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Manual de Laboratorio

Química General 1

MANUAL DE LABORATORIO DE QUÍMICA

INSTRUCCIONES GENERALES

OBJETIVOS 1. Proveer la evidencia experimental de la Química, para que el Estudiante

sea capaz de comprender mejor las Leyes, Teorías y hechos que son la base de la Ciencia Química.

2. Capacitar al alumno, en las principales Técnicas de Laboratorio. 3. Fomentar el espíritu de trabajo, individualmente y en grupo, la

observación y la responsabilidad; y así pueden iniciarse en el Campo de la investigación.

4. Habituarlo a los trabajos sistemáticos que implican cuidado, orden y rapidez.

5. Desarrollar la Capacidad del alumno para que resuelva por si sólo problemas de laboratorio.

ACTIVIDADES Para aprender y comprender la Química, es necesario hacer Experimentos. Para el Estudiante, el Laboratorio es el paso ineludible y de gran importancia para lograr una sólida formación y por ello, debe asegurarse de que comprende la finalidad de los Experimentos y no reducir o contraer su trabajo a contestar solamente preguntas; siendo así, para que molestarse asistiendo al Laboratorio, si existen Libros de Textos y se puede consultar con el Profesor para realizar los cálculos necesarios. Las experiencias adquiridas en un Laboratorio de Química, no es sino el comienzo de ésa riqueza de conocimientos que posee esta Ciencia. De modo que es importante que el estudiante considere que el LABORATORIO como un lugar donde debe realizar una serie de Observaciones en los Experimentos proyectados, con la finalidad de ampliar sus conocimientos. Cuando el Estudiante presente su INFORME, debe hacerlo convencido y entendiendo que el Experimento se ha realizado siguiendo las instrucciones dadas y sus respuestas se fundamentan en Observaciones propias. Finalmente la CONDUCTA CORRECTA del Estudiante en el Laboratorio, demostrara su seriedad frente al Trabajo Experimental, ratificando al mismo tiempo su VOCACION por la Carrera Profesional que ha elegido. INSTRUCCIONES a) Cuando ingrese al Laboratorio a realizar sus Experimentos, tenga

presente que es lugar de TRABAJO que demanda mucha atención, orden y responsabilidad.


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b) El alumno deberá revisar cuidadosamente el MATERIAL que reciba, guardarlo limpio y seco y no guardarlo en ninguna ocasión SUCIO, pues esto puede influir en el resultado de sus Experimentos.

c) No debe realizar ninguna experiencia sin comprender bien su finalidad. Es importante estudiar cada experimento antes de entrar al laboratorio, estando de esta manera perfectamente enterado de lo que tiene que hacer y observar cualquier precaución en especial.

d) Debe preparar con anticipación su CUADERNO DE NOTAS y/o FORMATOS DE TRABAJO para ahorrarse un valioso tiempo.

e) NO debe hacerse la suposición de que un determinado experimento llevado a cabo con sumo cuidado, deberá de proporcionar un resultado preciso, esto constituye un concepto irreal en el trabajo experimental.

f) Antes de comenzar toda práctica debe consignar su nombre y la fecha en su cuaderno de notas y para evitarse confusiones durante la práctica vaya anotando o contestando las preguntas, las observaciones, ejecutando las reacciones químicas haciendo sus esquemas, etc.

g) No debe realizar sus ANOTACIONES DE PAPEL SUELTO, use las hojas en blanco de su cuaderno de notas de laboratorio.

h) Solo debe realizar los experimentos PROGRAMADOS. Está prohibido realizar experimentos por su propia cuenta ya que estos pueden resultar PELIGROSOS.

i) Mantenga LIMPIA EL ÁREA DE TRABAJO (mesa, piso y vertedero). Si se derrama alguna sustancia límpiela con una esponja humedecida con agua.

j) Es OBLIGATORIO el uso de un GUARDAPOLVO BLANCO, para evitar cualquier deterioro del vestido (ropa), por las salpicaduras de ácidos o de otras sustancias. Además, debe protegerse de la contaminación con sustancias químicas peligrosas, si es posible usando máscaras.

CONDUCTA EN EL LABORATORIO El modo de comportarse en el laboratorio es menos formar que en clase. Sin embargo, es necesario observar ciertas NORMAS DE CONDUCTA tales como: 1. No sé permiten silbidos, conversaciones ruidosas, cantos, ni juegos entre

compañeros de mesa, etc. 2. El alumno JAMAS debe molestar a su vecino para adquirir información.

Debe laborar sus propias respuestas basado en sus observaciones, su libro o; guía de prácticas y consultas al Profesor Jefe de Prácticas.

3. Nunca debe arrojar cuerpos sólidos en los vertederos. Si se derraman en cualquier lugar del laboratorio sólidos o líquidos debe limpiarse inmediatamente.

Antes de abandonar el laboratorio y lugar de trabajo (mesa) asegurarse de: - Que su equipo quede recogido. - Que los aparatos prestados o de uso común han sido devueltos. - Si rompe algún material acuda a la almacén para reponer o firma su cargo

respectivo.


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- Que la zona de la meza que le corresponde queda limpia. - Que el laboratorio o el vertedero estén libres de residuos. - Que la llave del gas y del agua estén cerradas, y - Que los frascos de reactivo queden ordenados y limpios.

SEGURIDAD

Debido a que muchos experimentos van asociados con elementos que representan PELIGRO, es necesario presentan atención cuidadosa a las siguientes precauciones de mayor importancia.

A) Cortes y Quemaduras

La mayoría de las heridas que se producen en los trabajos de laboratorio, son los cortes y quemaduras, los que puedan evitarse siguiendo algunas REGLAS:

- Al introducir un tubo de vidrio o de seguridad en un

tapón de jebe, se debe siempre humedecer el tubo y el agujero. disminuir el efecto de palanca, manteniendo las manos protegidas con una toalla.

- El tubo de vidrio se introduce haciendo girar en una y otra posición el tampón de jebe.

- El borde de todos los tubos de vidrio deben redondearse a la llama de un mechero de Bunsen.

- Cuando se trata de sacarse un tubo de vidrio de un tampón de jebe siempre debe humedecerse con agua la parte de contacto y girar el tapón. Si la adherencia es fuerte es preferible cortar el tapón del jebe.

- No se debe coger un trozo caliente de vidrio con la mano. NUNCA, se esperar a que se enfríe o en todo caso hacer uso de una pinza. No se debe trabajar con vidrio roto o rajado.

B) Sustancias Químicas

Considere a todas las Sustancias QUIMICAS, como CORROSIVAS Y VENENOSAS, salvo que se haya probado lo contrario. Para evitar ACCIDENTES, con ellos es necesarios seguir algunas indicaciones.

- Jamás debe probarse o respirar vapores toxico, siempre

trabajar en la VITRINA DE VENTILACION O CAMPANA. - Algunos venenos se absorben rápidamente por la piel,

por ello lavar inmediatamente la parte afectada con abundante agua. - Lavarse las manos antes de abandonar el laboratorio ya

que las sustancias tóxicas pueden ser ingeridas por la boca. - Si salpica a los ojos a la piel, un ÁCIDO, lavarnos

inmediatamente con abundante agua y con una solución diluida de


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BICARBONATO DE SODIO, y luego nuevamente enjuagarlo con abundante agua.

- Si salpica a los ojos o piel una BASE, lavar la parte afectada con agua y enjuagarlos con ÁCIDO BÓRICO y finalmente con abundante agua.

- Al operar con sustancias INFLAMABLES es necesario asegurarse siempre antes de abrir el frasco, de que no haya llamas próximas, y esta precaución debe guardarse todo el tiempo que el frasco permanezca abierto.

- En general comunique inmediatamente al PROFESOR, cualquier ACCIDENTE, que haya ocurrido, para que se dispongan las medidas a tomar.

REGISTRO DEL TRABAJO DE LABORATORIO En todo TRABAJO EXPERIMENTAL se lleva un CUADERNO DE REGISTRO DE DATOS, en el cual se anotan permanentemente los hechos experimentales y todos los datos y cálculos del desarrollo de los experimentos. Todas las anotaciones deben registrarse en concordancia con la HOJA DE DATOS y deben ser clasificadas y escritas con tinta, especificando siempre unidades, excepto en el caso de que los números sean dimensionales. Usar en forma tabular y apropiada para el registro de los datos siempre que se requiera y cuando sea posible preparar una TABLA DE DATOS antes de ir al laboratorio. Indicar las operaciones realizadas, mediante cálculos ordenados. No complicar la sección de cálculos con detalles aritméticos y contestar las preguntas del cuestionario, como parte del INFORME DE LABORATORIO, empleando exposiciones concisas.

“NO OLVIDAR QUE UNA RESPUESTA INCORRECTA ES EL RESULTADO DE UN TRABAJO HONESTO Y ES INFINITAMENTE MEJOR QUE LE RESULTADO CORRECTO OBTENIDO DESHONESTAMENTE”.


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PRACTICA N° 1

“INTRODUCCIÓN AL TRABAJO DE LABORATORIO” I. OBJETIVO La presente práctica es demostrada; pero el alumno también realizara algunas pruebas con el mechero Bunsen, medirá volúmenes y estudiará errores. El objetivo cumplir es: a) Mostrar e indicar el uso correcto del material a utilizarse en el desarrollo

de las prácticas de laboratorio de Química General. b) Descripción y uso del mechero Bunsen. c) Medición de volúmenes y determinación de errores. II. DESCRIPCIÓN DEL MATERIAL DE LABORATORIO A continuación se describen algunos de los materiales de mayor uso en los experimentos de química general. El estudiante prestará mayor atención e interés a la demostración que le hará el Jefe de Práctica, sobre el uso, limpieza y mantenimiento de cada uno de los implementos citados, tomando en su Cuaderno de Laboratorio las anotaciones correspondientes. 1. BURETAS Descripción.- Son tubos largos, cilíndricos, de material de vidrio, con una llave de descarga, en uno de sus extremos, o bien lleva un tubo corto de jefe que termina en un pico de vidrio. El tubo de jebe se cierra con una pinza o con una perla de vidrio. Las buretas se fabrican de diferentes capacidades, comúnmente de 50 mL, graduadas al décimo de ml (0.1 mL), (1 ml = 1 cc). En la figura 1, se muestra una bureta así como la forma de hacer una lectura de bureta. Usos.- Las buretas se emplean para descargar distintas cantidades de líquidos o soluciones. El mayor uso que se les da es en las llamadas titulaciones volumétricas.


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Una vez limpia y vacía la bureta se mantienen en posición vertical mediante un soporte apropiado. Después de enjuagar la bureta con el mismo líquido que se va a descargar; se llena, la bureta hasta un poco más arriba de la graduación y se descarga el líquido de modo que la parte inferior del menisco coincida con el comienzo de la graduación y el pico de la bureta debe quedar completamente lleno de solución. Al efectuar las lecturas con la bureta, el ojo debe estar al nivel del menisco para evitar errores de paralaje. Para facilitar la lectura de la posición del menisco, se emplea una tarjeta o papel blanco, cuya mitad inferior es de color negro mate. Se coloca la tarjeta de modo que la línea de división se halle 1-2 mm debajo del menisco. La porción inferior del menisco se presenta oscura y se distingue nítidamente contra el fondo blanco, el nivel del líquido se puede leer fácilmente, con exactitud. Después de usar las buretas, estas se lavan a fondo con aguas destiladas y se cubren con un tubo de ensayo corto invertido para preservarla del polvo o también puede colocarse en el soporte con las puntas hacia arriba. Las llaves de vidrio de las buretas se lubrican con grasas o lubricantes, tales como la vaselina pura o una mezcla de estas con cera con resina. En el comercio se hallan excelentes lubricantes, tal como el “silicone”. La lubricación adecuada de la llave evita que ella se pegue o endurezca.

FIGURA N° 1

2. VASOS DE PRECIPITADOS Descripción.-


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Son vasos de vidrio de diferentes calidades y de varios tamaños y capacidades; pueden estar graduados o no. Los vasos de precipitados más convenientes para uso corrientes tienen pico, por que: a) Facilita verter líquidos o soluciones. b) permite mantener una varilla de vidrio en el vaso de precipitados que está cubierto por una luna de reloj, y c) forma una salida para el desprendimiento de gases. Usos.-

Se les emplean diversas operaciones tales como calentamientos de líquidos para efectuar reacciones (general-mente para precipitaciones), para colectar, líquidos, etc.; para realizar filtraciones y/o titulaciones. Se elegirá el tamaño del vaso según el volumen del líquido que debe manipularse. Los tamaños más convenientes son los 100 – 1000 cc. O mi. Tienen diferentes denominaciones: los cilíndricos bajos, vasos de Griffin. Figura 2 Para evaporar líquidos de elevado punto de ebullición, como por ejemplo H2SO4, es preferible un vaso de precipitados bajo y ancho. 3. MATRAZ DE ERLENMEYER Descripción.- Son recipientes de vidrio, de forma cónica, graduados o no.

Usos.-

Los frascos o vasos cónicos o de Erlenmeyer, tiene numerosas aplicaciones, por ejemplo en volumetría; para efectuar titulaciones. Sirven para calentar líquidos que presentan una evaporación tumultuosa. El uso más común es en titulaciones de análisis de cuantitativos, por la facilitad de agitar la solución a titular sin peligro de que esta se derrame. También se usa para realizar filtraciones y en absorción de gases.

Matraz Erlenmeyer


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4. TERMÓMETROS Descripción.- Son instrumentos destinados a medir temperaturas con escalas en grados centígrados o Fahrenheit. El mas empleado es el termómetro de con graduaciones de 1°C, en el cual se pueden apreciar hasta 0.5 °C. La graduación de este termómetro va desde -10°C hasta 200°C. Usos.- Son empleados para medir temperaturas en operaciones de destilación, en la determinación de puntos de fusión; etc. El termómetro con el cual se trabaja en el Laboratorio es un instrumento de precisión de gran delicadeza por lo que su manejo requiere de ciertos cuidados. En principio, deberá estar limpio para introducirlo un líquido o en la solución cuya temperatura se requiere encontrar. Cuando los líquidos estén en ebullición, el termómetro deberá introducirse sin que este entre en contacto con las paredes del recipiente y a una profundidad que sea aproximadamente la mitad de la altura de la solución. Para medir temperaturas sucesivas de acuerdo a como vayan subiendo estas, se colgara o suspenderá de una cuerda sujeta a una pinza que esté conectada al soporte, se deberán guardar las consideraciones anteriores.

