Manual Quimica i

PROGRAMA PROFESIONAL DE INGENIERÍA INDUSTRIAL

MAN


NUAL DE PRÁCTICAS

QUÍMICA I

AREQUIPA – PERÚ 2013


INDICE

INTRODUCIÓN Presentación para el estudiante

Instrucciones para el trabajo en el laboratorio

Operaciones peligrosas

Normas para el uso del laboratorio

Pág.

Práctica Nº 1: Reconocimiento del Material de laboratorio 07

Práctica Nº 2: Medición y tipos de errores 18

Práctica Nº 3: Operaciones Básicas en el laboratorio 20

Práctica Nº 4: Tabla Periódica: Propiedades de los elementos 32

Práctica Nº 5: Enlaces Químicos 36

Práctica Nº 6: Funciones Químicas Inorgánicas 41

Práctica Nº 7: Reacciones y ecuaciones químicas 47

Práctica Nº 8: Reacciones de Oxido – Reducción 53

Práctica Nº 9: Soluciones Químicas 59

Práctica Nº 10: Suspensiones, Coloides y disoluciones 62

Práctica Nº 11: Cinética Química 68

Práctica Nº 12: Equilibrio Químico 73

Práctica Nº 13: Ácidos y Bases 77

Controles 83

Bibliografía 85

Manual de Prácticas de Química I Ingeniería Industrial

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PRESENTACIÓN

El laboratorio de química representa el encuentro del estudiante con el “hacer y sentir

de la química”, y está diseñado para que entiendas y profundices en algunos

conceptos fundamentales de química, pero además para desarrollar habilidades que te

ayudaran a lo largo de tu vida profesional. Por tanto, el presente manual está

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

correspondientes.

Sin embargo, el éxito de tu trabajo en el laboratorio dependerá del orden y la

disciplina con que lo realices. Esté debe estar planeado de tal manera que pueda ser

desarrollado adecuadamente en las horas asignadas, para lograr esto siempre debes

investigar antes de llegar al laboratorio a realizar los experimentos, es fundamental

que leas con suficiente anticipación el Manual de Practicas de Química I y

comprendas los conceptos básicos impartidos en las clases teóricas.

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

que ocurren, en la exactitud de la anotación de datos y mediciones, en el orden

correcto de los pasos de cada experimento, en la habilidad para la manipulación de los

aparatos, equipos, etc., en la adquisición de buenos hábitos; todos ellos son la base de

la formación tecnología, científica o profesional. Por tanto, es importante que registres,

en un cuaderno, las observaciones y los resultados de cada experimento.

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

dar las indicaciones importantes para cada experimento. Lo importante es que pienses

y razones, es decir, debes usar el raciocinio y la inteligencia para llegar al

conocimiento y comprobación de un principio químico, así como su aplicación en el

campo profesional y científico.

Docente Responsable del Curso


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PRESENTACIÓN PARA EL ESTUDIANTE

Las reglas y normas que a continuación se indican deberán de cumplirlas

irrestrictamente ya que de ello depende su formación integral y evaluación en el curso

de Química.

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

considera como ABANDONO

2. El alumno deberá respetar el horario y el grupo asignado. La puntualidad a la

práctica es fundamental. El alumno no podrá ingresar al laboratorio pasada la

hora de inicio y esto es considerado inasistencia.

3. Al inicio del curso deberá de solicitar el silabus del curso, donde se encuentra el

programa del curso, fechas de evaluación y peso de las diferentes actividades que

se ejecutaran en su aprendizaje, así como, la forma de obtener el promedio final.

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

teórica como experimental.

5. Está estrictamente prohibido:

• Llevar objetos, alimentos o sustancias ajenas a la práctica a realizarse.

• Comer, beber o fumar dentro del laboratorio.

• Realizar actividades o experimentos no programados.

• Etc.

6. Cuando Ud. ingrese al laboratorio debe previamente haber leído con suficiente

anticipación el MANUAL DE QUÍMICA I, así como el haber comprendido los

conceptos básicos y otros que los Docentes le han impartido en sus clases

teóricas.

7. Tener siempre consigo su cuaderno de notas de laboratorio, anotar los datos y

medidas directamente en el. Es un pésimo hábito anotar importantes datos en un

pedazo de papel.

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

9. La ruptura o daño de los materiales y aparatos, es responsabilidad de los

estudiantes que se encuentren operando.

HACER USO DEL MANDIL, LENTES DE SEGURIDAD EN FORMA HACER USO DEL MANDIL, LENTES DE SEGURIDAD EN FORMA HACER USO DEL MANDIL, LENTES DE SEGURIDAD EN FORMA HACER USO DEL MANDIL, LENTES DE SEGURIDAD EN FORMA

OBLIGATORIA EN EL AMBIENTE DE TRABAJO.OBLIGATORIA EN EL AMBIENTE DE TRABAJO.OBLIGATORIA EN EL AMBIENTE DE TRABAJO.OBLIGATORIA EN EL AMBIENTE DE TRABAJO.


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INSTRUCCIONES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO DE QUIMICA I

1. Recuerde que el laboratorio es un lugar serio de trabajo. Debe conocer su ubicación

permanente en la mesa y mantenerla el orden.

2. Lea cuidadosamente el MANUAL DE PRACTICAS DE QUÍMICA I preparando un

bosquejo de informe. Al realizar las prácticas, solo efectúe las señaladas y a

medida que las realice, complete su informe correspondiente.

3. Deje sus mochilas, chaquetas y cualquier otro implemento, que no necesite en el

laboratorio, en los casilleros dispuestos para tal fin.

4. No juegue con las llaves de agua, gas, etc. que se encuentran en las mesas.

5. Si deja caer las sustancias químicas sobre la mesa, limpiar inmediatamente.

6. Si se vierte sobre sí un ácido o cualquier sustancia corrosiva, lávese inmediatamente

con abundante agua.

7. No toque directamente con las manos las sustancias químicas desconocidas.

8. Si desea conocer el olor de una sustancia, no acerque a la cara directamente,

abanique un poco de vapor a las fosas nasales, moviendo la mano sobre la sustancia

o el recipiente que contiene la sustancia

9. Compruebe cuidadosamente los rótulos de los frascos de reactivos antes de usar su

contenido.

10. No devolver los sobrantes de compuestos usados a los frascos originales, no

introducir objeto alguno dentro de ellos, no cambiarles de tapa por ningún motivo.

11. Los frascos goteros no se debe destapar para usarlos, consulte su uso con el

profesor.

12. Antes y después del experimento, asegúrese de la limpieza de las mesas y aparatos

usados, deje todo en su sitio.

13. Todo material roto o extraviado durante la práctica será de responsabilidad de todos

los integrantes del grupo.

14. Al momento de encender el mechero, verifique que las llaves y manguera

correspondan al respectivo mechero.

15. Antes y después del experimento, asegúrese de la limpieza de las mesas de trabajo

y aparatos usados, deje todo en su sitio.

FINALMENTE, LAVARSE BIEN LAS MANOS, CON AGUA Y JABÓN, DESPUÉS

DE HACER UN EXPERIMENTO Y ANTES DE SALIR DEL LABORATORIO.


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OPERACIONES PELIGROSAS

Las prácticas de Laboratorio requieren de mucho más cuidado del que hasta ahora se

ha expuesto en estos puntos se exige al alumno EL USO DE LOS LENTES DE

SEGURIDAD. Hay pequeños detalles que se deben tener en cuenta para realizar

ciertas operaciones, evitando consecuencias desagradables:

1. Nunca calentar un tubo de prueba, dirigiendo éste hacia sí o hacia algún compañero,

las sustancias que se calientan, generalmente líquidas, pueden proyectarse

violentamente hacia afuera, provocando un accidente.

2. Nunca prenda un mechero, abriendo totalmente la llave de gas y manteniendo la cara

sobre el mismo; la presión del gas produce una llama bastante larga que podría

causarle quemaduras.

3. Tener mucho cuidado al introducir un tubo o un Termómetro a través de un tapón

de corcho o de jebe. La presión deberá ejercerse sobre el tubo en un punto próximo al

tapón; si se presiona desde el extremo opuesto, se tendrá mayor facilidad, pero puede

producirse una palanca que fácilmente lo rompa, es aconsejable cubrirse la mano

con un trapo y humedecer en agua, aceite o álcali el tubo o termómetro.

4. Emplear siempre la pinza para coger los tubos, especialmente cuanto está efectuando

calentamiento (recuerde que el tubo se pone rojo cuando está lo suficientemente

caliente, como para producir dolorosas quemaduras.

5. Mantener lejos de la cara, extendiendo bien los brazos toda clase de reactivos cuando

por primera vez se ha de verificar alguna reacción química. Muchas veces ésta

desprende gran cantidad de calor, que puede proyectar violentamente los reactantes

fuera del tubo.

¡¡¡¡TODO LO QUE NO SEA AGUA ES DAÑINO PARA EL

OJO!!!!

¡¡¡¡LOS LENTES DE SEGURIDAD SOLO AYUDAN, SI LOS

LLEVA PUESTOS!!!!


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PRÁCTICA N°1

RECONOCIMIENTO DEL MATERIAL DE LABORATORIO

1.1. OBJETIVOS

� Familiarizar al estudiante con los implementos usados en el Laboratorio de

Química.

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

balones, vasos de precipitado y tubos de ensayo.

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

de un laboratorio de Química

1.2. FUNDAMENTO TEÓRICO

1.2.1. Materiales de Laboratorio.

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

realizar una operación química, hacer un experimento o realizar un análisis químico.

En un laboratorio químico se encuentran materiales y equipos muy diversos, para los

más variados usos, la mayoría de los cuales son de vidrio y de uso específico y es muy

necesario conocer el uso adecuado de cada material.

1.2.2. Clasificación del Material de Laboratorio.

Los materiales de laboratorio se pueden clasificar de dos maneras:

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

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

un vidrio especial a base de boro silicatos, que poseen muy pequeño coeficiente de

dilatación, elevado punto de reblandecimiento y gran resistencia a agentes químicos).

Estos materiales pueden ponerse en contacto directo con el calor. Por ejemplo: vasos,

tubos balones, etc. Mientras que ciertos materiales sobre todo volumétricos como:

buretas, pipetas, fiolas, etc. a pesar de que están hechas de vidrio Pírex, no deben

poner en contacto con el calor ya que pueden variar la precisión en la medida del

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

su precisión.

Materiales de porcelana: Materiales hechos en base a una mezcla de caolín, feldespato

y cuarzo calentado a elevada temperatura. Se puede poner en contacto con el calor sin

cambios bruscos de temperatura, por ejemplo: crisoles, cápsulas, embudos, etc.

Material Metálico: Son generalmente accesorios, muchos de ellos con revestimiento

(cromado), por ejemplo: soporte universal, trípode, pinzas, etc.

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

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

Materiales de Plástico: Materiales poco empleados en relación a los otros materiales,

debido a que son atacados fácilmente por sustancias corrosivas. Ejemplo: pizetas,

cuentagotas, etc.


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B. Por su Uso Específico

Materiales Volumétricos: Son materiales de vidrio, generalmente de vidrio

borosilicatado, destinados para realizar medidas de volúmenes de líquidos, de gases, y

son muy útiles para los trabajos en laboratorios químicos.

• Probetas: Recipientes cilíndricos de vidrio grueso, pico y base amplia para poder

parar, algunos son de plástico o polietileno, graduada de la base al aforo superior. Se

emplean para medir volúmenes cuando no se necesita mucha exactitud. Existen

probetas desde 10 ml hasta 1000 ml.

• Pipetas: Material volumétrico en forma de varilla graduada de arriba hacia abajo.

Sirve para medir volúmenes pequeños con mucha exactitud y las hay desde 0,5 ml

(micro pipetas) hasta de 100 ml. Antes de usar una pipeta, esta se enjuaga con el

líquido a medir, después se carga por succión, hasta 2 ó 3 cm. por encima del enrase

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

debe mantenerse verticalmente y a una altura tal, que la marca se halle al mismo

nivel que el ojo. La gota que queda en el extremo se saca tocando una superficie de

vidrio, como puede ser un vaso de precipitado u otro material. Se pueden diferenciar

dos tipos de pipetas:

Pipetas Volumétricas: Cuando tiene una marca o aforo y tiene un bulbo intermedio de

seguridad. Este tipo de pipeta se utiliza en operaciones que requieren medir

volúmenes de líquidos con gran exactitud.

Pipetas Gravimétricas: Cuando toda la pipeta esta graduada, se emplea para emitir a

voluntad volúmenes diferentes y son útiles para medir Volúmenes aproximados de

líquidos, no se emplea para mediciones de precisión.

• Fiolas o matraces aforados: Son recipientes de vidrio de cuello muy largo y

angosto en el cual tiene una marca o aforo que señala un volumen exacto a una

determinada temperatura, que está grabada en el mismo recipiente y generalmente

a 20 ºC. Se emplea en operaciones de análisis químico cuantitativo, para preparar

soluciones de concentraciones definidas, por tanto, este material es de gran

exactitud. Existen fiolas desde 5 ml hasta 2000 ml, las más comunes son de 50,

100 y 250 ml.

• Buretas: Son tubos largos, cilíndricos y graduados, cuyo extremo inferior terminan

en una llave de vidrio, la llave sirve para controlar el flujo del líquido con el que se

le llene. Su empleo se da en operaciones en que se requiere medir volúmenes con

gran exactitud, como son los análisis volumétricos cuantitativos.

Antes de ser utilizadas, las buretas deben de ser enjuagadas con el líquido a

medirse. Existen buretas desde un ml (micro buretas) hasta 1000 ml, pero las más

comunes son de 10, 25, 50, y 100 ml.


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Materiales de Reacción: Sirven para efectuar reacciones de prueba, en pequeñas

cantidades. Hay materiales para realizar diversos tipos de reacciones: de combinación,

de descomposición, de calentamiento, etc.

• Tubo de ensayo: Sirve para hacer reacciones en pruebas de pequeñas cantidades,

hay de diferentes tamaños y capacidades.

Se pueden encontrar tubos de varios tipos:

Tubos de Ensayo: También llamados tubos de prueba, son los tubos comunes de

diferentes diámetros y longitudes, como son: de 18×150 y 25×150 mm.

Tubos de Ignición: Son tubos pequeños, generalmente de 14×100 mm de paredes

gruesas, que se emplea para efectuar calentamiento a alta temperatura.

Tubos con Salida Lateral: Son tubos especiales que tienen un pequeño ramal lateral

cerca del borde, se emplean para producir gases, para absorber los gases, para

efectuar filtraciones al vació.

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

gases y para casos especiales. Comúnmente las graduaciones están en 0.1 cc y hay

de diferentes capacidades.

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

reacciones electroquímicas, en donde en cada extremo se coloca un electrodo.

Tubos Thiele: Son tubos de vidrio especial que tiene la forma de una “b”. Se utilizan

para determinar el punto de fusión de una sustancia.

• Vaso de precipitados o beaker: Sirven para efectuar reacciones con mayor

cantidad de reactivos y en sistema abierto; tiene forma alta o baja, con o sin

graduación desde 25 ml hasta 2000 ml

• Matraces Erlenmeyer: Son recipientes de forma cónica, fabricados de vidrio,

generalmente pírex. Su uso más común es en titulaciones (análisis químico

cuantitativo), debido a la facilidad que ofrecen para agitar la solución, sin peligro de

que esté se derrame, durante la titulación. Sin embargo, también se emplean para

efectuar filtraciones, ataques, evaporaciones de soluciones y ocasionalmente efectuar

alguna reacción química. Existen matraces de diferentes capacidades, desde 25 hasta

2000 ml, los más usados son de 100 y 250 ml.

• Balones: Son de recipientes fabricados de vidrio pírex, que constan de un cuerpo

esférico y un cuello. Se le utiliza para realizar diversas reacciones químicas. Existen

balones con capacidades desde 100 ml hasta 2000 ml y se pueden encontrar balones

de varios modelos:

Balones con Fondo Plano: Denominados “matraces” compuestos por un cuello largo y

boca angosta, o de cuello angosto y corto, y el de cuello corto con boca ancha. Los que

tienen cuello largo se conocen como balones o matraces de Florencia.


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

empleados para efectuar reacciones donde intervienen el calor, también se disponen

modelos con cuello corto.

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

lateral de salida, situado en el cuello y ligeramente inclinado hacia abajo, por donde

saldrán los vapores. El otro tipo de balón de destilación es el de Claissen, que posee

dos cuellos extra, usados para ciertas operaciones especiales de destilación

• Lunas de Reloj: Son discos de vidrio pírex de diferentes diámetros, generalmente

cóncavos. Se usan para tapar los vasos de precipitados, y así evitar salpicaduras; para

evaporar pequeñas cantidades de un líquido; para realizar ensayos previos o de corta

escala; para cristalizaciones, sublimaciones (poniendo como tapa otra luna de reloj), y

pruebas de acidez, de basicidad.

• Retortas: Son de recipientes de vidrio en forma de pipa cerrada, con o sin abertura

en la parte superior, si hay abertura llevaría tapón de vidrio, la cual puede ser

esmerilada o no. Tiene alta resistencia térmica y mecánica; son empleadas para

obtener productos volátiles y corrosivos.

Material de filtración y Separación: Sirve para separar bases distintas, y estos

pueden ser:

• Embudo: Cono terminado en vástago, sirve para filtrar por gravedad con ayuda de

un cartucho de papel filtro, algodón y algún medio filtrante.

• Kitasato: Matraz de vidrio muy resistente que presenta una pequeña tubuladura

lateral en el cuello y sirve para realizar filtraciones al vacío.

• Pera o embudo de separación: (o decantación) Embudo con llave en el vástago y

cerrado con tapa esmerilada, sirve para separar fases líquidas.

• Columna cromatografía: Tubo de diámetro regular con o sin llave de paso inferior,

que se llena con una sustancia absorbente para separar los componentes de una

mezcla por la diferencia de absorción.

• Tubo de centrífuga: Tubo de ensayo con o sin tapa, terminado en punta, con

graduación que sirve para separar fases por centrifugación.

• Papel Filtro: Es un papel de celulosa pura, sin carga y sometida a procesos

especiales, según el caso al que se destine, así por ejemplo, hay con cenizas taradas

para efectuar análisis cuantitativos, resistentes a los ácidos, a los álcalis, para filtrar

precipitados gelatinosos, grasos, finos, etc.

El papel filtro se emplea cortando un círculo cuyo diámetro debe escogerse de tal

modo que, una vez doblado y colocado en el embudo, el borde superior de este quede

más o menos 1 cm., por encima del papel. Si se trata de filtrar al vació, el diámetro

debe ser tal que encaje perfectamente dentro del embudo de Buchner, por ningún

motivo debe quedar doblado el papel filtro.


