LABORATORIO

INFORME PRÁCTICAS DE LABORATORIO

GRUPO 201102_192

JOHANN EDUARDO ROMERO PORRAS

1095794572

TUTOR VIRTUAL: FRANCISCO GIRALDO

TUTOR LABORATORIO: MARIA CONSUELO SANTOS

FECHA LABORATORIO: 27/09/2013

FECHA INFORME: 26/10/2013

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA

INGENIERIA INDUSTRIAL

QUIMICA GENERAL

CEAD BUCARAMANGA

CONTENIDO

INTRODUCCION………………………………………………………………………...2

JUSTIFICACION…………………………………………………………………………2

OBJETIVOS GENERALES………………………………….....................................3

OBJETIVOS ESPECIFICOS…………………………………………………………...3

PRACTICA No. 1………………………………………………………………………...4

PRACTICA No. 2………………………………………………………………………..14

PRACTICA No.3…………………………………………………………………………20

PRACTICA No. 4………………………………………………………………………..23

PRACTICA No. 5……………………………………………………………………......27

PRACTICA No. 6………………………………………………………………………..31

PRACTICA No. 7………………………………………………………………………..33

PRACTICA No.8………………………………… ………………………………………34

PRACTICA No. 9………………………………………………………………………..37

CONCLUSIONES………………………………………………………………………..39

BIBLIOGRAFIA………………………………………………………………………….40

INTRODUCCION

El trabajo en el laboratorio es un componente importante del curso académico de

química. Es por eso que se hace necesario no sólo conocer los diversos equipos

y materiales que se utilizan en un laboratorio de química, sino también las normas

de seguridad y de manejo de los mismos.

En estas prácticas se abarcaran temas relacionados con el conocimiento de los

elementos que se utilizan dentro del laboratorio de química, su respectivo uso,

también procedimientos para la medición de materiales sólidos y líquidos,

conociendo los materiales adecuados para estos procedimientos y la relación por

medio de análisis de resultados del volumen y temperatura.

Para llevar a la práctica en los laboratorios y coordinar la utilidad de materiales,

equipos y las normas de seguridad y el manejo adecuado para dichos

instrumentos. Conocer la propiedades las propiedades físicas de la materia, el

volumen, la masa, densidad liquidad y solidad. La ley y la teoría científica de

charles está relacionada con el volumen de un gas y su temperatura, en

condiciones de presión constante, mezclas homogéneas de dos o más

componentes. Tomar conciencia de la gran importancia de la química y facilitación

al estudiante de la Universidad Nacional Abierta a Distancia.

JUSTIFICACIÓN

En trabajo es parte de la importancia de la formación identificación de personal en

cada una de las etapas de la química general para la utilización de las

herramientas de presentadas en el laboratorio y estrategias para que los

estudiante se interesen de la importancia del análisis de datos recopilados,

conocimientos en los diferentes prácticas realizadas , investigando en los

laboratorios químicos de buena calidad para el aprendizaje integral de los

estudiante de la Universidad Nacional Abierta a Distancia.

OBJETIVOS GENERALES DEL LABORATORIO

Establecer casos experimentales por medio del desarrollo de los laboratorios

propuestos para el curso de química general, en donde se estudien tema, tales

como:

OBJETIVOS ESPECIFICOS DEL LABORATORIO

.

Determinar proporcionalidad entre masa y volumen de distintas medición en

cuerpos líquidos y sólidos.

.

ente entre

temperatura y volumen.

.

.

nsidad del líquido inicial y

del líquido final.

PRACTICA No. 1 – RECONOCIMIENTO DE MATERIALES DE LABORATORIO Y NORMAS DE SEGURIDAD DE TRABAJO EN EL LABORATORIO

OBJETIVOS

Conocer los instrumentos básicos utilizados en el laboratorio de química, además de conocer el nombre de cada instrumento utilizado en el laboratorio para realizar las prácticas, también debemos comprender e identificar la utilidad de los instrumentos y equipos de laboratorio.

Reconocer de los símbolos de riesgo y de peligrosidad.

Identificar los símbolos de peligrosidad de las sustancias implementadas para ser cuidadosos y no colocar en riesgo la salud y la integridad de nuestras propias vidas.

MARCO TEORICO PARTE I RECONOCIMIENTO DE MATERIALES DE LABORATORIO En el laboratorio se emplean una variedad de implementos para la realización de las experiencias, algunos de ellos son denominados volumétricos, ya que se usan para medir volúmenes de fluidos, ya sean líquidos o gases. Algunos se emplean para calentar, por lo que se emplean materiales refractarios para su elaboración. Otros materiales se emplean para soporte, que son elaborados de metal, plástico o madera. PARTE II NORMAS DE SEGURIDAD DE TRABAJO EN EL LABORATORIO

Nunca trabaje solo en el laboratorio.

Experiencias no autorizadas no deben realizarse.

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

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

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

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

No fume en el laboratorio.

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

No exponga al fuego los reactivos inflamables.

Trabaje lejos de fuentes de agua cuando trabaje con reactivos que reaccionan violentamente con ella, por ejemplo con los metales alcalinos.

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

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

Cuando mezcle ácidos concentrados y agua, vierta el ácido sobre el agua.

PARTE III NORMAS DE SEGURIDAD DE TRABAJO EN EL LABORATORIO

Primeros auxilios en el laboratorio

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

Informe cualquier accidente, por pequeño que sea.

Si cae ácido en sus ojos, lávelos con suficiente agua corriente durante unos 15 minutos. Inmediatamente enjuague con solución diluida de bicarbonato de sodio, seguido nuevamente con agua.