Figura 4

5. DENSÍMETROS Descripción.- Son instrumentos de vidrio en forma de ampolla que tiene un lastre en la parte inferior para flotar verticalmente en los líquidos cuya densidad se desea medir. Todos poseen escalas en diferentes unidades: gr/cc, °Be (grados Beaumé), °API (grados API), etc. Usos.- Son utilizados para medir densidades de líquidos, para lo cual se hacen flotar en los mismos, colocados en un recipientes tubular apropiado. El enlace del

Figura 3


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menisco de la superficie libre sobre la escala graduada del densímetro dará la densidad buscada. Al hacer uso del densímetro, nunca se debe soltar bruscamente en el líquido, pues podría suceder que el recipiente tubular no fuera lo suficientemente profundo para contener al densímetro y al contacto brusco con el fondo causaría su deterioro o ruptura. 6. TUBOS DE ENSAYO O DE PRUEBA Descripción.- Son tubos de vidrios cerrados por uno de sus extremos. Hay diferentes capacidades con borde o sin el. El tamaño del tubo se puede expresar por las dimensiones de su diámetro o su altura, comúnmente en mm, por ejemplo: 15 mm x 150 mm. Usos.- Los tubos de ensayos son utilizados generalmente para realizar ensayos químicos de carácter cualitativo con pequeñas cantidades de reactivo, los cuales al entrar en contacto originan algún cambio de color o aparición de precipitado. La mezcla de reactivos en un tubo de ensayos no debe hacerse nunca colocando un dedo, el pulgar u otro en la boca del tubo para luego agitarlo. Es el material más empleado en los trabajos de laboratorio. Se conocen tubos para ignición (para calentar a altas temperaturas por ejemplo: 14 x 100 mm), los tubos de ensayo propiamente dicho, por ejemplo: 18 x 150 mm (30 cc); 19 x 150 mm (34 cc); 25 x 150 (57 cc) y tubos con tubos de salida lateral (para producir y hacer filtraciones al vacío), los hay de diferentes tamaños (18 x 150 mm y 21 175 mm). Tubos de ensayo Tubo de desprendimiento Densímetro lateral

FIGURA 5


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7. EMBUDOS Descripción.- Son instrumentos de vidrio en forma de recipientes cónicos y que poseen un tubo de descarga (vástago) en la parte inferior. Hay embudos de distintos ángulos diámetros y longitudes de vástagos y también de diferentes calidades de vidrio (pyrex, jena, etc.). Usos.-

Un problema frecuente en el laboratorio es el de separar un líquido de un sólido. Los sólidos insolubles pueden separarse de los líquidos de varias formas según sea la naturaleza de la mezcla. La técnica más usada es la filtración a través de papeles especiales (papales de filtro) o de otros medios porosos. Para que la filtración sea rápida, el papel debe adaptarse bien al embudo. En la figura se observa la manera correcta de instalar un embudo para su uso. 8. FRASCOS, LAVADORES (PICETAS) Descripción.- Son recipientes de plástico que se llenan generalmente con agua destilada, poseen una tapa a la cual se le ha provisto de un tubo de jebe para la proyección del líquido hacia afuera en el momento de ser empleado. Usos.- Son empleados para enjuagar materiales previamente lavados, así como para completar volúmenes y también para lavar precipitados. 9. FRASCOS DE REACTIVOS.

Figura 6


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Descripción.- Existen de diferentes tamaños y con diferentes formas de tapas. Al verter un líquido de un frasco debe tenerse en cuenta el tipo de tapa que tiene este. Las tapas de cabeza recta deben colocarse hacia arriba sobre la mesa de trabajo, lo mismo que las de corcho, de hule (jebe) y de rosca. Usos.- Se emplean para guardar soluciones de reactivos todo frasco que contiene líquido debe mantenerse limpio y si algo resbala por las paredes al momento de verterlo se lavara y secara inmediatamente para prevenir accidentes. 10. MECHEROS Descripción.- Es el utensilio clásico para suministrar calor en los experimentos del laboratorio. Los mecheros son aparatos que constan de un tubo mecánico con una entrada regulada de aire en la base y una boquilla de variados diseños en su parte superior. Los mechones generan energía calorífica mediante la quema de combustible (gas propano, butano, etc.). Usos.- En el laboratorio se usa los llamados mecheros de Bunsen, mediante los cuales se consigue el mayor rendimiento térmico en la combustión del gas. Al encender la corriente de gas formando un chorro dentro de la base del mechero arrastra aire del exterior, que penetra por los orificios de ventilación situados encima de dicha base. La cantidad de aire puede regularse haciendo girar una anillo que se ajusta por fuera el tubo del mechero. Cuando los agujeros del anillo coinciden con las del tubo, la entrada del aire es máxima. 11. PAPEL DE FILTRO


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Descripción.- Es el papel de celulosa pura que ha sido sometida a procesos especiales según el uso a que sea destinado. Usos.- Los papeles de filtro se emplean en análisis cuantitativo principalmente, y estos deben dejar pocas cenizas. Se emplean cortada en círculos cuyos tamaños se escogen de acuerdo a las dimensiones; del embudo en el que se les va a usar, para las operaciones de filtrado. Para prepara el filtro, el papel se dobla por la mitad exactamente y, luego en cuartos. Cuando va a usarse se abre el papel doblado de modo que 3 hojas de pliego correspondan a un lado; la restante al otro lado, formándose un cono con ángulo de 60°. Se ajusta al embudo. Se moja totalmente con agua. Cuando el papel se ha ajustado bien contra el embudo el vástago quedara lleno de líquido durante la filtración. 12. PAPEL INDICADOR Descripción.- Se llama así a un papel que ha sido impregnado con un reactivo específico que cambia de color con el medio en el cual se le humedece. Existen varios tipos y marcas. Usos.- El papel indicador de tornasol sirve para establecer la acidez o alcalinidad de la soluciones. Existen en 2 colores: el papel de tornasol azul cambia a color rojo en medio ácido y el papel de tornasol rojo a cambia a un color azul en medio básico. Hay papeles indicadores denominadas “universales” que dan intervalos de pH amplios. 13. PIPETAS Descripción.- Son recipientes tubulares de vidrio o de plástico. Hay dos clases de pipetas: a) Las que tiene una marca y emiten un volumen de líquido, definido, en ciertas condiciones especificadas pipetas aforadas; b) Las que tienen el vástago graduado y se emplean para emitir la voluntad diferentes: pipetas graduadas. Usos.-


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Están destinadas a medir líquidos, ya sean operaciones rutinarias (pipetas graduadas) o en aquellas que se necesiten precisión científica (pipetas aforadas o volumétricas. Estas últimas posees un bulbo y se usan para transferir un volumen definido de líquido.

Figura 8 14. PROBETAS. Descripción.- Son recipientes cilíndricos graduados de material de vidrio o de plástico de diferentes capacidades. Usos.- Se emplean para medir determinados volúmenes de líquidos o soluciones en los casos que no se necesitan mucha exactitud. Generalmente se emplean 2 tipos de probetas: una de boca ancha, abierta y con pico, y la otra, de boca angosta y con tapa. Solo útiles para medidas aproximadas. 15. REJILLAS Descripción.- Son mallas metálicas hechas de alambre de fierro estañado siendo olas más usadas de 15x15cm. Las rejillas con asbesto, poseen una placa de este material en su parte central. Usos.-


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Las rejillas con asbesto se usan para amortiguar y distribuir adecuadamente el calor suministrado por la llama de un mechero. Generalmente, se colocan sobre trípodes metálicos, para servir de asiento a recipientes de vidrio. 16. SOPORTES Descripción.- Son aparatos metálicos o de madera que tienen la finalidad de sostener en posiciones fijas los diferentes materiales de laboratorio especialmente cuando se arman aparatos complicados. Entre los soportes que se usan más comúnmente se pueden citar a los siguientes: a) El soporte universal o pie, están constituido de una varilla metálica

enroscada a una base de hierro rectangular o triangular. b) Aros de soporte, que son anillos de hierro que llevan soldadas una varilla

que pueden tener en su extremo libre una pinza para fijarla al pie y se usan para colocar rejillas de asbestos o embudos.

c) Soportes trípodes, que son anillos sostenidos por 3 varillas que le sirvan de apoyo y se utilizan para sostener en los procesos de calentamiento con mechero de gas.

Figura 9 Además del material de escrito, en el laboratorio se usan otros aparatos destinados a una serie de usos tales como: Adaptadores, balones (de fondo redondo: que tiene el cuello largo con boca angosta o cuello corto con boca angosta o ancha); de fondo plano: de cuello largo, con la boca angosta, o de cuello corto, con la boca ancha, galones de destilación (balones de fondo redondo con el cuello largo y tubo lateral en el cuello ligeramente inclinado hacia abajo); botellas lavadoras, cápsulas (casquetes esféricos de diversos


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materiales), condensadores (o refrigerantes, conexiones de vidrio, crisoles (recipiente de vidrio, crisoles (recipientes de forma tronco-cónica invertida), cristalizadores (recipientes cilíndricos de vidrio), embudo Buchner (para filtrar al vacío), embudos de separación, frascos de gotero, luna de reloj, llaves de vidrio, matraz para vacío (comúnmente llamado “kitásato”), morteros (para producir el tamaño de la sustancias), pinzas, (para vasos, para tubos, para termómetros, para buretas, para balones, etc.) retortas (recipiente de vidrio de alta resistencia térmica y mecánica en forma de pipa cerrada, con o sin abertura en la parte superior, tapones (de corcho y de jebe), taladra corchos, trompas de vacío (produce vacíos por acción de una corriente de agua hechos de metal o de vidrio ), tubos de secadores, tubos de desprendimiento, tubos de seguridad, tubos goteros, tubos Thiele, (para determinar puntos de fusión, bagetas (varilla solidas de vidrio, que sirven para agitar y trasvasar líquidos), y si a estas se les aplana uno de sus extremos y se ajusta allí un trocito de goma resulta una especie de espátula de jebe, que se conoce como “policía” y sire para limpiar un recipiente de todo resto de precipitado. Existen otros aparatos destinados a preparar soluciones, productos químicos, doblar tubos de vidrio para el armado de aparatos, etc. Entre ello cabe citar a: Destilador de agua, centrífugas, planchas de calentamiento, mecheros especiales, generadores de gas (Kipp), etc. III. DESCRIPCIÓN Y USO DEL MECHERO BUNSEN La presente experiencia tiene por objeto, que el estudiante pueda distinguir entre las clases de llama y las zonas que presenta las mismas y además la adecuada manipulación del mechero para su máximo aprovechamiento térmico en las experiencias de laboratorio. A. GENERALIDADES El mechero Bunsen creado por el químico alemán Roberto Bunsen en 1866, es uno de los elementos más útiles que se tiene en el laboratorio químico. Los mecheros sirven para quemar diferente tipo de gases, de acuerdo a su construcción, entre los que se pueden mencionar: gas de hulla, gas de gasolina, gas natural, acetileno, butano, propano, etc. Hay diferentes tipos de mecheros, entre ellos se pueden distinguir a aquellos que tienen regulación de gas y los que no lo tienen. Los que se emplean en el laboratorio son simples, pertenecen al segundo tipo y sirven para quemar gas propano. B. PARTES DEL MECHERO BUNSEN


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Para comprender mejor como funciona el mechero Bunsen, es necesario conocer primero sus diferentes parte que lo constituyen: La Base (A), que es de fierro fundido, para hacerlo pesado y firme. Tiene un pequeño tubo lateral “a” para la entrada de gas el cual comunica con un agujero “a”, en el centro de la base agujero que tiene rosca interna para que se fije la boquilla. La Boquilla (B), que es de bronce fundido, pequeña, con rosca externa para fijarla en el agujero “o”. El orificio de la salida de la boquilla es de un diámetro muy pequeño, que puede variar de acuerdo al tipo de gas usado. Por ejemplo, para gas propano esta debe ser de 1/64” de diámetro. Cuando el gas sale por dicho orificio aumenta considerablemente su velocidad creando así un vacío suficiente para absorber aire del exterior. El tubo o Vástago (C), que es un tubo de fierro de más o menos 10 cm de largo, con rosca interna en uno de sus extremos para fijarlo a la boquilla. En este extremo tiene dos o más aberturas, diametralmente opuesta, por los cuales penetra el aire necesario para la combustión. Figura 10

El anillo Regulador (D), que es un anillo de bronce de pequeña altura, unos 2 cm, que gira sobre la parte inferior del vástago. Este anillo tiene el mismo número de aberturas que el tubo; y el mismo tamaño, de modo que girándolo convenientemente se puede cerrar o abrir completamente la entrada de aire. De esta manera se gradúa la llama del mechero Bunsen: menos aire, menos caliente la llama, más aire, llama más afectiva. C) FUNCIONAMIENTO DEL MECHERO (Exp. Demostrado por el

Profesor)


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1. Unir el mechero a la llave del suministro de gas mediante la manguera de jebe.

2. Quitar el tubo o vástago, abrir la llave del gas y dar fuego a la salida de la boquilla. Observar la naturaleza de la llama producida.

3. Colocar, luego el tubo o el vástago y volver a prender el gas en la boca de dicho tubo o vástago y volver a prender el gas en la boca de dicho tubo, pero manteniendo cerradas las entradas de aire. Se observara una llama inestable y luminosa. ¿Es semejante a la del caso anterior?.

4. Colocar sobre dicha llama una superficie fría y seca, no combustible; como por ejemplo, la de un balón de vidrio, ¿Qué se observa?, ¿Cuál es la aplicación?.

5. Enseguida abrir parcialmente la entrada de aire, moviendo convenientemente el anillo regulador. Observe como se acorta la llama, volviéndose estable y no luminosa. Colocar nuevamente una superficie fría y observe los resultados. ¿Qué explicación le merece esta nueva situación?.

6. Finalmente, abrir completamente los agujeros de entrada de aire. La llama se acortará aún más la cual presentará un color azul y emitirá un sonido característico como si rugiera. Esta llama no es conveniente para el trabajo porque de continuar de esta manera, la llama se introducirá dentro del tubo mechero hasta la boquilla, donde se ha calado, y usted no debe tocar el tubo o vástago porque estará sumamente caliente.

D. CARACTERÍSTICAS DE LA LLAMA La llama se define como la combustión de gases y vapores a altas temperaturas, cuyo volumen será el espacio ocupado por estos reactantes durante la combustión. Se pueden clasificar en dos tipos principales: luminosas y no luminosas. - LA LLAMA LUMINOSA.- Emite luz porque contiene partículas sólidas

que se vuelven incandescentes, debido a la alta temperatura que soportan. Las partículas sólidas, si nos e agregan especialmente, están constituidas por carbón. La llama luminosa se produce, entonces, cuando el aire que entra al mechero es insuficiente. La descomposición del gas produce pequeñas partículas sólidas; constituidas por carbón (hollín), dando origen de esta forma a la llama luminosa.

- LA LLAMA NO LUMINOSA.- Se consigue debido a un íntimo contacto

entre el aire y el gas antes de efectuarse la combustión, de tal manera de que casi no se producen sólidas incandescentes porque la combustión es completa.

En este tipo de llama se distinguen tres zonas. (Ver fig. 11).

1. Zona Fría (A).- De color oscuro, constituida por una

Partes de la llama y Temperatura de la llama


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mezcla de gases y aire, sin quemar. 2. Cono Interno (B).- De color azul-verdoso brillante, es una fina envoltura de 1/50 mm. donde se producen las reacciones iniciales necesarias para la combustión. La presencia de carbón y monóxido de carbono convierten a esta zona en una zona reductora. Se produce una combustión incompleta entre el gas y el oxígeno, según: C3H8 + 3O2 ------- 2CO + C + 4H2O + CALOR 3. Cono Externo (C).- Es la zona más grande, de un color azul pálido que

se disemina en el aire y está constituida por los productos de la combustión siguiente, vapor de agua, y dióxido de carbono. En esta zona se tiene un exceso de oxígeno del aire y la más alta temperatura, lo que convierte en una zona enérgicamente oxidante. El punto más caliente de la llama se encuentra en esta zona, sobre la punta del cono interior B. Se produce una combustión completa entre el gas, y el oxígeno del aire según:

C3H8 + 5O2 ------- 3CO2 + 4H2O + CALOR Es interesante explicar la forma cónica de una llama. Si se imagina que es visible la corriente de gas que sale por el mechero se percibirá una masa cilíndrica, cuyas partes externas únicamente toca el aire y se consumen. De este modo, el núcleo central del gas sin quemar empujado por la corriente gaseosa, subirá formando una nueva columna cilíndrica de menor diámetro y se volverá a quemar sólo en su parte externa, repitiéndose en esta forma el proceso de combustión, siendo cada columna cada vez más estrecha, que la anterior formando, la serie entera de ellas un cono de gas sin quemar. La cantidad de calor que queda en libertad cuando se quema una masa definida de gas es la misma tanto si el gas arde con llama luminosa como si lo hace con llama lo luminosa. En la llama no luminosa esta cantidad de gas arde, en el mismo tiempo, en un espacio más reducido obteniéndose como resultado una temperatura más elevada. La llama se produce cuando los gases han alcanzado cierta temperatura llamada PUNTO DE IGNICIÓN. Todo efecto que disminuya esa temperatura en las mezclas gaseosas eliminará la llama y este fue el principio en que se basó Davy para inventar la “lámpara de seguridad”.