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• Tamices Metálicos: Son mallas metálicas, cuya superficie perforada permite

efectuar la separación de partículas o granos por tamaños. La magnitud de las

perforaciones determina la clasificación de los tamices la cual se realiza

generalmente por escala numérica.

• Columnas de Absorción o Cromatográficas: Son columnas cilíndricas de vidrio,

con entrada y salida apropiada. Dentro de la columna se deposita una sustancia

absorbente específica para un determinado reactivo o sustancia en estado gaseoso o

líquido. Este material absorbente separa los componentes de una mezcla por la

diferencia de absorción.

• Extractores: El más conocido es el equipo de Soxhlet, que se utiliza para extraer los

componentes solubles de un sólido con un solvente adecuado, y así recuperan el

compuesto útil de una muestra.

• Equipo de Destilación: El equipo en si consta de un balón de destilación y un

refrigerante o condensador. El condensador fabricado de vidrio, condensa los

vapores que se desprenden del balón de destilación, ya que en contracorriente por

un tubo concéntrico circula agua fría o algún líquido refrigerante. Existen varios

tipos de condensadores, por ejemplo, de Liebig (con tubo condensador central recto),

de serpentín o Graham (con tubo condensador central en forma de serpentín o

espiral), de bolas (con tubo condensador central en forma de collar), de Friedrichs o

inverso (con tubo condensador externo, el agua circula por el tubo interno), etc.

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

consiste en un tubo de vidrio largo provisto de platillos o niveles de condensación

que se interpone entre el balón de destilación y el refrigerante, para realizar una

destilación fraccionada.

Materiales de Calcinación y Desecación: Son materiales refractarios para

someterse a altas temperaturas, son generalmente de arcilla, porcelana o platino, etc.

• Crisol: Es un recipiente pequeño en forma de vaso, de arcilla, porcelana o metal;

sirve para calcinar muestras, pueden tener tapa.

• Cápsula: Fuente pequeña de porcelana, sirve para desecar o calcinar muestras a

bajas temperaturas; hay de varias dimensiones.

• Cristalizadores: Son cilindros de vidrio de baja altura, sirven para cristalizar

soluciones por evaporación, a temperatura ambiente, hay de diversos diámetros y

tamaños.

• Desecadores: Depósito grande, dividido en dos partes por una parrilla, la inferior

sirve para colocar materiales higroscópicos (como CaCl2, CuSO4. Anhidro, P2O5,

silicagel, etc.) y la parte superior para poner la sustancia a deshidratar


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Materiales para Soporte o Sostén: Son aquellos que sirven de soporte o apoyo para

mayor seguridad y mantenimiento en las diferentes instalaciones, así como para

mantenerlos fijos y en equilibrio.

• Soporte Universal: Es de estructura metálica, consiste en una varilla metálica de

longitud variable enroscada a una base de hierro, que puede ser triangular o

rectangular. Se utiliza para las diferentes instalaciones, para sostener en posición fija

los diversos materiales, especialmente cuando se arman aparatos complicados, como

un equipo de destilación.

• Pinzas: Son sujetadores, sirve para sujetar accesorios o materiales de laboratorio.

Existen varias clases de pinzas.

Pinzas para Crisoles: Son de material metálico, tienen forma de una tijera, sirven para

sujetar al crisol en una operación de calentamiento, además para manipular al crisol

en la mufla en una operación de calcinación

Pinzas para Vasos de Precipitados: Son pinzas destinadas a manipular vasos, cuando

estos se encuentran calientes, tienen la forma de una tijera y son de estructura

metálica.

Pinzas para Tubos de Ensayo: Son es estructura metálica, sirven para el manejo de

tubos de ensayo cuando son sometidos a la acción del calor.

Pinzas para Pesas: Son instrumentos a manera de tenacillas de estructura metálica.

Sirven para coger o sujetar las pesas pequeñas que se usan en una operación de

pesada y para ser colocados en el centro del platillo de la balanza.

Pinzas de Mohr o de Presión: Son de estructura metálica, sirven para controlar el flujo

de un fluido que circula a través de un tubo de goma.

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

anterior, con la diferencia de que es más precisa en el control de flujo por poseer un

anillo graduable.

Pinzas para Buretas: Son metálicas, con mordazas de jebe, se sujeta al soporte

universal. Se utilizan para soportar buretas (una o dos según el tipo) en forma vertical.

• Nueces o Tenazas: Son de estructura metálica, sirve para realizar diferentes

conexiones de instrumentos, como: aros, varillas metálicas, etc., al soporte universal.

Pueden ser fijas, y giratorias.

• Anillos Metálicos: Son de naturaleza metálica, formado por un anillo circular

soldado a una varilla delgada del mismo material. Estos se sujetan a los soportes

universales con una nuez. Sirven para sostener objetos que tienen alguna parte

esférica como un matraz redondo, embudos, etc.

• Gradillas para Tubos de Ensayo: Son de metal o de madera. Es una especie de

escalerilla portátil y sencilla. Sirve para portar tubos de ensayo durante el trabajo de

laboratorio.


12

• Porta Embudos: Son de madera, tiene una base de madera y una varilla, en la cual

se sujeta una madera ahuecada para sostener embudos o peras de decantación.

• Trípode: Accesorio metálico, formado por un anillo circular apoyado en tres patas

equidistantes, que son varillas delgadas. Sirven para colocar sobre la rejilla metálica

o de asbesto en una operación de calentamiento.

• Rejillas: Son mallas metálicas hechas de alambre de fierro estañado, las de mayor

uso son de 15×15 cm.

Rejillas Metálicas: Construidas de delgados alambres entrelazados, sirve como soporte

del recipiente que puede ser utilizado como el caso de las rejillas de asbesto.

Rejillas de Asbesto: Son similares a las rejillas metálicas, pero posee en la parte

central una sustancia llamada asbesto. Se utiliza para difundir la llama producida por

un mechero en una operación de calentamiento, obteniendo un calentamiento suave y

uniforme, además, se consigue evitar los cambios bruscos de temperatura. Se coloca

sobre el trípode.

• Triangulo Refractario: Esta constituido de dos partes, una de metal y la otra de un

material refractario, como la porcelana, el cual cubre en forma de tubo concéntrico a

un triángulo de metal. Se usa para sostener a los crisoles en el trípode durante el

calentamiento o la calcinación.

Materiales para Usos Diversos:

• Varillas de Vidrio o Baguetas: Son varillas gruesas de vidrio de 3, 5, y 7 mm de

diámetro y de largo conveniente, con ambos extremos redondeados. Las baguetas

sirven para agitar y trasvasar líquidos. La varilla “policía” es la que tiene un trozo de 3

cm. de tubo de goma en uno de sus extremos, convenientemente fijado; es emplea

para desprender partículas de precipitados, que no es posible removerlo con chorros

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

agitar, ni se la debe dejar en la solución.

• Piedras de Ebullición: Son perlas de vidrio, cuya finalidad es romper la tensión

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

• Pizetas: Son frascos de plástico o polietileno, algunas veces de vidrio, con sifón; en

el que se llena agua destilada y permiten emplearla fácilmente para lavar precipitados

o para diluir precipitados.

• Frascos Goteros o Cuentagotas: Son frascos de vidrio o plástico diseñados

especialmente para dosificar pequeños volúmenes (gotas) de reactivos o sustancias

liquidas.

•Espátulas: Son instrumentos de forma plana, alargada, de metal y con bordes

afilados, provistos de un mango de madera. Sirven para coger, trasladar o transportar

muestras sólidas o reactivos químicos puros, durante la operación de pesada en una

balanza.


13

• Trampa de Vació o Trampa de Agua: Es un dispositivo metálico o de vidrio

utilizado para producir vació parcial dentro de un sistema, mediante el flujo continuo

de agua, la cual produce una diferencia de cargas, y por consiguiente un vació en el

cuerpo de la trampa y esta depende de la velocidad de flujo. Posee dos entradas, una

para el líquido y otra para realizar la succión de aire con una salida común.

• Tubos de Goma o Mangueras: Tienen una gran utilidad en las conexiones en

cualquier dirección, de algún fluido o fluidos apropiados, de acuerdo a la calidad del

material construido.

• Morteros: Son materiales semiesféricos de base plana, que son fabricados de

porcelana, de acero u otro tipo de material duro. Consta de dos partes: el mazo o

pistilo y el mortero propiamente dicho que es el recipiente donde se opera. Los

morteros se emplean reducir de tamaño, triturar, pulverizar pequeñas cantidades de

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

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

disgregar minerales y rocas en estado sólido.

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

aspereza para un mejor desmenuzado.

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

sustancias o cuerpos sólidos menos duros que el vidrio.

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

pulverizar las muestras de mayor valor.

1.2.3. Instrumentos de Laboratorio.

Son aquellos instrumentos mecánicos o eléctricos, simples o complejos que se utilizan

en el laboratorio. A continuación mencionaremos los más comunes.

• Balanzas: Son instrumentos diseñados para la determinación de masa de diversas

sustancias. Se dispone de diversos tipos o modelos de balanzas, entre las que

tenemos: balanza analítica, balanza técnica y balanza electrónica.

• Densímetros o Aerómetros: Son tubos de vidrio cerrados, de forma especial, con un

lastre en su parte inferior para mantenerlos verticales y una escala impresa en su

parte interior. Estas escalas están graduadas para líquidos de mayor o menor

densidad que el agua. El densímetro se hace flotar en el líquido cuya densidad se

desea medir y el enrase del menisco observado de la superficie libre sobre la escala

graduada nos dará la densidad respectiva.

• Termómetros: Son instrumentos destinados a medir temperaturas con escalas en

grados centígrados o Fahrenheit (ºC o ºF). El tipo más usual es aquel que tiene

graduaciones desde -10 ºC hasta 200 ºC. Son utilizados generalmente en operaciones

de destilación, determinaciones de puntos de fusión y ebullición, temperaturas de

reacción, etc.


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• pH−metro: Es un aparato que mide la concentración de iones hidrógeno (H+), es

decir, el pH de una solución. Posee electrodos, los cuales debe estar en contacto con

los iones disueltos de la solución, para luego transmitir una fuerza electromotriz y

reportar datos que relacionan la concentración de la solución, expresada directamente

en pH.

• Conductivimetro: Es un aparato que mide la conductividad, es decir medida de la

capacidad de una disolución acuosa para transportar la corriente eléctrica.

• Mecheros: Son aparatos destinados a quemar combustible. Los de uso general en el

laboratorio son de vidrio y de metal. El primero se emplea para quemar alcohol

(mechero de alcohol) y el segundo para quemar gas (mechero de Bunsen).

• Mufla Eléctrica: Es una cámara cerrada, construida de material refractario. En la

puerta anterior tiene un agujero de observación. Funciona a electricidad para producir

calefacción. Le temperatura máxima es de 1200 ºC, en lo posibles debe poseer un

termómetro o termocupla.

• Planchas Eléctricas: Se utilizan para calentamiento y evaporación de soluciones.

Para protegerse de los humos, vapores y derrame de líquidos corrosivos, los

elementos calefactores y los conductores internos están cubiertos y aislados

convenientemente.

• Estufas Eléctricas: Sirven para secar precipitados o sustancias sólidas a

temperaturas relativamente bajas, por calefacción eléctrica funcionan desde la

temperatura ambiente hasta 250 ó 300 ºC, tienen un termorregulador, que cumple la

función de regular la temperatura del aparato.

• Cocinilla Eléctrica: Cocina eléctrica con resistencias. Sirve para calentar líquidos

con ayuda de una rejilla de asbesto.

• Baño María: Aparato que consiste en un recipiente con resistencia eléctrica, en el

recipiente se coloca agua, la que se calienta, produciendo un baño caliente. Existen

baños María que permiten regular la temperatura del baño mismo.

• Baño de Arena: Aparato que consta de un recipiente que contiene arena, debajo del

cual hay una resistencia eléctrica que permite calentar.

1.2.4. Reactivos Químicos.

Los reactivos químicos son las sustancias empleadas en el laboratorio para hacer

reacciones de pruebas, analíticas u otras. Los reactivos químicos se pueden clasificar

de dos maneras.

A. Por su Naturaleza.

Reactivos Inorgánicos: Son de naturaleza inorgánica, con pocas excepciones. Se

puede clasificar como:

• Ácidos: Ácidos inorgánicos, que se almacenan como soluciones acuosas

concentradas. Se incluyen algunos ácidos orgánicos.


15

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

hidróxidos.

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

tener especial cuidado con su almacenaje, mantenerlos en queroseno.

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

clasificar como:

•Ácidos Orgánicos: Sólidos como el ácido cítrico, acido oxálico, acido málico, Acido

benzoico, etc.

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

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

ejemplo: fenolftaleína, anaranjado de metilo, rojo de metilo, etc.

Productos Químicos: Productos auxiliares, no clasificados, de diversa naturaleza.

Tales como arena, silicagel, carbón activado, piedra pómez, etc.

B. Por su Pureza.

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

análisis y reacciones cuantitativas en trabajos de investigación.

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

se usa para reacciones semi−cuantitativas y experimentos afines.

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

reacciones comunes.

1.3.2. Procedimiento Experimental

Para el desarrollo de esta práctica, el alumno:

• Encontrará en su mesa de trabajo una serie de materiales de vidrio, porcelana,

metal, que son utilizados con mayor frecuencia en el laboratorio.

• Recibirá la orientación necesaria por parte del profesor para el logro de los

objetivos.

• Dado un conjunto de materiales tendrá que identificar y reconocer por nombre,

características y uso de dicho material.

• Esquematizara cada uno de los materiales de laboratorio al final de la guía de

práctica.

• Desarrollará el cuestionario que se encuentra al final de la práctica de laboratorio,

1.4 REPORTE DE RESULTADOS

1. En orden alfabético esquematice, describa características e indique la función de

los materiales que con frecuencia se usan en el laboratorio.

2. ¿Cómo se clasifican los materiales de laboratorio?

3. ¿Qué elementos y sustancias intervienen en la confección de los materiales de

vidrio, materiales de porcelana, materiales de plástico?

4. Defina brevemente las siguientes palabras: aforado, esmerilado y graduado


16

5. De qué calidad deben de estar hechos:

a) Los materiales para ser expuestos al fuego directo. Mencione cinc o ejemplos

b) Los materiales para ser expuestos a ácidos y bases fuertes. Menciones cinco

ejemplos-

6. ¿Por qué la lectura de los líquidos debe hacerse a la altura de la vista?

7. ¿Cuáles son los tamaños más usados en tubos de ensayo y que significan esos

números?

1.5. ACTIVIDADES

1. Busque en la cocina de su casa algunos materiales que se usan para trasvasar.

Describa los hechos y los procedimientos realizados por usted y presente un

informe al respecto.


17

PRÁCTICA Nº 2

MEDICIÓN Y TIPOS DE ERRORES

2.1. OBJETIVOS

Los principales objetivos de esta práctica son:

� Conocer las técnicas usadas en la determinación de las diferentes clases de

magnitudes susceptibles de ser medidas, tales como la longitud, masa, tiempo,

temperatura y presión.

� Efectuar las medidas con la mayor precisión y exactitud.

� Aprender a medir volúmenes.


2.2.1. Medición: En el Campo químico, las mediciones son las observaciones

cuantitativas. Toda medición consta de dos partes: un número y una unidad, ambos

son necesarios para que la medición tenga significado.

Los elementos observables fundamentales, de los que pueden derivarse todos los

demás, son la longitud, la masa y el tiempo. Una vez que se ha seleccionado lo

observable, deben asignarse las unidades de medición para los tres.

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

condiciones:

a) Debe reproducirse fácilmente.

b) Debe ser universal.

c) Debe ser inalterable.

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

operador y del instrumento de medida.

2.2.2. Error: Es la diferencia entre el valor obtenido o medido durante la práctica y el

valor verdadero o real. Afectan a cualquier instrumento de medición y puede deberse a

diversas causas, pero que se pueden prever, calcular o anular mediante calibraciones

y la experiencia del experimentador.

Se conocen dos clases de errores: Absoluto y relativo

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

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

b) Error relativo: Es el cociente obtenido de dividir el error absoluto por el valor

verdadero (Vr). Frecuentemente se expresa en forma de porcentaje, denominado

porcentaje de error, y es este error el que nos da la exactitud de la medida.

Error Absoluto = E.abs = Vm - Vr

Error Relativo = Error absoluto / Valor real

Porcentaje de error (% de error) = Error relativo x 100


18

El error relativo, a diferencia del absoluto, es una magnitud adimensional.

2.3. PARTE EXPERIMENTAL

2.3.1. Material y Reactivos.

Materiales

- Probetas

- Vasos de precipitados

- Balanzas


Experimento Nº 1: Determinación de la masa para muestras sólidas

1. Determinar las masas de 03 objetos diferentes (ejemplo: tapón de jebe, tapa o una

moneda. etc.) Teniendo en cuenta las reglas para el uso de las balanzas proceda a

pesar.

2. Tabular los resultados considerando las masas en ambas balanzas, en la balanza

analítica (Valor verdadero) y en la otra balanza (el valor estimado), calcular el

porcentaje de error.

Objetos Balanza analítica Otra balanza Diferencia % error

3. Determine el % de error del instrumento más preciso con respecto al otro

% � =�� − �� 100

Valor verdadero

Experimento Nº 2: Determinación del cambio de la temperatura

1. Tome un vaso de precipitados limpio y seco.

2. En el vaso coloque 10 mL de agua destilada, mida la temperatura con el

termómetro.

3. Coloque una medida (con la espátula) de sal, agite para disolver. Mida la

temperatura de la mezcla inmediatamente. ¿Observa algún cambio?.

4. Anote sus resultados.

2.4. REPORTE DE RESULTADOS

1. Tabular los resultados considerando las masas en ambas balanzas, en la balanza

analítica (Valor verdadero) y en la otra balanza (el valor estimado), calcular el


Objetos Balanza analítica Otra balanza Diferencia % error


19

2. Explique por qué se observa el aumento o la disminución de la temperatura sin

suministrar o retirar calor.

2.5 CUESTIONARIO

1. ¿Cuál es la diferencia entre el peso y masa?

2. Defina qué es la gravedad específica

3. Determine cuáles son los métodos para determinar la densidad

4. ¿Qué importancia tienen las mediciones en el campo de la química?

5. ¿Cómo podría reducir el error en la medida de volúmenes de líquido?

2. Defina Precisión y Exactitud.

3. ¿Porque es importante tener precisión en una medida?

4. ¿Porque es importante tener exactitud en una medida?

5. ¿Porque el porcentaje de error es adimensional?

6. Qué diferencia hay entre un matraz Erlenmeyer y un vaso de precipitado en su


7. Que es el error y porque es importante medirlo en un experimento.


20

PRÁCTICA Nº 3

OPERACIONES BÁSICAS EN EL LABORATORIO

3.1. OBJETIVOS


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

empleadas frecuentemente en los trabajos de laboratorio.

