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ASUNTOS Y GESTIÓN DE LA CALIDAD ACADÉMICA


UNIVERSIDAD PRIVADA DE HUANCAYO

F R A N K L I N R O O S E V E L TRESOLUCIÓN N° 571-2009--CONAFU

GUIA DE PRÁCTICA DE QUÍMICA INTEGRADA

Facultad de Ciencias de la Salud

Escuela Académica Profesional de Farmacia y Bioquímica

Unidad Didáctica: Química Integrada

Ciclo académico: II

Profesor Coordinador: Q.F. Rodolfo Huguet Tapia

1Guía de Práctica de Química Integrada Autor: Q.F. Rodolfo Huguet Tapia

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INSTRUCCIONES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO

NORMAS PARA EL USO DEL LABORATORIO

Las clases prácticas de laboratorio son herramientas indispensables para el desarrollo integral de los Cursos de Química, por eso es necesario observar al máximo las normas siguientes:

1.- Realizar las Prácticas de Laboratorio con el debido interés y responsabilidad.

2.- Tener en cuenta las indicaciones del Jefe de Prácticas sobre el uso del material y equipo del Laboratorio, así como el orden, limpieza y seguridad que debe mantener.

3.- Cada alumno será integrante de un grupo de trabajo al cual pertenecerá a lo largo del ciclo.

4.- Será nombrado en forma relativa un coordinador de grupo quién será el responsable del material o equipo recibido.

5.- Al iniciarse la práctica, el coordinador de grupo canjeará su carnet universitario por el material y reactivos a utilizarse en dicha práctica.

6.- En caso de daño o deterioro de material o equipo el Coordinador de grupo informará del hecho al profesor, todo el grupo es responsable del daño causado.

7.- Para el uso de equipos de Laboratorio los alumnos deberán leer las indicaciones de uso que acompañarán a dichos equipos y sobre todo ponerlas en práctica.

8.- Al finalizar las prácticas se procederá a limpiar el material a fin de entregarlo en las mismas condiciones que fueron recibidos.

9.- Una vez limpio el material, el coordinador de grupo lo devolverá a la persona encargada de Laboratorio, previo visto bueno del profesor y procederá a recibir su carné.

10. El Laboratorio deberá quedar completamente limpio, las mesas secas y limpias, debiendo arrojar todos los desechos al tacho de basura.


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PRIMEROS AUXILIOS

CORTES, producidos por roturas de tubos de vidrio o termómetros, las partes afectadas lavar con agua, aplicar un antiséptico y luego una venda.ACIDOS EN LOS OJOS: Lavar inmediatamente la parte afectada con bastante agua del caño, luego llevar a un centro médico.

ALCALI EN LOS OJOS: Lavar inmediatamente la parte afectada con bastante agua del caño, luego llevar a un centro médico.

QUEMADURAS PRODUCIDAS POR:

ACIDOS: Lavar con bastante agua de caño, luego con una solución saturada de bicarbonato de sodio, volver a lavar con agua, secar con gasa y aplicar picrato de butesina.

FENOL: Lavar con alcohol al 50% con una solución de agua de bromo al 1%, secar y aplicar vaselina.

BROMO: Lavar con bastante agua de caño, luego con una solución concentrada de bisulfito de sodio hasta eliminar el bromo lavar con agua, secar y aplicar vaselina.

FUEGO: Las quemaduras por fuego o por contacto con objetos calientes se alivian, aplicando a la parte afectada picrato de butesina.

ATENCION:

EN CASOS GRAVES SOLICITAR ATENCION MEDICA.


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PRÁCTICA 01

INTRODUCCION AL TRABAJO DE LABORATORIO

OBJETIVOS:

1. Verificar experimentalmente los conceptos teóricos de las principales operaciones químicas fundamentales.

2. Diferenciar las diversas operaciones fundamentales y determinar su eficacia en la separación de los componentes de una mezcla.

La Química tiene enorme importancia para las Ciencias de la salud. Por ejemplo: La determinación cuantitativa de algún componente de la sustancia analizada consta de una serie de operaciones consecutivas como muestreo de la sustancia que se estudia, preparación de ésta para análisis, pesada de la porción, su disolución o fusión, concentración por evaporación de la solución, etc.

Una vez preparada la solución estudiada, la determinación cuantitativa de sus componentes puede llevarse a cabo por diferentes métodos (gravimetría, volumetría y otros), cada unos de los cuales tiene su propia técnica de operaciones.

En esta práctica realizaremos la técnica de operaciones generales utilizadas en química: precipitación, pesadas, decantación, filtración, lavado, secado, así como el tratamiento matemático de los resultados. Cada operación debe realizarse exacta y minuciosamente: sólo así se podrá obtener los resultados seguros.

OPREACIONES COMUNES DE LABORATORIO DE QUIMICA:

PRECIPITACION: La precipitación es la acción de separar partículas sólidas en líquidos claros mediante alguna reacción química o mutación física. El cuerpo sólido se separa en forma de precipitado. La sustancia que ocasiona la precipitación, se llama precipitante y el líquido que queda en el vaso por encima del precipitado se llama líquido sobrenadante.

El precipitado, por lo general se asienta en el fondo del vaso por gravedad, en otros casos queda suspendido y en otros, flora en la superficie.