Si cae álcali en sus ojos, lávelos con suficiente agua corriente durante unos 15 minutos. Inmediatamente enjuague con solución diluida de ácido bórico y finalice nuevamente con agua.

Si cae otra sustancia química en sus ojos, lávelos con suficiente agua corriente durante unos 15 minutos. Se recomienda la asistencia de un médico.

Si se derrama algún tipo de ácido (excepto ácido sulfúrico concentrado) en su piel, lave el área afectada con suficiente agua y aplique una pasta de bicarbonato de sodio durante unos minutos. Enjuague finalmente con agua. En caso de que el ácido derramado haya sido el sulfúrico, seque la parte de piel afectada lo más posible con una toalla o algún otro tipo de textil, antes de lavar con agua y luego siga el procedimiento ya indicado.

Si se derrama algún tipo de base en su piel, lave el área afectada con suficiente agua y aplique una solución de ácido bórico durante unos minutos. Enjuague finalmente con agua.

Utilice las instrucciones de un botiquín en caso de quemaduras y cortaduras.

CORRELACION CON LA INGENIERIA INDUSTRIAL La química general tiene mucha relación con la ingeniería industrial; para llevar a cabo un proceso por ejemplo de separación, mezclado, reacción, etc se deben de conocer las bases de química sobre la cual se está llevando a cabo dicho proceso. Si este proceso presenta fallas al momento de llevarse a cabo y si sabes química, puedes reparar los errores muy rápido. Así mismo se pueden proponer cambios que sean eficientes, aumenten la producción, reduzcan costos, disminuyan riesgos, etc., conociendo la química de los procesos.

PROCEDIMIENTO PARTE I. MATERIAL DE LABORATORIO 1. Investigue previamente sobre el material de laboratorio empleado en los laboratorios de química, haga particular hincapié en sus especificaciones y uso. (Busque imágenes o fotografías que muestren sus formas). 2. Examine cuidadosamente el material de laboratorio suministrado. 3. Complete la siguiente matriz de acuerdo a sus observaciones:

INSTRUMENT

O

USO ESPECIFICACIONES/OBSERVACIÓN IMAGEN

Erlenmeyer

Volumétrico Son matraces de paredes rectas, muy

usados para las valoraciones. Se pueden

calentar directamente sobre la rejilla.

Consiste en un frasco cónico de vidrio de

base ancha y cuello estrecho. Se les

encuentra de diversas capacidades y con

variaciones.

Buretas

Volumétrico Son tubos grandes graduados, de

diámetro interno uniforme, provistas de

una llave en su parte inferior. Se usan

para verter cantidades variables de

líquido y por ello están graduadas con

pequeñas subdivisiones. Vidrio.

Probetas

Volumétrico Es un instrumento volumétrico que

permite medir, volúmenes superiores y

más rápidos que las pipeta

Pipetas

Volumétrico Se utilizan cuando se requiere de una

gran exactitud y reproducibilidad en la

medida. Vidrio

Beaker o vaso

de precipitado

Volumétrico Se usan para preparar, disolver o calentar

directamente, sobre rejillas o planchas de

calentamiento. Vidrio

Embudos

Otros usos Se utilizan para filtraciones o para verter

líquidos en recipientes que tienen la

abertura de su cuello muy pequeña. Vidrio

Tubos de

ensayo

Otros usos Se utilizan para mezclar sustancias,

calentar y ejecutar reacciones. Material

vidrio.

Mecheros

Calentamiento Se utilizan para calentar sustancias. Es

de metal y tiene una manguera de

caucho.

Pinzas

Soporte Son instrumentos metálicos de dos

brazos, se utilizan para sujetar y trasladar

objetos o tubos de ensayo calientes

Gradilla

Soporte Se utiliza para colocar los tubos de

ensayo. Plástico.

Balanza Otros usos Se usa para pesar sólidos, líquidos.

Metal.

Trípode para

mechero

Soporte

Es una pieza de metal importante en el

montaje de construcción y sistemas para

calentar.

Mortero

Otros usos Se usa para triturar, pulverizar y mezclar

sólidos. Porcelana

Espátula

metálica

Otros usos Es un utensilio que permite tomar

sustancias químicas con ayuda de este

utensilio evitamos que los reactivos se

contaminen.

Soporte

Universal

Soporte Es un utensilio de hierro que permite

sostener varios recipientes.

Balón aforado Volumétrico Es un recipiente que permite contener

sustancias. Vidrio

4. Clasifique el material observado de acuerdo a las siguientes categorías: Material volumétrico (utilizados para medir volúmenes exactos) - Probeta - Pipeta - Transferpipeta - Bureta - Bureta graduada - Matraz aforado Material de calentamiento (que puede calentarse) - Balón de fondo plano - Balón de fondo redondo - Erlenmeyer - Crisol - Trípode - Maya de asbesto - Triangulo para crisol - Caja de petri - Tubo de ensayo

Material de sostenimiento - Triángulo para crisol - Anilla - Pinza universal - Pinza de bureta Otros usos (para medir temperatura, para medir variables físicas, otros) - Termómetro - Balanza - Picnómetro - Mortero 5. ¿Qué puede concluir a partir de los resultados de los puntos 3 y 4? Puedo concluir que en el laboratorio se emplean diferentes tipos de materiales para la realización de experimentos. Cada material tiene una función específica y deben ser utilizados correctamente. PARTE II. NORMAS DE SEGURIDAD 1. Determine las principales normas de trabajo en el laboratorio de química, preséntelas en un diagrama.

Normas generales

No fumes, comas o bebas en el laboratorio.