� Efectuar la separación de los componentes mezclas (homogéneas o heterogéneas).

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

distintas operaciones básicas.


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

suele llamarse operaciones básicas debido a que se repiten constantemente. Difieren

unas de otras por su simplicidad o complejidad.

Una operación se considera desde un encendido de un mechero, un filtrado o una

destilación o extracción.

Los estudiantes de Ingeniería Industrial estudiarán las Operaciones Básicas y verán

las numerosas aplicaciones de la filtración en las industrias de grasas y de aceites

para separar los agentes absorbentes empleados en la decoloración; en la industria

azucarera se filtran las pulpas del tratamiento de los jugos; en las industrias lácteas el

agua se separa de la cuajada del queso por filtración. La destilación con arrastre de

vapor se utiliza en elayotecnia; la rectificación en la separación de alcohol de mezclas

en las azucareras, de industrias cárnicas y de aceites vegetales para recuperar los

disolventes en los procesos de extracción de grasas y aceites y es una operación

fundamental en la industria de bebidas alcohólicas, vinos y licores.

La extracción es una operación básica en la industria de los aceites de semilla. La

adsorción se aplicará sobre todo en la eliminación de colores, olores y sabores no

deseados, por ejemplo en elayotecnia, grasas y aceites, vinos, etc.

A continuación detallamos algunas definiciones de las operaciones básicas en el

laboratorio de química.

Pulverización: Operación utilizada para reducir de tamaño los cuerpos sólidos

relativamente grandes por medio de pequeños molinos o morteros de acuerdo a las

características del material. Seguidamente de esta operación se hace uso de tamices

para la separación de acuerdo al tamaño de la partícula.


21

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

disolución. Esto ocurre cundo dos soluciones diferentes se mezclan o cuando tiene

lugar una reacción química y el producto o uno de los productos es el sólido insoluble

en el solvente o agua en que se encuentra, el sólido generalmente aparece como una

suspensión o en casos especiales como un coloide.

Decantación: Operación que consiste en dejar en reposo una solución que contiene un

precipitado con el objeto de que el insoluble se deposite en el fondo del recipiente por

influencia de la fuerza de la gravedad y el líquido sobrenadante puede ser separado

por simple escurrimiento.


22

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

heterogénea (sólido – líquido) a través de un medio poroso papel filtro que retengan las

partículas sólidas, en esta operación se emplea como material embudo, bagueta, porta

embudo, papel filtro que se fija al embudo con ayuda del agua destilada para

trasvasar el contenido se ayuda con la bagueta. El sólido adherido al papel filtro se

denomina residuo y el líquido que pasa se llama filtrado.

Disolución: Cuando una sustancia sólida, líquida o gaseosa se solubiliza en un

solvente o disolvente quedando una solución homogénea.


23

Centrifugación: Método de separación de difícil filtración de una mezcla, tiene la

ventaja de no requerir papel filtro, es una operación muy rápida, las partículas sólidas

suspendidas en el líquido se depositan en el fondo del recipiente, mientras que las

ligeras sobrenadan, por acción de la fuerza centrífuga.

Evaporación: Consiste en hacer pasar una sustancia en estado líquido al estado de

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

operación que se realiza a temperatura ambiente o a mayor temperatura. Se emplea

generalmente con la finalidad de concentrar una disolución.

Lavado: Consiste en la eliminación de sustancias solubles que impurifican el

precipitado. La naturaleza del líquido de lavado depende de la solubilidad y

propiedades químicas del precipitado, de la impureza que se han de eliminar y de la

influencia que debe tener la solución del lavado que queda con el precipitado en los

tratamientos posteriores del mismo antes de la pesada.

Desecación: Operaciones que consisten en eliminar en contenido de humedad de los

precipitados obtenidos al filtrar una mezcla o de materias que tienen agua incluida,

mediante la acción del calor producido en la estufa. Corrientemente se llama secado

cuando la temperatura empleada no excede de los 200 °C y se realiza en la estufa.


24

Calcinación: Operación muy similar a la desecación, con la diferencia que se emplea

para descomponer la materia orgánica, obteniendo un residuo blanco denominado

cenizas. Operación que emplea temperaturas superiores a 250 °C y se efectúa en la

mufla.

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

una mezcla homogénea (líquidos miscibles), mediante el paso de uno de los

componentes del estado líquido al estado gaseoso (evaporación), producido por el

calentamiento; y posteriormente al estado líquido (condensación), producido por la

refrigeración. Esta operación se fundamenta en la diferencia del punto de ebullición de

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

fraccionada, destilación al vacío, etc.

• Destilación Simple: Se utiliza para separar los componentes de una mezcla líquida o

de un sólido en solución, los componentes deben poseer puntos de ebullición

inferiores a 150 ºC y estos deben de diferir ampliamente entre sí, más de 25 ºC.


25

• Destilación Fraccionada: Se utiliza para separar los componentes de una mezcla

líquida, cuando los puntos de ebullición de los componentes son muy cercanos entre

sí, menos de 25 ºC. En este tipo de destilación se utiliza una columna de

fraccionamiento.

• Destilación al Vació o a Presión Reducida: Se utiliza para separar líquidos con un

punto de ebullición superior a 150 ºC o que se descompone a alta temperatura. Como

un líquido hierve cuando su presión de vapor iguala a la presión externa, se puede

reducir el punto de ebullición disminuyendo la presión a la que se destila

Extracción: Esta operación consiste en la separación de un componente de una

mezcla, sólida o líquida, mediante el empleo de un solvente, es decir, la mezcla se

trata con un solvente que disuelva solamente uno de los componentes o algunos de

ellos. Por tanto, la extracción se basa en el reparto selectivo del soluto entre dos fases

no miscibles, que pueden ser una acuosa y una orgánica. Los solventes

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

de extracciones:

• Extracción Líquido − Líquido: Esta operación es empleada cuando el compuesto a

extraer está disuelto en una fase líquida. Por tanto, se basa en el grado en que un

soluto, tanto orgánico como inorgánico, se distribuye entre dos líquidos inmiscibles; y

consiste en la separación de un soluto disuelto en un disolvente, mediante otro

disolvente no miscible con el primero. Esta extracción se realiza mediante un embudo

de decantación, que permite mezclar por agitación las dos fases líquidas;


26

posteriormente se deja en reposo hasta que la separación de las dos capas sea nítida,

procediendo a la separación.

• Extracción Sólido − Líquido: Esta operación se utiliza cuando el compuesto a extraer

forma parte de un sólido, es decir, se emplea para separar sustancias que son

insolubles en agua y son ligeramente volátiles, que están mezclados con otros

productos no volátiles, por ejemplo, productos orgánicos de una mezcla o de sus

fuentes naturales como la extracción del aceite contenida en la oleaginosas (maní,

castaña, soya, maíz, etc.). El equipo utilizado para la realización de esta operación es

conocido como extractor de Soxhlet. En este extractor, el disolvente hierve en el

matraz, sus vapores ascienden por el tubo lateral y condensan en el refrigerante; el

condensado gotea sobre el sólido contenido en un cartucho de celulosa. Cuando el

disolvente llena la cámara de extracción la solución resultante es sifonada al matraz

de destilación, repitiéndose el proceso hasta la extracción total.

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

distribución de los componentes de la mezcla entre dos fases inmiscibles: una fase

móvil, que transporta las sustancias que se separan y que progresa en relación con la

fase estacionaria. La fase móvil puede ser un liquida o un gas y la estacionaria puede

ser un sólido o un líquido. Existen varios tipos de cromatografía: cromatografía en

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

• Cromatografía en Papel: Consiste en separar los componentes de una mezcla liquida

utilizando las diferencias de sus coeficientes de partición entre dos fases liquidas. En

esta cromatografía se utiliza un papel cromatográfico (papel de filtro especial) en

atmósfera saturada de humedad (agua) o seca; la fase móvil, igualmente saturada de

agua se desplaza por capilaridad de abajo − arriba a distintas velocidades, separando

los componentes de la mezcla.


27

• Cromatografía en Capa Delgada o Fina: Separación cromatográfica de adsorción por

medio de una capa de silica− gel. Esta cromatografía se realiza en un recipiente

cerrado y saturado del solvente adecuado, que fluye en forma ascendente,

arrastrando a los componentes de la mezcla y separándolos por orden de absorción

con la silica− gel.

• Cromatografía en Columna: Se efectúa haciendo pasar una mezcla líquida a través de

una columna empacada con material absorbente. Después de que los compuestos se

absorben en la columna, se agrega solvente adicional que pasa a través de la misma

columna. Algunos compuestos de la mezcla son atraídos por el material absorbente

con mayor intensidad que otros. Estos bajan por la columna con mayor lentitud que

los que son retenidos con menor intensidad. Los componentes forman bandas en la

columna que se desplazan a diferente velocidad hasta salir por la parte inferior.


28

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

de cristales geométricos. Se funda en que la mayoría de los sólidos, son más solubles

en caliente que en frío o a la inversa. Operación que se utiliza para obtener sustancias

sólidas de alta pureza, formadas por partículas de tamaño uniforme.

Cristales de CuSO4x5H2O

Cristalización Fraccionada: Operación que consiste en la separación de los

componentes puros de una mezcla, en base en sus diferentes solubilidades en un

solvente dado en función de la temperatura. En otras palabras, se basa en el hecho de

que la mayoría de los sólidos son más solubles en caliente que en frió (ver Figura 3.1).

Con esta operación se pueden obtener sustancias sólidas de alta pureza, formadas

por partículas de tamaño uniforme.

Figura 3.1. Gráfica de la solubilidad en agua en función de la temperatura.


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Sublimación y Deposición: Operación que consiste en separar una sustancia de una

mezcla que se encuentra en estado sólido. La sublimación es el proceso por el cual las

moléculas pasan directamente de sólido a vapor, sin pasar por el estado líquido, y el

proceso inverso (de vapor directamente a sólido) se llama deposición. Los sólidos tiene

presiones de vapores al igual que los líquidos, pero su valor es muy inferior.



Materiales Reactivos

- Vasos de precipitados - Alcohol comercial

- Bagueta - Papel poroso

- Mechero - Agua destilada

- Equipo de filtración - Dicromato de potasio

- Nitrato de Plomo II


Experimento Nº 1: Cromatografía

1. Recorta una tira del papel poroso que tenga unos 4 cm de ancho y una altura un

poco mayor a la del vaso de precipitado.

2. Enrolla un extremo en el borde del vaso con cinta adhesiva de tal manera que el

otro extremo llegue al fondo del vaso.

3. Pinta una mancha con un rotulador negro en el extremo libre de la tira, a unos 2cm

del borde. Procura que sea intensa, pero que no ocupe mucho espacio.

4. En el fondo del vaso, vierte alcohol hasta una altura de 1cm, aproximadamente

5. Sitúa la tira dentro del vaso de tal manera que el extremo quede sumergido en el

alcohol, pero la mancha fuera de él.

6. Puedes tapar el vaso para evitar que el alcohol se evapore.

7. Observa lo que ocurre: a medida que el alcohol va ascendiendo a lo largo de la tira,

arrastra consigo los diversos pigmentos que contiene la mancha de tinta.

8. Como no todos son arrastrados con la misma velocidad, al cabo de un rato se ven

franjas de colores.

9. Repite la prueba empleando agua en lugar de alcohol.

10. Una vez más, pero ahora utiliza una tira de papel de cuaderno y alcohol.

Experimento Nº 2: Precipitación

1. Colocar en un tubo de ensayo 2 mL de solución de Dicromato de Potasio y agregarle

gota a gota la solución de Nitrato de Plomo hasta observar un cambio

2. Dejar en reposo y observar las características del precipitado formado

3. Proceda a filtrar vertiendo la solución sobre el papel filtro y hacía el vértice.

4. Luego proceda a lavar las paredes interiores del vaso de precipitados utilizando una

pizeta con agua de modo que arrastre hacia el filtro todas las partículas sólidas.


30

5. Retire el papel de filtro que contiene el precipitado; coloque en una luna de reloj y

observe.


1. ¿Crees que el agua sea el solvente universal? Fundamenta tu respuesta.

2. Además del agua, menciona otros solventes que son utilizados en el laboratorio

químico.

3. Menciona utilidades o usos de la cromatografía.

4. ¿Qué colores estás seguro de que sean mezcla?

5. ¿Por qué crees que unos colores suben más que otros?

6. ¿Crees que la técnica de la cromatografía es importante? ¿Por qué?

7. Reportar todas las observaciones del Experimento Nº 2

3.5. CUESTIONARIO

1. ¿Qué técnica se utiliza para separar una sustancia sólida que se encuentra en un

medio acuoso?

2. ¿Cómo se forma un precipitado?

3. ¿Qué papel cumplen las perlas de vidrio o pedazos de porcelana rota en la

destilación?

4. ¿Qué aplicaciones industriales tiene la destilación?

5. ¿En qué consiste la destilación fraccionada?

6. indicar cuál sería el significado de operaciones unitarias; además la diferencia con

operaciones básicas en el laboratorio

7. Realice un esquema de diagramas de bloques para un proceso industrial en la

región de Arequipa.

8. ¿Cuándo debe usarse una campana de gases?

9. Dibuja los símbolos que representan una sustancia tóxica, una nociva y una

irritante. ¿Qué diferencia hay entre ellas?

3.6. ACTIVIDADES

1. Ponga a hervir ½ L de agua potable en una olla de su cocina y ½ L de agua potable

en la tetera, al mismo tiempo. Observe y haga un informe al respecto


31

PRÁCTICA Nº 4

TABLA PERIÓDICA: PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS

4.1. OBJETIVO:


� Estudiar y correlacionar las propiedades de elementos conocidos y vistos como un

grupo o familia.

� Balancear las diferentes ecuaciones químicas iónicas y moleculares, correspondientes

a las diferentes reacciones químicas


4.2.1. Tabla Periódica

En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleev, publicó una tabla de los elementos a la

que llamo Tabla Periódica, donde mostró que las propiedades de los elementos se

repiten periódicamente a intervalos regulares. Este hecho se conoce hoy en día como

la Ley Periódica. La ley periódica resume muchas observaciones sobre las propiedades

de los elementos. Se puede establecer como sigue: cuando los elementos se acomodan en

orden creciente de sus números atómicos, muestran propiedades similares periódicamente.

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

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

químicas que cambian en forma progresiva a través de la tabla, y columnas verticales

llamadas grupos o familias, con propiedades similares. La elaborar la tabla periódica

actual, los elementos fueron acomodados uno tras otro, en grupos, debido a sus

propiedades químicas semejantes. Por ejemplo, todos los elementos del grupo IA, son

metales que, cuando reaccionan, forman iones con una carga de 1+. Si se examinan las

configuraciones electrónicas de estos elementos, se verá que el nivel electrónico exterior

para cada uno no tiene sino un electrón en un sub. Nivel s. En forma semejante, todos

los elementos del grupo IIA tienen una configuración electrónica en el nivel exterior que

se podría generalizar como ns2. De hecho, examinando cualquier grupo dentro de la tabla

periódica, se ve que todos los elementos en el grupo tienen la misma estructura

electrónica en el nivel exterior. Las estructuras electrónicas similares conducen a

propiedades físicas y químicas semejantes.

4.2.2. Propiedades Periódicas

Las variaciones de las propiedades dependen de las configuraciones electrónicas

(ordenamiento electrónico del átomo en su estado basal), en especial de la

configuración de la capa externa ocupada y de su distancia con respecto al núcleo.

Energía de Ionización: La primera energía de ionización o primer potencial de

ionización (EI1) es la cantidad mínima de energía que se requiere para remover al

electrón en lazado con menor fuerza en un átomo aislado para formar un ión con


32

carga +1. La segunda energía de ionización (EI2) es la cantidad de energía que se

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

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

carga positiva que al átomo neutro correspondiente. La energía de ionización aumenta

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

elementos con energía de ionización baja forman compuestos iónicos al perder

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

energía de ionización intermedia, por lo general, forman compuestos moleculares

(covalentes) compartiendo electrones con otros elementos. Los elementos con energía

de ionización muy alta a menudo ganan electrones para formar iones con cargas

negativas (aniones).

Afinidad Electrónica: La afinidad electrónica (AE) de un elemento es la cantidad de

energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para

formar un ión con carga −1. Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas

ganan electrones con facilidad para formar iones negativos (aniones). La afinidad

electrónica se hace más negativa de abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a

derecha en un periodo.

Electronegatividad: La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del

átomo a atraer electrones hacia si cuando se combina químicamente con otro átomo.

Las electronegatividades de los elementos se expresan en la escala de Pauling. La

electronegatividad del Flúor es la más alta de todas, esto indica que cuando el ión

flúor esta enlazado químicamente con otros elementos, muestra mayor tendencia de

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

electronegatividad aumenta de abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a

derecha en un periodo.

Carácter Metálico: El carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo en un grupo y

de derecha a izquierda en un periodo. Los elementos a la izquierda de los que tocan a

la línea zig− zag son metales (con excepción del hidrógeno), mientras que los que se

encuentran a la derecha son no metales. Los elementos adyacentes a esta línea suelen

llamarse metaloides porque muestran propiedades características tanto de metales

como de no metales.

Comportamiento Anfótero: Es la capacidad de una sustancia para comportarse como

ácido o como base. Por ejemplo, varios hidróxidos metálicos insolubles son anfóteros,

reaccionan con ácidos para formar sales y agua, pero también se disuelven en, y

reaccionan, con exceso de bases fuertes solubles.




- Vaso de precipitados - Na (metálico)


33

- Probeta - Mg (metálico)

- Pizeta - Fenolftaleína

- Tubos de ensayo - Solución de NaOH (0.1 M)

- Gradilla para tubos - Solución de KOH (0.1 M)

- Pipetas

4.3.2. Procedimiento experimental

Experimento Nº 1: Familia de los Metales Alcalinos: Reactividad en Agua.

1. En un vaso de precipitados agregar 40 ml de agua destilada y dejar caer 0.5 g de

sodio metálico. Observar el desprendimiento de gas.

2. Al término de la reacción, agregar 2 gotas de fenolftaleína (indicador ácido − base),

la coloración rojo grosella, indicaría la formación del hidróxido correspondiente.

3. Reportar todas las observaciones y la ecuación química balanceada

correspondiente.

Experimento Nº 2: Familia de los Metales Alcalinotérreos: Reactividad en Agua.

1. En un vaso de precipitados agregar 40 ml de agua destilada y dejar caer 0.5 g de

magnesio metálico. Observar.

2. Agregar 2 gotas de Fenolftaleína. Observar la aparición de una coloración rojo

grosella, la cual indicaría la formación del hidróxido correspondiente. En caso de

que la reacción no ocurra a la temperatura del agua, someter a calentamiento

suave.

3. Reportar todas las observaciones y la ecuación química balanceada

correspondiente.