DECANTACION: Consiste en la separación del sólido, sedimentado en el fondo del recipiente del líquido sobrenadante, vaciando con cuidado el líquido. El tratamiento se usa frecuentemente en el lavado del precipitado antes de la filtración.

SEDIMENTACION: Asentamiento de la fase sólida en la suspensión por el efecto de


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gravedad.

FILTRACION: Operación que consiste en separar los sólidos de los líquidos con ayuda de una sustancia porosa como filtro, lana de vidrio, crisol filtrante, arena, amianto, etc.

CENTRIFUGACION: Es un método de separación de fase sólida de un líquido, sometiendo la suspensión a la fuerza centrífuga.

EVAPORACION: El proceso de separación de la fase líquida aplicándole calor a temperaturas un poco menores de 100ºC.

PARTE EXPERIMENTAL

REACTIVOS:Solución de yoduro de potasio KINitrato de plomo Pb(NO3)2

Agua destilada

MATERIALES Y EQUIPOS:Luna De relojVaso Varilla Embudo de filtraciónPapel filtroPiscetaEstufaBalanza

PROCEDIMIENTO

Consistirá en la determinación de la cantidad de Pb presente en una muestra de nitrato de plomo (II), Pb(NO3)2 . El nitrato de plomo se convierte en yoduro de plomo insoluble, según la reacción siguiente:

Pb(NO3)2(s) + 2KI(ac) ---------- 2KNO3(ac) + PbI2(s)

Pese en la balanza 0.5 g de nitrato de plomo (II) utilizando una luna de reloj.

Coloque la muestra pesada en un vaso de precipitados y disolverla con 20 ml de agua destilada agitando con una varilla de vidrio.

Agregue a la solución anterior, gota a gota, aproximadamente 40 ml de la solución de yoduro de potasio hasta lograr una cantidad apreciable del precipitado amarillo de yoduro de plomo.


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Deje sedimentar el precipitado durante unos 5 minutos.

Pese el papel filtro y anote su peso en cuaderno.

Arme un equipo de filtración como se indica en la figura.

Vierta cuidadosamente el contenido del vaso sobre el filtro, tratando de no enturbiar la solución y para evitar que se tupan los poros del filtro. Use una varilla para dirigir la caída de líquido.

Lave repetidamente el precipitado con agua destilada de la pisceta y continúe filtrando.

Lleve el embudo con el filtro a la estufa y deje secar a una temperatura entre 80°C y 90°C.

Una vez seco el filtro, déjelo enfriar y péselo en la balanza, anotando el dato en cuaderno.

Determine por diferencia el peso de yoduro de plomo formado.

Con estos datos, calcule la cantidad de plomo presente en el yoduro de plomo obtenido, si se sabe que una mol de yoduro de plomo pesa 461 gramos y contiene una mol de plomo de 207 gramos:

Peso Molar de PbI2 ---------- Peso Molar de Pb

Peso de PbI2 obtenido ---------- X

Donde:

Peso Molar de PbI2= 461 g / molPeso Molar de Pb = 207 g / mol

Peso de PbI2 obtenido=Peso (filtro+precipitado) –Peso (filtro sólo)

CUESTIONARIO:

1.- ¿Por qué las suspensiones calientes se filtran más rápido, que frías?

2.- Explique, si mediante la técnica de decantación se logra la separación total de la sustancia que se quiere separar. ¿Por qué?


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FILTRACION





PRÁCTICA 02

PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS: CLASIFICACION PERIODICA

OBJETIVO:

Estudiar y correlacionar las propiedades de elementos conocidos y vistos como un grupo o familia.

DISCUSIÓN:

La ley periódica resume muchas observaciones sobre las propiedades de los elementos. Se puede establecer como sigue: CUANDO LOS ELEMENTOS SE ACOMODAN EN ORDEN CRECIENTE DE SUS NUMEROS ATOMICOS, MUESTRAN PROPIEDADES SIMILARES PERIODICAMENTE. Al elaborar la tabla periódica actual, los elementos fueron acomodados uno tras otro, en grupos, debido a sus propiedades químicas semejantes. Por ejemplo, todos los elementos del grupo IA, son metales que, cuando reaccionan, forman iones con una carga de 1+. Si se examinan las configuraciones electrónicas de estos elementos, se verá que el nivel electrónico exterior para cada uno no tiene sino un electrón en un subnivel s. En forma semejante, todos los elementos del grupo IIA tienen una configuración electrónica en el nivel exterior que se podría generalizar como ns2. De hecho, examinando cualquier grupo dentro de la tabla periódica, se ve que todos los elementos en el grupo tienen la misma estructura electrónica en el nivel exterior. Las estructuras electrónicas similares conducen a propiedades físicas y químicas semejantes.

PARTE EXPERIMENTAL:

REACTIVOS MATERIALES

*Solución de NaF *Gradilla con 4 tubos*Solución de KCl *Vaso de 250 ml*Solución de KBr *Espátula*Solución de KI*Solución de AgNO3

*Solución de NH4OH*Agua de cloro*Agua de bromo*Na, Li, K metálicos*Mg metálico


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*Fenolftaleína*Soluciones de Mgl2, CaCl2, SrCl2, BaCl2*Acido sulfúrico 2M

1. FAMILIA DE LOS HALÓGENOS (GRUPO VIIA)

A. SOLUBILIDAD EN AGUA DE HALUROS DE PLATA

Coloque en 4 tubos de ensayo 1 ml (aproximadamente 20 gotas) de soluciones 0.1 M de NaF, KCl, KBr y KI y adicióneles 20 gotas de AgNO3

0.1M, agite y espere, que sedimenten los precipitados formados. Anote el color de los precipitados y ordene los haluros de acuerdo a la cantidad formada (se tiene en cuenta que a mayor cantidad de precipitado, menor solubilidad).