Utiliza una bata y tenla siempre bien abrochada, así protegerás tu ropa.

Guarda tus prendas de abrigo y los objetos personales en un armario o

taquilla y no los dejes nunca sobre la mesa de trabajo.

No lleves bufandas, pañuelos largos ni prendas u objetos que dificulten tu

movilidad.

Procura no andar de un lado para otro sin motivo y, sobre todo, no corras

dentro del laboratorio.

Si tienes el cabello largo, recógetelo.

Dispón sobre la mesa sólo los libros y cuadernos que sean necesarios.

Ten siempre tus manos limpias y secas. Si tienes alguna herida, tápala.

No pruebes ni ingieras los productos.

En caso de producirse un accidente, quemadura o lesión, comunícalo

inmediatamente al profesor.

Recuerda dónde está situado el botiquín.

Mantén el área de trabajo limpia y ordenada.

2. Consulte los pictogramas usados para identificar la peligrosidad de las sustancias químicas. Preséntelos y explíquelos.

3. Indague sobre las frases R y frases S, ¿qué son? Escriba las frases S y R de tres reactivos que encuentre en el laboratorio. Son un conjunto de frases codificadas que particularizan el riesgo de una sustancia química y las medidas de prevención mínimas. Un símbolo de peligrosidad puede indicar que una sustancia es tóxica; la clave de riesgo (frases R) especificará si la toxicidad es por ingestión o inhalación, por ejemplo, y el código de seguridad (frases S) le dirá que debe, por ejemplo, manipularla con máscara anti-gas.

4. En un diccionario de reactivos y productos químicos (o en la web) busque una sustancia peligrosa usada en el laboratorio, identifique sus símbolos de peligrosidad, características de manejo, primeros auxilios en caso de accidente y otro tipo de información que considere relevante. Sustancia peligrosa: Acido nítrico

El compuesto químico ácido nítrico es un líquido corrosivo y tóxico que puede

ocasionar graves quemaduras.

Es utilizado comúnmente como un reactivo de laboratorio, se utiliza para fabricar

explosivos como la nitroglicerina y trinitrotolueno (TNT), así como fertilizantes como

el nitrato de amonio. Tiene usos adicionales en metalurgia y en refinado, ya que

reacciona con la mayoría de los metales y en la síntesis química. Cuando se mezcla

con el ácido clorhídrico forma el agua regia, un raro reactivo capaz de disolver el oro

y el platino. El ácido nítrico también es un componente de la lluvia ácida.

Puede agravar un incendio; comburente.

Provoca quemaduras graves en la piel y lesiones oculares graves.

Puede ser corrosivo para los metales.

Peligro de fuego en contacto con materias combustibles. (Inflamable)

Oxidante y corrosivo

Úsese indumentaria protectora adecuada.

EN CASO DE INGESTIÓN: Enjuagarse la boca. NO provocar el vómito.

EN CASO DE CONTACTO CON LOS OJOS: lávense inmediata y abundantemente

cuidadosamente con agua durante varios minutos. Acúdase a un médico.

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

peligrosas, con el fin de mitigar la contaminación medio ambiental.

La reducción en la fuente, reciclaje y tratamiento en el laboratorio, son sugerencias

para los académicos, y laboratorio clínicos y de desarrollo (investigación), y para el

caso de empresas e instituciones a los laboratorios que les pertenezcan. Los

residuos son usualmente generados en cantidades menores a 4 lts. Las corrientes

típicas de residuos químicos incluyen ácidos inorgánicos y bases, solventes

orgánicos, metales, y un largo número de polvos secos, y productos de reacción de

experimentos. Los residuos de laboratorio son usualmente mezclas, soluciones

contaminadas y sustancias, e inusuales agentes químicos.

CONCLUSIONES

Luego de haber realizado la práctica de laboratorio y al presentar este reporte, he

adquirido nuevos conocimientos y pude experimentar y llevar a la práctica los

conocimientos teóricos.

La química es una rama amplia y profunda pero al investigar y desarrollar

experimentos de manera sistemática y paso a paso, resulta sumamente

interesante y divertido el estudio de esta ciencia.

Todo a nuestro alrededor es un constante desarrollo de procesos químicos, por lo

cual no podemos ignorar ni menospreciar la importancia de esta ciencia para

nosotros y para cada persona.

Espero realmente que este trabajo sea de gran utilidad y provecho para cada

persona que lo lea y pueda continuar aprendiendo y ampliando conocimientos y

experiencias en el campo de la química.

PRÁCTICA No. 2 - MEDICIÓN DE PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS ESTADOS SÓLIDO Y LÍQUIDO

OBJETIVOS

Medir la densidad de sólidos utilizando el principio de Arquímedes para medir el volumen.

Distinguir, diferenciar y aplicar las diferentes técnicas instrumentales que se pueden emplear para medir las propiedades físicas de diferentes materiales.

MARCO TEORICO

Una propiedad de una cantidad de materia es algo que podemos medir con respecto a esa cantidad de materia. Entre las propiedades más comúnmente experimentadas están: la masa, el volumen, la forma, la temperatura, el color, el olor, el sabor y la textura. El conjunto total de propiedades define al objeto. Para comparar diferentes objetos o sustancias, comparamos sus propiedades.

Los gases, líquidos y sólidos pueden ser distinguidos debido a que algunas de sus propiedades son diferentes. Por ejemplo, el agua sólida (hielo) tiene forma y volumen bien definidos, pero si fundimos el hielo hasta obtener agua líquida vemos que aunque el volumen sigue estando bien definido, la forma ya no: el agua líquida toma la forma del recipiente que la contiene.

