UNIDADES

CONCENTRACIÓN

Densidad

Porcentaje peso-volumen

Porcentaje peso -peso

Normalidad

Molaridad

Molalidad

Fracción molar

Partes por millón

Partes por millón

Numero de muestra_________

% peso volumen experimental ________ % peso volumen Reportado por el profesor ______

x100profesorsuporreportadovalor

al)experimentvalorprofesorsuporreportado(valorerrorde%

4. Cuestionario

1. Un error negativo en el resultado de su práctica es debido a:





2. Un error positivo en el resultado de su práctica es debido a:

3. Escriba los niveles permitidos ambientalmente en el análisis de gases de los carros.

4. Cuales son los contenidos permitidos en un agua potable para los:

Nitratos ______________Hierro _______________Dureza ______________

Nitritos _______________ Sólido disueltos __________

5. Describa una aplicación de proceso de evaporación como aplicación en su carrera.

7. Bibliografía

BROWN; LEMAY y BURTEN. Química la ciencia. Séptima edición., México, Central Prentice Hall, 1998.

BRICEÑO, Carlos y RODRÍGUEZ DE CÁCERES, Lilia. Química., Segunda edición. Bogotá, Editorial Educativa, 1999

CHANG, Raymond. Química., Sexta edición. México, Mc Graw Hill, 1998


TRUJILLO, Francisco. Soluciones acuosas. Teoría y aplicaciones., Primera edición. Medellin, Universidad de Medellin, 2004.





PRACTICA 6. CAPACIDAD CALORICA (CP)

1. Objetivos

Identificar el calor especifico de un calorímetro

Calcular el calor específico de un metal, confirmando durante la practica las leyes de equilibrio térmico y de conservación de energía en sistemas termodinámicos.

2. Fundamentación teórica

El calor es la energía que se transfiere de un objeto a otro debido a unas diferencias de temperatura. La temperatura es definida como la medida del grado de calor o frio de los cuerpos, pero sabemos que la medida de la energía cinética molecular medida de un cuerpo. Las unidades más utilizadas en la medición del calor son:

Caloría (Cal): es la cantidad de calor necesaria para elevar 1 gramo la temperatura de 1 gramo de agua y depende ligeramente de la variación de la temperatura.

1 Caloría = 4,184 joules

Joule (J): esta unidad permite relacionar fácilmente otras unidades de energía, fuerza, aceleración, etc.,

1 Joule = 1 newton x 1 metro

1 newton = 1kilogramo x1 metro x1 segundo -2 Calor específico y capacidad calórica: El calor específico se define como el calor necesario para elevar la temperatura de un gramo de una sustancia, un grado centígrado o las BTU necesarias para elevar la temperatura 1 libra de la sustancia 1 grado Fahrenheit. El calor específico se expresa en el sistema métrico en calorías por grado centígrado (cal/g-°C), y en sistema ingles en BTU por grado Fahrenheit (BTU/lb-°F). La capacidad calórica de una sustancia es la cantidad de calor necesaria para elevar un grado su temperatura. La capacidad calórica es igual al calor específico por la masa de la sustancia, y puede ser expresada en calorías por grado centígrado o en BTU por grado Fahrenheit. Frecuentemente se utilizan la capacidad calórica molar o la capacidad calórica atómica.






Calorímetro Agua de la llave

1 termómetro 10-50°C Hielo

1 termómetro 10-150°C Pedazo de Nailon

1 vaso de precipitado de 250ml 2 Metales

1 placa de calefacción

1 aro con nuez

1 erlenmeyer de 150 ml

3. Procedimiento Experiencia 1

Pese el vaso de calorímetro (p1) (vaso de vidrio)

Vierta en el calorímetro una cantidad de agua de la cual se debe saber su masa exacta (p2)

Tape el calorímetro y deje reposar el sistema dentro del calorímetro tapado por 15 minutos con el termómetro puesto hasta alcanzar un equilibrio térmico. Lea la temperatura (T1) la cual debe ser constante.