Experiencia Nº 3: Variación del carácter básico

1. En dos tubos de ensayo colocar sendamente 1 mL de las soluciones de Na(OH), y

K(OH) respectivamente. Enseguida adicionar a cada tubo, exactamente una gota del

indicador fenolftaleína. Agitar y ordenarlos por la intensidad del color, de mayor a

menor.

2. Interpretar los resultados.


1. Escriba las observaciones del experimento Nº 1 y la ecuación química balanceada

de la reacción producida.

2. Escriba las observaciones del experimento Nº 2 y la ecuación química balanceada

de la reacción producida.

3. Escriba las observaciones del experimento Nº 3 y proceda a interpretar los

resultados obtenidos

4. Indique cuál de los dos metales en más reactivo. Justifique su respuesta en base a

los experimentos realizados.


34

4.5. CUESTIONARIO

1. ¿Por qué la energía de la segunda ionización del Litio es mucho más grande que la

del Berilio?

2. Discutir las siguientes propiedades y sus tendencias con relación a la tabla

periódica.

a. Energía de ionización

b. Radio atómico

c. Electronegatividad

3. ¿Cuáles son las características físicas y químicas del bromo?

4. ¿Qué propiedades en común presentan el yodo, cloro y el bromo?

5. ¿Cómo reconoce a un hidróxido?

6. ¿Por qué se les llama alcalinos a los elementos del grupo I? Explique.

7. ¿Cuándo se dice que un compuesto es anfótero? Explique y de ejemplos

8. ¿Por qué las energías de ionización siempre son cantidades positivas?

9. Haga la configuración electrónica de los siguientes átomos y determinar los

números cuánticos del último electrón e indique sus propiedades magnéticas: Mg,

Cu, Cr, Cl y Zn

10. ¿Por qué los elementos de transición tienen variados estados de oxidación?

4.6. ACTIVIDAD

1. De las sustancias que utiliza para el aseo personal podría decir ¿Cuáles son ácidos

y cuáles son alcalinos? Realice el informe respectivo


35

PRÁCTICANº 5

ENLACE QUÍMICO

5.1. OBJETIVO:

� Determinar el tipo de enlaces de las diferentes sustancias.

� Predecir la polaridad de los compuestos covalentes.

� Aprender a diferenciar entre los electrólitos fuertes y débiles por su capacidad de

conducir la corriente.


5.2.1. Enlace Químico

Puede definirse como las fuerzas que mantiene unidos a los átomos de elementos y

compuestos se llaman enlaces químicos. Para que se forme un enlace químico, entre dos

átomos, debe haber una disminución neta de energía potencial del sistema, es decir, los

iones o moléculas producidas por las distribuciones electrónicas deben estar en un

estado enero-ético más bajo que el de los átomos aislados.

5.2.2. Tipos de Enlace:

Los átomos de los elementos químicos tienen diferentes estructuras electrónicas, por

tanto, presentan una variedad de uniones químicas.

Enlace iónico; Se forma cuando uno o más electrones del nivel de valencia de un átomo,

se transfieren al nivel de valencia de otro, transformándose ambos en iones positivo y

negativo, respectivamente, y atrayéndose entre sí electrostáticamente. El átomo que ha

perdido uno o más electrones de valencia posee carga positiva (ion positivo o catión); del

mismo modo, el átomo que ha ganado uno o más electrones posee carga negativa (ion

negativo o anión); a estos iones se les conoce por electrolitos, porque estos conducen la

corriente eléctrica. Los compuestos que contienen enlace predominante iónico se

conocen como compuestos iónicos. Esta atracción electrostática entre los iones de

carga contraria es el enlace llamado iónico. Los compuestos iónicos en estado fundido o

en soluciones acuosas contienen iones (átomos con carga eléctrica), los cuales originan

una diferencia del potencial, que permite el paso de la corriente eléctrica. Por lo general,

estos compuestos son sólidos con puntos de fusión altos (>400 ºC), muchos de ellos

son solubles en agua, la mayoría es insoluble en solventes no polares, los compuestos

fundidos, así como, sus soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque

contienen partículas móviles con carga. Por ejemplo: NaCl, MgCl2, Li2O, CaO, Al2O3,

Mg3N2, etc.

Enlace Covalente: Se debe a que se comparten uno o más pares de electrones entre

dos átomos, debido a que diferencia de electronegatividades no es suficientemente

grande como para que se efectuara una transferencia de electrones; por lo tanto, no

pierden ni ganan electrones, sino que los comparten. Por consiguiente, este tipo de

enlace se encuentra en todas las moléculas constituidas por elementos no metálicos,

combinaciones binarias que estos elementos forman entre sí, tales como hidruros


36

gaseosos y en los compuestos de carbono. En la mayoría de los enlaces covalentes

participan dos, cuatro o seis electrones, es decir, uno, dos o tres pares de electrones;

formado enlaces covalentes simples, dobles o triples, por aportes equitativos de cada

átomo. Los compuestos que contienen enlace predominantemente covalente se llaman

compuestos covalentes. Por lo general, estos compuestos son gases, líquidos o sólidos

con puntos de fusión bajos (<300 ºC), muchos de ellos son insolubles en agua, la

mayoría es soluble en solventes no polares, los compuestos líquidos o fundidos no

conducen la electricidad, las soluciones acuosas de la mayoría de los compuestos

covalentes suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen

partículas con carga.

Existen varios tipos de enlace covalente, entre ellos tenemos:

• Enlace Covalente Polar: Se produce entre dos átomos con diferentes

electronegatividades, generando una distribución asimétrica de la densidad

electrónica, la densidad electrónica se distorsiona en dirección del átomo más

electronegativo; es decir, el par de electrones se comparte en forma desigual,

generando dipolos, cargas parciales de signo contrario. Todas las moléculas

diatómicas heteronucleares, como HF, HCl, HBr, HI, etc., poseen este tipo de enlace.

• Enlace Covalente No Polar: Se produce entre dos átomos idénticos

(electronegatividades iguales), generando una distribución simétrica de la densidad

electrónica alrededor de los núcleos de los dos átomos; es decir, el par de electrones se

comparte de manera igual. Todas las moléculas diatómicas homo nucleares, como H2,

O2, N2, F2Cl2, etc., poseen este tipo de enlace.

• Enlace Covalente Coordinado: Se produce cuando dos átomos comparten un par de

electrones, pero dicho par procede solamente de uno de los átomos combinados; es

decir, uno de los átomos aporta el par de electrones (donante) y el otro aporta un

orbital vació (aceptor). Los compuestos de coordinación presentan este tipo de enlace;

estos compuestos presentan iones metálicos de transición, los cuales poseen orbitales

d vacíos que pueden aceptar compartir pares electrónicos. Por ejemplo: [Co(NH3)6] 3+,

[Ni(CN)4] 2+, [Fe(CO)5], etc.

Enlace Metálico: Enlace en el interior de los metales, que se debe a las atracciones

eléctricas entre iones metálicos con carga positiva y electrones móviles deslocalizados

que perteneces al cristal como un todo.

5.2.3. Electrólitos y Grado de Ionización.

Los electrólitos son sustancias cuyas soluciones acuosas conducen la corriente

eléctrica. La electricidad es transportada, a través de la solución acuosa, debido el

movimiento de los iones. Los electrólitos pueden ser clasificados por su fuerza en

electrólitos fuertes, débiles y no electrólitos. La fuerza del electrolito depende, tanto de

su tendencia a ionizarse o disociarse en iones, como de las cargas de los mismos.


37

Electrólitos Fuertes: Son compuestos que se ionizan en su totalidad o casi totalmente

en solución acuosa diluida, por lo tanto, conducen bien la electricidad. Ejemplo: HCl,

HNO3, H2SO4, Li(OH), Na(OH), K(OH), NaCl, CuSO4, etc.

Electrólitos Débiles: Son compuestos que se ionizan levemente (menos del 5 %) en

solución acuosa diluida, por lo tanto, conducen débilmente la electricidad. Ejemplo:

HF, HCN, H2CO3, H3PO4, CH3COOH, (COOH)2, NH4OH, etc.

No Electrólitos: Son compuestos que no se ionizan (existen en forma de molécula) en

solución acuosa, por lo tanto, no conducen la electricidad. Por ejemplo: los

compuestos orgánicos como sacarosa, glucosa, etanol, acetona, hexano, etc.

5.3. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

5.3.1. Material y Reactivos


- Lunas de reloj - Yoduro de potasio

- Pipetas - Cloruro de sodio

- Tubos de ensayo - Cloruro de calcio

- Bagueta - Ácido cítrico

- Conductímetro - Sacarosa

- Agua destilada

- Etanol

- Heptano

5.3.2. Procedimiento Experimental Experimento Nº 1: Solubilidad en Agua

1. Obtener cinco tubos de ensayo y añadir 5 mL de agua destilada en cada tubo.

2. Añadir en cada tubo muestras de 0,5 g de los compuestos utilizados

anteriormente.

3. Agitar las muestras con una bagueta o varilla de agitación, observar y anotar los

compuestos solubles en agua.

4. En la tabla N° 1 proporcionada, registrar si los compuestos son solubles en agua.

5. Reportar los resultados obtenidos.

Experimento Nº 2: Solubilidad en Etanol

1. Obtener cinco tubos de ensayo y añadir 5 mL de Etanol en cada tubo.

2. Añadir en cada tubo muestras de 0,5 g de los compuestos utilizados

anteriormente.

3. Agitar las muestras con una bagueta o varilla de agitación, observar y anotar los

compuestos solubles en Etanol.

4. En la tabla N° 1 proporcionada, registrar si los compuestos son solubles en agua.


38

5. Reportar los resultados obtenidos

Experimento Nº 3: Conductividad

1. Prueba la conductividad de una muestra en estado sólido, para esto coloca una

porción pequeña en una luna de reloj y toca el sólido con el electrodo del

conductímetro (pide al docente indicaciones de cómo utilizar el equipo de

conductividad ya que son fuentes de toques eléctricos).

2. Prueba la conductividad de los disolventes que vas a utilizar (agua destilada y

heptano) en un vaso de precipitados de 50 mL.

3. Enjuaga y seca los electrodos del equipo de conductividad con el disolvente antes y

después de cada prueba. Anota tus resultados en la tabla N° 2.


1. Complete la siguiente tabla N° 1

Compuesto Solubilidad

Agua

Etanol Yoduro de potasio

Cloruro de sodio

Acido cítrico

Sacarosa

2. Complete la siguiente tabla N° 2

Compuesto

Conductividad

Solido Agua Heptano

3. ¿Qué tipo de enlace predomina en cada uno de los compuestos con los que

trabajaste? ¿En qué propiedades te basaste para asignar el tipo de enlace?

Responde en la tabla N° 3

Sólido Yoduro de potasio Cloruro de sodio Acido cítrico Sacarosa

Tipo de enlace

Propiedades


39

5.5. CUESTIONARIO

1. Defina: enlace sigma (α) y enlace pi (Π).

4. Describa las principales diferencias entre los compuestos iónicos y compuestos

covalente.

5. ¿Por qué es líquida el agua a temperatura ambiente?

6. ¿Por qué las disoluciones conducen la corriente eléctrica?

7. Al medir con un conductímetro la conductividad del agua destilada (su unidad es el

Siemens), aunque es mucho menor que la del agua del caño (que lleva sales

disueltas) no es cero. ¿Por qué?

8. ¿Cómo influyen los enlaces de hidrógeno en la estabilidad térmica del ADN?

9. ¿Qué ocurre cuando sudas?

10. ¿La conductividad eléctrica de las sustancias es una prueba indicativa del tipo de

enlace químico que forman las sustancias?


40

PRÁCTICA Nº 6

FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS

6.1. OBJETIVOS

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

químicas inorgánicas

� Establecer la similitud de propiedades de acuerdo al grupo funcional.


6.2.1. Función Química

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

conjunto de compuestos, que determinan características comunes al conjunto de

compuestos, ello no descarta que los compuestos que se clasifican dentro de una

función química puedan tener propiedades físicas y químicas diferentes.

6.2.2. Clasificación de los Compuestos Inorgánicos

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

iónicos o covalentes, de acuerdo al tipo de enlace que predomine en ellos. Sin

embargo, para una mejor clasificación de los compuestos inorgánicos, se han aplicado

dos criterios (ver Tabla 6.1.), de acuerdo al número de elementos en el compuesto y de

acuerdo al grupo funcional

Nº de Elementos Grupo Funcional

Binarios

Óxidos Metálicos

Óxidos No metálicos

Hidruros metálicos

Hidruros No metálicos

Sales Haloideas

Ternarios

Hidróxidos

Ácidos Oxácidos

Sales Oxisales

Cuaternarios Complejos

Tabla 6.1. Clasificación de los compuestos inorgánicos.


41

6.2.3. Compuestos Binarios.

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

estos tenemos:

Óxidos: Son compuestos binarios que contienen oxígeno. El oxígeno se combina con

casi todos los elementos, con excepción de los gases nobles y metales no reactivos (Au,

Pd, Pt), para formar óxidos. Aunque este tipo de reacciones suelen ser muy

exotérmicas, pueden producirse con bastante lentitud y requiere de calentamiento

para proporcionar la energía necesaria para romper los fuertes enlaces de la molécula

de oxigeno (O2). Una vez iniciada la reacción, la mayoría libera energía más que

suficiente para mantenerse por si solas y en ocasiones provocan incandescencia.

Existen dos tipos de óxidos: óxidos metálicos u óxidos básicos, y óxidos no metálicos u

óxidos ácidos.

• Óxidos Metálicos u Óxidos Básicos: Por lo general, son sólidos iónicos, resultan de la

combinación del oxígeno con metales.

Metal + Oxigeno → Oxido Metálico

2 Ca(s) + O2(g) → 2 CaO(s)

• Óxidos No Metálicos u Óxidos Ácidos: Resultan de la combinación del oxígeno con un

no metal, generalmente presentan enlace covalente.

No Metal + Oxigeno → Oxido No Metálico

C(s) + O2 (g) →CO2 (g)

Sales Haloideas: Son compuestos binarios que resultan de la neutralización de un

ácido hidrácido con un hidróxido.

Acido Hidrácido + Hidróxido →Sal Haloidea + Agua

HCl(ac) + NaOH(ac) →NaCl(ac) + H2O(l)

6.2.4. Compuestos Ternarios.

Son compuestos que constan de tres elementos; pueden ser iónicos o covalentes.

Entre estos tenemos:

Hidróxidos: Son compuestos ternarios que resultan de la combinación de un oxido

metálico, soluble en el agua, sin cambio en el estado de oxidación del metal; o de la

combinación de un hidruro metálico con agua, en la cual los iones hidruro reducen al

agua para formar iones hidróxido e hidrógeno.

Oxido Metálico + agua →Hidróxido

BaO(s) + H2O(l) →Ba(OH)2(ac)

Hidruro Metálico + Agua →Hidróxido + Hidrogeno

LiH(s) + H2O(l) →Li(OH)(s) + H2(g)

Los hidróxidos, también, se pueden obtener al reaccionar un metal alcalino o alcalino

térreo (los más pesados) con agua, con desprendimiento de hidrógeno.

Metal Alcalino o Alcalinotérreo + Agua → Hidróxido + Hidrógeno

2 K(s) + 2H2O(l) →K(OH)(ac) + H2(g)


42

Oxácidos: Son compuestos ternarios que resultan de la combinación de un oxido no

metálico, soluble con agua, sin cambio en el estado de oxidación del no metal.

Oxido No Metálico + Agua → Oxácido

SO3(g) + H2O(l) →H2SO4(ac)

Oxisales: Son compuestos ternarios que resultan de la neutralización de un oxácido

con un hidróxido, sin cambio en los estados de oxidación.

Oxácido + Hidróxido →Oxisal + Agua

H2SO4(ac) + NaOH(ac) →Na2SO4(ac) + H2O(l)

Las sales oxisales, también, se pueden obtener al reaccionar un oxido metálico con

un oxido no metálico, sin cambio en los estados de oxidación.

Oxido Metálico + Oxido No Metálico → Oxisal

MgO(s) + CO2(g) →MgCO3(s)

Existen varios tipos de sales, de acuerdo a las proporciones estequiométricas del

ácido o base, entre las cuales tenemos:

• Sales Neutras: Son las descritas anteriormente, en las que reaccionan cantidades

estequiométricas de ácido y base.

HNO3(ac) + KOH(ac) →KNO3(ac) + H2O(l)

• Sales Acidas: Cuando reaccionan cantidades menores a las proporciones

estequiométricas de bases con ácidos polipróticos (más de un H+), las sales

resultantes se les conoce como sales acidas porque aún son capaces de neutralizar

bases. Por ejemplo, el ácido fosfórico (H3PO4) puede producir tres sales distintas,

dependiendo de las cantidades relativas de ácido y base que se empleen.

H3PO4(ac) + NaOH(ac) →NaH2PO4(ac) + H2O(l)

H3PO4(ac) + 2NaOH(ac) → Na2HPO4(ac) + 2H2O(l)

H3PO4(ac) + 3NaOH(ac) →Na3PO4(ac) + 3H2O(l)

• Sales Básicas: Las bases polihidroxiladas (más de un OH) reaccionan con

cantidades de ácidos menores a las proporciones estequiométricas para formar

sales básicas, es decir, sales que contienen grupos OH−sin reaccionar. Por ejemplo,

la reacción del hidróxido de aluminio Al(OH)3con ácido clorhídrico (HCl) puede

producir tres sales diferentes.

Al(OH)3(s) + HCl(ac) → Al(OH)2Cl(s) + H2O(l)

Al(OH)3(s) + 2HCl(ac) → Al(OH)Cl2(s) + 2 H2O(l)

Al(OH)3(s) + 3HCl(ac) → AlCl3(ac) + 3 H2O(l)

• Sales Dobles: Estas sales resultan de sustituir los hidrógenos de un ácido por dos

metales distintos.

H2SO4(ac) + NaOH(ac) + KOH(ac) →NaKSO4(ac) + 2 H2O(l)

6.2.5. Solubilidad para Compuestos en Solución Acuosa.

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

una cantidad de disolvente a una temperatura especifica. Este fenómeno es complejo y


43

no es posible formular reglas simples para explicar todos los casos, sin embargo, las

siguientes reglas para solutos en soluciones acuosas son de gran utilidad para casi

todos los ácidos, bases y sales que se encuentran en química general.

1. Los ácidos inorgánicos comunes y los ácidos orgánicos de bajo peso molecular son

solubles en agua.

2. Los compuestos comunes de los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) y el ion amonio

(NH4+) son solubles en agua.

3. Los nitratos (NO3-), acetatos (CH3COO−), cloratos (ClO3-), y percloratos (ClO4-)

comunes son solubles en agua.

