FACULTAD DE INGENIERÍAS ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERÍA AMBIENTAL Y FORESTAL
GUÍA DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO
QUÍMICA I AUTOR
Mg. J. Luzmila Benique Carreón
JULIACA PERU –
GUÍA DE PRÁCTICAS DE QUÍMICA I
Mg. Jesús Luzmila Benique Carreón
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GUÍA DE PRÁCTICAS DE QUÍMICA I
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GUÍA DE PRÁCTICAS DE QUÍMICA I
INDICE
INTRODUCCIÓN.......................................... ................................................................ ........................................... ............................................ ................................... ............ 4 PRACTICA N° 1 Normas de bioseguridad bioseguridad y descripción del material de laboratorio......................................... .............................................. .....5 PRACTICA N° 2 Propiedades, cambios de la materia y medición. ............................................ ................................................................. ........................... ...... 26 PRACTICA N° 3 Espectros de emisión de elementos y operaciones fundamentales .......................................... ............................................. ... 33 PRACTICA N° 4 Tabla periódica ........................................ ............................................................. ........................................... ............................................ ......................................... ...................37 PRACTICA N° 5 Enlace químico… ........................................... ................................................................. ........................................... ............................................ .................................. ........... 40
PRACTICA N° 6 Reacciones químicas.................................... ......................................................... ............................................ ............................................ .................................. ............. .46 PRACTICA N° 7 Estequiometria ......................................... .............................................................. ........................................... ............................................ ......................................... ................... 50 PRACTICA N° 8 Soluciones físicas y químicas ............................................... ..................................................................... ........................................... ................................ ........... .53 PRACTICA N° 9 Determinación del pH en ciertas sustancias … .......................................... ............................................................... .................................. ............. 59 PRACTICA N° 10 Determinacion de la viscosidad……………………………………………………………….....60 BIBLIOGRAFIA………………………………………………………………………………...62
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INTRODUCCIÓN LA QUIMICA es una ciencia exacta que se basa en hechos experimentales cuyas teorías e hipótesis pueden someterse a una comprobación "experimental". La Química se aprende en el laboratorio mediante la observación y la experimentación procurando siempre averiguar qué es lo que sucede y por qué sucede. Para ello hay que ver sólo "lo que en realidad pasa" interrogándose uno mismo sobre la CAUSA del comportamiento observado. De este modo- consideramos que el estudiante podrá desarrollar sus capacidades para la observación científica y paralelamente adquirir habilidades en la aplicación del método científico. Reforzar y equilibrar los conocimientos teóricos con la práctica. Con la finalidad de evaluar el progreso del estudiante, de acuerdo a las capacidades y los logros planteados en el desarrollo de las prácticas se exigirá: a)
Prudencia científica en las discusiones a preguntas y cuestionarios escritos.
b)
La
resolución de problemas y ejercicios será absolutamente individual basado en la
investigación real efectuada en el laboratorio y en las lecciones teóricas. c)
Control permanente del cuaderno de informes de laboratorio que será específico. Cuando el alumno haya adquirido cierta habilidad en el manejo de equipo y sepa reconocer las sustancias, tenga Clara visión del método científico y criterio de perspectiva, habrá superado la fase inicial de su formación química. Al culminar las prácticas los estudiantes deben ser evaluados en todas sus capacidades y habilidades para ser promovidos.
LA AUTORA
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PRACTICA Nº 01 NORMAS DE BIOSEGURIDAD Y DESCRIPCIÓN DEL MATERIAL DE LABORATORIO
OBJETIVOS.
I.
Describir las principales normas de disciplina y seguridad en el laboratorio.
Usar los pictogramas de seguridad en los reactivos químicos
Conocer los primeros auxilios Como medida de seguridad.
Reconocer, describer la estructura y características de los materiales y equipos de laboratorio.
II.
Identificar y señalar los usos de cada uno de ellos.
FUNDAMENTO TEÓRICO: El estudiante obligatoriamente debe pasar por el laboratorio y lograr una sólida formación y por ello, debe asegurarse de que comprenda la finalidad de los experimentos y no reducir su trabajo a contestar solamente preguntas. De modo que es importante que el estudiante considere al LABORATORIO como un lugar donde debe realizar una serie de observaciones en los experimentos programados, con la finalidad de fortalecer el proceso de aprendizaje. Las condiciones mínimas de seguridad que debe ofrecer un laboratorio químico, son muy importantes, las cuales deben de ser de conocimiento Del personal y los estudiantes que trabajan en él, con la finalidad de salvaguardar la integridad física de todos. Así mismo en esta práctica se conocerá los materiales y equipos de uso en el laboratorio más comunes;
la razón por la cual debemos conocer los instrumentos del laboratorio es para el uso correcto de estos y entender las reacciones químicas que ocurren al transformarse la materia. El laboratorio es un lugar de trabajo en el que se deben establecer e implementar una serie de reglas y normas generales que a continuación se indican:
Medidas de seguridad 2.1. - Conducta en el laboratorio y protección
Ingrese al laboratorio en silencio con el mandil de manga larga y siempre antes de iniciada la sesión de práctica.
Debe llevar el pelo recogido y con cobertor.
Llevar calzado cerrado.
Proteja a sus manos con guantes cuando sea necesario
Las heridas se debe proteger con guantes y para los ojos los lentes de seguridad.
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No comer ni beber Las deliberaciones deben ser en voces bajas y centradas siempre sobre el trabajo que se está realizando.
Los desplazamientos deben ser los mínimos y necesarios.
2.2. - Precauciones de Seguridad
Leer las etiquetas y fichas de seguridad de los productos. La zona de trabajo debe permanecer libre y despejada. Localiza
los
dispositivos
de
seguridad
más
próximos, como
extintores, lavaojos, ducha de seguridad, mantas anti fuego, salida de emergencia. etc.
Se debe utilizar el material de protección adecuado
Se debe de llevar siempre la bata abrochada.
Se ha de revisar el material de vidrio que se utiliza en el laboratorio.
Todos los experimentos están diseñados para ofrecer seguridad.
Se les exige que tenga mucha prudencia.
2.3.- Durante el desarrollo del experimento.
Siempre debe leer con sumo cuidado todo lo referente al experimento antes de iniciarlo.
No debe realizar nunca experimentos, reacciones sin autorización.
Cuando se calienta una sustancia en un tubo de ensayo, no dirija jamás el extremo abierto del mismo, hacia otro compañero o hacia sí mismo.
Los materiales sometidos a temperaturas altas, deben ser manipulados con pinzas apropiadas.
Los reactivos corrosivos, como ácidos y álcalis fuertes, deben manejarse siempre con gran precaución; muy especialmente cuando son químicamente puro.
Al diluir los ácidos concentrados, siempre agregue el ACIDO SOBRE EL AGUA y nunca al revés, dejando escurrir el ácido por las paredes del recipiente y agregando poco a poco.
PRECAUCION: Usar los anteojos de seguridad en todo momento.
Los mecheros Bunsen que no se estén usando, deben apagarse de inmediato o reducir la llama al mínimo. No olvide nunca cerrar la llave del tanque de gas y luego la del mechero, al finalizar todo trabajo.
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2.4. - Orden y Limpieza :
Lavarse la mano antes comenzar y finalizar el trabajo.
Cuando se lave recipientes que contengan restos de ácidos y bases corrosivas no debe verterse directamente en el desagüe, deben ser tratadas neutralizados y recién podemos evacuar dejando correr abundante agua
Dejar el lugar de trabajo limpio y ordenado.
Dejar todo desconectado, cerrar las ventanas; (equipos , cerrar las llaves de gas)
Si rompe algún material acuda a jefe de prácticas, para reponer o firma su cargo respectivo.
Que los frascos de reactivo queden ordenados y limpios .
2.5. - Uso de los reactivos: La seguridad en el laboratorio no se limita únicamente a la protección personal o de la infraestructura, sino también a un manejo adecuado de los reactivos químicos encaminado a preservarlos de la contaminación y del desperdicio.