Las ecuaciones serían:

NaF + AgNO3 ------------

KCl + AgNO3 --------------

KBr + AgNO3 ------------

KI + AgNO3 -------------

Ordene los haluros de plata de menor a mayor solubilidad en agua.

B. SOLUBILIDAD EN AMONIACO ACUOSO DE HALUROS DE PLATA:

En los tubos del experimento anterior elimine el líquido sobrenadante y adicione a los diferentes precipitados 20 gotas de solución de amoníaco 6M, NH4OH.

Las ecuaciones serían:

AgCl(s) + 2NH4OH -------

AgBr(s) + 2NH4OH -------

AgI(s) + 2NH4OH ---------

Ordene los haluros según la solubilidad del precipitado en amoniaco.

C. PODER OXIDANTE DE LOS HALÓGENOS LIBRES


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Nota.- Para esta parte de experiencia debe tenerse en cuenta, que los halógenos libres disueltos en tetracloruro de carbono, dan las siguientes coloraciones:

Cl2 amarillo Br2 anaranjado I2 violeta

Tómese en dos tubos de ensayo 1 ml (20 gotas) de solución 0.1M de KBr y KI, agrégueles 1 ml de agua de cloro (gas cloro disuelto en agua) y 10 gotas de tetracloruro de carbono, agite bien. Observe el color que toma la fase inferior de tetracloruro de carbono.

Las reacciones que ocurren, son:

2KBr + Cl2 ------>

2KI + Cl2 ------>

A un tubo que contenga solución de KI, adiciónele 1 ml de agua de bromo (bromo líquido disuelto en agua) y 10 gotas de tetracloruro de carbono, agite y observe el color de la fase inferior.

2KI + Br2 ------>

De acuerdo a lo observado en las experiencias anteriores, trate usted de relacionar las propiedades de los 4 halógenos con su configuración extranuclear.

Ordene los halógenos según la facilidad creciente de ser desplazados de sus sales haluros (PODER OXIDANTE DECRECIENTE).

2.- FAMILIA DE LOS METALES ALCALINOS (GRUPO IA)

a) REACTIVIDAD CON AGUA.


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H2





En un vaso pequeño que contiene 100 ml de agua, deje caer un trocito de litio recién cortado. Anote sus observaciones.

2Li + H2O ------>

A la solución formada agréguele 3 gotas de fenolftaleína.b) Repítase la experiencia anterior, empleando un trocito de sodio recién

cortado.

2Na + H2O ------>

c) Haga lo mismo con un trocito de potasio recién cortado. Escriba las ecuaciones correspondientes de las 3 reacciones.

2K + H2O ------>

¿Qué propiedad común poseen los tres elementos?

Ordene los elementos de acuerdo a la reactividad creciente con el agua.

3.- FAMILIA DE LOS METALES ALCALINO-TÉRREOS (GRUPO IIA)

A. REACTIVIDAD EN AGUA:

En un vaso pequeño con unos 25 ml de agua coloque un trocito de magnesio (Mg) y 5 gotas de la fenolftaleína. Caliente a ebullición por unos instantes. La aparición de color rojo grosella indicaría la formación del hidróxido de magnesio, según la ecuación:

Mg + 2H2O ----------- Mg(OH)2 + 2H2.


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Compare la reactividad del Mg con la reactividad de cualquier metal alcalino. Saque las conclusiones al respecto.

B. SOLUBILIDAD EN AGUA DE LOS SULFATOS DE METALES ALCALINO-TÉRREOS

En cuatro tubos de ensayo coloque 20 gotas de las soluciones 0.1M de MgCl2, CaCl2, SrCl2 y BaCl2. Agregue a cada tubo 10 gotas del ácido sulfúrico, H2SO4 2M. Luego añada 20 gotas de etanol a cada tubo y compare las cantidades de los precipitados formados.

Las ecuaciones son:

MgCl2 + H2SO4 ------

CaCl2 + H2SO4 ------

SrCl2 + H2SO4 ------

BaCl2 + H2SO4 ------

¿Cómo se relaciona la cantidad del precipitado con la solubilidad en el agua?

CUESTIONARIO:

1.- ¿Cuál es la diferencia entre los metales alcalinos y alcalino-térreos en términos de sus propiedades físicas y químicas?-

2.- Proponga 5 solventes para los halógenos libres.

3.- Ordene en forma descendente la reactividad de los metales alcalinos.

4.- Cómo se reconocen cualitativamente los metales alcalinos?

5.- ¿Para qué se usa la fenolftaleína?

6.- ¿Qué función cumple el alcohol en el experimento de los metales alcalino-térreos?

7.- ¿Qué relación existe entre la solubilidad de haluros de plata en agua y en amoniaco y el tamaño de los iones de haluros?


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8.- Escriba las ecuaciones de las reacciones que tendrían lugar entre Ca, Sr y Ba con agua.

9.- Represente las configuraciones electrónicas de los elementos cuyos números atómicos son: 9, 14, 23, 41.