Si procedemos a evaporar el agua, ni siquiera el volumen está bien definido: el vapor de agua llena completamente el recipiente que lo contiene. El que una cantidad de materia cambie su forma o su volumen no altera la cantidad de masa. En 1 Kg de gas hay tanta materia como en 1 Kg de sólido. Si para los cambios de estado mencionados empezamos con 1 Kg de hielo, terminaremos con 1 Kg de vapor de agua. Si el sólido parece "más pesado" es porque el sólido tiene una mayor densidad.

En la naturaleza, la materia se nos presenta en tres estados físicos diferentes: sólido, líquido y gaseoso. Aunque algunas sustancias, como el agua, pueden existir en los tres estados, lo normal es que, en su estado natural, cada sustancia aparezca en uno solo de ellos.

Todas las propiedades que hemos mencionado corresponden a las propiedades físicas. Las propiedades químicas se refieren al comportamiento de la materia que sí altera sus propiedades. }

PROCEDIMIENTO

PARTE I. LIQUIDOS

Tabla 2. Resultados obtenidos experimentalmente para líquidos. Líquido Masa de la

probeta vacía (g)

Masa de la probeta + líquido (g)

Masa del líquido (g)

Volumen del líquido (ml)

Relación masa / volumen (g/ml)

Agua Destilada

80,8 90,3 9,5 10 0,95

80,8 95,4 14,6 15 0,97

80,8 100,5 19,7 20 0,98

80,8 105,3 24,5 25 0,98

80,8 110,1 29,3 30 0,97

Densidad promedio 0,97

Líquido Masa de la probeta vacía (g)

Masa de la probeta + líquido (g)

Masa del líquido (g)

Volumen del líquido (ml)

Relación masa / volumen (g/ml)

Etanol

80,8 89,5 8,7 10 0,87

80,8 93,0 12,2 15 0,81

80,8 97,2 16,4 20 0,82

80,8 100,7 19,9 25 0,77

80,8 104,9 24.1 30 0,80

Densidad promedio 0,81

Líquido Masa de la probeta vacía (g)

Masa de la probeta + líquido (g)

Masa del líquido (g)

Volumen del líquido (ml)

Relación masa / volumen (g/ml)

Glicerina

80,8 94,0 13,2 10 1,32

80,8 100,6 19,8 15 1,32

80,8 106,8 26,0 20 1,30

80,8 112,7 31,9 25 1,27

80,8 118,8 38,0 30 1,26

Densidad promedio 1,29

Gráfico 1. Densidades de Líquidos.

0

10

20

30

40

10 15 20 25 30

Mas

a

Volumen

Relación Masa/Volúmen

Agua destilada

Etanol

Glicerina

PARTE II. SOLIDOS

Tabla 3. Resultados obtenidos experimentalmente para sólidos.

Sólido Volumen del agua (cm

3)

Masa probeta + agua (g)

Volumen agua + metal (cm

3)

Volumen del metal (cm

3)

Masa probeta + agua + metal (g)

Masa del metal (g)

Relación masa / volumen (g/cm

3)

Tornillo y arandela

60 140,5 64 4 171,9

31,4 7.85

Tornillo y arandela

60 140,5 68 8 203,3 62,8 7,85

Tornillo y arandela

60

140,5 73 13 235,0 94,5 7,27

Densidad promedio 7,65

Gráfico 2. Densidad de sólidos.

CALCULOS

1. Busque las densidades teóricas de las sustancias trabajadas, compárelas con la densidad promedio obtenida en la tabla y con la experimental obtenida en la gráfica. Aplique las fórmulas para hallar error absoluto y error relativo.

Líquido o Sólido

Densidad teórica

Densidad experimental

Error absoluto

Error relativo

Agua potable 1,00 g/ml 0,98 g/ml 0,02 2 %

Agua destilada 1,00 g/ml 1,00 g/ml 0 0 %

Etanol 0,78 g/ml 0,77 g/ml 0,01 1,28 %

Glicerina 1,26 g/ml 1,00 g/ml 0,26 20,63 %

Acero 7,89 g/ml 7,65 g/cm3 0,24 24,62 %

0

20

40

60

80

100

4 8 13

Relación Masa / Volumen (g/ml) Densidad

Tornillo y Arandela

2. ¿Qué puede concluir de lo anterior, si se presenta una variación muy amplia entre los datos experimentados y los teóricos?

Todas las medidas experimentales vienen afectadas de una imprecisión inherente al proceso de medida. Puesto que en éste se trata, básicamente, de comparar con un patrón.

PREGUNTAS

1. ¿Que representa la pendiente para línea del gráfico?

La pendiente de la línea de cada grafico representa la densidad promedio de la sustancia que se está analizando.

2. ¿Qué valor será mejor para 10 mL de cada líquido: la relación masa / volumen o el valor obtenido del gráfico?

Para una cantidad de líquido tan pequeña resulta poco exacta medir la relación masa volumen puesto que resultaría en valores muchos más pequeños, y entre más pequeños son los valores mayor es el porcentaje de error. Por lo anterior resultaría más conveniente utilizar el valor obtenido en el gráfico.

3. Explique ¿cómo determinaría la relación masa / volumen de un sólido que flote en el agua?

Cuando un cuerpo flota y no se hunde en un líquido significa que la densidad del solido es mucho menor a la del líquido, entonces lo que se puede usar para determinar la relación masa/volumen es la gravedad especifica que se define como la relación entre la densidad de una sustancia con respecto a una referencia que en este caso sería el agua. Teniendo la gravedad específica la multiplicamos por la densidad del parámetro de referencia que siempre se conoce y obtenemos la densidad de la sustancia en cuestión

4. Investigue de otras propiedades físicas específicas de la materia,

nómbrelas. Una propiedad física es una característica que puede ser estudiada usando los sentidos o algún instrumento específico de medida. Estas se manifiestan básicamente en los procesos físicos como cambios de estado, cambios de temperatura, cambios de presión, etc. Por ejemplo, color, dureza, densidad, punto de ebullición, punto de fusión.

