manual de practicas de química i-2014

MANUAL DE QUIMICA I INGENIERÍA INDUSTRIAL

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PROGRAMA PROFESIONAL

DE

INGENIERÍA INDUSTRIAL

MANUAL DE PRÁCTICAS

QUÍMICA I

AREQUIPA- PERÚ

2014

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INDICE

INTRODUCCION…………………………………………………………………………03

PRESENTACION PARA EL ESTUDIANTE………………………………………….04

SEGURIDAD EN EL LABORATORIO QUÍMICO…………………………………...........05

Práctica Nº 1: Reconocimiento del Material de laboratorio…………………………...07

Práctica Nº 2: Medición y tipos de errores………………………………………….........33

Práctica Nº 3: Operaciones Básicas en el laboratorio…………………………............38

Práctica Nº 4: Tabla Periódica: Propiedades de los elementos…………………….........47

Práctica Nº 5: Enlaces Químicos………………………………………………… ........53

Práctica Nº 6: Funciones Químicas Inorgánicas……………………………………... 65

Práctica Nº 7: Reacciones y ecuaciones químicas……………………………………..76

Práctica Nº 8: Reacciones de Oxido – Reducción…………………………………….. 87

Práctica Nº 9: Suspensiones, Coloides y disoluciones………………………………..93

Práctica Nº 10: Soluciones Químicas………………………………………….. .......102

Práctica Nº 11: Cinética Química……………………………………………………..114

Práctica Nº 12: Equilibrio Químico…………………………………………………..120

Práctica Nº 13: Ácidos y Bases………………………………………………………..126

CONTROLES DE LAS PRÁCTICAS

Práctica Nº 1: Reconocimiento del Material de laboratorio………………………...137

Práctica Nº 2: Medición y tipos de errores…………………………………………….138

Práctica Nº 3: Operaciones Básicas en el laboratorio…………………………..... ..139

Práctica Nº 4: Tabla Periódica: Propiedades de los elementos……………………....140

Práctica Nº 5: Enlaces Químicos………………………………………………… .....141

Práctica Nº 6: Funciones Químicas Inorgánicas……………………………………142

Práctica Nº 7: Reacciones y ecuaciones químicas…………………………………..143

Práctica Nº 8: Reacciones de Oxido – Reducción…………………………………..144

Práctica Nº 9: Suspensiones, Coloides y disoluciones……………………………..145

Práctica Nº 10: Soluciones Químicas………………………………………….. .…..146

Práctica Nº 11: Cinética Química………………………………………………… ....147

Práctica Nº 12: Equilibrio Químico………………………………………………….148

Práctica Nº 13: Ácidos y Bases……………………………………………………….149

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INTRODUCCIÓN

El Laboratorio de Química representa el encuentro del estudiante con el “hacer y sentir de la química”, y está

diseñado para que entiendas y profundices en algunos conceptos fundamentales de química, pero además

para desarrollar habilidades que te ayudaran a lo largo de tu vida profesional. Por tanto, el presente manual

está diseñado para guiarte en la realización de las prácticas de laboratorio y de los reportes correspondientes.

Sin embargo, el éxito detu trabajo en el laboratorio dependerá del orden y la disciplina con que lo realices.

Esté debe estar planeado de tal manera que pueda ser desarrollado adecuadamente en las horas asignadas,

para lograr esto siempre debes investigar antes de llegar al laboratorio a realizar los experimentos, es

fundamental que leas con suficiente anticipación el Manual de Prácticas de Química I y comprendas los

conceptos básicos impartidos en las clases teóricas.

Por otra parte, el éxito de un experimento se basa en la observación de los fenómenos que ocurren, en la

exactitud de la anotación de datos y mediciones, en el orden correcto de los pasos de cada experimento, en la

habilidad para la manipulación de los aparatos, equipos, etc, en la adquisición de buenos hábitos; todos ellos

son la base de la formación tecnología, científica o profesional. Por tanto es importante que registres, en un

cuaderno, las observaciones y los resultados de cada experimento.

Los experimentos no son una repetición simple de recetas, estas sólo tiene por objeto dar las indicaciones

importantes para cada experimento. Lo más importante es que pienses y razones, es decir debes usar el

raciocinio y la inteligencia para llegar al conocimiento y comprobación de un principio químico, así su

aplicación en el campo profesional y científico.

Docente Responsable del Curso

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PRESENTACIÓN PARA EL ESTUDIANTE

1. La reglas y normas que a continuación se indican deberán de cumplirlas irrestrictamente ya que de

ello depende su formación integral y evaluación en el curso de Química.

2. La asistencia a las prácticas es obligatoria, el contar con 30% de inasistencias se le considera como

ABANDONO.

3. El promedio final alumno deberá respetar el horario y el gruño asignado. La puntualidad a la práctica

es fundamental. El alumno no podrá ingresar al laboratorio pasada la hora de inicio y esto es

considerado inasistencia.

4. Al inicio del curso deberá de solicitar el sílabus del curso, donde se encuentra el programa del curso,

fechas de evaluación y peso de las diferentes actividades que se ejecutarán en su aprendizaje, así

como, la forma de obtener el promedio final.

5. Las evaluaciones se efectuaran en el proceso y/o al final del curso tanto en la parte teórica como

experimental.

6. Está estrictamente prohibido:

7. Levar objetos, alimentos o sustancias ajenas a la práctica a realizarse.

8. Comer, beber o fumar dentro del laboratorio.

9. Realizar actividades o experimentos no programados, etc.

10. Cuando Ud. Ingrese al laboratorio debe previamente haber leído con suficiente anticipación el

MANUAL DE QUÍMICA I así como el haber comprendido los conceptos y otros que los Docentes

le han impartido en sus clases teóricas.

11. Tener siempre consigo su cuaderno de notas de laboratorio, anotar los datos y medidas directamente

en el. Es un pésimo hábito anotar importantes datos en un pedazo de papel.

12. Consultar con el Docente cuando no se entiende una operación o reacción química.

13. La ruptura o daño de los materiales y aparatos es responsabilidad de los estudiantes que se

encuentren operando.

“HACER USO DEL MANDIL Y LOS LENTES DE SEGURIDAD EN

FORMA OBLIGATORIA EN EL AMBIENTE DE TRABAJO”.

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SEGURIDAD EN EL LABORATORIO QUÍMICO

a) INFORMACIÓN:

Infórmate sobre las medidas básicas de seguridad. El trabajo en el laboratorio exige conocer una

serie de medidas básicas de seguridad que son las que intenta recoger esta guía.

Presta atención a las medidas específicas de seguridad. Las operaciones que se realizan en algunas

en el guion de laboratorio y debes de prestarles una especial atención.

Localiza los dispositivos de seguridad más próximos. Estos dispositivos son elementos tales como

extintores, lavaojos, ducha de seguridad, salidas de emergencia, etc.

En caso de duda, consulta al profesor. Cualquier duda que tengas, consúltala con tu profesor.

Recuerda que no está permitido realizar ninguna experiencia no autorizada por tu profesor.

b) PROTECCIÓN:

Utiliza los equipos de protección cuando se requiera.

Cómo ir vestido en el laboratorio. El uso mandil es obligatorio en el laboratorio (Mandil blanco

estándar con una composición de 67 % poliéster y 33 % algodón). No es aconsejable llevar minifalda

o pantalones cortos, ni tampoco medias, ya que las fibras sintéticas en contacto con determinados

productos químicos se adhieren a la piel. Se recomienda llevar zapatos cerrados y no sandalias. Los

cabellos largos suponen un riesgo que puede evitarse fácilmente recogiéndolos con una cola.

Cuida tus ojos. Los ojos son particularmente susceptibles de daño por agentes químicos. Por tal

motivo es obligatorio usar lentes de seguridad siempre que se esté en un laboratorio donde los ojos

puedan ser dañados. No lleves lentes de contacto en el laboratorio, ya que en caso de accidente,

pueden agravar las lesiones en ojos.

Usa guantes. Es obligatorio usar guantes, sobre todo cuando se utilizan sustancias corrosivas o tóxicas

c) TRABAJAR CON SEGURIDAD EN EL LABORATORIO:

Normas higiénicas. No comas ni bebas en el laboratorio, ya que es posible que los alimentos o

bebidas se hayan contaminado. Lávate siempre las manos después de hacer un experimento y antes de

salir del laboratorio. Por razones higiénicas y de seguridad, está prohibido fumar en el laboratorio. No

inhales, pruebes o huelas productos químicos si no estás debidamente informado. Nunca acerques la

nariz para inhalar directamente de un tubo de ensayo.

Trabaja con orden y limpieza. Recuerda que el orden es fundamental para evitar accidentes. Mantén

el área de trabajo ordenada, sin libros, abrigos, bolsas, exceso de botes de productos químicos y cosas

innecesarias o inútiles. Mantén las mesas siempre limpias.

Limpia siempre perfectamente el material y aparatos después de su uso.

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Actúa responsablemente. Trabaja sin prisas, pensando en cada momento lo que estás haciendo, y con

el material y reactivos ordenados. No se debe gastar bromas, correr, jugar, empujar, etc. en el

laboratorio. Un comportamiento irresponsable puede ser motivo de expulsión inmediata del

laboratorio y de sanción académica.

Atención a lo desconocido. No utilices ni limpies ningún frasco de reactivos que haya perdido su

etiqueta. Entrégalo inmediatamente a tu profesor. No sustituyas nunca, sin autorización previa del

profesor, un producto químico por otro en un experimento. No utilices nunca un equipo o aparato sin

conocer perfectamente su funcionamiento.

d) NORMAS QUE DEBE DE CUMPLIR EL ESTUDIANTE ANTES DEL INGRESO DURANTE Y

DESPUÉS DE REALIZADA LA PRÁCTICA:

El estudiante debe de llegar temprano a la práctica.

Antes de ingresar deben estar previamente vestidos de acuerdo a las normas indicadas anteriormente.

Recuerde que el laboratorio es un lugar de trabajo riesgoso en virtud de los equipos, aparatos,

sustancias y elementos que se utilizan al realizar un experimento. Adicionalmente debe de mantener

su lugar en el mesón de trabajo, conservándolo en perfecto orden.

Se debe de trabajar sin prisa, pensando en cada momento lo que se realiza y manteniendo los

materiales y reactivos ordenados.

En el laboratorio no se deben de hacer bromas, tampoco correr, jugar o comer. Un comportamiento

irresponsable es motivo de expulsión inmediata del laboratorio y de la correspondiente sanción

académica

Se debe dejar las mochilas, chaquetas y/o cualquier otro implemento que no se necesite en el

laboratorio en los casilleros dispuestos para tal fin.

Finalmente, lavarse bien las manos con agua y jabón, antes y después de hacer un experimento y antes

de salir del laboratorio.

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PRÁCTICA N° 1

RECONOCIMIENTO DEL MATERIAL DE LABORATORIO

I. OBJETIVOS

Familiarizar al estudiante con los implementos usados en el Laboratorio de Química.

Capacitar al estudiante para adquirir habilidad en el manejo de pipetas, buretas, balones, vasos de

precipitado y tubos de ensayo.

Instruir al estudiante en las reglas básicas de comportamiento y seguridad dentro de un laboratorio de

Química

II. FUNDAMENTO TEÓRICO

2.1. Materiales de Laboratorio.

Los materiales de laboratorio son aquellos objetos o materiales que se emplean para realizar una

operación química, hacer un experimento o realizar un análisis químico. En un laboratorio químico se

encuentran materiales y equipos muy diversos, para los más variados usos, la mayoría de los cuales son

de vidrio y de uso específico y es muy necesario conocer el uso adecuado de cada material.

2.2. Clasificación del Material de Laboratorio

Los materiales de laboratorio se pueden clasificar de dos maneras:

2.2.1. Por la Clase de Material Empleado en su Fabricación.

a. Materiales de Vidrio: La mayoría de los materiales de laboratorio son de vidrio Pírex(es un vidrio

especial a base de boro silicatos, que poseen muy pequeño coeficiente de dilatación, elevado punto de

reblandecimiento y gran resistencia a agentes químicos). Estos materiales pueden ponerse en contacto

directo con el calor. Por ejemplo: vasos, tubos balones, etc.

Mientras que ciertos materiales sobre todo volumétricos como: buretas, pipetas, fiolas, etc. a pesar de que

están hechas de vidrio Pírex, no deben poner en contacto con el calor ya que pueden variar la precisión

en la medida del volumen, por eso que estos materiales tienen en su rótulo la temperatura de trabajo y

su precisión.

b. Materiales de porcelana: Materiales hechos en base a una mezcla de caolín, feldespato y cuarzo

calentado a elevada temperatura. Se puede poner en contacto con el calor sin cambios bruscos de

temperatura, por ejemplo: crisoles, cápsulas, embudos, etc.

c. Material Metálico: Son generalmente accesorios, muchos de ellos con revestimiento (cromado), por

ejemplo: soporte universal, trípode, pinzas, etc.

d. Materiales de Madera: Son soportes que no pueden estar en contacto con calor, ni con agentes

químicos corrosivos, por ejemplo gradilla, soporte para embudos, etc.

e. Materiales de Plástico: Materiales poco empleados en relación a los otros materiales, debido a que son

atacados fácilmente por sustancias corrosivas. Ejemplo: pizetas, cuentagotas, etc.

2.2.2. Por su Uso Específico

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a) Materiales Volumétricos: Son materiales de vidrio, generalmente de vidrio borosilicatado, destinados

para realizar medidas de volúmenes de líquidos, de gases y son muy útiles para los trabajos en

laboratorios químicos.

1. Probetas: Recipientes cilíndricos de vidrio grueso, pico y base amplia para poder parar algunos son de

plástico o polietileno graduada de la base al aforo superior. Se emplean para medir volúmenes cuando no

se necesita mucha exactitud. Existen probetas desde 10 ml hasta 1000 ml.

2. Pipetas: Material volumétrico en forma de varilla graduada de arriba hacia abajo. Sirve para medir

volúmenes pequeños con mucha exactitud y las hay desde 0.5 mL (micro pipetas) hasta de 100 Ml. Antes

de usar una pipeta, esta se enjuaga con el líquido a medir, después se carga por succión hasta 2 ó 3 cm.

Por encima del enrase y se tapa el extremo superior de la pipeta con la yema seca del dedo índice, la

pipeta debe mantenerse verticalmente y a una altura tal que la marca se halle al mismo nivel que el ojo.

La gota que queda en el extremo se saca tocando una superficie de vidrio, como puede ser un vaso de

precipitado u ro material. Se pueden clasificar dos tipos de pipetas:

Pipetas volumétricas: Cuando tiene una marca o aforo y tiene un bulbo intermedio de seguridad. Este

tipo de pipeta se utiliza en operaciones que requieren medir volúmenes de líquidos con gran exactitud.

Pipetas gravimétricas: Cuando oda la pipeta esta graduada, se emplea para emitir a volúmenes

diferentes y son útiles para medir volúmenes aproximados de líquidos, no se emplea para mediciones de

precisión.

3. Fiolas o matraces aforados: Son recipientes de vidrio de cuello muy largo y agosto en la cual tiene una

marca o aforo que señala un volumen exacto a una determinada temperatura, que está grabada en el

mismo recipiente y generalmente a 20ºC. Se emplea en operaciones de análisis químico cuantitativo para

preparar soluciones de concentraciones definidas, por lo tanto este material es de gran exactitud. Existen

fiolas desde 5 ml hasta 2000 ml, las más comunes son de 50, 100 y 250 ml.

4. Buretas: Son tubos largos, cilíndricos y graduados cuyo extremo inferior terminan en una llave de vidrio,

la llave sirve para controlar el flujo del líquido con el que se le llene. Su empleo se da en operaciones en

que se requiere medir volúmenes con gran exactitud, como son los análisis volumétricos cuantitativos.

Buretas

Antes de ser utilizados, las buretas deben de ser enjuagadas con el líquido a medirse. Existen buretas

desde 1 ml (micro buretas) hasta 1000 mL. Pero las más comunes son de 10, 25, 50 y 100ml.

b) Materiales de Reacción: Sirven para efectuar reacciones de prueba en pequeñas cantidades.

Hay materiales para realizar diversos tipos de reacciones de combinación, de descomposición,

de calentamiento, etc.

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1. Tubo de ensayo: Sirve para hacer reacciones en pruebas de pequeñas cantidades, hay de diferentes

tamaños y capacidades.

Se pueden encontrar tubos de varios tipos:

Tubos de Ensayos: También llamados tubos de prueba, son los tubos comunes de diferentes diámetros y

longitudes como son: 18 x 150 y 25 x 150mm.

Tubos de Ensayo

Tubos de Ignición: Son tubos pequeños generalmente de 14 x 100 mm de paredes gruesas que se emplea

para efectuar calentamiento a alta temperatura.

Tubo de Ignición

Tubos de salida Lateral: Son tubos especiales que tienen un pequeño ramal lateral cerca del borde, se

emplean para producir gases, para absorber los gases, para efectuar filtraciones al vacio.

Tubos de salida Lateral

Tubos Graduados: Son tubos de vidrio graduados, utilizados para medir volúmenes de gases y para

casos especiales. Comúnmente las graduaciones están en 0.1 cc y hay de diferentes capacidades.

Tubos en “U”: Son tubos de vidrio que tiene esta forma. Se emplean para hacer reacciones

electroquímicas en donde en cada extremo se coloca un electrodo.

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Tubos en “U”:

Tubos Thisle: Son tubos de vidrio especial que tiene la forma de una “b”. Se utilizan para determinar el

punto de fusión de una sustancia.

2. Vaso de precipitados o beaker: Sirven para efectuar reacciones con mayor cantidad de reactivos y en

sistema abierto, tiene la forma alta o baja con o sin graduación desde 10 mL hasta 2000 ml.

Vaso de precipitados o beaker

3. Matraces

Matraz Erlenmeyer: Son recipientes de forma cónica, fabricados de vidrio generalmente pírex. Su uso

más común es en titulaciones (análisis químico cuantitativo) debido a la facilidad que ofrecen para agitar

la solución, sin peligro de que esté se derrame, durante la titulación. Sin embargo, también se emplean

para efectuar filtraciones ataques, evaporaciones de soluciones capacidades, desde 25 hasta 2000 ml. Los

más usados son de 100 y 250 ml.

Matraces Erlenmeyer

Matraz Kitasato: Matraz de vidrio muy resistente que presenta una pequeña tubuladura lateral en el

cuello y sirve para realizar filtraciones al vacío.

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4. Balones: Son de recipientes fabricados de vidrio pírex que constan de un cuerpo esférico y un cuello. S le

utiliza para realizar diversas reacciones químicas. Existen balones con capacidades desde 100mL hasta

2000 mL y se pueden encontrar balones de varios modelos:

Balones con Fondo Plano: Denominados “matraces” compuestos por un cuello largo y boca angosta o de

cuello angosto y corto y el de cuello con boca ancha. Los que tienen cuello largo se conocen como

balones o matraces de Florencia.

Balones de fondo plano

Balones con Fondo Redondo: Los balones de cuello largo constituyen el modelo clásico, empleados

para efectuar reacciones donde intervienen el calor también se disponen modelos con cuello corto.

Balones de fondo redondo

Balones de Destilación: Estos tienen fondo redondo con el cuello largo y un tubo lateral de salida,

situado en el cuello y ligeramente inclinado hacia abajo por donde saldrán los vapores. El otro tipo de

balón de destilación es el de Claisen que posee dos cuellos extra, usados para ciertas operaciones

especiales de destilación.

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Balón de destilación Balón de Claisen

Balón de Reacción: Lo encontramos de forma esférica y corazón, tiene capacidad entre 100 ml hasta

3 000 mL, se puede someter a altas temperaturas entre 100 a 250 Celsius.

Balón de reacción

5. Lunas de reloj: Son discos de vidrio pírex de diferentes diámetros generalmente cóncavos. Se usan para

tapar los vasos de precipitados y así evitar salpicaduras para evaporar pequeñas cantidades de un líquido;

para realizar ensayos previos o de corta escala;

Luna de reloj

Para cristalizaciones, sublimaciones (poniendo como tapa otra luna de reloj) y pruebas de acidez, de

basicidad.

6. Retortas: Son de recipientes de vidrio en forma de pipa cerrada con o sin abertura en la parte superior si

hay abertura llevaría tapón de vidrio, la cual puede ser esmerilada o no. Tiene alta resistencia térmica y

mecánica; son empleadas para obtener productos volátiles y corrosivos.

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Retorta

c) Materiales de filtración y Separación: Sirve para separar bases distintas y estos pueden ser:

1. Embudo: Cono terminado en vástago, sirve para filtrar por gravedad con ayuda de un cartucho de papel

filtro, algodón y algún medio filtrante.

Embudo Embudo Buhner

2. Pera o embudo de separación o decantación: Embudo con llave en el vástago y cerrado con tapa

esmerilada, sirve para separar fases líquidas.

Pera de decantación

3. Tubo de centrífuga: Tubo de ensayo con o sin tapa, terminado en punta con graduación que sirve para

separar fases por centrifugación.

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Tubos para centrifuga

4. Papel Filtro: Es un papel de celulosa pura sin carga y sometida a procesos especiales, según el caso al

que se destine así por ejemplo, hay con cenizas taradas para efectuar análisis cuantitativos, resistentes a

los ácidos, a los álcalis, para filtrar precipitados gelatinosos, grasos, finos, etc.

El papel filtro se emplea cortando un círculo cuyo diámetro debe escogerse de tal modo que, una vez doblado

y colocado en el embudo, el borde superior de este quede más o menos 1 cm. Por encima del papel. Si se

trata de filtrar al vacío, el diámetro debe ser tal que encaje perfectamente dentro del embudo de Buchner,

por ningún motivo debe quedar doblado el papel filtro.

Papel filtro

5. Tamices Metálicos: Son mallas metálicas cuya superficie perforada permite efectuar la separación de

partículas o granos por tamaños. La magnitud de las perforaciones determina la clasificación de los

tamices la cual se realiza generalmente por escala numérica.

Tamices

6. Columna de Absorción o Cromatografías: Son columnas cilíndricas de vidrio con entrada y salida

apropiadas. Dentro de la columna se deposita una sustancia absorbente específica para un determinado

reactivo o sustancia en estado gaseoso o líquido. Este material absorbente separa los componentes de una

mezcla por la diferencia de absorción.

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Cromatografía en columna

7. Extractores: El más conocido es el equipo de Soxhlet que se utiliza para extraer los componentes

solubles de un sólido con un solvente adecuado y así recuperan el compuesto útil de una muestra.

Equipo de Soxhlet

8. Equipo de Destilación: El equipo en si consta de un balón de destilación y un refrigerante o

condensador. El condensador fabricado de vidrio condensa los vapores que se desprenden del balón de

destilación, ya que en contracorriente por un tubo concéntrico circula agua fría o algún líquido

refrigerante. Existen varios tipos de condensadores, por ejemplo de Liebig (con Tubo condensador central

recto) de serpentín o Graham (con tubo condensador central en forma de serpentín o espiral) de bolas (con

tubo condensador central en forma de collar) de Friedrichs o inverso (con tubo condensador externo, el

agua circula por el tubo interno) etc.

Equipo de destilación

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Equipo de destilación a nivel industrial

También en algunos casos, se utiliza una columna de fraccionamiento, la cual consiste en un tubo de

vidrio largo provisto de platillos o niveles de condensación que se interpone entre el balón de destilación

y el refrigerante, para realizar una destilación fraccionada.

d) Materiales de Calcinación y Desecación: Son materiales refractarios para someterse a altas

temperaturas son generalmente de arcilla, porcelana o platino, etc.

1. Crisol: Es un recipiente pequeño en forma de vaso de arcilla, porcelana o metal sirve para calcinar

muestras pueden tener tapa.

Crisoles

2. Cápsula: Fuente pequeña de porcelana, sirve para desecar o calcinar muestras a bajas temperaturas; hay

de varias dimensiones.

Capsula de porcelana

3. Cristalizadores: Son cilandros de vidrio de baja altura, sirven para cristalizar soluciones por

evaporación a temperatura ambiente hay de diversos diámetros y tamaños.

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Cristalizadores

4. Desecadores: Depósito grande, dividido en dos partes por una parrilla, la inferior sirve para coloca

materiales higroscópicos ( como CaCl2, CuSO4. Anhidro, P2O5, silicagel, etc.) y la parte superior para

poner la sustancia a deshidratar.

Desecadores

e) Materiales para Soporte o Sostén: Son aquellos que sirven de soporte o apoyo para mayor seguridad

y mantenimiento en las diferentes instalaciones así como para mantenerlos fijos y en equilibrio.

1. Soporte universal: Es de estructura metálica, consiste en una varilla metálica de longitud variable

enroscada a una base de hierro que puede ser triangular o rectangular. Se utiliza para las diferentes

instalaciones, para sostener en posición fija los diversos materiales especialmente cuando se arman

aparatos complicados como un equipo de destilación.

Soporte Universal

2. Pinzas: Son sujetadores sirven para sujetar accesorios o materiales de laboratorio.

Existen varias clases de pinzas:

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3. Pinzas para Crisoles: Son de material metálico tienen forma de una tijera, sirven para sujetar al crisol en

una operación de calentamiento, además para manipular al crisol en la mufla en una operación de

calcinación.

Pinzas para crisoles

4. Pinzas para Vasos de Precipitados: Son pinzas destinadas a manipular vasos, cuando estos se

encuentran calientes, tienen la forma de una tijera y son de estructura metálica.

Pinza para vasos

5. Pinza para tubos de Ensayo: Son de estructura metálica, sirven para el manejo de tubos de ensayo

cuando son sometidos a la acción del calor.

Pinzas para tubos

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6. Pinzas para matraz.-

Pinzas para matraz

7. Pinzas para Pesas: Son instrumentos a manea de tenacillas de estructura metálica. Sirven para coger o

sujetar las pesas pequeñas que se usan en una operación de pesada y para ser colocados en el centro del

platillo de la balanza.

Pinzas para pesas

8. Pinza de Mohr o de Presión: Son de estructura metálica, sirven para controlar el flujo de un fluido que

circula a través de un tubo de goma.

Pinza de Mohr

9. Pinzas de Hoffman o de Tornillo: Son de metal, se utilizan en forma similar a la anterior, con la

diferencia de que es más precisa en el control de flujo por poseer un anillo graduable.

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Pinzas de Hoffman o de Tornillo

10. Pinzas para Buretas: Son metálicas con mordazas de jebe, se sujeta al soporte universal. Se utilizan para

soportar buretas (una o dos según el tipo) en forma vertical.

Pinzas para Buretas

11. Nueces o Tenazas: Son de estructura metálica sirve para realizar diferentes conexiones de instrumentos,

como: aros, varillas metálicas, etc, al soporte universal,

Pueden ser fijas y giratorias.

Nueces o Tenazas

12. Aros Metálicos: Son de naturaleza metálica formando por un anillo circular soldado a una varilla

delgada del mismo material. Estos se sujetan a los soportes universales con una nuez. Sirven para

sostener objetos que tienen alguna parte esférica como un matraz redondo, embudos, etc.

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Aros metálicos

13. Gradillas para Tubos de Ensayo: Son de metal o de madera. Es una especie de escalerilla portátil y

sencilla. Sirve para portar tubos de ensayo durante el trabajo de laboratorio.

Gradillas

14. Porta Embudos: Son de madera tiene una base de madera y una varilla, en la cual se sujeta una madera

ahuecada para sostener embudos o peras de decantación.