PRÁCTICA 03

ENLACE QUIMICO

OBJETIVO:

Determinar el tipo de enlaces de las diferentes sustancias. Predecir la polaridad de los compuestos covalentes. Aprender a diferenciar entre los electrólitos fuertes y débiles por su capacidad de conducir la corriente.

DISCUSION:

El ENLACE QUIMICO puede definirse como la fuerza de adhesión entre los átomos (caso de las moléculas) o iones (caso de los compuestos iónicos).

Tipos de Enlace:

(a) Enlace iónico (o electrovalente); se forma cuando uno o más electrones del nivel de valencia de un átomo, se transfieren al nivel de valencia de otro, transformandose ambos en iones positivo y negativo, respectivamente, y atrayendose entre sí electrostáticamente. Esta atracción electrostática entre los iones de carga contraria es el enlace llamado iónico. Los compuestos iónicos en estado fundido o en soluciones acuosas contienen iones (átomos con carga eléctrica), los cuales originan una diferencia del potencial, que permite el paso de la corriente eléctrica.

(b) Enlace covalente consiste en un par de electrones compartidos entre dos átomos.

(*) En un enlace covalente ordinario el par electrónico (o pares de electrones en caso de enlaces dobles y triples), está formado por aportes equitativos de cada átomo.

(*) Enlace covalente coordinado se forma cuando uno de los átomos aporta el par electrónico y el otro, el orbital vacante.


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(*) Enlace covalente apolar se origina entre dos átomos iguales o con las electronegatividades iguales, lo que conduce a la distribución simétrica de la densidad electrónica alrededor de los núcleos de ambos átomos.

(*) Enlace covalente polar se produce entre dos átomos con diferentes electronegatividades, lo que conduce a la distribución desigual de la densidad electrónica con respecto a los núcleos y la aparición de las cargas parciales de signo contrario.

MATERIALES Y REACTIVOS:

Equipo para medir la conductividad eléctrica Un vasito de 150 ml Probeta Trípode Varilla de vidrio Agua destilada Solución de HCl 0.1M Solución de CH3COOH 0.1M Solución de NaOH 0.1M Solución de NH4OH 0.1M Solución de NaCl al 1% Solución de CuSO4

Etanol Solución de glucosa Bencina

PARTE EXPERIMENTAL:

(1) Utilice un conductímetro adecuado.

(2) Coloque unos 50 ml de agua destilada en un vaso y pruebe su conductividad.

(3) Repita el ensayo con el agua del grifo (potable).

(4) Ensaye una por una las demás soluciones y líquidos propuestos.

(5) Determine, cuál de estos compuestos es apolar.

(7) Determine, cuáles serían electrólitos fuertes y cuáles débiles

RESULTADOS:

COMPU- INTEN IONES COMP. COMP. COVALEN ELECTRÓLITO


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ESTO SIDADFOCO

PRESENT. IÓNICO NO ELECTRÓLPOLAR APOLAR FUERTE DÉBIL

Agua destiladaAgua potableHCl

CH3COOH

NaOH

NaCl

NH4OH

CuSO4

C2H5-OH

C6H12O6

Bencina

CUESTIONARIO:

01. ¿Por qué el agua del grifo tiene la conductividad eléctrica distinta de la conductividad del agua destilada?

02. ¿Qué es un dipolo?

03. De los dos solventes, CH3CH2OH y CCl4, ¿cuál sería inmiscible con el agua? ¿Por qué?

04.- Entre las sustancias NaOH y NH4OH, ¿cuál sería electrólito más fuerte? ¿Por qué?

05.- Represente las estructuras de Lewis (fórmulas electrónicas de puntos) de los compuestos ensayados y en la práctica realizada.


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PRÁCTICA 04

REACCIONES QUIMICAS

OBJETIVO:

En este experimento se estudiará los diferentes tipos de reacciones químicas que se producen comúnmente en el laboratorio.

DISCUSION:

Las reacciones químicas son las interacciones de dos o más sustancias entre sí o la acción sobre ellas de agentes externos como luz, calor, electricidad, etc., que producen los cambios en sus nuevos compuestos con características físicas propias diferentes a las de sustancias reaccionantes.

TIPOS O CLASES DE REACCIONES QUIMICAS:

Para su mejor estudio las reacciones químicas se clasifican de la siguiente manera:

1.- REACCIONES DE COMBINACIÓN (UNIÓN O SÍNTESIS). Ejemplos:

a. Elemento más elemento-----------------> Compuesto2 Mg + O2 ----------------------------> 2 MgO

b. Elemento más compuesto 1--------------> Compuesto 2O2 + 2 NO ----------------------------> 2 NO2

c. Compuesto 1 mas compuesto 2 ----------> Compuesto 3.BaO + CO2 ----------------------------> BaCO3

2.- REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN (Son las reacciones opuestas a las reacciones de combinación).

a. Compuesto más calor ---> Compuestos y/o elementosCaCO3 + calor -----------------> CaO + CO2


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3.- REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO SIMPLE:

Elemento 1 más Compuesto 2 --> Elemento 2 más compuesto 1Zn + 2HCl --------------> H2 + ZnCl2

4.- REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO (METÁTESIS)

a. Con formación de precipitados (pp):I) Con pp amorfo: Ca++ + S--2 -------> CaS

II) Con pp. cristalino:(CH3COO)2Pb + 2 KI -------> PbI2 + 2 CH3COOK

III) Con pp. coloidal:FeSO4 + 2NH4OH -------> Fe(OH)2 + (NH4)2SO4

b. Si formacion de precipitado (pp):I) Sin coloración:

NaOH + HCl ---------> NaCl + H2O

II) con coloración:2K2CrO4 + 2HCl -------> K2Cr2O7 + 2KCl + H2O

5.- REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN (son reacciones en las cuales ocurre tansferencia de electrones).