CONCLUSIONES

Las propiedades físicas de la materia son aquellas que pueden medirse y

observarse sin que se afecten la naturaleza o composición originales de las

sustancias porque su estructura molecular no cambia durante la medición.

Toda propiedad que se puede medir es una magnitud. Las magnitudes que se miden directamente con un patrón de referencia se denominan fundamentales, y las que se miden a partir de las fundamentales se llaman derivadas.

PRACTICA No. 3 – LEY DE CHARLES

OBJETIVOS

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

gas confinado en un recipiente.

Deducir la relación gráfica temperatura absoluta – volumen a partir de los

datos obtenidos.

Determinar el volumen del gas a la temperatura de cero absoluto.

MARCO TEORICO

En el año 1987, Jacques Charles observó la relación entre el volumen de un gas y su temperatura, en condiciones de presión constante. Encontró que cuando una muestra de gas se calienta, su volumen aumenta. En términos de la teoría cinética esto significa que al aumentar la temperatura, la velocidad de las moléculas aumenta y el volumen ocupado por el gas es mayor. La Ley de Charles se cumple si la temperatura se expresa en una escala absoluta. En resumen, la Ley de Charles enuncia la relación de proporcionalidad directa entre el volumen de una muestra de gas y su temperatura absoluta, si la presión permanece constante. En este trabajo se determinará, por extrapolación, el volumen del gas a la temperatura de cero absoluto. Ley de Charles y Gay-Lussac, o simplemente Ley de Charles, es una de las leyes de los gases ideales. Relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal, mantenido a una presión constante, mediante una constante de proporcionalidad directa. En esta ley, Charles dice que para una cierta cantidad de gas a una presión constante, al aumentar la temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura el volumen del gas

disminuye. Esto se debe a que la temperatura está directamente relacionada con la energía cinética (debido al movimiento) de las moléculas del gas. Así que, para cierta cantidad de gas a una presión dada, a mayor velocidad de las moléculas (temperatura), mayor volumen del gas.

PROCEDIMIENTO

Tabla 4. Resultados experimentales obtenidos.

Lectura

Temperatura Volumen de aire en la probeta °C K

1 39 312,15 32

2 50 323,15 36

3 59 332,15 41

4 74 347,15 45

CALCULOS

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

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

PREGUNTAS

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

La ley de Charles (1787) establece que, a presión constante, el cociente entre el volumen que ocupa un gas y su temperatura expresada en Kelvin (k), es una contante. Un gas a una temperatura inferior a 0°C ocuparía un volumen negativo, por lo que no pueden existir temperaturas inferiores.

0

10

20

30

40

50

312,15 323,15 332,15 347,15

Relación Temperatura (K) / Volumen (ml)

Columna1

2. ¿Existe el estado gaseoso en cero absoluto? Explique su respuesta. Absolutamente imposible, el hecho de estar en un estado diferente al sólido implica algo de energía en sus moléculas, y por definición se sabe que ésta es la temperatura límite teórica a la que podemos llegar, pues en éste punto " NO existe ningún tipo de energía en las moléculas por lo que toda la materia está en estado sólido.

3. ¿Cuál es la temperatura de ebullición del agua en un laboratorio? La temperatura normal de ebullición del agua es de 100 °C

CONCLUSIONES

Establecimos que la ley de Charles comprueba que el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta, asumiendo que la presión se mantiene constante. El comportamiento de un gas con respecto a la temperatura es lineal, por consiguiente si un sistema se mantiene a presión constante, el aumento de temperatura conlleva a un aumento de volumen. La temperatura más baja a la que puede llegar un gas es –273.15

PRACTICA No. 4 – SOLUCIONES

OBJETIVOS

Aprender a calcular y preparar soluciones, realizar diluciones de diferentes concentraciones.

Que el estudiante se familiarice con la preparación de distintas soluciones en diferentes concentraciones.

Que el estudiante aprenda las diferentes formas de expresar las concentraciones y cómo realizar sus cálculos.

MARCO TEORICO

En química una solución o disolución es una mezcla homogénea de dos o más

componentes que no reaccionan entre sí (líquidos, solidos o gaseosos), Los

componentes de una solución son soluto y solvente, el soluto es el componente

que se disuelve y generalmente se encuentra en menor cantidad. El solvente es el

medio que disuelve al solvente y generalmente es el que se encuentra en mayor

cantidad. Las concentraciones de estos componentes los expresamos así:

Tanto por ciento peso/peso %P/P = (cantidad de gramos de soluto) / (100 gramos

de solución)p/p = peso del soluto/peso de la solución*100.

Tanto por ciento volumen/volumen %V/V = (cantidad de cc de soluto) / (100 cc de

solución)v/v = volumen del soluto/volumen de la solución*100.

Tanto por ciento peso/volumen % P/V =(cantidad de gr de soluto)/ (100 cc de

solución)p/v = gramos del soluto/ml de la solución*100.

La solubilidad es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una

cantidad dada de solvente a una determinada temperatura.

PROCEDIMIENTO

Preparación de soluciones de acuerdo a peso y concentración indicadas por el tutor.