Normas para el manejo de reactivos y soluciones
Considere a todas las Sustancias QUIMICAS, como CORROSIVAS Y VENENOSAS. Para evitar ACCIDENTES, con ellos es necesarios seguir algunas indicaciones.
Jamás debe probarse o respirar vapores toxico, siempre trabajar en la CAMPANA DE GASES todos los ácidos ©
Algunos sustancias se absorben rápidamente por la piel, por ello lavar inmediatamente la parte afectada con abundante agua.
Lavarse las manos antes de abandonar el laboratorio ya que las sustancias tóxicas pueden ser ingeridas por la boca.
Coloque las botellas de ácidos concentrados perfectamente cerradas alejadas del fuego y de los bordes del mesón.
Cuando transporte botellas con ácidos, hágalo de una en una y con cuidado.
Al operar u n a sustancia INFLAMABLE, asegurarse siempre antes de abrir el frasco, de que no haya llamas próximas, para prevenir accidente.
Sustancias sólidas Se debe leer la etiqueta de un reactivo antes de usarlo. Los reactivos sólidos normalmente se almacenan en recipientes de boca ancha y antes de
abrirlos se gira e inclina la vasija de tal manera que algo del contenido pase a la tapa plástica. Nunca se lleve directamente a la nariz para oler hágalo en forma de abanico. Mg. Jesús Luzmila Benique Carreón
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Si el reactivo se encuentra compactado, se tapa el recipiente y se agita fuertemente para
lograr romper los terrones. Evitar introducir elementos como destornilladores, espátulas de hierro u otro objeto que pueda contaminar el sólido. Si el reactivo es muy fino y libera polvo fácilmente, debe utilizarse una mascarilla
apropiada. Usar espátulas adecuadas. Cuando tome una cantidad mayor no se debe devolver al frasco se debe guardar aparte.
Al trasvasar un producto se debe etiquetar el nuevo envase para permitir la identificación de su contenido y tomar las medidas de precaución necesarias.
Sustancias líquidas
Los líquidos se almacenan por lo general en recipientes de boca angosta o en frascos con gotero. Leer siempre el rotulo.
Para medir una cantidad de líquido, sea una solución o un líquido puro, se debe sacar una pequeña porción a un vaso limpio y seco, y de allí se toma la cantidad requerida mediante una pipeta y no devolverse al frasco original. Los reactivos liquidas para transvasar, nunca succionar con la boca. Para realizar
esta tarea, se debe usar una pera, pro pipeta.
No deben introducirse pipetas o cualquier otro dispositivo directamente dentro de la botella que contiene el líquido, esto conduce a la contaminación de todo el contenido.
No debe dejarse los líquidos volátiles destapados.
Gases: Cuando se maneja líquidos que producen vapores pueden ser tóxicos, se debe trabajar bajo campana con el extractor encendido. Este dispositivo es una cabina provista de un ventilador que succiona el aire del laboratorio llevando los gases fuera de él.
Clasificación de las sustancias: 2.5.1.- Sustancias Explosivas “E” 2.5.2.- Sustancias Comburentes “O” 2.5.3.- Sustancias Inflamables “F” 2.5.4.- Sustancias Tóxicas “T” 2.5.5.- Sustancias Nocivas X n 2.5.6. - Sustancias Corrosivas “C”
2.6. - Eliminación de residuos:
Los residuos generados en el laboratorio deben neutralizarse de manera adecuada antes de su eliminación, o depositarse en los lugares establecidos para ello.
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Los papeles y otros desperdicios se colocará en una papelera.
No se debe echar productos solidos que reaccionen con el agua (sodio, amiduros, halogenuros
de ácido) o que sean inflamables (disolventes) o que huelan mal (derivados de azufre) o derivados que sean de lacrimógenos (halogenuros de bencilo, halo cetonas) o difíciles de degradarse.
Las sustancias liquidas o las disoluciones que puedan verterse al lavatorio se diluirán previamente, sobre todo si se trata de ácidos y álcalis.
2.7. - Cortes y Quemaduras La mayoría de las heridas que se producen en los trabajos de laboratorio, son los cortes y quemaduras, los que puedan evitarse siguiendo algunas REGLAS:
Al introducir un tubo de vidrio o de seguridad en un tapón de jebe, se debe siempre humedecer el tubo y el agujero.
Cuando se trata de sacarse un tubo de vidrio de un tampón de jebe siempre debe humedecerse con agua la parte de contacto y girar el tapón. Si la adherencia es fuerte es preferible cortar el tapón del jebe.
Nunca deje el material caliente sobre el mesón sin colocar una nota que lo indique su estado.
Los líquidos o mezclas líquido-sólido, pueden calentarse en un baño de agua o por calentamiento directo, suave y uniforme, con el mechero.
Asegúrese antes de calentar, que el recipiente no esté cerrado (el exceso de presión por el calor puede hacerlo explotar).
No aplique calor con el mechero en una sola zona del recipiente (puede producir salpicaduras).
Cuando caliente líquidos viscosos cerciórese que el recipiente esté completamente seco (el agua produce salpicaduras violentas).
Cuando caliente líquidos viscosos utilice una máscara de seguridad.
Cortadura de vidrio:
Lavar profusamente la zona afectada con abundante agua
Proceda a desinfectar la zona afectada con alcohol medicinal.
Si la hemorragia fuese moderada realice un vendaje. Y si es abundante recurra a un centro de salud.
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Quemaduras:
No llevar la zona afectada directamente a la acción del agua, cubrir con vaselina o aceite comestible, aplicar pomada para quemaduras.
Intoxicación por gases
Alejar a la persona afectada del lugar del accidente a un área despejada con circulación de corriente de aire .
Si existe síntomas de intoxicación con dificultad de la respiración solicite atención médica.
Después de trabajar en laboratorio con gases tomar abundante cantidad de leche.
2.8.- PRIMEROS AUXILIOS. En caso de sufrir accidentes producidos por productos químicos, hay que seguir las recomendaciones de seguridad indicadas en la etiqueta y ficha de seguridad del producto. ACCIDENTES
Salpicaduras de reactivos en los ojos Hidróxidos sobre la piel
PRIMEROS AUXILIOS
Bromo sobre la piel Contacto con objetos calientes
Lavar con abundante agua y consultar de inmediato con un oftalmólogo Lavar con abundante agua y luego solución diluida al 1% de ácido acético Lavar con abundante agua y luego solución de Bicarbonato de Sodio diluido al 1% Lavar con abundante agua y luego solución de Bicarbonato de Sodio diluido al 5% Lavar con abundante agua y luego con solución de ácido acético diluido al 5% Colocar solución diluida al 1% de Bromo y luego glicerina Colocar glicerina y solución al 1% de Fenol Colocar solución de ácido bórico diluido
Cortaduras de vidrio Inhalación de Cloro y vapores de Bromo
Lavar con abundante agua Inhalar aire fresco, hacer respiraciones de vapor de agua o de Alcohol, vomitivos; respirar amoniaco diluido
Acido sobre la piel Acido sobre la ropa Hidróxido sobre la ropa Fenol sobre la piel
ROMBOS DE SEGURIDAD. Los rombos de seguridad indican el grado de riesgo para la vida que involucra el material contenido. El rombo de seguridad tiene 4 secciones de colores que nos proporcionan información diferente:
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Rombo
Azul
representa
el
riesgo
a
la
salud.
El número representa la peligrosidad, la cual va desde la cual va desde 0 cuando el material es inocuo a 4 cuando es demasiado peligroso.
Rombo Rojo. Representa el riesgo de inflamabilidad. Va 0 cuando no es inflamable a 4 cuando es altamente inflamable.
Rombo
Amarillo
representa
la
reactividad.
Va de 0 cuando la sustancia es estable a 4 cuando el material puede detonar casi de forma espontánea.
Rombo
blanco
representa
cuidados
especiales
Con símbolos específicos que nos dan información de los cuidados especiales que requiera. Este rombo es utilizado de manera universal.