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Las funciones del combustible y de la sustancia comburente son intercambiables y dependen del gas que se encuentra dentro de la llama y del que está fuera de ella. En los procesos ordinarios de combustión que se producen en la atmósfera, un gas tal como el Hidrógeno o el Propano, arde en el aire, cuyo Oxígeno (comburente) reacciona con el gas (combustible). El gas oxígeno arderá con llama, igualmente bien, en una atmósfera de Hidrógeno o de Propano, o de Butano, etc., como también la combustión de Hidrógeno en Cloro es intercambiable con la de Cloro en Hidrógeno. EXPERIMENTO N° 1: ESTUDIO DE LA LLAMA 1. Encender el mechero con llama LUMINOSA, sostener un pedazo de

porcelana con una pinza par crisol y calentar suavemente pascándola sobre la llama. Dejar que la porcelana caliente lo más posible. Anotar los fenómenos observados. Si se llega a poner roja la porcelana tomar el tiempo requerido. Luego retirar la porcelana y anotar el aspecto que este presenta.

2. Repetir la experiencia anterior, ahora, con la llama NO LUMINOSA,

manteniendo la porcelana a mitad de la llama. Tomar el tiempo y determinar si se calienta con mayor o menor rapidez que en el caso anterior. Retirar la porcelana observarla y anotar el aspecto presentado por la misma.

3. Colocar verticalmente sobre la boca del tubo o vástago un pedazo de

cartón o cartulina (tarjeta IBM) que se le ha proporcionado, de modo que divida a la llama en dos partes iguales. Mantenerlo en dicha posición unos segundos, SIN QUE SE QUEME, luego retírelo y observe. Haga sus anotaciones.

4. A) Sobre la llama de un mechero Bunsen descienda una rejilla metálica

sin posición hasta que la rejilla se ponga la rojo y obsérvese si la llama la atraviesa o no. B) Vuelva a colocar la rejilla fría sobre la llama y aplique fuego por encima de ella: inmediatamente aparecerá una llama. C) Cierre la llave de gas y coloque horizontalmente la rejilla sobre la boca del mechero. Abrir la llave del gas y préndase por encima de la rejilla. Levante lentamente la rejilla y verá como la llama sube con ella hasta cierta altura.

5. Apagar el mechero y colocar un palito de fósforo atravesado por un alfiler,

a 3 de la cabeza, dentro y en la parte central del tubo o vástago (tubo de combustión), de modo que el alfiler lo sostenga en esa posición. Dejar salir el gas estando el mechero con las entradas de aire cerradas y encender. Anotar lo observado.

6. En una llama NO LUMINOSA, colocar un tubito de vidrio de 10 cm de

largo de tal manera que forma un ángulo de 45° con la horizontal cuyo vértice es un extremo del tubo o vástago. En el otro extremo del tubito y


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en su parte central colocar un fósforo encendido. Explicar el fenómeno observado. Gradualmente maniobrar la entrada de aire al mechero hasta obtener llama LUMINOSA, cerrando la entrada de aire. Observar y anotar lo que sucede en el extremo opuesto del tubito de vidrio, manteniendo un fósforo encendido.

Mediante los experimentos anteriores se ha llegado a conocer la estructura de la llama del mechero Bunsen. Ahora, se va a tratar de determinar, aproximadamente las temperaturas en diferentes puntos de la misma, precisamente en los puntos marcados con 1, 2, 3, 4, y 5 de la fig. (12). Para tal efecto se hará uso de una alambre de fierro o de micrón que tendrá la función de “termómetro”. Los metales por acción del calor además de dilatarse, sufren cambios de color de acuerdo a la temperatura que están soportando. Para el fierro se pueden aceptar los siguientes cambios de color y para las temperaturas dadas:

1.- Rojo Oscuro: 500 – 650°C 2.- Rojo Cereza: 650 – 750°C 3.- Anaranjado: 750 – 900°C 4.- Amarillo: 900 – 1100°C 5.- Blanco: 1100 a más. 7. Usando un alambre de micrón de unos 15 cm, determine

aproximadamente, las temperaturas de la llama en los puntos de 1 a 5 de la Fig. 12. Mantener abierta en sus 4/5 partes la entrada del aire. El alambre no quema, pero por precaución deberá usar una pinza.

Al graduar la entrada de aire necesario, y por reajuste inadecuado del mechero se producen llamas: Amarilla (indica la necesidad de más aire), y violeta (redúzcase la corriente de gas, pues la llama se eleve separándose del tubo o vástago). Si la llama hace “humo negro” y arde en el interior del tubo cerca de la juste de aire, apágase el gas durante un momento: no total, que el vástago se encuentra caliente. CUESTIONARIO 1. Haga un esquema del mechero y dibuje sus partes. 2. ¿Cuándo se produce la llama azulina “no luminosa” y cuándo la llama

“luminosa”?. 3. Explique la presencia de las partículas de carbón en la llama luminosa.

Escribir las ecuaciones balanceadas de las reacciones de ambos tipos de llama.

4. ¿Cuál de las zonas de la llama es la “zona reductora” y “porque”?. 5. ¿Cuál de las zonas de la llama es la “zona oxidante” y”porqué”?.


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6. ¿Porqué se demuestra con el experimento de la tela metálica colocada horizontalmente a través de la llama o un trozo de cartón o cartulina verticalmente en medio de la llama?.

7. ¿Qué se demuestra con el experimento del tubito de vidrio?.

8. ¿Cuáles son las partes más frías y más calientes de la llama y a qué se debe la diferencia de temperatura?.

9. De tres razones por lo que es preferible usar siempre la llama NO LUMINOSA.

10. Explicar porqué un soporte alcanza temperatura más elevada que un mechero ordinario. Haga un esquema del mismo.

Zonas de temperatura

Figura N° 12


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OPERACIONES FUNDAMENTALES I. OBJETIVOS Dar a conocer los aspectos teóricos elementales correspondientes a ciertas técnicas de uso común en el laboratorio. Tales técnicas se denominan “operaciones fundamentales” por usarse continuamente en los trabajos experimentales de Química. Dichas operaciones comprenden: Calentamiento, filtración, absorción, cristalización, destilación, sublimación, extracción por solventes. Llegar a conocer y estar adiestrado un poco en estas operaciones llamadas fundamentales es la ventaja que ha de servir continuamente en todas las prácticas programadas más adelante. II. GENERALIDADES La teoría correspondiente a estas operaciones fundamentales escapan al alcance de las presentes prácticas que se trabajarán en el laboratorio haciendo alguna que otra referencia teórica elemental. Existen por otro lado problemas de índole común tanto en el laboratorio como en la industria para obtener sustancias al estado puro, de allí la importancia relevante de la presente práctica. III. DESCRIPCIÓN DE LAS TÉCNICAS 1. PRECIPITACIÓN, DECANTACION, FILTRACIÓN Esta serie de técnicas son empleadas con la finalidad de efectuar las operaciones de separación de la fase sólido-líquido. Esta es la operación de fases que se aplica con más frecuencia en las prácticas de laboratorio por la gran cantidad de reacciones de reconocimiento o de separación que producen precipitados. La formación de un precipitado es la manifestación más común de que se ha realizado una reacción química. Mezclando dos soluciones perfectamente límpidas, el precipitado formado puede variar desde una ligera opalescencia hasta un sólido en cantidad apreciable. Estas reacciones de precipitación son utilizadas en Química Analítica y en síntesis químicas y están regidas por toda una técnica especializada que escapa al alcance de la presente práctica. Pero se puede indicar que en el proceso de precipitación se deben tener en cuenta los siguientes factores: solubilidad del precipitado y carácter físico del mismo; se refieren evidentemente a la cantidad y calidad del precipitado y al otro factor, su pureza; que se refiere a la parte operativa en sí. Por ejemplo, de acuerdo al carácter físico del precipitado se procederá luego a separarlo por filtración de la solución que lo contiene. De otro lado, si el estado físico del precipitado lo permite, podrá asentarse rápidamente, lo que hará posible una decantación.


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Al realizar una reacción de precipitación, el reactivo que se agregue deberá dejarse resbalar por las paredes internas del tubo (o vaso) que contenga el otro reactivo, manteniendo este segundo tubo ligeramente inclinado con respecto a la vertical. El reactivo debe agregarse hasta que no se note más formación de precipitado. Conseguido un precipitado lo primero que debe hacerse es reposar con el objeto de que se asiente, es decir todas las partículas vayan al fondo y quede sobrenadando el líquido perfectamente límpido. Luego de efectuar la precipitación, muchas veces es indispensable la separación del precipitado del resto del líquido, esto se consigna mediante las operaciones de decantación y filtración. La decantación consiste en dejar asentar el precipitado en el fondo del recipiente y verter el líquido que sobrenada en otro recipiente. Si el líquido queda límpido, se debe efectuar en seguida la DECANTACIÓN. Mediante ella se consigue una separación grosera, que muchas veces puede ser suficiente en las pruebas que se realizarán y que las indicaremos diciendo: SEPARE POR DECANTACIÓN. Pero, en otros casos principalmente en las pruebas analíticas, es necesaria una mejor separación y para conseguir esto el próximo paso es filtrar lo cual se indicará diciendo: FILTRE POR DECANTACIÓN, o simplemente FILTRE, cuando no sea conveniente esperar que el precipitado se asiente para poderlo decantar, o que el grano del precipitado sea de tales características que pueda proceder directamente por filtración. Este es un proceso simple de retener al precipitado a través de una malla muy fina: el papel del filtro. Es una de las más importantes y variadas, puede realizarse en frío, o en caliente, con vacío o sin el, con papel de filtro tarado (es decir, cuyo peso de cenizas se conoce), etc. El embudo y el vaso colector deberán hallarse perfectamente limpios; y cuando se necesite proteger el filtrado se empleará una luna de reloj. Para la filtración sin succión, el vástago del embudo deberá ser suficientemente largo (de 14 a 20 cm.) y deberá mantenerse lleno de líquido a fin de que dicha columna del líquido actue como succionador. Para que el vástago del embudo siempre este lleno es preciso que el papel de filtro se adapte perfectamente al embudo; a esto ayuda notablemente el cortar un de los extremos del papel al doblarlo (ver fig. 2.1). En la fig. 2-1 se indica la manera de recoger las últimas trazas de precipitado sobre el papel del filtro. Observar la forma en que se trata de conseguir una decantación completa (b) y la pasada de todo el precipitado mediante el chorro de la piceta (c). Evidentemente, la filtración presupone que el tamaño de los poros del filtro se mantenga por debajo del tamaño mínimo de las partículas de la sustancia que ha de filtrarse. Además, el filtro debe resistir la acción química de la solución filtrante. Teniendo en cuenta estos dos factores, hay que escoger convenientemente el papel de filtro para filtrar los diferentes precipitados, pues los hay con grano muy fino (caso del sulfato de Bario) y con grano grueso que es el que comúnmente se emplea en las prácticas de laboratorio. Los ácidos fuertes y los álcalis se filtran mejor a través de lana de vidrio o de asbesto, y para filtrar coloides se emplearán membranas especiales.


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Filtración Lavado

a) Papel filtro b) Filtración Precipitado Figura 2-1 Cuando se trata de efectuar filtraciones al vacío servirá el dispositivo indicado en la fig. 2-3. El uso del frasco de seguridad es recomendable para evitar que le filtrado se contamine con agua corriente si se emplea una “trompa de agua” o que pasen vapores nocivos a la bomba de vacío si está la fuente de succión. El crisol GOOCH es uno de los tipos llamados “crisoles filtrantes”, en los cuales se combinan las operaciones de filtración y pesada. El medio filtrante (papel de filtro en los casos ya vistos) deben ser capaz de resistir la temperatura de calcinación a la cual se someta al precipitado en muchas marchas analíticas, además del calentamiento, para sacarlo y pesarlo. Tales medios se usan en las filtraciones de solución que atacan el papel, como por ejemplo las de permanganato de potasio. Para la mayoría de las operaciones los crisoles más prácticos son los de GOOTCH, los de vidrio con placa filtrante de vidrio molido, a los de porcelana porosa. Los crisoles con fondo de vidrio molido se venden con diverso tamaño de poros. Siendo los más útiles en análisis los de porosidad media (poro de 14 micrones), y los de poro fino (5 micrones). Los crisoles GOOTCH pueden usarse para la filtración de precipitados que han de calcinarse al rojo oscuro, mientras que los crisoles de vidrio no deben utilizarse en calcinaciones a temperatura superior a 250°C. Si se ha de calentar con mechero de gas, el crisol deberá introducirse dentro de un común de porcelana con el objeto de evitar el contacto directo del precipitado con las fases del mechero. Los crisoles filtrantes deben sacarse a las mismas condiciones que se van a emplear en el tratamiento térmico final del precipitado.

Filtración al vacío


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El medio filtrante que se emplea en el crisol GOOTCH debe ser un tipo de asbesto de fibra larga que deberá tratarse previamente con ácido clorhídrico. Para adaptarlo al crisol se forma con el asbesto una suspensión en agua destilada y se echa esta en el crisol hasta sus 2/3 partes, se deja reposar unos dos o tres minutos para que se depositen en el fondo las fibras más largas y luego se aplica succión. En ciertos casos el tamaño y condición del precipitado exigen en papel de grano tan fino que la velocidad de filtración es muy lenta. En estos casos es mejor usar la técnica de CENTRIFUGACIÓN y en general, siempre que el factor tiempo sea importante es mejor centrifugar el precipitado para poderlo separar convenientemente. 2. CALENTAMIENTOS La práctica común de calentamientos en el laboratorio se reducirá principalmente a realizar calentamientos con el fin de mantener la velocidad de una reacción química, para evaporar, para secar, o para disolver. Muy a menudo emplearemos tubos de ensayo parte estudiar las reacciones químicas. Por lo tanto, para este caso observar las siguientes reglas: a) Caliente siempre de modo que la llama no se dirija al fondo del tubo o por encima del líquido; b) según el caso, pase la llama del mechero por el tubo o dele a este movimientos rotativos sobre la llama del mechero; c) para evitar ebullición tumultuosa es aconsejable agregar el vidrio molido o trozos de porcelana porosa; d) para el caso de calentamiento suave, es mejor sujetar el tubo directamente con la mano; esto evitará extremar el calentamiento que podría malograr las sustancia que se calienta u originar perdidas. Cuando se trata de efectuar operaciones, y están pueden consistir en una reducción de volumen o en una evaporación o sequedad. En ambos casos se usarán recipientes amplios y pocos profundos (¿por qué?), como son las cacerolas, cápsulas y ocasionalmente, vasos de precipitados. El calentamiento deberá efectuarse usando rejillas metálicas con asbesto, si se emplean mecheros o telas de asbesto si se usan planchas eléctricas. Solo en los casos en que se usen baños de aire o de maría irán los recipientes directamente en contacto con el agente calefactor (aire caliente, agua caliente no más de 100°C); aceite caliente, no más de 250°C, etc.) y esto no podrá usarse aún para evaporar a sequedad. En su segundo experimento aprender usted a usar un baño de aire (radiador). Cuando se trata de secar un precipitado, generalmente con el objeto de pesarlo luego, se llevará a una estufa a 110°C. Para lograr este mismo fin se usará el radiador que se ha mencionado, colocando el crisol de porcelana tal como se aprecia en la fig. 2-4. No debe permitirse que la llama se acerque a la boca del crisol, por que las corrientes de aire que se producen podrían barrer las partículas livianas del precipitado.