1. Preparación de una Solución de 100 ml NaCl en 10% P/P

2. Preparación de una Solución de 60 ml NaCl en 5% P/V

3. Preparación de una Solución de 250 ml NaCl en 2 Molaridad

CALCULOS

1. Calcular los gramos de cloruro de sodio necesarios para preparar la

disolución número 1. Masa molar de NaCl es 39 gr/gr mol.

M = n de soluto litro de disolución M x litro de disolución = n de soluto 0,8 x 0,250 litro = n de soluto = 0,2 39 gr/gr mol x 0,2 moles de NaCl = 7,8 gr de Nacl

2. Calcular los gramos de hidróxido de sodio necesarios para preparar la disolución número 2.

% m = masa del soluto (g) x 100 v moles de solución 12% = masa del soluto (g) x 100 100 moles 12 x 100 = masa de NaOH = 12 gramos 100

3. Calcular los gramos de carbonato de sodio necesarios para preparar

la disolución número 3.

N = Equivalente de soluto = 3 = Equivalente de soluto Litros de solución 0,1 L Equivalente de soluto = 0,3 Equivalente de Na2CO3 Meq soluto = PM Meq soluto = 51 gr / mol Na2CO3 = 25,5 Meq de Na2CO3 valencia masa soluto = 0,3 Equivalente de Na2CO3 x 25,5 Meq de de Na2CO3

masa soluto = 7,65 gr de de Na2CO3

4. Calcular el volumen de ácido sulfúrico comercial necesario para preparar la disolución número 4, sabiendo que el ácido sulfúrico tiene un 98% de pureza y una densidad de 1,84 g/cm3

masa de soluto = N x v(l) x PM = 2 x (0,1 l) x (98) = 9,8 gr valencia 2 9,8 gr puros x 100 gr impuros = 10 gr H2SO4 98 gr puros v = m = 10 gr = 5,43 ml 1,84 gr/ml

5. Calcular el volumen de ácido clorhídrico comercial necesario para preparar la disolución número 5, sabiendo que el ácido clorhídrico comercial tiene un 36 % de pureza y una densidad de 1,18 g/cm3

M = n soluto 0,5 x (0,1 l) = n soluto n soluto = 0,05 litro de solución masa soluto = 36,4 gr/mol x 0,05 masa soluto = 1,82 gr 1,82 gr puros x 100 gr impuros = 5,06 gr HCL comercial 36 gr puros v = m = 5,06 gr v = 4,28 ml v 1,18 gr/ml

6. Calcular el volumen de la disolución número 4 necesario para preparar la disolución número 6.

M = n soluto 0,5 x (0,25 l) = n soluto n soluto = 0,125 litro de solución masa soluto = 98 gr/mol x 0,125 masa soluto: 12,5 gr 12,5 gr puros x 100 gr impuros = 12,75 gr H2SO4

98 gr puros V = m = 12,75 gr V = 10,8 ml p 1,18 gr/ml

7. Calcular la masa que se debe pesar para preparar una solución de C12H22O11 en 100 ml al o,2 M y 0,4 M.

C12H22O11 = (12 x 12) + (11 x 22) + (11 x 16) = 342 gr/mol 0,2 M = 0,1 x 0,2 x 342 = 6,84 gr 0,4 M = 0,1 x 0,4 x 342 = 13,68 gr

PREGUNTAS

1. ¿Cuándo se prepara una solución, en donde el solvente y el soluto son líquidos, se puede considerar el volumen total de la solución como la suma de los volúmenes del soluto y solvente?

En efecto, si se tiene 50ml de A y 50 ml de B el volumen final es 100, sin considerar lo que se pueda llegar a evaporar o a perder al realizar la operación.

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

Para gases es más común expresarla en otro tipo de unidades como la "fracción molar". Se obtiene del cociente entre el Nº de moles de un componente (soluto o solvente) sobre el Nº de moles de todos los componentes juntos.

3. ¿Qué puede inferir de la experiencia realizada? Las soluciones en química, son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de agregación. La concentración de una solución constituye una de sus principales características.

CONCLUSIONES

La composición de una solución se debe medir en términos de volumen y masa, por lo tanto es indispensable conocer la cantidad de soluto disuelto por unidad de volumen o masa de disolvente, es decir su concentración. Durante cualquier trabajo experimental, el uso de soluciones se hace indispensable, por lo que es necesario conocer los procedimientos para su elaboración.

PRACTICA No. 5 – PROPIEDADES COLIGATIVAS

OBJETIVOS

Verificar experimentalmente una de las propiedades coligativas de las soluciones, el aumento en la temperatura de ebullición y determinación de la masa molar del soluto a partir de los datos recolectados durante la práctica.

MARCO TEORICO

Son muchas las propiedades de las disoluciones, entre ellas densidad, índice de refracción, punto de ebullición, etc., y cambian cuando se modifica su composición. Para la mayoría de estas propiedades no se pueden dar reglas o leyes sobre la dirección o magnitud de sus cambios, puesto que los datos experimentales figuran en tablas separadas para cada conjunto de componentes (soluto y, disolvente). Sin embargo, los solutos, en disoluciones muy diluidas, y algunos grupos de substancias, aún en disoluciones de cualquier concentración (disoluciones ideales), tienen muchas de las propiedades de los gases. Esto es explicable por las distancias proporcionalmente grandes que separan una molécula, del soluto, de otra, lo cual influye en las propiedades de las disoluciones que dependen sólo del número (concentración) de las moléculas o iones que constituyen el soluto. Las propiedades coligativas son aquellas que están muy relacionadas con el cambio de ciertas propiedades físicas en los solventes cuando le agregamos a estos una cantidad determinada de un soluto no volátil. Específicamente las propiedades que varían son: Punto de ebullición (aumento ebulloscópico), Punto de congelación (descenso crioscópico), Descenso de la presión del vapor y la aparición de la Presión Osmótica. Estas cuatro propiedades no variarían o no aparecerían si no se agregara el soluto a un solvente puro. Obviamente las moléculas del soluto interaccionan o interfieren en el normal movimiento de las moléculas del solvente afectando seriamente a estas propiedades mencionadas.