Oxidación: es la pérdida de electrones;Reducción: es la ganancia de electrones.

El elemento que gana electrones se reduce y es el agente oxidante;El elemento que pierde electrones se oxida y es el agente reductor:

2 Na + 2 H2O --------> H2 + 2NaOH ag. red. ag. ox.

6.- REACCIONES CON FORMACIÓN DE COMPLEJOS.

AgNO3 + 2NH4OH --------> Ag(NH3)2OH + H2O

Esta reacción ocurre en dos etapas:

I-a etapa: 2AgNO3 + 2NH4OH ----> Ag2O + 2NH4NO3 + H2O

II-a etapa: Ag2O + 4NH4OH ---- 2 Ag(NH3)2OH + 3H2O17

Guía de Práctica de Química Integrada Autor: Q.F. Rodolfo Huguet Tapia

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PARTE EXPERIMENTAL

Las reacciones que vamos a realizar se refieren a las clases o tipos 1, 2, 4, 5, 6, cuyo objetivo será comprobar si se llevan a cabo o no y escribir las ecuaciones con los productos respectivos.

a) Quemar un trozo de cinta de magnesio, comparar el aspecto de la cinta con el resíduo de combustión:

2Mg + O2 --------->

b) En un tubo de ensayo calentar con cuidado una pequeña porción de clorato de potasio (KClO3), observar y comparar la muestra original con el resíduo:

2KClO3 + calor --------->

c) Con 1 ml (20 gotas) de las siguientes soluciones 0.1M de BaCl2, HCl, K4Fe(CN)6, Na2SO4, K2CrO4, CuSO4, y Pb(NO3)2

realizar las siguientes reacciones químicas:

Na2SO4 + BaCl2 ---------->

Pb(NO3)2 + 2HCl ---------->

2CuSO4 + K4Fe(CN)6 --------->

2K2CrO4 + 2HCl ---------->

d) A 2 ml de solución de CuSO4 0.1M agregue una lentejita de Zinc (Zn) metálico, observe con cuidado las coloraciones de la solución y del metal: Zn --- plateado lustroso, Cu --- polvo disperso marrón:

CuSO4 + Zn ---------->

e) A 1 ml de la solucion 0.1M de AgNO3 agregue 1 ml de la solución 0.1M de NaCl. Observe con cuidado la formación de AgCl:

AgNO3 + NaCl ---------->

Ahora, haga sedimentar el precipitado, decante la solución sobrenadante y al sólido restante agregue 1 ml de solución 6M de amoníaco, NH4OH: si hay desaparición del sólido, AgCl, entonces se está formando el cloruro amoniacal


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de plata, Ag(NH3)2Cl:

AgCl + 2NH4OH ---------->

f) A 1 ml de la solución de sulfato de cobre CuSO4 agregue 10 gotas de solución de hidróxido de amonio, agite y anote sus observaciones.

CuSO4 + 4NH4OH ----------

CUESTIONARIO

1.- Si se quema 1.5 g de Mg metálico en presencia de oxígeno, ¿cuántos gramos de MgO se obtiene?

2.- Escriba 5 ejemplos de c/u de las reacciones de combinación, descomposición, desplazamiento, doble desplazamiento, oxido-reducción y formación de complejos.

3.- Explique, de donde proviene el oxígeno en la combustión de magnesio?

4.- ¿En qué casos se produce una reacción de precipitación? ¿Qué factores influyen? Explique.

5.- Prediga los productos de las siguientes ecuaciones:

a) 2CO + O2 --------->

b) SrCl2 + Na2SO4 --------->

c) Sn(NO3)2 + KI --------->

d) CaCO3 + calor --------->


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PRÁCTICA 05

SOLUCIONES

OBJETIVOS:

Aprender las formas de expresar la concentración de las soluciones y su preparación.

DISCUSION:

La solución es una mezcla homogénea (o uniforme) de dos o más sustancias, cuyas partículas son del tamaño atómico o molecular.

Los componentes de una solución son clasificados en soluto(s) y solvente(s). El solvente en una solución con los componentes en diferentes fases, es el componente que conserva la misma fase que la solución formada (p.ej., azúcar en el agua). El solvente es el agua, no importa la cantidad de azúcar disuelto, puesto que el agua tiene la misma fase que la solución obtenida.

En el caso de las soluciones cuyos componentes tienen la misma fase, el solvente es el componente que se encuentra en proporción mayor (p.ej., en el aire el nitrógeno se encuentra en un 79%, por lo que es considerado como solvente).

CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES

Se puede decir que una solución está diluida si sólo hay unas pocas partículas de soluto disueltas en ella, o concentradas si hay muchas partículas disueltas.

Al trabajar con las soluciones frecuentemente se necesita conocer con exactitud la concentración del soluto presente. La concentración de una solución es la medida numérica de la cantidad relativa de soluto en la solución; esta medida es, por consiguiente, expresada siempre como una relación.