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2.9.- MATERIAL DE VIDRIO .-
El instrumental de vidrio usado para realizar investigaciones
o reacciones químicas debe ser fabricado con materiales resistentes a la acción de los agentes químicos. El vidrio corriente no sirve para la fabricación de instrumentos de laboratorio por ser muy frágil y vulnerable a los agentes químicos y físicos. Los instrumentos construidos con vidrio grueso solo son apropiados para contener y trasvasar o medir si se intenta calentarlos se puede romper con mucha facilidad. Ej: embudos, cilindros graduados, medidas cónicas y agitadores. Los instrumentos construidos con vidrio delgado son muy resistentes al calor, pero solo cuando son calentados gradualmente y enfriados de la misma manera; por eso se recomienda interponer una rejilla metálica entre el fondo del recipiente y el mechero cuando va a realizarse un calentamiento del instrumento (entre estos están el Pyrex, vycor, kimble etc). Ej: Balones, matraces, vasos de precipitado, tubos de ensayo, etc. Los instrumentos volumétricos de vidrio delgado se caracterizan por su gran precisión a diferencia de los de vidrio grueso que es menos preciso. A continuación se describen alguno de los instrumentos de uso rutinario fabricados con vidrio.
2.10. - MATERIALES DE MEDICIÓN: Son aquellos que tienen por finalidad registrar medidas de las diferentes magnitudes, tales como: Longitud, Masa, Volumen, Presión, Temperatura y tiempo.
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Tabla Nº 1. Materiales de medición: Volumen INSTRUMENTO NOMBRE
USO
Se utiliza para medir volúmenes aproximados de líquidos.
Bureta Graduada
Se emplea para titular soluciones, añadiendo volúmenes regulados se llena y se enrasa manualmente. Para medir con exactitud. Se emplea para titular soluciones, añadiendo volúmenes regulados se llena y se enrasa automáticamente.
Pipeta graduada
Mide con precisión volúmenes variables de líquidos
Pipeta volumétrica
Pipeta con embolo de enrase
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Para medir ácidos y álcalis o soluciones concentradas en general líquidos corrosivos
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Micro pipetas Pipetas automáticas
Erlenmeyer
Vasos de precipitado
Tubos neumétricos
Tabla Nº 2. Materiales de separación INSTRUMENTO NOMBRE
Embudos
Se utilizan para transferir cantidades muy pequeñas en microlitros de 1 - 500
Se utiliza para calentar líquidos, con poca perdida de evaporación, hacer titulaciones y recristalizar un sólido , medir líquidos con aproximación Se utiliza para calentar líquidos, disolver sustancias, para reacciones químicas y recoger filtrados. Son tubos graduados que se utiliza para medir volúmenes de gases, algunos tienen uno de los extremos abierto y el potro cerrado.
USO
Se utilizan para filtrados y trasvasar líquidos de un recipiente a otro.
Embudos Buchner
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Se utiliza para separar líquidos inmiscibles y para agregar el bromo.
Papel filtro
Es papel de celulosa pura, se usa para hacer filtraciones y se coloca al embudo cortado en círculo, algunos tienen las cenizas taradas.
Tamices metálicos
Son mallas metálicas cuya superficie perforada permite efectuar la separación de partículas o granos por tamaño.
Tabla 03: Materiales de mezcla, combinación y reacción. INSTRUMENTO
NOMBRE
Tubos de ensayo
USO
Son de vidrio pírex y simples, se utilizan para ensayos químicos, de diferentes diámetros.
Se emplean para producir gases, para absorber gases Tubos con salida lateral Se emplean para realizar disoluciones, evaporar para contener líquidos.
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Balones
Los balones usan para realizar diversas reacciones químicas, co mo destilaciones y los de boca ancha para colocar tapones Se usa para calentar sustancias y evaporar líquidos.
Crisoles
Fiola
Se emplean para el análisis químico cuantitativo, para preparar soluciones de concentraciones definidas.
Son discos de vidrio, se utiliza para pesar sólidos, cubrir vasos de precipitado y evaporar gotas de líquidos volátiles . Cuchara de deflamac ion Cristalizador
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Son recipientes en cuchara, de mango cobre, aleaciones de utiliza para realizar combustiones.
forma de largo de hacer. Se pequeñas
Se emplea para obtener cristales después de evaporara las aguas madres.
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Tabla Nº 4. Materiales para soporte o sostén. NOMBRE INSTRUMENTO
USO
Se utiliza para sostener en posiciones fijas los diversos materiales especialmente cuando se arman equipos complicados.
Se usan para colocar y retirar tubos de ensayo que se han de calentar.
Se usan para colocar y retirar crisoles que se han llevado a calentamiento intenso. Son pinzas que permiten sujetar buretas al soporte universal.
Se utilizan para sujetar vasos
Doble nuez
Pinza de Mohr
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Es una pinza que tiene dos clavijas una para acoplarse al soporte universal y otra para sujetar la pinza Se utiliza para conexiones de goma.
cerrar
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Trípode
Aros metálicos
Sirven para colocar embudos y balones de separación.
Rejilla metálica
Se utiliza colocándola sobre un trípode, para calentar recipientes de manera que el calentamiento sea uniforme.
Se utiliza sobre el trípode para calentar vasos, crisoles y cápsulas, etc Triangulo
Escurridor de pipetas
Gradilla para tubos de ensayo
Tabla Nº 5. Materiales para conservación. INSTRUMENTO NOMBRE Frascos y goteros
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Se emplea para colocar las pipetas después de lavadas
Se utiliza para colocar tubos de ensayo.
USO
Sirven para guardar los reactivos y debe evitarse que se contamine. Los goteros sirven para dispensar pequeñas cantidades.
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Desecador
Recipientes provisto de una tapa esmerilada y un disco de porcelana que sirve de soporte a los recipientes que se colocan en su interior, debajo de este hay una sustancia desecante, la cual posee la capacidad de absorber la humedad de los precipitados, secar sólidos. Se emplean para lavar precipitados y transferirlos a otro recipiente.
Tabla Nº 6. Materiales para calentamiento. INSTRUMENTO NOMBRE Mechero de alcohol
USO
Se utiliza para calentar, para la realización de los cambios físicos y reacciones químicas. Producen llamas ajustables para Calentamiento lento o evaporación rápida, asegura una combustión completa utiliza gas como combustible.
Manta calefactora
Planchas de calentamiento
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De silicona o fibra de vidrio en dimensiones estándar para temperaturas de hasta 200º C y 450º C respectivamente, para balones volumétricos
Son utilizados para calentar recipientes con líquidos de forma controlada hasta 500ºC.
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Tabla Nº 7. Materiales para disgregación de tamaño. INSTRUMENTO NOMBRE
USO
Mortero de porcelana con mazo
Mortero de ágata
Mortero de vidrio
Es un mortero de mucha dureza y mayor calidad se utiliza para pulverizar las muestras.
Se utiliza para reducir de tamaño de los sólidos para reducir a pasta o polvo.
Tabla Nº 7. Materiales para usos diversos. INSTRUMENTO NOMBRE
USO
Sirven para tomar cantidades Pequeñas de muestras sólidas a ser pesadas o transferidas de un envase a otro.
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Varillas de vidrio
.
Agitador magnético
Se utiliza para ayudar a diluir reactivos sólidos o líquidos
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Tubos de vidrio
Son materiales que sirven para unir, hacer conexiones.
Tubos de goma
Son mangueras, tienen gran utilidad en las conexiones en cualquier dirección de algún fluido.
Refrigerantes
Trompas al vacío
Tubos de seguridad
Aparatos formados por dos tubos concéntricos entre los cuales circula una corriente de agua fría que provoca la condensación de los vapores del tubo. Son utilizados para producir un vacío parcial dentro de un sistema, mediante el flujo continuo de agua. Se emplea para actuar como vía de escape de algún recipiente en donde se produce gases y así prevenir explosiones
Tabla Nº 8. Instrumentos de medición: Masa, densidad, pH, temperatura. INSTRUMENTO NOMBRE
USO
Es un instrumento usado en el análisis cuantitativo, para determinar la masa de sólidos y líquidos
La balanza analítica es el principal instrumento usado en el análisis cuantitativo; son capaces de pesar con una apreciación 0,0001 mg
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Instrumento utilizado para medir las Temperaturas que contiene mercurio o alcohol coloreado.