PROCEDIMIENTO

Tabla 5. Resultados experimentales práctica 5

A

Tiempo (s) Temperatura Agua (°C) Temperatura solución Agua-Sacarosa 0,2 M (°C)

60 19 19

120 42 52

180 58 68

240 61 80

300 62 91

360 92 92

B

Concentración Molar

W (g) Sacarosa Tiempo total en llegar a ebullición

(s)

Temperatura ebullición (°C)

0 0 127 93

0,2 4,10 151 95

0,6 12,31 138 96

0,8 20,52 133 97

Gráfico 3. Curvas de calentamiento del agua y la solución.

Gráfico 4. Temperatura de ebullición en °C vs Concentración de solución en M.

CALCULOS

1. Determinar la masa molar de la Sacarosa. C12H22O11 = (12 x 12) + (11 x 22) + (11 x 16) = 342 gr/mol

2. Para Solución C12H22O11 0,2 M Calcular.

Masa de agua (g1) : 100 gr Masa de sacarosa (g2): 6,84 gr Temperatura de ebullición de agua (T°e): 95 °C Temperatura de ebullición de solución (Te): 96 °C Aumento del punto de ebullición (T°e – Te): (95 – 96) = -1 °C Molalidad de la solución m = (∆ Te / Ke): (96/0,52) = 184,62 m Masa molecular de la sacarosa = 1000 x g2 / m x g1: 1000 x 6,84 / 184,62 x 100 = 0,37 gr Error absoluto: (342-0,37) = 341,63 Error relativo: (341,63 x 100) = 34,16 %

0

50

100

1 2 3 4 5 6

Relación Temperatura vs Tiempo

Agua (°C)

Solución (°C)

0

1000

2000

0 0,2 0,4 0,6 0,8

Relación Temperatura vs Concentración

Ebullición (°C)

PREGUNTAS

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

La determinación de masas molares es muy importante porque permite identificar sustancias, ya que a cada una, con una fórmula concreta, le corresponde una masa molar: el agua es H2O y su masa molar es de 18 g/mol, mientras que el agua oxigenada es H2O2 y su masa molar es 34 g/mol. Además de utilizando métodos específicos (espectrometría de masas, crioscopía

Resolver los siguientes problemas:

a. Cuando se disuelve 15,0 g de etanol (CH3CH2OH) en 750 g de

ácido fórmico, el punto de congelamiento de la solución es

7,20°C. Sabiendo que el punto de congelamiento del ácido

fórmico es 8,40°C, calcular Kc para el ácido fórmico. Rta: 2,76

°C/m

b. ¿Cuál es el punto de ebullición normal de una solución de sacarosa C12H22O11, 1,25 m sabiendo que Ke del agua pura es

0,512 °C/mol? Rta: 100,64°C

CONCLUSIONES

Las propiedades coligativas son aquellas que están muy relacionadas con el cambio de ciertas propiedades físicas en los solventes cuando le agregamos a estos una cantidad determinada de un soluto no volátil. Específicamente las propiedades que varían son: Punto de ebullición (aumento ebulloscópico), Punto de congelación (descenso crioscópico), Descenso de la presión del vapor y la aparición de la Presión Osmótica PRACTICA No.6 – CARACTERIZACION DE ACIDOS Y BASES. MEDICIONES

DE PH

OBJETIVOS

Caracterizar soluciones como ácidas o básicas utilizando un indicador ácido básico, estimando su pH.

MARCO TEORICO Los ácidos y las bases tienen una característica que permite medirlos: es la concentración de los iones de hidrógeno (H+). Los ácidos fuertes tienen altas concentraciones de iones de hidrógeno y los ácidos débiles tienen concentraciones bajas. El pH, entonces, es un valor numérico que expresa la concentración de iones de hidrógeno. Hay centenares de ácidos. Ácidos fuertes, como el ácido sulfúrico, que puede disolver los clavos de acero, y ácidos débiles, como el ácido bórico, que es bastante seguro de utilizar como lavado de ojos. Hay también muchas soluciones alcalinas, llamadas "bases", que pueden ser soluciones alcalinas suaves, como la Leche de Magnesia, que calman los trastornos del estómago, y las soluciones alcalinas fuertes, como la soda cáustica o hidróxido de sodio, que puede disolver el cabello humano. Los valores numéricos verdaderos para estas concentraciones de iones de hidrógeno marcan fracciones muy pequeñas, por ejemplo 1/10.000.000 (proporción de uno en diez millones). Debido a que números como este son incómodos para trabajar, se ideó o estableció una escala única. Los valores leídos en esta escala se llaman las medidas del "pH".

PROCEDIMIENTO

Tabla 7. Reacciones con soluciones estándar.

Solución

pH utilizando indicador pH

Rojo de metilo

Fenolfta leina

Azul de bromo timol

Naranja de metilo

Estimado

Papel indicador universal

HCL 0,1M

6 Ácido

Ácido acético 0,1M

2 Ácido

Hidróxido de sodio 0,1M

4 Ácido

Agua destilada

4 Ácido

Tabla 8. Reacciones con soluciones caseras.