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La regulación conveniente de la altura del radiador con respecto al mechero (ver. Fig. 2-5) dará la temperatura apropiada para cada caso. Si el precipitado esta húmedo el calentamiento debe graduarse al principio hasta que se expulse el agua. Cuando se trata de crisoles filtrantes, recuérdese que estos no pueden calentarse directamente sobre la llama de un mechero. Durante la evaporación, debe cubrirse los líquidos de modo que no puedan caer en el recipiente polvo u otro material extraño, pero, a la vez, la cubierta empleada (generalmente lunas de reloj), deben permitir el escape de vapor, para lo cual debe colocarse sobre el borde del recipiente unos pequeños ganchitos de vidrio u otro material y sobre esto descansará la cubierta empleada. 3. PESADA Es una de las operaciones más corrientes usada en Química experimental y consiste en la determinación del peso o masa de material mediante la balanza, que es uno de los instrumentos más importantes del laboratorio químico. Al llevar a cabo una pesada, debe tenerse en cuenta una serie de REGLAS, para no causar deterioros ni el desequilibrio de la balanza, ya que se trata de un instrumento bastante delicado. La balanza analítica, que se tiene en el laboratorio, es unos instrumentos de precisión y muy sensible, por lo que se recomienda evitar toda maniobra brusca y para usarla correctamente en las operaciones de pesada es necesario observar las “reglas” siguientes: a) La balanza debe estar limpia y en buen estado, antes de comenzar la

pesada. Si no es así, comunicar, tal situación al Jefe de Prácticas. b) Nivelar la balanza si “fuere necesario, observando el nivel de la base y

accionando sobre los tornillos correspondientes. c) No colocar productos químicos objetos húmedos o calientes directamente

sobre los platillos. Todo producto químico deberá ser pesado en


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recipientes apropiados. Si se trata de sustancias en trozos o en polvo se usa luna de reloj.

d) Para evitar el desgaste de las cuchillas cada vez que se coloque o saque

pesas o materiales en los platillos de la balanza, se debe levantar el soporte de los platillos. Dejar luego en libertad dichos platillos suavemente.

e) Ajustar la balanza a 0. f) Las pesas se colocan siempre en el platillo derecho y las sustancias y

objetos en el platillo de la izquierda. g) Al terminar de pesar, vuélvase las pesas a la posición O y de tener los

platillos con el soporte en forma suave. h) No tocar la pesa con la mano, siempre use la pinza y evite doblar las

pesas fraccionarias. i) No deje pesas u otros objetos en la balanza, una vez terminada su labor

de pesada. j) Finalmente, anotar los pesos en su cuaderno de laboratorio, sumar y

determinar el peso o tasa de la sustancia, cuyo o peso o masa deseaba conocer.

La balanza que usaremos en nuestra operaciones de pesada se denomina Balanza de Plataforma (o Balanza de Roberval); ver fig. 2-4. 4. DENSIDAD DE SOLIDOS Y LÍQUIDOS La densidad de una sustancia es la relación de la masa de ella contenida en la unidad de volumen. El modo más lógico de hallar la densidad de un sólido consiste en pesar una muestra del mismo (con lo que se averigua su masa) y hallar el volumen que esta muestra ocupe. En este experimento, se le proporciona al estudiante varias piezas metálicas de diferentes formas geométricas; para que determine de cada una de ellas su densidad y luego, por comparación con una tabla de densidades, puede identificar el metal de que están hechas las distintas piezas. La densidad es una propiedad física característica de cada sustancia. Para medir las densidades de los líquidos, puros o soluciones, se pueden emplear dos procedimientos sencillos: Uno de ellos consiste en obtener por diferencia de pesos, el peso de la solución, el otro método para determinar la densidad de un líquido seria utilizando el densímetro o aerómetro. La importancia de medición de densidades radica en que, “para una determinada temperatura”, a cada concentración de una solución le corresponde una densidad precisa. Esto permite que conociendo la densidad de una


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solución, se pueda encontrar la concentración correspondiente, puesto que, dichas relaciones se encuentran tabuladas en los Manuales de Química. Es importante recalcar que al introducir el instrumento, en este caso, el densímetro, en el líquido cuya densidad se va a determinar NO SE DEBE SOLTAR BRUSCAMENTE, por que en cuyo caso puede chocar con la poza del recipiente que contiene al líquido y romperse. La lectura del densímetro se hará considerando la superficie libre del líquido. Se ha manifestado que la densidad es una propiedad característica de la sustancia, que no cambia a menos que varíe las condiciones de presión o de temperatura. En los casos de los líquidos, un cambio relativamente pequeños de temperatura, que de afectar a la densidad de un modo apreciable, mientras que los cambios de presión han de ser enormes para que su efecto pueda medirse. IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Antes de entrar al detalle del procedimiento en si usted hará una lectura detenida de la toda la parte experimental de esta práctica y subsiguientes con el objeto de utilizar al máximo su tiempo y coordinar su trabajo con el de su compañero en el desarrollo de todos y cada uno de los experimentos. Previamente a cada experimento debe hacer una LISTA del material que necesita para sacarlo de su caja y disponerlo convenientemente para el trabajo. El resto del material debe permanecer en su caja, bajo la mesa. EXPERIMENTO N° 1 a) Hervir, con la ayuda del mechero unos 10 mm de agua de caño, sin que

se produzca salpicadura en el tubo de ensayo. Fíjese a donde apunta el tubo.

b) Repetir la operación anterior pero esta vez agregando el vidrio molido que se le ha entregado.

CUESTIONARIO 1. ¿Qué diferencia hay entre ambos calentamiento? 2. ¿Cómo cree que actúa el vidrio molido? EXPERIMENTO N° 2 En el presente experimento usted empleara el dispositivo esquematizado en la figura 2-5, que constituye lo que hemos llamado un “radiador”.


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a) Variando la altura “h” determinar las temperaturas correspondientes en el punto C. CUIDE DE NO SOBRE-PASAR LA LECTURA MÁXIMA DEL TERMÓMETRO. Tome en consideración y anote la longitud de la llama del mechero.

b) Una vez determinada la altura

de temperatura máxima, coloque el triángulo de las ranuras del radiador y sobre el triángulo ponga el crisol con 5 mm de agua, anote el tiempo que demora en evaporizar toda el agua. Si el tiempo lo permite, repita la prueba con otro volumen de líquido, o combine la prueba con sus grupos vecinos. Figura 2-5

c) Determine luego, la altura “h” necesaria para alcanzar la temperatura en

el punto C, comprendida entre 100-110°C, fíjese el dispositivo a esta altura para utilizarlo en esta altura.

CUESTIONARIO 1. Haga un cuadro con los datos obtenidos en la prueba A). 2. Haga un cuadro con los valores de sus vecinos y el suyo propio del

tiempo en que demora en evaporizarse las cantidades de agua empleadas.

3. Determine si hay relación lineal entre el tiempo y la cantidad de agua usada.

4. ¿Cómo opera el radiador? Ayude a su explicación con un gráfico. EXPERIMENTO N° 3 a) Enjuagar bien con agua destilada, un tubo de ensayo, medir luego con

una probeta 10 ml de solución de yoduro de potasio, 0,2 M. A continuación mida con la probeta 5 ml de la solución de nitrato de plomo 0.2 M y agregue lentamente a la solución del tubo de ensayo. Observar la formación de un precipitado. Deje reposar el tubo y continúe con la prueba b).


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b) Eche en un tubo de ensayo bien limpio unos 5 ml, de solución de sulfato de cobre al 10% y hágalo reaccionar con la solución de nitrato de plomo 0.2 M. empleando 5 mm, que los agregara lentamente. Deje reposar la solución y continua con c).

c) Tome unos 5 ml de solución de alumbre al 5% y agréguele lentamente unos 5 ml de la solución de carbonato de sodio al 5%, observe o que sucede y deje reposar la solución.

d) Filtrar sucesivamente cada uno de las tres soluciones. Tener en cuenta,

que para filtrar deberá tomar un papel de filtro y pesarlo separadamente y anotar el peso de cada uno. Doblar el papel de filtro y colocarlo en el embudo debajo del cual debe haber un vaso pequeño, agitar el contenido del tubo y pasar rápidamente el precipitado al filtro. Colocar un tubo de prueba debajo del embudo y reúna algunos ml, del filtrado, con ello enjuagar las paredes del tubo que contienen 1 solución a filtrar y rápidamente vierta 1 conteniendo al filtro para sí recoger todo el precipitado del tubo. Repetir el enjuague del tubo si es necesario, recogiendo el filtrado del vaso. Lavar las paredes del filtro con un pequeño chorro de agua del frasco lavador o pipetas para quitar los residuos del nitrato de potasio que es soluble. Puesto que el yoduro de plomo es ligeramente soluble en agua, es necesario usar la menor cantidad de posible de agua. Finalmente, enjuagar el tubo con 1 ml, de alcohol etílico, colocando dicha solución sobre el precipitado que está en el filtro con el objeto de eliminar toda el agua.

e) Estas precauciones son validas para el punto a). En las pruebas b) y c)

proceder normalmente. Luego quitar el papel de filtro con cuidado y colocarlo sobre otro papel de filtro extendido y secar en el radiador a 110°C. Finalmente, pesar el papel, de filtro extendido y seco conteniendo la sustancia correspondiente. Anotar los pesos en su cuaderno.

CUESTIONARIO 1. ¿En qué consiste la decantación? 2. ¿Qué características debe tener un papel de filtro? 3. ¿Qué embudo ofrece mayores ventajas para filtración, uno de vástago

largo o uno de vástago corto? ¿quién?. 4. ¿Qué diferencias observa entre dos precipitados? 5. ¿Qué recomendaría en cada caso para una buena separación de fases? 6. Indicar los tiempos que demora la filtración de cada uno de los

precipitados y cualquier otra observación que crea conveniente, como por ejemplo, las ecuaciones de las respectivas reacciones.


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EXPERIMENTO N° 4 a) Después de comprobar la nivelación de la abalanza analítica, pese un

vaso limpio de 100 ml con aproximadamente la mitad de la solución que, hay en la mesa. Anote el peso con aproximación al décimo de gramo (0.1 g). Mida el volumen de la solución con la probeta de 250 ml con una aproximación al décimo de ml. Pesar el vaso sin el líquido. Por diferencia de pesos obtenga el peso en la solución. Luego calcular la densidad de la solución.

b) Utilizando la misma solución de la probeta graduada completar con la

misma solución el volumen hasta 250 ml. Agitar para favorecer la mezcla y luego enfriar hasta 20°C si fuera posible.

En la solución se sumerge lentamente y con cuidado un densímetro seco,

determinando la lectura por el nivel del líquido. Hacer 3 o 4 lecturas y tomare la media. Determinar la densidad el densímetro se lava con agua limpia, se seca y se guarda en el estuche.

EXPERIMENTO N° 5 Medirá el volumen de algunas sustancias solidas por desplazamiento de agua. Colocar unos 15 ml de agua destilada en una probeta graduada de 15 ml de capacidad. Anotar dicho volumen con una aproximación de 0.1 g. Transfiera esta masa pesada de metal a la probeta graduada que contenga la cantidad medida de agua, golpear ligeramente la probeta para eliminar la burbuja de aire. Anotar el volumen leído con la aproximación de 0.1 ml. Este nuevo volumen es el volumen del metal mas el agua. La diferencia entre este volumen y el volumen original de agua será el volumen de la muestra del metal que peso. El mismo procedimiento se deberá repetir para cada sólido que se le haya asignado para la determinación de la densidad. CUESTIONARIO 1. Indicar como efectuara el valor de la densidad de sólidos calculada, cada

uno de los hechos siguientes: a) una parte del metal queda fuera del agua; b) en la probeta graduada queda atrapada una burbuja de aire bajo el metal; c) Se toma equivocadamente alcohol (densidad 0.79 g/ml, es vez de agua (densidad 1 g/ml).


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2. Idéese un método para determinar la densidad de un sólido que flota en el agua.

3. Se dispone de un objeto de metal cuya forma es la de un cono de revolución de 3.5 cm de altura y 2.5 cm de diámetro básico. ¿De qué metal estaría constituido si su masa es de 41.82 g?.

4. Suponga que durante el experimento en la determinación de la densidad

de líquidos, se pesa primero la probeta graduada seca, y luego la probeta con agua. ¿Será la densidad calculada mayor o menor que la hallada por el procedimiento normal?. Explicar la razón respuesta.

5. Aplicando el valor encontrado de la densidad del líquido a la Tabla I,

determinar la concentración en por ciento de la solución de cloruro de sodio. Si en la tabla no se indica el valor encontrado para la densidad, éste se halla por el método de interpolación de los dos más próximos (mayor y menor) de la tabla.

6. Explicar la diferencia entre densidad y gravedad específica. Tabla N° 1 Densidad relativa y concentraciones de la solución de cloruro de sodio.

% % % % 1.005 1.013 1.020

1.0271 1.034 1.041

1 2 3 4 5 6

1.048 1.056 1.063 1.071 1.068 1.086

7 8 9

10 11 12

1.093 1.101 1.109 1.116 1.124 1.032

13 14 15 16 17 18

1.140 1.148 1.156 1.164 1.172 1.180 1.189 1.197

19 20 21 22 23 24 25 26


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TABLA PERIODICA Y PROPIEDADES PERIODICAS I. OBJETIVO El objetivo fundamental de la presente práctica de laboratorio es el de realizar un estudio experimental de la Ley periódica de los elementos. Esto lo realizaremos mediante diversas pruebas químicas y físicas que pongan de manifiesto las relaciones de grupo y las diferencias graduales, de las propiedades físicas y químicas de las diferentes series de elementos de la tabla periódica. La importancia de esta práctica es evidente ya que en base a la clasificación periódica vamos a estudiar posteriormente los diversos elementos químicos y sus compuestos. II. FUNDAMENTO TEÓRICO Por qué determinados elementos tienen propiedades semejantes?. Esta pregunta se puede contestar con la moderna teoría atómica en función de las estructuras electrónicas. Elementos diferentes cuyos átomos tienen estructuras electrónicas semejantes en sus capas externas o niveles de valencia tienen muchas propiedades en común. Esta idea que relaciona la semejanza en la estructura con la semejanza en las propiedades es base de la ley periódica. La clasificación periódica que vamos a estudiar es la que corresponde a la llamada “Tabla Larga”, que consta de 13 grupos (columnas verticales) y 7 períodos (filas horizontales). En 1869 Mendeleiev y Meyer trabajando independientemente, observaron que si ordenaban los elementos en el orden creciente de sus pesos atómicos, comenzando una nueva hilera cada vez que se repitieran las propiedades físicas y químicas de los elementos, estos quedaban agrupado por familias de propiedades análogas. Al agrupar los elementos de esta forma, se vio en la necesidad de dejar huecos correspondientes a elementos aún no conocidos; por esta razón Mendeleiev no sólo predijo la existencia de algunos elementos así como sus propiedades, observando como varían estos en los periodos y grupos. Al formar su cuadro Mendeleiev se vió obligado a modificar el orden de la ubicación de algunos elementos, debido a que dicha ubicación no concordaba con las propiedades observadas para dicho elementos (ejemplo: situó primero al Cobalto con peso atómicos 58,933 y luego al Níquel con P.A. 58.70); Mendeleiev no pudo explicar este obligatorio cambio en la ubicación de estos elementos. Actualmente, con el descubrimiento de los isótopos, se ha permitido modificar la Tabla Periódica Moderna (Tabla larga) basado en la actual Ley periódica que establece:


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Las propiedades de los elementos varían periódicamente cuando los elementos se arreglan en orden creciente de sus números atómicos. Los elementos de la tabla periódica están dispuestos según lo siguiente: a) Orden creciente de su número atómico (Z). b) En hilera horizontales (períodos), según el aumento o disminución de una

serie de propiedades de los elementos. El número del periodo indica la cantidad de capas electrónicas en el átomo; a excepción del elemento del V período, el Paladio, en cuyo átomo hay 5 capas electrónicas.

c) En hileras verticales (grupos) que reúnen elementos con propiedades similares físicas y químicas) y estructuras electrónicas) (en sus niveles energéticos superiores).