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(*) TANTO PORCIENTO PESO EN PESO, %p/p:

W,g soluto%p/p = ------------------------- x 100%

W,g solución

El tanto por ciento peso en peso de una solución indica el número de gramos de soluto en cada 100 gramos de solución. Por ejemplo, una solución al 10%p/p de NaOH contiene 10 gramos de NaOH por 100 gramos de solución.

(*) TANTO PORCIENTO VOLUMEN EN VOLUMEN, %v/v:

V,ml soluto%v/v = ------------------------- x 100%

V,ml solución

El tanto por ciento volumen en volumen de una solución indica el número de mililitros de soluto en cada 100 mililitros de solución. Por ejemplo, una solución al 25%v/v de alcohol en agua, contiene 25 mililitros de alcohol por 100 mililitros de solución.

(*) TANTO PORCIENTO EN MILIGRAMOS, mg% :

W,mg de solutomg% = ------------------------- x 100%

V,ml de solución

El tanto por ciento en miligramos es una unidad de concentración utilizada con frecuencia en los informes clínicos para describir las concentraciones extremadamente bajas del soluto (por ejemplo, trazas minerales en la sangre). Como un caso concreto, veremos un ejemplo:

El nivel de nitrógeno en la sangre de una persona es de 32 mg%, lo que significa que hay 32 mg de nitrógeno disuelto por cada 100 ml de sangre.

(*) PARTES POR MILLON, ppm:

W,mg de solutoppm = --------------------------------------


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V,litros de solución

Una parte por millón representa 1 mg de soluto por cada litro de solución. Esta unidad de concentración se utiliza para expresar el contenido de los minerales y los contaminantes en el agua potable e industrial.

(*) MOLARIDAD, M:

# moles solutoM = -------------------------, mol/l

V,litros solución

Como el número de moles de una sustancia se determina dividiendo los gramos de la sustancia sobre su peso molecular-gramo (PMG), la expresión anterior puede tomar la siguiente forma:

(W,g / PMG) solutoM = ---------------------------------------

V, litros solución

La molaridad representa el número de moles de soluto por cada litro de solución. Así, en una solución 0.36 molar de ácido clorhídrico, por cada litro hay 0.36 moles de HCl.

(*) MOLALIDAD, m:

# moles soluto m = -------------------------, mol/kg

W,kg solvente

ó (W,g / PMG) solutom = -------------------------------

W,kg solvente

La molalidad representa el número de moles de soluto por cada kilogramo de solvente. En una solución 2.0 molal hay 2 moles de soluto disueltos en 1 kg de solvente.

(*) NORMALIDAD, N:

# equivalentes solutoN = -----------------------------------------------, eq/l

V, litros solución22


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Un equivalente de la sustancia es la cantidad en gramos de la misma, que se combina con 1.008 g de hidrógeno, 8 g de oxígeno, produce 1 mol de cargas (+) o (-) o que pierde o gana 1 mol de electrones. El número de equivalentes se calcula dividiendo el peso en g de la sustancia entre el peso equivalente-gramo (PEG) de la misma. Entonces, la expresión anterior toma forma:

(W,g / PEG) solutoN =------------------------------------

V,litros solución

Por ejemplo, en una solución 0.25 normal, hay 0.25 equivalentes del soluto en cada litro de solución.

DILUCIONES

Una tarea muy común en un laboratorio químico o médico es la preparación de una solución necesaria a partir de una solución madre más concentrada. Se puede utilizar la siguiente relación para determinar la cantidad de solución madre requerida para una solución dada, pero se debe tener la seguridad de que se utilizan las mismas unidades de concentración y volumen a ambos lados de la ecuación:

(conc.deseada)x(vol.deseado)=(conc.sol.madre)x(vol.sol.madre)

O simplemente:

C inicial x V inicial = C final x V final

PARTE EXPERIMENTAL

METODOS DE PREPARAR SOLUCIONES:

La preparación de las soluciones es un procedimiento muy común en el trabajo de laboratorio. Se puede diferenciar varios métodos:

(a) Preparación de una solución de concentración aproximada y volumen (o peso) dados mediante la pesada directa del soluto (o medición del volumen de soluto, si es líquido) y su disolución en el solvente elegido

(b) Preparación de soluciones por dilución de las soluciones concentradas, llamadas soluciones-madre


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MATERIALES Y REACTIVOS: Calculado por mesa de trabajo

Probetas de 50 ml Agua destiladaPipetas de 10 ml NaClVarilla de vidrio NaOHVasos de 250 ml KMnO4

Luna de reloj H2SO4 concentradoEspatulaFiola de 100 ml

PROCEDIMIENTO:

03.- Preparación de las soluciones de concentración conocida

(A) PREPARAR 50 GRAMOS DE SOLUCIÓN AL 5 %P/P DE NaCl.

Calcule el peso de NaCl necesario para los 50 gramos de solución, utilizando la ecuación del tanto por ciento en peso. Pese la cantidad calculada de NaCl, colóquela en un vaso.

Calcule el peso de agua que debe añadir para completar los 50 gramos de solución. Considerando que la densidad del agua es 1 g/ml, el peso calculado de agua es igual a su volumen.

Mida el volumen calculado de agua, añada a la sal, agite con una varilla y guarde en un frasco etiquetado.