4. Los sulfatos (SO4-2) comunes son solubles en agua. El sulfato de calcio (CaSO4) y el

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

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

5. Los carbonatos (CO3-2), fosfatos (PO4-3), y arsenatos (AsO4-3) comunes son insolubles

en agua, excepto los de los metales alcalinos y del ion amonio. El carbonato de

magnesio (MgCO3) es bastante soluble.

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

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

7. Los bromuros (Br−) y yoduros (I−) comunes muestran aproximadamente el mismo

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

Al incrementarse el tamaño de los iones haluro (Cl−, Br−, I−) las solubilidades de sus

compuestos ligeramente solubles disminuye. Por ejemplo, el cloruro de mercurio II

(HgCl2) es muy soluble en agua, el bromuro de mercurio II (HgBr2) es tan sólo

levemente soluble y yoduro de mercurio II (HgI2) es aún menos soluble.

8. Las solubilidades de los pseudo haluros, cianuros (CN−) y tiocianatos (SCN−), son

bastante similares a los de los yoduros correspondientes.

9. Los sulfuros (S2−) comunes son insolubles en agua, excepto los de los metales

alcalinos y del ion amonio.

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

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

los metales alcalinotérreos, comenzando con el hidróxido de calcio (Ca(OH)2que es

ligeramente soluble.




- Espátula - Mg (metálico en cinta o viruta)

- Mechero - Fenolftaleína

- Vaso de precipitados - Anaranjado de metilo

- Probeta - CuO (s)

- Pizeta - Solución de H2SO4 (0.1 M)


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- Tubos de ensayo - Agua destilada

- Gradilla para tubos


Experimento Nº 1: Obtención de un Oxido Metálico.

1. Colocar cinta de magnesio sobre el extremo de una espátula y llevarla a la llama de

un mechero hasta combustión, observar.

2. Retirar la espátula con el producto obtenido del mechero, observar las

características del producto y compararlas con las del reactivo (Mg). Determinar el

producto formado.

3. Reportar sus observaciones y la ecuación química de la reacción

Experimento Nº 2: Obtención de un Hidróxido.

1. En un tubo de ensayo colocar 10 ml de agua destilada, añadir el producto obtenido

en el experimento Nº 1 y agitar.

2. La solución resultante dividirla en dos tubos de ensayo, en cantidades iguales. Al

primer tubo adicionar dos gotas de fenolftaleína y al segundo tubo dos gotas de

anaranjado de metilo, observar la coloración formada en cada caso.

3. Reportar sus observaciones y la ecuación química de la reacción.

Experimento Nº 3: Obtención de una Oxisal.

1. En un tubo de ensayo colocar, aproximadamente, 0,1 g de CuO, adicionar 2 ml de

solución H2SO4y agitar por 5 min., aproximadamente.

2. Observar la formación de una coloración verde, lo cual indica la presencia de la sal

oxisal correspondiente.

3. Reportar sus observaciones y la ecuación química de la reacción.


1. En el experimento Nº 1, escriba las observaciones cuando el Mg se sometió a la

llama del mechero. ¿Qué sustancia se formó y de qué color es dicha sustancia?

Escriba la ecuación química balanceada correspondiente a esta reacción.

2. En el experimento Nº 2, ¿Qué sustancia se formó cuando el producto obtenido, en

el experimento Nº 1, reaccionó con el agua? Escriba la ecuación química

balanceada correspondiente a esta reacción.

Al agregar los indicadores a la solución ¿Qué ocurre? ¿Por qué se produjo el cambio?

3. En el experimento Nº 3, indique que sustancia se formó y de qué color es dicha

sustancia. Escriba la ecuación química balanceada correspondiente a esta reacción


45

6.5. CUESTIONARIO

1. ¿Conoces los nombres de los compuestos causantes de la lluvia ácida?

investígalos, escribe su fórmula y su nombre. Explica cómo actúan y los efectos

que tiene sobre la tierra.

2. Cuáles son los principales óxidos ácidos responsables de la contaminación del

aire. Explica de donde vienen, como alteran el ambiente y si causan algún efecto

en el hombre.

3. En la fabricación del cemento se utiliza cal viva, a la cual le adicionan agua en un

proceso llamado apagado, dando lugar a la cal apagada. Investiga la fórmula de

las sustancias mencionadas y que otro nombre reciben; así como la aplicación

que tienen.


46

PRÁCTICA Nº 7

REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS

7.1. OBJETIVOS


� Formular, balancear e interpretar las ecuaciones químicas de las reacciones

químicas

� Diferenciar cualitativamente los diferentes tipos de reacciones químicas


7.2.1. Reacción Química

Las reacciones químicas modifican la composición y las propiedades de las sustancias

que forman parte de ellas. El estudio de las mismas es de vital importancia no solo

como ciencia sino por su amplia aplicación en la industria y en muchas disciplinas

relacionadas con la química, biología, diferentes ramas de la Ingeniería, Medicina, etc.

son muy importantes.

En la naturaleza y en laboratorio ocurren diferentes reacciones químicas, y estas son

representadas a través de las ecuaciones químicas, que nos proporciona los medios

para:

1. Resumir la reacción

2. Mostrar las sustancias que reaccionan, y los productos formados.

3. Indica las cantidades totales las sustancias que intervienen en la reacción.

Las ecuaciones químicas no solo permiten la interpretación del cambio químico que

está ocurriendo, sino que indican cómo reaccionan ciertos materiales químicos

cuando se mezclan así como los productos que puede obtenerse. Las reacciones

químicas siempre implican un cambio, donde los átomos, moléculas e iones se

reacomodan para formar nuevas sustancias. Las sustancias que participan en la

reacción se llaman reactivos y las sustancia formadas son los productos.

Durante las reacciones químicas se rompen enlaces y se forman otros productos, y los

reactivos y productos suelen estar como sólidos, líquidos y gaseosos. Además en una

reacción química debe cumplir la Ley de conservación de la masa Los átomo no se

crean ni se destruyen, todos los átomos que existen en los productos deben estar

presentes en los reactivos.

7.2.2. Ecuación Química.

Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química, la cual

indica las sustancias que reaccionan (reactivos), las sustancias que se forman

(productos) y las cantidades relativas de las sustancias que participan en la reacción.

En las ecuaciones químicas los reactivos, por convención, se escriben a la izquierda y

los productos a la derecha de la flecha.

Reactivos →Productos


47

El estado físico de los reactivos y productos se debe indicar mediante las abreviaturas

g, l y s entre paréntesis para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido; además,

para indicar que una sustancia se encuentra en solución (ambiente acuoso) se emplea

la abreviatura ac. Esta información es muy útil para llevar a cabo los experimentos.

Por otra parte, una ecuación química debe estar balanceada, es decir, debe tener el

mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha, con la

finalidad de cumplir con la Ley de la Conservación de la Masa, descrita anteriormente.

Por ejemplo, cuando reaccionan el bromuro de potasio (KBr) y el nitrato de plata

(AgNO3) en un ambiente acuoso, se forma un sólido, el bromuro de plata (AgBr); esta

reacción se puede representar mediante la siguiente ecuación balanceada:

KBr(ac) + AgNO3(ac) →KNO3(ac) + AgBr(s)

7.2.3. Clasificación de las Reacciones Químicas.

Las reacciones químicas se pueden clasificar de acuerdo a varios criterios, entre los

que destacan:

Por el Mecanismo de la Reacción: • Reacciones de Combinación, Adición o Síntesis: Son reacciones donde dos o más

sustancias se combinan para formar un compuesto. Incluye la combinación de dos

elementos, de un elemento y un compuesto, o de dos compuestos para formar un

nuevo compuesto.

2Na(s) + Cl2(g) →2 NaCl(s)

P4(s) + 6Cl2(g) →4 PCl3(l)

PCl3(l) + Cl2(g)→PCl5(s)

CaO(s) + CO2(g) →CaCO3(s)

• Reacciones de Descomposición: Son aquellas donde un compuesto se descompone

para producir: dos elementos, uno o más elementos y uno o más compuestos, o dos o

más compuestos.

2 H2O(l) →2 H2(g) + O2(g)

2KClO3(s) →2 KCl(s) + 3 O2(g)

CaCO3(s) →CaO(s) + CO2(g)

• Reacciones de Sustitución o Desplazamiento Simple: Son aquellas donde un elemento

desplaza a otro en un compuesto, quedando el elemento desplazado en forma libre.

Cu(s) + 2AgNO3(ac) → Cu(NO3)2(ac) + 2Ag(s) Zn(s) + H2SO4(ac) → ZnSO4(ac) + H2(g)

Cl2(g) + 2NaBr(ac) → 2NaCl(ac) + Br2(l)

Una forma sencilla de predecir si ocurriría una reacción de sustitución, tanto en el

caso de sustitución de hidrógeno como de metal, es referirse a una serie de actividad

metálica. De acuerdo con esta serie cualquier metal ubicado arriba del hidrógeno lo

sustituiría del agua o de un ácido. De hecho, cualquier especia de la lista reaccionara

con cualquier otra especie que se encuentre debajo de ella y no al contrario.


48

• Reacciones de Metátesis o Desplazamiento Doble: Son aquellas en las cuales dos

compuestos reaccionan para formar otros dos nuevos compuestos, sin que se

produzca un cambio en el número de oxidación de los átomos. Los ejemplos más

comunes de esta clase de reacción son las reacciones de precipitación y las reacciones

de neutralización.

Pb(NO3)2(ac) + K2CrO4(ac) → PbCrO4(s) + 2KNO3(ac)

HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(ac)

Por Intercambio de Energía:

• Reacciones Exotérmicas: Son aquellas en donde existen una liberación de energía a

su entorno.

CH4(g) + 2 O2(g) →CO2(g) + 2 H2O(l) + energía

2 H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) + energía

• Reacciones Endotérmicas: Son aquellas en donde existen una absorción de energía

de su entorno.

2HgO(s) + energia→2 Hg(l) + O2(g)

2H2O(l) + energia→2 H2(g) + O2(g)

Por el Sentido de la Reacción:

• Reacciones Reversibles: Son reacciones que no terminan y se producen tanto en

sentido hacia la derecha como en sentido contrario. Se les representa por una doble

flecha ( ) que significa reversibilidad.

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

• Reacciones Irreversibles: Son reacciones que terminan y se producen en un solo

sentido hacia la derecha.

2Al(s) + 6HCl(ac) 2AlCl3(ac) + 3H2(g)

Por Transferencia de Electrones:

•Reacciones Sin Transferencia de Electrones: Son reacciones donde no se produce

cambios en el número de oxidación de los átomos.

AgNO3(ac) + NaCl(ac) →AgCl(s) + NaNO3(ac)

• Reacciones de Oxido − Reducción (redox): Son aquellas en las cuales algunos átomos

experimentan cambios en su número de oxidación.

4 Fe(s) + 3 O2(g) →2 Fe2O3(s)

2KMnO4(ac) + 18H2SO4(ac) + 5C2H4(l)→12MnSO4(ac) + 10CO2(g) + 6K2SO4(ac) + 28H2O(l)

El estudio de las reacciones químicas es de vital importancia, no solo como ciencia

sino, por su amplia aplicación en la industria y en muchas disciplinas relacionadas

con la química, biología, diferentes ramas de la ingeniería, medicina, etc. En la

naturaleza y en el laboratorio ocurren diferentes reacciones químicas, hoy en día

existen muchos métodos instrumentales confiables y sensibles que permiten detectar


49

fenómenos o cambios químicos que indiquen posibles reacciones químicas, sin

embargo, es frecuente que muchas de las reacciones que ocurren en medio acuoso

produzcan evidencias que puedan ser detectadas a simple vista por el observador,

como son:

� Formación de precipitados

� Cambios de coloración de las soluciones

� Desprendimiento de gases

� Cambios de temperatura, etc.

Ecuaciones Iónicas Son ecuaciones que describen la disolución (formación de iones)

de sustancias solubles en agua

KCl(ac) + AgNO3(ac) →KNO3(ac) + AgCl(s)

En estas ecuaciones se indican los iones y moléculas en solución, así como también

las sustancias sólidas, líquidas o gaseosas que no se disuelven.

K+ (ac) + Cl- (ac) + Ag+ (ac) + NO3- (ac) →K+ (ac) + NO3- (ac) + AgCl(s)

Los iones que estén tanto del lado de los reactivos como del lado de los productos, se

llaman iones espectadores.

K+ (ac) + Cl- (ac) + Ag+ (ac) + NO3- (ac)→ K+ (ac) + NO3- (ac) + AgCl(s)

Una ecuación iónica en la que se eliminan los iones espectadores se llama ecuación

iónica neta.

Cl- (ac) + Ag+ (ac)→AgCl(s)

Molecular

2AgNO3 (ac) + K2SO4 (ac)→ Ag2SO4 (s) + 2KNO3 (ac)

Iónica

2Ag+ + 2NO3- + 2K+ + SO42-→ Ag2SO4 (s) + 2K+ + 2NO3-

Iónica neta

2Ag+ + 2NO3- + 2K+ + SO42-→ Ag2SO4 (s) + 2K+ + 2NO3-

2Ag+ + SO42-→ Ag2SO4 (s)




- Tubos de ensayo - Zn

- Gradilla para tubos - Solución de HCl (1 M)

- Pipetas - Solución de Na2CO3

- Pizeta - Solución de Pb(NO3)2(0.1 M)

- Solución de KI (0.1 M)

- Solución de MgCl2 (0,1 M)

- Solución de CaCl2 (0,1 M)

- Solución de NaCl (0,1 M)

- Solución de H2SO4 (0,1 M)


50

7.3.2. Procedimiento Experimental.

Experimento Nº 1. 1. En un tubo de ensayo, colocar una granalla de Zinc metálico (Zn), agregar 1 ml de

solución de HCl y agitar.

2. Observar la formación de gas, producto de la reacción.

3. Reportar sus observaciones y la ecuación química balanceada de la reacción.

Experimento Nº 2.

1. En un tubo de ensayo, colocar 1ml de solución de Pb(NO3)2, agregar gota a gota

solución de KI, hasta que se forme un precipitado.

2. Observar las características del precipitado.


Experimento Nº 3.

1. En un tubo de ensayo, colocar 2 ml de solución de HCl, agregar lentamente 0,05 g

carbonato de sodio.


Experimento Nº 4.

1. Escoger tres tubos de ensayo y colocar sucesivamente en cada uno un mL de las

soluciones de MgCl2 , CaCl2 y NaCl

2. Agregar a cada tubo de ensayo un mL de solución de H2SO4

3. Agitar y esperar la sedimentación de los precipitados formados.

4. Anotar sus observaciones y escribir las ecuaciones químicas


Para cada uno de los experimentos realice lo siguiente:

1. Escriba todas las observaciones de los experimentos.

2. Escriba la ecuación química balanceada correspondiente a la reacción. Incluya en

la ecuación el estado físico de reactivos y productos.

3. De acuerdo a la clasificación de las reacciones por su mecanismo, indique que tipo

de reacción química se produjo.

4. ¿Hubo transferencia de electrones en la reacción? Si la respuesta es afirmativa,

¿Cuántos electrones estuvieron en juego?

5. ¿Qué productos se formaron, indique fórmula y nombre, y cuál era el estado físico

de esos productos?

7.5. CUESTIONARIO

1. De las reacciones de descomposición ¿Cuál de los mencionados son de este tipo y

por qué?

a. El agua se descompone fácilmente por proceso pirolitico.

b. La descomposición térmica de los carbonatos y bicarbonatos produce oxígeno.

c. Algunas sustancias orgánicas se descomponen por acción de un catalizador.


51

2. ¿Qué características no constituyen una prueba experimental de una reacción

química?

3. Escriba ecuaciones químicas balanceadas para representar las reacciones

descritas en cada uno de los siguientes casos:

a) Cuando reaccionan el yoduro de potasio y el nitrato de plomo (II) se produce un

precipitado de color amarillo.

b) Cuando la madera se quema quedan cenizas, las cuales están compuestas

principalmente de óxidos metálicos. Uno de estos es el óxido de potasio que al

reaccionar con el agua produce potasa.

4. Describa con palabras el significado de las siguientes ecuaciones químicas.

Indique que clase de reacciones son.

a) 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g)

b) 2LiBrO3(s) → 2LiBr(s) + 3O2(g)

c) CuS(s) + 2HCl(ac) → CuCl2(ac) + H2S(g)

d) 2Al(s) + HCl(ac) → 2AlCl3(ac) + 3H2(g)

5. Prediga los resultados de las reacciones representadas por las siguientes

ecuaciones, y balancee las ecuaciones.

a) Cu(s) + HCl (ac) →

b) I2(s) + NaBr (ac) →

c) Mg(s) + CuSO4 (ac) →

d) Cl2(g) + KBr(ac) →

7.6. ACTIVIDAD

1. Enumere y explique dos reacciones químicas de neutralización que se producen en

la vida diaria. Presente el informe


52

PRACTICA Nº 8

REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN

8.1. OBJETIVOS


� Reconocer los estados de oxidación de los diferentes elementos que participan en

una reacción redox.

� Determinar el elemento que se oxida y se reduce, así como, el agente oxidante y

reductor.

� Formular y balancear las ecuaciones químicas de las reacciones redox en medio

ácido y neutro.


8.2.1. Reacciones de Oxido − Reducción o Redox.

Son reacciones que implican cambios en los estados de oxidación de los elementos,

debido a procesos de transferencia de electrones. Las reacciones, vistas anteriormente,

de sustitución así como las de combinación y descomposición, en las que participan

elementos libres, como reactivos o productos, siempre son reacciones redox; mientras

que, las reacciones de metátesis nunca son redox.

En toda reacción de óxido− reducción o redox ocurren, simultáneamente, un proceso

de oxidación (aumento del número de oxidación) y un proceso de reducción

(disminución del número de oxidación). Un elemento se oxida, si aumenta su número

de oxidación (dona electrones); y un elemento se reduce, si su número de oxidación

disminuye (acepta electrones). A las sustancias cuyos átomos donan electrones y

reducen a otras sustancias se les denominan agentes reductores, ellas siempre se

oxidan; mientras que, los agentes oxidantes son sustancias cuyos átomos aceptan

electrones y oxidan a otras sustancias, ellas siempre se reducen. Sin embargo, en los

compuestos orgánicos esta transferencia de electrones no suele ser completa y el

proceso redox se produce como consecuencia de un cambio en los enlaces covalentes

entre átomos de distinta electronegatividad. Por tanto, la oxidación se manifiesta

mediante la ganancia de oxigeno o perdida de hidrógeno, y la reducción mediante la

ganancia de hidrógeno o perdida de oxígeno.

Por lo general, las sustancias que se oxidan y reducen son diferentes, sin embargo

existe un tipo especial de reacciones redox que se llaman reacciones de desproporción

o dismutación, en las cuales un mismo elemento, de una sustancia, en un estado de

oxidación se oxida y se reduce simultáneamente. Entre los elementos más idóneos

para llevar a cabo una dismutación están: N, P, O, S, Cl, Br, I, Mn, Cu, Au y Hg. Un

ejemplo de este tipo de reacción es la dismutación del cloro en medio alcalino.