Tomando en cuenta estos criterios de ordenamiento podemos establecer correspondencias entre los diferentes elementos de cada grupo y la forma cómo influye en determinadas propiedades el llamado “ELECTRON DIFERENCIANTE” que no es sino el último electrón añadido que diferencia a un átomo de su predecesor, debido a su propia órbita atómica y la naturaleza de sus interacciones con los electrones ya presentes. La ley periódica permite sistematizar y organizar el estudio químico de los elementos; algunas de estas propiedades se relacionan muy claramente con las configuraciones electrónicas de los átomos tal como sucede con: la energía de ionización, la afinidad electrónica, estados de oxidación posibles, el tamaño atómico, la menor o mayor facilidad para la conducción del calor y la electricidad, etc. III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.- Experimento N° 1.- Relación de familias de elementos Químicos. Se tratará de dar especial atención a las propiedades características de uno o dos de los elementos comunes en cada grupo y las relaciones entre sus propiedades y aquellas de sus congéneres en el grupo. Estudiaremos experimentalmente las variaciones en el carácter electropositivo y electronegativo de los elementos. El carácter electropositivo será identificado con las tendencias básicas de los derivados metálicos y el carácter electronegativo con las tendencias ácidas de los compuestos que forman los no metales. Para ello hemos escogido los elementos de los grupo I, II y III (metales) y el grupo VII (no metales). Prueba A.- Grupo I (metales alcalinos) Materiales: - 2 vasos de 250 ml. - Na(s), K(s), indicador fenolftaleína, alambre. Procedimiento:


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a) Eche 60 ml de agua en cada uno de los vasos de 250 ml (limpios) 15 cm. b) Adicione 4 gotas de fenolftaleína en cada vaso, mezcle y observe si hay

algún cambio de color. c) Saque del frasquito el trocito de sodio (con el alambre que se le ha

proporcionado para ese fin) y séquelo rápidamente con los retazos de papel de filtro (sin tocar con los dedos y evitando que se caiga al suelo o a la mesa de trabajo), deje caer el metal (con mucho cuidado, no acerque la cara).

d) Repita lo indicado en la parte c), pare emplear el Potasio. e) Observe y compare los resultados. Prueba B.- Grupo II (Metales alcalino – térreos). Materiales: - I vaso de 250 ml. - 1 tubo de ensayo de 15 x 150 - 1 erlemeyer de 125 ml - 1 pinza de crisol - Ca (s), 2 tiras de Mg (s), indicador fenolftaleína. Procedimiento.- a) Eche 60 ml de agua en un vaso de 250 (limpio). b) Llene el tubo de ensayo con agua hasta el borde, y adiciónele 4 gotas de

indicador de fenoftaleina. Sosténgalo con una mano sobre el vaso. c) Prepare un pedazo de papel periódico humedecido (de unos 3 x 3)

sosténgalo con la mano libre, bien próximo a la boca del tubo y lista para taparlo.

d) Su compañero echará dentro del tubo con agua un trocito de calcio que se le ha proporcionado.

e) Inmediatamente después tape el tubo con el papel, inviértalo ó introdúzcalo en el agua del vaso, dejándolo parado sobre el fondo. Observe lo que sucede y explíquelo.

f) Llene con agua hasta la mitad su balón de 100 ml y hágalo hervir. g) Coloque sus dos tiras de magnesio juntas y retorcidas, sujetada por un

extremo por la pinza para crisol. h) Encienda el magnesio con el mechero y acérquelas a la boca del balón,

cuando el vapor de agua en ebullición haya desalojado todo el aire, observe bien la llama de magnesio.

Prueba C: Comparación de velocidades relativas de reacción. Materiales: - 4 tubos de ensayo de 15 x 150 - Mg(s), Ca(s), Fe (s) - Acido clorhídrico 3N Procedimiento: a) Eche aproximadamente 3 ml de HCl (3N) en cada uno de los 3 tubos de

ensayo (limpios). b) En forma simultánea, eche los elementos metálicos que dispone a los

tubos de ensayo (uno para cada tubo).


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c) Observe y anote las velocidades relativas de reacción de estos 4 elementos.

Prueba D – Grupo VII (Halógenos) Se estudiará la reactividad (Electronegatividad) de los elementos del Grupo VII. En unos átomos prevalece la tendencia a perder electrones transformándose en iones positivos mientras que otros tienden a ganar electrones pasando a ser iones negativos. Para la relativa apreciación de estas propiedades se ha introducido una característica especial denominada electronegatividad. Cuanto mayor es la electronegatividad de un elemento con tanta mayor fuerza atraerá el átomo a los electrones. El elemento más electronegativo es el flúor, el agente oxidante es más poderoso. El que menos acusa esta propiedad es el francio, el agente reducto más fuerte. Materiales: - 6 tubos de ensayo de 15 x 150 - KBr (0,1 M), KI (0,1 M), NaCl (0,1 M) - Agua cloro, agua de bromo, agua de Iodo. - Tetracloruro de carbono. Procedimiento: a) Eche 2 ml de KBr (0,1 M) en un tubo de ensayo limpio y en el otro eche 2

ml de KI (0,1 M). b) Adicione 1 ml de agua de cloro a cada uno de los tubos de ensayo. c) Adicione 1 ml de tetracloruro de carbono y agite los tubos en forma

enérgica (tapándolos con la mano limpia). d) Observe los colores de cada halógeno libre disuelto en tetracloruro de

carbono y anótelos. e) Repita lo realizado en a, b, c y d en forma similar, ensaye la reactividad de

2ml de NaCl (0,1M) y 2 ml de KI (0,1M) y en lugar de pelar agua de cloro use 1 ml de agua de bromo. Vuelva a usar 1 ml de tratecloruro de carbono y decida si ha ocurrido o no una reacción química.

f) Repita lo realizado en a, b y c, empleando los siguientes reactivos: 2 ml de NaCl (0,1 M), 2 ml de KBr (0,1 M), añadiendo una solución de Yodo acuosa (agua de Iodo – 1 ml) y CC14 (1ml); anote sus observaciones.

Prueba E. Propiedades periódicas. Comparación de la acidez y basicidad relativa del os elementos del tercer período. Materiales: - 1 luna de reloj. - Solución acuosa de Na, Mg, Al, P, S, y Cl (en goteros) - papel indicador de pH. Procedimiento: a) Sobre la luna de reloj, distribuya 6 porciones de papel indicador.


Química General 37

b) A cada porción de papel indicador de pH dejar caer 1 ó 2 gotas de una de las soluciones disponibles (una solución diferente en cada porción).

c) Compare el color del papel humedecido con una de las soluciones, por ejemplo NaOH, con el disco comparador de pH y anotar este valor.

d) Una vez obtenidos los valores de pH para todas las soluciones resumirlos en un cuadro.

Prueba F. Propiedad Anfotérica El estudio de la tabla de los elementos muestra que éstos pueden clasificarse en principio en tres grandes grupos: Metales, No metales y Metaloides, cada uno con propiedades netamente diferentes; según hemos estudiado en las experiencias anteriores; los metales forma óxidos que reaccionan con el agua para formar bases, mientras que los no metales forman compuestos oxigenados (anhídridos) que al reaccionar con el agua formarán ácidos. Los metaloides en cambio formarán compuestos de naturaleza anfotérica, es decir, capaces de reaccionar tanto con una base como con un ácido. Para poder apreciar esto, simplemente observamos si el óxido en cuestión es soluble tanto en ácido como en base. Materiales: - 2 tubos de ensayo de 18 x 150 mm. - 4 goteros para las soluciones. - Solución acuosa de tricloruro de aluminio (5% peso). - Solución acuosa de amoníaco (1:2 en volumen) - Solución acuosa de ácido clorhídrico (1:2 en volumen) - solución acuosa de hidróxido de sodio (10% peso). Procedimiento: a) En un tubo de ensayo (A) eche aproximadamente 5 ml de tricloruro de

aluminio (5% peso) que contiene iones Al3+ y iones Cl-. En realidad el ión aluminio está hidratado bajo la forma de Al (H2O)6.

b) Adicione al tubo solución acuosa de amoniaco (1:2) gota a gota hasta que se forme hidróxido de aluminio, que es precipitado gelatinoso.

c) Divida el contenido del tubo anterior en otro tubo limpio marcado (B). d) Agregue al tubo (A), gota a gota, solución acuosa de HCl (1:2) hasta notar

un cambio bien marcado. Anote sus observaciones. e) Adicione gota a gota, al tubo B, solución acuosa de NaOH (10%) hasta

notar un cambio bien notorio. Anote sus observaciones. IV. CUESTIONARIO 1. Por qué los metales alcalino-térreos son agentes reductores menos

fuertes en comparación con los metales alcalinos?. 2. En la prueba (A), ¿hubo cambio de color al agregar la fenolftaleína al

agua?.


Química General 38

3. En la prueba (A), ¿hubo cambio de color al agregar los metales alcalinos al agua con fenolftaleína, si los hubo, qué indica dicho color?

4. ¿Cómo se guarda el sodio y el potasio? ¿por qué?. 5. Escriba la reacción del sodio con el agua. 6. ¿Cuáles de los metales, sodio ó potasio, se oxida con mayor facilidad?

¿por qué?. 7. Explique por qué el CsOH es un álcali más fuerte que el KOH. 8. ¿Podemos decir que el Litio, Sodio y Potasio forman una sola familia de

elemento? ¿ Por qué?, ¿necesita más datos?. 9. ¿Qué observó en la reacción del calcio con el agua? Señale las

características que establecen diferencias con los elementos del grupo I. 10. ¿Qué diferencias encuentra entre la reacción del Magnesio con el agua

con respecto a las reacciones anteriores?. 11. Indique como proceden las reacciones en la prueba (C). 12. Describa la prueba (D) y resuma sus resultados en un cuadro, en el que

indicará todos los cambios de color observados. 13. ¿Qué volumen de cloro a 15 °C y 760 mmHg se necesita para oxidar

(hasta Iodo libre) el Ioduro de sodio contenido en la ceniza que se obtiene por combustión de 10 ton de algas marinas, si estas últimas contienen 0.64% de NaI?ç14. ¿Qué volumen de cloro gaseoso en condiciones normales se puede obtener de un recipiente con 20 litros de cloro líquido, si la densidad del cloro líquido es 1.5 gr/m.

15. Haga un cuadro comparativo indicando la reactividad de los halógenos en relación a sus posiciones en la tabla periódica.

16. Haga un cuadro donde se dispongan los elementos estudiados conforme se encuentran en la clasificación periódica y mediante flechas indique el orden de reactividad. Saque sus conclusiones pertinentes.

17. ¿Cómo varían las propiedades ácidas en un periodo? 18. Defina electroafinidad, electronegatividad. 19. ¿Cómo varia el grado de reactividad (electroafinidad) de los elementos

del Grupo I hacia el grupo VII? 20. ¿Cómo varía el grado de reactividad (electronegatividad) de los

elementos del Grupo VII al grupo I? 21. En la prueba (F), escriba las reacciones que ocurren: primero en el tubo A

y luego en las 2 porciones separadas (tubos A y B).


Química General 39

PRACTICA N° 3

ESTEQUIOMETRÍA I. OBJETIVO

Los experimentos a desarrollarse tiene por finalidad la observación de los cambios cualitativos y cuantitativos que ocurren en las reacciones químicas, la parte cualitativa, están orientada a verificar el cambio de propiedades y la parte cuantitativa, a la medición de las masas de las sustancias reaccionantes y productos. II. FUNDAMENTO TEÓRICO Estequiometría en el término que se emplea para describir los cálculos que comprenden relaciones de peso entre los átomos de un compuesto y entre moléculas y átomos en una relación química. Así la estequiometria se puede utilizar para describir los cálculos de pesos atómicos y moleculares, determinación de las fórmulas empíricas de compuestos y las reacciones de pesos entre reactivos y productos en una reacción química. Siempre que ocurren reacciones químicas se producen cambios en las propiedades de los reactantes, las cuales se pueden visualizar mediante algunos de los siguientes hechos: - Formación de precipitados. - Desprendimiento de un gas. - Liberación o absorción de energía. - Cambio de color, etc. Se pueden considerar dos grandes tipos de reacciones químicas: - Las que ocurren sin cambio en el número de oxidación. - Las que involucran transferencia de electrones (redox). III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Experimento N° 1: Determinación de la eficiencia de una reacción. A) Cuando se produce la formación de un precipitado:

Preparación de Carbonato de Bario según la reacción: CO3(aq)

2- + Ba(aq)2+ ---------- BaCO3(s)


Química General 40

Materiales y Reactivos: 1 vaso de 250 ml 1 probeta de 25 ml 1 embudo 2 papeles de filtro 1 soporte universal con pinza 1 bagueta 1 tubo de ensayo 1 balanza 1 piceta con agua destilada 1 radiador 1 termómetro 1 mechero 1 rejilla de asbesto Solución de Na2CO3 0,2 M Solución de BaCl2- 0,2 M Procedimiento - Mezclar en el vaso de precipitado 10 ml de solución 0,2 M de BaCl2 y 10

ml de solución 0,2 M de Na2 CO3. - Dejar reposar para que sedimente el precipitado. - Filtrar el precipitado, usando el papel de filtro previamente pesado. - Lavar el filtrado con agua destilada. - Colocar el papel de filtro sobre otro que está sobre la rejilla de asbesto. - Instalar el radiador de manera que la temperatura no sea mayor de 90° y

luego poner la rejilla con el precipitado sobre el radiador. - Una vez seco el precipitado dejar enfriar y pesar junto con el papel de

filtro. Cálculos: Producto Fórmula Peso Peso % Rendi- %Error Precipitado Exper. Calculado miento


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B) Cuando se produce el desprendimiento de un gas: Reacción de descomposición del Clorato de Potasio KCLO3(s) + calor ---------- KCl (s) + 3/2 O2 (g) Materiales y Reactivos: 2 tubos de ensayo de 18 x 150 1 soporte universal con pinza 1 tapón de jebe horadado 1 manguera 1 mechero 1 embudo 1 papel de filtro 1 piceta con agua destilada KClO3 MnO3 AgNO3 0.1 M

Figura 3.1 Un sistema generador y colector de oxígeno Procedimiento a) Pesar un tubo de ensayo de 18 x 150 mm, completamente seco. - Pesar 1 gramo de KClO3 y colocarlo con cuidado en el fondo del tubo. - Pesar 0,1 g de MnO2, agregarlo al tubo de ensayo anterior (el MnO2

acelera el proceso de descomposición permaneciendo inalterable este reactivo, por lo cual es sólo un agente catalizador).

