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Laboratorio de Ensayos Químicos Página 1

T.P. LABORATORIO DE QUIMICA

T.P. Nº 1 Objetivo General Conocer los instrumentos básicos utilizados en un laboratorio.

Objetivos Específico

Conocer el nombre de cada instrumento utilizados en el laboratorio para realizar las prácticas.

Comprender e identificar la utilidad de los instrumentos y equipo de laboratorio.

INSTRUMENTOS DE LABORATORIO

Clasificación del Instrumental de Laboratorio.

El material que aquí se presenta se clasifico en aparatos y utensilios. Los aparatos se clasificaron de acuerdo a los métodos que estos utilizan en: Aparatos basados en métodos mecánicos y en aparatos basados en métodos electrométricos. Los utensilios a su vez se clasificaron de acuerdo a su uso en: Utensilios de sostén, utensilios de uso específico, utensilios volumétricos y en utensilios utilizados como recipientes o simplemente "recipientes ". Para facilitar la comprensión e identificación del instrumental de laboratorio esté se agrupo de acuerdo a su clasificación y de acorde a ello se va a ir detallando.

Utensilios de sostén. Son utensilios que permiten sujetar algunas otras piezas de laboratorio. En este material bibliográfico se le asignaron las siglas UDS.

Utensilios de uso específico. Son utensilios que permiten realizar algunas operaciones específicas y sólo puede utilizarse para ello en este material bibliográfico se le asignaron las siglas UDUE.

Utensilios volumétricos. Son utensilios que permiten medir volúmenes de sustancias líquidas. En este material bibliográfico se le asignaron las siglas UV .

Utensilios usados como recipientes. Son utensilios que permiten contener sustancias en este material bibliográfico se le asignaron las siglas UUCR.

Aparatos. Son instrumentos que permiten realizar algunas operaciones específicas y sólo puede utilizarse para ello en este material bibliográfico se le asignaron las siglas ABBM a los aparatos basados en métodos mecánicos y las siglas: ABME para los aparatos basados en medios electromecánicos.

En cuanto al orden de aparición de las tablas estas van a seguir el siguiente orden:

1. Utensilios de sostén (UDS). 2. Utensilios de uso específico (UDUE). 3. Utensilios volumétricos (UV). 4. Aparatos.

ESCUELA DE EDUCACIÓN TÉCNICA Nº 3 – SAN JOSÉ

DEPARTAMENTO QUÍMICA


Grupo 1. Utensilios de sostén. (UDS)

Adaptador para pinza para refrigerante o pinza Hold er

OBJETIVOS

Este utensilio presenta dos nueces. Una nuez se adapta perfectamente al soporte universal y la otra se adapta a una pinza para refrigerante de ahí se deriva su nombre. Están hechos de una

aleación de níquel no ferroso

Anillo de hierro

Es un anillo circular de Hierro que se adapta al soporte universal. Sirve como soporte de otros utensilios como: Vasos de precipitados., Embudos de separación, etcétera. Se fabrican en hierro colado y se utilizan para sostener recipientes que van a calentarse a fuego directo.

Bornes

Es un utensilio que permite sujetar cables o láminas para conexiones eléctricas. Están hechos de acero inoxidable.

Gradilla

Utensilio que sirve para colocar tubos de ensayo. Este utensilio facilita el manejo de los tubos de ensayo.

Pinzas para cápsula de porcelana

Permiten sujetar cápsulas de porcelana.


Pinzas para crisol

Permiten sujetar crisoles

Pinzas para tubo de ensayo

Permiten sujetar tubos de ensayo y si éstos se necesitan calentar, siempre se hace sujetándolos con estas pinzas, esto evita accidentes como quemaduras.

Pinzas para vaso de precipitado

Estas pinzas se adaptan al soporte universal y permiten sujetar vasos de precipitados.

Soporte Universal

Es un utensilio de hierro que permite sostener varios recipientes.

Tela de alambre

Es una tela de alambre de forma cuadrangular con la parte central recubierta de asbesto, con el objeto de lograr una mejor distribución del calor. Se utiliza para sostener utensilios que se


van a someter a un calentamiento y con ayuda de este utensilio el calentamiento se hace uniforme.

Triángulo de porcelana

Permite calentar crisoles.

Trípode

Son utensilios de hierro que presentan tres patas y se utilizan para sostener materiales que van a ser sometidos a un calentamiento.

Grupo 2. Utensilios de uso específico. (UDUE)

Agitador de vidrio

Están hechos de varilla de vidrio y se utilizan para agitar o mover sustancias, es decir, facilitan la homogenización.

Alargadera de destilación

Este dispositivo presenta un brazo con un ángulo de 75 grados, en este brazo se conecta un condensador.


Aparato de destilación

Consta de tres partes:

a) Un matraz redondo de fondo plano con salida de un lado con boca y tapón esmerilado. b) Una alargadera de destilación con boca esmerilada que va conectada del refrigerante al matraz.

c) Refrigerante de serpentín con boca esmerilada.

Este aparato se utiliza para hacer destilaciones de algunas sustancias.

Aparato de extracción SOXHLET

Este aparato consta de 3 piezas:

a) Un matraz redondo fondo plano con boca esmerilada.

b) Una camisa de extracción. Esta se ensambla al matraz.

c) Refrigerante de reflujo.

Este aparato se utiliza para extracciones sólido-líquido.

Baño maría cromado


Es un dispositivo circular que permite calentar sustancias en forma indirecta. Es decir permite calentar sustancias que no pueden ser expuestas a fuego directo.

Calorímetro

Es un dispositivo que permite determinar el calor específico de algunas sustancias.

Cápsula de porcelana

Este utensilio está constituido por porcelana y permite calentar algunas sustancias o carbonizar elementos químicos, es un utensilio que soporta elevadas temperaturas.

Al usar la cápsula de porcelana se debe tener en cuenta que esta no puede estar vencida, pues de lo contrario, podría llegar a estallar.

Crisol de porcelana

Este utensilio permite carbonizar sustancias, se utiliza junto con la mufla con ayuda de este utensilio se hace la determinación de nitrógeno.

Cristalizador

Este utensilio permite cristalizar sustancias.

Cuba hidroneumática


Es una caja cromada con saluda lateral.Es un utensilio que tiene 30 cm de largo por 10 cm de altura. Se utiliza para la obtención de gases por desplazamiento de agua.

Cucharilla de combustión

Es un utensilio que tiene una varilla de 50 cm de largo. Se utiliza para realizar pequeñas combustiones de sustancias, para observar: por ejemplo el tipo de flama.

Desecador

Es un utensilio de vidrio aunque existen algunos que están hechos de plástico.

Los desecadores de vidrio tienen paredes gruesas y forma cilíndrica, presentan una tapa esmerilada que se ajusta herméticamente para evitar que penetre la humedad del medio ambiente. En su parte interior tienen una placa o plato con orificios que varía en número y tamaño. Estos platos pueden ser de diferentes materiales como: porcelana, o nucerite (combinación de cerámica y metal).

Embudo de Buchner


Son embudos de porcelana o vidrio de diferentes diámetros, en su parte interna se coloca un disco con orificios, en él se colocan los medios filtrantes. se utiliza para realizar filtraciones al vacío.

Embudo de seguridad recto

Es un utensilio que presenta un diámetro de 6mm. Se utiliza para adicionar sustancias a matraces y como medio para evacuarlas cuando la presión aumenta.

Embudo de separación

Es un embudo tiene la forma de un globo, existen en diferentes capacidades como: 250 ml, 500 ml. Se utiliza para separar líquidos inmiscibles.

Embudo estriado de tallo corto

Es un utensilio que permite filtrar sustancias los hay de: vidrio y de plástico.

Embudo estriado de tallo largo


Es un utensilio que permite filtrar sustancias.

Escobillón para bureta

Es un utensilio que permite lavar buretas.

Escobillón para matraz aforado

Es un utensilio que presenta una forma curva y por esa razón facilita la limpieza de los matraces aforados.

Escobillón para tubo de ensayo

Es un utensilio con diámetro pequeño y por esa razón se puede introducir en los tubos de ensayo para poder lavarlos.

Manómetro abierto

Este utensilio permite medir la presión de un gas.

Matraz de destilación


Son matraces de vidrio con una capacidad de 250 ml. Se utilizan junto con los refrigerantes para efectuar destilaciones.

Matraz Kitazato

Es un matraz de vidrio que presenta un vástago. Están hechos de cristal grueso para que resista los cambios de presión. Se utiliza para efectuar filtraciones al vacío.

Mechero de bunsen

Es un utensilio metálico que permite calentar sustancias. Este mechero de gas que debe su nombre al químico alemán ROBERT W. BUNSEN. Puede proporciona una llama caliente (de hasta 1500 grados centígrados), constante y sin humo, por lo que se utiliza mucho en los laboratorios. Está formado por un tubo vertical metálico, con una base, cerca de la cual tiene la entrada de gas, el tubo también presenta un orificio para la entrada de aire que se regula mediante un anillo que gira. Al encender el mechero hay que mantener la entrada del aire cerrada; después se va abriendo poco a poco. Para apagar el mechero se cierra el gas. Con ayuda del collarín se regula la entrada de aire. Para lograr calentamientos adecuados hay que regular la flama del mechero a modo tal que ésta se observe bien oxigenada (flama azul).

Mortero de porcelana con pilón ó mano


Son utensilios hechos de diferentes materiales como: porcelana, vidrio o ágata, los morteros de vidrio y de porcelana se utilizan para triturar materiales de poca dureza y los de ágata para materiales que tienen mayor dureza.

Refrigerante de rosario

Es un refrigerante que también recibe el nombre de: Refrigerante de Allin. Es un tubo de vidrio que presenta en cada extremo dos vástagos dispuestos en forma alterna. En la parte interna presenta otro tubo que se continúa al exterior, terminando en un pico gotero. Su nombre se debe al tubo interno que presenta. Se utiliza como condensador en destilaciones.

Refrigerante de serpentín

Es un refrigerante que también recibe el nombre de: Refrigerante de Graham. Su nombre se debe a la característica de su tubo interno en forma de serpentín. Se utiliza para condensar líquidos.

Refrigerante recto

Es un refrigerante que también recibe el nombre de: Refrigerante de Liebing. Su nombre se debe a que su tubo interno es recto y al igual que los otros dos refrigerantes se utiliza como condensador.

Retorta

Es un dispositivo de vidrio que se utiliza para realizar destilaciones con algunas sustancias.

Taladra corchos


Es un dispositivo que también se conoce con el nombre de: horadador, es un utensilio que permite horadar tapones.

Termómetro

Es un utensilio que permite observar la temperatura que van alcanzando algunas sustancias que se están calentando. Si la temperatura es un factor que afecte a la reacción permite controlar el incremento o decremento de la temperatura.

Tubo de hule látex

Permite realizar conexiones, es decir interconectar varios dispositivos.

Tubo de Thiele

Es un utensilio que se utiliza para determinar puntos de fusión.

Tubos de desecación

Permiten hacer desecaciones de sustancias químicas.

Vasos de precipitados

Son utensilios que permiten calentar sustancias hasta obtener precipitados.


Vidrio de reloj

Es un utensilio que permite contener sustancias corrosivas.

Grupo3. Utensilios volumétricos. (UV)

Bureta

Es un utensilio que permite medir volúmenes, es muy útil cuando se realizan neutralizaciones.

Matraz volumétrico

Son matraces de vidrio que se utilizan cuando se preparan soluciones valoradas, los hay de diversas medidas como: de 50 ml, 100 ml, 200 ml, 250 ml, 500 ml,1 L. étc.

Pipetas

Son utensilios que permiten medir volúmenes. Las hay en dos presentaciones:


a) Pipetas graduada: Es un elemento de vidrio que sirve para dar volúmenes exactos, con esta pipeta, se pueden medir distintos volúmenes de líquido, ya que lleva una escala graduada.

b) Pipeta volumétrica: Es un elemento de vidrio, que posee un único valor de medida, por lo que sólo puede medir un volumen.

Las pipetas graduadas permiten medir volúmenes intermedios, pues están graduadas, mientras que las pipetas volumétricas sólo miden el volumen que viene indicado en ellas.

Probeta

Es un utensilio que permite medir volúmenes están hechas normalmente de vidrio pero también las hay de plástico. Así mismo las hay de diferentes tamaños (volúmenes).

Frasco gotero

Permite contener sustancias. Posee un gotero y por esa razón permite dosificar las sustancias en pequeñas cantidades.