Solución

pH utilizando indicador pH

Rojo de metilo

Fenolfta leina

Azul de bromo timol

Naranja de metilo

Estimado

Papel indicador universal

Limón 2 Ácido

Yogurt 4 Ácido

Vinagre 2 Ácido

Gaseosa 5 Ácido

Leche 6 Ácido

Cloro 12 Básico

CONCLUSIONES

Un pH igual a 7 es neutro, menor que 7 es ácido y mayor que 7 es básico a 25 ºC También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores. Algunos compuestos orgánicos que cambian de color en función del grado de acidez del medio en que se encuentren se utilizan como indicadores cualitativos para la determinación del pH.

PRACTICA No. 8 – ESTEQUIOMETRIA – REACTIVO LIMITE

OBJETIVOS

Determinar las relaciones estequiométricas molares de los reactantes de una reacción química.

Determinar el reactivo limitante de la reacción.

MARCO TEORICO

Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma natural, o una cinta de magnesio al colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio, como un ejemplo de reacción inducida. A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas. Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.

PROCEDIMIENTO

Esta práctica no se realiza por falta de reactivos.

CONCLUSIONES

El reactante límite es el reactivo o sustancia que se consume primero durante la

reacción, el cual se determina matemáticamente mediante la razón molar de cada

uno de los reactivos respecto al producto, es decir, que el reactivo límite será el

que la razón molar de cómo resultado el más bajo entre los reactivos o es la

sustancia que produce la menor cantidad de moles de la sustancia producida.

PRACTICA No. 9 – ESTEQUIMETRIA DE REACCIONES QUE INVOLUCRAN

GASES Y SOLUCIONES

OBJETIVOS

Identificar la formación del CO2 a partir de una reacción.

Determinar la cantidad de gas que se puede obtener y la pureza de algunos compuestos de carbonatos.

MARCO TEORICO

La estequiometria es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios. Una reacción química se produce cuando hay una modificación en la identidad química de las sustancias intervinientes; esto significa que no es posible identificar a las mismas sustancias antes y después de producirse la reacción química, los reactivos se consumen para dar lugar a los productos.

PROCEDIMIENTO

CaCO3 Solución HCL

Tiempo reacción

Liberación CO2

0,1 gr 178 ml 230 seg 52 ml

0,2 gr 56 ml 124 seg 68 ml

0,3 gr 22 ml 160 seg 138 ml

CALCULOS

1. ¿Cuáles son las Condiciones Normales (CN).

Las Condiciones Normales, hacen referencia a las medidas de Presión y Temperatura que debe haber en el laboratorio, que son: 0 oC de Temperatura (273 K) y 760 mm Hg (1 Atm) de Presión. En el caso de esta práctica la temperatura fue de 22oC y la presión 560 mm Hg

2. ¿Qué es volumen molar?

El volumen molar, es el volumen que ocupa un mol. Se considera que en condiciones normales, (0 oC de Temperatura y Presión de 1 atmosfera), un gas ideal ocupa un volumen de 22.4 litros.

3. Determinar el número de moles y de gramos de CO2 obtenidos.

m: 44 g/mol * 4.79 x10-3 moles m: 0.21 gr CO2

4. Calcular los gramos de CaCO3 que reaccionaron. m= 0.22 gr CaCO3

5. Por qué el gas se ubica en la parte superior de la cubeta.

El gas se ubica en la parte superior de la cubeta, debido a que el volumen que los gases ocupan es igual al volumen del recipiente que los contiene, por lo tanto en este caso el gas se expande hacia arriba con el fin de llenar la cubeta

CONCLUSIONES

La Estequiometría es la parte de la química que se refiere a la determinación de

las masas de combinación de las substancias en una reacción química, hace

referencia al número relativo de átomos de varios elementos encontrados en una

sustancia química y a menudo resulta útil en la calificación de una reacción

química, en otras palabras se puede definir como la parte de la Química que trata

sobre las relaciones cuantitativas entre los elementos y los compuestos en

reacciones químicas.

CONCLUSIONES FINALES DE LA PRÁCTICA

La seguridad en los laboratorios es indispensable, no solo por la efectividad de la reacción o experimento que se esté realizando, sino también por quien la realiza.

El principio de Arquímedes es la herramienta más exacta para identificar la densidad de un sólido y analizar el porqué objetos tan grandes o pesados como los barcos no se hunden.

La Ley de Charles, se da siempre y cuando la Presión y la masa permanezcan constantes.

Los conceptos de Molaridad, Molalidad, Normalidad, etc., nos permiten preparar soluciones aun cuando no conozcamos la masa del soluto.

La temperatura permanece constante en la curva de calentamiento cuando se presenta un cambio de estado en una reacción química.

El descenso del punto de congelación de un solvente depende del número de partículas existentes en la solución, y por esta razón se considera una propiedad coligativa.

La acidez o basicidad de una solución se determina mediante una escala de pH, donde este es un valor numérico que expresa la concentración de iones de hidrogeno. Este es un concepto aplicado a la industria de alimentos, entre otros.

Las reacciones químicas se clasifican de acuerdo al comportamiento que tienen los reactivos en su interacción y al producto que resulta de la misma.

El reactivo limitante en una reacción será la sustancia o elemento que no esté en exceso, ya que la reacción terminara en el momento en que este se consuma totalmente.

Los cálculos estequiométricos permiten determinar la cantidad de sustancia que interviene o se produce en una reacción reversible o donde se presenta perdida del producto.

BIBLIOGRAFIA

Modulo Química General

UNAD

Química Novena edición

CHANG Raymond

Editorial Mc Graw Hill