Cl2(g) + 2NaOH(ac) → NaClO(ac) + NaCl(ac) + H2O(l)


53

8.2.2. Número de Oxidación o Estado de Oxidación.

Se refiere al número de cargas que tendría un átomo en una molécula o en un

compuesto iónico, si los electrones fueran transferidos completamente. A

continuación, se dan algunas reglas, las cuales ayudaran en la asignación de los

números de oxidación de los elementos en un compuesto.

1. En los elementos libres (en estado no combinado), cada átomo tiene número de

oxidación de cero. Así, cada átomo en H2, Br2, Na, Be, K, O2, P4, S8, etc. tiene el

mismo número de oxidación, cero.

2. Para los iones, compuestos de un solo átomo, el número de oxidación es igual a la

carga del ion. Todos los metales alcalinos tienen un número de oxidación de +1 y

todos los metales alcalinotérreos tienen un número de oxidación de +2 en sus

compuestos. El aluminio siempre tiene un número de oxidación de +3 en todos sus

compuestos.

3. El número de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos es −2, pero en

el peróxido de hidrógeno (H2O2) y en el ion peróxido (O2−2) su número de oxidación

es −1.

4. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando está enlazado con

metales en compuestos binarios (hidruros metálicos), en estos compuestos su

número de oxidación es −1.

5. El Flúor tiene un número de oxidación de −1 en todos sus compuestos. Los otros

halógenos (Cl, Br y I) tienen números de oxidación negativos cuando se presentan

como iones haluro en los compuestos. Cuando se combinan con el oxígeno

(oxácidos y oxoaniones), tiene números de oxidación positivos.

6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos

debe ser cero. En un ion poli atómico, la suma de los números de oxidación de

todos sus elementos debe igualar la carga neta del ion.

7. Para asignar el número de oxidación al carbono, en las moléculas orgánicas, se

sigue las siguientes reglas:

� El número de oxidación del C varía en −1 por cada enlace que presenta con el

átomo de H.

� El número de oxidación del C varía en +1 por cada enlace que presenta con un

átomo más electronegativo que él.

� Los dobles y triples enlaces con un heteroátomo, se cuentan como +2 y +3,

respectivamente.

� Los enlaces existentes entre átomos de C, no se tienen en cuenta al determinar

el número de oxidación.

� El número de oxidación total de la molécula, es la suma de los números de

oxidación de los C.


54

8.2.3. Balanceo de Ecuaciones Redox.

Método del cambio del Número de Oxidación:

El método del cambio del número de oxidación se basa en el incremento total y

disminución total igual de números de oxidación, es decir, en el cambio del número de

oxidación de las especies que reaccionan. Las siguientes reglas ayudaran a aplicar

este método, en el balanceo de las ecuaciones redox.

1. Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos que intervienen

en la reacción redox.

2. Identificar los elementos que cambian su estado de oxidación. Escribir las semi

reacciones correspondientes al proceso de oxidación y reducción, no importa el

orden de escritura de las semi reacciones.

3. Balancear los átomos de cada una de las semi reacciones por separado, debe haber

el mismo número de especies químicas en ambos lados de la flecha de semi

reacción.

4. Balancear la carga de cada una de las semi reacciones por separado, debe haber

igual número de cargas en ambos lados de las flechas de la semi reacción. Lo único

que puede utilizarse para el balance de carga son los electrones (e−) que se pierden

o se ganan en el proceso redox. El balance de carga siempre debe hacerse después

del balance de átomos, nunca antes.

5. Multiplicar, en forma cruzada, los electrones perdidos y ganados en las semi

reacciones redox balanceadas, de tal forma que, el número de electrones que se

intercambian en las semi reacciones redox sea el mismo.

6. Sumar las dos semi reacciones que resultan de las multiplicaciones. Simplificar los

términos comunes en ambos lados de la ecuación iónica resultante.

7. Introducir los coeficientes obtenidos, en el paso anterior, en la ecuación molecular.

Este paso corresponden únicamente a las especies químicas que intervinieron en el

proceso redox y se colocan como coeficientes de los compuestos correspondientes

en la reacción completa.

8. Finalmente, balancear los demás átomos por inspección, respetando los coeficientes

ya obtenidos. Comprobar la ecuación final, el número de átomos de cada elemento

en ambos lados de la ecuación debe ser igual.

Método del Ion − Electrón:

El método del ion − electrón se basa en el concepto de que la oxidación consiste en la

pérdida de uno o más electrones, en cambio, la reducción es la ganancia de uno o más

electrones. Por tanto, la reacción global se divide en dos semi reacciones, una para la

oxidación y la otra para la reducción. Las ecuaciones de las dos semi reacciones se

balancean por separado (elementos y carga). A continuación, se iguala el número de

electrones que se gana y se pierde en ambas. Por último, se suman las semi


55

reacciones resultantes para obtener la ecuación total balanceada. Las siguientes

reglas ayudaran a aplicar este método, en el balanceo de las ecuaciones redox.

1. Establecer una ecuación iónica que incluya aquellos reactivos y productos que

contengan los elementos, que sufren una variación del número de oxidación.

2. Escribir una ecuación para la semi reacción de reducción, con el elemento que sufre

una disminución en su número de oxidación; y una para la semi reacción de

oxidación, con el elemento que sufre un aumento en su número de oxidación. Las

especies deben ser escritas en forma iónica o molecular. Los compuestos iónicos se

separan en sus iones componentes, señalando con toda claridad sus cargas

correspondientes. Los óxidos y los compuestos covalentes no se separan en iones.

3. Balancear los átomos de cada una de las semi reacción por separado, teniendo en

cuenta el medio de la reacción.

� Para reacciones en medio acido o neutro agregar H2O para balancear los átomos

de O, y H+ para balancear los átomos de H. Por cada átomo de oxígeno en exceso

en un lado de la ecuación, agregar una molécula de H2O al otro lado; y por cada

átomo de hidrógeno en exceso en un lado, agregar H+ al otro lado.

� Para reacciones en medio básico agregar H2O y OH−para balancear los átomos de H

y O. Por cada átomo de oxígeno en exceso en un lado de la ecuación, agregar una

molécula de H2O al mismo lado y dos OH− al otro lado; y por cada átomo de

hidrógeno en exceso en un lado, agregar un OH− al mismo lado y una molécula de

H2O al otro lado.

4. Balancear las cargas de cada una de las semi reacciones por separado, añadir

electrones (e−) en forma de reactivos (semi reacción de reducción) o productos (semi

reacción de oxidación) de tal manera que la ecuación tenga carga cero. El balance

de carga siempre debe hacerse después del balance de átomos, nunca antes.

5. Multiplicar cada semi reacción por un número apropiado, de modo que el número

total de electrones perdidos seria el agente reductor sea igual al número de

electrones ganados por el agente oxidante.

6. Sumar las dos semi reacciones que resultan de estas multiplicaciones. En la

ecuación iónica resultante anular todos los términos comunes en ambos lados.

Todos los electrones se anulan automáticamente.

7. Transformar la ecuación iónica obtenida en una ecuación molecular, esto se realiza

añadiendo a cada lado de la ecuación, números iguales de iones que no sufren

transferencia de electrones. Balancear estas especies, respetando los coeficientes ya

obtenidos.

8. Finalmente, comprobar la ecuación final, contando el número de átomos de cada

elemento en ambos lados de la ecuación y calculando la carga neta en cada uno de

ellos.


56




- Tubos de ensayo - Solución de K2Cr2O7 (0,1 M)

- Solución de H2SO4

- Etanol

- Na2SO3 (sólido)

- Solución de CuSO4 (0,1 M)

- Zn

8.3.2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.

Experimento Nº 1.

1. En un tubo de ensayo, colocar 1 ml de solución de K2Cr2O7, acidificar con unas

gotas de solución de H2SO4 observar.

2. Añadir 0,1 g de Na2SO3, agitar hasta cambio en la coloración de la solución.

3. Reportar sus observaciones y la ecuación química balanceada correspondiente.

Experimento Nº 2.

1. En un tubo de ensayo, colocar 1 ml de solución de K2Cr2O7, acidificar con 0.5 ml de

solución de H2SO4. Observar.

2. Añadir 1 ml de Etanol Observar

3. Proceder a un calentamiento suave, hasta ver un cambio de color (de ser necesario)


Experimento Nº 3.

1. En un tubo de ensayo, colocar 1 ml de solución de CuSO4,

2. Añadir una granalla de Zinc agitar hasta cambio en la coloración de la solución.



Para cada uno de los experimentos realice lo siguiente:

1. Escriba todas las observaciones del experimento.

2. Balancee la ecuación molecular correspondiente a la reacción redox.

Experimento Nº 1:

K2Cr2O7+ H2SO4+ Na2SO3 →

Experimento Nº 2:

K2Cr2O7+H2SO4+CH3CH2OH→

Experimento Nº 3:

CuSO4+ Zn →


57

3. Indique cual es el medio de la reacción.

4. Indique cual y de qué color es el agente oxidante.

5. Indique cual y de qué color es el agente reductor.

6. Indique a que número de oxidación pasa la sustancia reducida.

7. Indique a que número de oxidación pasa la sustancia oxidada.

8. Escriba la semi reacción balanceada correspondiente a la oxidación.

9. Escriba la semi reacción balanceada correspondiente a la reducción

8.5. CUESTIONARIO

1. Identifique el elemento que se oxida y el que se reduce, asignándole el número de

oxidación a cada átomo, en cada una de las siguientes reacciones.

a) 2B + 3H2→ B2H6

b) N2 + 3H2→ 2NH3

c) 2Na + O2→ Na2O2

d) Fe + H2SO4→ FeSO4+ H2

2. Balancee las siguientes ecuaciones moleculares redox. En cada caso, indique el

medio de la reacción, el agente oxidante y el agente reductor.

a. C6H6 + O2→CO2 + H2O

b. Bi(OH)3+ Na2SnO2→Bi + Na2SnO3+ H2O

c. K2Cr2O7+ H2SO4+ CH3OH→Cr2(SO4)3+ HCHO + K2SO4+ H2O

d. KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

e. CaC2O4 + KMnO4 + H2SO4 → CaSO4 + MnSO4 + K2SO4 + CO2 + H2O

f. K2Cr2O7 + CH3CH2OH + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + CH3COOH + K2SO4 + H2O

8.6. ACTIVIDAD

1. Enumere y explique dos reacciones químicas redox que se producen en la vida

diaria. Presente el informe


58

PRÁCTICA Nº 9

SUSPENSIONES, COLOIDES Y DISOLUCIONES

9.1. OBJETIVOS


� Distinguir algunas de las propiedades de los diferentes tipos de Dispersiones.

� Clasificar algunas mezclas como suspensiones, coloides o disoluciones Apreciar el

efecto Tyndall.

� Distinguir entre disoluciones y coloides, aprovechando el efecto Tyndall


Las mezclas o dispersiones se pueden clasificar, según el tamaño de las partículas de

la fase dispersa, en: disoluciones, coloides y suspensiones.

En una disolución verdadera hay partículas de líquido, sólido o gas (fase dispersa)

disueltas en otro líquido, sólido o gas (fase dispersante), pero las partículas no se

alcanzan a distinguir a simple vista porque son muy pequeñas.

En una suspensión las partículas se logran apreciar a simple vista o con un

microscopio, y las partículas son tan grandes que, si se dejan reposar, sedimentan.

Las partículas de un coloide se encuentran entre los tamaños de estas dos primeras.

No se logran distinguir a simple vista, pero tienen propiedades que nos permiten

diferenciarlas de las soluciones.

Los coloides tienen una propiedad óptica exclusiva, que se conoce como el efecto

Tyndall: debido al tamaño de las partículas, éstas funcionan como espejitos que

reflejan la luz, lo que nos permite ver la trayectoria de un rayo de luz que pasa a

través del recipiente en el que se encuentra el coloide, en tanto que las soluciones son

completamente transparentes (no se observa el rayo de luz en el recipiente), y las

suspensiones, debido al gran tamaño de las partículas, suelen ser opacas.

El efecto Tyndall se puede apreciar cuando entra un rayo de sol por la ventana en un

cuarto que está oscuro, pues se pueden ver partículas de polvo suspendidas en el aire,

que forman un sistema coloidal.


59




- Caja pequeña - Agua destilada

- Linterna - Etanol

- Pipetas - Azúcar de mesa

- Pizeta - Leche

- Tubos de ensayo - Detergente

- Arena fina

- Gelatina

- Colapez


Experimento Nº 1:

1. etiqueta los tubos de ensayo en la parte superior, del 1 al 6, y llénalos de la

siguiente forma:

2. Agita suavemente cada uno de los tubos durante un minuto y después déjalos

reposar unos minutos. Clasifica los tubos que sedimentan como suspensiones.

3. Los que no sedimentan, somételos a la siguiente prueba.

a. Recorta en la caja de cartón los siguientes orificios (Figura 1).

b. Introduce por los orificios de la parte superior de la caja: el tubo 1, que

contiene agua, y el tubo 2, que contiene una disolución. Ilumina los tubos con

la linterna de mano, a través del orificio indicado para ello. Por la ventana del

costado, mirando en forma perpendicular al rayo de luz, observa la diferencia

entre ambos.

c. Compara el tubo 3, que contiene un coloide, con el 2 y con el 1. Observa la

diferencia entre ellos y describe en qué consiste el efecto Tyndall.

d. Introduce de uno en uno todos los demás tubos para que puedas clasificar a

las dispersiones como coloides o como disoluciones verdaderas.

TUBO CONTENIDO

1 6 mL de agua

2 6 mL de agua + 0,3 g de sal

3 6 mL de agua + 5 gotas de leche

4 6 mL de agua + 0,3 g arena

5 6 mL de agua + 0,3 g detergente

6 6 mL de agua + 5 gotas de alcohol

7 6 mL de agua caliente + 0,3 g de gelatina

8 6 mL de agua + 0,3 g de colapez


60


1. ¿Qué pruebas necesitarías hacer para clasificar una mezcla como coloide,

suspensión, o solución?

2. En las pruebas que realizaste, ¿cuáles mezclas resultaron ser soluciones, cuales

coloides y cuáles suspensiones? ¿Cómo realizaste tu clasificación?

3. Escribe un ejemplo de cada tipo de dispersión e indica qué características de ésta

te permite clasificarla como tal.

9.5 CUESTIONARIO

1. Defina:

a) fase dispersa

b) fase dispersante

c) disolución

d) disolvente

e) soluto

f) emulsión

g) suspensión

2. ¿Cuál es la diferencia de un coloide y una suspensión?

3. ¿Cómo se clasifican los coloides? Mencione algunos ejemplos.

4. Explique en qué consiste el Efecto de Tyndall

5. ¿Cómo se define la solubilidad?

6. ¿Qué es una disolución isotónica?

7. ¿Cuáles son las propiedades de un sistema coloidal


61

PRÁCTICA Nº 10

SOLUCIONES QUÍMICAS

10.1. OBJETIVOS


� Reconocer y diferenciar la naturaleza y composición de las soluciones y establecer

las diferencias con una mezcla heterogénea.

� Familiarizar al estudiante en las técnicas para preparar soluciones en sus diversas

concentraciones y en diferentes unidades de concentración.


10.2.1. Soluciones.

Una solución es una mezcla homogénea (uniforme) de dos o más sustancias puras, en

la cual no hay precipitación. Las soluciones verdaderas constan de un disolvente y

uno o más solutos, cuyas proporciones varían de una a otra solución. La sustancia

que se disuelve y se encuentra en menor proporción recibe el nombre de soluto,

mientras que el solvente o disolvente es el medio en el cual los solutos se disuelven y

se encuentra en mayor proporción.

10.2.2. Clasificación de Soluciones.

Las soluciones pueden clasificarse de acuerdo a dos criterios:

Por el Estado Físico de la Solución:

• Soluciones Líquidas: Cuando el disolvente es un líquido y según sea el tipo de soluto

pueden ser:

Sólido en Líquido: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: azúcar en agua.

Líquido en Líquido: Cuando el soluto es un líquido, por ejemplo: etanol en agua.

Gas en Líquido: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: cloro en agua.

• Soluciones Sólidas: Cuando el disolvente es un sólido y pueden ser:

Sólido en Sólido: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: el latón, el cual contiene

cobre y zinc (aleación).

Líquido en Sólido: Cuando el soluto es un líquido, por ejemplo: empaste dental.

Gas en Sólido: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: H2 gaseoso en paladio.

• Soluciones Gaseosas: Cuando el disolvente es un gas y pueden ser:

Sólido en Gas: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: polvo atmosférico.

Líquido en Gas: Cuando el soluto es un líquido, por ejemplo: la niebla.

Gas en Gas: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: el aire.

Por la Cantidad de Soluto en la Solución:

• Soluciones Diluidas: Son soluciones que contienen poca cantidad de soluto.

Generalmente su concentración es menor que 5 Molar, por ejemplo: Na(OH) 0.5M.

• Soluciones Concentradas: Son soluciones que contienen razonable cantidad de

soluto. Su concentración es mayor que 5 Molar, por ejemplo: Na(OH) 8M.


62

• Soluciones Saturadas: Son soluciones que contienen la máxima cantidad de soluto

que pueda disolverse, a una temperatura dada. En este tipo de soluciones existe un

equilibrio entre el soluto disuelto y el soluto sin disolverse.

• Soluciones Sobresaturadas: Son soluciones que contienen más cantidad de soluto

disuelto del que normalmente pueda disolverse, a una temperatura dada. Este tipo

de soluciones se preparan con ayuda del aumento de temperatura para favorecer la

disolución.

10.2.3. Concentración de Soluciones.

La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una cantidad

dada de solución. La forma de expresar la concentración de una solución, pueden ser

en unidades físicas o unidades químicas

Unidades Físicas:

• Porcentaje Peso − Peso o Porcentaje en Peso: Expresa la masa del soluto por cien

unidades de masa de solución.

100*)(

100*%SolventeSolutoPeso

SolutoPeso

SolucionPeso

SolutoPeso

w

w

+

==

• Porcentaje Peso − Volumen: Expresa la masa del soluto por cien unidades de volumen

de solución.

100*%mililitrosensoluciónVolumen

gramosenSolutoPeso

V

w=

• Porcentaje Volumen − Volumen o Porcentaje en Volumen: Expresa el volumen del

soluto por cien unidades de volumen de solución.