- Homogenizar la mezcla agitando el tubo de ensayo convenientemente. - Colocar en el otro tubo, agua corriente aproximadamente hasta la mitad

de su capacidad. - Armar el equipo según el esquema adjunto, asegurar que el tubo de vidrio

que va al tubo con agua, quede dentro del agua sin tocar al fondo fig. 3.1. - Calentar el tubo que contiene la mezcla y observar después de unos

minutos el burbujeo del gas en el agua del tubo. - cuando observe que ya no se desprende gas (no hay burbujeo) retirar el

tubo con agua y apagar el mechero. - Dejar enfriar y pesar el tubo con la muestra (la diferencia es debido al O2

desprendido). b) Comprobar y calcular la formación de KCl de la siguiente manera: - Al tubo de ensayo que contiene el producto final agregar 2 a 3 ml de agua

destilada y agitar para disolver su contenido.


Química General 42

- Dejar reposar para que la parte sólida se asiente en el fondo del tubo. - Filtrar. - Al líquido agregarle; gota a gota la solución de AgNO3 0.1 M hasta total

precipitación. - Filtrar y determinar el peso del precipitado. Producto Fórmula Peso Peso % Rendi- %Error Precipitado Exper. Calculado miento

Experimento N° 2.- Determinación de la fórmula de un hidrato. Muchas sales cristalizadas procedentes de una solución acuosa aparecen como perfectamente secas, aún cuando al ser calentadas producen grandes cantidades de agua. Los cristales cambian de forma y en algunos casos de color, al perder este contenido de agua; lo que indica de que el agua estaba presente como una parte integrante de la estructura cristalina. Estos compuestos se denominan hidratos, el número de moles de agua por mol de sal anhidra es generalmente un número sencillo y se presentan por fórmulas tales como Na2CO3.10 H2O ó CoCl2, 2H2O y pueden generalmente ser descompuestas por calentamiento para formar sal hidratada o anhidra figura 3.2. Materiales y Reactivos 1 crisol con tapa 1 balanza 1 radiador 1 triángulo 1 mechero 1 pinza Sal hidratada. Figura 3.2 Calentamiento inicial de un hidrato


Química General 43

Procedimiento: - Pesar con precisión el cristal y la tapa perfectamente limpios y secos. - Póngase de 3 a 5 gramos de cristales de hidrato en el cristal. - Colocar el crisol sobre el radiador (ayudándose con el triángulo y caliente

suavemente durante 5 minutos y luego aumente la temperatura durante 8 minutos.

- Dejar enfriar el crisol tapado (aproximadamente de 8 a 10 minutos). - Pasar el crisol con la sal anhidra (la diferencia es el contenido original del

agua). - Volver a calentar el crisol durante 5 minutos y volver a pesar una vez frio,

si la diferencia de peso es mayor que 0.2 gramos, volver a calentar otros 5 minutos hasta conseguir una diferencia menor a este límite.

- La diferencia entre la primera y última pesada será el agua total

eliminada. IV. CUESTIONARIO 1. De 3 ejemplos diferentes de reacciones sin cambio en el número de

oxidación y 3 ejemplos diferentes de reacciones redox. 2. considerando la eficiencia calculada en el experimento la determinar que

peso de carbonato de bario se obtiene de la reacción de 40 ml de solución 0.3 N de Na2CO3 con 60 ml de solución 0.6 M de BaCl2.

3. Calcular que peso de carbonato de bario se puede obtener a partir de 114

ml de una solución 0.5 M de BaCl2. 4. Considerando la descomposición del KClO3 y la eficiencia calculada en el

experimento 2ª, determinar el peso de este compuesto que se debe emplear para obtener 500 ml de 02 medidas en condiciones normales, 1 mol gramo de O2 ocupa 22.4 litros.

5. Determinar el número de moléculas de agua que existe en cada

moléculas de agua que existe en cada molécula del cristal hidratado.


Química General 44

PRACTICA N° 4

GASES I.- OBJETIVO a) Analizar el efecto de la presión sobre el volumen de los gases a

temperatura constante y establecer una relación entre la presión y el volumen.

b) Determinar el volumen molar de un gas. c) Ilustrar la ley de Graham comparando las velocidades de difusión de dos

sustancias gaseosas; amoniaco y cloruro de hidrógeno. II. FUNDAMENTO TEORICO RELACION VOLUMEN PRESIÓN.- Las llantas de automóviles deben mantener el aire a una presión muy por encima de la presión atmosférica para que puedan resistir el peso del vehículo. Cuando se pincha una llanta, se escapa el aire de dentro de la llanta hasta que la presión interna es igual a la atmosférica. La relación cuantitativa entre el volumen y la presión de una muestra gaseosa se resume en la ley de Boyle que dice: “A TEMPERATURA CONSTANTE, EL VOLUMEN DE UNA MUESTRA GASEOSA VARIA INVERSAMENTE CON LA PRESIÓN EJERCIDA SOBRE EL GAS”. La ley se puede expresar así: V 1/P V = k 1/P (PV) t.m. = K P1V1 = P2V2 (a T constante) RELACIÓN VOLUMEN TEMPERATURA.- En 1787, J. Charles, realizó el primer estudio experimental de la variación isobárica (a presión constante) del volumen de un gas por efecto de la temperatura, el cual fue verificado por Gay-Lusaac en 1802. Experimentalmente, Charles y gay Lussac descubrieron que por cada incremento de 1°C en la temperatura, el volumen del gas se incrementaba en aproximadamente 1/273 de su valor a 0°C. Este valor es mas o menos constante para todos los gases. La ley de Charles se puede expresar por la siguiente ecuación:

Vt = V0 (1 + t/273)m.P Donde:


Química General 45

Vt = volumen a la temperatura t. V0 = volumen a 0°C t = temperatura del gas en °C. El subíndice (m, P) indica que la relación es válida a masa y presión constante. VOLUMEN MOLAR DE LOS GASES.- En 1811 Avogadro propuso que “En las mismas condiciones de presión y de temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas”. De este principio se deduce que 1 mol de cualquier gas ocupa aproximadamente el mismo volumen a 0°C y 1 atmósfera (condiciones normales). A este volumen se le denomina, volumen molar a condiciones normales. Para todos los gases este valor es de 22.414 litros. Para calcular el volumen molar a otras condiciones de presión y temperatura, es necesario aplicar la ecuación: PV = Nrt DIFUSIÓN GASEOSA.- Los gases a diferencia de los sólidos se difunden (dispersan, esparcen) con mucha rapidez. Mientras que los líquidos se difunden más lentamente que los gases, porque las moléculas están mucho más cerca entre sí y no pueden apartarse sin chocar. El amoníaco NH3 y el cloruro de hidrógeno HCl, son gases que al ponerse en contacto reaccionan para formar un humo blanco compuesto por partículas microscópicas de cloruro de amonio. En el experimento correspondiente se medirá experimentalmente las velocidades relativas de difusión de estos gases, que cumplen la Ley de Graham:

VA /VB = =

Donde: VA, MA y DA son respectivamente velocidad de difusión, peso molecular y

densidad del primer gas. VB , MB y DM los valores correspondientes para el segundo gas.


Química General 46

III.- PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO N° 1.- COMPROBACIÓN DE LA LEY DE BOYLE Y MARIOTTE. Equipo y reactivos.- - 1 tubo neumométrico. - 1 soporte con sus nueces - 1 ampolla o pera de nivel - 1 termómetro de -10 a 110°C - 1 pinza - 1 regla de 50 cm. Procedimiento.- T = constante. Una vez montado el aparto de la figura se dejan unos 40 ml de aire en el tubo neumométrico y se cierra con una pinza el conector de goma. Luego se sube y baja la ampolla de nivel conector de goma. Luego se sube y baja la ampolla de nivel para expulsar las burbujas de aire que puedan encontrarse en los tubos de goma. Es importantísimo que no haya escapes de aire en el aparato. Para asegurarse de que todas las uniones están bien cerradas se hace descender la ampolla de nivel y se observará si el nivel en el tubo neumométrico permanece constante. De haber algún escape, lo más probable es que tenga que reemplazarse el empalme de goma. Luego, debe dejarse el aparto hasta que el agua se ponga a temperatura ambiente. Se coloca la ampolla de nivel a una altura conveniente para que el agua que contiene enrase con el agua del tubo (con un error menor de 0,1 ml). Levante la ampolla hasta que la diferencia de niveles sea de 50 cm (en la mesa de laboratorio hay reglas de 50 cm) y se debe registrar otra vez el volumen ocupado por el gas. Por último se hace descender la ampolla por debajo del nivel de la mesa, hasta que la diferencia de niveles vuelva a ser de 50 cm y se registra de nuevo el volumen del gas. Regístrese la temperatura del agua y la presión atmosférica. CALCULOS: Paire seco = PBar . + H2O h H2O - Pvapor de agua mmHg Volumen del aire = Volumen leído + volumen muerto.


Química General 47

P Aire seco (mmHg)

Volumen de aire (ml)

PV mmHg – ml

1/V

1 2 3 4

CUESTIONARIO: - Grafique la Presión sobre el eje vertical y el volumen sobre el eje

horizontal. Una los puntos obtenidos de la experiencia de laboratorio y trace la curva más apropiada, considerando la función PV = constante (promedio obtenido de la experiencia).

- En el mismo gráfico anterior, con un color diferente graficar P versus 1/V.

Tenga cuidado de que su nueva escala horizontal parta de 1/V = 0 en el eje Y. Trace la línea recta más apropiada.

- Analice los 2 gráficos y escriba sus conclusiones con respecto a PV y 1/V. - Qué factores pueden influir en que no se obtenga un valor constante para

PV en este experimento. EXPERIMENTO N° 2.- DETERMINACIÓN DEL VOLUMEN MOLAR ESTANDAR (C.N.) DEL HIDROGENO. Materiales e instrumentos.- 1 bureta de 25 ml 1 vaso de 400 ml 1 soporte 1 pinza 1 probeta 1 recipiente tubular de 4 cm x 25 xm. Cinta de magnesio Procedimiento.- a) Llenar el recipiente tubular (figura 2) con agua de caño hasta el borde. b) Colocar dicho recipiente dentro de un vaso de 400 ml el cual se usa para

recolectar el agua de rebose. c) Fijar el recipiente tubular con una pinza a un soporte de pie. d) Determinar el “volumen muerto” de la bureta (solicite información a su jefe

de prácticas). e) Mida con una probeta de 10 ml de HCl 6M y colóquela dentro de la

bureta, inclinándola ligeramente. f) Enjuague la probeta y llénela con agua de caño, cargue con esta agua la

bureta hasta la graduación 0, aproximadamente procurando arrastrar el ácido que hubiera quedado en la pared interna.


Química General 48

g) Coloque la cinta de magnesio, doblada en forma de U, en la boca de la bureta (ver fig. 3) y complete el volumen de la bureta con agua de caño. Coloque rápidamente un pequeño disco de papel en la boca de la bureta con el dedo índice e inmediatamente invierta la bureta, introduciéndola dentro del recipiente tubular preparado previamente, tal como se muestra en la figura 2 (mantenga bien cerrada la llave de la bureta).

h) Observe el Hidrógeno generado por la reacción: Mg(g) + 2HCl(ac) -------- Mg2+

(ac) + 2Cl-(ac) + H2(g) i) Cuando toda la porción de magnesio se ha disuelto, desplazar

suavemente hacia arriba ó hacia abajo la bureta para igualar los niveles de agua de la bureta y del recipiente tubular, leer la graduación correspondiente y calcular el volumen e hidrógeno húmedo a la presión y temperatura del laboratorio, como sigue:

Vol. H2 (húmedo) = (capacidad de la bureta + vol. Muerto) en ml. Solicitar a su jefe de Práctica los siguientes datos: - Peso de la cinta de magnesio. - Temp. de Lab. °C - Presión barométrica en Lab. - Presión de Vap. de agua a T° en mmHg. de Lab. EXPERIMENTO N° 3.- DEMOSTRACIÓN DE LA LEY DE GRAHAM DE LA DIFUSIÓN GASEOSA. Materiales, instrumentos y reactivos.- 1 tubo de vidrio pyrex de 40 cm de longitud y 8 mm de diámetro interno. 1 soporte de pie 1 pinza 2 tapones de goma N° 4, con perforaciones Algodón hidrófilo 2 goteros de bulbo de 25 ml Regla graduada de 30 – 50 cm Ácido clorhídrico concentrado Hidróxido de amonio (amonio acuoso) Procedimiento.- a) Armar el equipo mostrado en la fig. 4, tenga cuidado que el tubo este

perfectamente limpio y seco (consulte a su Jefe de prácticas sobre la forma de secar el tubo).

b) Colocar un pequeño trozo de algodón en la oquedad de cada uno de los tapones de goma.

c) Agregar cuidadosamente sobre el algodón de uno de los tapones, unas 4 gotas de ácido clorhídrico (HCl) con el gotero correspondiente, luego agregar al algodón del otro tapón, aprox. 4 gotas de amoníaco acuoso. Los frascos goteros deben taparse tan pronto como sea posible, para evitar la formación de humo.

d) Colocar en forma simultánea (al mismo tiempo), los tapones a cada uno de los extremos del tubo de vidrio de 40 cm., con los algodones hacia la parte interna del tubo.


Química General 49

e) Observar cuidadosamente la superficie interna del tubo hasta ubicar el lugar en que se empieza a formarse un anillo blanco de cloruro de amonio (NH4Cl), producto de la siguiente reacción:

HCl(g) + NH3(g) --------- NH4Cl(g)

Retirar inmediatamente los tapones y enjuagarlos con agua de caño para evitar que el laboratorio se llene de humos blancos irritantes.

f) Medir con una regla la distancia desde el anillo9 blanco hasta el extremo

del tubo en que se colocó el tapón embebido en HCl y anótelo como 1, haga lo mismo hacia el otro extremo y anótelo como 2.

Figura 4. Aparato para la difusión de gases

el humo aparece en esta área pinza

tubo de 8 mm de 65-80 cm de longitud

Bulbo que contiene 3 gotas de amoníaco concentrado NH4OH.


Química General 50

Procesamiento de Datos.- Considerando que cuando se empieza a formar el anillo blanco de cloruro de amonio, las moléculas de HCl han cubierto la distancia 1 empleando el miso tiempo t que la molécula de NH3 ha empleado para cubrir la distancia 2, podemos escribir la Ley de Graham de la siguiente manera:

= = = Si se reemplazan los valores de 2 en 1 en la ecuación anterior, se obtiene el valor experimental para el término.

Teóricamente es de 1,46. La diferencia entre 1,46 y el valor obtenido se debe al error experimental. IV. CUESTIONARIO.- 1. Un líquido que se usa en un manómetro tiene una densidad de 0,871

g/ml. Calcule la presión en cm de Hg, si el líquido se eleva a una altura de 60 cm.

2. Cómo afecta la presión a la densidad de los gases? Explique su respuesta. 3. Cuántos gramos de Mg reaccionaran en el experimento 2? 4. Cuál será el volumen del sistema gaseoso estudiado en el experimento 2

a 20 °C y 800 mm de Hg?. 5. Determine el volumen de Hidrógeno obtenido en el Exp. 2 medido a C.N. 6. Concuerdan los resultados experimentales con los que predice la Ley de

Graham? Haga los cálculos. 7. Qué nos indica la formación del cloruro de amonio, NH4Cl, en el

experimento 3?. 8. Por qué se deben colocar en forma simultánea los tapones embebido en

HCl y NH3 acuoso?.