Porta tubos

15. Trípode: Accesorio metálico, formado por un anillo circular apoyado en tres patas equidistantes, que son

varillas delgadas. Sirven para colocar sobre la rejilla metálica o de asbesto en una operación de

calentamiento.

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Trípode

16. Rejillas: Son mallas metálicas hechas de alambre de hierro estañado, las de mayor uso son de 15 x 15 cm.

17. Rejillas Metálicas: Construidas de delgados alambres entrelazados, sirve como soporte del recipiente

que puede ser utilizado como el caso de las rejillas de asesto.

Malla metálica

18. Rejillas de Asbesto: Son similares a las rejillas metálicas, pero posee en la parte central una sustancia

llamada asbesto. Se utiliza para difundir la llama producida por un mechero en una operación de

calentamiento, obteniendo un calentamiento suave y uniforme, además se consigue evitar los cambios

bruscos de temperatura. Se coloca sobre el trípode.

Malla con centro ceramico

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19. Triángulo Refractario: Esta constituido de dos partes, una de metal y la otra de un material refractario

como la porcelana, el cual cubre en forma de tubo concéntrico a un triángulo de metal. Se usa para

sostener a los crisoles en el trípode durante el calentamiento o la calcinación.

Triángulo Refractario

f) Materiales para Usos Diversos:

1. Varillas de Vidrio o Baguetas: Son varillas gruesas de vidrio de 3, 5, y 7 mm de diámetro y de largo

conveniente, con ambos extremos redondeados. Las baguetas sirven para agitar y trasvasar líquidos. La

varilla “policía” es la que tiene un trozo de 3 cm. de tubo de goma en uno de sus extremos,

convenientemente fijado; es emplea para desprender partículas de precipitados, que no es posible

removerlo con chorros de agua de la pizeta. Por precaución, la varilla de goma no debe ser empleada para

agitar, ni se la debe dejar en la solución.

Varillas de vidrio baguetas

2. Piedras de Ebullición: Son perlas de vidrio, cuya finalidad es romper la tensión superficial de un líquido,

antes de que este hierva y así, evitar las proyecciones.

Perlas de vidrio

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3. Pizetas: Son frascos de plástico o polietileno, algunas veces de vidrio, con sifón; en el que se llena agua

destilada y permiten emplearla fácilmente para lavar precipitados o para diluir precipitados.

Pizetas

4. Frascos Goteros o Cuentagotas: Son frascos de vidrio o plástico diseñados especialmente para dosificar

pequeños volúmenes (gotas) de reactivos o sustancias liquidas.

Frascos Goteros

5. Espátulas: Son instrumentos de forma plana, alargada, de metal y con bordes afilados, provistos de un

mango de madera. Sirven para coger, trasladar o transportar muestras sólidas o reactivos químicos puros,

durante la operación de pesada en una balanza.

Espátula

6. Trampa de Vació o Trampa de Agua: Es un dispositivo metálico o de vidrio utilizado para producir

vació parcial dentro de un sistema, mediante el flujo continuo de agua, la cual produce una diferencia de

cargas, y por consiguiente un vació en el cuerpo de la trampa y esta depende de la velocidad de flujo.

Posee dos entradas, una para el líquido y otra para realizar la succión de aire con una salida común.

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7. Tubos de Goma o Mangueras: Tienen una gran utilidad en las conexiones en cualquier dirección, de

algún fluido o fluidos apropiados, de acuerdo a la calidad del material construido.

Mangueras

8. Morteros: Son materiales semiesféricos de base plana, que son fabricados de porcelana, de acero u otro

tipo de material duro. Consta de dos partes: el mazo o pistilo y el mortero propiamente dicho que es el

recipiente donde se opera. Los morteros se emplean reducir de tamaño, triturar, pulverizar pequeñas

cantidades de muestra sólida por percusión. Existen varios tipos de morteros y algunos son:

Morteros de Acero: Fabricados de una aleación de fierro y otros metales, se usan para disgregar

minerales y rocas en estado sólido.

Morteros de Porcelana: Aquellos que no tienen barniz interiormente, se aprovecha su aspereza para un

mejor desmenuzado.

Morteros de Vidrio: Utilizado en donde se requiere gran pureza y limpieza de sustancias o cuerpos

sólidos menos duros que el vidrio.

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Morteros de Ágata: Son morteros de mucha dureza y mayor calidad, se les utiliza para pulverizar las

muestras de mayor valor.

2.3. Instrumentos de Laboratorio.

Son aquellos instrumentos mecánicos o eléctricos, simples o complejos que se utilizan en el laboratorio.

A continuación mencionaremos los más comunes.

a. Balanzas: Son instrumentos diseñados para la determinación de masa de diversas sustancias. Se dispone

de diversos tipos o modelos de balanzas, entre las que tenemos: balanza analítica, balanza técnica y

balanza electrónica.

Balanza Analítica Balanza digital

b. Densímetros o Aerómetros: Son tubos de vidrio cerrados, de forma especial, con un lastre en su parte

inferior para mantenerlos verticales y una escala impresa en su parte interior. Estas escalas están

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graduadas para líquidos de mayor o menor densidad que el agua. El densímetro se hace flotar en el

líquido cuya densidad se desea medir y el enrase del menisco observado de la superficie libre sobre la

escala graduada nos dará la densidad respectiva.

Aerómetros y Densímetros

c. Termómetros: Son instrumentos destinados a medir temperaturas con escalas en grados centígrados o

Fahrenheit (ºC o ºF). El tipo más usual es aquel que tiene graduaciones desde -10 ºC hasta 200 ºC. Son

utilizados generalmente en operaciones de destilación, determinaciones de puntos de fusión y ebullición,

temperaturas de reacción, etc.

Termómetros de Mercurio Termómetro de alcohol

d. pH−metro: Es un aparato que mide la concentración de iones hidrógeno (H+), es decir, el pH de una

solución. Posee electrodos, los cuales debe estar en contacto con los iones disueltos de la solución, para

luego transmitir una fuerza electromotriz y reportar datos que relacionan la concentración de la solución,

expresada directamente en pH.

27


pH- metro

e. Conductímetro: Es un aparato que mide la conductividad, es decir medida de la capacidad de una

disolución acuosa para transportar la corriente eléctrica.

Conductímetros

f. Mecheros: Son aparatos destinados a quemar combustible. Los de uso general en el laboratorio son de

vidrio y de metal. El primero se emplea para quemar alcohol (mechero de alcohol) y el segundo para

quemar gas (mechero de Bunsen).

Mechero de alcohol Mechero Bunsen

g. Mufla Eléctrica: Es una cámara cerrada, construida de material refractario. En la puerta anterior tiene un

agujero de observación. Funciona a electricidad para producir calefacción. Le temperatura máxima es de

1200ºC, en lo posibles debe poseer un termómetro o termocupla.

Mufla

28


h. Planchas Eléctricas: Se utilizan para calentamiento y evaporación de soluciones. Para protegerse de los

humos, vapores y derrame de líquidos corrosivos, los elementos calefactores y los conductores internos

están cubiertos y aislados convenientemente.

Planta eléctrica

i. Estufas Eléctricas: Sirven para secar precipitados o sustancias sólidas a temperaturas relativamente

bajas, por calefacción eléctrica funcionan desde la temperatura ambiente hasta 250 ó 300 ºC, tienen un

termorregulador, que cumple la función de regular la temperatura del aparato.

Estufa

j. Cocinilla Eléctrica: Cocina eléctrica con resistencias. Sirve para calentar líquidos con ayuda de una

rejilla de asbesto.

Cocinilla

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k. Baño María:Aparato que consiste en un recipiente con resistencia eléctrica, en el recipiente se coloca

agua, la que se calienta, produciendo un baño caliente. Existen baños María que permiten regular la

temperatura del baño mismo.

Baño maría

l. Baño de Arena: Aparato que consta de un recipiente que contiene arena, debajo del cual hay una

resistencia eléctrica que permite calentar.

Baño de arena

2.4. Reactivos Químicos.

Los reactivos químicos son las sustancias empleadas en el laboratorio para hacer reacciones de pruebas,

analíticas u otras. Los reactivos químicos se pueden clasificar de dos maneras.

c. Por su Naturaleza.

a. Reactivos Inorgánicos: Son de naturaleza inorgánica, con pocas excepciones. Se puede clasificar como:

Ácidos: Ácidos inorgánicos, que se almacenan como soluciones acuosas concentradas. Se incluyen

algunos ácidos orgánicos.

Sales e Hidróxidos: Sólidos que se clasifican de acuerdo al catión de las sales o de los hidróxidos.

Elementos Puros: Sustancias en estado elemental, generalmente inestables. Se debe tener especial

cuidado con su almacenaje, mantenerlos en queroseno.

b. Reactivos Orgánicos: Son de naturaleza orgánica, generalmente sólidos. Se puede clasificar como:

Ácidos Orgánicos: Sólidos como el ácido cítrico, acido oxálico, acido málico, Acido benzoico, etc.

Solventes: Líquidos como el benceno, éter, alcohol etílico, acetona, etc.

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Indicadores: Sustancias que se comportan diferente frente a ácidos y bases, por ejemplo: fenolftaleína,

anaranjado de metilo, rojo de metilo, etc.

c. Productos Químicos: Productos auxiliares, no clasificados, de diversa naturaleza. Tales como arena,

silicagel, carbón activado, piedra pómez, etc.

2.4.2. Por su Pureza.

Reactivos Pro−Análisis (P.A.): Son reactivos de alta pureza, usados para realizar análisis y reacciones

cuantitativas en trabajos de investigación.

Reactivos Químicamente Puro (Q.P.): Son reactivos de menor pureza que los anteriores, se usa para

reacciones semi-cuantitativas y experimentos afines.

Productos Técnicos: Son productos comerciales químicos de baja pureza, se usan para reacciones

comunes.

III. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

a. Materiales

Fiolas

Vasos de pp

Matraz

Bragueta

Mortero

Soporte universal

Embudo

Luna de reloj

Mechero

Aro con nuez

Pipetas

Pipetas Pasteur

descartables

Probetas

Malla concentro

cerámico

Tapones

Pipetor

Espátula

Micro espátula

Escobillas

Bureta

Balón

Tubos de ensayo

Tubo para centrifuga

Pera de decantación

Gradillas

Porta pipetas

Trípode

Pinza para vasos

Pinza para tubos

Pinza para crisoles

b. Equipos

Termómetro

Cocinilla

Balanzas

Centrifuga

Estufa

Baño María

• Equipo Soxhlet

• Equipo de destilación

IV. PARTE EXPERIMENTAL

Experimento Nº 1: Reconocimiento de los Materiales de Laboratorio

Para el desarrollo de esta práctica, el alumno:

Encontrará en su mesa de trabajo una serie de materiales de vidrio, porcelana, metal, que son

utilizados con mayor frecuencia en el laboratorio.

Recibirá la orientación necesaria por parte del profesor para la utilización de cada material.

Tendrá que identificar y reconocer por nombre, características l dé cada material.

Experimento Nº 2 : Reconocimiento de las características específicas de los materiales volumétricos

Observar los materiales volumétricos presentes en la práctica

completar el cuadro que se indica en el reporte.

V. REPORTE DE RESULTADOS

Experimento Nº 1

Ordenar los materiales de laboratorio de acuerdo a su función.

Describir sus características de cada uno de ellos

Dibujar los materiales de laboratorio

Experimento Nº 2

Nº Materiales Capacidad

mL

Temperatura

de Trabajo

Márgenes

de Error

1 Probeta

2 Vaso

3 Matraz

4 Pipeta Volumétrica

5 Pipeta Gravimétrica

6 Fiola

VI. CUESTIONARIO

1. ¿Cómo se clasifican los materiales de laboratorio?

2. Elabore un cuadro indicando qué elementos y sustancias intervienen en la fabricación:

Materiales de vidrio

Materiales de porcelana

Materiales de plástico

3. Defina brevemente las siguientes palabras:

Aforado

Esmerilado

Graduado

4. Menciona los materiales de laboratorio usados para:

Medir volumen__________________________________________________________

Determinar la masa de una sustancia__________________________________________

Calentar________________________________________________________________

Medir líquidos con precisión _______________________________________________

Limitar la salida de los líquidos no miscibles ____________________________________

Coger los crisoles________________________________________________________

Filtrar _________________________________________________________________

Trituras________________________________________________________________

Para separar soluciones inmiscibles __________________________________________

Coger tubos de ensayo ____________________________________________________

Calcinar _______________________________________________________________

5. ¿Porque la bureta mide más exactamente que la probeta?

6

6. ¿Qué materiales emplearías al preparar un montaje para generar y recoger gases?

7. ¿Qué pasos o acciones realizas para calentar en los tubos de ensayo?

VII. BIBLIOGRAFIA

1. SERIE CONCIENCIA. Química. Grupo editorial Norma Perú 2005.

2. RALPH A. BURNS, Fundamentos de Química. Segunda edición. Prentice Hall

Hispanoamericana, S.A. México 1996.

3. CHANG RAYMOND, Química Séptima edición. Editorial. Mc Graw Hill. México 2005.

4. http://www.monografias.com/trabajos93/materiales-e-instrumentos-laboratorio/materiales-e-

instrumentos-laboratorio.shtml

PRÁCTICA Nº 2

MEDICIÓN Y TIPOS DE ERRORES

I. OBJETIVOS.

Conocer las técnicas usadas en la determinación de las diferentes clases de magnitudes susceptibles

de ser medidas, tales como la longitud, masa, tiempo, temperatura y presión.

Efectuar las medidas con la mayor precisión y exactitud.

Aprender a medir volúmenes.


2.1 Medición: En el campo químico, las mediciones son las observaciones cuantitativas. Toda medición

consta de dos partes: un número y una unidad, ambos son necesarios para que la medición tenga

significado.

Los elementos observables fundamentales, de los que pueden derivarse todos los demás, son la longitud,

la masa y el tiempo. Una vez que se ha seleccionado lo observable, deben asignarse las unidades de

medición para los tres.

A la unidad de medida también se le denomina patrón de medidas y debe cumplir tres condiciones:

Debe reproducirse fácilmente.

Debe ser universal.

Debe ser inalterable.

Debe tenerse en cuenta lo que viene a ser el error de medida, que está en función del operador y del

instrumento de medida.

2.2. Error: Es la diferencia entre el valor obtenido o medido durante la práctica y el valor verdadero o real.

Afectan a cualquier instrumento de medición y puede deberse a diversas causas, pero que se pueden

prever, calcular o anular mediante calibraciones y la experiencia del experimentador.

Se conocen dos clases de errores: absoluto y relativo.

a. Error absoluto: Es la diferencia entre el valor medido (Vm) y el valor real (Vr) puede ser por exceso

(error positivo) o por defecto (error negativo).

𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝐴𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑚𝑒𝑑𝑖𝑑𝑜 − 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑟𝑒𝑎𝑙

𝐸.𝑎𝑏𝑠 = 𝑉𝑚− 𝑉𝑟

b. Error relativo: Es el cociente obtenido de dividir el error absoluto por el valor verdadero (Vr).

Frecuentemente se expresa en forma de porcentaje, denominado porcentaje de error, y es este error el que

nos da la exactitud de la medida.

𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑟𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑎𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑟𝑒𝑎𝑙

𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑟𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 =𝐸.𝑎𝑏𝑠

𝑉𝑟

% 𝑑𝑒 𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 = 𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑟𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 𝑥 100

III. PARTE EXPERIMENTAL

a. Materiales

Probetas

Fiola

Pipeta Gravimétrica

Pipeta Volumétrica

Matraz

Tapón de jebe

Tapa de plástico

Moneda

Densímetros

Vasos de pp

Pizetas

Picnómetro

b. Reactivos

Alcohol comercial: C2H5OH

Cloruro de Sodio: NaCl(s)

Agua destilada H2O(l)

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Experimento Nº 1.Determinación de la masa para muestras sólidas

Determinar las masas de 03 objetos diferentes:

tapón de jebe

tapa de plástico

una moneda

Teniendo en cuenta las reglas para el uso de las balanzas, proceda a pesar.

Tabular los resultados considerando las masas en ambas balanzas:

Balanza analítica(Valor verdadero)

Balanza normal (Valor estimado)

Experimento Nº 2. Medición de Líquidos

Observar la capacidad de cada material volumétrico y llenar el cuadro

Realizar las siguientes mediciones

Nº Materiales Medir

mL

Capacidad

mL

1 Probeta 50

2 Vaso 150

3 Matraz 100

4 Pipeta Volumétrica 10

5 Pipeta Gravimétrica 3

6 Fiola 50

Experiencia Nº 3. Medición de la Densidad

1. Determinación de Densidad de sólidos

Métodos: Probeta ó Desplazamiento

Muestra: Cloruro de sodio NaCl (s).

En una probeta limpia colocar un volumen de 30 ml de etanol exactamente medido (V1)

Pesar exactamente 2 g de Cloruro de sodio NaCl (s).

Introducir el sólido en la probeta, se observará un desplazamiento del volumen de etanol (V2)

Que corresponde al volumen del sólido (V) , el cual se encuentra por diferencia. V = V2 – V1

2. Determinación de Densidad de Líquidos

1. Método de la Probeta:

a) Densidad del agua

Pesar una probeta limpia y seca, luego llenar con agua destilada hasta un volumen de 50 mL

Utilizar la pizeta y ajustar el menisco, vuelva a pesar la probeta pero esta vez más el agua.

Encuentre la masa del peso de agua por diferencia de masas.

b) Densidad del Etanol

Pesar una probeta limpia y seca, luego llenar con etanol hasta un volumen de 50 mL Utilizar la

pizeta y ajustar el menisco, vuelva a pesar la probeta pero esta vez más el alcohol.

Encuentre la masa del peso del etanol por diferencia de masas.

2. Método del Alcoholímetro:

En una probeta de 100 ml colocar 80 ml de alcohol (sustancia problema).

Sumergir el densímetro en la sustancia problema y antes de dejarlo en libertad, se deberá de darle un

movimiento rotacional, evitando que se adhiera a las paredes de la probeta.

La lectura se tomará a la altura del menisco que corta el vástago del densímetro. Antes de usar el

densímetro para otras muestras se debe de lavar y secar.

Utilizando la fórmula adecuada determinar la densidad relativa ó peso específico.

𝜌20°𝐶 = 𝜌𝑡 + c

𝜌20ºC= Densidad a 20 º C

𝜌t = Densidad leída en el alcoholímetro

𝑐= factor de corrección

Tabla N° Correcciones de temperatura aplicables a los densímetros calibrados a una

temperatura de referencia de 20°C (68°F) o 15°C (59°F)

Estas correcciones, aplicadas a la lectura de un densímetro para una temperatura T °C son la densidad del

líquido en kg/m³ o en g/ml a T °C.

3. Método del Picnómetro

Para utilizar el picnómetro primero se le debe de calibrar (conocer su volumen exacto).

Pesar el picnómetro limpio y seco con su tapa respectiva.

Llenar el picnómetro con agua destilada tomar la temperatura del agua y enrasar.

Pesar el picnómetro con el agua.

Calcular por diferencia de peso (masa) de agua contenida en el picnómetro de la siguiente manera:

MH2O = (Mpic + H2O) - Mpic

De tablas obtener la densidad del agua

Utilizar la densidad obtenida para corregir la densidad en el experimento 3.b.

Calcular el volumen del líquido agua contenida en el picnómetro con la siguiente fórmula:

Vpic =𝑴𝑯𝟐𝑶 𝒆𝒏 𝒆𝒍 𝒑𝒊𝒄.

𝑫𝑯𝟐𝑶𝒂𝒍𝒂𝒕𝒆𝒎𝒑𝒍𝒆𝒊𝒅𝒂.

Llenar el picnómetro con la muestra problema (etanol) dada por el profesor y repita los pasos

anteriores para hallar la densidad.


Experimento N° 1

Tabular los resultados considerando las masas en ambas balanzas, en la balanza analítica (Valor

verdadero) y en la otra balanza (el valor estimado), calcular el porcentaje de error.

Objetos

(Valor Verdadero)

Balanza analítica

(0.0001gr)

(Valor Estimado)

Balanzadigital

(0.01 gr)

Diferencia % error

Tapón de jebe

Tapa de plástico

Moneda

%Error = (Valor Verdadero- Valor Estimado)x100

(Valor Verdadero)

Experimento N° 2

Anotar las observaciones de cada material volumétrico

Nº Materiales Capacidad

mL Observaciones

1 Probeta

2 Vaso

3 Matraz

4 Pipeta Volumétrica

5 Pipeta Gravimétrica

6 Fiola

Experimento N° 3

Determinación de Densidad de sólidos

Determinar la densidad del Cloruro de Sodio

Determinación de Densidad de Líquidos

1) Método de la Probeta

Calcular la densidad del agua.

Calcular la densidad del etanol.

2) Método del Picnómetro

Calcular la densidad del agua

VI. CUESTIONARIO

1. ¿Qué métodos usados en el laboratorio para determinar densidad, se basan en el principio de

Arquímedes? Menciónalos.

2. ¿Qué es Densidad Absoluta y qué Densidad Relativa?

3. ¿Con un ejemplo describa la importancia de la densidad en los procesos industriales?

4. ¿Por qué los instrumentos de medición de volúmenes llevan registrados generalmente la temperatura

de 20oC?

5. ¿Describa las diferencias entre precisión y exactitud?

6. Es correcto pesar objetos calientes. ¿ Porque?.

7. ¿Cómo se puede reducir la inexactitud al medir volúmenes?

8. ¿Qué es la convexidad del menisco?

9. Influye la presión y temperatura en la densidad de gases, líquidos y sólidos ¿Por qué?

10. Explique ¿Cómo podría determinar la densidad de un sólido menos denso que el agua?

VII. BIBLIOGRAFIA



2. CHANG RAYMOND, Química. Séptima edición Editorial. Mc Graw Hill. México 2000.


4. JUDITH SÁNCHEZ E, MARÍA DE LOURDES GARCÍA B, YOLANDA BALDERAS S. Química

I Libro de Texto Básico.

PRÁCTICA Nº 3

OPERACIONES BÁSICAS EN EL LABORATORIO

I. OBJETIVOS

Efectuar un estudio y reconocimiento de algunas técnicas de operaciones básicas, empleadas

frecuentemente en los trabajos de laboratorio.

Efectuar la separación de los componentes mezclas homogéneas y heterogéneas.

Adquirir destreza y habilidad en la manipulación de los materiales usados en las distintas operaciones

básicas del laboratorio.


El trabajo continuo en un laboratorio de química se basa en ciertas técnicas a las que suele llamarse

operaciones básicas debido a que se repiten constantemente. Difieren unas de otras por su simplicidad o

complejidad.

A continuación detallamos algunas definiciones de las operaciones básicas en el laboratorio de química.

1. Pulverización: Operación utilizada para reducir de tamaño los cuerpos sólidos relativamente grandes por

medio de pequeños molinos o morteros de acuerdo a las características del material. Seguidamente de esta

operación se hace uso de tamices para la separación de acuerdo al tamaño de la partícula.

2. Precipitación (pp.): Es la formación de un sólido (sustancia insoluble) en una disolución. Esto ocurre

cundo dos soluciones diferentes se mezclan o cuando tiene lugar una reacción química y el producto o

uno de los productos es el sólido insoluble en el solvente o agua en que se encuentra, el sólido

generalmente aparece como una suspensión o en casos especiales como un coloide.

3. Decantación: Operación que consiste en dejar en reposo una solución que contiene un precipitado con el

objeto de que el insoluble se deposite en el fondo del recipiente por influencia de la fuerza de la gravedad

y el líquido sobrenadante puede ser separado por simple escurrimiento.

4. Filtración: Es la operación que consiste en separar los componentes de una mezcla heterogénea

(Sólido – Líquido) a través de un medio poroso papel filtro que retengan las partículas sólidas, en esta

operación se emplea como material embudo, bagueta, porta embudo, papel filtro que se fija al embudo

con ayuda del agua destilada para trasvasar el contenido se ayuda con la bagueta. El sólido adherido al

papel filtro se denomina residuo y el líquido que pasa se llama filtrado.

5. Disolución: Cuando una sustancia sólida, líquida o gaseosa se solubiliza en un solvente o disolvente

quedando una solución homogénea.

6. Centrifugación: Método de separación de difícil filtración de una mezcla, tiene la ventaja de no requerir

papel filtro, es una operación muy rápida, las partículas sólidas suspendidas en el líquido se depositan en

el fondo del recipiente, mientras que las ligeras sobrenadan, por acción de la fuerza centrífuga.

7. Evaporación: Consiste en hacer pasar una sustancia en estado líquido al estado de vapor, operación que

se realiza a temperatura ambiente o a mayor temperatura, operación que se realiza a temperatura ambiente

o a mayor temperatura. Se emplea generalmente con la finalidad de concentrar una disolución.

8. Lavado: Consiste en la eliminación de sustancias solubles que impurifican el precipitado. La naturaleza

del líquido de lavado depende de la solubilidad y propiedades químicas del precipitado, de la impureza

que se han de eliminar y de la influencia que debe tener la solución del lavado que queda con el

precipitado en los tratamientos posteriores del mismo antes de la pesada.

9. Desecación: Operaciones que consisten en eliminar en contenido de humedad de los precipitados

obtenidos al filtrar una mezcla o de materias que tienen agua incluida, mediante la acción del calor

producido en la estufa. Corrientemente se llama secado cuando la temperatura empleada no excede de los

200 °C y se realiza en la estufa.

10. Calcinación: Operación muy similar a la desecación, con la diferencia que se emplea para descomponer

la materia orgánica, obteniendo un residuo blanco denominado cenizas. Operación que emplea

temperaturas superiores a 250 °C y se efectúa en la mufla.

11. Destilación: Operación que se utiliza para separar de una sustancia líquida volátil de una mezcla

homogénea (líquidos miscibles), mediante el paso de uno de los componentes del estado líquido al estado

gaseoso (evaporación), producido por el calentamiento; y posteriormente al estado líquido

(condensación), producido por la refrigeración. Esta operación se fundamenta en la diferencia del punto

de ebullición de las sustancias a separarse. Existen varios tipos: destilación simple, destilación

fraccionada, destilación al vacío, etc.

a. Destilación Simple: Se utiliza para separar los componentes de una mezcla líquida o de un sólido en

solución, los componentes deben poseer puntos de ebullición inferiores a 150 ºC y estos deben de diferir

ampliamente entre sí, más de 25 ºC.

b. Destilación Fraccionada: Se utiliza para separar los componentes de una mezcla líquida, cuando los

puntos de ebullición de los componentes son muy cercanos entre sí, menos de 25 ºC. En este tipo de

destilación se utiliza una columna de fraccionamiento.

c. Destilación al Vació o a Presión Reducida: Se utiliza para separar líquidos con un punto de ebullición

superior a 150 ºC o que se descompone a alta temperatura. Como un líquido hierve cuando su presión de

vapor iguala a la presión externa, se puede reducir el punto de ebullición disminuyendo la presión a la que

se destila.

12. Extracción: Esta operación consiste en la separación de un componente de una mezcla, sólida o líquida,

mediante el empleo de un solvente, es decir, la mezcla se trata con un solvente que disuelva solamente

uno de los componentes o algunos de ellos. Por tanto, la extracción se basa en el reparto selectivo del

soluto entre dos fases no miscibles, que pueden ser una acuosa y una orgánica. Los solventes

frecuentemente empleados son: acetona, benceno, éter, alcohol, etc. Existen dos tipos de extracciones:

13. Cromatografía: Es una técnica sumamente eficaz de separación analítica, basada en la distribución de

los componentes de la mezcla entre dos fases inmiscibles: una fase móvil, que transporta las sustancias

que se separan y que progresa en relación con la fase estacionaria. La fase móvil puede ser un liquida o un

gas y la estacionaria puede ser un sólido o un líquido. Existen varios tipos de cromatografía:

cromatografía en papel, en capa delgada o fina, en columna, por intercambio iónico, de gases, etc.