Tabla Nº 9: Equipos de separación INSTRUMENTO NOMBRE
USO
Equipo que se usa para secar muestras biológicas e incubar. Mantiene constante la temperatura
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Alcanza una velocidad variable máxima de hasta 4000 RPM. Ésta gran velocidad genera una fuerza centrífuga relativa mayor que produce una separación más completa de los componentes
Equipo de socklet
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Modelo de Informe de laboratorio 1.
N° de Practica
2.
Título de la Práctica
3.
Fecha
4.
Resumen Breve y conceptos básicos relacionados al tema.
5.
Desarrollo del trabajo practico: describir en forma sistemática o en un flujograma los pasos desarrollados desarrollados durante la experimentación.
6.
Gráficos, Tablas, reacciones químicas, etc.: se realizan según lo requiera o no la experiencia.
7.
Resultados , conclusiones
8.
Desarrollo del cuestionario y Ejercicios planteados.
9.
Bibliografía utilizada.
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GUÍA DE PRÁCTICAS DE QUÍMICA I III.
CUESTIONARIO 1.
Indique la forma correcta de diluir ácidos concentrados.
2.
Dibuje los pictogramas de los reactivos químicos
3.
Coloca el significado de cada color en el rombo y los valores numéricos de cada uno (0 a 4) para el reactivo químico hidróxido de sodio y ácido sulfúrico
4. - ¿Qué cualidades debe ofrecer un material de vidrio? 5. - En los espacio en blanco complete de acuerdo a lo requerido 6. - Que materiales de medición de volumen de vidrio son los de mayor exactitud y de precisión 7. - ¿Cuál es la finalidad de utilizar una campana desecadora?
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PRACTICA Nº 02 PROPIEDADES, CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS DE LA SUSTANCIAS I.
OBJETIVOS:
Identificar experimentalmente las diferentes propiedades físicas y químicas de una sustancia.
Verificar la naturaleza de los cambios producidos en las sustancias debido a la acción del calor o de otros medios físicos, químicos.
Utilizar los instrumentos y materiales de fácil lectura de escalas para determinar las masas de las sustancias y medir volúmenes.
II.
FUNDAMENTO TEÓRICO. Propiedades. Las propiedades de una sustancia son sus cualidades o características propias o intrínsecas que hace se distingan unas de otras De acuerdo algunos criterios, las propiedades se clasifican en:
Propiedades físicas: Son las características que pueden ser determinadas sin que ocurra ningún cambio en su composición química, se puede dividir de la siguiente manera.
Propiedades físicas extensivas , son aquellas que depende de la cantidad de materia entre ellas se tiene la masa, volumen, tamaño, área, capacidad calorífica, porosidad etc.
Propiedades físicas intensivas , que no dependen de la cantidad de materia de una sustancia ejemplo la densidad, viscosidad punto de ebullición, punto de fusión, conductividad eléctrica, solubilidad etc.
Propiedades químicas, son aquellas que experimentan un cambio químico ejemplo la alcalinidad, oxidación las reacciones químicas.
Fenómenos: Son cambios que ocurren en la naturaleza de una sustancia por acción física o química y se dividen en:
Fenómeno físico, son cambios temporales y reversibles, que pueden recuperar su estado original después de haber cesado el efecto que produjo.
Fenómeno químico, son modificaciones en la composición interna de las sustancias. MEDICIÓN DE SÓLIDOS: LA BALANZA Uno de los instrumentos más importantes en el laboratorio de química es la balanza con la que se puede realizar mediciones de masas (pesadas) con gran exactitud y precisión. Mg. Jesús Luzmila Benique Carreón
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Hoy en día se conocen diversos tipos de balanzas cuya precisión es de orden de 0,0001 g llamadas balanzas de precisión o analítica, empleadas en química analítica; otras pesan con una precisión de solamente 0,1g. Antes de usarla observe las siguientes precauciones:
La balanza debe estar colocada sobre una base firme, aislada de posibles vibraciones.
Determinar el punto cero (nivelación).
La sustancia a pesar se coloca en el centro del platillo y éstas no se deben colocar directamente sobre el platillo, se emplean lunas de reloj, ó utilizar otros materiales Las pesadas nunca deben sobrepasar la carga máxima de la balanza. Los resultados de las
pesadas deben ser anotados en un cuaderno de notas.
Limpie cualquier material que queda en la balanza después de pesar.
Antes de colocar o quitar objetos de la balanza, asegúrese de que la balanza esté en posición de descanso Nunca trate de ajustar la balanza. Si se daña informe a su profesora.
Si se sobrepasa la adición de sustancias al pesar, quitar la sustancia con la espátula, hasta
conseguir el peso exacto. Para una pesada exacta cerrar las puertas laterales de la balanza analítica.
Tipos de balanzas analíticas Las balanzas analíticas como las electrónicas cuentan con un sistema de back light,
lo que nos permite ver las mediciones o pesajes sin ningún tipo de problema en lugares más oscuros, ya que dicho sistema se encarga de iluminar el display en donde residen los números. Las balanzas analíticas deben ser calibradas para poder obtener un correcto funcionamiento. Existen muchos tipos de balanzas en el laboratorio:
Balanza analítica
Balanza electrónica
Balanzas de precisión
De acuerdo al orden de magnitud que pueden alcanzarse en las pesadas, las balanzas pueden ser:
Corrientes : Permiten pesadas hasta el orden de 0.1 g
Sensibles : Permiten pesadas hasta el orden de 0.01 g
Analíticas : Permiten pesadas hasta el orden de 0.0001 g
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Micro balanzas : Permiten pesadas hasta el orden de 0.00001 g
MEDICIÓN DE LÍQUIDOS La medición de líquidos se realiza en: vasos graduados, probetas, pipetas, buretas
matraces volumétricos o aforados. Los vasos de precipitación y matraces se utilizan para indicar volúmenes aproximados.
El mililitro es la milésima parte de un litro y es la unidad más corriente para expresar el volumen del material volumétrico en el laboratorio. La superficie de un líquido o de una solución generalmente se curva hacia arriba cuando
hace contacto con las paredes del recipiente, debido a la forma semilunar que adopta, se le llama menisco (del griego “meni” que significa luna).
Para lograr mayor exactitud y reproducibilidad, las lecturas de las probetas, pipetas y
buretas graduadas deben hacerse en la parte inferior del menisco manteniendo el recipiente a la altura del ojo.
Precauciones en la medición de líquidos:
En las pipetas se procede introduciendo la punta en el líquido, y succionando por el otro extremo con una pera, en líquidos que emanan vapores molestos, o tóxicos, o que contengan organismos patógenos, que por comprensión expulsa al aire, y al dilatarse succiona líquidos: cuando este a sobre pasado la marca: se quita la pera y se tapa con el dedo, nivelando después. Para vaciar las pipetas se ponen verticales, con la punta tocando las paredes del vaso receptor: se levanta el dedo hasta que el líquido haya salido totalmente y se espera 15 ó 20 segundos, pasados los cuales se quita la gota que queda adherida a la punta. No se debe soplar una pipeta.
Las buretas se llenan por la parte superior, se puede agregar el líquido mediante un embudo. Luego se iguala a cero la bureta, abriendo la llave y dejando caer el líquido, cuidando que en la parte inferior de la bureta o desagüe no queden burbujas de aire.
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Las gotas que quedan adheridas al pico, se quitan con una varilla, y las lecturas deben hacerse unos 30-60 seg. En los líquidos claros la lectura se hace siempre en la parte inferior del menisco, en la superior, en los obscuros. La bureta ha de estar vertical y el ojo se ha de colocar a la altura del menisco. En los matraces aforados se llena el líquido hasta la línea de enrase o aforo. Todas las lecturas se hacen en la parte inferior del menisco III.