100*%SoluciónVolumen

SolutoVolumen

V

V=

Unidades Químicas:

• Molaridad (M): Es el número de moles de soluto disueltos en 1 litro (l) de solución.

solucióndelitro

molecularMasasolutoPeso

solucióndelitro

solutodemolesdeNúmeroM

/==

• Normalidad (N): Es el número de equivalentes (eq.) de soluto disuelto en 1 litro (L) de

solución

eqP

masaeqden

uciónLitrodesol

solutodeesequivalentdeNúmeroN

..º ===


63

El peso equivalente (P. eq.) depende del tipo de sustancia química. Así tenemos:

Peso Equivalente de un Acido:

protonesN

MPeqP

º

.. =

Peso Equivalente de una Base:

�. �! =P. M.

# � %��

Peso Equivalente de una Sal:

�. �! =P. M:

Valencia del metal x subindice

Peso Equivalente de un Agente Oxidante:

�. �! =P. M.

# de electrones ganados

Peso Equivalente de un Agente Reductor:

�. �! =P. M.

# de electrones pérdidos

Calculo de la Molaridad y Normalidad a partir del % en peso y de la densidad de la

solución:

3 =�%

4

4 ��densidad��10�

P. M.

N =�%

4

4 ��densidad��10�

P. eq

10.2.4. Dilución de Soluciones.

Es el proceso que consiste en preparar una solución menos concentrada a partir de

una solución concentrada. Cuando se diluye una solución al agregar más disolvente,

la cantidad de soluto no experimenta cambio alguno, pero el volumen y la

concentración si varían. La siguiente expresión, conocida como la ecuación de

dilución, puede ser utilizada para preparar soluciones diluidas. Las concentraciones

deberán ser molares o normales.

V1× C1 = V2× C2


64

Precaución: La dilución de una solución concentrada, especialmente ácidos o bases

fuertes, por lo general liberan gran cantidad de calor. Este puede vaporizar gotas de

agua cuando caen en la solución concentrada y provocar salpicaduras peligrosas.

Como medida de seguridad, las soluciones concentradas siempre se deben verterse

lentamente en el agua, permitiendo que el calor sea absorbido por la mayor cantidad

de agua.




- Balanza analítica - NaCl (s)

- Luna de reloj - Agua destilada

- Espátula

- Vaso de precipitado

- Bagueta

- Fiolas

- Pipetas

- Pizeta


Experimento Nº 1: Preparación de soluciones diluidas, concentradas, saturadas y

sobresaturadas

1. En un tubo de ensayo limpio y seco vierta, aproximadamente 20 % de su capacidad

con agua destilada.

2. Adicione una mínima cantidad de cloruro de sodio, luego agite suavemente.

3. Observe, anote e intérprete: ¿Qué tipo de solución ha preparado?

4. Agregue una porción más de cloruro de sodio

5. Agite la solución para que se disuelva el soluto.

6. Adicione una porción más de soluto y agite nuevamente la solución. Anote sus

observaciones e interpretaciones después de cada adición.

7. Agregue más porciones de cloruro de sodio, agitando constantemente, hasta que ya

no se disuelva el soluto. ¿Qué clase de solución ha preparado?

8. Adicione una porción más de soluto. ¿Que observa?

9. Caliente la solución ¿Qué observa?

10. ¿Qué tipo de solución ha preparado?

11. Adicione más cloruro de sodio. Caliente y agite. Se tiene una solución

sobresaturada. Deje en reposo la solución y anote sus observaciones.

12. Si no observa nada después de tres o cuatro minutos, agite ligeramente la

solución. Observe y anote

13. Si no observa nada, adiciones a la solución unos cristales de cloruro de sodio.

Observe y anote e intérprete.


65

Experimento Nº 2: Preparación de una Solución de NaCl 0.5M.

1. Realizar los cálculos para preparar 50 ml de una solución al 0.5 M

2. Pesar, en una luna de reloj, la masa de NaCl calculada.

3. En un vaso de precipitados colocar aproximadamente 20 ml de agua destilada y

disolver el soluto pesado con una Bagueta.

4. Trasvasar la solución a una fiola de 50 ml de capacidad, previamente lavada y

enjuagada con agua destilada.

5. Completar con agua destilada hasta el aforo de la fiola (enrasar correctamente el

menisco con la línea de aforo), tapar y homogenizar.

6. Finalmente, guardar la solución obtenida en un frasco de vidrio rotulado y

destinado para ese fin.

7. Reportar los cálculos correspondientes.

Experimento Nº 3: Prepare una solución de NaCl al 0.5 % en un volumen de 50 mL

1. Reportar los cálculos correspondientes para realizar la preparación de la solución.

2. Proceda a preparar la solución


1. Realice los cálculos correspondientes para cada uno de los experimentos.

2. Explique cómo se hace para enrasar correctamente el menisco con la línea de aforo.

3. La concentración de una solución varía si esta no es aforada correctamente. ¿Una

solución será más concentrada o más diluida, si en el momento de aforar se pasa

de la línea de aforo? Justifique su respuesta.

4. Porqué se tiene que estandarizar una solución recién preparada. Explique

5. Se puede preparar una solución de mayor concentración a partir de una de menor

concentración

10.5. CUESTIONARIO

1. Si a una disolución de sal en agua cuya concentración es de 25% en peso, le

añadimos más agua, ¿aumenta o disminuye la concentración? ¿Y si le añadimos

más sal? ¿Y si le evaporamos agua? Explique su respuesta

2. ¿Qué diferencias hay entre la concentración de una disolución expresada en g/L y

la densidad de la disolución expresada, también, en g/L?

3. ¿Cómo calcularías la concentración de una disolución en % en peso a partir del

dato de la concentración en g/L? ¿Qué información necesitarías?

4. Investiga sobre los siguientes términos:

a) disolución concentrada;

b) disolución diluida

c) disolución saturada.

5. ¿Cuáles son los factores que influyen en la solubilidad de una sustancia?


66

6. ¿Por qué la disolución de una sustancia es un fenómeno físico y no químico?

Explique su respuesta

7. ¿Cómo diferenciaría una solución concentrada de una saturada? Explique su

respuesta.

8. Defina lo que es solubilidad.

9. Determine el peso molecular (PM) y el peso equivalente (P. eq.) de las siguientes

sustancias:

a) H2SO4

b) HCl

c) HNO3

d) Na(OH)

e) Al2(SO4)3

f) (NH4)2CO3

g) Co(NO3)2 x 6H2O

10.6. ACTIVIDAD

1. Prepare una taza de café, una taza de té, un vaso de jugo de papaya. ¿Son mezclas

homogéneas o heterogéneas? Explique su respuesta y haga su informe


67

PRÁCTICA Nº 11

CINÉTICA QUÍMICA

11.1. OBJETIVOS


� Observar de manera cualitativa la rapidez con que se produce una reacción

química.

� Conocer los factores que influyen en la modificación de la velocidad de una

reacción.

� Graficar el proceso referente a la velocidad de una reacción.


11.2.1. Cinética Química.

La cinética química estudia las velocidades de las reacciones químicas y los

mecanismos por los cuales se producen. La velocidad de reacción es el cambio en la

concentración de los reactivos o productos con respecto al tiempo, y el mecanismo de

reacción es la ruta o serie de pasos por la cual se efectúa dicha reacción. La velocidad

de reacción puede escribirse bastándose en la velocidad de cambio de concentración

de cada especie, y se expresa en M/s.

11.2.2. Ley de Velocidad.

La ley de velocidad es una expresión que relaciona la velocidad de una reacción con la

constante de velocidad (k) y las concentraciones de los reactivos elevadas a las

potencias apropiadas. K para una reacción dada cambia sólo con la temperatura.

La utilidad de la ley de velocidad radica en que si se conoce los valores de k, x y Y(los

cuales sólo se pueden determinar experimentalmente, no guardan ninguna relación

necesariamente con los coeficientes de la ecuación química balanceada de la reacción),

se podrá calcular la velocidad de una reacción, dadas las concentraciones de los

reactivos. Por otra parte, la suma de los exponentes a los que se elevan todas las


68

concentraciones de los reactivos que aparecen en la ley de velocidad se conoce como

orden de reacción

La ley de velocidad es: velocidad = k [A]0= k. Por tanto, la velocidad de una reacción de

orden cero es una constante, independiente de la concentración de los reactivos.

11.2.3. Factores que Afectan el Velocidad de Reacción.

La velocidad de una reacción se ve afectada por cuatro factores: naturaleza de los

reactivos, concentración de los reactivos, temperatura y catalizadores.

Efecto de la Naturaleza de los Reactivos: Los estados físicos de las sustancias que

reaccionan son importantes para determinar sus reactividades, también el estado de

subdivisión (área de superficie de contacto) de los sólidos y líquidos es crucial para

determinar la velocidad de reacción.

Efecto de la Concentración de los Reactivos: En la teoría cinética molecular de la

materia, es lógico aceptar que para que reaccionen dos moléculas, estas deben estar

en contacto. Por tanto, las reacciones químicas dependen de los choque entre las

partículas de los reactivos (átomos, moléculas o iones). Este modelo sobre las

velocidades de reacción se denomina teoría de las colisiones y proporciona una base

para comprender el efecto de la concentración

Efecto de la Temperatura: La temperatura está directamente relacionada con la energía

cinética promedio y con las velocidades de las moléculas. A cualquier temperatura (T1)

dada, una fracción definida de moléculas de reactivo tiene suficiente energía de

activación (E a) para reaccionar y formar moléculas de producto al colisionar. A una

temperatura mayor (T2), una fracción mayor de moléculas posee la energía de

activación necesaria y la reacción se efectúa a mayor velocidad. La energía de

activación es la mínima cantidad de energía que se requiere para iniciar una reacción.

En resumen, la velocidad de reacción es directamente proporcional a la temperatura.

Efecto de los Catalizadores: Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad

de una reacción química sin ser consumida en ella; el catalizador puede reaccionar

para formar un intermediario, pero se regenera en un paso subsecuente de la

reacción. Los catalizadores permiten que las reacciones se efectúen por rutas alternas,

es decir, cambian el mecanismo de la reacción, y por consiguiente, afectan las

velocidades de reacción al cambiar las energías de activación. La energía de activación

desciende en la mayoría de las reacciones catalizadas (ver Figura 11.1). Sin embargo,

en el caso de catalizadores de inhibición (sustancias que disminuye la velocidad de

una reacción), la energía de activación se eleva porque la reacción se ve obligada a

efectuarse por una ruta menos favorable.


69

Figura 11.1. Diagrama de energía en el que se observa el efecto de un catalizador




- Tubos de ensayo - Solución de Na2S2O3

- Gradilla para tubos - Solución de H2SO4

- Pipetas - Pastilla de alcazeltzer

- Pizeta - Solución de H2O2


Experimento Nº 1: Efecto de la concentración y temperatura en la velocidad de

reacción

1. Para esta reacción se utiliza el tiosulfato de sodio haciéndolo reaccionar con ácido

sulfúrico produciendo azufre insoluble el cual se le identifica por la formación de

un sólido de color blanquecino según la siguiente reacción:

S2O3-2 + 2 H+ → H2SO3 + So

2. Tomar 7 tubos y enumerarlos y colocar en cada uno de la solución de tiosulfato

como se indica en el cuadro:

No mL de Na2S2O3

0.1M

mL de

agua

Gotas de

H2SO4

Temperatura

ºC

Tiempo

1 0.5 2.5 1 Ambiente

2 1.0 2.0 1 ¨

3 1.5 1.5 1 ¨

6 1.0 1.0 1 30

7 1.0 1.0 1 40

3. Añada a cada tubo la cantidad de agua destilada y ácido sulfúrico según cuadro,

teniendo en cuenta que cuando se agrega el ácido a cada tubo se tome el tiempo


70

desde el momento que se agrega las gotas de ácido hasta que aparezca un

precipitado blanquecino.

4. Anotar los resultados para cada uno y llenar el cuadro.

5. Los 5 primeros trabajar a temperatura ambiente y los dos últimos con

temperaturas como se indica en el cuadro. Para este caso usar baño maría y

cuando se llegue a la temperatura indicada sacar el vaso de la cocinilla y agregar

las gotas de ácido en el tubo, tomar el tiempo hasta que aparezca el precipitado

blanco y anotar.

6. Hacer los cálculos respectivos, graficar y reportar los resultados

Experimento Nº 2: Efecto del tamaño de partícula

1. Para esta experiencia se necesita dos sobres de alcazeltzer proceda a triturar una

de las pastillas dentro del sobre

2. Tome dos vasos de 250 mL y coloque 150 mL de agua en cada uno.

3. En el primer vaso coloque la pastilla de alcazeltzer completa y mida el tiempo de

disolución

4. En el segundo vaso coloque la pastilla de alcazeltzer previamente triturada y mida

el tiempo de disolución.

Experimento Nº 3: Efecto de la temperatura en la velocidad de reacción

1. Para esta experiencia se necesita dos sobres de alcazeltzer

2. Tome dos vasos de 250 mL y coloque 150 mL de agua en cada uno.

3. En el primer vaso coloque la pastilla de alcazeltzer completa y mida el tiempo de

disolución.

4. En el segundo vaso se tendrá que calentar previamente hasta 40 °C luego coloque

la pastilla de alcazeltzer y mida el tiempo de disolución.

5. Recuerde tomar el tiempo simultáneamente a ambos vasos de precipitados.


1. Hacer los cálculos y complete el cuadro respectivo y hacer la gráfica para la

experiencia Nº 1.

2. ¿Qué efecto tiene la temperatura en la reacción?

3. ¿Qué efecto tiene la concentración del tiosulfato y el ácido sulfúrico en la reacción?

4. En el experimento Nº 2 explique lo observado.

5. En el experimento Nº 3 explique lo observado.


71

11.5. CUESTIONARIO

1. Defina los siguientes términos:

a) Energía de activación

b) Catalizador

c) Complejo activado

d) Velocidad de reacción

e) Barrera de energía

2. ¿Existirá relación experimental entre la velocidad, las concentraciones y la

temperatura?

3. ¿Cómo funciona el convertidor catalítico de los automóviles?

4. ¿Cómo se produce la catálisis enzimática?


72

PRÁCTICA Nº 12

EQUILIBRIO QUÍMICO

12.1. OBJETIVOS


� Estudiar y conocer cualitativamente el equilibrio químico

� Evaluar cualitativamente el efecto de la naturaleza de los reactivos y de la

temperatura en la velocidad de reacción.

� Establecer cualitativamente el efecto de la concentración en el equilibrio de una

reacción reversible, homogénea.


12.2.1. Equilibrio Químico.

El equilibrio químico es un estado dinámico, en una reacción reversible, en la cual la

velocidad de reacción hacia la derecha y hacia la izquierda son iguales. Mientras un

sistema se encuentra en equilibrio, no se produce cambio neto en las concentraciones

de los reactivos o productos

12.2.2. Ley de Equilibrio Químico.

La expresión de la constante de equilibrio constituye la ley de equilibrio químico. La

constante de equilibrio (K. eq.), a una temperatura dada, se define como el producto

de las concentraciones en equilibrio (moles/litro) de los productos, elevada cada una a

la potencia que corresponde a su coeficiente en la ecuación química balanceada,

dividido entre el producto de las concentraciones en equilibrio de los reactivos, elevada

cada una a la potencia que corresponde a su coeficiente en la ecuación balanceada.

En la determinación del valor de K. eq. de una reacción dada, cuando los reactivos y/o

productos se encuentran en sólidos y/o líquido puro, la concentración de estos se

puede considerar como constante y omitirla en la ecuación de la constante de

equilibrio. Por tanto, solo se considera las concentraciones de los reactivos y/o

productos, cuando estos se encuentran en estado gaseoso o acuoso. En general, las

concentraciones de reactivos y productos deben estar expresadas en moles/litro. Sin

embargo, las concentraciones de reactivos y productos en las reacciones en fase

gaseosa se pueden expresar también en términos de sus presiones parciales. Por otra

parte, K. eq. no tiene unidades. Por otra parte, el valor de la constante de equilibrio

depende de la naturaleza de la reacción y de la temperatura. A una temperatura

constante, se encuentra que la magnitud de K. eq. varía mucho de una reacción a


73

otra. Es de gran importancia práctica el conocimiento del valor de K. eq. la magnitud

de esta constante mide hasta qué grado se produce la reacción (predicción de la

dirección de la reacción), cuando K. eq >1 indica que en el equilibrio la mayoría de los

reactivos se convierte en productos, mientras que, cuando K. eq. < 1 indica que el

equilibrio se establece cuando la mayoría de los reactivos permanece sin reaccionar y

se forma tan solo pequeñas cantidades de productos

12.2.3. Tipos de Equilibrio Químico

Equilibrio Químico Homogéneo: Este término se aplica a reacciones reversibles en

donde todas las especies (reactivos y productos) están en la misma fase.

Un ejemplo de equilibrio homogéneo en fase gaseosa es la disociación del N2O4.

Otro ejemplo de equilibrio homogéneo, pero, en fase acuosa es la ionización del

CH3COOH en agua.

Equilibrio Químico Heterogéneo: Este término se aplica a reacciones reversibles en la

que intervienen reactivos y productos en fases diferentes.

Un ejemplo de equilibrio heterogéneo es la descomposición de CaCO3, este se calienta

en un recipiente cerrado.

Otro ejemplo de equilibrio heterogéneo es solubilidad del AgCl en una solución

saturada del mismo, es decir, una solución saturada de AgCl que se encuentra en

contactos con AgCl sólido.

AgCl(s) → Ag+(ac) + Cl−(ac)

K. eq. = [Ag+] [Cl−]


74

12.2.4. Factores que Afectan el Equilibrio Químico.

El equilibrio químico representa un balance entre las reacciones directa e inversa. En

la mayor parte de los casos, este balance es bastante delicado. Los cambios en las

condiciones experimentales pueden perturbar el balance y desplazar la posición del

equilibrio de modo que se forme más o menos del producto deseado. Las variables

disponibles que se pueden controlar experimentalmente son: concentración, volumen,

presión y temperatura. Por otra parte, el principio de Le Chatelier ayuda a predecir

cambios en condiciones de equilibrio; este principio establece que “si un sistema

químico en equilibrio se somete a una tensión (cambios en la concentración, volumen,

presión o temperatura), el equilibrio se desplaza (reaccionando químicamente) en

sentido de que se contrarreste la tensión producida”.

Efecto de la Concentración: Si se añade más cantidad de cualquier reactivo o producto

al sistema, la tensión se aliviara desplazando el equilibrio en la dirección en que se

consuma parte de la sustancia adicional. Por otro lado, si se remueve un reactivo o

producto de un sistema en equilibrio, la reacción que produce esa sustancia se efectúa

en mayor grado que la reacción inversa.

Efecto del Volumen y la Presión: Los cambios de presión afectan muy poco a las

concentraciones de sólidos o líquidos porque son ligeramente compresibles. Sin

embargo, las concentraciones de los gases varían mucho con los cambios en la

presión. En general, un aumento de presión (disminución de volumen) hace que el

sistema se desplace en la dirección que produzca menor número de moles de gases, y

una disminución de presión (aumento de volumen) hace que se desplace en la

dirección que produzca mayor número de moles de gases. Para las reacciones en las

que no cambia el número de moles de gases, un cambio en la presión (o en el

volumen) no tiene efecto sobre la posición del equilibrio.