14. Cristalización: Método empleado para separar sustancias de sus disoluciones en forma de cristales

geométricos. Se funda en que la mayoría de los sólidos, son más solubles en caliente que en frío o a la

inversa. Operación que se utiliza para obtener sustancias sólidas de alta pureza, formadas por partículas

de tamaño uniforme.

15. Sublimación y Deposición: Operación que consiste en separar una sustancia de una mezcla que se

encuentra en estado sólido. La sublimación es el proceso por el cual las moléculas pasan directamente de

sólido a vapor, sin pasar por el estado líquido, y el proceso inverso (de vapor directamente a sólido) se

llama deposición. Los sólidos tiene presiones de vapores al igual que los líquidos, pero su valor es muy

inferior.


Materiales.

Lunas de reloj

Embudos

Papel filtro

Matraz Erlenmeyer

Algodón

Pizetas

Baguetas

Porta embudos

Mortero

Soporte universal

Nuez con aro

Centrífuga

Reactivos.

Cloruro de sodio NaCl(s)

Oxido de Silicio (Arena) SiO(s)

Sulfato de Cobre pentahidratado CuSO4*5H2O(s)

Nitrato de Plata AgNO3(ac) 0.1M


Experimento Nº 1: Operaciones Básicas del Laboratorio

a) Pulverización

En un mortero de porcelana colocar 1 g de Cloruro de sodio NaCl(s) y 1 g arena SiO(s), pulverizar

hasta obtener polvo fino.

b) Disolución

Transferir la muestra pulverizada a un vaso de precipitado y agregar 20 ml de agua destilada, agitar y

observar.

c) Filtración

Armar el equipo de filtración, filtrar la solución, quedando en el papel filtro la sustancia insoluble.

Del filtrado obtenido tomar 2 ml y colocar en un tubo de ensayo para la parte (e ) , el resto de la

solución colocarla en una cápsula de porcelana para la parte

d) Cristalización

Evaporar el líquido contenido en la cápsula para obtener los cristales del producto obtenido.

e) Precipitación

La solución que fue separada en la parte (c), agregar 8 a 10 gotas de solución de AgNO3 (ac) 0.1 M,

agitar y observar.

a) Centrifugación

Separar el precipitado formado, utilizando la centrífuga.

b) Deshidratación

Colocar algunos cristales del sulfato de cobre pentahidratado CuSO4*5H2O(s), en un tubo de ensayo

limpio y seco. Caliente con cuidado directamente a la llama del mechero. Observe y explique.


Explicar en la siguiente tabla todas las operaciones básicas que se realizaron en el laboratorio.

VI. CUESTIONARIO

1. ¿Qué procedimientos utilizarías para separar una mezcla de alcohol y agua?

2. ¿Cómo podrías separar los componentes de la leche?

3. ¿Cómo funciona una centrífuga y cuál es la importancia que tiene.

4. ¿Cómo se podría separar las limaduras de hierro del azufre en polvo?

5. Será adecuado separar la sal común del agua mediante el proceso de decantación?

6. ¿Por qué es mejor pulverizar una sustancia antes de preparar una solución?

7. ¿Qué factores favorecen la Disolución?

8. ¿Explique usted porque se produce un precipitado durante una reacción química?

9. En una experiencia de Deshidratación, (perdida de agua) si se prolonga el calentamiento podría

producirse alguna otra transformación?

10. Explique los diferentes tipos de Destilación, ponga 2 ejemplos de cada una aplicados a procesos

industriales.

11. ¿Qué diferencia hay entre Deshidratación y Desecación?

12. Nombrar los tipos de cristalización

Proceso Resultados

a) Pulverización

b) Disolución

c) Filtración

d) Cristalización

e) Precipitación

f) Centrifugación

g) Deshidratación

VII. BIBLIOGRAFIA




3. SERIE CONCIENCIA. Química .Grupo editorial Norma Perú 2005.

4. JUDITH SÁNCHEZ E,MARÍA DE LOURDES GARCÍA B, YOLANDA BALDERAS S. Química


5. BROW, LE MAY BURSTEN Química. Prentice – Hall, México 1997.

6. WHITTEN KENNETH Química General. Mc Graw Hill, Madrid España 1998.

7. HARRIS DANIEL Análisis Químico Cuantitativo. Grupo Editorial Iberoamericana, México.

PRÁCTICA Nº 4

TABLA PERIÓDICA: PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS

I. OBJETIVOS:

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

Balancear las diferentes ecuaciones químicas iónicas y moleculares, correspondientes a las diferentes

reacciones químicas.


2.1. Tabla Periódica:

En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleiev, publicó una tabla de los elementos a la que llamo Tabla

Periódica, donde mostró que las propiedades de los elementos se repiten periódicamente a intervalos

regulares. Este hecho se conoce hoy en día como la Ley Periódica. La ley periódica resume muchas

observaciones sobre las propiedades de los elementos. Se puede establecer como sigue: cuando los

elementos se acomodan en orden creciente de sus números atómicos, muestran propiedades similares

periódicamente. Todos los elementos están ordenados de acuerdo con el valor creciente de sus pesos

atómicos, formando hileras horizontales llamados periodos, con propiedades físicas y químicas.

Las variaciones de las propiedades dependen de las configuraciones electrónicas (ordenamiento

electrónico del átomo en su estado basal), en especial de la configuración de la capa externa ocupada y de

su distancia con respecto al núcleo.

a. Energía de Ionización: La primera energía de ionización o primer potencial de ionización (EI-1) es la

cantidad mínima de energía que se requiere para remover al electrón en lazado con menor fuerza en un

átomo aislado para formar un ión con carga (+1). La segunda energía de ionización (EI2) es la cantidad de

energía que se requiere para desplazar al segundo electrón. Para un elemento dado, (EI2) siempre es

mayor que (EI1) porque siempre es más difícil desplazar a un electrón de un ión con carga positiva que al

átomo neutro correspondiente. La energía de ionización aumenta de abajo hacia arriba en un grupo y de

izquierda a derecha en un periodo. Los elementos con energía de ionización baja forman compuestos

iónicos al perder electrones, dando lugar a iones con cargas positivas (cationes). Los elementos con

energía de ionización intermedia, por lo general, forman compuestos moleculares (covalentes)

compartiendo electrones con otros elementos. Los elementos con energía de ionización muy alta a

menudo ganan electrones para formar iones con cargas negativas (aniones).

b. Afinidad Electrónica: La afinidad electrónica (AE) de un elemento es la cantidad de energía que se

absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ión con carga −1. Los

elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan electrones con facilidad para formar iones

negativos (aniones). La afinidad electrónica se hace más negativa de abajo hacia arriba en un grupo y de

izquierda a derecha en un periodo.

c. Electronegatividad: La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer

electrones hacia si cuando se combina químicamente con otro átomo. Las electronegatividades de los

elementos se expresan en la escala de Pauling. La electronegatividad del Flúor es la más alta de todas,

esto indica que cuando el ión flúor esta enlazado químicamente con otros elementos, muestra mayor

tendencia de atraer la densidad electrónica hacia sí que cualquier otro elemento. La electronegatividad

aumenta de abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a derecha en un periodo.

d. Carácter Metálico: El carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo en un grupo y de derecha a

izquierda en un periodo. Los elementos a la izquierda de los que tocan a la línea zig− zag son metales

(con excepción del hidrógeno), mientras que los que se encuentran a la derecha son no metales. Los

elementos adyacentes a esta línea suelen llamarse metaloides porque muestran propiedades características

tanto de metales como de no metales.

e. Comportamiento Anfótero: Es la capacidad de una sustancia para comportarse como ácido o como

base. Por ejemplo:


a. Materiales

Vaso de pp

Probeta

Pizeta

Tubos de ensayo

Gradilla para tubos

Pipetas

Cocinilla

Pinza para vasos

Pinza para tubos

b. Reactivos

Sodio Na(s) Magnesio Mg(s)

Indicador de Fenolftaleína

Hidróxido de Sodio NaOH (ac) 1.0 M

Hidróxido de Sodio NaOH (ac) 40 %

Cloruro de Estroncio SrCl2 (ac) 0.1M

Cloruro de Bario BaCl2 (ac) 0.1M

Cloruro de Calcio CaCl2 (ac) 0.1M

Cloruro de Magnesio MgCl2 (ac) 0.1M

Cromato de potasio K2CrO4 (ac) 0.1M

Acido Sulfúrico H2SO4 (ac) 6.0 M

Cromato de potasio K2CrO4 (ac) 0.1M

Ácido Sulfúrico H2SO4 (ac) 6.0 M


Experimento Nº 1: Familia de los Metales Alcalinos:

Reactividad en Agua.

En un vaso de precipitados agregar 40 ml de agua destilada y dejar caer un pequeño trozo de sodio

Na(s). Observar el desprendimiento de gas.

Al término de la reacción, agregar 2 gotas de fenolftaleína..

Experimento Nº 2: Familia de los Metales Alcalinotérreos:

Reactividad en Agua.

En un vaso de precipitados agregar 40 ml de agua destilada y dejar caer0.5 g de magnesio Mg(s).

Observar.

Al término de la reacción, agregar 2 gotas de fenolftaleína, observar la aparición de una coloración

rojo grosella, la cual indicaría la formación del hidróxido, la reacción no se produce de manera

espontánea, llevar a calentamiento suave.

Reportar todas las observaciones y la ecuación química balanceada.

Experiencia Nº 3: Familia de los Metales Alcalino Térreos:

Solubilidad de Sales de los metales Alcalino térreos

En cuatro tubos de ensayo colocar 1 ml de las siguientes soluciones:

Cloruro de magnesio MgCl2(ac) 0.1 M

Cloruro de calcio CaCl2(ac) 0.1 M

Cloruro de estroncio SrCl2(ac) 0.1 M

Cloruro de bario BaCl2(ac) 0.1 M

A las cuatro tubos de ensayo agregar 1 ml de las siguientes soluciones:

Solución de Hidróxido de sodio NaOH(ac) al 40 %

Solución de Hidróxido de sodio NaOH(ac) 1.0 M

Solución de Cromato de potasio K2CrO4(ac )0,1 M

Solución de ácido sulfúrico H2SO4(ac) 6.0 M


Experimento Nº 1:

Anotar las observaciones

¿Qué gas se desprende?

¿Que indica el color rojo grosella?

Realizar la ecuación química balanceada

Experimento Nº 2:



Necesita calentamiento. ¿Por qué?

¿Que indica el color rojo grosella?

Realizar la ecuación química balanceada

Experiencia Nº 3


Realizar las ecuaciones química balanceada.

VI. CUESTIONARIO

1. ¿Qué significa número atómico?

2. ¿Cómo se realiza la distribución de los elementos en la tabla periódica actual?

3. ¿Por qué es importante el conocimiento de la posición de los elementos químicos en la Tabla

periódica?

4. Defina las siguientes propiedades periódicas de los elementos químicos y colocar ejemplos.

Electronegatividad

Radio Atómico

Carácter Metálico

Radio Iónico

Energía de Ionización

Carácter No Metálico

afinidad electrónica

5. ¿Qué tipo de compuestos forman los elementos que tienen baja y media energía de ionización?

6. ¿Qué características presentan en común los elementos que pertenecen a un mismo grupo?

7. ¿Por qué los metales alcalinos no se presentan libres en la naturaleza?

8. ¿Realizar la comparación del grado de reactividad 6ntre el grupo IA y IIA .

9. Realiza la distribución electrónica de los siguientes elementos:

Cobre

Zinc

Plata

Oro

Paladio

Carbono

Cromo

Oxigeno

Cloro

Azufre

Sodio

Neón

Kriptón

VII. BIBLIOGRAFIA



2. CHANG RAYMOND, Química Septima edición Editorial. Mc Graw Hill. México 2000.

3. SERIE CONCIENCIA. Química grupo editorial Norma Perú 2005.


I Libro de Texto Básico

PRÁCTICA Nº 5

ENLACE QUÍMICO

I. OBJETIVO:

Determinar el tipo de enlaces de las diferentes sustancias.

Predecir la polaridad de los compuestos covalentes.

Aprender a diferenciar entre los electrólitos fuertes y débiles por su capacidad de conducir la corriente.

II. FUNDAMENTO TEORICO

2.1. Teoría de los Enlaces Químicos

Todo tipo de materia con la que interactuamos diariamente está formado por conglomerados de átomos o

compuestos químicos, incluidos los materiales que forman parte de nuestro cuerpo.

Las sustancias empleadas para vivir son compuestos iónicos y covalentes y cada cual cumple funciones

especiales. Los compuestos químicos son conjuntos de átomos de diferentes elementos que interactuan a

nivel de los electrones de su última órbita.

Walter Kossel y Gilbert N. Lewis, desarrollaron en 1916 la Teoría de los enlaces químicos. Al analizar los

elementos de la tabla periódica y sus compuestos observaron que los gases nobles existen en forma atómica

sin combinar y son estables, propusieron que los átomos se combinan por que tratan de completar en

su último nivel de energía 8 electrones o la configuración del gas noble más próximo.

En 1924, K. Fajans al estudiar la relación entre tipo de enlace, tamaño del átomo, carga iónica y

configuración electrónica dedujo que un enlace es iónico cuando:

Si las características no coinciden con las anteriores, el enlace es covalente. En los enlaces covalentes se

forman orbitales con pares de electrones compartidos en las capas externas de los átomos.

La química como ciencia de la materia estudia a los átomos y a los conglomerados atómicos estables; es en

estos conglomerados donde ocurren las interacciones materia – energía, una de esas interacciones la

constituyen los enlaces químicos.

Las propiedades químicas de los átomos dependen esencialmente del comportamiento de los electrones del

último nivel, es decir, de su capacidad de combinación o valencia.

2.2. Electrones enlazantes y regla del octeto

Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción entre átomos que los mantienen unidos en las moléculas.

Se considera que los átomos se unen tratando de adquirir en su último nivel de energía una configuración

electrónica estable, similar a la de los gases nobles. A los electrones del último nivel de un átomo se les llama

electrones de enlace o electrones de valencia.

Los iones formados son eléctricamente estables.

Las cargas iónicas son pequeñas.

El catión es grande y el anión pequeño.

La tendencia de los átomos para adquirir en su último nivel de energía 8 electrones se llama regla de octeto.

Da origen a Origina

En un enlace químico es obvio que predominan las fuerzas de atracción sobre las de repulsión, esto se explica

considerando que los electrones enlazantes se acomodan de manera que puedan ser atraídos por ambos

núcleos haciendo que aminore la repulsión entre ellos por el efecto de pantalla.*

De las propiedades de los átomos podemos considerar dos de ellas para explicar los tipos de enlace y son:

radio atómico y electronegatividad.

Pauling determinó las electronegatividades a partir de los calores de formación de los elementos y los expresó

en una escala arbitraria de 0.7 a 4.0, su unidad es el Pauling.

Los electrones internos blindan a los electrones del exterior de manera que la influencia electrostática sea

menor.

La electronegatividad es una medida de la capacidad de los átomos para atraer electrones hacia sí, durante los

enlaces químicos.

El radio atómico lo podemos considerar como la distancia entre el centro del núcleo y el último electrón, la

figura 3.17 muestra los radios atómicos de los elementos. Es lógico pensar que entre más lejano se encuentre

un electrón de su núcleo menor es la fuerza de atracción, por lo tanto, ese electrón puede ser atraído por un

elemento de menor tamaño y con elevada electronegatividad.

Estructuras de Lewis Las estructuras de Lewis, son representaciones de los átomos con el símbolo del

elemento y los electrones alrededor como líneas o puntos. A estas estructuras también se les llama diagramas

de puntos.

Cuando la tendencia

para completar 8

electrones en el último

nivel se efectúa por:

Transferencia

de electrones

Enlace

Iónico

Enlace

Covalente

Compartición

de electrones

2.3. Clasificación de los Enlaces Químicos

2.3.1. Enlaces Interatómicos

1. Enlace iónico

Se llama enlace iónico aquel que ocurre por transferencia de electrones entre átomos con diferencia de

electronegatividad mayor a 1.7, el elemento más electronegativo acepta los electrones del menos

electronegativo para completar su octeto.

El enlace iónico es común entre metales de los grupos I y IIA con los no metales de los grupos VI y VIIA, lo

podemos representar con configuraciones electrónicas, modelos de Bohr o estructura de cargas.

Ejemplo: KF

19K 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 4s1

9F 1s2, 2s2, 2p7

La diferencia de electronegatividad es = 4.0 – 0.9 = 3.1 > 1.7 por lo tanto, habrá enlace iónico.

El K cede 1 electrón al F, quedan ambos iones con 8 electrones en el último nivel.

Ejemplo: BaCl2

56Ba 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2

17Cl 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5

La pérdida de electrones es más fácil si se elimina un electrón suficientemente alejado del núcleo y la

ganancia de electrones es susceptible en átomos pequeños donde la atracción nuclear es considerable.

Enlaces

Químicos

Intermoleculares Interatómicos

Fuerzas de

Van der

Waals

Covalente Puente de

Hidrogeno

Metálico Iónico

Puro Coordinado Polar

Polar Polar Polar

Tabla N° 1: Fórmula y Nombre de algunos compuestos iónicos.

Metal

(Catión)

No Metal

(Anión) Fórmula Nombres

K1-

Ca2+

Na1+

Mg2+

O2-

Cl1-

N3-

F1-

K2O

CaCl2

Na3N

MgF2

Óxido de potasio

Cloruro de calcio

Nitruro de sodio

Cloruro de magnesio

1.1. Características de los compuestos con enlace iónico

Están formados por iones (+) y (-); metales y no metales.

Son sólidos, la mayoría con estructura ordenada o en forma de cristales.

Poseen elevado punto de fusión y ebullición

Son duros, frágiles y buenos conductores de calor y electricidad.

En estado de fusión o disueltos en agua son buenos conductores de la electricidad.

Solubles en agua y en disolventes polares.

En la tabla: Se muestran algunos iones, su función en el organismo y la fuente de obtención en el caso de los

seres humanos.

Tabla N° 2:Iones importantes en los sistemas vivientes

Ión Función Fuente Na

+ Catión en el exterior de la célula regula la cantidad de líquidos

corporales. Junto con el K+ regula la presión osmótica entre los 2

extremos de la pared celular, al igual que el K+ tiene una

importante función en el sistema nervioso.

Sal, carne o mariscos

principalmente.

K+

Catión principal del exterior de las células, junto con el Na+ realiza

funciones similares.

Plátano, jugo de naranja,

leche y carne.

Ca+

Aproximadamente el 90% se encuentra en forma de carbonato y

fosfato constituyendo huesos y dientes, el resto interviene en el

control del ritmo cardiaco y las contracciones musculares, también

es un factor importante en la coagulación sanguínea.

Leche y derivados: queso,

mantequilla, crema,

yogurt; carne y vegetales.

Mg2+

Se localiza fuera de las células. El 70% del Mg del organismo se

encuentra en la estructura ósea. Participa en el funcionamiento de

músculos y sistema nervioso, es un catión importante en algunas

enzimas y tiene una función especial en el proceso fotosintético.

Se le encuentra en

gramíneas y nueces, y

en la clorofila de plantas

verdes.

Fe2+

Constituyente del grupo hemo en la hemoglobina, su función es

transportar oxígeno de los pulmones a las células a través de la

sangre, su deficiencia produce anemia.

Se le encuentra en los

vegetales, carne y

mariscos.

Co2+

y

Co3+

Vitamina B12

Carne y vegetales

Mn 2+

Constituyentes de vitaminas y enzimas Leguminosas

Ce2+

y

Zn2+

Oligoelementos

Complementos

alimenticios

Cl1-

Acción de exterior de la célula, constituyente importante del jugo

Gástrico, contribuye en la regulación de fluidos corporales.

Carne, mariscos y sal.

I 1-

Fuente de yodo para el funcionamiento de la tiroides. Vegetales y rábanos.

2. Enlaces covalentes

Son las fuerzas generadas entre átomos por compartición de pares de electrones, esto se debe a una

deformación de los orbitales externos, la diferencia de electronegatividades (≠EN) entre ellos es menor o

igual a 1.7 , son comunes entre no metales.

Por la forma en que puede darse la covalencia los enlaces se clasifican en:

No polares # EN=0.

Polares, 0<# EN< 1.7

Coordinados, 0< EN< 1.7

a. Enlace covalente no polar

Este enlace ocurre entre átomos cuya diferencia de electronegatividad es igual a cero, en este caso la

tendencia de los átomos para atraer electrones hacia su núcleo es igual, por lo tanto, el momento dipolar es

cero. Por la cantidad de electrones de valencia de los átomos y su tendencia para completar 8 electrones estos

pueden compartir 1, 2 o 3 pares de electrones generando los llamados enlaces simples, dobles y triples.

b. Enlace covalente no polar simple

Este enlace se lleva a cabo en átomos que requieren de 1 e- para completar su octeto por ejemplo hidrógeno

(H2), flúor (F2), cloro (Cl2), yodo (I2) y bromo (Br2)

Los enlaces covalentes se representan con configuraciones electrónicas y con modelos o estructuras de

Lewis. Los enlaces covalentes también se pueden representar mediante diagramas de orbitales moleculares,

éstos se forman por la combinación de orbitales s, p, d, puros o híbridos, los cuales se detallan más adelante.

Entre dos átomos que presentan más de un enlace covalente, el primero de ellos es un enlace frontal de mayor

energía y se llama enlace sigma (σ); los demás son enlaces perpendiculares o laterales, de menor energía y se

llaman enlaces pi (π).

c. Enlace covalente no polar doble

Representación del enlace covalente no polar doble en la molécula de oxígeno con estructuras de Lewis y

diagrama de orbitales, en éste último se observan los enlaces sigma (σ) y pi (π).

Tabla N° 3: Elementos que presentan enlace covalente no polar doble.

Nombre Formula

Oxígeno O2

Azufre S2

Selenio Se2

Teluro Te2

d. Enlace covalente no polar triple

Los elementos que pueden presentar este enlace son los del grupo VA, los cuales para completar su octeto

necesitan compartir tres electrones. También ocurre entre átomos de carbono (C), en los compuestos

llamados alquinos. El ejemplo típico es el N, para que complete ocho electrones, un átomo comparte con otro

3 pares de electrones formando un enlace sigma (σ) y 2 enlaces (π) es decir, un

enlace covalente triple.

Ejemplo:

7N ⇒ 1s2, 2s2, 2p3.

e. Enlace covalente polar

Se presenta cuando los átomos tienen 0 < ≠EN < 1.7 en este caso, el momento dipolar* ya no es cero (µ ≠

0), pues el átomo más electronegativo atraerá el par de electrones enlazantes con más fuerza, esto significa

que ese par girará durante más tiempo alrededor del núcleo más electronegativo, polarizando parcialmente la

molécula.

La medición de los momentos dipolares proporciona una evidencia experimental de que existe

desplazamiento electrónico en los enlaces y distribución asimétrica de electrones en las moléculas. La

magnitud del momento dipolar depende de la electronegatividad.

Algunos científicos consideran que un enlace es covalente cuando la ≠ EN < 1.9 debido al enlace entre H y F,

ya que estos son dos elementos no metálicos.

Ejemplos de enlaces covalentes

Compuestos con enlace covalente polar

Imagen: Molécula de Ácido Clorhídrico

Imagen: Molécula de amoniaco y Molécula de Agua

Tabla N° 4:Compuestos con enlace covalente polar

Nombre Formula

Amoniaco NH3

Agua H2O

Ácido fluorhídrico HF

Ácido clorhídrico HCl

Tricloruro de fósforo PCl3

Ácido sulfúrico H2SO4

f. Enlace covalente coordinado

Este enlace se presenta cuando uno de los átomos cede el par de electrones que comparten entre dos, el

otro átomo sólo aporta su orbital vacío para acomodarlos.

Ejemplos de sustancias con este tipo de enlace.

Tabla N° 5 Moléculas con enlace covalente coordinado.

Nombre Formula

Ión hidronio H3O+

Ión amonio NH4+

Ácido sulfúrico H2SO4

Ácido clórico HClO3

Ácido nítrico HNO3

En el caso del ácido sulfúrico, se supone que 2 átomos de oxígeno sufren una redistribución de electrones

de valencia de manera que queden con un orbital vacío en el cual acomodar 2 electrones procedentes del

azufre muestra este tipo de enlace.

2.1. Propiedades del enlace covalente.

Tienen gran variedad de puntos de fusión y ebullición.

Son aislantes térmicos y eléctricos.

Algunos son antiadherentes.

Sus moléculas tienen forma geométrica definida.

Existen en los tres estados de agregación: sólidos, líquidos y gaseosos.

Algunos tienen actividad química media y otros elevada.

Los polares son solubles en disolventes polares, los no polares son solubles en compuestos no

polares.

Las sustancias polares se disuelven mutuamente porque sus moléculas se atraen y son relativamente poco

volátiles. Se requiere de mayor energía para vencer las atracciones intermoleculares. El valor del

momento dipolar así como los pares de electrones enlazantes y solitarios ayudan a estimar la forma

geométrica de las moléculas.

Los iones de una sal se atraen entre sí con una fuerza 80 veces mayor en el aire que en el agua por lo que

ceden a la atracción del dipolo del agua y entonces se dice que están solvatadas.

3. Enlace metálico

Los metales sólidos poseen estructuras atómicas cristalinas bien definidas, estos conglomerados atómicos

están unidos químicamente por un tipo de unión llamado enlace metálico.

Las características físicas de los metales como su elevada conductividad térmica y eléctrica, maleabilidad,

ductilidad, brillo y tenacidad, los diferencian del resto de los elementos y compuestos. En una estructura

metálica sólo pueden existir iones positivos (+) y una nube de electrones de valencia sin posición

definida, que viajan por todo el conglomerado atómico.

Los electrones se hallan deslocalizados formando una reempe única que pertenece a todos los cationes

del cristal metálico. La movilidad extrema de los electrones (e-), confiere al metal sus propiedades. El

enlace entre metales se considera una interacción de gran número de núcleos atómicos incluidos sus

electrones internos, con los electrones de valencia en constante migración. Los electrones de valencia se

encuentran deslocalizados.

Los electrones deslocalizados y en constante movilidad hacen que los metales conduzcan con facilidad el

calor y la electricidad, ya que ambos, son fenómenos asociados al movimiento de los electrones.

Si un metal es sometido a un golpeteo o presión externa, la capa de electrones (e-) libres actúa como un

lubricante, haciendo que los cationes resbalen o se deslicen unos sobre otros modificando la forma de la

pieza sin romperla; esto explica su maleabilidad y ductibilidad.

Los metales suelen tener un arreglo ordenado de sus átomos, su empaquetamiento atómico está

perfectamente definido según los diferentes sistemas cristalinos.

Los metales en forma pura se obtienen mediante procedimientos físicos-químicos bastante refinados, la

mayoría de metales utilizados por el hombre son mezclas homogéneas de dos o más; a estas mezclas

también se les llama disoluciones sólidas o aleaciones.