MATERIALES Y REACTIVOS: Materiales
Magnesio en tiras
Trípode, Con malla.
Sulfato cúprico
Mechero.
Parafina
Pinza metálica.
Acetona o éter
Tubos de ensayo.
Cloruro de sodio
Termómetro, luna reloj.
Aceite
Vasos de precipitado 250 mL
Alcohol
Probeta de 100 mL.
Permanganato de potasio
Densímetro
Reactivos IV.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Experimento Nº 01 : Identificación de cambio físico Deposite una trocito de cera en una capsula de porcelana y calentar hasta el cambio y
luego deje enfriar anote todas las observaciones. En un tubo de ensayo coloque un poco de sulfato cúprico y someta al calor hasta un
cambio de coloración y luego agregue una gota de agua y observe. Tomar una luna de reloj y depositar dos gotas de éter o acetona dejar evaporar.
Experimento Nº 02: Identificación de cambios químicos Con una pinza metálica tome una cinta de magnesio metálico y someta a calentamiento
en la llama no luminosa de bunsen y anote los cambios.(no mire directamente) Coloque en un tubo de ensayo unos cristales de permanganato de potasio y luego
agréguele un 2 mL de agua destilada y en seguida unas gotas de peróxido de hidrogeno.
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Experimento de densidades Nº 03: determinación de densidades. Densidad de un sólido regular Utilizando la balanza se procederá a pesar los materiales sólidos en estudio para
determinar la masa y determine su densidad
Densidad de un sólido irregular Tome una probeta de 100 mL y coloque 80 mL de agua y coloque el cuerpo irregular
previamente pesado y determine su densidad.
Densidad de una sustancia liquida: Tome una probeta y vierta una solución de cloruro de sodio, introduzca adecuadamente
el densímetro y lea la densidad o por el método del picnómetro.
Variación de la densidad de los líquidos: Tome un tubo y agregue jabón líquido, glicerina, agua coloreada y seguidamente alcohol
3 mL de cada uno y observe.
Experimento Nº 04: Determinación del punto de ebullición Tome en un vaso 100 mL de agua destilada y colocar sobre un trípode con malla de
asbesto y sujete el termómetro. Encender el mechero de alcohol y someter al calentamiento, controle las variaciones de
temperatura hasta que hierva por un minuto y anote la temperatura de ebullición. Repita el experimento pero agregando cloruro de sodio al 5 % (m/v)
Experiencia V.
CUESTIONARIO: 1.
2.
Señale cada una de las afirmaciones siguientes describe un cambio físico o químico. a. El blanqueo de la ropa por acción de la lejía.
( )
b. La disolución del cloruro de sodio en agua.
( )
c. La fijación del dióxido de carbono y agua por las plantas.
( )
d. Un rayo de luz tiende a atenuarse y finalmente desaparece.
( )
e. Fermentación del jugo de naranja.
( )
f. La coagulación de la gelatina.
( )
Identifique el grupo de proposiciones que son físicas e intensivas a la vez. a) Densidad, volumen, color. b) Presión, maleabilidad, dureza c) Fragilidad, reactividad, corrosibilidad
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3.
Un frasco vacío pesa 100 g. lleno de ácido sulfúrico pesa 284 g y lleno de agua pesa 200g ¿Cuál es el peso específico del ácido y capacidad del frasco vacío?
4.
El volumen total de agua en el mar es de 1.6 X 10 21 L. suponga que el agua salada contiene 2.5 % de cloruro de sodio en masa y que su densidad es de 1.02 g/mL. Calcule la masa total del cloruro de sodio en kilogramos y toneladas (1 tonelada= 2 000 lb)
5.
Una lámina de cobre (Cu) tiene un área total de 1,000 pies 2 y una masa de 2,834 g ¿Cuál es el espesor de la lámina en milímetros? (Densidad del Cu = 8,4 g/cm 3)
Datos: Volumen= área x espesor; 1 pies = 12 pulg; 6. ¿Por qué los líquidos forman un menisco?
1pulg = 2,54 cm
7. ¿Qué características debe tener un papel de filtro?
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PRACTICA
N° 03
ESPECTROS DE EMISIÓN Y OPERACIONES FUNDAMENTALES
I.
OBJETIVOS:
Observar las características del espectro de emisión que se producen cuando algunos elementos al ser expuestas a la llama del mechero de Bunsen.
A partir de sus espectros se calculara, longitud de onda frecuencia y energía de onda asociada al color observado.
II.
Aplicar adecuadamente los procedimientos de mayor uso en el laboratorio
FUNDAMENTO TEORICO: Los espectros atómicos, tanto de emisión como de absorción, son característicos para cada elemento químico, sirven para identificar cada uno de los elementos de la tabla periódica, los espectros de absorción y de emisión son las huellas digitales de los elementos. Los espectros de absorción se obtienen colocando la sustancia entre el espectro y la fuente de energía que proporciona radiación electromagnética.
2.1. - Espectro de emisión El espectro de emisión se obtiene por el análisis espectroscópico de una fuente de luz, como puede ser una llama o un arco eléctrico, la sustancia emite una luz característica, como se puede ver en la siguiente figura.
El experimento consiste en observar la emisión de radiación por gotas de disoluciones de sales de sodio (Luz amarilla), litio (rojo carmín) y Cobre (verde). Depositadas en sendos alambres de platino. La luz emitida por cada elemento químico no es continua (si lo fura, la veríamos blanca), pero tampoco es monocromática; es decir, no consiste en radiaciones de un solo color o longitud de onda, sino de varias o muchas. Esto se puede demostrar haciendo pasar a través de un prisma la luz emitida por un elemento químico excitado y colocando detrás Mg. Jesús Luzmila Benique Carreón
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del prisma una pantalla o una película fotográfica. Lo que se observa es una serie de líneas bien separadas una de otras que corresponden a radiaciones de diversos colores (en general, es más propio decir de diversas longitudes de onda ), como se ejemplifica en la siguiente figura para el caso del hidrógeno.
Los cuerpos emisores que contienen muchos elementos químicos dan muchas líneas de emisión que solapan unas con otras, por lo que en la práctica sus espectros pueden parecer continuos. Cuando se calienta la sustancia, se emiten fotones con cierta energía, la energía necesaria para la transmisión de un estado de baja energía a un estado de mayor energía, es directamente relacionado con la frecuencia de la radiación electromagnética de los fotones está dada por la relación:
Rangos de longitudes de onda para los colores
COLOR violeta
LONGITUD DE ONDA EN NM. 380-450 nm
azul
450-495 nm
verde
495-570 nm
amarillo
570-590 nm
anaranjado
590-620 nm
rojo
620-750 nm
2.2. - Las operaciones: Son un conjunto de acciones que se realizan para conseguir un resultado, ya sea por interacción de ellos mismos o por la energía, las operaciones químicas más importantes son: 1.
División: Dentro de estas tenemos la pulverización, trituración y tamización.
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2.
Disolución: Es una operación por la cual un sólido, liquido o gas llamado soluto se mezcla en un líquido llamado solvente en forma homogénea. Na+ + I-
Las soluciones pueden físicas Ejemplo NaI + H 2O
Químicas : hay un verdadero cambio sustancial del soluto por el solvente. Ejemplo 3.
FeCl3 + NaOH
Fe(OH)3 + NaCl
Separación: Filtración, decantación, precipitación, desecación, calcinación, evaporación, destilación, cristalización, centrifugación, cromatografía.
III.
IV.
MATERIAL Y REACTIVOS
Vasos de precipitados de 50, 100
Ácido clorhídrico
Pipetas de 1 mL y 2 mL
Lunas de reloj, espátula
Tubos de ensayo y gradilla
Mortero con pilón.
Erlenmeyer
Cloruro de Sodio (Sal de
Embudos, bagueta
Pipeta Volumétrica, trípode con
Nitrato de plata
malla
mesa) Papel filtro. Mecheros
PRODEDIMIENTO: Experiencia N° 01: Espectros a la llama
Encendedor el mechero de Busen, regular y generar una llama hasta que veamos que la flama es de color azul.