Frascos reactivos

Permiten guardar sustancias para almacenarlas, los hay de color ámbar y transparentes, los primeros se utilizan para guardar sustancias que son afectadas por los rayos del sol, los segundos se utilizan para contener sustancias que no son afectadas por la acción de los rayos del sol.

Matraz balón


Es un recipiente que permite contener sustancias.

Matraz balón de fondo plano

Es un recipiente que se utiliza para contener sustancias es una variación del matraz balón.

Matraz Erlenmeyer

Es un recipiente que permite contener sustancias o calentarlas.

Piseta

Es un recipiente que se utiliza para contener agua destilada, este recipiente permite enjuagar electrodos.

Tubos de ensayo


Estos recipientes sirven para hacer experimentos o ensayos, los hay en varias medidas y aunque generalemnte son de vidrio también los hay de plástico.

Grupo No. 4 Aparatos

Balanza analítica

Es un aparato que está basado en métodos mecánicos tiene una sensibilidad de hasta una diezmilésima de gramo.

Balanza granataria

Es un aparato basado en métodos mecánicos tiene una sensibilidad de una décima de gramo.

Agitador magnético


Este aparato tiene un agitador magnético y por esta razón permite calentar sustancias en forma homogénea.

Potenciómetro. (Medidor de pH)

Es un aparato que permite medir que tan alcalina (básica) o ácida esta una sustancia.

Mufla

Es un aparato que permite desecar sustancias.

Plancha eléctrica

Permite calentar sustancias.


T.T.P. ENSAYOS QUIMICOS Y FÍSICO-QUÍMICOS

T.P. Nº 2

SÍMBOLOS DE RIESGO O PELIGROSIDAD

Para la correcta manipulación de los productos peligrosos es imprescindible que el usuario sepa identificar los distintos riesgos intrínsecos a su naturaleza, a través de la señalización con los símbolos de peligrosidad respectivos.

Los símbolos de riesgo o peligrosidad son pictogramas o representaciones impresas en fondo anaranjado, utilizados en rótulos o informaciones d e productos químicos. Éstos sirven para advertir sobre la peligrosidad o riesgo de un produ cto.

La etiqueta es, en general, la primera información que recibe el usuario y es la que permite identificar el producto en el momento de su utiliza ción. Todo recipiente que contenga un producto químico peligroso debe llevar, obligatoria mente, una etiqueta bien visible en su envase que, redactada en el idioma oficial del Esta do, contenga:

a) Nombre de la sustancia o del preparado. Incluido , en el caso de los preparados y en función de la peligrosidad y de la concentración de los dis tintos componentes, el nombre de alguno(s) de ellos

b) Nombre, dirección y teléfono del fabricante o im portador. Es decir del responsable de su comercialización.

Ahora se presenta una tabla con los símbolos de peligrosidad y su respectivo significado:

TABLA DE SÍMBOLOS DE RIESGO O PELIGROSIDAD




E Explosivo

Clasificación: Sustancias y preparaciones que reaccionan exotérmicamente también sin oxígeno y que detonan según condiciones de ensayo fijadas, pueden explotar al calentar bajo inclusión parcial. Precaución: Evitar el choque, Percusión, Fricción, formación de chispas, fuego y acción del calor.

O Comburente

Clasificación: (Peróxidos orgánicos) . Sustancias y preparados que, en contacto con otras sustancias, en especial con sustancias inflamables, producen reacción fuertemente exotérmica. Precaución: Evitar todo contacto con sustancias combustibles. Peligro de inflamación: Pueden favorecer los incendios comenzados y dificultar su extinción.

F+ Extremadamente

inflamable

Clasificación: Líquidos con un punto de inflamación inferior a 0ºC y un punto de ebullición de máximo de 35ºC. Gases y mezclas de gases, que a presión normal y a temperatura usual son inflamables en el aire. Precaución : Mantener lejos de llamas abiertas, chispas y fuentes de calor.

F Fácilmente inflamable

Clasificación : Líquidos con un punto de inflamación inferior a 21ºC, pero que NO son altamente inflamables. Sustancias sólidas y preparaciones que por acción breve de una fuente de inflamación pueden inflamarse fácilmente y luego pueden continuar quemándose ó permanecer incandescentes. Precaución: Mantener lejos de llamas abiertas, chispas y fuentes de calor.


T+ Muy Tóxico

Clasificación: La inhalación y la ingestión o absorción cutánea en MUY pequeña cantidad, pueden conducir a daños de considerable magnitud para la salud, posiblemente con consecuencias mortales. Precaución: Evitar cualquier contacto con el cuerpo humano , en caso de malestar consultar inmediatamente al médico!

T Tóxico

Clasificación: La inhalación y la ingestión o absorción cutánea en pequeña cantidad, pueden conducir a daños para la salud de magnitud considerable, eventualmente con consecuencias mortales. Precaución: evitar cualquier contacto con el cuerpo humano. En caso de malestar consultar inmediatamente al médico. En caso de manipulación de estas sustancias deben establecerse procedimientos especiales!

C Corrosivo

Clasificación: Sustancias y preparaciones que reaccionan exotérmicamente también sin oxígeno y que detonan según condiciones de ensayo fijadas, pueden explotar al calentar bajo inclusión parcial. Precaución: Evitar el choque, Percusión, Fricción, formación de chispas, fuego y acción del calor.

Xi Irritante

Clasifica ción: Sin ser corrosivas, pueden producir inflamaciones en caso de contacto breve, prolongado o repetido con la piel o en mucosas. Peligro de sensibilización en caso de contacto con la piel. Clasificación con R43. Precaución: Evitar el contacto con ojos y piel; no inhalar vapores.

N Peligro para el

medio ambiente

Clasificación: En el caso de ser liberado en el medio acuático y no acuático puede producirse un daño del ecosistema por cambio del equilibrio natural, inmediatamente o con posterioridad. Ciertas sustancias o sus productos de transformación pueden alterar simultáneamente diversos compartimentos. Precaución: Según sea el potencial de peligro, no dejar que alcancen la canalización, en el suelo o el medio ambiente! Observar las prescripciones de eliminación de residuos especiales.

EXPLICACIÓN DEL FUNCIONAMIENTO DEL MECHERO DE BUNSE N


El mechero es un instrumento de laboratorio de gran utilidad. Fué diseñado con el propósito de obtener una llama que proporcione máximo calor y no produzca depósitos de hollín al calentar los objetos. La llama del mechero es producida por la reacción química de dos gases: un gas combustible (propano, butano, gas natural) y un gas comburente (oxígeno, proporcionado por el aire). El gas que penetra en un mechero pasa a través de una boquilla cercana a la base del tubo de mezcla gas-aire.

El gas se mezcla con el aire y el conjunto arde en la parte superior del mechero. La reacción química que ocurre, en el caso de que el combustible sea el propano (C3H8) y que la combustión sea completa, es la siguiente:

C3H8(g) + 5 O2(g) ---> 3 CO2(g) + 4 H2O(g) + calor

La llama es considerada como una combustión visible que implica desprendimiento de calor a elevada temperatura; ésta última depende entre otros factores de: la naturaleza de los gases combustibles y de la proporción combustible-comburente. En el caso del propano, la proporción de la mezcla es de cinco partes de aire por una de gas, obteniéndose una llama de color azul.

Si se reduce el volumen de aire, el mechero producirá una llama amarilla luminosa y humeante. Cuando el mechero funciona con la proporción adecuada de combustible y comburente, la llama presenta dos zonas (o conos) diferentes.

El cono interno está constituído por gas parcialmente quemado, el cual es una mezcla de monóxido de carbono (CO), hidrógeno (H2), dióxido de carbono (CO2) y nitrógeno (N2). En el cono exterior esa mezcla de gases arde por completo gracias al oxígeno del aire circundante. Esta es la parte más caliente de la llama.

La llama amarilla humeante tiene un bajo poder calorífico y lo comprobamos al ver que humea, pues al exponer una cápsula de porcelana a la llama amarilla, la cápsula color blanco queda humeada debido a la llama amarilla. Por el contrario, la llama azul tiene un alto poder calorífico y es por ello ideal para experimentos de laboratorio. Por ello debemos saber manejar el mechero de Bunsen.

Al abrir ventana, el gas se mezcla con Oxígeno, y se genera la llama azul que es la que tiene el mayor potencial calorífico. Por el contrario, al cerrar ventana, la llama se pone amarilla y grande, siendo una llama que ahuma, con bajo potencial calorífico, no ideal para trabajos de laboratorio.

El mechero comúnmente empleado es el mechero Bunsen, el cual recibe su nombre del químico alemán del siglo XIX Robert Wilhem Bunsen (1811 - 1899). Existen otros mecheros de uso en el laboratorio, por ejemplo, el Tirrill, donde tanto el aporte de gas como el de aire pueden ajustarse con el fin de obtener una combustión óptima y una temperatura de la llama de más de 900 ºC.


El mechero Meker, tiene el tubo quemador mas ancho y tiene una malla montada en su parte superior. Esto produce un cierto número de pequeñas llamas Bunsen, las zonas exteriores de las cuales se funden para dar una llama maciza, exenta de la zona central mas fría. Con este mechero se obtienen temperaturas superiores a los 1000 oC.


T.P.Nº 3

NORMAS GENERALES DE SEGURIDAD EN LABORATORIO

Prevención de accidentes en el laboratorio :

Virtualmente en todas las plantas industriales se realizan tareas de laboratorio. La magnitud, clase e importancia de estas tareas, naturalmente, varían de acuerdo con las necesidades de cada industria en particular. Independientemente de su magnitud, prácticamente en todos los laboratorios hay peligros de accidentes, algunos cuyas consecuencias pueden ser muy graves, y que consecuentemente deben evitarse. Los principales peligros de accidentes de los laboratorios son : · Quemaduras térmicas y químicas. · Lesiones en la piel y los ojos por contacto con productos químicamente agresivos.




· Cortaduras con vidrios u otros objetos con bordes afilados. · Intoxicación por inhalación, ingestión o absorción de sustancias tóxicas. · Incendios, explosiones y reacciones violentas. · Exposición a radiaciones perjudiciales

Recomendaciones generales:

Las improvisaciones con frecuencia causan accidentes. Se debe planear el trabajo antes de iniciarlo. Es necesario asegurarse de que los equipos que se van a usar estén armados correctamente y que funcionen bien, como también conocer las características de los productos que van a manejarse. No deben realizarse procedimientos nuevos ni cambios a los existentes a menos que se encuentren debidamente aprobados.

1. Hay un equipo de protección personal para cada tarea. La producción visual es fundamental en todas las tareas que se realizan en los laboratorios.

2. Muchas personas tienen por costumbre formar vacío con la boca para levantar un producto químico líquido (pipetear). Esta práctica inadecuada provocó muchas intoxicaciones por ingestión o aspiración accidental de un producto tóxico. Debe usarse el equipo adecuado, por ejemplo, una perilla de caucho, una jeringa aspiradora o una propipeta.

3. Ocurren otros accidentes por ingestión cuando no se observan las normas de higiene correspondiente al manejar productos químicos peligrosos. Debe evitarse el contacto de las manos con cualquier producto químico y, cuando esto sea inevitable, no se deberá comer ni fumar sin antes lavarse bien las manos.

4. Las quemaduras térmicas son comunes en los laboratorios. No deben calentarse materiales de vidrio en forma directa; se deberá usar una tela de amianto.

5. Cuando sea necesario manejar recipientes que estuvieron expuestos al calor, el uso de pinzas puede evitar quemaduras dolorosas en las manos y los dedos.