2.3.2. Enlaces Intermoleculares

Las atracciones electrostáticas generadas entre los átomos de una molécula con los átomos de otra se

llaman enlaces intermoleculares. Las fuerzas de atracción pueden recibir distintos nombres, dos de los

enlaces entre moléculas más frecuentes son: enlaces por puente de hidrógeno y enlaces por fuerzas de

Van der Waals.

a. Enlaces por puente de hidrógeno

Estas fuerzas de atracción se generan entre el hidrógeno de una molécula y un elemento muy

electronegativo de otra. En estas moléculas, las cargas eléctricas se distribuyen de manera asimétrica,

generando dipolos moleculares, por lo tanto, el extremo parcialmente positivo (δ+) hidrógeno, se atraerá

con el extremo parcialmente negativo (δ-), esas fuerzas de atracción se llaman enlaces por puente de

hidrógeno.

Algunos compuestos se representan en la tabla.

Tabla N° 6: Compuestos con enlace por puente de hidrógeno

Nombre Formula

Agua H2O

Amoniaco NH3

Acido fluorhídrico HF

Acido clórico HClO3

Proteínas -NH2 -COOH

Ácidos nucleicos -NH-

El enlace por puente de hidrógeno es importante en los componentes de los seres vivos; carbohidratos,

lípidos, proteínas y ácidos nucleicos.

b. Enlaces por fuerzas de Van der Waals

Este tipo de interacción molecular ocurre en moléculas simétricas, en éstas la distribución de electrones es

homogénea, sin embargo, debido a que los electrones están en constante movimiento y los núcleos en

permanente vibración, la simetría es temporal, los movimientos desbalancean las cargas generando

dipolos instantáneos que distorsionan la simetría de las moléculas, éstas inducen a otras moléculas

cercanas a la formación de nuevos dipolos, de tal manera que entre ellas se originan débiles fuerzas de

atracción entre los polos opuestos.

Las fuerzas de Van der Waals explican por qué gases como el aire, oxígeno (O2), nitrógeno (N2), cloro

(Cl2) y otros, pueden licuarse por disminución de la temperatura y aumento en la presión. Este tipo de

fuerzas es mayor a medida que aumenta el número de electrones externos y su movilidad.

La teoría de los enlaces químicos basada en la mecánica cuántica, intenta explicar fenómenos

relacionados con las interacciones atómicas, difíciles de entender,

Por ejemplo: la superconducción y la semiconducción de electricidad, además, permite considerar a los

enlaces como atracciones entre cargas positivas (+) o núcleos y cargas negativas (-) o electrones,

borrando la diferenciación que entre ellos se hace de iónico, covalente, metálico, puente de hidrógeno y

fuerzas de Van der Waals.

Podemos mencionar que las diversas manifestaciones de la materia son el resultado de las interacciones

atómicas y moleculares entre cargas positivas (+) y negativas (-), esto es, son una consecuencia de las

fuerzas de atracción o enlaces químicos.


a. Materiales

Vasos de pp

Pizeta

Papel Tissue

b. Reactivos

Solución de Cloruro de Sodio NaCl(ac)0.1M

Solución de Hidróxido de Sodio NaOH(ac)0.1 M

Solución de Heptano C7H16

Solución de sacarosa C12H22O110,1 M

Solución de Sulfato de Cobre CuSO4(ac)0.1M

Alcohol Comercial C2H5OH

Agua de caño H2O(l)

Agua destilada H2O (l)

c. Equipos

Conductímetro artesanal

Conductímetro digital


Experiencia Nº 1: Conductividad de las Soluciones.

Tenemos las siguientes soluciones preparadas:

Solución de Cloruro de Sodio NaCl(ac) 0.1M

Solución de Hidróxido de Sodio NaOH(ac)0.1 M


Solución de sacarosa C12H22O11 0,1 M

Solución de Sulfato de Cobre CuSO4(ac) 0.1 M



Agua DestiladaH2O(l)

Para observar la conductividad, se usa el Conductímetro Artesanal y el Conductímetro Digital de la

siguiente manera:

a. Conductímetro artesanal

Introducir los electrodos en las soluciones a una profundidad siempre uniforme.

Observe si el foco esta encendido y en caso lo esté, observar el grado de luminosidad.

Lavar los electrodos y luego colocar la siguiente solución.

b. Conductímetro Digital

Introducir los electrodos en las soluciones a una profundidad siempre uniforme.

Observar las lecturas que se dan en mili Siemens (mS)

Antes de colocar una nueva solución los electrodos deben ser bien lavados con agua destilada

y secados con papel tissue.


Tabular los datos obtenidos y clasificar las sustancias buenas conductoras, medianamente conductoras

débilmente conductores y no conductoras, explique el porqué de estas características.

Soluciones Conductímetro Artesanal Conductímetro Digital

mili Siemens

(mS) Buenos

conductores

Medianos

conductores

Malos

conductores

Solución de Hidróxido

de Sodio NaOH(ac) 0.1 M

Solución de Cloruro

de Sodio NaCl(ac) 0.1M

Solución de Sulfato de Cobre

CuSO4(ac) 0.1 M



Solución de sacarosa

C12H22O11 0,1 M



VI. CUESTIONARIO

1. ¿Qué tipos de enlaces presentan los átomos y las moléculas?

2. ¿Cuál es la condición fundamental para la formación del enlace químico?

3. Explique qué electrones son los que determinan la formación del enlace químico en una sustancia.

4. Explique los siguientes términos, escriba tres ejemplos de cada uno de ellos:

a. Catión

b. Anión

5. Escriba que tipo de enlace presentan los siguientes compuestos:

Cloruro de sodio

Ácido sulfúrico

Cobre

Agua

Etanol

Sacarosa

Hidróxido de magnesio

Sulfato de cobre (II)

Cloruro de aluminio

Amoniaco

Ácido clorhídrico

Metano

6. ¿Qué diferencias hay entre compuestos Iónicos y compuestos Covalentes?

7. ¿Por qué los electrolitos fuertes como el Cloruro de sodio no son conductores en estado sólido, son

buenos conductores en solución?

8. ¿Los puntos de fusión y ebullición de las sustancias buenas conductoras de la electricidad son altos ó

bajos? ¿Por qué?

9. Investigar la diferencia entre cuerpo cristalino y amorfo.

10. Clasifica los enlaces entre los siguientes pares de átomos como predominantemente iónicos o

predominantemente covalentes.

a. Cs y O

b. Si y O

c. N y S

d. Br y Rb

e. Ba y F

VII.

VII.

VII. BIBLIOGRAFIA



2. CHANG RAYMOND, Química Septima edición Editorial. Mc Graw Hill. México 2000.




PRÁCTICA Nº 6

FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS

I. OBJETIVOS

Estudiar la formación, características y nomenclatura de las diferentes funciones químicas

inorgánicas

Establecer la similitud de propiedades de acuerdo al grupo funcional.


2.1. Función Química

Se designa como función química a la presencia de un elemento(s) común a un conjunto de compuestos,

que determinan características comunes al conjunto de compuestos, ello no descarta que los compuestos

que se clasifican dentro de una función química puedan tener propiedades físicas y químicas diferentes.

2.2. Clasificación de los Compuestos Inorgánicos:

Anteriormente, se indicó que los compuestos inorgánicos pueden ser clasificados como iónicos o

covalentes, de acuerdo al tipo de enlace que predomine en ellos. Sin embargo, para una mejor

clasificación de los compuestos inorgánicos, se han aplicado dos criterios:

+ O2 + O2

+ H2O + H2O

Función Química

Metal No Metal

Oxido Básico Oxido Acido

Hidróxido Oxácido

(acido)

Sal oxisal

Neutras

Acidas

Básicas

Dobles

Hidratada

s

2.2.1. Compuestos Binarios

Son compuestos que constan de dos elementos; pueden ser iónicos o covalentes. Entre estos tenemos:

a) Óxidos Básicos o Metálicos (O2-

)

Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un metal (M+) con el oxígeno (O

2-).

M+ + O

2- → MO

Ejemplos:

2Na1+

+ O2-

→ Na2O

Mg2+

+ O2-

→ MgO

2Al3+

+ 3O2-

→ Al2O3

Tabla Nº1: Nomenclatura de los Óxidos Básicos

Formula N. I.U.P.A.C N. Stock N. Tradicional

K2O Óxido de potasio Óxido de potasio Óxido de potasio

MgO Óxido de magnesio Óxido de magnesio Óxido de magnesio

Al2O3 Trióxido de aluminio Óxido de aluminio. Óxido de aluminio.

FeO Monóxido de fierro Óxido de fierro (II) Óxido ferroso

Fe2O3 Trióxido de difierro Óxido de fierro (III) Óxido férrico

ZnO Óxido de zinc Óxido de zinc Óxido de zinc

TiO2 Dióxido de titanio Óxido de titanio (IV) Óxido titánico

Na2O Óxido de sodio Óxido de sodio Óxido de sodio

Au2O3 Trióxido de diaurum Óxido de oro (III) Óxido aúrico

Mn2O7 Heptaóxido de dimanganeso Óxido de manganeso (VII) Óxido

hipermangánico

CuO Monóxido de cobre Óxido de cobre (II) Óxido cúprico

Cu2O Monóxido de dicobre Óxido de cobre (I) Óxido cuproso

CaO Óxido de calcio Óxido de calcio Óxido de calcio

b) Óxidos Ácidos o Anhídridos (O2-)

Son compuestos binarios formados por un no metal (NM+) con el oxígeno (O2-). Se obtienen al

reaccionar un no metal con oxígeno, o bien al deshidratar totalmente los oxiácidos. Anhídrido significa

sin agua.

NM + O2-

→ NMO

Los no metales son menos electronegativos que el oxígeno (excepto el Flúor), por ello al unirse con él, lo

hacen con número de oxidación positivo.

Ejemplos:

METAL + OXIGENO → OXIDO BASICO

NO METAL + OXIGENO → OXIDO ÁCIDO

2Cl1+

+ O2-

→ Cl2O

S2+

+ O2-

→ SO

2P3+

+ 3O2-

→ P2O

TABLA N° 2: Nomenclatura de los Óxidos Ácidos


N2O5 Pentaóxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno (V) Anhídrido pernitrico

N2O Monóxido de dinitrógeno Óxido de Nitrógeno (I) Anhídrido hiponitroso

P2O3 Trióxido de difósforo Óxido de fósforo (III) Anhídrido fosforoso

Cl2O7 Heptaóxido de dicloro Óxido de cloro (VII) Anhídrido perclórico

SO3 Trióxido de azufre Óxido de azufre (VI) Anhídrido sulfúrico

Br2O Monóxido de dibromo Óxido de bromo (I) Anhídrido

hipobromoso

SO2 Dióxido de azufre Óxido de azufre (IV) Anhídrido sulfuroso

I2O3 Trióxido de diyodo Óxido de Yodo(III) Anhídrido yodoso

CO Monóxido de carbono Óxido de carbono (II) Anhídrido carbonoso

NO Monóxido de nitrógeno Óxido de nitrógeno (II) Anhídrido hiponitroso

N2O5 Pentaóxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno (V) Anhídrido pernítrico

N2O Monóxido de dinitrógeno Óxido de Nitrógeno (I) Anhidrido hiponitroso

c) Hidruros Metálicos (H1-

)

Compuestos binarios formados por un metal (M+) más hidrógeno (H

1-).

M+ + H

1- → MH

Ejemplos:

K1+

+ H1-

→ KH

Ca2+

+ 2H1-

→ CaH2

Sn4+

+ 4H1-

→ SnH4

Tabla N° 3: Nomenclatura de hidruros metálicos


KH Hidruro de potasio Hidruro de potasio Hidruro potásico

MgH2 Dihidruro de magnesio

ó hidruro de magnesio

Hidruro de magnesio

Hidruro magnésico

Hidruro magnésico

AlH3 Trihidruro de aluminio Hidruro de aluminio Hidruro de aluminio ó

Hidruro alumínico

CaH2 Dihidruro de calcio ó Hidruro de calcio Hidruro de calcio ó

METAL + HIDROGENO → HIDRURO

Hidruro de calcio

Hidruro calcico

PbH2 Dihidruro de plomo Hidruro de plomo (II) Hidruro plumboso

PbH4 Tetrahidruro de plomo Hidruro de plomo (IV) Hidruro plúmbico

NaH Hidruro de sodio Hidruro de sodio Hidruro de sodio ó

Hidruro sódico

d) Hidruros no Metálicos (H1-

)

Compuestos binarios formados por un no metal (NM-) más hidrógeno (H1+). Principalmente se

componen con: O, N, P, Sb, C, Si y B.

NM- + H

1+ → NMH

Ejemplos:

B3-

+ 3H1+

→ BH3

Si4-

+ 4H1+

→ SiH4

P3-

+ 3H1+

→ PH3

Tabla N° 4: Nomenclatura de hidruros no metálicos

Formula N. I.U.P.A.C N. Especiales.

H 2O Dihidruro de oxígeno Agua

NH3 Trihidruro de nitrógeno Amoniaco

PH3 Trihidruro de fósforo Fosfina o fosfano

CH4 Tetrahidruro de carbono Metano

SiH4 Tetrahidruro de silicio Silano

BH3 Trihidruro de boro Borano

P2H4 Tetrahidruro de difósforo Difosfina o difosfano

e) Hidróxidos o Bases OH1-

Compuestos terciarios que se obtienen al reaccionar un óxido metálico con agua; sin embargo, de manera

convencional su ecuación se representa como la unión de un metal (M+) con el grupo hidroxilo (OH

1-).

M+ + OH

1- → MOH

Ejemplos:

Cu1+

+ OH1-

→ CuOH

NO METAL + HIDROGENO → HIDRURO

METAL + HIDROXILO → HIDRÓXIDO

Hg2+

+ 2OH1-

→ Hg(OH)2

Cr4+

+ 4OH1-

→ Cr(OH)4

Tabla N° 5: Nomenclatura De Hidróxido


Sn(OH)2 Dihidróxido de estaño Hidróxido de estaño (II) Hidróxido estañoso

AgOH Hidróxido de plata Hidróxido de plata Hidróxido de plata

Zn(OH)2 Hidróxido de zinc Hidróxido de zinc Hidróxido de zinc

Pb(OH)4 Tetrahidróxido de plomo Hidróxido de plomo (IV) Hidróxido plúmbico

Ba(OH)2 Hidróxido de bario Hidróxido de bario Hidróxido de bario

NaOH Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio

Mg(OH)2 Hidróxido de magnesio Hidróxido de magnesio Hidróxido de magnesio

Al(OH)3 Hidróxido de aluminio Hidróxido de aluminio Hidróxido de aluminio

f) Hidrácidos H1+

Son compuestos binarios formados por un no metal (NM-) de los grupos VIA y VIIA con el hidrógeno

(H1+

). En solución acuosa contienen iones (H1+

) es decir, tienen carácter ácido.

NM- (GPO. VI y VII ) + H1+ → NMH

Ejemplos:

H1+

+ Cl1-

→ HCl

2H1+

+ Se2-

→ H2Se

H1+

+ Br1-

→ HBr

Tabla N°6: Nomenclatura de Hidrácidos

Formula N. Compuesto Puro N. Solución Acuosa

HCl Cloruro de hidrógeno Ácido clorhídrico

HBr Bromuro de hidrógeno Ácido bromhídrico

HI Yoduro de hidrógeno Ácido yodhídrico

HF Fluoruro de hidrógeno Ácido fluorhídrico

H2S Sulfuro de hidrógeno Ácido sulfhídrico

HAt Astaturo de hidrógeno Ácido astathídrico

H2Se Selenuro de hidrógeno Ácido selenhídrico

H2Te Teluluro de díhidrógeno Ácido telurhídrico

NO METAL + HIDROGENO → HIDRACIDOS

g) Oxácidos

Son compuestos terciarios formados por hidrógeno (H1+), un radical negativo (NMO-). Se obtienen al

hacer reaccionar al agua con los óxidos ácidos.

H1+

+ NMO- → HNMO

Ejemplos:

H1+

+ NO3 1-

→ HNO3

2H1+

+ SO4 2-

→ H2SO4

H1+

+ ClO1-

→ HClO

TABLA N°7: Nomenclatura de Oxiácidos

Formula N. I.U.P.A.C Sistemática Funcional N. Tradicional

H2SO3 Trioxosulfato (IV) de hidrógeno

*sulfito de hidrógeno

Ácido trioxosufúrico (IV)

*Ácido sulfuroso

HNO2 Dioxonitrato (III) de hidrógeno

*Nitrito de hidrógeno

Ácido dioxonítrico (III)

*Ácido nitroso

H3PO4 Tetraoxofosfato (V) de hidrógeno

* Fosfato de hidrógeno

Ácido tetraoxofosfórico (V) *Ácido fosfórico ó

ácido ortofosfórico

HMnO4 Tetraoxomanganato (VII) de

hidrógeno

*Permanganato de hidrógeno

Ácido tetraoxomangánico

(VII)

*Ácido

permangánico

H2CO3 Trióxocarbonato (IV) de hidrógeno

* Carbonato de hidrógeno

Ácido trioxocarbónico (IV)

Ácido carbónico

HClO Oxoclorato (I) de hidrógeno

*Hipoclorito de hidrógeno

Ácido oxoclórico (I) Ácido hipocloroso

HClO4 Tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno

*Perclorato de hidrógeno

Ácido tetraoxoclórico

(VII)

*Ácido perclórico

h) Sales Binarias o Neutras.

Compuestos binarios formados por un metal (M+) y un no metal (NM

-). Se obtienen como producto de la

reacción entre un hidróxido y un hidrácido.

También se obtienen al sustituir los iones H1+

de un ácido por un metal (M+). O bien se forman al ir

directamente un metal (M+) y un no metal (NM

-).

HIDRÓGENO + RADICAL NEGATIVO → OXIÁCIDO

HIDRÓXIDO + HIDRÁCIDO → SAL BINARIA + AGUA

MOH + HNM → MNM + H2O

M+ + HNM → MNM + H2(g)

M+ + NM- → MNM

Ejemplos:

NaOH + HCl → NaCl + H2O

Mg2+

+ 2HBr → MgBr2 + H2(g)

Fe,3+

+ 3S2-

→ Fe2S3

TABLA N°8: Nomenclatura de Sales Binarias


CuCl Monocloruro de cobre Cloruro de cobre (I) Cloruro cuproso

Fe2S3 Trisulfuro de dihierro Sulfuro de hierro (III) Sulfuro cúprico

CaF2 Difluoruro de calcio Fluoruro de calcio Fluoruro de calcio

NaI Yoduro de sodio Yoduro de sodio Yoduro de sodio

MgSe Monoselenuro de magnesio Selenuro de magnesio Selenuro de magnesio

KI Yoduro de potasio Yoduro de potasio Yoduro de potasio

Cr2S6 Hexasulfuro de dicromo Sulfuro de cromo (VI) Sulfuro cúprico

AgBr Bromuro de plata Bromuro de plata Bromuro de plata

i) Oxisales

Compuestos terciarios formados por un metal (M+) y un radical negativo (no metal y oxígeno). Se

obtienen cuando los hidrógenos de un oxiácido

son substituidos por un metal. También se obtienen al neutralizar una base y un ácido.

MOH + HNMO-→ MNMO + H2O

EJEMPLOS:

Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O

Ca(OH)2 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + 2H2O

2Na + 2HClO → 2NaClO + H2

METAL + HIDRÁCIDO → SAL BINARIA + HIDRÓGENO

METAL + NO METAL → SAL BINARIA

HIDRÓXIDO + ÁCIDO → OXISAL + AGUA

Tabla N°9: Nomenclatura de Oxisales


CaCO3 Trioxocarbonato (IV) de calcio *Carbonato de calcio

Carbonato de calcio

NaClO Monoxoclorato (I) de sodio *Hipoclorito de sodio Hipoclorito de sodio

CuCrO4 Tetraoxocromato (VI) de

cobre(VI)

*Cromato de

cobre (II)

Cromato cúprico

MgSO3 Trioxosulfato ((IV) de magnesio * Sulfito de

magnesio

Sulfito de magnesio

KNO3 Trioxonitrato (V) de potasio * Nitrato de potasio Nitrato de potasio

Pb(NO2)4 Dióxonitrato (III) de plomo (IV) * Nitrito de plomo (IV) Nitrito plúmbico

Hg(ClO)2 Monoxoclorato (I) de mercurio

(II)

* Hipoclorito de

mercurio(II)

Hipoclorito

mercuroso

NiSO4 Tetraoxosulfato (VI) de niquel

(II)

* Sulfato de níquel (II) Sulfato niqueloso

2.3. Solubilidad para Compuestos en Solución Acuosa.

La solubilidad se define como la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una cantidad

de disolvente a una temperatura especifica. Este fenómeno es complejo y no es posible formular

reglas simples para explicar todos los casos, sin embargo, las siguientes reglas para solutos en

soluciones acuosas son de gran utilidad para casi todos los ácidos, bases y sales que se encuentran en

química general.

Los ácidos inorgánicos comunes y los ácidos orgánicos de bajo peso molecular son solubles en

agua.

Los compuestos comunes de los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) y el ion amonio (NH4+) son

solubles en agua.

Los nitratos (NO3-), acetatos (CH3COO

−), cloratos (ClO3

-), y percloratos (ClO4

-) comunes son

solubles en agua.

Los sulfatos (SO4-2

) comunes son solubles en agua. El sulfato de calcio (CaSO4) y el sulfato de

plata (Ag2SO4) son ligeramente solubles. El sulfato de bario (BaSO4), el sulfato de mercurio II

(HgSO4) y el sulfato de plomo II (PbSO4) son insolubles.

Los carbonatos (CO3-2

), fosfatos (PO4-3

), y arsenatos (AsO4-3

) comunes son insolubles en agua,

excepto los de los metales alcalinos y del ion amonio. El carbonato de magnesio (MgCO3) es

bastante soluble.

Los cloruros (Cl−) comunes son solubles en agua, con excepción del cloruro de plata (AgCl),

cloruro de mercurio I (Hg2Cl2), y cloruro de plomo II (PbCl2).

Los bromuros (Br−) y yoduros (I

−) comunes muestran aproximadamente el mismo

comportamiento de solubilidad que los cloruros, pero existen algunas excepciones. Al

incrementarse el tamaño de los iones haluro (Cl−, Br

−, I

−) las solubilidades de sus compuestos

ligeramente solubles disminuye. Por ejemplo, el cloruro de mercurio II (HgCl2) es muy soluble en

agua, el bromuro de mercurio II (HgBr2) es tan sólo levemente soluble y yoduro de mercurio II

(HgI2) es aún menos soluble.

Las solubilidades de los pseudohaluros, cianuros (CN−) y tiocianatos (SCN

−), son bastante

similares a los de los yoduros correspondientes.

Los sulfuros (S2−

) comunes son insolubles en agua, excepto los de los metales alcalinos y del ion

amonio.

La mayoría de los hidróxidos (OH−)son insolubles en agua. Las excepciones son los hidróxidos

de metales alcalinos, del ion amonio, y los miembros más pesados de los metales alcalinotérreos,

comenzando con el hidróxido de calcio Ca(OH)2que es ligeramente soluble.


a. Materiales

Espátula.

Mechero.

Varilla de vidrio.

Pizeta.

Tubos de ensayo

Gradilla para tubos

Vaso de pp.

b. Reactivos

Cinta de Magnesio Metálico Mg(s)

Indicador de FenolftaleínaC20H14O4

Indicador de Anaranjado de metilo

C14H14N3NaO3S

Óxido de Cobre CuO(s)

Solución de ácido sulfúrico H2SO4 (ac)

1.0 M

Agua Destilada H2O(l)


Experimento Nº 1: Obtención de un Oxido Metálico.

Colocar cinta de magnesio sobre el extremo de una espátula y llevarla a la llama de un mechero

hasta combustión.

Observar y determinar el producto formado.

Experimento Nº 2: Obtención de un Hidróxido.

En un tubo de ensayo colocar6 ml de agua destilada, añadir el producto obtenido en el experimento

Nº 1 y mover con una varilla de vidrio. Guardar 2 ml para la experiencia Nº 3.

La solución resultante dividirla en dos tubos de ensayo, en cantidades iguales:

Al primer tubo adicionar dos gotas de fenolftaleína

Al segundo tubo dos gotas de anaranjado de metilo,

Observar la coloración formada en cada tubo.

Experimento Nº3: Obtención de sales

De la solución obtenida en el experimento Nº 1, agregar 1 ml de Ácido sulfúrico H2SO4 (ac)

1.0 M


Experimento Nº 4: Obtención de una Sal Oxisal.

En un tubo de ensayo colocar aproximadamente 0,1 g de óxido de Cobre CuO(S),adicionar 2 ml de

solución de ácido sulfúrico H2SO4 (ac) y agitar por 5 min. .

Observar la coloración formada.


En el Experimento Nº 1.

Escriba las observaciones cuando el Mg (S)se sometió a la llama del mechero.

¿Qué sustancia se formó y de qué color es dicha sustancia

Escriba la ecuación química balanceada.


Escriba las observaciones cuando el MgO(s) se le agrego agua.

¿Qué sustancia se formó?

¿Reaccionó con el agua?


Al agregar los indicadores a la solución:

¿Qué ocurre?

¿Por qué se produjo el cambio?


¿Indique que sustancia se formó y de qué color es dicha sustancia?



Escriba las observaciones.

Indique que sustancia se formó y de qué color es dicha sustancia.


VI. CUESTIONARIO

1. ¿Que representa una formula química?

2. Escribir la formula química de los siguientes ácidos.

a. Acido bromhídrico

b. Acido clórico

c. Ácido sulfúrico

d. Ácido fosfórico

e. Acido nitroso

f. Ácido nítrico

g. Acido carbónico

h. Ácido cianhídrico

3. Escribir la formula química de las siguientes sales.

a. Nitrato de plata

b. Carbonato de potasio

c. Nitrito de sodio

d. Hipoclorito de sodio

e. Bromuro de plata

f. Clorato de potasio

g. Sulfato de magnesio

4. Escribir la formula química, nombre y un uso común de cada uno de los siguientes sustancias

químicas.

a. Yeso

b. Sal de Epsom

c. Bórax

d. Lejía

e. Piedra

f. Caliza

g. Vinagre h. Azúcar de caña

5. ¿Cuál ion se pone primero al escribir la fórmula de un compuesto iónico?

6. ¿Cuál es la diferencia entre una formula química y una estructura Lewis?

7. ¿Qué es un indicador? .Nombrar los más usados en el laboratorio.

8. ¿Detallar el proceso de extracción del cobre en la empresa Cerro Verde?

VII. BIBLIOGRAFIA



2. CHANG RAYMOND, Química Séptima edición Editorial. Mc Graw Hill. México 2000.


4. JUDITH SÁNCHEZ E,MARÍA DE LOURDES GARCÍA B, YOLANDA BALDERAS S. Química I

Libro de Texto Básico.

PRÁCTICA Nº 7

REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS

I. OBJETIVOS

Demostrar experimentalmente cuando ocurre una reacción química

Reconocer reacciones químicas de precipitación

Utilizar indicadores ácido- base para las reacciones de Neutralización.


2.1. Concepto de Reacción y Ecuación Química.

En la unidad uno vimos que la materia sufre cambios que pueden ser físicos, químicos o nucleares.

También que cuando las sustancias sufren cambios químicos dan origen a nuevas sustancias con

propiedades distintas a las iniciales.

¿Cómo se efectúa una reacción química? Al combinarse las sustancias ocurren rompimientos de los

enlaces que mantienen unidos a los átomos que las conforman; de tal manera, que estos átomos se

reorganizan mediante nuevos enlaces entre ellos, dando lugar así a nuevas sustancias.

Para expresar lo que sucede en una transformación química, consideremos lo que pasa en la combustión

de un alambre de magnesio (Mg); se produce el desprendimiento de una luz blanca y calor, formando un

polvo blanco identificado como óxido de magnesio (MgO): Magnesio más oxígeno se produce óxido de

magnesio.