Colocar el extremo argollado del alambre de micrón en la parte más caliente cono externo de la llama, observar el color amarillo que se produce
Una vez limpio el alambre, introducir nuevamente en el ácido y luego en la sustancia problema.
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Colocar la muestra insertada en el alambre en la zona caliente y observar el color que más predomina y anotar.
Seguir el mismo procedimiento con las demás sustancias de ensayo y emplear una alambre micrón para cada sustancia.
De acuerdo a los resultados obtenidos, identificar a cada una de las sustancias utilizadas en el experimento, Tabular los resultados.
SUSTANCIA
COLOR
LONGITUD DE FRECUENCIA ENERGÍA ONDA
Experiencia N° 02: Separación de mezclas.
Hacer una mezcla de arena y cloruro de sodio. Para ello en un mortero pulverizar la mezcla comunicándole un movimiento excéntrico a la mano del mortero. Pesar 2 g. De esa muestra.
Transferir la mezcla a un vaso y agregar el agua (20 ml.). Agitar.
Filtrar la solución, quedando en el papel de filtro la sustancia insoluble.
El filtro colocarlo en un vaso de precipitado (separa 2 ml de la solución para experiencia 3.
Finalmente evaporar el líquido, para obtener los cristales de la sustancia
Experiencia Nº3:
Precipitación
Los 2 ml. de la solución separada anteriormente ponerlos en un tubo de ensayo.
Colocar en otro tubo de ensayo 2 ml. de solución de Nitrato de Plata 0.1M.
Mezclar los contenidos de ambos tubos.
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Experiencia N° 4:
Cromatografía en papel
Tomar unas cuantas hojas espinaca, triturarlas y agregar alcohol de 96º, para obtener el líquido verde, filtrar y colocar en placa Petri.
V.
Espera algún tiempo, observa cuidadosamente y registra lo observado.
CUESTIONARIO: 1.
Cuál es la naturaleza dual de la materia
2.
¿Qué es la onda electromagnética? Ejemplos.
3.
Qué relación hay entre la energía y la frecuencia de una onda
4.
Qué color tiene más energía el rojo o el violeta? ¿Por qué?
5.
¿Cómo podría separar Ud. los componentes de las siguientes mezclas: agua con azúcar, aceite y vinagre, agua salada y azufre, los pigmentos de la espinaca, los componentes que se encuentran en la sangre.
6.
Que sustancia queda retenida en el papel filtro y tipo de fenómeno ocurrió en la experiencia 2 y en la experiencia 3 que fenómeno ocurre.
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PRACTICA N° 04 LA T A B L A PERIÓDICA Y SUS PROPIEDADES I.
OBJETIVOS:
Estudiar las propiedades físicas y químicas de los principales elementos alcalinos, alcalinos térreos, anfóteros, metales de transición y halógenos.
II.
Aplicar adecuadamente los procedimientos de mayor uso en el laboratorio
FUNDAMENTO TEORICO: Es el ordenamiento de todo los elementos Químicos, esto gracias a los aportes de MENDELEED, MOSELEY y WERNER. La tabla periódica moderna lo clasifico MOSELEY en 1913 de la siguiente manera, las propiedades de los elementos químicos están en función creciente a su número atómico ( Z) y finalmente diseñado por el alemán Químico J WERNER. Los resultados de la Mecánica Cuántica dieron una explicación completa a la tabla. La tabla periódica surge de ir llenando los orbitales atómicos de menor a mayor energía, siguiendo las reglas que nos proporciona la física cuántica: el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund. La tabla periódica se organiza en grupos y periodos. • Todos los elementos de un mismo periodo (fila) tienen el mismo valor de número cuántico • Todos los elementos de un mismo grupo (columna) tienen en su capa de valencia el mismo
tipo de orbitales ocupados por el mismo número de electrones.
DESCRIPCION GENERAL 109 elementos reconocidos por la (IUPAC) 7 periodos (también conocidos como niveles) 16 grupos (también conocidos como familias) en estos tenemos, 8 grupos “A” que sus electrones de valencia esta en orbitales “s” y/o “p” y 8 grupos “B” que sus electrones de valencia están en orbitales “d” o “f”.
Las propiedades de la tabla periódica son: • Radio Atómico • Radio Iónico • Potencial o Energía
de Ionización
• Afinidad electrónica • Electronegatividad
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TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
III.
MATERIALES Y REACTIVOS Tubo de ensayos y gradilla
Cloruro de estroncio (2ml).
Vasos de precipitados de 50 mL
Cloruro de bario (2ml)..
Pipetas pasteur.
Ácido sulfúrico.
Cloruro de sodio.
Bromuro de potasio.
Fenolftaleína y anaranjado de metilo
•
Sodio metálico
Cloruro de calcio (2ml). Nitrato de plata
•
IV.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL: Experiencia N° 01: Familia de los metales alcalinos.
Colocar en un tubo de ensayo 2 ml de agua destilada y agregar un trocito de sodio metálico, no dejar escapar el gas.
Cuando haya terminado la reacción de inmediato pruebe la inflamabilidad del gas.
Dividir en dos tubos de ensayo la solución obtenida.
Agregar a uno de ellos gotas del indicador de fenolftaleína y al otro unas gotas de anaranjado de metilo y papel indicador.
Experiencia N° 02: Familia de los metales alcalinos-térreos Mg. Jesús Luzmila Benique Carreón
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Colocar en un tubo de ensayo un trocito de magnesio metálico, cuya superficie presenta brillo; añadir 5 mL de agua destilada y dos gotas de indicador de fenolftaleína.
Observar y escribir la ecuación química.
Dividir en dos y agregar gotas de fenolftaleína y otro anaranjado de metilo; así como el, papel indicador.
Colocar en tubo de ensayo una pequeña cantidad de óxido de calcio y agregar 4 mL de agua destilada y dividir en dos partes y proceder tan igual que para el magnesio.
En dos tubos de ensayo
Experiencia N°03 : Metales de transición.
Tomar dos tubos de ensayo y colocar en cada uno de ellos 1 mL de ácido clorhídrico diluido, llevar a la campana de gases y agregar al primer un trocito de zinc y al otro un trocito de hierro metálico
En un tubo de ensayo colocar 1 mL de cloruro férrico, agregar 1 mL de solución de hidróxido de sodio. Observar
Experiencia N°04 : Familia de los halógenos.
Tomar dos tubos de ensayo y colocar en cada uno de ellos 1 mL cloruro de sodio y bromuro de sodio, agregar a cada uno de ellos solución de nitrato de plata 01 M. Agitar y esperar que se sedimente los sólidos formados y escribir su ecuación química. Observar
Experiencia N°05 : Elementos anfóteros.
En un tubo de ensayo colocar 2 mL de sulfato de aluminio 0.1 M y agregar de 4 – 5 gotas de solución de hidróxido de sodio. Dividir el contenido en dos tubos de ensayo, al primer tubo agregar un exceso de solución de hidróxido de sodio hasta la disolución del precipitado, al segundo agregar solución de ácido clorhídrico hasta la disolución del precipitado. Escribir las ecuaciones químicas respectivas.
CUESTIONARIO: 1.
Enumere las características más resaltantes de las diferentes familias de los elementos químicos y señalar los elementos químicos más representativos.
2.
¿Por qué se produce la precipitación de los metales alcalinos térreos?
3.
¿Cuál es las diferencias entre metales alcalinos y alcalinos térreos?
4.
Cuáles son los óxidos que reacciona con el agua ejemplos?
5.
¿Qué relación encuentra entre el carácter metálico o no metálico de un elemento y la acidez o basicidad de su óxido?
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PRÁCTICA N° 05 ENLACE QUÍMICO I.
OBJETIVOS:
Comprobar los tipos de enlaces que tienen las diferentes sustancias y estructura que presentan dichas sustancias.
II.