Química General 51


Química General 52

PRACTICA N° 5

LÍQUIDOS Y SOLUCIONES I.- OBJETIVO

Estudiar algunas de las propiedades generales de los líquidos y algunas propiedades de las soluciones acuosas. II. FUNDAMENTO TEORICO

Además del estado gaseoso, la materia comúnmente se encuentra al estado líquido. Entre las propiedades que caracterizan a un líquido tenemos su temperatura de ebullición o punto de ebullición, la cual se define como la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido equipara la presión del líquido ejercida sobre la superficie. Los líquidos con alta presión de vapor, tienen temperaturas de ebullición bajas, mientras que aquellos que tienen baja presión de vapor les corresponden una temperatura de ebullición elevada.

Soluciones son sistemas homogéneos, mezclas de dos o más sustancias

(solutos disueltos en solventes) donde sus componentes se distribuyen uniformemente resultando una sola fase líquida, sólida o gaseosa.

Soluciones Acuosas.- Soluciones líquidas donde la fase dispersante es el agua se denomina soluciones acuosas. El agua es un disolvente polar debido a la estructura de dipolo de su molécula. En general los disolventes polares son excelentes para disolver otras moléculas polares. El agua disuelve con facilidad a muchos compuestos iónicos o de considerable porcentaje iónico (electrolito fuerte), disociándolos en aniones y cationes estos sucede con los ácidos fuertes, bases fuertes y las sales provenientes de ambos: HCl, H2SO4, KOH, NaOH, NaCl, Na2SO4. El agua también es un buen solvente para solutos polares con radicales OH- y H+ en su estructura, tal es el caso de la sacarosa (azúcar de caña, C12H22O11) donde las moléculas de sacarosa permanecen sin disociarse en la disolución; otras se ionizan parcialmente (ácidos y bases débiles: HCN, HC2H3O2, NH4OH). Composición cuantitativa de una solución.- Hay varias formas de expresar la concentración o cantidades relativas de sus componentes; porcentaje en peso (gr de soluto/100 de solución); partes por millón (mg soluto/litro de solución ó mg soluto /Kg de muestra); molaridad (moles de soluto/1t de solución); Normalidad (peso equivalente gr/lt de solución); Molalidad (moles de soluto/Kg de solvente).


Química General 53

Soluciones Acidas y Básicas.- Según Arrhenius un ácido se define como una sustancia que al disociarse produce iones H+, mientras que una Base es aquella que en solución acuosa se disocia y produce iones OH-. La fuerza de un ácido o de una base dependerá de su grado de disociación. HCl ---------- H+ + Cl- (disociación completa) 0,1 M 0,1 M HC2H3O2 ====== H+ + C3H3O2

- Ka = 1,8 x 10-5 Según la teoría de Bronsted – Lowry, ácido es toda sustancia donadora de protones y base aquella capaz de aceptarlos. El HCl cede protones: HCl + H2O ---------- H3O+ + Cl- ácido1 base2 ácido2 base1

Pares conjugados: ácido1 - base1 ; HCl - Cl- ácido2 - base2 ; H3O+ - H2O En cambio el NH3 es un aceptor:

NH3 + H2O ---------- NH4+ + OH-

base1 ácido2 ácido1 base2 El agua es de carácter anfotérico, comportamiento de ácido y de base.

Autoionización del agua.- El agua se autoioniza muy ligeramente en la proporción 10-1 mol/lt a 25°C. H2O + H2O ---------- H3O + OH- El producto de las concentraciones molares (H3O+) (OH-) = Kw = 10-14 se denomina producto iónico del agua y es una constante. Cuando se disuelve un ácido en agua, aporta protones H+ aumentando la concentración de iones hidronio H3O+; debe entonces disminuir los oxidrilos OH- para mantener invariable el valor de Kw. La escala de pH es una forma de expresar la concentración de H3O+ en una solución acuosa y se expresa por: pH = -log(H3O+) y en general -log (H3O+) (OH-) = -log Kw pH + pOH = pKw = 14 (H3O+) = 10-pH y (OH-) = 10-pOH


Química General 54

En soluciones diluidas, un ácido o una base fuerte se consideran completamente disociados. Así, en una solución 0,1 M de KOH se tiene: (OH-) = (K+) = 10-1 ; pOH = 1 ; pH = 13 Un ácido o una base débil solo se disocia parcialmente HCOOH + H2O === H3O+ + COOH- M: molaridad M - x x x (H3O+) (HCOO-) = Ka = 1,8 x 10-4 HCOOH Debido a una ligera hidrólisis las sales de anion débil y catión fuerte presentan reacción algo básica. NaCOOH + H2O ---------- HCOOH + Na+ + OH- y las sales de catión débil y anión fuerte son ligeramente ácidas. NH4Cl + H2O ---------- NH3 + Cl- + H3O+ El pH de una solución se determina mediante un indicador ácido-base o con un instrumento (potenciómetro). Un indicador es una sustancia que cambia de color dentro de un determinado rango de pH. Indicadores y su cambio de color.-

Cambio de color

Nombre común

Cambio de pHt

Acido

Base - +

Azul de bromofenol Anaranjado de metilo Verde de bromocresol Tornazol Rojo de metilo Rojo de fenol Azul de timol Fenolftaleína Amarillo de alizarina

3,0 – 4,6 3,1 – 4,5 3,8 – 5,4 5,5 – 8,2 4,4 – 6,3 6,4 – 8,2 8,0 – 9,6 8,0 – 9,8

10,1 – 12,1

Amarillo Rojo Amarillo Rojo Rojo Amarillo Amarillo Incoloro Amarillo

Violeta Naranja Azul Azul Amarillo Rojo Azul Rojo Lila

Ejemplo de cálculo: Se tiene una solución acuosa de etanol, C2H5OH, al 60% cuya densidad es 0,891 gr/ml. Se puede determinar su molaridad (M), molalidad (m) como sigue: - 1 litro de solución peso 891 gramos, de los cuales el 60& es de C2H5OH, o sea 534,6 gr.


Química General 55

Las moles de C2H5OH serán: 534,6 gr = 11,62 moles 46 gr/mol las mismas que están contenidas en 1 lt de solución. Luego la molaridad, M, de la solución de etanol al 60% es 11,62 mol/lt. - Para calcular la molalidad, m, se debe calcular las moles de soluto, C2H5OH, contenido en 1 Kg de solvente, agua. gramos de H2O = 891 - 534,6 = 356,4 gr H2O m = 11,62 mol x 103 = 32,3 molal 356,4 Hay propiedades de las soluciones que dependen del número de partículas del soluto, tal como las de descenso del punto de congelación y aumento del punto de ebullición de la solución con respecto al solvente puro. La relación entre el descenso del punto de congelación y la molalidad es proporcionalmente directa en soluciones diluidas, matemáticamente se expresa así: Tc = Kc m Tc

+ - Tc = Kc m donde: Tc es el descenso del punto de congelación de la solución con respecto a la

del soluto puro. Kc es la constante crioscópica molal, que depende del solvente. m es la molalidad de la solución. La molalidad, m, está relacionada a la cantidad en gramos de soluto y solvente y de sus respectivos pesos moleculares por la siguiente ecuación:

m = donde: w2 y w1 son los pesos de soluto y solvente en la solución respectivamente. M2 y M1 son los pesos moleculares del soluto y del solvente

respectivamente. III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Experimento N° 1.- Determinación del punto de ebullición del alcohol etílico.


Química General 56

Materiales y reactivos - soporte - pinza o pita - termómetro de -10° a 110°C - agitador de alambre - tubo de prueba de 13 x 100 mm. - tubo capilar de 0,5 x 100 mm - vaso pirex de 400 ml - rejilla de asbesto - trípode - mechero Bunsen - liga de jebe - probeta de 25 ml - alcohol etílico. Procedimiento.- a) Tomar un tubo de prueba limpio de 13 x 100 mm y enjuagarlo con 1 ml de

alcohol etílico. b) Llenar el tubo con 2,5 ml de alcohol etílico. c) Introducir un capilar en el tubo que contiene alcohol con el extremo

cerrado hacia arriba (verificar que uno de los extremos del tubo capilar esté cerrado).

d) Sujetar el tubo de prueba de 13 x 100 mm a un termómetro mediante una liga de jebe.

e) Sujetar el termómetro con una cuerda, tal como se muestra en la figura 1. f) Sumergir todo el conjunto, en un vaso de 100 ml. g) llenar las ¾ partes del vaso con agua de caño. h) El conjunto debe quedar aproximadamente a 1 cm del fondo del vaso. i) calentar el vaso con un mechero de gas suavemente a través de una

rejilla de asbesto y agitando el agua con movimientos verticales de un agitador en forma de anillo, cuidado de que el agitador no choque con el vaso o tubo de prueba.

j) Retírese inmediatamente la llama en el momento que se nota el desprendimiento de la primera burbuja en el tubo que contiene alcohol.

k) Observe el desprendimiento de burbujas y lea la temperatura en el momento en que sale la última burbuja del tubo capilar.


Química General 57

Experimento N° 2.- Materiales y reactivos - 1 gradilla - 6 tubos de ensayo de 10 x 100 mm. - 1 piceta con agua destilado recientemente hervida. HCl 6M (frasco gotero) NaOH 6M NH4Cl 1 gr NaCH3COO 1 gr NaHCO3 1 gr Na2CO3 1 gr Papel indicador tornasol Papel indicador universal Anaranjado de metilo Fenolftaleína Con tubos separados y rotulados disolver, en aproximadamente 5 ml de agua, 0,5 gr de las siguientes sustancias: HCl ; NH4 Cl; NaCH3COO; NaHCO3 ; NaCO3 ; NaOH Primero con papel indicador tornasol, después con el papel indicador universal observar el pH de cada una de las soluciones. Agregar a cada muestra una gota de fenolftaleína y finalmente una gota de anaranjado de metilo para las muestras no coloreadas por la fenolftaleína. Anote sus conclusiones y compare con el cuadro de indicadores. Experimento N° 3.- Determinación de la concentración de una solución de sacarosa o cloruro de sodio. Materiales y reactivos: - recipiente tubular de 25 x 4 cm de diámetro. - densímetro - termómetro - solución de sacarosa o solución de cloruro de sodio. Procedimiento: a) Vierta la solución de sacarosa o cloruro de sodio al recipiente tubular

hasta unos 2 cm al borde superior, mida la temperatura e introduzca el densímetro para la lectura correspondiente.

b) Usando la Tabla N° 1 determine la concentración de cloruro de sodio en

% en peso.


Química General 58

c) Lave el densímetro con agua de caño.

TABLA N° 1 Densidad de soluciones de cloruro de sodio a 20°C

Densidad

20°C 4°C

Porcentaje en peso NaCl

1,0053 1,0125 1,0268 1,0413 1,0559 1,0707 1,0857 1,1009 1,1162 1,1319 1,1478 1,1640 1,1804 1,19 1,20

11 2 4 6 8 10 12 14 16 18 20 22 24 26 28

Experimento N° 4.- Determinación del peso molecular de una sustancia no volátil por crioscopia. - 1 tubo de prueba de 18 x 150 mm - 1 vaso de 250 ml - 1 termómetro. - 1 soporte trípode - 1 soporte de pie - 1 rejilla de asbesto - 1 mechero de gas - naftaleno y sustancia problema. Procedimiento: a) Coloque en un tubo de prueba de 18 x 150 mm 8 gramos de naftaleno,

C10H3 y 2 gramos de la sustancia de peso molecular desconocido. b) fije el tubo con una pinza tal como se muestra en la figura N° 2. c) sumerja el tubo en un vaso de 250 ml, llene con agua destilado hasta sus

¾ partes. d) caliente el agua para que se funda el contenido, introduzca un termómetro

y retirar rápidamente el tubo del agua (manténgalo sujeto con la pinza). e) Agite circularmente la masa fundida (solución) con el termómetro,

cuidando de no golpear fuertemente las paredes del tubo y controle la temperatura; cuando la solución se torne turbia (opaca) anote la


Química General 59

temperatura e inmediatamente retire el termómetro para que no quede atrapado en la masa sólida.

f) Use los datos de la Tabla de constantes molales del punto de congelación y ebullición de la guía y calcule el peso molecular de la sustancia desconocida.

IV. CUESTIONARIO 1. ¿En qué momento empieza a hervir un líquido? 2. ¿A qué se debe la presencia de burbujas en un líquido en ebullición?. 3. ¿Qué diferencia hay entre ebullición y evaporación?. 4. ¿Cómo influye la presión barométrica en el punto de ebullición de un

líquido? 5. ¿Cuál es la estructura de la sacarosa? ¿Por qué se disuelve en agua? 6. ¿Cuál es la diferencia entre soluciones ácidas, básicas y neutras?. 7. Si el pH del jugo de toronja es 3 (pH=3) y el de la cerveza es 5 (pH=5)

¿Cuántas veces es más ácido el jugo de toronja que la cerveza? 8. Determine los pH de una solución 0,02 N de HCl y de una solución 0,02N

de NaOH. 9. ¿Porqué la solución de NH4CH3COO es de carácter neutro?. 10. ¿A 25°C una solución 0,001 M de amoniaco está ionizada en un 13%.

Calcular la concentración molar de las diferentes especies en equilibrio y la constante de ionización para el amoniaco.

11. Determine la molaridad, molalidad, X, de la solución de NaCl estudiada en la práctica.


Química General 60

PRACTICA N° 6

PRÁCTICA DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA (SÓLIDOS)

I.- OBJETIVOS - Diferenciar entre un “sólido amorfo” y un sólido cristalino. - Obtener cristales y conocer los factores para una buena cristalización. - Confeccionar empaquetamientos comunes haciendo uso de modelos. - Determinar algunas propiedades de los sólidos cristalinos. 1. DIFERENCIA ENTRE “SOLIDO AMORFO” Y SOLIDO CRISTALINO 1.1 FUSIÓN DE UN “SOLIDO AMORFO”

a) Colocar un trozo de brea sobre una lámina de lata que debe estar

sobre un trípode. b) Calentar suavemente empleando el mechero. Observa y anota. c) Repita a) y b) con un trozo de plástico (termoplástico).

2. PROPIEDAES DE LOS SÓLIDOS CRISTALINOS

2.1 DENSIDAD DE LOS SOLIDOS a) Pesar una docena de clavos (hierro).

b) Colocar 10 mililitros de agua en una probeta graduada. c) Adicionar la docena de clavos dentro de la probeta. d) Medir el nuevo volumen. e) Determinar la densidad del hierro.

2.2 ABSORCIÓN DEL AGUA * HIGROSCOPIA

a) Dejar sobre una luna de reloj un poco de sulfato de cobre anhidro

al ambiente. b) Observar y anotar el cambio de color y la fase, después de una

hora.

* DELICUENCENCIA a) Dejar sobre una luna de reloj un poco de hidróxido de sodio al

ambiente. b) Observar y anotar el cambio de fase después de una hora


Química General 61

2.3 SUBLIMACIÓN. a) Colocar un gramo de Yodo dentro de un tubo de ensayo limpio y

seco. b) Anotar el color y la fase en el que se encuentra el Yodo. c) Tapar el tubo.

d) Calentar a 80°C, 150 mililitros de agua en un vaso de 250 mililitros. e) Introducir el tubo dentro del vaso con agua. f) Observar y anotar el color y fase del Yodo después del

calentamiento durante 2 minutos.