Como puedes observar la proporción en la que reacciona el magnesio con el oxígeno es de dos átomos de

Mg por una molécula de O2.

¿Cómo representarías la reacción entre el magnesio y el oxígeno del ejemplo anterior?

Una ecuación química utiliza los símbolos de los elementos químicos, las fórmulas de las sustancias

participantes y ciertos signos convencionales para representar una reacción. Veamos la estructura de la

ecuación química que representa la transformación química entre el magnesio y el oxígeno:

2Mg(s) + O2 (g) 2MgO(s)

Reactivos Productos

La descripción de la estructura de una ecuación química se detalla a continuación:

Reactivos o reactantes. Son las sustancias que se combinan.

Productos. Son las sustancias que se producen al efectuarse la reacción.

La flecha se puede interpretar como: produce, origina o da lugar; la dirección de la flecha señala

claramente los productos.

El signo (+) se utiliza para separar las sustancias participantes, tanto reactivos como productos.

La forma gráfica de representar una reacción

química es por medio de una ecuación química.

Letra minúscula entre paréntesis. Esta letra se coloca al lado derecho del elemento o de la fórmula

como subíndice; indica el estado de agregación de las sustancias participantes, o bien si es una

solución acuosa (ac).

Coeficientes. Son los números que se colocan al lado izquierdo del símbolo del elemento o fórmula

respectiva; estos números son muy importantes dado que son el resultado del balanceo de la ecuación

química.

Otros términos o símbolos convencionales. En la siguiente tabla se presentan algunos de los

términos o símbolos que también son de uso común en las ecuaciones.

Tabla N° 1: Términos y símbolos de uso común en las ecuaciones químicas

TÉRMINO

O

SÍMBOLO

SIGNIFICADO EJEMPLO

Reacción reversible N2(g) + 3H2(g)2NH3(g)

Indica la formación de un gas.

Mg(s) + H2SO4(l) MgSO4(s) + H2↑

Indica la formación de un precipitado. Zn + CuSO4(s) ZnSO4(s) + Cu↓

Se utiliza la letra delta cuando la reacción

necesita calor para llevarse a cabo. CaCO3(s)CaO(s) + CO2↑

Pt, luz solar,

clorofila,

enzima, etc.

Son elementos o sustancias llamadas

catalizadores que son necesarios para que la

reacción se efectúe.

2H2(g) + O2(g)2H2O(l)

6CO2(g) + 6H2O(l) luz solar C6H12O6(s) + 6O2(g)

clorófila

2.2. Clasificación de las reacciones químicas inorgánicas.

Cuando se efectúa una reacción química se presentan cambios en la composición y estructura de las

sustancias reaccionantes.

Pero ¿cómo predecir la forma de reaccionar de dos o más sustancias entre sí o bien lo que sucede a un

reactante cuando se le aplica calor o se le adiciona algún catalizador?

Para dar respuesta a esta interrogante los químicos se han auxiliado del conocimiento que tienen de las

propiedades de los elementos y los compuestos y las ecuaciones químicas, para predecir las posibles

combinaciones entre las sustancias. De acuerdo a esto, los tipos de reacciones mediante los cuales se

forman los compuestos son los siguientes:

Reacciones de síntesis o adición.

Reacciones de descomposición.

Reacciones de sustitución o desplazamiento simple.

Reacciones de doble sustitución o desplazamiento doble.

a) Reacciones de síntesis o adición

A estas reacciones también se les llama de unión directa o combinación:

La ecuación general que representa este tipo de reacción es:

A + B → C

Donde A y B pueden ser:

a. Primer caso: Ambos elementos.

b. Segundo caso: Ambos compuestos.

c. Tercer caso: Cuando A es un compuesto y B, un elemento.

1. Primer Caso: A y B como Elementos.

Metal + no metal → compuesto binario

Mg(s) + S(s) MgS(s)

Metal + oxígeno → óxido metálico

4Al(s) + 3O2(g) 2Al2 O3(s)

No metal + oxígeno → óxido no metálico

C(s) + O2(g) CO2(g)

A las reacciones donde una meta o un no-metal se combinan con el oxígeno también se les llama

reacciones de combustión.

2. Segundo caso: A y B como elementos.

Óxido metálico + agua → hidróxido o base

Na2 O(s) + H2O(l) → 2NaOH(ac)

Óxido no metálico + agua → oxácido

SO3 (g) + H2O(l) → H2SO4(l)

Óxido metálico + óxido no metálico → sal

MgO(s) + SO3(g) → MgSO4(s)

3. Tercer caso: Cuando A es un compuesto y B, un elemento

Compuesto1 + elemento → compuesto2

2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g)

Estas reacciones son importantes en la vida del ser humano; un ejemplo, es la reacción entre el sodio y el

cloro que da lugar al cloruro de sodio o sal común (NaCl):

2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)

b) Reacciones de descomposición.

Se les conoce también como reacciones de análisis: Una reacción de descomposición es la ruptura de un

compuesto en dos o más componentes (elementos o compuestos).

La ecuación general es:

C → A + B

Las reacciones de combinación son aquellas en las

que dos o más sustancias (elementos o compuestos)

se combinan para formar un solo compuesto.

Donde A y B pueden ser.

Elementos o Compuestos

Por lo general se requiere de la acción del calor o de la electricidad para que se puedan llevar a cabo.

Algunos ejemplos de este tipo de reacción son:

2HgO(s) 2Hg(l) + O2(g)

2H2O(l) 2H2(l) + O2(g)

C. Elec.

2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)

2NaHCO3(s )Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)

c) Reacciones de sustitución o desplazamiento simple.

Una reacción de sustitución simple es aquella en la que reaccionan un elemento y un compuesto, y el

elemento por afinidad química sustituye a otro elemento del compuesto.

Con una ecuación general se puede representar esta reacción:

A + BC → AC + B

En este tipo de reacciones “A” es el elemento que desplaza o sustituye y puede ser un metal o un no-

metal.

Una forma sencilla de predecir si en realidad va a ocurrir una reacción de desplazamiento es consultando

la serie de actividades de los metales 9 y la de los halógenos (tabla 6.2) Estas series agrupan a los metales

y los halógenos por orden de reactividad química descendiente.

Tabla N° 2: Actividades de metales y halógenos

Metales Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe Cd Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Au

Disminuye la reactividad

Halógenos F Cl Br I

Disminuye la reactividad

El hidrógeno (H) es un no-metal, pero se incluye en esta tabla por su grado de reactividad.

La mayoría de las reacciones de desplazamiento simple pertenecen a los siguientes casos:

El metal desplaza

Primer caso: Cuando “A” es un metal en estado libre.

a. El metal desplaza a otro metal en su sal

Metal1 + sal1 → sal2 + metal2

Zn(s) + FeSO4(ac) → ZnSO4(ac) + Fe(s)

Cu(s) + 2AgNO3(ac) → Cu(NO3)2 (ac) + 2Ag(s)

Revisando la serie de actividades, ambas reacciones se llevan a cabo ya que el Zn es más reactivo que el

Fe y el Cu es más reactivo que la Ag, por lo que fácilmente desplazan al hierro y a la plata

respectivamente. No sucede esto en la siguiente reacción:

Ni(s) + NaNO3(ac) → No hay reacción

Si observamos la tabla de actividades, el níquel (Ni) esta colocado después de sodio (Na), lo que indica

que el Ni es menos reactivo que el Na y no podrá desplazar a este elemento.

b. El metal desplaza al hidrógeno del agua.

Metal + agua → óxido o hidróxido metálico + hidrógeno

2Al(s) + 3H2O(g) → Al2O3(s) + 3H2(s)

Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(ac) + H2(g)

c. El metal desplaza al hidrógeno de un ácido (oxiácido o un hidrácido)

Metal + ácido → sal + hidrógeno

Mg(s) + H2SO4 (ac) → MgSO4 (ac) + H2(g)

2Na(s) + 2HCl(ac) → 2NaCl(ac) + H2(g)

Segundo caso: Cuando “A” es un no-metal (halógeno).

Halógeno1 + sal de halógeno1 → halógeno2 + sal de halógeno2

Cl2(g) + 2KBr(ac) → 2 KCl(s) + Br2(l)

Cl2(g) + 2NaI(ac) → 2 NaCl(ac) + I2(s)

Las reacciones de sustitución simple son de gran aplicación industrial; ejemplo de ello, son las reacciones

en las que intervienen los halógenos, sobre todo el CLORO por ser un agente oxidante muy fuerte.

d) Reacciones de doble sustitución o desplazamiento doble.

A estas reacciones también se les llama de metátesis, que significa un cambio en el estado, en la sustancia

o en la forma.

La ecuación general es:

AB + CD → AD + CB

Para comprender mejor este tipo de reacciones, debemos tener presenteque los compuestos están

formados por un parte positiva o catión y una negativa o anión, los que al reaccionar por doble sustitución

se intercambian.

Es característico de este tipo de reacciones:

La formación de un precipitado.

La formación de un gas.

El desprendimiento de calor.

1. Formación de un precipitado.

Esta es la reacción más común de las reacciones de doble sustitución.

Para reconocer si se formará un precipitado es importante conocer la solubilidad de las sustancias.

Las reacciones de doble sustitución son

aquellas en las que hay un intercambio de iones

entre los compuestos.

Existen algunas reglas sencillas de solubilidad de los compuestos inorgánicos en agua, que se pueden

consultar y que permiten predecir la formación de un precipitado:

Algunos ejemplos de reacciones de este tipo son:

AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3

Ni(NO3)2 + 2NaOH → Ni(OH)2↓ + 2NaNO3

Pb(NO3)2 + 2NaCl → PbCl2↓ + 2NaNO3

2. Formación de un gas.

Son ejemplos de este tipo de reacciones:

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑

NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl↑

Los sulfuros (S2-) son insolubles, excepto los de metales alcalinos, alcalinotérreos y el sulfuro de

amonio.

Los sulfatos (SO42-

) son solubles, excepto el BaSO4, SrSO4 PbSO4; ligeramente solubles el CaSO4

y Ag2SO4.

Los cloruros (Cl- ) son solubles, excepto el AgCl, Hg2Cl2 y el PbCl2.

Los fosfatos (PO43-)

y carbonatos (CO32-

) son insolubles, excepto los de metales alcalinos y las sales

de amonio

Los óxidos (O2-) y los hidróxidos (OH-) son insolubles, excepto los de metales alcalinos y de ciertos

metales alcalinotérreos.

El carbonato de calcio es la materia prima para la elaboración de las tabletas antiácidas. Phillips.

3. Desprendimiento de calor.

En la reacción anterior participan un ácido y una base o hidróxido, a este tipo de reacciones se les conoce

como reacciones de neutralización, y como desprenden calor al efectuarse se les consideran reacciones

exotérmicas; se describen este tipo de reacciones en el Tabla N° 3.

Ahora conoces varios tipos de reacciones que se presentan en las combinaciones químicas de las

sustancias. Pero también las reacciones se pueden clasificar de otras formas; esta clasificación depende

del aspecto que se tome en cuenta para su estudio. Los aspectos que se pueden considerar como objeto de

estudio en una reacción química se resumen en la tabla, se incluyen en esta tabla los tipos de reacciones

ya señalas.

HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) + calor

La solubilidad es la máxima cantidad de soluto

que se disolverá en una cantidad dada de

disolvente a una temperatura específica.

Tabla N° 3: Clasificación de reacciones químicas inorgánicas

Aspecto Considerado Clasificación Ecuación general o ejemplo

Número y naturaleza química

de reactivos y productos.

Síntesis o combinación

Descomposición

Sustitución o desplazamiento simple

Doble sustitución o desplazamiento doble

A + B → C

C → A + B

A + BC → AC + B

AB + CD → AD + CB

Las reacciones químicas siempre

van acompañadas de cambios de

energía, las reacciones que liberan

energía en forma de calor se

conocen como exotérmicas y las

que absorben calor de su entorno,

endotérmicas.

Endotérmicas

Exotérmicas

A + B + CALOR → C + D

A + B → C + D + CALOR

Pérdida o ganancia de electrones

entre las sustancias participantes

en la reacción.

Óxido-reducción

(REDOX)

0 +5 +2 +2

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

Cu0 - 2e- → Cu+2 (oxidación)

N+5 + 3e- → N+2 (reducción)

Los productos de la reacción se

encuentran en forma de iones.

Iónicas NH3(g) + H2O(l) → NH4+(ac) + OH-(ac)

2.3. Reacciones Químicas Importantes por su Impacto Ecológico

Hemos visto a lo largo de esta unidad, la importancia de las reacciones químicas para las actividades del

ser humano. Sin embargo, una consecuencia de estas actividades es la contaminación de los ecosistemas.

En la contaminación como fenómeno químico, participan una serie de reacciones características, cuyo

conocimiento es un foco rojo de alerta para el hombre y su supervivencia.

Un claro ejemplo de lo anterior es el uso de los combustibles fósiles. A principios del siglo XX, algunas

industrias cambiaron su fuente de energía de carbón a petróleo. Años más tarde, con el uso del automóvil,

se empezaron a utilizar otro tipo de contaminantes.

El motor del automóvil no quema la gasolina completamente. Como resultado, se añaden al aire

compuestos como los óxidos de carbono (CO y CO2), de nitrógeno (NO y NO2) y de azufre (SO2), entre

otros. Estos compuestos son todos tóxicos; algunos compuestos como los del nitrógeno y el azufre

reaccionan en el aire por la acción de la luz solar para producir otras sustancias igualmente tóxicas. A

continuación señalaremos algunos de los efectos nocivos de estos anhídridos ácidos.

Monóxido y dióxido de carbono. Actualmente, la cantidad de óxidos de carbono en la atmósfera está

aumentando, debido a las grandes cantidades de combustibles que se queman (carbón, petróleo, gas

natural y madera). Este incremento tiene dos efectos principales; uno, en los animales y el ser humano, y

otro en la atmósfera. Fig. 6.7 Contaminación por dióxido de carbono. Phillips, p. 494.

El monóxido de carbono (CO) es perjudicial para los animales y para el hombre. La hemoglobina de los

glóbulos rojos de la sangre tiene mayor afinidad por la molécula de CO que por la del oxígeno,

bloqueando así el transporte del O2 a todos los tejidos, peligrando en consecuencia la vida del organismo.

Por otro lado, dióxido de carbono aumenta el efecto de atrapar el calor de la atmósfera, y esto está

ocasionando un aumento gradual en la temperatura mundial: efecto invernadero. Las fuentes de emisión

del CO y CO2son varias; pero una muy importante es la combustión incompleta de la gasolina en los

automóviles. Las ecuaciones químicas representativas de la combustión de la gasolina son:

2C8H18(l) + 17O2(g) → 16 CO(g) + 18 H2O (g)

2C8H18(l) + 25O2(g) → 16 CO2(g) + 18 H2O(g)

El CO2 al igual que otros anhídridos ácidos, también reacciona en el aire formando ácido carbónico

H2CO3, incrementando la acidez de la atmósfera: lluvia ácida.

2.4. Lluvia ácida

En años recientes, la atmósfera se ha vuelto cada vez más ácida y su efecto ha sido devastador en los

bosques y en las tierras de cultivo, y en todo aquello formado de metal o piedra; en especial a causa del

dióxido de azufre (SO2) que se produce en las plantas generadoras que queman carbón para producir

electricidad, los procesos metalúrgicos y la combustión y refinación del petróleo.

Cuando el dióxido de azufre se combina con el oxígeno y vapor de agua en el aire, se produce ácido

sulfuroso (H2SO3); el SO2 que sufre una oxidación adicional hasta SO3, reacciona formando ácido

sulfúrico (H2SO4). Las ecuaciones que representan esta serie de reacciones químicas en la atmósfera son:

SO2 + H2O → H2SO3

2SO2 + O2 → 2SO3

SO3 + H2O → H2SO4

Los ácidos formados en la atmósfera caen a la tierra con la lluvia. Esta combinación se conoce como

lluvia ácida. Los anhídridos ácidos de nitrógeno y de carbono provenientes de los vehículos de motor y de

las plantas productoras de electricidad forman ácido nitroso (HNO2), ácido nítrico (HNO3) y ácido

carbónico (H2CO3) en la atmósfera, agravando el problema de la lluvia ácida. Las ecuaciones

químicas que representan estas reacciones son:

2NO + O2 → 2NO2

2NO2 + H2O → HNO2 + HNO3

CO2 + H2O → H2CO3

Los efectos de la lluvia ácida se conocen bien. La piedra caliza y el mármol en las estatuas y edificios se

disuelven con la lluvia ácida. Las estructuras de metal como la de los puentes se corroen. En los bosques,

los ríos, lagos y las áreas agrícolas cambian el grado de acidez provocando la muerte de los organismos

que los habitan


a. Materiales

Tubos de ensayo

Gradilla para tubos

Pipetas Pasteur Descartables

Micro espátula

Pizetas

b. Reactivos

Cinc en viruta Zn (s)

Carbonato de sodio Na2CO3(s)

Indicador Fenolftaleína C20H14O4

Solución: Nitrato de Plomo PbNO3(ac)0,1 M

Solución : Yoduro de potasio KI(ac)0,1 M

Solución de Hidróxido de sodio NaOH(ac)

0,1 M

Solución de Ácido Clorhídrico HCl(ac)6.0 M

Solución de Ácido Clorhídrico HCl(ac)0.1 M


Experimento Nº 1. Reacción de Formación ó Síntesis

En un tubo de ensayo, colocar unas virutas de Cinc Zn(s), agregar 1 ml de solución de acido

clorhídrico HCl (ac) 6.0 M.


Experimento Nº 2. Reacción de Precipitación

En un tubo de ensayo, colocar 1ml de solución de nitrato de plomo Pb(NO3)2 (ac)0.1 M, agregar gota a

gota solución de yoduro de potasio KI(ac) 0.1 M.


Experimento Nº 3. Reacción de Descomposición

En un tubo de ensayo, colocar 1 ml de solución de acido clorhídrico HCl(ac) 0.1 M, agregar lentamente

un pequeña cantidad de carbonato de sodioNa2CO3(s) .


Experimento Nº 4. Reacción de Neutralización

En un tubo de ensayo, colocar 1 ml de solución de NaOH(ac) 0,1 M y gotas de fenolftaleína,

agitar y agregar gota a gota solución de HCl(ac) 0,1 M.



1. En el Experimento Nº 1.







¿Qué sustancias se formaron?








Indique que sustancia se formó?


VI. CUESTIONARIO

1. Balancee las siguientes ecuaciones químicas

a. Mg(s) + H2O(g) ⟶ Mg(OH)2 + H2(g)

b. C3H8 + O2(g) ⟶CO2 + H2O

c. CaCO3(s) + HCl(ac) ⟶CaCl2 + H2O+ CO2(g)

d. KClO3 ⟶KCl + O2(g)

e. Al + H2SO4(ac) ⟶Al2(SO4)3 + H2(g)

2. Completa y balance las ecuaciones siguientes e indique que tipo de reacciones son:

a. Cuando el gas butano C4H10 de un encendedor de bolsillo para cigarrillos arde en el aire, se produce

dióxido de carbono y agua. Escribe una ecuación balanceada para esta ecuación.

b. El hidrogeno y el cloro gaseosos explotan y forman cloruro de hidrogeno gaseoso.

c. El monóxido de carbono gaseoso reacciona con el oxígeno gaseoso produciendo dióxido de carbono.

d. El zinc, calentando con azufre en polvo (S8), produce sulfuro de zinc.

e. Se puede hacer que el nitrógeno gaseoso reaccione con el hidrogeno gaseosos a presión elevada y

temperatura moderada, para producir amoniaco, que se usa en grandes cantidades como fertilizante.

3. Completar y balancear la siguiente ecuación de reacción de combustión

a. La acetona C3H6O, es un componente de importante del removedor de uñas. Escribe una ecuación

balanceada que describa la combustión completa de la acetona con producción de dióxido de

carbono y agua

4. Completar y balancear las siguientes ecuaciones de síntesis

a. El fosforo P4, reacciona de manera espontánea con el bromo, produciendo tribromuro de fosforo.

b. El hidrogeno y el oxígeno gaseosos en una botella de vidrio, explotan cuando una chispa los

enciende, produciendo vapor de agua.

5. Completar y balancear las ecuaciones de estas reacciones de descomposición.

a. PbO2 ⟶PbO + ______

b. NaClO3⟶

c. KNO3⟶

d. HgO(s) ⟶

6. Completar y balancear las siguientes ecuación de sustitución simple

e. Se vertió ácido sulfúrico en un recipiente de aluminio.

f. Se dejó caer un anillo de oro en un tanque de ácido clorhídrico.

g. Se dejó caer un clavo de hierro en una solución de sulfato de cobre (II).

7. Escribe las ecuaciones para cada una de las siguientes reacciones de desplazamiento doble .En todos

los casos se forma un precipitado, que deberías identificar con una (s), además de subrayarlo ,para que

quede claro que producto es el precipitado.

a. Se mezclan soluciones de nitrato de plata y cloruro de potasio.

b. Se mezclan soluciones de cloruro de hierro (III) e hidróxido de sodio.

c. Se mezclan soluciones de sulfato de aluminio y nitrato de bario.

d. Se mezclan soluciones de nitrato de plomo (II) y dicromato de potasio.

8. Completa y balancear las siguiente ecuaciones de la reacciones de neutralización

a. El ácido clorhídrico neutraliza al hidróxido de calcio

b. Identifica el ácido, la base, las sal y el agua entre las sustancias químicas del inciso (a)

c. Escribe una ecuación iónica neta que describa la reacción del inciso (a).

d. ¿Qué significa neutralización, en el nivel iónico?

e. Escribe una ecuación que describa la reacción del ácido carbónico con NaOH.

VII. BIBLIOGRAFIA







PRACTICA Nº 8

REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN

I. OBJETIVOS

Reconocer los estados de oxidación de los diferentes elementos que participan en una reacción

Redóx.

Determinar el elemento que se oxida y se reduce, así como, el agente oxidante y reductor.

Formular y balancear las ecuaciones químicas de las reacciones Redóx en medio ácido y básico.


2.1. Balance de ecuaciones químicas

El balance de las ecuaciones químicas se basa en la ley de conservación de la materia. De acuerdo con

esta ley, la cantidad de átomos de cada elemento debe de ser igual antes y después de una reacción.

Para que esto se cumpla , como los subíndices de una formula no se pueden cambiar de manera arbitraria ,

se incorporan números enteros llamado s coeficientes delante de las sustancias , debido a que esa fórmula

ya no representaría al mismo compuesto.

Existen varios métodos para balancear una ecuación química; entre ellos se tiene:

Método de tanteo

Métodoóxido-reducción

Método del ion –electrón

a. Método de tanteo

Este método se efectúa por simple inspección visual y se puede utilizar para balancear ecuaciones

sencillas. Para ello es recomendable seguir el siguiente orden al balancear los elementos que participan en

la ecuación química:

1. Metales

2. No metales

3. El hidrogeno

4. El oxigeno

Ejemplo Nº 1:

Balancea la siguiente ecuación que representa la reacción de obtención del acido fosfórico, e indica la

suma de sus coeficientes.

P2O5 + H2O H3PO4

Se observan dos átomos de fosforo a la izquierda y uno a la derecha.

Se busca un coeficiente para el ácido fosfórico que iguale los átomos del fosforo.

P2O5 + H2O 2H3PO4

Ahora, se balancea los átomos de hidrogeno; como se tienen dos átomos en los reactivos y seis en los

productos, se busca un coeficiente para el agua que iguale los átomos de hidrógeno, ese coeficiente es 3.

P2O5 +3H2O 2H3PO4

Finalmente, se balancean los átomos de oxigeno, pero como tanto en los reactivos como en los

productos quedan ocho átomos de oxigeno, la ecuación ya está balanceada.

La suma de sus coeficientes es +1 +3 +2 = 6

b. Método de oxido-reducción

El método de óxido-reducción también es conocido como el método redox, el cual toma en cuenta la

conservación de los electrones, lo que se traduce en la conservación de la cantidad de carga.

Observa la siguiente ecuación:

3+2-2+ 2- 0 2+ 2-

Fe2O3 + CO Fe + CO2

Como se puede comprobar el Hierro. Se redujo de +3 a 0; es decir el hierro se redujo porque disminuyo

su estado de oxidación, lo cual indica que cada átomo de hierro gano tres electrones, mientras tanto el

carbono paso de un estado de oxidación +2 a+ 4 .Se oxido, puesto que aumento su número de oxidación

lo que indica que el carbono perdió dos electrones. Del mismo modo, en la reacción anterior el carbono

del CO le suministra los electrones al hierro para que se reduzca. Es por ello que al CO se le denomina

agente reductor. En cambio el hierro del Fe2O3 es el que recibe los electrones y se le conoce como

agente oxidante, pues provoca la oxidación.

Ejemplo Nº 2:

Determina los electrones transferidos luego de balancear la siguiente ecuación:

H2S + HNO3 NO + S +H2O

Se asigna el número de oxidación de cada elemento y se coloca encima de su símbolo.

1+ -2 1- +5 -2 +2 -2 0 +1 -2

H2S + HNO3 NO + S +H2O

Comprueba que las formulas sean neutras.

Identifica los elementos que cambian de estado de oxidación y escribe las semirreacciones:

S-2

-2e -

S0oxidación

N+5

+ 3e-

N+2

reducción

Los números de electrones ganados y perdidos se igualan multiplicando las semirreacciones por

números adecuados; así:

3( S-2

-2e- S

0)

2(N+5

+ 3e-

N+2

)

Ahora el total de electrones ganados y perdidos es igual a 6; este es el número de electrones

transferidos. Los nuevos coeficientes obtenidos para los elementos de las semirreacciones se

colocan como coeficientes de la sustancia de la cual provienen:

3H2S +2HNO3 2NO +3S +H2O

Finalmente, tratando de no cambiar los coeficientes asignados y con base en ellos, se balancean las

demás sustancias por tanteo, así:

3H2S +2HNO3 2NO +3S +4H2O

El número de electrones transferidos es 6.

c. Método del ion-electrón

Este método se aplica para reacciones que ocurren en medios acuosos que puedan tener carácter ácido

obásico .Durante el balance se tendrá en cuenta el medio por el cual se lleva a cebo la reacción. Para

aplicar los pasos de balance por este método, analiza el desarrollo del siguiente ejemplo.

Ejemplo Nº3:

Dada la ecuación, determina la relación entre el coeficiente del agente oxidante y el agente reductor, si se

conoce que se lleva a cabo en un medio ácido.

Cr2O7-2

+ Fe+2

Cr+3

+ Fe+3

Se escriben las semirreaccciones, una de oxidación y otra de reducción, y se balancean por tanteo los

átomos de cada una, excepto los de oxígeno e hidrógeno.

Cr2O7-2

Cr+3

reducción, agente oxidante

Fe+2

Fe+3

oxidacion, agente reductor

Los oxígenos se balancean añadiendo las moléculas de agua que falta en el miembro de la ecuación:

C r2O7-2

2Cr+3

+ 7H2O

Fe+2

Fe+3

Para igualar los átomos de hidrógeno se agregan los iones H+1 que falten en el miembro de la

ecuación:

Se determinan las cargas totales en reactivos y productos, se ajustan con la adición de electrones.

14H+ + Cr2O7

-2 2Cr

+3+ 7H2O

Fe+2

Fe+3

Se determinan las cargas totales en reactivos y productos , se ajustan con la adicción de electrones.