Experimentar la diferencia entre enlace iónico y enlace covalente
FUNDAMENTO TEÓRICO Los enlaces químicos son fuerzas que mantienen unidos a los átomos formando las moléculas. Estas fuerzas de enlace son de gran magnitud, siendo principalmente de naturaleza eléctrica. La formación de los en laces se explica en función de los electrones de valencia que tiene cada elemento. Los electrones de valencia de un elemento son los que estos tienen en su última capa electrónica (la más exterior), y son los que los átomos pueden ganar, perder o combatir al combinarse, para adquirir una configuración electrónica estable. La transferencia de electrones da lugar a la formación de enlaces iónicos, y la compartición de electrones da origen a la formación de enlaces covalentes.
TIPOS DE ENLACES QUIMICOS
El enlace iónico: Es aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden
electrones (se da entre un catión y un anión) o dicho de otra forma, es aquel en el que un elemento más electronegativo atrae a los electrones de otro menos electronegativo. El enlace iónico implica la separación en iones positivos y negativos. Las cargas iónicas suelen estar entre -3e a +3e.
Se presenta entre los elementos con gran diferencia de electronegatividad (>1.7), es decir alejados de la tabla periódica: entre metales y no metales.
Los compuestos que se forman son sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados.
Se da por TRANSFERENCIA de electrones: un atomo PIERDE y el otro 'G A N A '
Se forman iones (cationes y aniones)
o
Enlace covalente: El enlace covalente es la unión entre átomos en donde se da un compartimiento de electrones, los átomos que forman este tipo de enlace son de carácter no metálico.
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Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres pares de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro pares de electrones.
Se presenta entre los elementos con poca diferencia de electronegatividad (< 1.7), es decir cercanos en la tabla periódica o bien, entre el mismo elemento para formar moléculas diatómicas.
Enlace covalente polar: Fundamentalmente líquidos y gases, puntos de ebullición bajos, puntos de fusión bajos, solubles en agua, los enlaces covalentes polares pueden existir en los 3 estados de agregación debido a la atracción entre sus moléculas, son solubles en sustancias con el mismo tipo de enlace. El término polar significa que hay separación de cargas. Un lado del enlace covalente es más negativo que el otro. Para ilustrar una molécula que tiene un enlace covalente polar, consideremos la molécula de ácido clorhídrico. Cuando un átomo de H se una a un átomo de Cl, se produce un enlace covalente polar simple:
Enlace covalente no polar: Tiene gran cantidad de actividad química, son solubles en solventes no polares, no son conductores de electricidad, sus puntos de fusión y ebullición son bajos (un poco más bajos que las sustancias polares), se observan cuando dos átomos de un elemento se unen para formar moléculas asimétricas y cuya diferencia de electronegatividad es igual de cero a uno punto cinco.
Enlace covalente puro: Presentan uniones con átomos iguales (o bien elementos iguales), estos su diferencia de electronegatividad es igual a cero, por su composición forman moléculas visibles, son solubles en otras sustancias con el mismo tipo de enlace, no conducen electricidad. Mg. Jesús Luzmila Benique Carreón
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Electrolitos.-Todos los ácidos, bases y sales poseen enlaces iónicos o enlaces que son muy polares, de tal manera que cuando estas sustancias se disuelven en el agua los iones son separados independientemente y pueden conducir la corriente electrónica, Ej. Na(OH), Na2SO4 Las partículas (iones) se mueven de acuerdo a la siguiente ecuación de ionización: NaOH = Na +1 + OH-1 Na2SO4 = 2 Na+1 + SO4En el caso de sales sólidas los iones están presentes en la unidad cristalina, de tal manera que cuando la sal es fundida o disuelta en agua esta unidad es quebrada y los iones quedan libres para moverse independientemente. Ácidos, bases y sales son llamadas electrolitos porque su solución acuosa conduce la corriente eléctrica. Las soluciones de compuestos covalentes no polares, como el azúcar C12H22O11 son compuestos llamados no electrolitos, porque en solución no conducen la corriente electronica. III.
MATERIAL Y REACTIVOS Material: Aparato de conductividad ( fuente de corriente continua, un miliamperímetro y electrodos de cobre o de carbón)
12 vasos de precipitados de 100 o 50 ml cada uno.
Pizeta de agua destilada.
6 Folias de 100 ml
Espátula, luna de reloj
Pipeta de 5ml y de 1ml
Reactivos: Solución de cloruro de sodio 1M
Solución de hidróxido de sodio 1 M
Solución de ácido acético 1M
Solución de ácido clorhídrico 1 M
Solución de sulfato de cobre 1 M
Acetona
Alcohol
Bencina
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GUÍA DE PRÁCTICAS DE QUIMCA I
IV.
Azúcar de mesa.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Determinación Experimental de la conductividad relativa de las sustancias. Con la ayuda de un equipo de Conductividad eléctrica, determine su actividad en las diferentes soluciones preparadas.
MULTITESTER
POTENCIÓMETRO DIGITAL
Experiencia N°1 Determinar experimentalmente la conductividad eléctrica de las siguientes soluciones: cloruro de sodio 1 M, Hidróxido de sodio 1 M, ácido acético 1M; Ácido Clorhídrico 1M, Sulfato de Cobre 1 M, además: bencina, acetona, alcohol, Glucosa anhidra, azúcar y agua de caño
Introducir los electrodos de carbón o grafito en las soluciones a una profundidad siempre uniforme.
Antes de co lo ca r una nue va so lu ci ón , los electrodos de be rá n ser
lavados
completamente con agua destilada y secados con papel de filtro.
Anotar los resultados en la hoja de informe.
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GUÍA DE PRÁCTICAS DE QUIMCA I
V. - RESULTADOS:
En la tabla anotar las lecturas realizadas de cada una de las soluciones experimentadas Compu- Conducti vidad esto
Estructura COMP.
COMP. COVALEN
ELECTR LITO NO ELECTRÓL
IÓNICO POLAR APOLAR FUERTE
DÉBIL
NaOH
Agua potable
HCl NaCl
CuSO4
C2H5-OH
Sacarosa
Acetona
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GUÍA DE PRÁCTICAS DE QUIMCA I VI.
CUESTIONARIO:
1.
Represente las estructuras de Lewis (fórmulas electrónicas de puntos) de los compuestos: Ion hidronio, hidróxido de sodio, ácido sulfúrico, ácido carbónico, etanol y señale los tipos de enlace y los enlaces pi o sigma de los compuestos.
2.
Que son los electrolitos fuertes y ponga 4 ejemplos?
3.
Describe las siguientes fuerzas intermoleculares:
4.
Fuerzas de dispersión
Puentes de hidrógenos
De las mezclas siguientes, pronostica qué fuerzas intermoleculares predominan y cuáles formarán una disolución homogénea: a)
AgBr (Bromuro de plata) y H 2O (agua):
b)
CCl4 (tetracloruro de carbono) y H 2O (agua):
c)
C6H6 (benceno) y H2O (agua):
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PRÁCTICA 06 REACCIONES QUÍMICAS I.
II.
OBJETIVOS:
Formular y balancear las ecuaciones químicas iónicas y moleculares.
Diferenciar cualitativamente los tipos de reacciones químicas.
FUNDAMENTO TEÓRICO: REACCIÓN QUÍMICA. - Es toda transformación que experimenta una sustancia en sus estructuras moleculares por acción de otra o de un agente energético, para formar otras sustancias diferentes a las iniciales. También se dice que existe una transformación química cuando se produce un reajuste de átomos entre las diferentes sustancias para formar otras sustancias que tiene formulas diferentes a las sustancias reaccionantes. Además las reacciones químicas ocurren cuando los electrones en las esferas de valencia de los átomos y las moléculas se reagrupan de tal manera que se rompen y/o forman enlaces. Generalmente las reacciones químicas se clasifican es dos tipos: Supuestamente implican redistribución de electrones a medida que las sustancias reaccionantes forman productos y aquello en las que no hay redistribución de electrones; la mayoría de las reacciones caen dentro de la primera categoría y se les denomina reacciones de óxido-reducción o rédox. Una reacción química se representa por una ecuación química en la que cada uno de los miembros esta expresado por las fórmulas de las sustancias que intervienen en la reacción.