6. El uso de reactivos y de equipos cuya peligrosidad se desconoce ha provocado

explosiones y quemaduras graves. Es necesario conocer bien las propiedades peligrosas de cada producto como así también leer detenidamente las instrucciones

que dan los fabricantes sobre el uso de equipos de laboratorio. 7. Poseer en lugar visible los teléfonos y direcciones de Hospitales y Centros

asistenciales, así como Bomberos. Equipos de protección personal A pesar de que para reducir el peligro se hayan agotado los recursos que ofrecen la ingeniería y los buenos métodos de trabajo, es imprescindible usar en los laboratorios algunos equipos de protección personal. A continuación se dan los principales: a. Trabajar con zapatos de protección cuando se deba entrar a una zona de proceso o

cuando se manejen objetos pesados. b. Usar protección para los ojos. c. No usar lentes de contacto. d. Usar protección facial cuando se manejen polímeros fundidos, ácidos o cáusticos. e. Usar guantes de amianto al manejar productos u objetos calientes. f Usar guantes impermeables al trabajar con productos tóxicos. g Usar equipos de protección contra ácidos (guantes, delantal, etc.) h No usar ropa de fibra sintética al trabajar con productos inflamables. y. Usar delantal de cuero al manejar polímero fundido.


i Usar guantes al transportar o conectar cilindros de gases o al manejar materiales. Orden y limpieza: La falta de orden y limpieza es una de las causas más comunes de accidentes en los laboratorios. Lamentablemente, por ser por lo general causas indirectas, estas causas no son reconocidas como comunes y básicas. A continuación se dan las principales recomendaciones sobre este importante factor:

a. No comer, beber ni fumar en los lugares de trabajo. Hacerlo solamente en lugares autorizados.

b. Colocar alimentos sólo en lugares especialmente destinados a tal fin. c. Trabajar con ropa bien entallada y abotonada. d. No usar utensilios ni equipos de vidrio con cachaduras, grietas, rajaduras, etc. e. Mantener las mesas y escritorios siempre limpios y libres de materiales extraños. f. Colocar los residuos, remanentes de muestras, etc., sólo en los lugares destinados a

tal fin. g. Rotular todos los recipientes, aunque sólo se pongan en éstos productos en forma

temporal. h. Retirar de las mesas y colocar en su sitio correspondiente cualquier material que

haya sido utilizado para realizar un trabajo. i. Colocar materiales alejados de los bordes de las mesas, para evitar que caigan. j. Arrojar objetos rotos de vidrio sólo en recipientes destinados a tal fin.

k. Limpiar inmediatamente cualquier derrame de producto químico. Si fuese necesario protegerse para realizar esta tarea, no deje de hacerlo.

l. En caso de derrame de líquidos inflamables, productos tóxicos o corrosivos, tomar las siguientes precauciones:

· Interrumpir el trabajo. · Informar a otras personas lo que ha ocurrido. · Solicitar ayuda inmediata para limpiar totalmente el lugar. · Avisar al supervisor. · Asegurarse de que se ha corregido totalmente el problema. m. Mantener sin obstáculo las zonas de circulación y de acceso a los equipos de

emergencia. n. Siempre dejar cerrados los cajones y las puertas de las mesas. ñ. Seguir los procedimientos para eliminar residuos con productos químicos. o. Verificar periódicamente el estado de los equipos de seguridad (extintores, equipos

de protección respiratoria, etc.) p. Antes de retirarse del laboratorio, si nadie queda en él , tomar las siguientes

medidas: · Interrumpir los servicios que no quedan en uso, pro ejemplo, agua, electricidad, gas, vapor, etc. · No dejar equipos operando sin la debida autorización. · Cerrar puertas y ventanas. Operaciones de laboratorio: Algunas operaciones de laboratorios tales como las de separaciones y extracciones, plantean algunos peligros específicos y, por consiguiente, tienen reglas específicas que se deben observar.


Las principales son: a. No empezar una extracción hasta que la solución de la cual se va a extraer, esté a

una temperatura inferior al punto de ebullición del solvente de extracción. b. Si se utiliza un solvente volátil, se debe agitar suavemente la ampolla de

decantación, destapada, para permitir un mezclado leve. Tapar la ampolla, invertida e inmediatamente abrir el robinete. Hacer esto con el tapón en dirección opuesta al cuerpo. Cerrar luego el robinete; agitar y volverlo a abrir con la ampolla invertida. Repetir este procedimiento hasta descargar el exceso de presión. No apuntar con la ampolla hacia un compañero de trabajo ni hacia un mechero.

c. Siempre colocar las ampollas en un soporte de tamaño adecuado con un recipiente en la parte inferior para recoger probables derrames.

d. Si fuese necesario emplear una ampolla grande (de un litro o más), no usar tapones de vidrio sino de teflón.

e. No se deben destilar éteres, si no se está seguro de que están libres de peróxido. Verificar la posible presencia de peróxido con una varilla indicadora de este compuesto. Si el examen da resultado positivo, filtrar el líquido contaminado pasándolo por la alúmina. Volver a verificar hasta asegurarse de que el peróxido ha sido eliminado totalmente. Descartar rápidamente la alúmina en los recipientes destinados a los residuos sólidos.

f. Cuando se destilan cantidades mayores de 200ml., el balón deberá colocarse en un recipiente metálico cuya capacidad sea suficiente como para contener todo el líquido del balón.

g. Trabajar siempre bajo campana cuando se emplean destiladores, evaporadores y/o extractores.

Cuando van a armarse equipos, se deberán tener en cuenta las siguientes consideraciones generales: a. Mantener limpio el lugar de trabajo. Tener solamente lo necesario para trabajar. b. Utilizar solamente los elementos que se recomiendan para el trabajo a realizarse.

Elegir recipientes del tamaño adecuado. Por lo menos un 20 % de su volumen debe quedar libre.

c. Evitar el uso de tapones. Usar siempre uniones esmeriladas, engrasadas. d. Examinar el estado de los materiales de vidrio. Observar que estén libres de

tensiones. e. Debajo del vaso de reacción, colocar un recipiente que pueda contener su volumen

en caso de derrame. f. Asegurar los condensadores con las agarraderas correspondientes. g. Asegurar bien las mangueras de agua. h. Emplear, preferentemente, agitadores magnéticos. Asegurarse de que se

encuentren correctamente alineados con los recipientes para evitar su desplazamiento.

i. Armar, todo el aparato, libre de tensiones. j. Al armar equipos sobre bases, arcos de metal o trípodes, asegurarse de que el

centro de gravedad del sistema esté sobre la base y no hacia un costado. k. Verificar el armado correcto de un equipo antes de empezar el trabajo. l. Prever un venteo para los productos que van a ser calentados. m. Antes de calentar un líquido, colocar esferas de vidrio o material poroso. n. Siempre que sea posible, usar calentadores eléctricos en lugar de mecheros. ñ. Armar siempre los equipos bajo una campana.


Las tareas que se realizan bajo campana son, por lo general, las que presentan el mayor peligro; por esto que cuando se realizan tareas bajo campana, se deben tomar algunas precauciones especiales. A continuación se indican las principales: a. Antes de iniciar una tarea bajo campana, hay que asegurarse de que el sistema de

extracción funciona correctamente como así también de que la mesada se encuentre limpia y que la puerta de la campana cierre bien.

b. No debe haber sobre la campana ninguna clase de producto inflamable. c. Llevar a la campana solamente el material necesario para trabajar. d. Debe evitarse colocar el rostro dentro de la campana. e. Mantener el cierre de la puerta con la menos abertura posible. f. Si se detiene el sistema de extracción de la campana, interrumpir inmediatamente

el trabajo y cerrar al máximo la puerta. Sólo se ha de reiniciar el trabajo tras haber dejado transcurrir por lo menos cinco minutos después de que el sistema de extracción haya arrancado nuevamente.

En caso de incendio dentro de la campana, cortar el suministro de gas y desconectar los equipos eléctricos que se encuentren dentro de ésta. Si se van a efectuar operaciones con vacío, se deberán tomar las siguientes precauciones: a. Abrir en forma lenta los sistemas que estén al vacío, para evitar implosiones. b. Cuando se va a trabajar con equipos que están al vacío, hacerlo dentro de una

campana o con una mampara protectora. c. Al desarmar un equipo que estuvo trabajando al vacío, primero asegurarse de que

se restableció la presión atmosférica. d. Respetar también las indicaciones anteriores cuando se usen desecadores. e. Verificar el estado de las trampas antes de emplear una bomba de vacío. Si se realiza una destilación al vacío, enfriar el equipo antes de permitir la entrada de aire. Si se van a efectuar operaciones con presión, se deberán tomar las siguientes precauciones: a. Dotar a todos los equipos que trabajen por sobre 0,5 kg/cm2 de un sistema que

permita medir la presión de trabajo y de una válvula de seguridad. b. Evitar el uso de aparatos de vidrio. Si no puede evitarse, asegurarse de que estén

protegidos (por ejemplo con tela metálica). c. Usar, obligatoriamente, protector facial, gafas protectoras y guantes de cuero

cuando se trabaje con equipos a presión. d. Si se van a efectuar operaciones con vapor, se deberán tomar las siguientes

precauciones: · Si se realiza una destilación por arrastre de vapor, evitar que el vapor circule a velocidades altas en el condensador. · Evite el sobrellenado del balón mediante un calentamiento lento para prevenir condensaciones excesivas.

El termómetro es, quizá, el instrumento que más se usa en un laboratorio. Su empleo correcto puede evitar errores en el trabajo y, por consiguiente, percances. Tener en cuenta lo siguiente:

a. Antes de usar un termómetro deberá verificarse su precisión.


b. Si debe controlarse la temperatura de un recipiente a través de un corcho o un tapón de caucho (mediante una perforación), seguir las recomendaciones que se dan en el párrafo que sigue.

Para perforar tapones:

a. Verificar que el sacabocado esté afilado. b. Proteger las manos contra cortaduras. Afirmar el tapón entre el pulgar y el índice

asentándolo sobre una madera. No sostenerlo sobre la palma de la mano. c. Perforar siempre desde ambos lados hasta el centro rotando el tapón para lograr un

corte perpendicular. d. Si el tapón es de caucho, lubricar el perforador con agua o glicerina.


T.P.Nº 4

EXPERIMENTOS INTRODUCTORIOS

Objetivos: Desarrollar destreza en el uso de las balanzas granataria y analítica. Aprender a calibrar material volumétrico. Adquirir experiencia en el uso correcto de una bureta.




Uso de la balanza analítica Cuidados de la balanza Luego de haberse familiarizado con el uso de la balanza analítica realizar la siguiente actividad: 1) Verificar que esté apagada y con las pesas en cero. 2) Ajustar la posición y nivel de la burbuja, esto se logra con las patas de la balanza. 3) Encender y llevar a cero en la escala. 4) Apagar, colocar el objeto en el platillo, cerrar las puertitas y pesar 5) No colocar o quitar elementos del platillo de la balanza mientras ésta permanezca encendida. 6) Luego de cada pesada verificar el cero en la escala. Tener la precaución de pesar en condiciones de equilibrio térmico y de utilizar pinzas o guantes para manipular el objeto a ser pesado. MATERIAL VOLUMÉTRICO Clasificación del material volumétrico: A) Por llenado o de volumen contenido: A 1:Volumen fijo. Ej. : matraz aforado. A2:Volumen variable: Ej. : probeta graduada. B) Por escurrimiento o de volumen liberado: B1:volumen fijo: Ej. : pipeta aforada. B2:volumen variable: Ej. : bureta graduada. CARACTERÍSTICAS QUE IDENTIFICAN AL MATERIAL VOLUMÉTRICO �-Volumen marcado (en mL). �-Temperatura de referencia (a la cual fue calibrado, y que generalmente es 20ºC). PRECAUCIONES EN EL USO DEL MATERIAL VOLUMÉTRICO. �-Deben respetarse las condiciones que rigieron su calibración, tipo de aforo, temperatura de referencia, etc. �-Deben evitarse errores de paralaje en la lectura. �-Nunca debe colocarse el material volumétrico a temperaturas mayores de 500C. �-Las vasijas deben estar perfectamente limpias. �-Antes de usar el material volumétrico, el mismo debe calibrarse. �-Debe evitarse el contacto del material volumétrico con sustancias que lo ataquen. Matraz: Un matraz aforado es un recipiente de fondo plano y con forma de pera, que tiene un cuello largo y angosto. Una línea fina grabada alrededor del cuello indica (generalmente) un cierto volumen de líquido contenido a una temperatura definida, entonces se dice que está graduado para contener . El cuello de un matraz aforado se hace relativamente angosto de modo que un pequeño cambio de volumen de un líquido provocará una considerable diferencia en la altura del menisco. El error que se cometa al llevar el menisco hasta el enrase,