Efecto de la Temperatura: Un aumento de temperatura favorece las reacciones

endotérmicas, y una disminución de temperatura favorece las reacciones exotérmicas.

Por otro lado, un cambio en la concentración, presión o volumen puede alterar la

posición del equilibrio, pero no cambia el valor de la constante de equilibrio. Sólo un

cambio de temperatura altera el equilibrio y hace variar el valor de la constante.

Efecto de un Catalizador: Un catalizador aumenta la velocidad de reacción porque

disminuye su energía de activación, sin embargo, la energía de activación de la

reacción directa disminuye en igual magnitud que la de la reacción inversa. Esto

significa que se afectan las velocidades directa e inversa en la misma medida. Por lo

tanto, la presencia de un catalizador no afecta la constante de equilibrio ni desplaza la

posición de un sistema en equilibrio.


75




- Tubos de ensayo - Solución de K2Cr2O7 (0,1 M)

- Gradilla para tubos - Solución de K2CrO4 (0,1 M)

- Pipetas - Solución de HCl (1 M)

- Pizeta - Solución de Na(OH) (1 M)

- Solución de CoCl2 (0,2 M)


Experimento Nº 1: Evaluación Cualitativa de una Reacción Química Reversible.

1. En dos tubos de ensayo, colorar 1 mL de solución de K2CrO4 y en otros dos tubos

adicionar 1 mL de solución de K2Cr2O7, respectivamente. Rotular y anotar el color

de cada solución. Observar

2. Seguidamente colocar 1 mL solución de HCl a la solución de Cromato (K2CrO4) y

Dicromato (K2Cr2O7) simultáneamente, hasta observar cambio de coloración en

una de las soluciones.

3. Posteriormente colocar 1 ml solución de Na(OH) a la solución de Cromato (K2CrO4)

y Dicromato (K2Cr2O7) simultáneamente, hasta observar cambio de coloración en

una de las soluciones.

4. Reportar sus observaciones y la ecuación iónica balanceada correspondiente.

Experimento Nº 2: Condiciones que afectan al CoCl2 en disolución.

Detectar si cambios en la temperatura del sistema modifican el equilibrio y en función

de ello deducir en qué dirección se desarrolla la reacción hasta alcanzar un nuevo

estado de equilibrio.

1. Enumerar dos tubos de ensayo.

2. Colocar 3 mL de la solución acuosa de cloruro de cobalto en cada uno de los tubos

de ensayo.

3. Dejar el tubo Nº 1 a temperatura ambiente como testigo del color.

4. Calentar a baño maría el tubo Nº 2 hasta observar un cambio de color.

5. Dejar el tubo a temperatura ambiente y luego colocarlo en un baño de agua con

hielo. Observar el color.


76


1. En el experimento Nº1 reporte sus observaciones y balancee la ecuación iónica

correspondiente a la reversibilidad del sistema.

2. Para el mismo experimento, escriba la expresión de la constante de equilibrio, K.

eq. para la reacción directa e inversa. Indique qué relación existe entre ambas

expresiones.

3. En el experimento Nº 2 indique lo siguiente:

¿De qué color es la disolución cuando el CoCl2 x 6H2O se disuelve en agua?

¿De qué color es la disolución a la cual se añade la mayor cantidad de agua?

¿Qué cambios se observan al calentar y enfriar las disoluciones?

A bajas temperaturas ¿De qué especies químicas hay mayor concentración?

A altas temperaturas, ¿Cuál es la especie química presente en mayor

concentración?

¿Qué reacción (directa o inversa) se ve favorecida por el aumento en la

temperatura? ¿Y por la disminución?

4. Luego de haber efectuado las experiencias Nº 1 y Nº 2 y teniendo en cuenta la

información energética dada para cada reacción, indicar:

¿Qué reacción (endotérmica o exotérmica) se ve favorecida por aumentos de

temperatura?

¿Qué reacción (endotérmica o exotérmica) se ve favorecida por disminución de

temperatura?

12.5. CUESTIONARIO

1. Defina:

a) Equilibrio químico

b) Principio de Le Chatelier

c) Reacción directa y reacción inversa

d) Reversibilidad

2. Defina la constante de equilibrio empleando términos de reactivos y productos.

3. Escriba las constantes de equilibrio:

a) PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g)

b) 2HgO(s) 2Hg(l) + O2(g)

3. La constante de equilibrio, K. eq. de la reacción, HCl(g) H2 (g) + Cl2(g), a 25 ºC, es

7.17 × 10−34. ¿Cuál es el valor de K. la reacción, H2(g) + Cl2(g) HCl(g), a la

misma temperatura? Justifique su respuesta.

4. Se coloca yoduro de hidrógeno gaseoso, en un recipiente cerrado a 425 ºC, donde se

descompone parcialmente en hidrógeno y yodo se determina que las concentraciones

en el equilibrio son: [HI] = 3.53 atm, [H2] = 4.79 atm y [I2] = 4.79 atm. ¿Cuál es el

valor de la constante de equilibrio, K. eq. a esa temperatura, para dicha reacción?


77

PRÁCTICA Nº 13

ACIDOS Y BASES

13.1. OBJETIVOS


� Estudiar el comportamiento acido o básico de una sustancia en solución acuosa,

mediante sus propiedades características.

� Diferenciar un ácido de una base, mediante indicadores acido − base. Conocer los

cambios de color de los distintos indicadores acido − base

� según el rango de pH.

� Determinar concentraciones de soluciones ácidas o básicas a partir de su pH.


13.2.1. Definiciones de Ácidos y Bases.

En 1884, Svante Arrhenius formuló una teoría de ácidos y bases que define un ácido

como una sustancia que se ioniza en agua para producir iones H+, y una base como

una sustancia que se ioniza en agua para producir iones OH−. Sin embargo, una

definición general de ácidos y bases, propuesta por Johannes Brønsted en 1923,

describe a un ácido como un donador de protones y una base como un aceptor de

protones. Por otra parte, el concepto de par conjugado acido − base es una extensión

de la definición de ácidos y bases de Brønsted; dicho par se puede definir como un

ácido y su base conjugada o como una base y su ácido conjugado. La base conjugada

de un ácido Brønsted es la especie que queda cuando el ácido pierde un protón, y a la

inversa, un ácido conjugado resulta de la adición de un protón a una base Brønsted.

Otra definición, más general de ácidos y bases, fue formulada por Gilbert Lewis en

1923, de acuerdo con esta definición, una base es una sustancia que puede donar un

par de electrones y un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones.

Estos conceptos nos ayudan a entender algunos procesos, como las reacciones acido −

base, las cuales se ubican entre las más importantes y comunes en los sistemas

químicos y biológicos.

13.2.2. Propiedades Características de Soluciones Acuosas de Ácidos y Bases.

Propiedades de Soluciones Acuosas de Ácidos: Las soluciones acuosas de la mayoría

de los ácidos protónicos tienen ciertas propiedades que se debe a los iones hidrógeno

hidratados.

• Poseen un sabor agrio; por ejemplo, el vinagre debe su sabor al ácido acético, y los

limones y otros frutos cítricos contiene ácido cítrico.

• Producen cambios en los pigmentos vegetales; por ejemplo, cambian el color del

tornasol de azul a rojo.

• Reaccionan con ciertos metales, como el zinc, magnesio y hierro, para producir

hidrógeno gaseoso.


78

• Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos (por ejemplo, Na2CO3, CaCO3, NaHCO3),

para producir dióxido de carbono gaseoso.

• Reaccionan con óxidos metálicos e hidróxidos, para formar sales y agua.

• Conducen la corriente eléctrica porque están ionizados total o parcialmente. Cabe

resaltar que el ácido sulfúrico anhidro y el ácido acético glacial (100 %) son no

electrólitos, sin embargo, sus soluciones conducen la electricidad.

Propiedades de Soluciones Acuosas de Bases: Las soluciones acuosas de bases tienen

ciertas propiedades que se debe a los iones hidróxido hidratados.

• Poseen un sabor amargo.

• Poseen una sensación resbalosa; por ejemplo, las soluciones de jabones comunes,

lejía, etc., presentan esta propiedad.

• Producen cambios en los pigmentos vegetales; por ejemplo, cambian el color del

tornasol de rojo a azul.

• Reaccionan con ácidos, para formar sales y agua.

• Conducen la corriente eléctrica porque están ionizadas total o parcialmente.

12.2.3. Auto ionización del Agua y Escala de pH.

Experimentos de conductividad eléctrica han demostrado que el agua pura sufre

ionización en pequeño grado. Por tanto, la ecuación química para la auto ionización

del agua es:

La constante de equilibrio para esta reacción se conoce como constante del producto

iónico, ya que es el producto de las concentraciones molares de los iones H+ y OH−a

una temperatura específica, y se representa por Kw

Kw= [H+] [OH−]

En el agua pura, a 25 ºC, se encuentra que [H+] = [OH−] = 1.0 × 10−7M. Por tanto, a esa

temperatura, K.w. = 1.0 × 10−14.

Esta ecuación, también, es válida para soluciones acuosas diluidas a 25 ºC. Por

consiguiente, siempre que [H+)= [OH−], se dice que a solución es neutra; si [H+] >[OH−],

la solución acida; y si [H+] <[OH−], la solución es básica.

Dado que las concentraciones de los iones H+ y OH− son a menudo números muy

pequeños e inconvenientes para trabajar con ellos; Soren Sorense propuso, en 1909,

una medida más práctica llamada pH. El pH de una solución se define como el

logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno (en mol/litro).

pH = −log [H+]

[H+] = antilog (−pH)

Una escala análoga a la del pH puede obtenerse usando el logaritmo negativo de la

concentración del ion hidróxido. Entonces, se define el pOH como:


79

pOH = −log [OH−]

[OH−] = antilog (−pOH)

Finalmente, de las definiciones de pH y pOH se obtiene: pH + pOH = 14

Por consiguiente, las soluciones ácidas y básicas pueden identificarse por sus valores

de pH ó pOH (ver Tabla 13.1.), debido a que estos valores son simplemente una forma

de expresar la concentración de los iones H+ y OH−, respectivamente.

Tabla 13.1. Identificación de soluciones ácidas, neutras y básicas, mediante [H+],

[OH−], pH y pOH.

Esta escala de pH o pOH se encuentra en el rango de 1 a 14, para soluciones diluidas

que se trabajan comúnmente en el laboratorio. Sin embargo, en el caso de soluciones

concentradas, el pH o pOH puede tomar valores negativos, cero o mayores a 14. Es

necesario resaltar, que para el cálculo del pH o pOH se debe tener en cuenta la

ionización del ácido o de la base. Si la ionización es completa (ácido o base fuerte), la

concentración del ácido o base es igual a la concentración de H+ o OH−,

respectivamente. Pero, si la ionización es parcial (ácido o base débil), la concentración

del ácido o base no es igual a la concentración de H+ o OH−y se debe considerar la

constante de ionización del ácido, K.a, o de la base, Kb. Por otro parte, en el

laboratorio, el pH de una solución se mide con un pH−metro (ver Figura 13.2.) o

mediante indicadores acido − base (ver Figura 13.3.).

Figura 13.2. pH−metro


80

13.2.4. Indicadores Acido− Base.

Un indicadores ácido − base, por lo general, es un ácido orgánico o base orgánico débil

que tiene colores claramente diferentes en sus formas no ionizada e ionizada. Estas

dos formas están relacionadas con el pH de la solución, en el que el indicador se

encuentra disuelto. No todos los indicadores cambian de color a los mismos valores de

pH (ver Figura 11.2.).

Figura 13.3. Indicadores ácido -base.

Considérese un ácido débil monoprótico (HIn), que actúa como indicador, en solución:

Si el indicador está en un medio suficientemente acido, el equilibrio anterior, de

acuerdo con el principio de Le Chatelier, se desplaza hacia la izquierda y el color

predominante del indicador es el de la forma no ionizada (HIn). Por otra parte, en un

medio básico, el equilibrio se desplaza hacia la derecha y predomina el color de la base

conjugada (In−).

Manual de Prácticas de Química I



Materiales

- tubos de ensayo


Experimento Nº 1: Identificación de un Ácido o Base mediante Indicadores Ácido

Base

1. En dos tubos de ensayo colocar 1 ml de solución de HCl y 1

Na(OH), respectivamente. Etiquetar los tubos, como “A” (áci

Ingeniería Industrial

.3. PARTE EXPERIMENTAL

.3.1. Material y Reactivos.

Reactivos

- Solución de HCl (0,1 N)

- Solución de Na(OH) (0,1 N)

- Indicadores ácido − base

� Anaranjado de Metilo

� Rojo de Metilo

� Rojo Congo

� Fenolftaleína

3.2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.

Identificación de un Ácido o Base mediante Indicadores Ácido

Base

En dos tubos de ensayo colocar 1 ml de solución de HCl y 1 ml de solución de

, respectivamente. Etiquetar los tubos, como “A” (ácido) y “B” (base).

Ingeniería Industrial

81

Identificación de un Ácido o Base mediante Indicadores Ácido-

ml de solución de

do) y “B” (base).


82

2. Añadir 2 gotas del indicador ácido-base a cada uno de los tubos. Observar y

anotar las distintas coloraciones. Diferenciar el carácter ácido o básico de las

soluciones.

3. Repetir el mismo procedimiento con los demás indicadores ácido - base,

disponibles.

4. Reportar los resultados obtenidos.

Experiencia Nº2: Neutralización

1. En un vaso de precipitados mida exactamente 5 mL de Na(OH) 0.1M añada dos

gotas de fenolftaleína.

2. Cebar una bureta con una pequeña porción de solución de HCl 0.1 M y luego

elimine.

3. Llene la bureta y enrase a cero con la solución de HCl 0,1 M.

4. Deje caer el ácido clorhídrico gota a gota a la vez que se agita el contenido del

vaso con una bagueta, hasta que la coloración del vaso cambie de rojo grosella a

incoloro, en ese momento cerrar la llave y mida el volumen de ácido clorhídrico

gastado.


1. Tabule los resultados obtenidos en el experimento Nº 1.

2. Anote los resultados proceda a realizarlos respectivos cálculos

13.5. CUESTIONARIO

1. ¿Qué es una reacción de neutralización?

2. Investiga acerca de las características e importancia del ácido láctico y del ácido

fólico.

3. ¿Con qué sustancia se podría destapar un tubo de drenaje bloqueado con cabello

humano?


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4. ¿Qué relación existe entre la gastritis y el consumo excesivo de comida muy picante

y condimentada?

5. ¿Es correcto decir que los ácidos “queman”?

6. Investiga al menos tres remedios caseros para aliviar la acidez estomacal.

7. ¿Cuál es la utilidad de los ácidos y bases en la vida cotidiana?

8. ¿Cómo identificas los ácidos y las bases?

9. De los alimentos que consumes diariamente, ¿Cuáles consideras que son básicos y

cuales ácidos?

10. Una dieta abundante de alimentos identificados como ácidos, ¿podría causar

trastornos en la salud? ¿De qué tipo? ¿Cómo puede prevenirse? ¿Cómo puede

curarse?

11. Investiga los daños o efectos colaterales que pueden ser perjudiciales para la

salud por estar tomando antiácidos de manera rutinaria.

12. Calcule el pH y el pOH para cada una de las siguientes soluciones:

a) Solución de HCl 0.5 M

b) Solución de KOH 0.17 M

c) Solución de Ba(OH)20.45 M

13. Calcule la concentración de iones H+ y OH−para cada una de las siguientes

soluciones:

a) Una solución cuyo pH es 4.5

b) Una solución cuyo pOH es 11.5


84

BIBLIOGRAFIA

1. CHANG RAYMOND, Química Editorial. Mac Graw Hill. México 2000

2. MORTIMER, CH. Química. Editorial Iberoamericana, México 1998

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

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

5. HARRIS DANIEL Análisis Químico Cuantitativo. Grupo Editorial Iberoamericana,

México 1992

6. HAMILTON SIMPSON. Cálculos de Química Analítica. Editorial Mac Crow 1992

7. SALCEDO CUETO. Prácticas de Laboratorio de Química 1991

8. SIENKO Química Experimental. Editorial Mir 1992

9. ALBERTY, R. A. Prudent Practiques for Disposal of Chemicals from Laboraties,

USA, National Academy Press, 1983

10. MALONE, LEO J. Introducción a la Química 2º ED. México ,Editorial Pearson

Educación 2000

11. ZUMDAHL, S. Fundamentos de química México, Mc Graw Hill 1992


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CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I

PRACTICA Nº 1 Reconocimiento del material de laboratorio

APELLIDOS Y NOMBRES ____________________________________________________ GRUPO:___________FECHA : _____________CASILLERO: _______________________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


86

CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I PRACTICA Nº 2

Medición y tipos de errores

APELLIDOS Y NOMBRES ___________________________________________________ GRUPO:___________FECHA : _______________CASILLERO:_____________________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


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Operaciones Básicas en el Laboratorio

APELLIDOS Y NOMBRES ___________________________________________________ GRUPO:____________FECHA : ____________CASILLERO:_______________________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


88

CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I PRACTICA Nº 4 Tabla Periódica

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NOTA


89

CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I PRACTICA Nº 5 Enlace Químico

APELLIDOS Y NOMBRES ___________________________________________________ GRUPO:_________FECHA : _____________CASILLERO:_________________________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


90


Funciones Químicas

APELLIDOS Y NOMBRES ___________________________________________________ GRUPO:__________FECHA : ____________CASILLERO:________________________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


91


PRACTICA Nº 7 Reacciones Químicas

APELLIDOS Y NOMBRES ___________________________________________________ GRUPO:___________FECHA : ____________CASILLERO:_______________________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


92

CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I PRACTICA Nº 8 Reacciones Redox

APELLIDOS Y NOMBRES ___________________________________________________ GRUPO:_________FECHA : _____________CASILLERO:________________________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


93


Suspensiones, Coloides y Disoluciones

APELLIDOS Y NOMBRES __________________________________________________ GRUPO: __________FECHA: ___________CASILLERO:_________________________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


94


PRACTICA Nº 10 Soluciones

APELLIDOS Y NOMBRES __________________________________________________ GRUPO:___________FECHA : ____________CASILLERO:_______________________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


95

CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I PRACTICA Nº 11 Cinética Química

APELLIDOS Y NOMBRES __________________________________________________ GRUPO:___________FECHA: ______________CASILLERO:______________________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


96

CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I PRACTICA Nº 12 Equilibrio Químico

APELLIDOS Y NOMBRES ___________________________________________________ GRUPO:___________FECHA: ______________CASILLERO:______________________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


97

CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I PRACTICA Nº 13 Ácidos y bases

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NOTA

Manual Quimica i

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