3. OBTENCIÓN DE SÓLIDOS CRISTALINOS

3.1 A PARTIR DE UNA SOLUCIÓN ACUOSA SOBRESATURADA a) Sostenga con la mano el tubo de ensayo que contiene sulfato de

cobre (sólido) en agua y sométalo a calentamiento suave a fuego directo hasta disolución completa.

b) Vierta la solución acuosa de CUSO4 caliente a la caja Petri y

cúbrala con la tapa de la caja Petri. Deje enfriar a temperatura ambiente y de vez en cuando observe sin mover la base de la caja Petri (aprox. cada 15 minutos) hasta la formación de cristales de CUSO4, 5H2O. Observe la propagación de la cristalización.

c) Con un escarbadientes o palito de fósforo separe varios monocristales en un papel de filtro y obsérvelo con el microscopio (o una lupa).

d) Observar y anotar. 4. OBTENCIÓN DE VARIOS ESTADOS ALOTRÓPICOS DEL AZUFRE

a) Azufre octaédrico.- Disolver 1 gramo de azufre en una cápsula con

3 ml de sulfato de carbono (este solvente es sumamente inflamable), filtrar y dejar evaporar la solución en un cristalizador sobre un baño de agua caliente, lejos del fuego, pasado cierto tiempo, observar los cristales obtenidos. Ver al microscopio (fig. 1).

b) Azufre prismático.- Fundir 1 gramo de azufre al calor suave en un

crisol, observando las transformaciones que se suceden por acción del calor, cuando la sustancia emite vapores, retirarla al fuego, y al formarse una película en su superficie perforarla con un punzón y volcar el contenido líquido que aún resta. Déjelo enfriar y observe los cristales obtenidos, verificando su forma prismática (fig. 2. Ver al microscopio.


Química General 62

c) Azufre amorfo.- Fundir 1 gramo de azufre en un balón hasta que emita vapores, volcarlo sobre el dispositivo que muestra la fig. 3 comprobar el estado amorfo y la elasticidad de la variedad formada.

5. CONFECCIÓN DE LOS MODELOS DE CELDAS UNITARIAS DE

EMPAQUETAMIENTOS MAS COMUNES. 5.1 Empaquetamiento cúbico simple.

a) Tome 8 porciones de 1/8 de esfera y cada una de las porciones con los alambres suministrados tal como se muestra en la fig. 4.

b) Observe las zonas huecas. Las magnitudes de los aristas respecto al radio de esfera. Determine el número de esferas que contiene esta celda unitaria.

5.2 Empaquetamiento cúbico de cuerpo centrado. a) En base al modelo 5.1 separe cuidadosamente la mitad superior,

coloque en medio una esfera entera y trate de llegar a confeccionar el modelo de la fig. 5.

b) Observe las zonas huecas, las magnitudes de los aristas respecto al radio de la esfera. Determine el número de esferas que contiene esta celda unitaria.

5.3 Empaquetamiento cúbico de cara centrada. En base al modelo 5.1 confeccionar al modelo de fig. 6. 5.4 Empaquetamiento hexagonal compacto. En base al modelo 5.1 confeccionar el modelo de la fig. 7.


Química General 63


Química General 64

Celda unitaria cúbica centrada en el interior. En un metal la estructura el tiene

dos átomos por celda unitaria y el factor de empaquetamiento atómico de 0.68.

Celda unitaria cúbica centrada en las caras. En un metal la estructura °F tiene cuatro átomos por celda unitaria, y un factor de empaquetamiento atómico de 0.74.

Figura N° 7

(a) Estructura hexagonal compacta. (a) Vista esquemática mostrando la localización de los centros de los átomos. (b) Modelo hecho con esferas duras.

(b)


Química General 65

PRACTICA Nº 7

ELECTROQUÍMICA Y CORROSIÓN

I. OBJETIVO

a) Estudio de los procesos de interconversión de energía química en eléctrica y viceversa.

b) Estudio del proceso de oxidación – reducción en la corrosión.

II. FUNDAMENTO TEORICO

Las reacciones de oxidación – reducción se caracterizan por la transferencia de los electrones de un componente de la reacción a otro, ocasionando un cambio en el número de oxidación de los reactantes. Toda reacción de oxidación debe ser acompañada de una reducción y viceversa, en consecuencia al reactante que sufre reducción se denomina oxidante.

Ejemplo: cuando se sumerge una cinta de zinc en una solución de CuSO4. Se observa inmediatamente un depósito de cobre metálico (color rojo dorado) sobre zinc. Lo que sucede aquí es una reacción redox :

Zn°(g) + Cu2+

(ac) -------- Zn2+(ac) + Cu°(g)

Semireacción de oxidación: Zn0 (g) -------- Zn2+ + 2e Semireacción de reducción: Cu2+

(ac) + 2e -------- Cu°(g)

Estas 2 semi reacciones se producen simultáneamente en la solución de cuSO4, en la superficie de Zinc. Si reparamos, físicamente, las 2 semireacciones, Los electrones deben moverse a través de un sistema externo de conductores para completar la reacción. Esta separación física produce una pila electroquímica. La energía eléctrica de la reacción está disponible para utilizarse. PILAS GALVANICAS En la pila galvánica la energía química se transforma en eléctrica.

Si separamos físicamente la barra de zinc de la solución de CuSO4, como se ilustra en la figura. En este caso, la barra de zinc está sumergida en una solución de znSO4 ; Una barra de cobre en una solución de CuSO4 y las 2 barras están conectadas eléctricamente por medio de un alambre conductor externo. Esta es una forma de pila galvánica ó pila voltaica.


Química General 66

Las dos mitades de la pila llamados compartimentos pueden estar separados por una pared porosa ó por un puente salino.

En este sistema se realizan las reacciones de placas: El electrodo de zinc se disuelve paulativamente ocurre en la oxidación del zinc; mientras que el electrodo de cobre aumenta de espesor a expensas de que el ión CU…n de la solución sufre reducción. En esta pila el electrodo de Zn es el ánodo, ocurre oxidación, y el de cobre es el cátodo ya que sobre ella ocurre la reacción de reducción. Fig. 1 : Celda Galvánica El flujo de electrones se realiza desde el ánodo hacia el cátodo. Al conectar un amperímetro entre los electrodos se podrá observar el sentido de la corriente, y como toda la corriente eléctrica se debe a una diferencia de potencial entre los electrodos, esta diferencia de potencial vendría a ser la fuerza electromotriz de la celda. Experimentalmente se ha determinado que el voltaje de la celda es una función del cociente de las concentraciones de los iones Zn2+ y Cu2+. Si la temperatura es 25°C y las concentraciones iguales, el voltaje de la pila será 1,1 voltios. Si se aumenta la concentración del ión Zn2+ o si se disminuye la concentración del ión Cu2+, el voltaje disminuye y aumentará en caso contrario. El voltaje de una celda galvánica es una característica, tanto de las sustancias químicas que intervienen en la reacción como de sus concentraciones y mide la tendencia de los reaccionantes a formar sus productos. Si la reacción se realiza espontáneamente de izquierda a derecha, al E se le da un signo positivo. El voltaje de la celda en función de las concentraciones muestran para cualquier reacción general: aA + bB ---------- cC + dD Se tiene la ecuación de Nerst:

E = E0 –


Química General 67

Donde: E0 = es el potencial normal de la celda. n = es el número de electrones transferidos en la reacción. ( )x = concentración de cada uno de los componentes elevado a un exponente

igual a su coeficiente estequiométrico. ELECTROLISIS: Las reacciones de oxidación – reducción que se producen espontáneamente pueden ser usadas como fuente de energía eléctrica, pero en muchos procesos es necesario la ocurrencia de este tipo de reacciones pero que no se producen espontáneamente, por lo que es necesario dar la energía eléctrica para que esta reacción se produzca, a este proceso se denomina electrólisis. FUNDAMENTO SOBRE CORROSIÓN Corrosión por definición es un desgaste (oxidación) lento de un metal, es decir un ataque destructivo del metal por las reacciones químicas o electroquímicas del mismo con su medio ambiente. a) Casi todos los metales, particularmente el fierro, cuando se exponen al

agua o al aire se corroen. La acción consiste en una oxidación del metal y si el óxido no es adherente y es todavía poroso puede dar lugar a una destrucción total del metal.

Ejemplo: Fe + ½ O2 ------- FeO + 2e b) También la corrosión se explica considerando en el metal pequeñísimas

pilas o pares locales formados por metales diferentes (metal básico y su impureza) o bien en un metal puro con partes metálicas más activas químicamente, debido a su esfuerzo de tensión, compresión, temple, temperatura, etc.

c) El concreto usado para construcciones, diques, puentes, tanque, etc., en

medio marino o en las cercanías se deterioran prematuramente a causa de la corrosión; constituyen un grave problema en todo el mundo.

d) Entre las acciones que causan el deterioro de las estructuras de acero o

del concreto armado se puede señalar: - Acción mecánica: corrosión – fatiga debido al oleaje. - Acción física: la penetración del agua del mar y los ciclos de

humedecimiento – secado producen esfuerzos de contracción y de hinchamiento hidráulico en el concreto.

- Acción electroquímica: Corrosión del acero estructura y de las armaduras de concreto.

- El concreto también se deteriora en medios altamente alcalinos (pH 13).


Química General 68

El hierro no se corroe en un ambiente completamente seco; más aún en el vacío, se mantiene perfectamente, es así como se está haciendo experimentos variados al respecto, en las naves espaciales contemporáneas.

El hierro frente al agua de mar o aire húmedo se desgasta porque sus

partes activas tienen un potencial de reducción más negativo y tienden a pasar al estado iónico mientras que en sus partes activas los iones H+ del agua en mayor concentración en presencia de CO2, tienden a desgastarse formando hidrógeno gaseoso.

Los metales expuestos al aire se protegen de la corrosión mediante

pinturas mientras que las tuberías instaladas en el suelo se protegen con asfalto.

El fierro se protege también con un recubrimiento de Zinc (galvanizado), estaño, plomo, cadmio, teniendo en cuenta que la película protectora no se rompa, y si se logra romper el fierro actuará de ánodo y los otros de cátodo. El par Mg-Fe es buen para evitar que se desgaste el fierro el cual actuará de cátodo (reducción) y el magnesio de ánodo (oxidación).

III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL EXPERIMENTO N° 1 Materiales y Equipo: 1 batería de 12 voltios ó convertidor de corriente alterna a continua. 1 multitester. 2 vasos de vidrio de 250 ml 2 barras de Cu 2 barras de Zn 4 conductores 4 conexiones de cocodrilo Solución 1M de CuSO4 Solución 1M de ZnSO4, una piceta con agua destilada, lija. PROCEDIMIENTO A) Montar la pila galvánica de acuerdo a la figura. - En un vaso de 250 ml agregar la solución de ZnSO4 1M hasta ¾ partes

del volumen disponible. - En el otro vaso colocar la solución de CuSO4 1M hasta el mismo nivel

que la solución de ZnSO4. - Introducir a la solución de ZnSO4 una barra de Zn y la barra de cobre a la

solución de CuSO4.


Química General 69

- Haciendo uso de los conductores medir con ayuda del multitester el voltaje de la celda y la intensidad de corriente, haciendo hincapié en el sentido de ésta.

B) Varía la concentración de la solución de CuSO4 y medir los voltajes

(realizar una variación cuantitativa). EXPERIMENTO N° 2.- Materiales y reactivos.- - 1 tubo en U con salidas

laterales. - 2 electrodos de carbón - Fuente de corriente de 12

voltios - 2 conductores con

conexiones tipo cocodrilo. - Solución de KI 0,5 M - Solución de fenolftaleína - Solución de cloruro

férrico 0,1 M - tetracloruro de carbono

(CCI4) PROCEDIMIENTO.- - Disponer el aparato de electrólisis como se indica en la figura. - Dejar transcurrir 15 minutos. - Transcurridos los 15 minutos, extraer del extremo donde estaba el cátodo

2 ml de solución y añadir 2 gotas de fenolftaleína y 2 ml de solución de cloruro férrico.

- Extraer 2 ml de líquido pardo del extremo donde estaba el ánodo y añada 1 ml de CCl4 y agite el tubo durante unos segundos.

EXPERIMENTO N° 3.- Materiales y reactivos.- - NaOH 0,1 M - 8 clavos de 2 pulgadas. - Na2Cr2O7 0,1 M - 1 tira de zinc. - NaCl 0,1 M - 1 alambre de cobre delgado - HCl 0,1 M - 1 vaso de arena. - Fe SO4, 7H2O 0,1M - 1 vaso de 250 ml - K3Fe(CN)6 0,1 M - 1 voltímetro - fenolftaleína al 1% - 1 bagueta

Fig. 2


Química General 70

- 1 tira de cobre - 5 tubos de vidrio - 1 tira de fierro - papel de tornazol - 1 solución de NaCl al 3% - agua destilada. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL a) Poner un clavo limpio (lijado) en cada uno de los cinco tubos de ensayo,

tenga cuidado de no romper el fondo del tubo con el clavo. b) Llene parcialmente cada tubo de ensayo hasta cubrir cada clavo con los

reactivos siguientes: todas las soluciones son 0,1M: NaOH, Na2Cr2O7, NaCl, HCl.

c) Determine la concentración aproximada del ión hidrógeno de cada solución mediante el papel de tornasol u otras soluciones. Lo que es necesario para saber si la solución inicial es ácida, neutra ó básica.

d) Después que las soluciones hayan permanecido todo este tiempo, añada

a cada una, una a dos gotas de ferricianuro potásico 0,1 M K3Fe(CN)6, que contiene los iones K+ y Fe (CN)6

3-, y anote cualquier cambio. e) Añada una gota de K3Fe(CN)6 0,1m a 1 ml aproximadamente de

solución de sulfato ferroso. f) Compare este resultado con el obtenido cuando el ferricianuro potásico se

añade a las distintas soluciones que contienen los clavos. Qué conclusiones se pueden deducir de los resultados de la parte (e).

EXPERIMENTO N° 4.- En este experimento vamos a usar como puente salino la arena. a) Arena sola. 1.- Coloque la arena que fue previamente tamizada en un vaso de 250 ml

(hasta la mitad). 2.- Coloque las tiras de cobre y fierro (electrodos) en el vaso a una distancia

de 4 a 5 cms, uno del otro. 3.- Conecte los extremos de las tiras con los del voltímetro, previamente

calibrado. 4.- Observe la medición de la lectura con la mayor precisión posible. b) Con cloruro de sodio. 1.- Cuál es la semireacción espontánea que tiene lugar en la: a) semipila Zn(s) ----------- Zn2+ . (1M) b) semipila Cu(s) ----------- Cu2+ . (1M) 2. Describa la reacción total. 3. ¿Cuál es el sentido del flujo de electrones? 4. ¿Cuál es el sentido del flujo de iones negativos a través del puente

salino?


Química General 71

5. ¿A qué se debe que E0 para la celda galvánica Zn/Cu sea igual a 1,1 voltios?.

6. Al funcionar una pila galvánica compuesta de los paredes Zn/Zn2+ y Cu/Cu2+ el peso de ánodo disminuye 0,1634 gramos. Determinar la cantidad de electricidad obtenida.

7. ¿Cuál es el voltaje mínimo con que se puede alimentar la corriente eléctrica para que ocurra la electrólisis del .KI.

8. En la pila Daniell ¿Se puede reemplazar la barra de cobre por un electrodo inerte?. Explique.

9. Indique los reactivos del Experimento N° 3, que no observó prueba alguna de corrosión.

10. indique los reactivos del experimento N° 3 en los que hubo señal de corrosión.

11. ¿Porqué un clavo puede permanecer por días en la estantería de un almacén y no se oxida, mientras que puesto en agua se oxida rápidamente?.

12. Los iones ferrosos reaccionan con ferricianuro potásico para formar un precipitado coloreado. Formule la ecuación de esta reacción.

13. Algunas veces se ponen varillas de magnesio metálico en los calentadores de agua ¿Por qué?.

14. En la pila Daniell ¿se puede reemplazar la barra de cobre por un electrodo inerte? Explique.

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