será en consecuencia muy pequeño. La distancia desde la marca hasta el tapón debe ser relativamente grande para que haya suficiente lugar para mezclar en cuanto se ha llevado a volumen. Cuando se lleva a volumen, el borde inferior del menisco, debe ser tangente a la línea de enrase. Este matraz aforado se usa para preparar soluciones de concentración definida, pesando un sólido puro y llevándolo a volumen. Por lo general, primero se transfiere la sustancia a un vaso después de pesarla y se disuelve allí. Luego se transvasa la solución al matraz y se agrega agua hasta que el nivel de la solución se ha elevado hasta la base del cuello del matraz. Luego se agita el matraz para que la solución se homogeneice. El ajuste final hasta el enrase se puede hacer agregando agua gota a gota con una pipeta o una piseta. Los tamaños de matraces aforados que se usan más comúnmente son de 50 mL, 250 mL, l000 mL y 2000 mL. No obstante lo dicho existen otros volúmenes como por ej. de l0 mL, 25 mL, etc. Probetas graduadas Son recipientes cilíndricos, graduados, de vidrio grueso, de boca ancha, abierta y con pico, y las hay de distintos volúmenes. Como la superficie libre del líquido es mucho mayor que la de los matraces aforados, de igual volumen la exactitud es mucho menor . Por eso solo son útiles para medidas aproximadas. Pipeta aforada y graduada Pipeta aforada: la parte superior de una pipeta tiene grabado un anillo que fija un volumen del líquido que debe descargarse. Una pipeta que se usa de este modo para medir un volumen definido de líquido, se conoce como pipeta para transferencia. Las más usadas son: 5, l0, 20, 50 y l00 mL Cabe mencionar que existen también pipetas de doble aforo (uno superior y otro inferior), siendo éstas más exactas que las anteriores. Pipeta graduada Son tubos estrechos subdivididos en muchas divisiones que se emplean para medir cantidades variables de líquido. El orificio de una pipeta debe ser de un tamaño tal que la salida del líquido no se produzca demasiado rápida, porque de otro modo llegarían a ser demasiados los errores debidos a pequeñas diferencias en el tiempo de escurrido. Se usan habitualmente pipetas de: 2, 5, l0, 25 mL y muchas otras. Cabe mencionar que de acuerdo al volumen que escurran y otras características (como por ejemplo la graduación al centésimo o al décimo) tendrán en la parte superior unas bandas de colores que las distinguen. Ej. las de 5 mL tienen una banda de color azul. Buretas Son tubos largos, graduados, de calibre uniforme, provistos de un extremo inferior con un dispositivo que permite un control fácil del líquido obtenido. Se usan para descargar cantidades variables de líquido y por esta razón se subdividen en muchas divisiones pequeñas. Las buretas se usan frecuentemente en las titulaciones. La bureta de 50 mL graduada en décimas de mL es la que se emplea más a menudo.


Las buretas con robinete de vidrio (Geissler) se deben preferir y son necesarias para algunos líquidos (ej. Soluciones de Yodo). El llenado de las buretas se debe realizar con un embudo especial para las mismas. MATERIALES DE LABORATORIO “NO VOLUMÉTRICOS” Vasos de precipitación : Para el uso corriente los más convenientes tienen pico, siendo los altos de Berzelius y los bajos de Griffin. El pico tiene las siguientes cualidades: - Facilita verter el líquido. -Permite mantener una varilla de vidrio en el caso de precipitados, cubierto con un vidrio de reloj. - Forma una salida para el desprendimiento de gases y vapores cuando el vaso está tapado por el vidrio de reloj. Se elegirá el tamaño del vaso según el volumen de líquido que deba contener. -Se usan para evaporar y preparar soluciones, pero no de título exacto, etc. Hay de diferentes tamaños: 25, 50, l00, 200, 400, 500, l000 y 2000 mL (son siempre cantidades aproximadas ya que el vaso de precipitado no es un material volumétrico ). Erlenmeyer Son recipientes cónicos de base ancha y cuello angosto. Tienen muchas aplicaciones, por ej. En volumetría para hacer titulaciones, facilitando una mejor agitación del líquido y evitando pérdidas por salpicaduras. Para preparar soluciones y tener la posibilidad de agitar la mezcla a fin de acelerar el proceso de disolución, etc. Cabe también apuntar que al igual que los vasos de precipitación no son materiales volumétricos . Existen erlenmeyer con tapa (de vidrio o plásticas) y sin tapa. LIMPIEZA DEL MATERIAL DE VIDRIO La primera operación que debe efectuar quien trabaja en el laboratorio químico, es limpiar personalmente el material a emplear. Cuando ello no sea posible, se debe supervisar la tarea ya que la misma es crucial y aún cuando algunos la consideran poco importante, requiere el máximo de precaución. La más interesante experiencia química quedará anulada si el material no está extremadamente limpio Si el material es de vidrio diremos que hay que distinguir entre un simple lavado con agua, detergente y cepillo (LAVADO), y los tratamientos especiales llevados a cabo para eliminar determinadas impurezas (MATERIAL QUÍMICAMENTE LIMPIO). En este último caso, el material será enjuagado ligeramente con agua y detergente para eliminar la mayor parte de suciedad, luego sumergirlo durante varias horas en una mezcla química, que puede ser: a) Mezcla sulfocrómica : (MUY CORROSIVA, CUIDADO)solución saturada de dicromato de potasio en ácido sulfúrico. b) Solución sulfonítrica : (MUY CORROSIVA, CUIDADO) mezcla de ácido nítrico y ácido sulfúrico en partes iguales.


c) Mezcla alcalina : Para destruir la mayor parte de las materias orgánicas, puede ser una solución de hidróxido de potasio en alcohol o solución acuosa de hidróxido de sodio que contenga permanganato de potasio. Finalmente el material será lavado con agua corriente y enjuagar varias veces con agua destilada. El material graduado deberá ser preservado de los reactivos fuertes que destruirán la pasta coloreadas que señala las graduaciones.

Calibrado de una pipeta Limpiar cuidadosamente una pipeta de 10 mL, utilizando detergente muy diluido, enjuagar con abundante agua corriente y posteriormente con al menos tres alícuotas de agua destilada. El material se considera limpio si al descender el líquido forma una película uniforme. 1) Pesar el vaso de precipitado de 50 mL y registrar el peso con una precisión de miligramo. No tocar el vaso con los dedos, utilizar pinzas o un trozo de papel. 2) Tomar y registrar la temperatura del agua. 3) Pipetear, utilizando propipeta, 10,00 mL de agua destilada y colocarla en el vaso anteriormente pesado. Registrar el peso nuevamente. 4) Agregar una nueva alícuota de 10,00 mL de agua destilada al vaso y pesar. 5) Repetir el procedimiento hasta determinar 5 pesos consecutivos de agua con una precisión de 0,02 g, para lo cual se puede usar una balanza granataria. 6) Buscar el factor de corrección correspondiente a la temperatura de trabajo y corregir la masa. Calcular el volumen de la pipeta en mililitros. 7) Calcular la media, la desviación estándar, y la desviación estándar relativa del volumen de la pipeta. Calcular el intervalo del 95% de confianza del volumen de la pipeta.

Lectura de la bureta 1) Colocar una bureta limpia en un soporte y colocarle agua destilada. 2) Eliminar la burbuja, practicar el manejo del robinete y enrasar. 3) Esperar 30 seg antes de realizar la lectura inicial. 4) Dejar drenar 5 mL de agua a un erlenmeyer de 250 mL. Leer el volumen de agua en la bureta luego de 30 s y registrar el dato. Notar que la última cifra significativa de la medida de volumen en una bureta es 0,01 mL, es la estimación de la distancia entre dos marcas consecutivas de 0,1 mL. 5) Llenar nuevamente la bureta y verificar el cero. Dejar drenar 30 gotas de agua a un erlenmeyer y tomar la medida final. Calcular el volumen medio de una gota. Repetir este procedimiento con 60 gotas y determinar el volumen medio de la gota. Comparar los resultados.


Cuestionario: 1) ¿Cuáles son los cuidados en el manejo de una balanza analítica? 2) ¿Cuáles son los materiales de vidrio volumétricos? 3) ¿Cuáles son los cuidados que se debe tener para trabajar correctamente con materiales volumétricos? 4) ¿Cómo lee correctamente un menisco? 5) ¿Cuándo usa una balanza analítica y cuando una granataria? 6) Defina precisión, exactitud, media, desviación Standard, desviación Standard relativa, intervalo de certeza, coeficiente t de student. 7) Que diferencia hay entre “pesar 0.4 g” y “pesar 0.400 g”? 8) Si es diestro, con que mano se maneja el robinete?


T.P.Nº 5




SOLUCIONES Pocas veces las sustancias se encuentran puras en la naturaleza. Generalmente se encuentran mezcladas. Estas mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas (SOLUCIONES). Ejemplos: • El aire puro es una solución gaseosa formada por N2, O2 y otros gases. • El agua de mar es una solución líquida compleja con muchas sustancias disueltas. • Una aleación es una solución sólida. Una solución binaria es aquella que esta formada por dos componentes, por ejemplo agua azucarada. Una solución ternaria está formada por tres componentes, por ejemplo agua azucarada y alcohol. En el estudio de las SOLUCIONES binarias es útil emplear los términos SOLUTO y SOLVENTE, en general, suele llamarse solvente al componente que se encuentra en mayor proporción en masa. Ejemplo: una solución formada por 1,0 g de iodo y 200,0 g de cloroformo; soluto: iodo, solvente: cloroformo. Las soluciones que se utilizan en el laboratorio suelen ser líquidas y el solvente que se utiliza es el agua. FORMAS DE EXPRESAR CONCENTRACIÓN : Llamamos concentración de una solución a la relación entre el soluto y el solvente. De manera cuantitativa una solución puede ser clasificada en: •diluida •concentrada •saturada •sobresaturada Todas estas categorías están relacionadas con la solubilidad del soluto, la cual se define como la máxima cantidad de soluto que admite un solvente a una temperatura dada. Por lo tanto, la solubilidad es la concentración de una solución saturada a esa temperatura y se expresa generalmente como g de soluto por cada 100 g de solvente. Las soluciones diluidas y concentradas tendrán cantidades más o menos alejadas del punto de solubilidad, mientras que una solución sobresaturada tiene mayor cantidad de soluto del que admite el solvente a esa temperatura y, por ende, es situación inestable que no puede perdurar indefinidamente. Existen además de la solubilidad otras formas diferentes de expresar la concentración de la solución: 1. PORCENTAJE EN MASA % (m/m): indica cuantos gramos de soluto están disueltos en100 g de la solución.


Ejemplo: una solución al 20,0 % (m/m) de Na2SO4 contendrá 20,0 g de sal en 100,0 g de solución (80g de H2O). 2. PORCENTAJE EN VOLUMEN % (m/V): indica cuantos gramos de soluto están disueltos en 100 cm3de solución. Ejemplo: una solución al 5,0% (m/V) de NaCl contendrá 5,0 g de sal en 100,0 mL de solución. 3. PARTES POR MILLÓN ( ppm ): son las partes de masa de soluto por un millón de partes de masa de solución. Las unidades de masa de soluto y del solvente deben ser las mismas. Una solución cuya concentración de soluto es de 1 ppm contiene un g de soluto en cada millón (106) de gramos de solución o, lo que es equivalente, 1 mg de soluto por kilogramo de solución. Esta forma de expresar concentración se utiliza para soluciones muy diluidas. Si el solvente es agua las unidades son mg/L. Ejemplo: una muestra de agua contiene 4,2 ppm de iones de fluoruro, tiene 4,2 mg de iones de fluoruro en un litro de agua (dado que la densidad del agua es aproximadamente 1 g/mL en el rango de temperatura en que se trabaja podemos decir que 1 L de agua corresponde a 1 kg de agua o sea 10 6 mg). APLICACION: CALCULO DE CONCENTRACIONES

Se mezclan 5,00 g de cloruro de hidrógeno (HCI) con 35,00 g de agua, formándose una disolución cuya densidad a 20 °C es de 1,060 g/ cm3. Calcúlese: a) El tanto por ciento en peso. b) La concentración en gramos por litro.

a) Tanto por ciento.

Se trata de calcular el número de gramos de soluto por cada cien gramos de disolución, es decir:

b) Gramos/litro.

Puesto que los datos están referidos a masas y no a volúmenes, es necesario recurrir al valor de la densidad y proceder del siguiente modo:

1. Se calcula la masa de un litro de disolución:

masa = volumen X densidad = 1000 cm3.1,060 g/cm3 = 1 060 g


2. A partir del valor del tanto por ciento en peso se determina la masa en gramos del soluto contenida en la disolución:

La cantidad resultante representa la concentración en gramos de soluto (HCI) por litro de disolución.