(B) PREPARAR 100 ML DE LA SOLUCIÓN 0.5 MOLAR DE NaOH

Calcule el peso de NaOH, en grageas y pese sobre una luna de reloj la cantidad calculada, teniendo en cuenta que el NaOH es muy higroscópico y se humedece rápidamente. NO TOQUE LAS GRAGEAS DE NaOH CON LAS MANOS.

Pase el NaOH pesado a un vaso, añada unos 30-40 ml de agua destilada y disuelva el soluto completamente. Pase la solución a una fiola y agregue agua destilada hasta la marca de aforo. Tape la fiola y homogenice la solución invirtiendo varias veces la fiola. Guarde la solución de NaOH preparada en un frasco etiquetado.

(C) PREPARAR 100 ML DE SOLUCIÓN 0.1 NORMAL DE KMnO4, QUE SERÁ UTILIZADA EN MEDIO ÁCIDO:

KMnO4 + 5 electrones ------------> Mn+2


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Calcule la cantidad en gramos de permanganato de potasio, KMnO4, necesario para preparar 100 ml de una solición 0.1N, que se utilizará en medio ácido, reduciendose el permanganato a ion manganeso Mn+2:Peso eq.-g del permanganato sería 1/5 de su peso mol.-g y sería: 1/5 x 158 = 31.6 g/eq.

Entonces, el peso del permanganato se calcularía de siguiente forma:

g soluto = N x V,litros x PEG soluto.

Pese la cantidad calculada de permanganato de potasio y prepare la solución siguiendo las instrucciones del experimento anterior.

(D) PREPARAR 100 ML DE SOLUCIÓN DE H2SO4 0.5 MOLAR A PARTIR DEL ÁCIDO CONCENTRADO.

Calcule primero la molaridad del ácido concentrado basándose en la información que da la etiqueta:

Concentración: 98% en pesoDensidad: 1.82 g/ml.

Para transformar las unidades de concentración del tanto por ciento en peso a molaridad, debemos proponer algún volumen de la solución (1ml, 10ml, 100ml, 1000ml, etc).)

Para comodidad en el manejo de los cálculos matemáticos, suponemos 1 litro o 1000 ml de la solución concentrada. La molaridad se calcula según la siguiente ecuación:

N° moles H2SO4 W,g H2SO4 / PMG H2SO4

M = ----------------------------- = -------------------------------------------V, litros solución V, litros solución

El peso del soluto se calcula de la ecuación del tanto por ciento en peso:

% p/p % p/pW soluto = ----------------- x W soluc. = -------------- (V soluc. x d soluc.)

100 % 100 %


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Colocando esta expresión a la anterior, colocando los valores y reacomodándola, tendremos:

1000 ml 98 % p/p 1.82 g/mlM = ----------------- x --------------- x -------------------- = 18 mol/litro

1 litro 100 % 98 g/mol

Calcule el volumen del ácido concentrado que se necesita para preparar 100 ml de la solución 0.5M:

M c x V c = M d x V d

M d x V d (0.5 M) (100 ml)V c = ----------------- = --------------------------- = 2.7 ml

M c 18 M

Mida con la pipeta el volumen calculado del ácido concentrado y colóquelo en una fiola de 100 ml. Utilizando una pisceta agregue agua destilada hasta la marca del aforo. Tape la fiola y homogenice la solución.

CUESTIONARIO:

01. ¿Qué peso de KOH debe utilizarse para preparar 50 g de una solución al 2.5%p/p?

02. Una muestra de 35 ml de HCl 12M se diluyó a un volumen final de 125 ml. Calcule la molaridad de la solución obtenida.

03. ¿Cuántos moles de soluto contiene 1/2 litro de una solución 0.125M de ácido sulfúrico?

04. Calcule la normalidad de una solución preparada disolviendo 1.75 g de KMnO4

en agua suficiente para 500 ml de solución, si esta solución se utilizaría en medio básico, reduciéndose el permanganato a bióxido de manganeso:

MnO4- + 3 electrones ---------> MnO2 .


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PRÁCTICA 06

ACIDOS Y BASES. TITULACION ÁCIDO-BASE

OBJETIVOS:

Aprender a determinar la concentración de una solución(ácida o básica) mediante la titulación ácido-base.

DISCUSION:

Definición de ácidos y bases según diferentes teorías:

(a)Teoría de Arrhenius: un ácido es aquella sustancia que agregada al agua, aumenta la concentración de iones hidronio, H3O+, de la solución. Una base es aquella sustancia, que al ser agregada al agua, aumenta la concentración de iones oxhidrilo, OH-, en la solución.

Ej. HCl(g) + H2O ------> H3O+(ac) + Cl-

(ac) (ácido)

NaOH(s) + H2O ------> Na+(ac) + OH-

(ac) (base)

(b)Teoría de Lowry y Brönsted: un ácido es sustancia capaz de donar uno o varios protones, H+ ; una base es sustancia capaz de aceptar uno o varios protones.

Ej.: NH3(ac) + HCl(ac) --------> NH4+

(ac) + Cl-(ac)

base ácido

(c)Teoría de Lewis: una base es toda sustancia capaz de ceder un par de electrones y un ácido es toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones, para formar un enlace covalente coordinado.