+12 +6

14H+ + Cr2O7

-2 2Cr

+3+ 7H2O

Los electrones ganados por el agente oxidante se igualan con los electrones perdidos por el agente

reductor multiplicando las semirreacciones perdidos por el agente reductor multiplicando las

semirreacciones por los números mínimos necesarios:


a. Materiales

Tubos de ensayo

Gradilla para tubos


b. Reactivos

Cinc en viruta Zn (s)

Sulfito de sodio Na2SO3(s)


Solución de Sulfato de Cobre CuSO4 (ac)

0,1 M

Solución de Dicromato de Potasio K2Cr2O7

(ac) 0.1 M.

Solución de Permanganato de Potasio

KMnO4(ac) 0,1 M

Solución de acido sulfúrico H2SO4(ac) 1.0

M


Experimento Nº 1.

En un tubo de ensayo, colocar 1 ml de solución de permanganato de potasio KMnO4(ac) 0.1 M,

acidificar con cinco gotas de H2SO4(ac) 1.0 M.

Añadir gota a gota alcohol comercial C2H5OH.


Experimento Nº 2.

En un tubo de ensayo, colocar 1 ml de solución de dicromato de potasio K2Cr2O7(ac) 0.1 M, acidificar

con unas gotas de solución de H2SO4(ac) 1.0 M.

Añadir 0,1 g de Na2SO3.


Experimento Nº 3.

En un tubo de ensayo, colocar 1 ml de solución de sulfato de cobre CuSO4(ac) 0,1 M.

Añadir unas virutas de Cinc Zn (s)agitar.





¿Qué sustancias se formaron?

Realizar la semi-reacción de oxidación.

Realizar la semi-reacción de reducción.

¿Quién se oxida?

¿Quién se reduce?

¿Quién es el agente oxidante?

¿Quién es el agente reductor?




¿Qué sustancias se formarán?

Realizar la semi-reacción de oxidación.

Realizar la semi-reacción de reducción.

¿Quién se oxida?

¿Quién se reduce?

¿Quién es el agente oxidante?

¿Quién es el agente reductor?





VI. CUESTIONARIO

1. Determinar el número de oxidación de:

a. S en H2S b. Cr en CrO42-

c. Cl en ClO-

d. B en B2O3

e. C en C2O42-

f. N en N2O3

g. Cu en CuSO4

h. Mn en KMnO4

2. Balancea las siguientes ecuaciones por el método redox:

a. MnO2 +KClO3 +KOH KMnO4 + KCl + H2O

b. KNO3 + Cr2(SO4)3 +Na2CO3KNO2 + Na2CrO4 + Na2SO4 + CO2

c. KMnO4 + HCl MnCl2 + Cl2 +KCl + H2O

d. HNO3 + H2S NO + S + H2O

3. Balancea las siguientes ecuaciones por el método del ion electrón:

a. NO2 + HClO NO3-+ Cl

-(medio ácido)

b. ClO- + I

- Cl

- + I2 (medio Básico)

c. CrO4-2

+Fe(OH)2 CrO2- + Fe(OH)3 (medio básico)

d. Cr2O7-2

+ Fe+2

Cr+3

+ Fe+3

(medio ácido)

4. Determinar el estado de oxidación de P (fosforo) en cada una de las sustancias siguientes.

a. P4

b. Na3PO4

c. HPO22-

d. P4O6

e. Na3P

f. P2O74-

g. H3PO3

h. K2H2P2O7

5. Señala el agente reductor y el agente oxidante. Explica tu respuesta.

a. Cl2 + 2Br- 2Cl

- + Br2

b. 6Fe2+

+ Cr2O72-

+ 14H+ 6 Fe

3+ + 2Cr

3++ 7H2O

c. 2I- + Br2 I2 + Br

-

d. 2Ag+ + Mg 2Ag + Mg

2+

6. Las uvas verdes son excepcionalmente agrias a causa de una elevada concentración de ácido

tartárico .Al madurar las uvas, este compuesto se convierte en glucosa.

C4H6O2 C6H12O6

Ácido Glucosa

Tartárico

¿Se oxida o se reduce el ácido tartárico?

7. Los aceites vegetales no saturados reaccionan con el hidrogeno formando grasas saturadas.

Una reacción representativa es.

C57H104O6 + 3H2 C57H110O6

¿Se oxida o se reduce el aceite no saturado?

8. El color purpura de una solución que contiene iones permanganato , MnO4-, desaparece cuando se

añaden iones hierro (II) , de acuerdo con la reacción

MnO4- + 5Fe

2+ +8H

+ Mn

2+ 5 Fe

3+ + 4H2O

¿Qué elemento se oxida?

¿Qué elemento se reduce?

¿Cuál es el agente oxidante?

Cuál es el agente reductor?

9. El molibdeno metálico, que se emplea para tipos especiales de acero, se puede fabricar mediante la

reacción de su oxido de hidrógeno.

MoO3 + 3H2 Mo +3H2O

¿Qué elemento se oxida?

¿Qué elemento se reduce?

Cuál es el agente oxidante?

¿Cuál es el agente reductor?

10. El colorante índigo (que se emplea para colorear los pantalones de mezclilla azul) se forma por la

exposición del indoxilo al oxígeno del aire.

C8H7ON + O2 C16H10N2O2 + 2H2O

¿Qué sustancia se oxida? Explica tu respuesta.

¿Qué sustancia se reduce? Explica tu respuesta.

VII. BIBLIOGRAFIA





4. JUDITH SÁNCHEZ E,MARÍA DE LOURDES GARCÍA B, YOLANDA BALDERAS S.

Química I Libro de Texto Básico

PRÁCTICA Nº 9

SUSPENSIONES, COLOIDES Y DISOLUCIONES

I. OBJETIVOS

Explicar las propiedades de los diferentes tipos de Dispersiones.

Clasificar las mezclas como suspensiones, coloides o disoluciones.

Observar el Efecto Tyndall.


2.1. Mezclas

Las mezclas son agrupaciones de dos o más sustancias, las cuales no reaccionan químicamente.

Las mezclas están clasificadas en dos tipos: mezclas homogéneas y mezclas heterogéneas, como se sigue

a continuación.

2.2. Mezclas homogéneas.

Una mezcla homogénea es una mezcla uniforme en toda su existencia. Debido a ello, no se puede

distinguir las sustancias participantes de dicha mezcla .Entre ellas están;

a. Disoluciones

Son mezclas homogéneas: las proporciones relativas de solutos y solvente se mantienen en cualquier

cantidad que tomemos de la disolución (por pequeña que sea la gota), y no se pueden separar

por centrifugación, ni filtración.

La disolución consta de dos partes: soluto y solvente.

Cuando la sustancia se disuelve, esta desaparece.

Al disolver una sustancia, el volumen final es diferente a la suma de los volúmenes del disolvente y el

soluto.

Las propiedades químicas de los componentes de una disolución no se alteran.

El tamaño de sus partículas es el tamaño es menor a 0,001 μm.

Sus componentes se separan por cambios de fases, como la fusión, evaporación ,condensación, etc.

Tienen ausencia de sedimentación, es decir, al someter una disolución a un proceso

de centrifugación las partículas del soluto no sedimentan debido a que el tamaño de las mismas son

inferiores a 10 Angstrom (Å).

Se encuentran en una sola fase.

Permiten el paso de la luz.

Son transparentes

Ejemplos Nº1

Azúcar disuelta en agua

Sal disuelta en agua

Alcohol disuelto en agua

Vino Perfume

Tabla Nº 1:Composición de las Soluciones

Nº Soluciones Composición 1 Soluciones gaseosas

Aire 78.0 % de nitrógeno, 20.9 % de oxígeno,0.9 % de

argón y cantidades disminuidas de dióxido de carbono

y otros gases.

Gas natural Metano y otras pequeñas cantidades de otros gases

2 Soluciones líquidas

Tintura de yodo Yodo disuelto en alcohol

Alcohol para curar 70.0% de alcohol y 30.0 % de agua

Vino 10.0 % -12.0 % de alcohol etílico

Cerveza 5.0 % de alcohol etílico

3 Soluciones

sólidas(aleaciones)

Latón 70.0 % de cobre y 30.0% de zinc.

Bronce Cobre y estaño en proporciones variables

Acero de carbono 1.0 % de manganeso, 0.9 % de carbono y el resto de

hierro

Acero de cromo 3.5% de cromo,0.9 % de carbono y el resto es hierro

Plata Sterling 92.5 % de plata con 7.5 % de cobre

Oro amarillo de 14 K 58 % de oro, 24 % de plata , 17 % d cobre, 1.0 % de

zinc

Oro amarillo de 10 K 42 % de oro, 12 % de plata. 40 % de cobre,6.0 % de

zinc

1. Mezclas heterogéneas

Las mezclas heterogéneas o no uniformes son aquellas en las que la composición de la muestra varía de

un punto a otro. Muchas rocas pertenecen a esta categoría. En un trozo de granito se pueden distinguir

varios componentes, que se diferencian entre ellos por el color.

Normalmente sus componentes se pueden distinguir a simple vista o al microscopio. Se pueden emplear

varios métodos físicos para separar los componentes de una mezcla heterogénea. Algunos de ellos son:

Filtración, que se utiliza para separar mezclas heterogéneas sólido-líquido. Se hace pasar la mezcla a

través de una barrera con poros finos, como un filtro de papel.

Disolución y filtración: La arena mezclada con sal, al ser ésta soluble en agua, se pueden separar

agitando la mezcla en agua. Al filtrar, la arena se queda retenida en el papel y la disolución de sal pasa a

través del papel filtro.

Decantación: Permite separar dos líquidos no miscibles. Al dejar reposar la mezcla, el más denso queda

en la parte inferior y el menos denso en la superior, pudiéndose separar fácilmente.

a) Suspensiones

Son mezcla heterogénea formada por un sólido en polvo y/o pequeñas partículas no solubles (fase

dispersa) que se dispersan en un medio líquido (fase dispersante o dispersora). Cuando uno de los

componentes es agua y los otros son sólidos suspendidos en la mezcla, son conocidas como suspensiones

mecánicas.

Las suspensiones se diferencian de los coloides o sistemas coloidales, principalmente en el tamaño de las

partículas de la fase dispersa. Las partículas en las suspensiones son visibles a nivel macroscópico El

tamaño de las partículas es mayor a 1x10-6m, pero pueden ser percibidas por el ojo humano. Cuando se la

deja en reposo por acción de la gravedad, las partículas sólidas se dirigen hacia la base del recipiente que

los contiene es decir, se sedimentan.

Son turbias.

No permiten el paso de la luz

La suspensión es filtrable.

Ejemplo Nº 2

Antiácido

Los antibióticos en suspensión

Los antiácidos

b. Coloides

Son mezclas heterogéneas formadas por dos o más fases, por una fase dispersa y una fase dispersora, La

fase dispersora es normalmente fluida, y otra dispersa en forma de partículas por lo general sólidas. La

fase dispersa es la que se halla en menor proporción. Normalmente la fase continua(dispersora) es

un líquido, pero pueden encontrarse coloides cuyos componentes se encuentran en otros estados de

agregación.

El nombre de coloide proviene de la raíz griega kolas que significa “que puede pegarse”. Este nombre que

hace referencia a una de las principales propiedades de los coloides: su tendencia espontánea a agregar o

formar coágulos.

Los coloides se diferencian de las suspensiones químicas, principalmente en el tamaño de las partículas

de la fase dispersa. Las partículas en los coloides no son visibles directamente, son visibles a nivel

microscópico (entre 1 nm y 1 µm).

Reflejan la luz, a esto se le conoce como efecto Tyndall.

Son transparentes algunas turbias.

Los coloides también afectan el punto de ebullición del agua y son contaminantes.

El tamaño de sus partículas es mayor a 1x10-9m y menor a 1x10-6 m. . Además,

No sedimentan en reposo

No se pueden separar por filtración

Efecto Tyndall

Los coloides se caracterizan por su constante movimiento en zigzag llamado movimiento browniano,

además cuando un haz de luz la atraviesa, se observa un brillo característico.

Ejemplo Nº 3

las gomitas

las nubes

la piedra pómez

los quesos

Existen diferentes coloides, éstos se clasifican de acuerdo con la fase dispersa y la fase dispersora:

aerosol: nubes

espuma: crema batida

emulsión: mayonesa

sol: jaleas

espuma sólida: piedra pómez

emulsión sólida: mantequilla

http://3.bp.blogspot.com/_7s_NaGYtgoA/RzeXwKmtUAI/AAAAAAAAAGg/ZyhXHb7EwVE/s1600-h/coloides_clip_image002_0000.jpg

sol sólido: perla

Queso Gomitas

Niebla Piedra Pomez

Emulsiones

Es una mezcla de líquidos inmiscibles de manera más o menos homogénea. Un líquido (la fase dispersa)

es dispersado en otro (la fase continua o fase dispersante). Muchas emulsiones son de aceite/agua, con

grasas alimenticias como uno de los tipos más comunes de aceites encontrados en la vida diaria.

Ejemplos:

La mantequilla

La margarina

La leche y crema

La mayonesa.

En el caso de la mantequilla y la margarina, la grasa rodea las gotitas de agua (en una emulsión de agua

en aceite); en la leche y la crema el agua rodea las gotitas de grasa (en una emulsión de aceite en agua).

Con partículas de 400 a 600 nanómetros de diámetro.

El proceso en el que se preparan las emulsiones se llama emulsificación.

Las emulsiones son parte de una clase más genérica de sistemas de dos fases de materia llamada coloides.

A pesar que el término coloide y emulsión son usados a veces de manera intercambiable, las emulsiones

tienden a implicar que tanto la fase dispersa como la continua son líquidos. Existen tres tipos de

emulsiones inestables: la floculación, en donde las partículas forman masa; la cremación, en donde las

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http://4.bp.blogspot.com/_7s_NaGYtgoA/RzeU4amtT9I/AAAAAAAAAGI/XSDHqSm8l10/s1600-h/quesos.jpg

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partículas se concentran en la superficie (o en el fondo, dependiendo de la densidad relativa de las dos

fases) de la mezcla mientras permanecen separados; y la coalescencia en donde las partículas se funden y

forman una capa de líquido.


a. Materiales

Puntero laser

Linterna

Vaso de pp

Cucharitas de plástico

Pizeta

b. Reactivos

Alcohol comercial

Mayonesa

Gelatina

Sal

Leche

Arena

Aceite

Detergente

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.

Experimento Nº 1:Disoluciones

Agregar a cada vaso de pp 150 ml de agua

Agregar 2 cucharadas de cada producto a cada vaso de pp.

Disolver las soluciones.

Dejar en reposo por algunos minutos.

Haz pasar un rayo luminoso por las diferentes soluciones.

Observar y anotar.

Vasos de pp Agua Producto

1 150 ml Alcohol comercial

2 150 ml Sal

Experimento Nº 2: Suspensiones


Agregar 2 cucharadas de cada producto a cada vaso.





3 150 ml Arena

4 150 ml Detergente

Experimento Nº 3: Coloides







5 150 ml Leche

6 150 ml Gelatina

7 150 ml Mayonesa

Experimento Nº 4: Emulsión







8 150 ml Aceite


Experimento Nº 1 Disoluciones

Escriba las observaciones

¿Hubo algún precipitado?

¿Se ve el camino que sigue el rayo?

¿Presenta el efecto Tyndall?

Experimento Nº 2: Suspensiones


¿Hubo algún precipitado?

¿Se sedimenta?

¿Se ve el camino que sigue el rayo?


Experimento Nº 3: Coloide


¿Se observan partículas a simple vista?

¿Se observa el camino que sigue el rayo?

¿Qué nombre recibe esté fenómeno?

Experimento Nº 4: Emulsión


¿Se observan partículas a simple vista?

¿Se forma dos fases?

¿Se observa el camino que sigue el rayo?


VI. CUESTIONARIO

1. Defina lo siguientes términos

a. Fase dispersa

b. Fase dispersante

c. Disolución

d. Disolvente

e. Soluto

f. Emulsión

g. Suspensión

2. Establezca la diferencia entre disoluciones, coloides y suspensiones menciona 4 ejemplos de cada

uno de ellas.

3. ¿En qué consiste el efecto Tyndall?

4. ¿Que son coloides hidrófilos?

5. ¿Que son coloides hidrófobos?

6. ¿Qué es el movimiento Browniano

7. ¿Qué prueba es necesaria para clasificar una mezcla como: coloide, suspensión o disolución?

8. Identifica el soluto, el disolvente y el estado físico de estas soluciones.

Soluciones Soluto Disolvente Estado físico Dióxido de carbono disuelto en agua

para preparar bebidas

Una moneda que contiene 75 % de

cobre y 25 % de níquel

Whisky escocés de 43º contiene 43 %

de etanol en agua

Vinagre que contiene 5 % de acido

acético y 95 % de agua.

9. Clasifica las siguientes soluciones: disoluciones, coloides o suspensiones:

Soluciones Disoluciones Coloides Suspensiones Agua mineral

Espuma para rasurar

Spray fijador

Rubí

Agua con azúcar

Crema para el cuerpo

Un helado de vainilla

Agua con cal

El ron

Agua con arena

Suero salino

Nata

La amalgama

Crema batida

Fijador para cabello

Jalea

Niebla

Leche

Mantequilla

Mayonesa

Gaseosa

Gasolina

10. Clasifica los diferentes coloides de acuerdo con la fase dispersa y la fase dispersora.

Soluciones Aerosoles Espumas Emulsión Emulsión

solida

Sol-

solido

Espuma

solida

Espuma para rasurar

Gel de cabello

Crema para el cuerpo

Nata

Crema batida

Fijador para cabello

Jalea

Niebla

Leche

Mantequilla

Mayonesa

Queso

Goma

Humo

VII. Bibliografía





4. JUDITH SÁNCHEZ E, MARÍA DE LOURDES GARCÍA B, YOLANDA BALDERAS S.

Química I Libro de Texto Básico.

5. http://angelicacienciaatualcancez.blogspot.com/2012/11/disoluciones-suspenciones-coloides-

y_29.html

6. http://veronicapl04gmailcom.blogspot.com/2007/11/disoluciones-coloides-y-suspensiones.html

7. http://www.buenastareas.com/ensayos/Practica-De-Laboratorio-Disoluciones-Coloides/182118.html

8. http://www2.uah.es/edejesus/resumenes/QG/Tema_9.pdf

http://angelicacienciaatualcancez.blogspot.com/2012/11/disoluciones-suspenciones-coloides-y_29.html

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http://www.buenastareas.com/ensayos/Practica-De-Laboratorio-Disoluciones-Coloides/182118.html

PRÁCTICA Nº 10

SOLUCIONES QUÍMICAS

I. OBJETIVOS

Realizar los cálculos para preparar soluciones en diferentes unidades de concentración.

Aplicar técnicas para preparar soluciones en diferentes unidades de concentración físicas y químicas.


2.1. Soluciones

Las soluciones son sistemas homogéneos formados básicamente por dos componentes. Solvente y

Soluto. El segundo se encuentra en menor proporción. La masa total de la solución es la suma de la masa

de soluto más la masa de solvente.

Estos sistemas son muy importantes, no solo en los procesos industriales, sino también los procesos

biológicos. La mayoría de los productos que se venden en los mercados, como los blanqueadores, los

perfumes, los licores, los medicamentos, los aerosoles o los desodorantes, son soluciones.

2.2. Características de las soluciones

Estos sistemas homogéneos presentan las siguientes características.

Las soluciones están constituidas por una sustancia – elemento o compuesto puro –que es el medio

conocido como fase dispersa o solvente. En esta fase se encuentra una omás sustancias en menor

proporción, conocidas como fase dispersa o soluto.

La fase dispersa (soluto) es soluble en la fase dispersante (solvente). Las partículas que se disuelven no se

depositan en el fondo v del recipiente, sino que mantienen homogeneidad con la fase dispersante.

Generalmente los componentes de una solución pueden ser separados por medios físicos .Así, en una

solución de sal común disuelta en agua, el solvente puede evaporarse y luego condensarle, con lo que se

obtiene sal y agua en forma separada.

Las soluciones pueden ser liquidas, sólidas y gaseosas, como se puede ver en la siguiente tabla.

Tabla Nº Clases de soluciones según el estado de las fases:

Soluciones Fase Dispersante

(solvente)

Fase Dispersa

(soluto)

Ejemplo

Liquida

Liquida Liquida Agua y alcohol

Liquida Gaseosa Bebida gaseosa

Liquida Sólida Agua de mar

Sólida

Sólida Liquida Amalgama de plata

Sólida Sólida Aleación de bronce

Sólida Gaseosa Hidrogeno ocluido

en Paladio

Gaseosa Gaseosa Gaseosa Aire

2.3. Clases de Soluciones

Las soluciones sólidas están constituidas por los sólidos, en los cuales un componente está disperso en

otro componente. Este tipo de soluciones tiene gran importancia práctica , puesto que constituyen las

aleaciones .

Ejemplo:

Bronce (estaño y cobre)

Latón (cobre y cinc)

Acero (hierro y carbono)

Las soluciones liquidas se obtienen al disolver un gas, un líquido o solido en un líquido. las partículas del

soluto se encuentran distribuidas en toda la solución, por ejemplo la gasolina está constituida por una

mezcla de hidrocarburos y aditivos ,como los gases se mezclan en todas las proporciones , un mezcla de

gases siempre es una solución homogénea , mezcla de oxígeno y nitrógeno.

Cuando una sustancia se disuelve en otra y forman una solución se dice que son solubles o miscibles;

pero si al mezclarse forman más de una fase, se dice que son insolubles o inmiscibles. Los términos

miscible y soluble se emplean como sinónimos; por ello, es correcto decir que el agua y el alcohol son

solubles o miscibles. Y que el agua y la gasolina son insolubles o inmiscibles.

Sin embargo, el término miscible es cualitativo, mientras que la solubilidad es un término cuantitativo

que se refiere a la cantidad máxima del soluto que puede disolverse en una específica cantidad de solvente

a una temperatura determinada. Soluciones según la cantidad de soluto

Otra forma de indicar la composición de una solución es refiriéndose a la cantidad de soluto relacionada

con la cantidad de solvente. Las soluciones pueden ser de este modo.

Solución saturada: Cuando en una solución se encuentra la máxima cantidad de soluto que el

solvente puede disolver.

Solución insaturada: Si la cantidad de soluto disuelto es menor que la cantidad máxima que se que

pueda disolver.

Solución sobresaturada: Si la solución contiene más soluto que el máximo habitual. Estas

soluciones son muy inestables por el exceso de soluto, generalmente se separan disolviendo el soluto

en un disolvente a temperatura elevada.

a. La solubilidad

Es la capacidad que tiene una sustancia para disolverse en otra. Desde el punto de vista químico la

solubilidad puede entenderse como la máxima cantidad de un soluto disuelto en un solvente, a una

temperatura y cantidad determinadas.

Ejemplo.

La solubilidad de la sal en agua

La tinta en el alcohol

b. Factores que determinan la solubilidad

Está determinada por los siguientes factores:

1. La naturaleza del soluto y del solvente

En las soluciones de líquidos o sólidos disueltos en líquidos, debe haber atracción entre el soluto y el

solvente para que estos se separen en iones individuales o moléculas y formen la solución. Si no hay

atracción entre el luto y el solvente, las partículas de soluto permanecen unidas sin llegar a mezclarse con

las del solvente.

2. La temperatura

Para las soluciones de tipo solido en liquido generalmente, al aumentar la temperatura, aumentar la

solubilidad debido a que la temperatura aumenta el movimiento de las partículas por lo que quedan libres

para entrar en la solución.

Ejemplo, si agrega azúcar a un té helado, en el fondo del vaso queda una capa de azúcar sin disolver

cuando se alcanza la solubilidad máxima: sin embargo él se te calienta, el azúcar se disuelve, porque su

solubilidad de un gas en un líquido, como de un gas en un sólido, disminuye al aumentar la temperatura ,

debido a que e aumento de temperatura incrementa el movimiento molecular de las particular de las

partículas del soluto y del solvente . Esto posibilita que las moléculas gaseosas escapen de la solución,

aun cuando alcancen la superficie del líquido en un recipiente abierto.

3. La Presión:

Tiene efecto sobre la solubilidad de un gas en un líquido, Cuando aumento la presión se acrecienta la

solubilidad del gas en un solvente. La presión tiene poco efecto sobre la solubilidad de soluciones del tipo

líquido en líquido y solido en líquido, porque en ambos casos son prácticamente incompatibles.

4. La concentración.

La concentración es la cantidad de sustancia que se encuentra en la relación con la relación que lo

contiene.

En los laboratorios químicos de la industria se necesitan reactivos para las reacciones químicas. Estos

permiten una interacción mejor de las sustancias reactantes. Además, con el uso de soluciones puede

controlarse la rapidez de la reacción y ajustarlas a sus propias concentraciones. Las soluciones más

empleadas en el laboratorio son liquidas, mientras que el solvente más recurrente es el agua .Por ejemplo,

las soluciones de ácido acético y las hidróxido de potasio se preparan disolviendo en agua.

La concentración de una solución es una medida de la cantidad de soluto presente en cierta cantidad de

solvente o de solución.

c. Unidades físicas de concentración

El valor de estas unidades no depende de la naturaleza de las sustancias que forman la solución –soluto-

solvente-.

Se expresan términos en términos de unidades de volumen o unidades de masa.

1. Porcentaje en masa (%P/P)

La concentración de soluciones pueden expresarse en relación con el porcentaje en masa del soluto .Esto

indica la masa del soluto por cada 100unidades de masa de solución .El gramo es la unidad mas

empleada.

%𝑷/𝑷 =𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 𝒙 𝟏𝟎𝟎

Ejemplo N°1

Calcular la masa de AgNO3 presente en 200 g de una solución, al 6 %.

Solución

La concentración indica que la solución contiene 6gde AgNO3 por cada100 de solución .Para calcular la

masa de la sal –soluto en la solución, se utiliza el factor que relaciona la concentración de la solución en

términos tanto de masa de soluto como de solución:

6% =𝑥

200 𝑥 100

Respuesta: La masa de AgNO3 es 12 g.

2. Porcentaje en Volumen (V/V)

La concentración de las soluciones se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de la solución

.La unidad más empleada es el mililitro (mL).

%𝑽/𝑽 =𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒅𝒆𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 𝒙 𝟏𝟎𝟎

Ejemplo N° 2

Calcula el porcentaje en volumen de 650 mL de una solución de HNO3 que se preparó utilizando

70 g de ácido. (Densidad del HNO3= 1,42g/mL)

Solución

Para determinar el porcentaje en volumen de la solución, se debe de calcular el volumen de HNO3,

utilizando la densidad del ácido.

V mL de HNO3 = 70 g de HNO3 x 1 mL HNO3

1,42 g de HNO3

V mL de HNO3 = 49, 29mL.

Conociendo el volumen del ácido se utiliza la fórmula para calcular el porcentaje de volumen.

%V/V HNO3 =49,29 ml de HNO3

650 mL de solucion x 100

Respuesta El porcentaje en volumen es 7,58 %.

3. Porcentaje en masa-volumen (% P/V)

%𝑷/𝑽 =𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

𝒗𝒐𝒍𝒖𝒎𝒆𝒏 𝒅𝒆 𝒍𝒂 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊𝒐𝒏 𝒙 𝟏𝟎𝟎

Ejemplo N°3

Cuál es la masa de NaCl que se necesita para preparar 1000 mL de solución-suero fisiológico- al 0,9

% P/V

Solución

La concentración indica que la solución debe de tener 0,9 g de NaCl por cada 100 mL de solución .Para

calcular la masa de la sal se utiliza el siguiente factor.

mg de NaCl = 1000 g de solucion 0,9 de NaCl

100 mL de solucion

Masa de soluto= 9,0 g de NaCl

Respuesta: La masa de NaCl es 9,0 de NaCl

d. Unidades Químicas de Concentración

Otra forma de expresar la concentración de las soluciones es mediante las unidades químicas. Estas

unidades dependen del tipo de sustancia o sustancias que forman la solución .La concentración de una

solución, empleando unidades químicas, puede expresarse de dos maneras según se tome como unidad la

masa molecular o la masa un equivalente-gramo.