DISOLUCION Y SOLUBILIDAD El fenómeno de la disolución

Cuando un terrón de azúcar se introduce en un vaso lleno de agua, al cabo de un tiempo parece, a primera vista, que se ha desvanecido sin dejar rastro de su presencia en el líquido. Esta aparente desaparición parece indicar que el fenómeno de la disolución se produce a nivel molecular.

La disolución de un sólido supone la ruptura de los enlaces de la red cristalina y la consiguiente disgregación de sus componentes en el seno del líquido. Para que esto sea posible es necesario que se produzca una interacción de las moléculas del disolvente con las del soluto, que recibe el nombre genérico de solvatación. Cuando una sustancia sólida se sumerge en un disolvente apropiado, las moléculas (o iones) situadas en la superficie del sólido son rodeadas por las del disolvente; este proceso lleva consigo la liberación de una cierta cantidad de energía que se cede en parte a la red cristalina y permite a algunas de sus partículas componentes desprenderse de ella e incorporarse a la disolución. La repetición de este proceso produce, al cabo de un cierto tiempo, la disolución completa del sólido. En algunos casos, la energía liberada en el proceso de solvatación no es suficiente como para romper los enlaces en el cristal y, además, intercalar sus moléculas (o iones) entre las del disolvente, en contra de las fuerzas moleculares de éste Para que la energía de solvatación tome un valor considerable es necesario que las interacciones entre las moléculas del soluto y entre las del disolvente sean de la misma naturaleza. Sólo así el fenómeno de la solvatación es lo suficientemente importante como para dar lugar por sí solo a la disolución del cristal. Ello explica el viejo aforismo de que «lo semejante disuelve a lo semejante ». Los disolventes polares como el agua son apropiados para solutos polares como los sólidos iónicos o los sólidos formados por moléculas con una cierta polaridad eléctrica. Por su parte, los disolventes no polares, como el benceno (C6H6), disuelven las sustancias no polares como las grasas.

Junto con los factores de tipo energético, como los considerados hasta ahora, que llevan a un sistema sólido/líquido a alcanzar un estado de menor energía potencial, otros factores determinan el que la disolución se produzca o no de forma espontánea. Esta afirmación está respaldada por dos tipos de fenómenos: en primer lugar la existencia de procesos de disolución que implican una absorción moderada de energía del medio, lo cual indica que el sistema evoluciona hacia estados de mayor energía interna; en segundo lugar sustancias no polares como el tetracloruro de carbono (CCl4), aunque poco, se llegan a disolver en disolventes polares como el agua.


Los procesos físico-químicos están influidos, además, por el factor desorden, de modo que tienden a evolucionar en el sentido en el que éste aumenta. La disolución, sea de sólido en líquido, sea de líquido en líquido, aumenta el desorden molecular y por ello está favorecida. Contrariamente, la de gases en líquidos, está dificultada por el aumento del orden que conllevan. Del balance final entre los efectos de ambos factores, el de energía y el de desorden, depende el que la disolución sea o no posible.

La solubilidad

Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente. Con el fin de poder comparar la capacidad que tiene un disolvente para disolver un producto dado, se utiliza una magnitud que recibe el nombre de solubilidad. La capacidad de una determinada cantidad de líquido para disolver una sustancia sólida no es ilimitada. Añadiendo soluto a un volumen dado de disolvente se llega a un punto a partir del cual la disolución no admite más soluto (un exceso de soluto se depositaría en el fondo del recipiente). Se dice entonces que está saturada. Pues bien, la solubilidad de una sustancia respecto de un disolvente determinado es la concentración que corresponde al estado de saturación a una temperatura dada.

Las solubilidades de sólidos en líquidos varían mucho de unos sistemas a otros. Así a 20 °C la solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) en agua es 6 M y en alcohol etílico (C2H6O), a esa misma temperatura, es 0,009 M. Cuando la solubilidad es superior a 0,1 M se suele considerar la sustancia como soluble en el disolvente considerado; por debajo de 0,1 M se considera como poco soluble o incluso como insoluble si se aleja bastante de este valor de referencia.

La solubilidad depende de la temperatura; de ahí que su valor vaya siempre acompañado del de la temperatura de trabajo. En la mayor parte de los casos, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura. Se trata de procesos en los que el sistema absorbe calor para apoyar con una cantidad de energía extra el fenómeno la solvatación. En otros, sin embargo, la disolución va acompañada de una liberación de calor y la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura.

SOLUCIONES SATURADAS Y SOBRESATURADAS

Objetivos de las experiencias �-Comprobar en forma experimental los conceptos de solución saturada, sobresaturada y solubilidad. Determinar la solubilidad de una solución saturada de NaCl a temperatura ambiente. En un vaso de precipitado coloque 30 mL de agua destilada. Agregue lentamente NaCl calentando y agitando hasta saturación, esto es hasta que no se pueda disolver más soluto en la solución. Deje enfriar a la temperatura ambiente. Tome la temperatura. Con una pipeta tome 5 mL de la solución y transvase a un cristalizador previamente TARADO Seguidamente pese el cristalizador más la solución. Luego evapore el agua en una plancha calefactora. Una vez frío pese nuevamente el cristalizador Tendrá ahora tres datos: -Masa del cristalizador


-Masa del cristalizador más el residuo seco -Masa del cristalizador más la solución Calcule: 1. La solubilidad del NaCl en gramos de soluto por l00 g de solvente y compárela con la de la tabla (pídasela al docente), determine el error absoluto, el relativo y el relativo porcentual. 2. Concentración en gramos de soluto por l00 g de solución Preparación de una solución sobresaturada. Colocar en un tubo de ensayo aproximadamente 2 g de tiosulfato de sodio (Na2S2O3). Agregar de 5 a 7 gotas de agua destilada. Calentar la solución hasta lograr la disolución total. Dejar el tubo en reposo hasta la temperatura ambiente. Observar. Agregar una pizca de soluto INFORME DEL TRABAJO DE LABORATORIO Un trabajo de laboratorio requiere SIEMPRE de la elaboración de un informe, que debe ser comprendido por la persona que lo lea (QUE NO NECESARIAMENTE ES LA PERSONA QUE HIZO EL INFORME), y por lo tanto debe ser prolijo, claro y con toda la INFORMACIÓN POSIBLE Y CONCISA. Además, indefectiblemente debe tener CONCLUSIONES acerca de lo que en dicho informe se detalla. Los informes deben ser elaborados de acuerdo al siguiente esquema, como mínimo, y pueden ser individuales o grupales: *TÍTULO *NÚMERO DEL TRABAJO DE LABORATORIO *APELLIDO Y NOMBRE DE CADA UNO DE LOS ALUMNOS QUE CONFECCIONARON EL INFORME *FECHA DE REALIZACIÓN *OBJETIVOS DE LAS EXPERIENCIAS *MATERIALES Y MÉTODOS UTILIZADOS (muy breve) *RESULTADOS Y DISCUSIÓN (con CÁLCULOS, TABLAS, GRÁFICOS) y todo otro dato que se considere necesario anotar. *CONCLUSIONES



T.P.Nº 6

SISTEMAS MATERIALES Se denomina sistema material a toda porción de materia que se a ísla del espacio restante para poder estudiarla y controlarl a. Se clasifican de acuerdo a distintos criterios: 1-Según que interactúen o no con el medio pueden ser: a) Abiertos : son aquellos en los que hay transferencia de materia y energía entre el sistema y el medio. b) Cerrados es aquel que no intercambia materia pero si puede intercambiar energía con el medio. c) Aislados: es aquel que no intercambia ni materia ni energía con el medio. 2-Teniendo en cuenta las propiedades intensivas pueden ser: a) Homogéneos : son aquellos que poseen iguales propiedades intensivas en distintos puntos del sistema considerado. Por ejemplo una muestra de alcohol etílico. Todo sistema homogéneo se caracteriza por no presentar superficie de separación, por eso es común decir que . Sistema homogéneo es aquel que posee una sola fase Un sistema puede ser homogéneo a simple vista y no al microscopio, por ejemplo la leche. Por lo cual es necesario especificar las condiciones experimentales antes de realizar la clasificación Los sistemas homogéneos pueden ser: sustancias puras que son aquellas que no admiten fraccionamiento y están formadas por un solo componente. A su vez pueden ser simples o compuestas según que admitan o no descomposición soluciones: que son aquellos sistemas que se pueden fraccionar en sus componentes (sustancias puras) Por ejemplo: agua salada. b) Heterogéneos : son aquellos que presentan diferentes propiedades intensivas en distintos puntos del sistema considerado. Por ejemplo: sistema agua- aceite, En estos sistemas se pueden observar dos o más fase por lo que es común decir: Sistema heterogéneo es aquel que posee más de una f ase




FASE: son sistemas homogéneos que forman parte de uno heterogéneo, separadas por superficies definidas llamadas interfases En un sistema heterogéneo de dos fase se denomina disperso a la fase que se encuentra en menor proporción y dispersante a la que se encuentra en mayor proporción. Según el tamaño de las partículas se clasifican en dispersión grosera, fina y coloidales c) Inhomogéneo : son aquellos sistemas cuyas propiedades intensivas varían en forma gradual pero poseen una sola fase. Por ejemplo la atmósfera. MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE FASES Los sistemas homogéneos que forman parte de un sistema heterogéneo se pueden separar del mismo por diferentes métodos. Algunos de ellos son: 1-Tamización : se emplea para sistemas heterogéneos sólidos cuyas partículas son de diferente tamaño. Por ejemplo: arena- canto rodado, 2-Filtración: permite separar las fases de un sistema heterogéneo cuando una fase es sólida y la otra líquida, utilizando como material filtrante papel de filtro, arena, etc. 3-Decantación: se puede emplear para separar líquidos de diferente densidad, no miscibles, para lo cual se utiliza la ampolla o embudos de decantación 4-Sedimentación : se emplea para separar un fase sólida dispersa en una fase líquida. Por ejemplo arena- agua, el sólido sedimenta y el líquido sobrenadante se separa por decantación. Para acelerar este proceso se puede aplicar la centrifugación 5-Levigación : se utiliza para separar las fases sólidas de un sistema heterogéneo cuando poseen distinta densidad, se hace pasar una corriente de agua que arrastra la fase más liviana y deja el más pesado. Por ejemplo para separar el oro de las arena auríferas. MÉTODOS DE FRACCIONAMIENTO. Estos métodos se utilizan para determinar si un sistema homogéneo está formado por más de un componente. Algunos métodos de fraccionamiento son: 1-Destilación simple : Se utiliza para separar un líquido de los sólidos disueltos en él. 2-Destilación fraccionada : se emplea para separar los componentes de un sistema homogéneo que consta de dos o más líquidos volátiles de diferente punto de ebullición. Por ejemplo el sistema agua (punto de ebullición = 100ºC) y alcohol (punto de ebullición = 78ºC) 3-Cristalización se utiliza para separar un sólido disuelto en un líquido siempre que el sólido tenga la propiedad de cristalizar. El líquido se evapora. 4-Cristalización fraccionada : el método es igual al anterior, siendo empleado para soluciones que contienen más de un soluto y cuyas solubilidades difieren


de tal forma que cuando comienza a cristalizar el segundo componente ya no queda prácticamente soluto del primero en la solución. Desarrollo del T.P .

1 ) Objetivos

• Mostrar algunas técnicas de separación de los componente de una mezcla y adquirir los criterios necesarios para seleccionar una técnica específica con base en las propiedades físicas que exhiban los componentes de la mezcla.

• Realizar una reacción de precipitación, separar el producto sólido y determinar el rendimiento del precipitado obtenido.

Para separar mezclas heterogéneas, por ejemplo sólido-líquido, se pueden utilizar técnicas tales como la filtración, la centrifugación o la decantación.

La filtración puede ser simple (por gravedad) y al vacío. La filtración por gravedad se realiza vaciando la mezcla sobre un embudo que contiene un papel de filtro. El líquido pasa a través del papel y el sólido es retenido. El embudo generalmente se soporta sobre un aro de hierro o sobre un trípode.

La filtración al vacío se utiliza cuando se requiere un proceso más rápido. En estos casos se utiliza un embudo Buchner, el cual posee una placa con huecos para soportar el papel de filtro (Existen embudos Buchner de porcelana, vidrio y plástico. Antes de colocarse, el papel de filtro se recorta de modo tal que tape todos los huecos pero sin que quede levantado en las paredes. El papel se humedece con agua destilada para fijarlo en su lugar. El embudo está provisto de un anillo de caucho que encaja (filtrado) es importante, es conveniente colocar una trampa entre el erlenmeyer que recibe el filtrado y la trompa de succión, porque siempre existe el peligro de que el agua se devuelva y contamine el filtrado.