Caliente una masa de agua exacta de agua en un erlenmeyer (p3) hasta 40°C

Levante la tapa del calorímetro ya añada el agua caliente. Debe conocer la temperatura (T2) del agua en el momento de añadirla.

Tape inmediatamente el calorímetro, agite cuidadosamente el sistema y realice la lectura de la temperatura cada 60 segundos hasta que esta se estabilice (T3).

Nota: tenga cuidado que la suma total de agua colocada en el vaso del calorímetro sea menor a 100 ml, de la capacidad de éste, para que pueda agitar el sistema. Repita el procedimiento anterior teniendo cuidado que el volumen total del agua dentro del vaso sea el mismo del primer ensayo.

P1(g) P2(g) P3(g) T1(°C) T2(°C) T3(°C)

Primer ensayo

Segundo ensayo

Cálculos (debe realizarse para los dos ensayos) Calor ganado por el calorímetro + calor ganado por el agua en el calorímetro + calor cedido por el agua caliente añadida = 0 P1 (Cp(calorimetro)) (T3-T1) + P2 (Cp (agua líquida)) (T3-T1) + P3 (Cp(agua líquida)) (T3-T2) =0 Cp experimental (promedio):





Cp reportado en la bibliografía (teórico):

100% XTeórico


Experiencia 2

Vierta agua en un recipiente de vidrio aproximadamente hasta la mitad y caliente hasta ebullición.

Pese el pedazo de metal y registre este peso (p1).

Átelo con una cuerda de nailon nylon y sumérjalo en el agua que se está calentando hasta que este en ebullicion durante 10 minutos, deje el extremo de la cuerda sobre el borde del recipiente de vidrio para que pueda sacar el bloque posteriormente .

Mientras el agua hierve, pese una cantidad exacta de agua en el vaso del calorímetro (del cual usted ya conoce su peso y su capacidad calórica) suficiente como para cubrir el bloque de metal y registre este peso como W2 vuelva a colocar el vaso dentro del calorímetro y espere hasta que se haya establecido el equilibrio térmico, anote esta temperatura como T1. (NOTA : Durante todo el experimento mantenga el calorímetro alejado del mechero).

Mida con el termómetro la temperatura del agua que está hirviendo. Este será el valor inicial de la temperatura del sólido o sea T2.

Ahora levante el sólido de la cuerda y sosténgalo por unos instantes, justo encima de la superficie de agua hirviendo, para que el vapor lo seque. Introdúzca el sólido rápidamente dentro del calorímetro. Tape el calorímetro, aléjelo del mechero y empiece a agitar suavemente mientras observa como cambia la temperatura del sistema. Observe el máximo valor de temperatura alcanzado (temperatura de equilibrio) y registre este dato como T3 o temperatura final.

Repita todo el procedimiento con un segundo sólido.

Figura 4. Montaje capacidad calorica de un metal





P1

(Peso del metal) P2

(peso del agua) T1 T2 T3

Primer metal

Segundo metal

Capacidad calórica del calorímetro

Masa del vaso del calorímetro

Cálculos (debe realizarse para los dos ensayos) Calor ganado por el calorímetro + calor ganado por el agua en el calorímetro + calor ganado por el metal = 0

Pcalorimetro (Cp(calorimetro)) (T3-T1) + Pagua (Cp (agua líquida)) (T3-T1) + PMetal (Cp(metal)) (T3-T2) = 0 Nombre del metal Cp experimental: Cp reportado en la bibliografía (teorico):

100% XTeórico


4. Cuestionario

1. ¿Por qué es posible calibar un termometro en una mezcla hielo-agua?

2. Describa una aplicación importante relacionada con el calor especifico del agua y el medio ambiente

3. Cuales es la importancia de determinar la capacidad calórica de un metal.

4. Que factores ocacionan la diferencia entre la Capacidad calórica de un gas y un sólido.





5. Bibliografía

BRICEÑO, Carlos y RODRÍGUEZ DE CÁCERES, Lilia. Química., Segunda edición. Bogotá, Editorial Educativa, 1999

CHANG, Raymond. Química., Sexta edición. México, Mc Graw Hill, 1998


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