1. Molaridad o concentración molar (M)

Es el número de moles de soluto disuelto en un litro de solución. La relación que se usa para calcularlo es

la siguiente:

𝑀 =𝑛

𝑀

M= molaridad

n = moles de soluto

V = volumen de la solución en litros

Ejemplo N° 4

Determina la masa en gramos de H2SO4(ac) que se necesitan para preparar 250 mL de una solución

1 M.

Solución

Se Calcula el volumen de la solución en litros:

V= 250mL 1 L

1000 mL = 0,25 L

La concentración es 1M .Con este dato anterior se calcula los moles de soluto; reemplazando:

1 M =n

0,25 L ; entonces n = 0,25 moles deH2SO4

Conociendo los moles, se calcular la masa multiplicándola por un factor:

0,25 moles de H2SO4 (ac).x . 98 g de H2SO4

1 mol de H2SO4 = 24,5 g de H2SO4

Respuesta: Se necesitan 24,5 g de 𝑑𝑒 H2SO4.

2. Normalidad (N)

La normalidad de una solución se define como el número de peso-equivalente del soluto expresado en

gramos por litro de solución .La normalidad se calcula como:

𝑵 =# 𝒅𝒆 𝑬𝒒− 𝒈

𝑽

N= Normalidad

# de Eq-g = Numero de equivalente gramo de soluto

V= Volumen de la solución en litros

O también puede ser:

# 𝒅𝒆 𝑬𝒒− 𝒈 =𝒎

𝑷𝒆𝒒

m = masa del compuesto en gramos

Peq = peso equivalente del compuesto

Ejemplo N°5

Calcula la normalidad de 500 ml de una solución que se preparó utilizando 35,8 de KOH

Solución

Se determina el peso equivalente del KOH

Peq =M

e=

56

1= 56

Luego se calcula el número de equivalente-gramos del KOH presentes en 35,8 g;

# de Eq − g =35,8 g

P56 g = 0,63 eq − g de KOH

Finalmente se reemplaza en la fórmula para calcular la normalidad

N =0,63 eq − g de KOH

0.5 l = 1,26 N

Respuesta: La Normalidad de la solución es 1,26 N.

3. Fracción Molar (X)

Indica el número de moles de un compuesto de la solución en relación con el número de moles totales de

la solución .La fracción molar de la sustancia A (XA), componente de una solución ,sedefiner como el

número de moles de la sustancia A dividido entre el número de moles totales de la solución , y se expresa

de esta manera:

𝑿𝑨=

𝒏𝑨𝒏𝑨+ 𝒏𝑩

XA: Fracción molar de la sustancia A

nA: moles de soluto (sustancia A)

nB : moles de soluto (sustancia B)

Ejemplo N° 6

Se calcula los moles de glucosa C6H12O6 presentes en 10 g de glucosa disuelta en 70 g de agua.

Solución

Se calcula los moles de glucosa C6H12O6presentes en 10 g de glucosa disuelta en 70 g de agua:

𝑛𝐶6𝐻12𝑂6 =10 g de C6H12 O61 mol de C6H12 O6180 g de C6H12 O6

𝑛𝐶6𝐻12𝑂6= 0,055 moles de C6H12O6

Se calcula los moles de agua (H2O) presentes en 70 g de agua.

𝑛𝐻2𝑂=70 g de H2O 1 mol de H2O

18 g de H2O

𝑛𝐻2𝑂 = 3,88 moles de agua.

Reemplazando en la expresión de fracción molar, se tiene:

𝑋𝑔𝑙𝑢𝑐𝑜𝑠𝑎 =𝑛𝑔𝑙𝑢𝑐𝑜𝑠𝑎

𝑛𝑔𝑙𝑢𝑐𝑜𝑠𝑎 + 𝑛𝑎𝑔𝑢𝑎

𝑋𝑔𝑙𝑢𝑐𝑜𝑠𝑎 =00,55

0.055+3,88

𝑋𝑔𝑙𝑢𝑐𝑜𝑠𝑎 =0,014

Respuesta: La fracción molar de la glucosa es 0,014

4. Molalidad o concentración molal (m)

Se define como el número de moles de soluto disueltos en un kilogramo de solvente.

𝒎 =𝒏𝒔𝒕𝒐

𝒎𝒔𝒕𝒆 (𝒌𝒈)

m: molalidad

nsto : moles de soluto

mste(kg) : masa del solvente en kilogramos

Ejemplo N° 7

Calcular la molalidad del tolueno C6H5CH3 presentes en 71,2 g de C6H5CH3 disueltos en 750 g de

benceno(C6H6)..

Solución

Se calcula los moles de soluto C6H5CH3 presentes en 71,2 g:

𝑛𝐶6𝐻5𝐶𝐻 3= 71,2 𝑔𝑑𝑒C6H5CH3

1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶6𝐻5𝐶𝐻3

92 𝑔 𝑑𝑒 𝐶6𝐻5𝐶𝐻3 = 0,77 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐶6𝐻5𝐶𝐻3

Se reemplaza en la relación para calcular la molaridad:

𝒎 =0,77 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐶6𝐻5𝐶𝐻3

0,75 𝐾𝑔 𝑑𝑒 𝐶6𝐻6

Respuesta: La molalidad del tolueno es 1,02 m.

5. Dilución de soluciones.

En el laboratorio es un muy útil preparar soluciones de diversas concentraciones empleando una sola

solución de concentración mayor.

Este procedimiento se denomina dilución, y se lleva a cabo agregando el volumen adecuado del solvente

a una cantidad medida de la solución concentrada. La solución concentrada se denomina solución patrón

.Cuando se diluye una solución al agregar más solvente, el número de moles de soluto no experimenta

cambio alguno, pero el volumen y la concentración de la solución, si. La relación empleada para las

diluciones es:

C1.V1= C2.V2

C1: Concentración de la solución patrón

V1: Volumen empleado en la solución patrón

C2: Concentración de la solución diluida

V2: Volumen requerido de la solución diluida

Ejemplo N° 8

Calcula la molaridad de 350 ml de solución que se preparó con 30 ml de una solución de sulfato

cúprico (CuSO4) al 40 % m/m.

𝑛𝑆𝑡𝑜=30 𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙 40 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑢𝑆𝑂4

100 𝑚𝑙 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙

1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑢𝑆𝑂4

160 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑢𝑆𝑂4

𝑛𝑆𝑡𝑜=0,75 moles de CuSO4

Calculamos la molaridad de la solución patrón:

𝑀 = 0,075 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑢𝑆𝑂4

0,03 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠 = 2,5 𝑀

Utilizando la expresión para disoluciones, se calcula la molaridad de la solución 2:

C1.V1= C2.V2

C2* 350 ml= 2,5 M *30 ml

C2= 0,21 M

La Solución desconocida es 0,21 M


a) Materiales

Luna de reloj

Espátula

Vaso de pp.

Matraz

Bagueta

Fiolas


Pizeta

Mortero

b) Reactivos

Cloruro de sodio NaCl(S)

Sulfato de cobre pentahidratado CuSO4(s)


c) Equipos

Balanza normal

Experimento N° 1: Preparación de una solución saturada

Pesar 4 g de sal en una luna de reloj de cloruro de sodio NaCl colocarla en un mortero y

pulverizarla.

Medir en un matraz de 250 ml, 10 ml de agua y añadir la mitad de la cantidad de sal pesada.

Si después de agitar toda la sal se disuelve, se añade una nueva porción y se procede similar

manera hasta que una pequeñísima parte de la sal quede sin disolver.

Pesar la cantidad de sal que queda después de la operación.

Experimento N° 2: Preparación de solución sobresaturada

A la solución anterior calentar suavemente y agregar pequeña cantidades de sal de cloruro de sodio

NaCl hasta que ya no se disuelva más la sal.

Pesar la cantidad de sal que queda después de la operación.

Experimento N° 3: Preparación de solución % (P/V)

Preparar 50 ml de una solución al 2 % en (P/V) de sulfato de cobre pentahidratado CuSO4.

Realizar los cálculos para obtener la cantidad de soluto

Pesar dicha cantidad en una luna de reloj y disolver en un vaso con 25 ml de agua destilada,

luego transvasar a una fiola, enrasar y homogenizar la solución.

ExperimentoN°4: Preparación de una solución de Normalidad

Prepara 50 ml de una solución de sulfato de cobre pentahidratado 0,1 N

Realizar los cálculos para obtener la cantidad de soluto

Pesar dicha cantidad en una luna de reloj y disolver en un vaso con 25 ml de agua destilada, luego

transvasar a una fiola, enrasar y homogenizar la solución.

III. REPORTE DE RESULTADOS

Experimento N° 1: Preparación de una solución saturada


Realizar los cálculos correspondientes para determinar la solubilidad de la solución saturada.

Experimento N° 2: Preparación de una solución sobresaturada


¿Qué sucede al calentar?

Realizar los cálculos correspondientes para determinar la solubilidad de la solución sobresaturada.

Experimento N° 3: Preparación de solución % (P/V)


¿Qué cuidados debemos de tener en cuenta la preparación de una solución (P/V)?

¿Porque es importante el aforo en las soluciones?

Realizar los cálculos correspondientes para determinar el porcentaje (P/V).

Experimento N° 4: Preparación de una solución de Normalidad


¿Qué cuidados debemos de tener en cuenta la preparación de una solución de Normalidad?

¿Porque es importante el aforo en las soluciones?

Realizar los cálculos correspondientes para determinar la Normalidad.

VI. CUESTIONARIO

1. Explica la diferencia entre el soluto, el disolvente y solución.

2. Identifica el soluto, el disolvente y el estado físico de cada una de estas soluciones.

a. Cloro gaseoso disuelto en agua en una piscina.

b. Vinagre (5 % de ácido acético y 95 % de agua)

c. Latón (60 a 82 %) de Cu y de (18 a 40 %) de Zn

d. Dióxido de carbono disuelto en agua para hacer bebidas carbonatadas.

e. El wiscky escoces de 43 °, contiene 43° de etanol en agua.

3. En las siguientes soluciones. ¿Qué sustancia es el disolvente?

a. 2 onzas de aceite y 2 galones de gasolina.

b. 70 ml de alcohol isopropilico y 30 ml de agua (en el alcohol para frotar)

c. 25 % de Ni y 75 % de Cu (en el níquel de acuñación)

4. Explica porque los cristales de yodo, I(s), se disuelven con facilidad en tetracloruro de carbonoCCl4y

en hexano C6H14, pero no en el agua.

5. Indica para cada uno de los compuestos siguientes si es de esperar que sean solubles o insolubles en

agua .Explica tus respuestas .puede utilizar una tabla periódica.

a. CH3CH2OH

b. CH3CH2Cl

c. KCl

d. BaSO4

e. HOCH3CH2OH(etilenglicol)

f. Ca(NO3)3

6. Se prepara una solución disolviendo 15,8 g de HCl en 764 ml de agua .La densidad de la solución

resultante es de 1,08 g/ml.

Halla la concentración molar, normal de cada componente.

7. Cuantos gramos de K2Cr2O7 serán necesarios para preparar un litro de solución 2,5 molar?

8. Se requiere preparar 350 ml de un detergente cuya concentración deNaCO3 sea 1,125 molar. Cuantos

gramos decarbonato son necesarios para preparar dicha solución?

9. Se requiere disolver 7,2 g de yodo I2 en 850 ml de tetracloruro de carbono, cuya densidad es de

1,595 g7ml.¿Cual es la concentración molar de la solución que se obtendrá?

10. La concentración de una solución de CuSO4*5H2Oes 2,5 M .¿Cuál es la molaridad final en el caso de

que:

a. 15 ml de la solución sean añadidas a un recipiente con agua hasta un volumen de 200 ml de

solución?

b. 10 g de CuSO4*5H2O se disuelvan en 150 ml de la solución 2,5 M.

VII. BIBLIOGRAFIA





4. JUDITH SÁNCHEZ E,MARÍA DE LOURDES GARCÍA B, YOLANDA BALDERAS S.


PRÁCTICA Nº 11

CINÉTICA QUÍMICA

I. OBJETIVOS

Observar cualitativamente la velocidad de una reacción química.

Conocer y evaluar los factores que influyen en la velocidad de una reacción.

Graficar el proceso referente a la velocidad de una reacción.


El incendio es una reacción fisicoquímica. Un combustible y un oxidante interactúan en un proceso de

combustión en el que forman llamas. La velocidad de esta limitadas por el aporte del combustible y del

oxidante (aire), y no por las características de la reacción química .cuando en un incendio se produce

explosiones, se da el cambio súbito de energía química potencial , y se alteran violentamente las

reacciones , además hay un considerado subida de temperatura en fracción de segundos .

2.1 Velocidad de reacción y teoría de colisiones

Cuando dos o más sustancias se combinan, sucede modificaciones en la concentración de los reactantes y

los productos .El cociente entre la variación de la concentración de los reactantes o de los productos y el

intervalo del tiempo transcurrido se denomina velocidad.

𝑽 =𝚫𝒄

𝚫𝒕

V: velocidad

𝚫𝒄 ∶ Variación de la concentración

𝚫𝒕: Variación del tiempo

La velocidad de una reacción es la rapidez con la cual los reactantes se transforman en productos.

La velocidad de una reacción determina el número de átomos, iones o moléculas de los reactantes o

productos consumidos o formados, por unidad de tiempo.

Por ejemplo, en un recipiente cuyo volumen es un litro se coloca gas hidrogeno H2 y un gas cloroCl2, los

cuales se combinan para formar cloruro de hidrogeno HCl(g). Al cabo de diez minutos se mide la

concentración de HCl formado se encuentra que está en 2 moles/L.

H2(g) + Cl2(g)⟺ 2HCl(g)

Si se aplica el concepto anterior, la velocidad de formación (v) del HCl seria:

𝑉 𝐻𝐶𝑙 =𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑜𝑠 /𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜

𝑡𝑖𝑒𝑚𝑝𝑜

𝑉 𝐻𝐶𝑙 =2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠

10 𝑚𝑖𝑛= 0,2

𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠

𝐿.𝑚𝑖𝑛

Existe la teoría de colisiones para explicar que ocurre en el ámbito molecular con cada una de las

sustancias que participan en la reacción química.

Para que una reacción química se produzca, es necesario que las moléculas de los reactantes choquen o

colisionen entre si. Cuantas más partículas o moléculas choquen, más rápido ocurrirá la reacción. Sin

embargo, no todas las colisiones son efectivas. la reacción entre le hidrogeno y el cloro gaseoso tiene

lugar cuando se rompen los enlaces H-H; así forman Cl-Cl, y se forman los enlaces H-Cl. para que esto

suceda , deben de colisionar las moléculas de H2 y Cl2 que posean una energía igual o superior a un

valor critico llamado energía de activación (Ea).Esta expresa en Kcal/mol o kj/mol.

2.2 Enegia de Activacion

La energia de activiacion es necesario para romper los enlaces de las moleculas de los reactantes , lo que

facilita la formacion de nuevo enlaces en los productos .

No obtante ,algunas moleculas ,tiene la energia necesaria , pero no reacccionan , debido a que no estan

orientadas en la dirección adecuadas. Este fenómeno se llama factor de orientación. Para q ue la

colisión sea efectiva debe ocurrir con energía suficiente y en dirección apropiada.

Las moléculas que tienen energía de activación y orientación correcta son capaces de formar una

sustancia intermedia muy inestable, de alta energía llamada complejo activado o estado de transición.

2.3 Factores que modifican la velocidad de reacción

Observa la reacción de descomposición del peróxido de hidrogeno:

2 H2O(ac)

𝑙𝑢𝑧

⟶2H2O(l) + O2(g)

Al estudiar la velocidad con que ocurre las reacciones las reacciones químicas se ha podido establecer

experimentalmente que existen ciertos factores que la pueden modificar .Entre ellos mencionaremos los

siguientes :

La naturaleza de los reactantes

La concentración de los reactantes

El tamaño de las partículas

La temperatura

Catalizadores

a. Naturaleza de los reactantes

Un fenómeno de la vida cotidiana es la oxidación de los metales. Por ejemplo, un trozo de hierro se oxida

más lentamente que uno de sodio , pero más rápidamente que uno de plomo .Químicamente , la

naturaleza de los reactivos está relacionado con el ordenamiento de los átomos en las sustancias que

reaccionan con el ordenamiento de los átomos en las sustancias que reaccionan en forma molecular , con

la fuerza y el número de enlaces.

Estos factores se relacionan con la energía de activación .En consecuencia, afectan la velocidad de la

reacción.

El sodio reacciona con la energía de activación. En consecuencia, afectan la velocidad de la reacción.

b. Concentración de los reactantes

Para que una reacción química se produzca, es necesario que las moléculas de los reactantes colisionen

entre si. Cuanto mayor sea el número de estas colisiones, mayor será la velocidad de la reacción. Un

factor que influye en el número de choques es la cantidad de átomos, iones o moléculas de los reactantes

que se encuentra dentro del sistema de reacción.

c. Tamaño de partícula

Cuando sales del campamento y tienes que cocinar , hacer una fogata .Cuando inicias el fuego debes

utilizar delgados trozos de madera para que la combustión sea más fácil. Si utilizas trozos gruesos, será

muy difícil iniciar el fuego porque la combustión se produce por el contacto con el aire es mayor y, por

tanto, la combustión se realizara en forma más rápida .Generalmente, en el laboratorio las sustancias

químicas se encuentran en forman de polvo fino o en estado líquido para facilitar la reacción.

d. Catalizadores

Algunas veces se suma a los sistemas de reacción un componente adicional, el cual, aunque forma parte

de la reacción, no participa con las demás sustancias, pero si varia la velocidad de reacción. Este

fenómeno se llama catálisis y las sustancias catalizadores. Estas sustancias tiene la función de acelerar

o retardar los procesos químicos, debido a que varían notoriamente la energía de activación de estos.

e. Temperatura.

La experiencia ha mostrado que el aumento de la temperatura produce un aumento de la velocidad en las

reacciones .La energía se transfiere en un sistema reaccionante en forma de energía térmica .Esto

ocasiona que la frecuencia de los choques entre las moléculas reaccionantes sea mayor.

Así, un número mayor de molecular alcanzara el valor critico de energía de activación, lo que permitirá la

formación del complejo activado, el cual conducirá luego a la formación del producto.

2.4 La ley de velocidad de una reacción química

Esta ley se apoya en una expresión matemática que define la variación de la velocidad (v) en función de

la concentración.

𝑣 = 𝑘 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠 𝑛

La ley de velocidad: Se determina experimentalmente variando en forma sistemática los distintos

factores. Es expresada matemáticamente mediante:

CO (g) + H2O (g) ⟶CO2 (g) + H2(g) ;se tiene que :

𝑣 = 𝑘 𝐶𝑂 𝐻2𝑂

Esta expresión significa que la velocidad para esa reacción está en función de la constante de la velocidad

específica, y de las concentraciones y choques efectivos que se dan entre el monóxido de carbono y el

agua, para formar los productos con mayor rapidez.

Analiza la siguiente reacción en fase homogénea:

H2(g) + 2NO(g)⟶ 2H2O(g) + N2(g9

Se ha determinado experimentalmente que la ley de la velocidad para la reacción anterior es:

𝑣 = 𝑘 𝐻2 𝑁𝑂 2

En la expresión anterior, el exponente para la concentración de H2 es 1 y para la concentración de NO es

2. La respectiva ley de velocidad entonces, es 1+ +2= 3; es de tercer orden.

El orden de una reacción es la suma de los exponentes de las concentraciones de los reactantes .aquellos

que determinan la velocidad de reacción.


a. Materiales

Gradilla para tubos

Pipetas de vidrio


Tubos de ensayo

Pizeta

b. Reactivos

Solución de tiosulfato de sodio Na2S2O3(ac) 0,1 M

Solución de ácido sulfúrico H2SO4(ac) 1.0 M

Pastillas de Alcazeltzer

c. Equipos

Termómetros de escala


Experimento Nº 1: Efecto de la concentración en la velocidad de reacción.

Preparar 5 tubos de ensayo y agregar de acuerdo a lo que se indica en el cuadro:

Cuadro N°1: Concentración vs Tiempo

No

de ensayo

Na2S2O3(ac)0.1M

mL

H2O

mL

H2SO4(ac)0,1M

(gota)

Temperatura ºC

Tiempo

(seg)

1 0.5 2.5 1 Ambiente




5 2.5 .05 1 Ambiente

Cuando se agrega la Solución de ácido sulfúrico H2SO4(ac) 1.0 Mse tomara el tiempo

Al observar una turbidez parar el tiempo.

Experimento Nº 2:Efecto de la temperatura en la velocidad de reacción.

Preparar 5 tubos de ensayo y agregar de acuerdo a lo que se indica en el cuadro:

Cuadro N°2: Temperatura vs Tiempo

No

de ensayo

Na2S2O3(ac) 0.1M

mL

H2O

mL

H2SO4(ac) 0,1M

(gota)

Temperatura ºC

Tiempo

(seg)

1 2 1 1 20

2 2 1 1 30

3 2 1 1 40

4 2 1 1 50

5 2 1 1 60

Los tubos se llevan calentamiento.

Cuanto estén a la temperatura solicitada tomar el tiempo.

Al observar una coloración blanquecina parar el tiempo.

Experimento Nº 3: Efecto del tamaño de partícula

Para esta experiencia se necesita dos sobres de Alcazeltzer

En dos vasos de 250 mL, coloque 150 mL de agua en cada uno.

En el primer vaso coloque la pastilla de Alcazeltzer completa.

Tomar el tiempo que demora la pastilla en disolverse.

En el segundo vaso coloque la pastilla de Alcazeltzer previamente triturada

Tomar el tiempo que demora la pastilla en disolverse.


Experimento Nº 1


Realizar las respectivas diluciones dé cada ensayo

En papel milimetrado realizar la gráfica concentración vs tiempo

Cuadro N° 1: Concentración vs Tiempo

N°

de ensayo

Na2S2O3

[ ] M

Tiempo

(seg)

1

2

3

4

5

Gráfica N° 1: Concentración vs Tiempo

[ ] M

T (seg)

A partir de los datos obtenidos ¿cuál es la relación entre el tiempo de reacción y concentración?

Cuál es la relación entre la velocidad de reacción y la concentración.

Experimento Nº 2


En papel milimetrado realizar la gráfica temperatura vs tiempo

Cuadro N° 2: Temperatura vs Tiempo

N°

de ensayo

Temperatura

°C

Tiempo

(seg)

1

2

3

4

5

Gráfica N°1:Temperaturavs Tiempo

T °C

T (seg)

Qué relación podemos deducir entre la temperatura y la velocidad de reacción

Experimento Nº 3


Afecta el tamaño de la partícula en la velocidad de reacción?

¿Qué pastilla se disolvió más rápido, Porque?

VI. CUESTIONARIO

1. Que es la velocidad de reacción.

Menciona los tres factores que determinan la velocidad de reacción.

como afecta la orientación de los reactivos a la velocidad de reacción

2. Que es un catalizador.

a. Menciona un catalizador de la descomposición del H2O2

a. Utiliza el concepto de energía de activación para explicar porque no todas las reacciones exotérmicas

ocurren de manera instantánea.

b. Escriba la expresión de la ley de la velocidad de la reacción siguiente:

NO (g) + O2 (g)NO2 (g)

Cuál será el efecto en la velocidad de la reacción si se duplica la concentración del NO?

5. Se ha estudiado la siguiente reacción:

CO (g) +` NO2 (g)CO2 (g) + NO (g)

b. Se ha encontrado que cuando las concentraciones de los reaccionantes son de 0,10 moles/litro, la

velocidad de formación del CO2 es de 0,012 moles/litro –s.

Hallar:

a. La ecuación de la velocidad de reacción.

b. La constante de la velocidad de reacción.

c. La velocidad de formación del CO2 cuando la concentración de los reactantes es de 0,2 moles/litro.

6. Que función cumple el MnO2 en la siguiente reacción:

KClO3 + calor MnO2 2KCl + 3O2 (g)

c. Acelera o retarda la reacción? Explique su respuesta.

7. Describe porque se puede metabolizar el azúcar en las células vivas a pesar de que no reacciona con

el oxígeno a temperatura ambiente para dar CO2 y H2O.

8. Las bajas temperaturas permiten la conservación de muchos alimentos, porque con ellas se

disminuyen la velocidad de reacción en sus componentes. Explica las razones.

9. Explica la función de un catalizador en el convertidor catalítico de un automóvil

10. ¿Qué se quema más rápido en el aire, una pieza de un gramo de madera ó un gramo de la misma

madera pulverizada (aserrín)?. Explique su respuesta.

VII. BIBLIOGRAFIA




3. SERIE CONCIENCIA. Química .Grupo editorial Norma Perú 2005.



5. http://es.scribd.com/doc/7244197/Cinetica-Quimica-Lab-Oratorio

PRÁCTICA Nº 12

EQUILIBRIO QUÍMICO

I. OBJETIVOS:

Demostrar experimentalmente las características de los sistemas en equilibrio.

Verificar la influencia de los cambios externos en los sistemas de equilibrio.


2.1. Reacciones Químicas

Las reacciones químicas también pueden clasificarse en irreversibles y reversibles.

a. Reacciones irreversibles; los reactantes reaccionan para convertirse en productos sin que exista la

posibilidad de que originen nuevamente.

b. Reacciones reversibles; a medida que se forman los productos, estos reaccionan entre sí para

forman nuevamente los reactantes. Un ejemplo sencillo se encuentra en el proceso de descomposición

del agua:

H2O(g)⇔H2(g) + ½ O2(g)

2.2. Equilibrio Químico:

El equilibrio químico es un estado dinámico, en una reacción reversible, en la cual la velocidad de

reacción hacia la derecha y hacia la izquierda son iguales. Mientras un sistema se encuentra en equilibrio,

no se produce cambio neto en las concentraciones de los reactivos o productos.

2.3. Tipos de equilibrio químico

El equilibrio químico puede ser homogéneo o heterogéneo .En el primer caso, tanto los reactantes como

los productos se encuentran en le mismo estado (liquido o gaseoso). Por ejemplo, el sistema de reacción

representa un sistema homogéneo en equilibrio:

H2O (g) + I2 (g)⇔2HI (g)

En los sistemas heterogéneos, tanto los reactantes como los productos pueden encontrarse en dos o

más estados. Por ejemplo, la siguiente reacción se considera como un sistema heterogéneo en equilibrio:

H2 (g) + 1/2O2 (g)⟺H2O (l)

Se habla también de equilibrios moleculares cuando los sistemas involucran moléculas, por l general, en

estado gaseoso. En cambio, e equilibrio en solución cuando el sistema se encuentra en disolución acuosa.

El sistema formado:

N2O4 (g)⟺2NO2 (g) a 55 °C

Corresponde a un sistema en equilibrio molecular, mientras que el sistema:

NH3 (g) + H2O (l)⟺ NH4(ac )+ + OH(ac )

− + 55°C

Es un ejemplo de equilibrio acuoso.