Materiales y equipo

• Mezcla sólida (CaCO3, NaCl, SiO22, HCl (conc) • Pb(CH3COO)2 0.10 M, KI 0.10 M • Vasos de precipitados de 400 y 250 mL • Vidrio de reloj • Mechero • Soporte • Malla de asbesto • Espátula • Agitador • Probeta de 25 mL • Embudo • Papel de filtro • Cápsula de porcelana • Equipo de filtración al vacío

Procedimiento

Separación de los componentes de una mezcla sólida de CaCO3 , NaCl y SiO2

Cuando se desean separar los componentes de una mezcla, es conveniente realizar previamente un esquema o diagrama donde se ilustren cada una de las etapas de la separación y la técnica a ser empleada


Pesar 2.00 g de mezcla y llevarla a un vaso de precipitados de 400 mL. Adicionar lentamente 10 mL de agua agitando continuamente. Filtrar por gravedad a través de un papel de filtro previamente pesado y recoger el filtrado en una probeta graduada.

Pesar una cápsula de porcelana limpia y seca, añadir 5.00 mL del filtrado y someter el conjunto a evaporación. La cápsula debe taparse con un vidrio de reloj previamente pesado .

Cuando el solvente en la cápsula se haya evaporado y el componente 1 esté seco, se deja enfriar el conjunto a temperatura ambiente y se pesa. Luego se vuelve a calentar por 5 min, se deja enfriar y se pesa de nuevo. El rocedimiento se repite hasta obtener un peso constante.


Añadir más agua destilada al vaso de precipitados con el fín de lograr la transferencia de todo el resto de la mezcla sólida al papel de filtro. Adicionar lentamente, con una pipeta, HCl 4.0 M al sólido en el papel de filtro.

Lavar repetidas veces el componente 2 en el papel de filtro con el filtrado ácido y finalmente con agua destilada utilizando el frasco lavador. Transferir el papel a la estufa a una temperatura de 110 ºC hasta sequedad. Retirar el conjunto de la estufa y pesar. Repetir el calentamiento otros 5 min. Pesar nuevamente y repetir el procedimiento hasta peso constante.

Determinación de la eficiencia de una reacción de precipitación

A 15.00 mL de KI 0.10 M en un vaso de precipitados se adicionan, gota a gota, 20.0 mL de Pb(CH3COO)2 0.10 M formándose un precipitado fino de color amarillo, PbI2 (yoduro de plomo):

Pb(CH3COO)2 + 2 KI --> PbI2(s) + 2 K+ CH3COO-

Precaución: ¡No intercambiar las pipetas correspondientes a cada reactivo!¿por qué?

El PbI2 se puede separar por filtración al vacío, si bien el tamaño de partícula del PbI2 hace necesaria una digestión previa del precipitado para permitir una filtración eficiente: calentar suavemente durante unos minutos el beaker con el precipitado y luego dejarlo enfriar. El papel de filtro para la filtración al vacío debe recortarse de acuerdo con el tamaño del embudo Buchner y pesarse previamente.

El sólido retenido en el filtro se lava dos o tres veces con porciones de 5.0 mL de agua. Se mantiene la succión hasta que todo el agua se haya filtrado. Se seca el precipitado junto con el papel en una estufa a 110 ºC, se deja enfriar y se pesa. Repetir el calentamiento hasta obtener un peso constante.

2) Objetivos

• Utilizar la solubilidad como criterio para purificar un sólido por recristalización.

• Separar los componentes de una mezcla líquida mediante la destilación simple.

Materiales y equipo

• Acetanilida impura, carbón activado • Mezcla líquida para destilación (traer vino barato) • Balanza • Termómetro • Mechero • Malla • Soporte universal • Papel de filtro • Embudo de tallo corto


• Embudo Buchner • Balón de destilación • Condensador • Pinzas para condensador • Erlenmeyer

Procedimiento

Recristalización Se pesa 1.00 g de acetanilida impura. Colocar el sólido en un erlenmeyer de 125 mL y agregar 25 mL de agua (figura 8.3). La mezcla se calienta a ebullición hasta que la acetanilida se disuelva completamente. Si no hay disolución total, se agregan porciones de 2 o 3 mL de agua. Tenga cuidado de no exagerar el calentamiento para evitar la pérdida del solvente por evaporación.

Cuando toda la acetanilida se haya disuelto, agregar una pequeña cantidad de carbón activado (0.050 g) y calentar suavemente a ebullición durante 5 min y rápidamente filtrar a gravedad la solución caliente. Para evitar la cristalización en el tallo del embudo, se puede pasar suavemente la llama del mechero por sus alrededores. Si a pesar de todo hay cristalización en el tallo, añadir 10 mL de agua bien caliente. El filtrado debe ser transparente, en caso contrario debe repetirse el proceso.

Una vez se haya filtrado toda la solución, se enfría en un baño agua-hielo, los cristales se recogen por filtración al vacío, se secan en una estufa a 70 °C durante

20 min y finalmente se pesan.

Destilación simple

Armar el equipo que se muestra en la figura 8.4, teniendo en cuenta que la dirección del flujo de agua en el condensador debe ser de abajo hacia arriba.

Se colocan 50 mL de la mezcla en el balón de destilación y se añaden 2 o 3 piedras de ebullición. Cada fracción destilada se recoge en un erlenmeyer. El calentamiento debe ser suave para que el destilado se produzca a razón de 1 gota cada segundo.


Consultar cuál es la prueba de identificación cualitativa para alcoholes y aplicar esta prueba de reconocimiento a la fracción de etanol que se recoge en la destilación.

Resultados

Masa de la acetanilida impura: _______ g Masa de la acetanilida recristalizada: _______ g Porcentaje de eficiencia: _______ %

Discusión y conclusiones

Con base en sus resultados experimentales escriba sus conclusiones respecto a las dos técnicas de separación estudiadas.

Preguntas

Recristalización

• ¿Cuál es la función del carbón activado?¿Qúe sucede si se añade demasiada cantidad? ¿Si se adiciona muy poco?

• ¿Por qué en el proceso de recristalización debe utilizarse una cantidad mínima de solvente?

• ¿En qué partes del proceso hay pérdidas del material a recristalizar? ¿Cómo se podrían evitar?

• ¿El agua es el solvente ideal para recristalizar cualquier sólido?

Destilación simple

• ¿Por qué la dirección del flujo de agua en el condensador debe ser de abajo hacia arriba? ¿Por qué se añaden pedazos de material poroso al líquido en el balón? • ¿Qué es un adsorbente? ¿Cómo se prepara el carbón activado? • ¿En qué consiste la destilación por arrastre con vapor y la destilación al vacío?


• ¿Cómo se separan dos líquidos cuyos puntos de ebullición se diferencien en unos pocos grados? • ¿Cuál es la función de la columna de fraccionamiento en la destilación fraccionada


T.P.Nº 7

UNIONES QUIMICAS

IÓNICA, COVALENTE, METALICA, PUENTE HIDRÓGENO ESTADO DE OXIDACIÓN El número de oxidación o estado de oxidación de un elemento en una especie química, es el número de electrones que un átomo de dicho elemento, pierde o gana (de acuerdo a su electronegatividad) en la unión química para formar la especie o sustancia. El grupo de la tabla periódica al que pertenece un elemento indica el número de oxidación o valencia (como se lo conocía anteriormente) que generalmente tiene ese elemento, pero puede tener mas de 1 estado de oxidación. Por ejemplo, los elementos del grupo 1 (metales alcalinos ) poseen 1 electrón en su última capa, por lo tanto es mas fácil perder ese electrón en una unión química, que ganar 7 electrones para completar los 8 electrones (Regla del octeto). En consecuencia, el estado de oxidación de los metales del grupo 1 es + 1, pues el átomo queda con un electrón menos. Para los elementos del grupo 2 (metales alcalino-térreos), sucede lo mismo: pierden 2 electrones, y el estado de oxidación es + 2. Los elementos del grupo 13 tienden a formar uniones con estado de oxidación +3. Para los elementos del grupo 14 es prácticamente similar ganar 4 electrones que perder 4, para completar el octeto, por lo tanto el estado de oxidación puede ser +4 o –4, dependiendo de la electronegatividad del otro elemento que forma la unión. Así el C puede tener nº de oxidación +4 en la molécula de CO2 , o –4 en el CH4. Pero también debe tenerse presente que al aumentar el Z disminuye la electronegatividad por lo tanto los elementos mas pesados del grupo 14 tienden a tener estado de oxidación +4, como es el caso del Sn. FÓRMULA DE LEWIS Las sustancias pueden representarse por su fórmula electrónica conocida como Fórmula de Lewis . Por ejemplo, en el caso del cloruro de sodio es: Na+ [Cl ]-




Donde el símbolo Na+ representa al átomo de sodio con las capas de electrones completas pero que ha perdido 1 electrón. Del mismo modo, el símbolo Cl- representa el anión cloruro, que ha ganado un electrón. Para este último se dibujan los 7 electrones de su última capa, con un punto, y el electrón capturado del sodio, con una x. De esta manera ambos iones tienen completo su octeto, lo que implica estabilidad. Otro ejemplo es la molécula de dióxido de azufre que se representa así:

Donde los puntos representan los electrones de la última capa del O, y las x representan los correspondientes al S. De esta manera ambos átomos tienen completo su octeto. Los electrones se dibujan de a pares para indicar que están “apareados, lo cual implica mayor “estabilidad”. UNIÓN IÓNICA Es la unión característica entre metales y no metales. Los átomos se transforman en iones, tal como sucede con el NaCl, LiF (fluoruro de litio) y KI (yoduro de potasio). Por lo tanto la unión se produce por atracción electrostática entre aniones y cationes. Uno gana y el otro pierde electrones al formarse la unión. Ejemplos: Li + [Li ]- Ca2+ [ O]2-

Si cada par de electrones compartidos se representa por un guión, la fórmula puede escribirse así: Li ��F , Ca = O y O = Fe �O ��Fe = O. UNIÓN COVALENTE


La unión covalente se produce habitualmente entre átomos de elementos no metales. Se produce cuando dos átomos comparten uno o varios pares de electrones. Por ejemplo, la molécula de cloro: Cl2 En este caso comparten un solo par de electrones. Las uniones covalentes, constituidas por pares de electrones, implican una cierta penetración o solapamiento de las nubes electrónicas de los átomos involucrados.

Otro ejemplo, es la molécula de agua: H2O. También se la representa así:

Para la molécula de dióxido de carbono CO2, la representación es:

Otros ejemplos son: CCl4 , PCl3 , SO, NH3 (realizar su estructura ) .

UNIÓN METÁLICA Es la unión característica de los metales. Es la que explica como están unidos entre sí los átomos que constituyen un cuerpo metálico. Los átomos pueden ser de un mismo elemento, como el caso de un hilo de cobre, o de elementos diferentes, como ocurre en las aleaciones, por ejemplo el bronce. Como los átomos metálicos pierden fácilmente electrones, quedan los correspondientes cationes unidos por un cierto número de electrones móviles que van ocupando, en constante movimiento, los orbitales libres de los iones positivos. Por lo tanto puede decirse que un trozo de metal es “un conjunto de cationes sumergidos en un mar de electrones móviles”. Estos electrones son los que conducen la corriente eléctrica. UNIÓN PUENTE HIDRÓGENO Es característica de algunas sustancias, y ocurre debido a la presencia de átomos de hidrógeno H y de átomos fuertemente electronegativos pequeños como O, N, o F. Es una unión poco común, de naturaleza principalmente electrostática. Al ser éstos átomos tan electronegativos, atraen electrones y por lo tanto se produce una densidad de carga negativa sobre los mismos.


En consecuencia existe una densidad de carga positiva sobre los átomos de H, que se atrae con la densidad de carga negativa de la molécula vecina. Y así sucesivamente. Son uniones débiles, pero capaces de otorgar propiedades características a los compuestos que las forman. Los ejemplos mas conocidos son los representados a continuación, donde la línea punteada es la unión puente hidrógeno: 1. Agua: 2. Ácido fluorhídrico 3. Amoníaco

Las propiedades físicas de estos compuestos difieren notablemente de sus homólogos en la tabla periódica. Por ejemplo, el agua es un líquido en condiciones normales de temperatura y presión, mientras que los compuestos análogos H2S, H2Se y H2Te son gases.