Ej.: H3N: + BF3 ---------> H3N-BF3

Base ácido


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La aplicación práctica de las reacciones ácido-base, es la neutralización ácido-base, que es la reacción entre las cantidades equivalentes estequiometricamente de un ácido y una base:

# equivalentes ácido = # equivalentes base.

El método volumétrico ácido-base consiste en determinar la concentración de un ácido o una base, haciéndola neutralizar con una base o un ácido, respectivamente, de concentración conocida. El procedimiento utilizado en la volumetría se llama titulación y el dispositivo utilizado, se llama bureta.La titulación es la adición controlada de un volumen conocido de una solución (ácida o básica a otra (básica o ácida) hasta su neutralización completa. El momento de la titulación, en que los equivalentes de ácido y base se igualan, se llama punto de equivalencia y se detecta mediante los indicadores.

Los indicadores son colorantes orgánicos que tienen las coloraciones distintas dependiendo de las concentraciones de los iones hidronio y de los iones de oxhidrilo.

PARTE EXPERIMENTAL

MATERIALES Y REACTIVOS:

Fiola de 250 mlGradilla con 8 tubos de ensayo4 goterosVaso de precipitaciónPipetaVarillaEspatulaBalanza analíticaErlenmeyerBureta de 50 ml con llave de paso

Acido clorhídrico, HCl 0.1MSolución de NaOH 0.1MAcido clorhídrico HCl concentradoFenolftaleínaAnaranjado de metiloAgua destiladaCarbonato de sodio anhídro

I. DETERMINACION DEL VIRAJE DE COLOR DE INDICADORES EN 28


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MEDIO ACIDO-BASICO-NEUTRO

En tres tubos de ensayo coloque 5 ml de agua destilada.

A primer tubo agréguele 5 gotas de HCl 0.1M y 3 gotas de anaranjado de metilo.

Al segundo tubo agréguele solo 3 gotas de anaranjado de metilo.

Al tercer tubo agréguele 5 gotas de NaOH 0.1M y 3 gotas de anaranjado de metilo.Anote en una tabla las coloraciones producidas.Repita el ensayo utilizando el indicador de fenolftaleína.Resuma el resultado en la siguiente tabla:

COLORINICADOR

MEDIOACIDO

MEDIO NEUTRO

MEDIOBASICO

ANARANJADO DE METILO

FENOLFTALEINA

II. PREPARACION DE UNA SOLUCION DE HCl PARA QUE SEA ESTANDARIZADA.

Para preparar 250 ml del ácido clorhídrico aproximadamente 0.1N, se utilizará el método de dilución del ácido clorhídrico concentrado, 12N.

Primero calcule el volumen del ácido clorhídrico concentrado que se necesitará para la dilución:

# equiv. HCl conc. = # equiv. HCl dil.

N conc. x V conc. = N dil. x V dil.

N dil. x V dil. (0.1 eq/l)(0.25 l)V conc. = --------------------------- = -----------------------------

N conc. 12 eq/l

V conc. = 0.00208 l ó 2.1 ml

Mida 2.1 ml del HCl concentrado (12N) con una pipeta, utilizando el bombillo de goma, y viértalo a una fiola de 250 ml, a la cual se pone previamente unos 10 ml de agua destilada, para evitar las salpicaduras Añada el agua hasta la


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marca de aforo, tape la fiola y homogeníce la solución, invirtiendo la fiola varias veces.

III. VALORACION DE LA SOLUCION PREPARADA DE HCl

La valoración de la solución preparada del ácido clorhídrico se realizará mediante la titulación con un patrón primario que es el carbonato de sodio anhidro. La reacción entre el carbonato de sodio y el ácido clorhídrico, es:

Na2CO3 + 2HCl --- 2NaCl + CO2 + H2O.

El peso equivalente - gramo del carbonato de sodio se calcula como la mitad de su peso molecular-gramo:

Peso eq.-g Na2CO3 = ½ Peso mol.-g = ½ 106 = 53 g/eq.-g.

PROCEDIMIENTO:

Pese 0.200 gramos de carbonato de sodio anhidro en la balanza de precisión, colóquelos en un erlenmeyer de 250 ml de capacidad, añada unos 25-30 ml de agua destilada y 5 gotas del indicador anaranjado de metilo. Disuelva el carbonato, dando movimientos giratorios al matraz.

Lave y enjuague una bureta y llénela con el ácido clorhídrico preparado. Asegúrese, de que la espiga de la bureta este llena y sin burbujas de aire. Ajuste el nivel del ácido en la marca “cero”.

Comience la adición controlada del ácido de la bureta a la solución del carbonato en el erlenmeyer, agitando la solución en el mismo mediante el movimiento giratorio del matraz.

Cuando la coloración amarilla de la solución en el erlenmeyer se torne de amarilla clara a anaranjada, cierre la llave de la bureta y anote el volumen de la solución consumida en la neutralización.

Caliente un poco la solución neutralizada (sin dejar que hierva) para eliminar el dióxido de carbono formado en la titulación. Si el color naranja retorne al amarillo claro, añada más ácido de la bureta, hasta lograr color naranja otra vez. Rectifique el volumen del ácido gastado.

Calcule la normalidad exacta del ácido, tomando en cuenta que:

# eq.-g carbonato = # eq.-g ácido30


30





W carb./ Peso eq.-g carb. = N ácido x V,l ácido

N ácido = W carb. / Peso eq.-g carb. X V,l ácido

CUESTIONARIO:

01.- ¿Qué es un ácido de Lewis y una base de Lewis?

02.- ¿Qué relación encuentra Ud. entre los conceptos ácido- base de Lewis y los conceptos receptor-donador en la definición del enlace covalente coordinado (dativo)?


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