2.4. Ley de Equilibrio Químico:

En estado gaseoso se produce una reacción representada como:

aA + bB⟺cC +dD

De acuerdo con la ley de la velocidad, la velocidad de la reacción directa Vd(izquierda a derecha) es

𝑉𝑑=𝑘𝑑 𝐴 𝑎 𝐵 𝑏 , mientras que para la reacción inversas (derecha a izquierda) es:

𝑉𝑖=𝑘𝑖 𝐶 𝑐𝐷𝑑 .Si se obtiene el equilibrio, las concentraciones de los reactantes no se modifican y, a pesar

de que las reacciones continúan, las velocidades de las reacciones directas e inversa son iguales, es

decir,Vd=Vi; por lo tanto:

𝑉𝑑=𝑘𝑑 𝐴 𝑎 𝐵 𝑏 = 𝑉𝑖=𝑘𝑖 𝐶

𝑐 𝐷 𝑑 , equivale a:

𝑘𝑑𝑘𝑖

= 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑

𝐴 𝑎 𝐵 𝑏

Por otro lado, se sabe que el cociente dedos constantes es otra constante; entonces/ki= keq se denomina

constante de equilibrio, por lo tanto, se obtiene la expresión:

𝐾𝑒𝑞 = 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑

𝐴 𝑎 𝐵 𝑏

Conocida como ley de acción de masas, ley de Guldberg-Waage o ley de equilibrio químico. Los

corchetes representan las concentraciones en moles/litro de los reactantes y productos; y los exponentes a,

b, c y d los coeficientes en la ecuación balanceada.

2.5. Factores que Afectan el Equilibrio Químico.

La composición de un sistema en equilibrio puede verse afectada por ciertos factores que actúan sobre él,

como la concentración de reactantes y productos, la variación en la temperatura y, en el caso de los

sistemas gaseosos, la presión total del sistema.

2.5.1. Principio de Le Chatelier

Los efectos productos sobre los sistemas en equilibrio fueron estudiados por Henri Le Chatelier, y

resumidos en el siguiente principio;

“Si se cambian las condiciones bajo las cuales un sistema se encuentran en equilibrio, este se modifica en

el sentido de absorber el cambio y restablecer el estado de equilibrio”

a. Efecto de la variación de la concentración: Según el principio de Le Chatelier, si se aumenta la

concentración de alguna sustancia del sistema de equilibrio, este reacciona disminuyendo la

concentración de la sustancia añadida con el fin de restablecer el equilibrio y el valor de la constante

original.

Por ejemplo, se tiene el sistema:CO2(g) + H2O(g)⟺H2CO3(g) , y se adiciona CO2, este excedente reacciona

con H2O para formar mayor cantidad de H2CO3 y , de esta manera , restablecer el equilibrio.

b. Efecto de la variación de la temperatura: recuerda que las reacciones pueden ser endotérmicas, si

absorben energía de entalpia positiva; y exotérmicas, si absorben energía de entalpia positiva; y

exotérmicas, si liberan energía de entalpia negativa. Si se tiene un sistema en equilibrio a volumen

constante y se aumenta la temperatura, el sistema reacciona consumiendo el calor añadido.

Entonces, si la reacción es endotérmica, el equilibrio se desplazará hacia los productos y si es exotérmica,

el sistema se moverá hacia los reactantes.

c. Efecto de la variación de la presión: si se aumenta la presión de un sistema en equilibrio, este de

desplaza en el sentido en el que se alivie la presión, por lo que este efecto solo se consigue si el

desplazamiento de la reacción se produce en la direccionen la dirección en la que se produzcan menos

moles de gas lo que genera una disminución de la presión. Recuerda que la presión es directamente

proporcional al número de moles, siempre y cuando el volumen y la temperatura se mantengan

constantes.

Esto quiere decir que los cambios en la presión solo afectan a los sistemas en equilibrio en los existen una

desigualdad en el número de moles en estado gaseoso de reactantes y productos.

Por ejemplo, sea el equilibrio que se establece entre:

3H2 (g) + N2 (g)⟺2 NH3(g) ∆H = −92,05 kj/mol

Si se aumenta la presión, se produce un cambio que hace que el equilibrio se desplace hacia la derecha

lado donde existe un número menor de moles, puesto que en este caso existen cuatro moles al lado de los

reactantes y dos moles al lado de los productos.

Al aumentar la presión, el equilibrio se desplaza hacia la derecha debido a que hay mayor producto de

amoníaco.


a. Materiales

Tubos de ensayo

Gradilla para tubos

Pipetas

Pizeta

Cocinillas

Vasos de precipitados

Hielo

b. Reactivos

Solución de dicromato de potasio K2Cr2O7 (ac) 0,1 M

Solución de cromato de potasio K2CrO4(ac) 0,1 M

Solución de ácido clorhídrico HCl 1.0 M

Solución de hidróxido de sodio NaOH1.0 M

Solución de CoCl2preparado en alcohol isopropilico


Experimento Nº 1: Efecto de la variación de la concentración.

Preparar 4 tunos de ensayo.

Agregar a los 2 primeros tubos 1 ml de Cromato de potasioK2CrO4(ac) 0,1 M

Añadir al primer tubo 1ml de hidróxido de sodio 0.1 M

Añadir al segundo tubo 1ml de ácido clorhídrico 0.1 M

Agregar a los 2 siguientes tubos 1 ml de Dicromato de potasio K2Cr2O7 (ac) 0,1M

Añadir al primer tubo 1ml de hidróxido de sodio 0.1 M

Añadir al segundo tubo 1ml de ácido clorhídrico 0.1 M

Experimento Nº 2:Efecto de la variación de la temperatura.

Preparar 2 tubos y agregar 1 ml de CoCl2

Al primer tubo añadir gotas de agua

Llevar a calentamiento en un baño maría.

Luego llevar al tubo en un baño de4 hielo o agua fría.


Experimento Nº 1:

A los dos primero tubos que contiene cromato de potasioK2CrO4 (ac) 0,1 M

Al agregar el NaOH que sucede.

Al agregar el HCl que sucede.

A los dos primero tubos que contiene cromato de potasioK2CrO4(ac) 0,1 M

Al agregar el NaOH que sucede.

Al agregar el HCl que sucede.

¿Qué tipo de equilibrio existe?

¿Qué factores afectan el equilibrio?

Escribir la ecuación balanceada

Experimento Nº 2:


Al agregar agua ¿Que sucede?

Cuando se lleva abaño maría regresa a su color original. ¿Porque?

Cuando se lleva a baño de hielo o en agua fría ¿Que sucede?

¿Qué tipo de equilibrio existe?

¿Qué factores afectan el equilibrio?

Escribir la ecuación balanceada

V. CUESTIONARIO

1. Explique según el Principio de Le Chatellier como influyen la concentración, la presión y la

temperatura en el equilibrio de las reacciones químicas

2. Determina a qué clase de equilibrio corresponden los siguientes sistemas de reacción:

a. CO(g) + H2O(g)⟺ CO2(g) + H2(g) a 980 °C

b. CaCO3(s)⟺ CaO(s) + CO2(g) a 500°C

c. KOH(s)⟺ K(ac )+ + OH−

3. Escribe la expresión de la constante de equilibrio dé cada una de las siguientes reacciones.

a. H2 (g) + Cl2 (g)⟺HCl (g)

b. 2CO2 (g) ⟺2CO (g) + O2 (g)

c. 3O2⟺ 2O3 (g)

d. CO(g) + 3H2(g)⟺ CH4(g) + H2O(g)

e. 4NH3(g) + 5O(g)⟺ 4 NO(g) + H2O(g)

f. H2(g) + I2(g) ⟺ 2HI(g)

4. Se necesita preparar SO3 para fabricar H2SO4. El proceso se representa mediante la reacción

SO2 (g) + O2 (g)⟺2SO3(g) + 23 kcal

Escoge cuál de los factores mejora el rendimiento de SO3(g)

Argumenta tu respuesta.

5. Se encuentra que la constante de equilibrio para la siguiente reacción a una cierta temperatura es

62.Cuando la concentración de H2(g) es 0.20 m y la de I2 es 0.25 M, ¿Cuál es la concentración de

equilibrio de I(g)?

H2(g) + I2(g) ⟺ 2 HI(g)

6. La constante de equilibrio para la siguiente reacción para la siguiente reacción es 50 a 400°C.Cuando

NO2 = 0.20 M¿ cual es N2O4 de equilibrio?

N2O4 (g)⟺ NO2 (g)

Incoloro marrón

7. De acuerdo con el Principio de la ley de Chatelier ¿Qué efecto tendrá una temperatura más alta sobre

el equilibrio en los casos siguientes?

a. H2(g) + Cl2(g) ⟺2HCl(g) + energía

b. 2 CO2(g)+ energía⟺ 2 CO(g) + O2

c. 3O2 + energía ⟺ 2O3

8. ¿Qué efecto tendría un aumento de presión en los siguientes sistemas?

a. H2S (g) + SO2(g) ⟺ S(s) + H2O(l)

b. N2(g) + H2⟺NH3(g)

c. C2H4(g) + H2O(g) ⟺ C2H5OH(l)

9. En una botella de gaseosa mineral se tiene el equilibrio:

CO2 (g) + H2O (l)⟺H2CO3 (ac)

Al destapar el corcho o lata y reducir la presión en la botella la reacción se desplaza hacia la derecha

o izquierda. Explique?

VI. BIBLIOGRAFIA







PRÁCTICA Nº 13

ACIDOS Y BASES

I. OBJETIVOS

Verificar el comportamiento acido o básico de una sustancia en solución acuosa, mediante sus

propiedades características.

Diferenciar un ácido de una base, mediante indicadores acido − base. Conocer los cambios de color

de los distintos indicadores acido − base

según el rango de pH.

Determinar concentraciones de soluciones ácidas o básicas a partir de su pH.


2.1. Definiciones de Ácidos y Bases:

A definición de ácidos y bases ha ido modificándose con el tiempo. Al principio Arrhenius fue quien

clasifico a los ácidos como aquellas sustancias que son capaces de liberar iones hidrógeno ó protones

(H+) y a las bases como aquellas sustancias que pueden liberar iones OH

-. Esta teoría tenía algunas

limitaciones ya que algunas sustancias podían comportarse como bases sin tener en su molécula el ion

OH-. Por ejemplo el NH3. Aparte para Arrhenius solo existía el medio acuoso y hoy es sabido que en

medios distintos también existen reacciones ácido-base.

Brønsted y Lowry posteriormente propusieron otra teoría en la cual los ácidos y bases actúan como

pares conjugados. Ácido es aquella sustancia capaz de aportar protones y base aquella sustancia capaz de

aceptar protones. No tiene presente en su definición al ion OH-.

Simbólicamente:

AH + H2O ⟺ A- + H3O

+

El AH es el ácido, ácido 1 de su base conjugada A- base 1 y el agua base 2 es la base de su ácido conjugado

H3O+ácido 2.

2.2. Características de los Ácidos y Bases:

Las características de los compuestos que se consideran ácidos son los siguientes.

Tienen sabor agrio

En solución acuosa permiten el paso de la corriente eléctrica.

Cambian el color de ciertos indicadores por ejemplo, el papel tornasol azul se torna rojo.

Reaccionan con algunos metales desprendiendo hidrógeno.

Las propiedades de los ácidos desaparecen al reaccionar con las base, y se neutralizan para formar

sales y agua.

Son ejemplos de ácidos: jugo de limón, vinagre, aspirina, bebidas carbónicas, entre otros.

Las características de los compuestos considerados bases son los siguientes.

La mayoría tiene sabor amargo.

En solución acuosa permiten el paso de la corriente eléctrica.

Cambian el color de ciertos indicadores, por ejemplo, el papel tornasol rojo se torna azul.

Las propiedades de las bases desaparecen al reaccionar con los ácidos, y se neutralizan para formar

sales y agua.

Al contacto son de consistencia jabonosa.

Son ejemplos de las bases: jabón, te, detergente, entre otros.

2.3. El pH: Potencial Hidrógeno

Es un parámetro muy usado en química para medir el grado de acidez o alcalinidad de las sustancias. Esto

tiene enorme importancia en muchos procesos tanto químicos como biológicos. Es un factor clave para

que muchas reacciones se hagan o no. Por ejemplo en biología las enzimas responsables de reacciones

bioquímicas tienen una actividad máxima bajo cierto rango de pH. Fuera de ese rango decae mucho su

actividad catalítica. Nuestra sangre tiene un pH entre 7,35 y 7,45. Apenas fuera de ese rango están

comprometidas nuestras funciones vitales. En los alimentos el pH es un marcador del buen o mal estado

de este. Por lo expuesto el pH tiene enormes aplicaciones.

a. La escala del pH va desde 0 hasta 14.

Los valores menores que 7 indican el rango de acidez y los mayores que 7 el de alcalinidad o basicidad.

El valor 7 se considera neutro. Matemáticamente el pH es el logaritmo negativo de la concentración molar

de los iones hidrogeno o protones (H+) o iones hidronio H3O.

pH = -log [H+]

pH = -log [H3O]

http://www.quimicayalgomas.com/wp-content/uploads/2011/05/acido-base.gif

Tabla N° 1: pH aproximado de algunas soluciones.

Solución pH

HCl 0.10 M 1.0

Jugos gástricos 1.6-1.8

Jugo de limón 2.3

vinagre 2.0- 3.4

Bebidas gaseosas 2.0 – 4.0

leche 6.3 – 6.6

orina 5.5 – 7.5

Agua de lluvia (no

contaminada)

5.6

saliva 6.2 – 7.4

Agua pura 7.0

sangre 7.35 – 7.45

Clara de huevo(fresca) 7.6 – 8.0

bilis 7.8 – 8.6

Leche de magnesia 10.5

Amoniaco casero 11

NaOH 0.1 M (soda caustica) 13

NaClO (lejía) 2

b. Electrolitos fuertes y Débiles:

Son las sustancias que se descomponen en iones. Los fuertes se disocian o se separan en un 100% y los

débiles en muy pequeño porcentaje.

Al separarse en iones muchos de ellos pueden aportar iones OH- o iones H

+ o H3O

+ afectando al pH en

cierta medida.

También hay un Potencial oxhidrilo pOH por haber iones OH-.

pOH = -log[OH-]

La suma entre el pOH y el pH nos da 14

pOH + pH = 14

Otra fórmula muy importante que vincula a los iones H+ y OH

- es la Constante del producto iónico del

agua.

Kw = [H+]. [OH

-]

Kw = 1.10-14

Nos permite calcular uno de los iones cuando tenemos el otro, ya que su producto siempre da 1.1014

en

cualquier situación.

A veces nos piden calcular la concentración de iones OH- o H

+ a partir de los valores de pOH y pH.

[H+] = 10

–pH

[OH-] = 10

–pOH

El pH y el pOH aparecen en ambos casos como exponentes.

Ejemplos con electrolitos fuertes, es decir, ácidos y bases fuertes.

1. Ácido Clorhídrico HCl(ac) 0,04M:

HCl(ac) ⟶ H+ + Cl

-

En este caso la concentración molar de 0,04 M del ácido también será 0,04M del ion H+ y 0,04M de

Cl-. De manera que el pH será:

pH = -log [0,04]

pH = 1,4

2. Hidróxido de Bario 0,06MBa(OH)2

Ba(OH)2(ac)⟶ Ba+2

+ 2 OH-

La concentración del ion OH- es el doble que la del Ba (OH)2 porque un mol del hidróxido genera

dos moles de OH-.

Calculamos a continuación el pOH:

pOH = -log[0.12]

pOH = 0.92

pH + pOH = 14

pH = 14 – pOH

pH = 14 – 0.92

pH = 13.08

c. Electrolitos débiles:

En el caso de los electrolitos débiles, es más complicado calcular el pH y debemos recordar el concepto

de equilibrio químico.

El equilibrio químico se aplica a las reacciones que son reversibles, es decir, que pueden ir en ambas

direcciones. Pero aun así llega un momento en el que la velocidad de reacción hacia la derecha es igual

que hacia la izquierda. En ese punto se establecen concentraciones de las sustancias que no varían en el

tiempo y se puede aplicar la constante de equilibrio químico.

A + B ⟺ C + D

𝐾 =[𝐶][𝐷]

𝐴 𝐵

Los electrolitos fuertes se caracterizan por ir en una sola dirección. En los ejemplos vistos anteriormente

las sustancias se descomponen en iones y no hay reversa. En los electrolitos débiles veremos que la

disociación iónica que va hacia la derecha puede tomar el camino opuesto y generar nuevamente la

sustancia no ionizada.

3. Ácido acético:CH3COOH.

CH3COOH + H2O ⟺ CH3COO- + H3O

+

Ka = CH3COOH− H3O+

CH3COOH

2.4. Equilibrio Químico en Soluciones Acuosas

2.4.1. Efecto del ión Común:

A continuación veremos que sucede cuando tenemos una mezcla de un ácido débil y una sal de su acido.

Antes debemos recordar el Principio de Le Chatelier. Este principio sostiene que cuando se introduce un

cambio en un sistema en equilibrio, este responde de manera tal de contrarrestar a este cambio.

Si tenemos un ácido débil (AH) y una sal de este ácido por ejemplo NaA, estos se disociaran en agua.

AH + H2O ⟺ A- + H3O

+

NaA ⟹ Na+ + A

-

Como vemos ambas generan al ion A-. Sabemos que el pH de una sustancia es el índice de la

concentración de iones H3O+. Mientras mayor sea esta concentración menor será el pH. Según Le

Chatelier, si aumenta el ion común A-, la reacción se desplazara hacia la izquierda. Esto reducirá la

concentración de H3O+ e impedirá que el pH disminuya. A estas soluciones que tienen estas propiedades

se las llama Buffer o Soluciones reguladoras o Soluciones Tampón. Están formadas por un ácido débil y

una de sus sales o una base débil y una de sus sales.

Hay muchos sistemas buffer, incluso en nuestro organismo, para regular el pH de la sangre, que no

soporta ni pequeñas fluctuaciones de pH.

Ahora veremos cómo calcular el pH en uno de éstos casos.

Recordemos la Ka del ácido:

Ka = A− H3O+

AH

Despejando [H3O] resulta:

H3O+ =Ka AH

AH A−

Aplicando logaritmo en ambos miembros resulta:

- log [H3O+] = – log Ka.

AH

A−

pH = pKa + log AH

A−

La [A-] proviene de la disociación del ácido débil y de la sal. Pero la cantidad que aporta el ácido es muy

baja comparada con la que aporta la disociación de la sal.

De la misma manera el ácido (AH) al ionizarse, algo de su cantidad es consumida. Pero es bastante poca

comparada con la cantidad inicial de ácido.

Como casi todo el ion A- es proporcionado por la sal. La concentración de A

- podemos reemplazarla por

la sal en la fórmula. Tomando la siguiente expresión:

pH = pKa + log [𝑆𝑎𝑙 ]

𝐴𝑐𝑖𝑑𝑜

Ejemplo:

Calcular el pH de una solución que contiene una concentración de un ácido débil de 0,3M y una

concentración de su sal de 0,5M. La Ka = 1,8.10-5

; pKa = 4,744

pH = 4,744 + log 0,5 𝑀

0,3 𝑀

pH = 4,744 + 0,222

pH = 4,97


Materiales

Tubos de ensayo

Matraz de 250 ml

Vasos de 100 ml

Reactivos

Solución de ácido clorhídrico HCl(ac) 0,1 M

Solución de hidróxido de sodio NaOH(ac) 0,l M

Indicador de anaranjado de metilo

Indicador de fenolftaleína

Indicador rojo congó

Indicador rojo de metilo


Experimento Nº 1: Determinar el PH de soluciones de ácidos y bases fuertes

Se preparó 2 diluciones a partir de una solución de hidróxido de sodio NaOH (ac)0.1 M

1Dilución: 10 ml de una solución de NaOH 0.1M en 100 ml de agua.

2Dilución: De la primera dilución se extrae 10 ml de una solución de NaOH en 100 ml de agua.

Medir el pH de las soluciones.

Tabla N° 1:

NaOH

[ ]

pH [𝐇+ ] pOH [𝐎𝐇− ]

NaOH 0.1 M

NaOH (1 dilución)

NaOH (2 dilución)

Preparar 8 tubos de ensayo y agregar los siguientes indicadores, tal como se indica en la tabla.

Tabla N° 2:

NaOH

[ ]

Naranja de

Metilo Rojo Congo Fenolftaleína

Rojo de Metilo

Experimento Nº 2: Determinar el PH de soluciones de ácidos y bases fuertes

Se preparó 2 diluciones a partir de una solución de ácido clorhídrico HCl (ac) 0.1 M

1Dilución: 10 ml de una solución de ácido clorhídrico HCl(ac) 0.1M en 100 ml de agua.

2Dilución: De la primera dilución se extrae 10 ml de una solución de ácido clorhídrico HCl(ac)

0.1M en 100 ml de agua.

Medir el pH de las soluciones.

Tabla N° 3:

HCl

[ ]

pH [𝐇+ ] pOH [𝐎𝐇− ]

HCl 0.1 M

HCl (1 dilución)

HCl (2 dilución)

Preparar 8 tubos de ensayo y agregar lo siguientes indicadores, tal como se indica en la tabla.

Tabla N° 4:

Experiencia Nº3: Determinar el pH de diferentes sustancias.

Colocar en los tubos de ensayo 2 ml de las muestras problemas.

Con la ayuda de un varilla o bagueta. se extrae una pequeña cantidad demuestra y se adhiere al

papel indicador y se lleva a la escala de Pampea.

Sustancias

problemas pH [𝐇+ ] pOH [𝐎𝐇− ]

Pasta dental

Gaseosa

Aguade caño

Agua mineral

Shampoo

Colonia

Desodorante

Yogurt

Limón

Naranja

Leche

NaOH 1dilucion

NaOH 2 dilución

HCl

[ ] Naranja de Metilo Rojo Congo Fenolftaleína

Rojo de Metilo

HCl (1dilucion)

HCl (2 dilución)

Loción de cuerpo


Experiencia N° 1:

Realizar los cálculos para obtener lo siguiente:

Hallar la concentración de la 1 dilución de la solución de hidróxido de sodio.

Hallar la concentración de la 2 dilución de la solución de hidróxido de sodio.

Llenar la Tabla N° 2:.Hallando el pH, pOH, H+ y OH

-.

Tabla N° 1:

NaOH(ac) [ ]

pH [H+] pOH [OH

-].

NaOH(ac) 0.1 M

NaOH(ac) 1 dilución


Llenar la tabla N°1: Con los colores obtenidos con cada indicador.

Tabla N° 2:

Experiencia N° 2

Realizar los cálculos para obtener lo siguiente:

Hallar la concentración de la 1 dilución de la solución de ácido clorhídrico.

Hallar la concentración de la 2 dilución de la solución deácido clorhídrico.

Llenar la Tabla N° 3:.Hallando el pH, pOH,[H+] y [OH

-].

Tabla N° 3:

HCl(ac) [ ]

pH [H+] pOH [OH

-]

HCl(ac) 0.1 M

HCl(ac) 1 dilución

HCl(ac)2 dilución

Llenar la tabla N°4: Con los colores obtenidos con cada indicador.

Tabla N° 4:

NaOH(ac) [ ] Naranja de Metilo Rojo Congo Fenolftaleína Rojo de Metilo

NaOH(ac) 1dilucion


HCl(ac)

[ ]

Naranja de

Metilo Rojo Congo Fenolftaleína

Rojo de Metilo

VI. CUESTIONARIO

1. Responde las siguientes preguntas.

a. Menciona cuatro propiedades generales de las soluciones acidas.

b. Menciona cuatro propiedades generales las soluciones básicas

c. A que ion atribuyo Arrhenius las propiedades de las soluciones acidas?

d. Que ion atribuyo Arrhenius las propiedades de las soluciones básicas?

e. Que es un ion hidronio y en que difiere de un ion hidrogeno ¿Porque que se unas ambos términos de

manera indistinta?

f. Que ocurre durante la neutralización „¿Qué productos se forman?

2. Indicar, para cada uno de los siguientes compuestos, si se trata de un ácido, una base, una sal o

ninguno de los anteriores.

a. H2SO4

b. HCN

c. CH4

d. KOH

e. CH3COOH

f. Mg(OH)2

g. MgSO4

h. NACN

i. CaCl2

j. HNO3

3. Escribe la formula química de cadauno de los siguientes ácidos e indica si es monopólico,diprótico o

triprótico.

a. Ácido fosfórico

b. Ácido acético

c. Ácido clorhídrico

d. Ácido bórico

e. Ácido sulfúrico

f. Ácido nítrico

g. Ácido láctico

h. Ácido carbónico

4. El jugo de limón una [H+] 0.010 M. ¿Cuál es la [OH

-]?

5. Una muestra de bilis tiene [OH-] de 1.0X 10

-6. ¿Cuál es la [H

+]?.¿Es acida o básica la solución?

6. Cuál es el pH de una solución de vinagre donde [H+] es 1 x10-3 M. ¿Es acida o básica la solución?

7. ¿Calcular el pH de una solución con una [H+]?

a. [H+] 4.5x 10

-3M

b. [H+] 5.7x10

-4 M

c. [H+] 1x10

-10M

d. [H+] 1x10

-2M

e. [H+] 1x10

-12M

8. Calcular el pOH de una solución con una [OH-]?

a. [OH-] 1x10

-6

b. [OH-] 1x10

-5

HCl(ac) 1dilucion

HCl(ac) 2 dilución

c. [OH-] 1x10

-7

d. [OH-] 1x10

-13

e. [OH-] 1x10

-8

9. Es necesario usar protección para los ojos en el laboratorio cuando se trabaja con ácidos y bases?

Explica tu respuesta.

10. Se debe utilizar protección para los ojos y guantes gruesos de hule no ajustados cuando se trabaja en

casa con limpiadores para hornos o drenajes? ¿Y cuándo se unas ácido muriático para limpiar los

inodoros? ¿Y si se utiliza vinagre? Explica tu respuesta.

VII. BIBLIOGRAFIA



2. CHANG RAYMOND, Química Séptima edición Editorial. Mc GrawHill. México 2000.


4. Q.B. Judith Dora Sánchez Echeverría ,Q.F.I. María De Lourdes García Becerril ,I.I.Q. Yolanda Edith

Balderas Solano Química I Libro de Texto Básico.

5. BROW, LE MAY BURSTEN Química. Prentice – Hall, México 1997.

6. WHITTEN KENNETH Química General. Mc Graw Hill, Madrid España 1998.

7. HARRIS DANIEL Análisis Químico Cuantitativo. Grupo Editorial Iberoamericana, México.

CONTROL DE PRACTICAS DE QUIMICA I

PRACTICA Nº1

Reconocimiento del Material de Laboratorio

APELLIDOS Y NOMBRES: __________________________________________________

GRUPO:___________________FECHA_________________CASILLERO____________

Coloque en los casilleros solamente en número de la pregunta que se le a asignado


PRACTICA Nº2

Medición y Tipos de errores





PRACTICA Nº3

Operaciones Básicas en el Laboratorio





PRACTICA Nº4

Tabla Periódica: Propiedades de los elementos





PRACTICA Nº5

Enlaces Químicos





PRACTICA Nº6

Funciones Químicas Inorgánicas





PRACTICA Nº7

Reacciones y Ecuaciones Químicas





PRACTICA Nº8

Reacciones de Óxido-Reducción





PRACTICA Nº9

Soluciones Químicas





PRACTICA Nº10

Suspensiones, Coloides y disoluciones





PRACTICA Nº11

Cinética Química





PRACTICA Nº12

Equilibrio Químico





PRACTICA Nº13

Ácidos y Bases




manual de practicas de química i-2014

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