EJERCICIOS

1)Teniendo en cuenta las electronegatividades, determinar cuáles de las siguientes sustancias pueden considerarse iónicas y cuáles covalentes:

a) Fluoruro de estroncio, SrF2


b) Fosfamina, PH3

c) Oxido de potasio, K2O.

c) Oxido hipocloroso, Cl2O

d) Nitrógeno, N2

e) Cloruro de Berilio, BeCl2

f) Bromuro de hidrógeno, HBr

g) Dióxido de carbono, CO2

Respuesta: d) ; e)

2) Indicar en cuáles de los siguientes ejemplos no se cumple la regla del octeto:

a) Tetracloruro de carbono, CCI4

b) Cloro, Cl2

c) Tricloruro de nitrógeno, Cl3N

d) Trifluoruro de Boro, BF3

e) Pentacloruro de fósforo, Cl5P

f) Amoníaco, NH3

3)Escribir la estructura de Lewis de los siguientes compuestos, determinando primero si son iónicos o covalentes:

a) Cloruro de cesio, CsCl

b) Fluoruro de calcio, CaF2 ,

c) Oxido de sodio, Na2O

d) Nitruro de calcio, Ca3N2

4) Indicar cuál de las siguientes proposiciones, referidas al enlace iónico, es falsa:

a) se basa en la transferencia de electrones entre átomos.

b) se establece entre átomos cuya diferencia de electronegatividades es pequeña.


c) se forma con un elemento de elevada energía de unión electrónica y otro de baja energía de ionización.

d) su estructura de Lewis puede representarse por:

. .

[M+] [: X:] - (M=metal alcalino, X=halógeno)

. .

5) Establecer el número de oxidación para los distintos elementos en los siguientes iones y compuestos:

a) CH4 , NH3

b) AIH3 , NaH

c) B2O3 , N2O5 , SO2

d) H3PO3, H4SiO4 , Ca(OH)2

e) HCO3 , HS-, IO2

f) MnSO4 , Na3PO4 , C2 H6 , K2MnO4

6) Escribir las estructuras de Lewis de las siguientes especies, señalando en cada caso las uniones covalentes simples, dativas, dobles y las uniones iónicas.

a) NaNO3 , NO3 , HNO3

b) K2SO4 , SO4 , H2SO4

c) Li3PO4 , PO43- , H3PO4

7) Determinar cuál o cuales de las siguientes moléculas, en las que X e Y son elementos hipotéticos, deben ser necesariamente polares:

a) XY b) X2Y c) X2 d) Y2 e) X3Y

Justificar. Respuesta: a)

8) Indicar cuáles de los siguientes compuestos presentan uniones puente hidrógeno entre sus moléculas: _

a) H2S b)CH4 c) AsH3 d) H2O e) BH3 f) HF g)C2H6

Respuesta: d) ; f)

9) Ordenar las siguientes sustancias de acuerdo con la variación creciente de sus puntos de ebullición: CCI4, CaF2, Xe, CHCI3, Ar, H2O. Justificar.


10) a) Explicar por qué los sólidos cristalinos iónicos no conducen la corriente eléctrica y sí la conducen los metales.

b) ¿Es de esperar que una sal fundida conduzca la corriente eléctrica?

11) Explicar el proceso por el cual el H2O disuelve a numerosos compuestos iónicos, mientras que el CC14 no lo hace.

12) Durante muchos años el CC14 se utilizó en la "limpieza a seco" (actualmente se dejó de utilizar debido a su carácter tóxico). ¿Qué propiedades de dicha sustancia la hacen tan adecuada para tal tipo de limpieza?


T.P.Nº 8

ESTEQUIOMETRIA

Definiciones de términos

ESTEQUIOMETRIA: Del griego στοιχειον, (stoicheion), letra o elemento básico constitutivo y µετρον (métron), medida.

La estequiometría es una herramienta indispensable en la química. Problemas tan diversos como, por ejemplo, la medición de la concentración de ozono en la atmósfera, la determinación del rendimiento potencial de oro a partir de una mina y la evaluación de diferentes procesos para convertir el carbón en combustibles gaseosos, comprenden aspectos de estequiometría .

Se puede definir como: “la parte de la Química que trata sobre las relaciones cuantitativas entre los elementos y los compuestos en reacciones químicas”.

Para entender la estequiometría hay que tener claridad conceptual de los siguientes términos

1) -LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA DE LAVOISIER

Está importante ley se enuncia del modo siguiente: en una reacción química, la suma de las masas de las sustancias reaccionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción (la materia ni se crea ni se destruye solo se transforma). Este resultado se debe al químico francés A.L. Lavoisier, quien lo formulo en 1774. Anteriormente se creía que la materia era destructible y se aducía como ejemplo: la




combustión de un trozo de carbón que, después de arder, quedaba reducido a cenizas, con un peso muy inferior, sin embargo, el uso de la balanza permitió al científico galo comprobar que si se recuperaban los gases originados en la combustión, el sistema pesaba igual antes que después de la experiencia, por lo que dedujo que la materia era indestructible.

En símbolos:

mA + mB = m C + m D Donde m = masa A, B = reactivos (r) C, D = p roductos (p)

∑ m r = ∑ m p Es decir que la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos, si el sistema es aislado. Toda reacción química se acompaña de conversión de materia en Energía , de acuerdo con la ecuación de Einstein. En las transformaciones químicas habituales, las variaciones de masa son ínfimas, razón por la cual se considera que la ley de conservación se cumple y no resulta necesario aplicar correcciones. En todo sistema material aislado, la masa permanece constante, independientemente de las transformaciones físicas y químicas que en él se produzcan En las reacciones nucleares, las variaciones de masa son importantes y la ley no se cumple . En estos casos la suma de la masa y la energía se conserva.

2) MASA ATÓMICA:

Si suponemos que las sustancias están formadas por átomos, que se unen entre sí formando moléculas, es lógico pensar cuál es la masa de esos átomos. Éste es un problema que se plantearon los científicos a principios del siglo XIX, en el marco de la Teoría Atómica, y que dio lugar a una laboriosa y apasionante tarea investigadora, llena de polémica que duró toda la primera mitad del siglo. No tiene sentido pensar que un átomo o una molécula se puede pesar directamente en una balanza. Tampoco podemos hallar la masa de los átomos pesando una cierta cantidad de sustancia simple y dividirla por el número de átomos que haya en esa cantidad de sustancia porque es muy difícil conocer cuál es el número total de atomos. Para expresar la masa de los átomos, los científicos eligieron el término masa atómica que puede definirse como la masa promedio de los átomos de un elemento en relación a la masa de un átomo de carbono 12, tomado exactamente como 12,0000, Cuando en la Tabla Periódica leemos MASA ATÓMICA, hablamos en realidad de la MASA ATÓMICA RELATIVA de los elementos, pues se compara la masa de cada uno con una unidad de referencia llamada u.m.a., que quiere decir Unidad de Masa


Atómica, (cuyo valor es igual a la 1/12 parte de la masa del isótopo 12 del átomo de C) . En realidad no podemos pesar la masa de un átomo individualmente. El peso atómico es el peso total de las masas de los isótopos naturales del elemento. Los isótopos son átomos del mismo elemento, pero contienen distinto número de neutrones en su núcleo, el peso atómico del hidrógeno, H, es 1.0080 uma; el del sodio, Na, 22.98977 uma y el del magnesio, Mg, es 24.305 uma. Esto quiere decir que los átomos de sodio pesan alrededor de 23 veces más que los del hidrógeno. Podemos determinar la masa atómica promedio de cada uno de los elementos, utilizando las masas de los diversos isótopos de un elemento y su abundancia relativa. Por ejemplo, el carbono en forma natural contiene tres isótopos: 12C (98.892% de abundancia); 13C (1.108% de abundancia), y 14C (2.0 x 10-10% de abundancia). Las masas de estos núclidos son 12 uma, 13.00335 uma y 14.00317 uma, respectivamente. El cálculo de la masa atómica promedio del carbono es como sigue:

(0.98892)(12 uma) + (0.01180)(13.00335 uma) + (2.0 x10-12)(14.00317 uma) = 12.011 uma

EJEMPLO:

El cloro que se encuentra en forma natural tiene 75 .53% de 35Cl, el cual tiene una masa atómica de 34.969 uma, y 24.47% de 37Cl, el cual tiene una masa de 36.966 uma. Calcule la masa atómica promedio (es de cir, el peso atómico) del cloro . Respuesta = 35.46 uma

3) MASA MOLECULAR Se puede definir como la suma de los pesos atómicos de los átomos de una Molécula. Como se trata de la masa de una molécula, al determinarse su valor a partir de la MASA ATÓMICA RELATIVA de los elementos, se está comparando la masa de una molécula con la u.m.a. No podemos pesar la masa de una molécula individualmente. Así por ejemplo, si tenemos una molécula de agua, esta por definición, tendrá un peso molecular de 18 en donde las unidades serán cualquiera siempre y cuando definan el peso de algo, esto es por ejemplo, gramos.

Molécula de agua H 2O

M = (2 x 1) + 16 = 18 g

Donde obtenemos los pesos de cada elemento de la ta bla periódica

MASA FORMULAR

El peso fórmula de una sustancia es la masa de los pesos atómicos de los elementos de la fórmula, tomados tantas veces como se indica en ella; es decir, el peso fórmula es la masa de la unidad fórmula en uma. Los pesos fórmula, al igual que los pesos atómicos en los que se basan, son pesos relativos.

Ejemplos:


Unid. P.A. (uma) Unid. P.A. (uma) 1 x Na = 1 x 23 uma 3 x H 3 x 1 uma = 3 uma 1 x H = 1 x 1 uma 1 x P 1 x 31 uma = 31 uma 1 x O = 1 x 16 uma 4 x O 4 x 16 uma = 64 uma

NaOH Peso Fórmula = 40 uma H3PO4 Peso Fórmula = 98 uma

Es decir: 40 grs. Es decir: 98 grs

Los términos peso molecular y peso fórmula se usan indistintamente cuando se refieren a sustancias moleculares (no iónicas); es decir, a sustancias que existen como moléculas discretas.

4) CONCEPTO DE MOL y NUMERO DE AVOGADRO

Si en la fórmula de un compuesto, efectúas la suma de todas las masas atómicas de cada uno de los elementos que toman parte en la formación de esa sustancia; obtendrás así como resultado la masa molecular del compuesto de que se trate. La masa molecular se expresa en U. M. A. ( Unidades de Masa Atómica ), pues bien; ahora expresa esa misma cantidad en gramos y ya tienes lo que se conoce como un mol; por lo tanto: " Un Mol es la masa molecular de una sustancia expresada en gramos".

NaOH Peso Fórmula = 40 uma 40 grs 1 mol NaOH

H3PO4 Peso Fórmula = 98 uma 98 grs 1 mol H3PO4

Hasta las cantidades más pequeñas de una sustancia tienen un número monstruosamente grande de átomos. Resulta entonces muy conveniente tener alguna clase de referencia para una colección de un número muy grande de objetos, (por ejemplo una docena se refiere a una colección de 12 objetos ) En química usamos una unidad llamada mol . Una mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente en 12 gramos de 12C. Por medio de varios experimentos, se ha demostrado que este número es...

6.0221367 x 1023

60.221.367.000.000.000.000.000

¡ Más de sesenta mil trillones !

El cual normalmente se abrevia simplemente como 6.02 x 1023, y se conoce con el nombre de Número de Avogadro .

En un mol de átomos tiene 6.02 x 1023 de entes. En un mol de moléculas se tiene 6.0221367 x 1023


Para determinar el número de moles de una sustancia se tiene entonces la siguiente formula:

n = m / M

Donde:

n= numero de moles

m= masa del compuesto (o elemento) en gramos

M= peso molecular o peso atómico (según sea el caso) en mol/grs

Ejemplos:

Las conversiones de masas a moles y de moles a masas se encuentran frecuentemente en los cálculos que utilizan el concepto de mol. Estos cálculos se hacen fácilmente a través de análisis dimensional, como se ilustra en los siguientes ejercicios:

1.- Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Por consiguiente, debe haber más de 1 mol en 538 gramos.

2.- Un mol de C6H12O6 pesa 180 gramos. Por consiguiente, debe haber menos de 1 mol en 1 gramo.

Como el P.M. de una sustancia se puede definir como la masa en gramos que pesa 1 mol de sustancia, entonces sus unidades serán g/mol.

EJEMPLOS:

1.- ¿Cuántos moles de NaHCO 3 hay en 5.08 gramos de esta sustancia?

2.- ¿Cuál es la masa, en gramos de 0.433 mol es de C6H12O6?

3.- ¿Cuál es la masa, en gramos de 6.33 mol es de Na 2CO3?

Respuestas: (1) 0.0605 moles

(2) 77.9 gramos


(3) 671,0 gramos.

5) VOLUMEN MOLAR DE UN GAS IDEAL Es otro de los conceptos que se deben tener bien en claro para que puedas comprender y realizar los cálculos necesarios para alcanzar las competencias al tema que se está estudiando. El químico Amadeo Avogadro después de laboriosos y repetidos experimentos, logró determinar que, "El volumen que ocupa cualquier gas en condiciones normales de temperatura y presión es el mismo y que además según sus cálcul os es igual a 22.4 litros". Las condiciones normales de temperatura y presión (C.N.T.Y.P.), son: Temperatura : 0 ºC ó 273 K. Presión: 760 mm de mercurio ó 1 atm.


6) REACCIÓN Y ECUACIÓN QUÍMICA

La reacción química se define como: el proceso mediante el cual una o más sustancias (elementos o compuestos) denominadas reactivos, sufren un proceso de transformación o combinación para dar lugar a una serie de sustancias (elementos o compuestos) denominadas productos. En una reacción química se produce desprendimiento o absorción de calor u otras formas de energía. Las reacciones químicas se representan en una forma concisa mediante, Ecuaciones Químicas, que no es mas que la representación grafica de proceso que se esta llevando acabo.

2 H2 (g) + O2(g) 2 H2O (g)

4 grs + 32 grs 36 grs

2 moles + 1 mol 2 moles

(CNTP) 44,8 L + 22,4 L 22,4 L

1,204 X 1024 moléc. + 6,02x10 23 moléc. 1,204 x 10 24 moléc .

Significados:

Números = proporción de combinación (coeficientes estequiométricos);

Signo (+) = “reacciona con”;

Signo ( ) = “produce” o “para dar”;

Letras en ( ) = indican el estado de agregación de las especies químicas;

Fórmulas químicas = a la izquierda de son reactivos y a la derecha productos.

Tipos de Reacciones

Dos tipos de reacciones comunes son las reacciones de combinación y las reacciones de descomposición. En las reacciones de combinación dos reactantes se combinan para formar un solo producto. Muchos elementos reaccionan con otro de esta manera para formar compuestos:

A + B →C

C (s) + O 2 (g) → CO2 (g)

N 2 (g) + 3 H 2 (g) → 2 NH3 (g)


CaO (s) + H 2 O (l) → Ca(OH)2 (s)

En las reacciones de descomposición un solo reactante se descompone para formar dos o más sustancias. Muchos compuestos se comportan en esta forma cuando se calientan:

C →→→→ A + B

2 KClO 3 (s) →→→→ 2 KCl (s) + 3 O 2 (g)

CaCO3 (s) →→→→ CaO (s) + CO2 (g)

Por ejemplo: La descomposición de azida de sodio, NaN3 , es usada para inflar las bolsas de aire de seguridad de muchos vehículos actuales. La reacción de descomposición libera rápidamente N2 (g), el cual infla la bolsa de aire. La ecuación química que describe la reacción es:

2 NaN3 (s) →→→→ 2 Na (s) + 3 N2 (g)

En otras tenemos a las Reacciones de precipitación , que son aquellas reacciones donde uno o más reactivos al combinarse genera un producto que es insoluble.

AgNO 3 + NaCl →→→→ AgCl ↓↓↓↓ + NaNO3 Precipita OBJETIVO : -Comprobacion de la Ley de Lavoisier Materiales Balanza Matraz erlenmeyerT Tubo de ensayo pequeño Agua destilada Bicarbonato sódico Vinagre ( ác. acético) Procedimiento : Tomar un poco de bicarbonato sódico y disolverlo con agua en un matraz erlenmeyer. Colocar en un tubo de ensayo pequeño unos 5 cc. de vinagre e introducirlo en el matraz erlenmeyer sin que se vuelque. Cerrar el matraz erlenmeyer con un tapón de goma y volcar el tubo de ensayo para que entren en contacto los reactivos. Observarás que se produce una reacción química con desprendimiento de gases. Comprueba que la suma de los reactivos es igual a la de los productos formados. Haz la misma experiencia sin cerrar el matraz erlenmeyer. Si mantienes todos los aparatos utilizados en la balanza equilibrada, verás con facilidad que mientras se produce la reacción, no hay variación en la masa. Resolver guía de problemas que aportará el Docente.



T.P.Nº 9

OBJETIVOS Con frecuencia, utilizamos en el laboratorio una serie de productos químicos que son también muy utilizados en la industria química y no damos ninguna información sobre ellos. Con la propuesta de estas actividades de laboratorio se pretenden los siguientes objetivos: 1. Dar a conocer mejor los reactivos básicos de la química. 2. Realizar algunas técnicas de laboratorio que no suelen utilizarse habitualmente

en este. 3. Valorar la importancia que la industria química tiene en nuestras vidas y enn la

economía de un país EXPERIENCIA 1: OBTENCIÓN DE HCl. El ácido clohídrico o cloruro de hidrógeno es uno de los ácidos inorgánicos más utilizados tanto en la industria como en el laboratorio. Su consumo se sitúa sólo por detrás de la del ácido sulfúrico. En el laboratorio podemos utilizar el siguiente procedimiento: 1. Se coloca una cierta cantidad de

NaCl en el fondo de un recipiente cerrado con salida de gases. 2. Se vierte en el interior de este recipiente, ácido sulfúrico concentrado, gota a

gota. 3. Se caliente lentamente el recipiente para que la reacción tenga lugar

NaCl + H2SO4 � Na2SO4 +HCl

4. El HCl se desprende y se puede recoger sobre agua.




5. Como el HCl no es soluble en ácido sulfúrico la reacción no es reversible y puede ser completa.

Sugerencias 1. La disolución resultante se puede valorar con una disolución de NaOH de

concentración conocida para determinar su concentración. 2. Si no se disuelve en agua y se recoge en un recipiente cerrado se puede estudiar

su capacidad corrosiva sobre algunos metales como el Zn o Sn. 3. Por el procedimiento anterior se pueden obtener cloruros de metales anhidros

que no se pueden obtener de otra forma.

EXPERIENCIA 2: OBTENCIÓN DE CLORO En la industria el cloro es muy utilizado como desinfectante y como blanqueante, por lo que su producción es muy elevada. En el laboratorio podemos obtenerlo al hacer reaccionar el dióxido de manganeso con cloruros según la siguiente reacción:

MnO2 + 4 HCl � MnCl2 +Cl2 + H2O Para ello seguiremos los siguientes pasos: 1. Se coloca el dióxido de manganeso en el fondo de un matraz cerrado con salida

de gases. 2. Se deja caer gota a gota sobre este dióxido el HCl. La reacción se acelera si se

caliente el recipiente. 3. El gas desprendido se recoge en un recipiente cerrado o se hace burbujear en

agua. 4. También se puede obtener a partir de NaCl con permanganato en presencia de

ácido sulfúrico concentrado.

12 ClNa + MnO2 + 3 H2SO4 � 2 NaHSO4 + MnSO4 + 2 H2O + Cl2

Ensayos de Reconocimiento : 1. Comprobar su capacidad blanqueante frente a una disolución coloreada con azul

de metileno. 2. Su dismutación en disolución acuosa para obtener hipoclorito

Cl2 + OH- � Cl- + ClO- + H2O 3. En un tubo de ensayos se coloca una sc diluida de bromuro de potasio con 0,5 ml de agua de cloro. Observar 4. En otro tubo, una sc diluida de ioduro de potasio y cloroformo. Observar


EXPERIENCIA 3: OBTENCIÓN DE AMONIACO El amoniaco es un producto que además de su importancia industrial tiene una importancia histórica dentro de la química ya que su síntesis implicó una revolución en los procesos de obtención de los fertilizantes artificiales. Para su obtención en el laboratorio podemos seguir el siguiente proceso 1. Se coloca una cierta cantidad de sal amónica NH4Cl (10 g) junto con cal viva

pulverizada y se añade un poco de agua para homogeneizar la mezcla

NH4Cl + CaO � NH3 + CaCl2 + H20

2. Ya en frío se nota el olor característico del amoniaco. Calentando suavemente se desprende este amoniaco.

3. El amoniaco se recoge en frascos, con la boca hacia abajo porque es menos denso que el aire.

Ensayos de reconocimiento :

a) a 1 ml, adicionarle fenolftaleína. b) A 1 ml agregar gotas de cloruro mercúrico.

c) A 1 ml colocar gotas de cloruro de hierro III.

d) A 1 ml de sc de sulfato de cobre, verter gota a gota sc amoniacal.

e) A una varilla embebida con la sc amoniacal acercarle ácido clorhídrico

concentrado.


EPERIENCIA 4 – OBTENCION DE SODA SOLVAY Drogas y soluciones necesarias NaCl Solución de Fenoltaleína NH4OH(1:1) Agua de cal HCl 6M Algodón CaCO3 Colocar en un vaso de precipitado 15 g de cloruro de sodio y agregar lentamente en porciones de 5 cm3, 50 cm3 de solución de hidróxido de amonio (1:1), agitar continuamente durante 5 a 10 minutos (no se debe calentar). Filtrar y pasar la solución a una probeta de 100 cm3. Armar el aparato de la figura.

En el erlenmeyer colocar CaCO3 (70g) y cerrar. Introducir el tubo de vidrio de punta estirada en la probeta casi hasta el fondo, tapar la probeta con un tapón de algodón. Agregar solución de HCl 6M por el tubo de desprendimiento. Hacer burbujear el dióxido de carbono en el líquido de la probeta en baño de hielo y agua. Armar un aparato de filtración con un buchner, un kitasato y una trompa de vacío. Filtrar los cristales obtenidos, secarlos entre dos papeles de filtro. 4) Preparar cuatro tubos de ensayos: a) b) c) d). En a) colocar 0,5 g del precipitado tapar con tapón atravesando con un tubo de desprendimiento calentar el tubo a) y hacer burbujear en un tubo con lechada de cal. Lechada de cal


Observaciones: Ecuaciones que tienen lugar en los dos tubos. Finalizando el burbujeo dejar enfriar y agregar al residuo 4 cm3 de agua, agitar. En b) colocar 0,5 g del precipitado original, agregar 4 cm3 de agua, agitar. En c) colocar 0,5 g de bicarbonato de sodio, agregar 4 cm3 de agua, agitar. En d) colocar 0,5 g de carbonato de sodio, agregar 4 cm3 de agua, agitar Agregar a los 4 tubos de ensayo unas gotas de fenolftaleína, comparar los colores obtenidos. Observaciones: Ecuaciones correspondientes al proceso Solvay : EXPERIENCIA 5 – OBTENCION DE CARBONATO DE MAGNESIO Se fundamenta por la doble descomposición del carbonato de sodio y sulfato de magnesio, según la ecuación: 4 MgSO4 + 4 Na2CO3 + 5 H2O (MgCO3)3.Mg(OH)2.(H2O)4 + CO2 + Na2SO4 Drogas: Sulfato de Magnesio: 12,5 grs. Carbonato de sodio 15 grs Agua destilada: 200 ml Procedimiento:


En un erlen, se disuelve en caliente el carbonato de sodio en 100 ml de agua. En un vaso de pptado se disuelve en caliente el sulfato de magnesio en 100 ml de agua. Se mezclan ambos preparados y se lleva a ebullición por 15 min. Se deja enfriar y el pptado se decanta y se lava con agua destilada hasta reacción negativa de sulfatos. Se deseca el pptado a temperatura no mayor de 70ºC. Ensayos de reconocimiento:

1) Disolver carbonato de magnesio en HCl (d), observando la efervescencia y comprobar el desprendimiento de CO2, por burbujeo en solución de agua de cal.

2) A una porción de la solución obtenida en 1), alcalinizar con sc de NH3 y agregar sc de Na2HPO4.

3) A otra porción de la sc 1) agregar sc de BaCl2, para investigar sulfatos.

Calcular de acuerdo a las masas utilizadas consideradas puras, la masa de carbonato de magnesio.

t.p. nº 1 - escuelatecnica3.com.ar · medios electromecánicos. ... anillo de hierro ... constante...

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