Equilibrar la ecuación.- Para que una ecuación química pueda estar correctamente escrita, debe estar balanceada; es decir tener el mismo número de átomos en cada uno de los miembros de la ecuación, de tal forma que se cumpla el principio de la conservación de la materia.
Significado de una ecuación Química
Esencialmente nos da una información del tipo cualitativo y cuantitativo reactante y productos.
Indica el número de moléculas o átomos que requiere cada uno de los componentes para que se lleve a cabo una reacción.
Indica el número de moles de una sustancia que participa en una reacción.
Verificación de una reacción química
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Por la observación de los cambios que se produce en el aspecto físico de las sustancias reaccionantes: Cambio de color, desprendimiento de un gas o de productos con diferente solubilidad.
Observar el intercambio de energía, es decir si la reacción se produce liberación o absorción de energía.
La velocidad de la reacción, y los factores que lo afectan son: temperatura, concentración y presencia de otras sustancias (ejemplo: catalizadores).
Escribir la ecuación y comprobar que esta balanceada, de tal forma que el número de átomos en ambos miembros será igual.
Clasificación de las reacciones químicas: Por la naturaleza de los reactantes:
De combinación, adición o síntesis .- Cuando dos sustancias reaccionan para dar origen a una sola. Mg
+ O2
MgO
De composición.- Cuando una sustancia se descompone en dos o más de sus componentes: AgCl
Ag + Cl2 (efecto de la luz)
De Sustitución simple. - Cuando una de las sustancias reaccionantes desplaza a otra sustancia de un compuesto, quedando el elemento desplazado en forma libre: Fe + CuSO4
FeSO4 + Cu
De Sustitución o desplazamiento doble o metátesis. - Cuando las sustancias químicas intercambian posiciones, los iones mantienen su identidad química. AgNO3 + N a C l
AgCl + NaNO3
Por intercambio de Energía:
Reacciones exotérmicas.- Aquellas reacciones donde existen una liberación de energía. H2
+ H2 SO4
H3 O
+
H SO4 + calor
Reacciones endotérmicas. - Cuando se produce enfriamiento o absorción de energía.
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GUÍA DE PRÁCTICAS DE QUIMCA I
2 H2 O
+ calor
2 H2
+ O2
Por el Sentido de la reacción:
Reversibles.- Cuando puede reaccionar en ambos sentidos: 2 NH3
N2
+ 3 H2
Irreversibles.- Cuando reacciona en un solo sentido:
Por Transferencia de Electrones:
Reacciones de óxido-reducción (rédox).- Cuando se produce transferencia de electrones: Zn + + CuSO4
+ Cu
Reacciones donde no hay transferencia de electrones 2 Li
III.
ZnSO4
+ Cl 2
2 LiC
MATERIALES Y REACTIVOS: MATERIALES
Tubos de ensayo
Gradilla
Espátula
Vasos de precipitado
Mechero
Pinza para tubos de ensayo.
REACTIVOS
IV.
Sulfato cúprico
Ácido sulfúrico
Bicarbonato de sodio
Oxido de ca
Hierro metálico
PARTE EXPERIMENTAL: EXPERIENCIA Nº 01:
En un tubo de ensayo colocar 1ml de sulfato cúprico, agregar 1 ml de NaOH, observar el precipitado formado.
EXPERIENCIA Nº 02:
A un tubo de prueba añadir 1 ml de solución de permanganato de potasio, agregar peróxido de hidrogeno y observar.
EXPERIENCIA Nº 03:
En un tubo de ensayo añadir 2 ml de CaCl 2 y agregar gota a gota una solución de ácido sulfúrico diluido, hasta la formación de un precipitado.
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EXPRIENCIA Nº 04:
En un tubo de prueba añadir 1 ml de solución de permanganato de potasio y, 5 gotas hidróxido de sodio 5 N, y1 mL de peróxido de hidrogeno, observar.
EXPERIENCIA Nº 05:
Pesar un tubo de ensayo limpio y seco, añadir unos 2 g de bicarbonato de sodio y volver a pesar.
Al tubo de prueba adaptar un tapón con desprendimiento el cual está sumergido en agua de cal.
Calentar suavemente al principio y luego fuerte hasta que no haya desprendimiento de gas, observe el enturbiamiento del agua de cal.
Retire primero el tubo de desprendimiento del agua de cal y luego retire el mechero. Deje enfriar, pese el tubo y su contenido.
V.
CUESTIONARIO: 1.
Describa en forma detallada todas las reacciones químicas, realizadas en cada experimento y equilibrar.
2.
Escribir los siguientes compuestos:
Sulfato de niquel
Hipoclorito de sodio
Cloruro de litio
Fosfato doble de calcio y litio
Hidróxido de bario
Acido sulfuroso
Carbonato de calcio
Nitrato de plata
Hidróxido cúprico
Ácido fosfórico.
3. Nombrar
los
siguientes
compuestos: NiCO3
KMnO4 Na2SO4
AuOH
H2 O2
KIO3
CaCO3
H2SO2
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PRÁCTICA 07 ESTEQUIOMETRIA I.
OBJETIVOS: Identificar los cambios cualitativos y cuantitativos que ocurren en una reacción. Determinar la cantidad n de moléculas de agua del hidrato CuSO 4·nH2O
II.
FUNDAMENTO TEÓRICO: La estequiometria es la rama de la química que estudia las leyes de la combinación
química y el cálculo de las variables relacionadas, directamente con la composición química y las reacciones químicas se representan por medio de las ecuaciones químicas cuyas formulas químicas que están a la izquierda de la flecha son las sustancias de partida o reactivos, y las formulas químicas que se encuentran a la derecha son las sustancias que se producen en la reacción o productos. 2H2
+ O2
→
2 H2O
Los números antepuestos a las fórmulas químicas son los coeficientes. Los coeficientes son los que permiten que en la ecuación química haya un número igual de cada elemento a cada lado de la flecha, cuando se satisface esa condición, se dice que la ecuación está balanceada. La ley de la conservación de la materia es una de las leyes fundamentales del cambio químico. El reactivo que se consume primero en la reacción se llama reactivo limitante, dado que la máxima cantidad de producto formado depende de la cantidad de este reactivo que se encuentra presente originalmente. Cuando se acaba este reactivo, no se puede formar más producto. Los otros reactivos, presentes en cantidades mayores que aquellas requeridas para reaccionar con la cantidad de reactivo limitante presente, se llaman reactivos excedentes o en exceso El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad de producto que se predice mediante la ecuación balanceada cuando ha reaccionado todo el reactivo limitante. El rendimiento teórico es el rendimiento máximo que se puede obtener. En la práctica la cantidad de producto que se obtiene, llamado rendimiento real, es siempre inferior al rendimiento teórico. % Rendimiento = (rendimiento real / rendimiento teórico) * 100 Determinarás la cantidad n de moléculas de agua del hidrato CuSO 4·nH2O, por calentamiento de una masa conocida del mismo hasta su deshidratación. De la diferencia entre Mg. Jesús Luzmila Benique Carreón
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La masa inicial (sal hidrtada) y la masa luego de calentar (sal anhidra obtenida) de agua desprendida. Calcularás la relación H 2O:CuSO4 y formularás la composición del hidrato CuSO4· nH2O. III.
MATERIALES Y REACTIVOS:
Vaso de precipitados o crisol Pinzas para crisol
Trípode con malla
Balanza
Mortero
REACTIVOS
IV.
Sulfato de cobre hidratado
Agua destilada
Rotulador para marcar vidrio
PARTE EXPERIMENTAL: 1.
Muele, en un mortero, sulfato de cobre hidratado.
2.
Determinar la masa de un crisol y su tapa, limpio y seco en una balanza con la mayor exactitud
3.
Vierte, con ayuda de una espátula, aproximadamente 2 g del sulfato de cobre hidratado en el crisol y volver a pesar. Ambas pesadas deberán tener una precisión de 0,01 g.
4.
Toma nota del aspecto y del color de la sal.
5.
Coloca la sal en la estufa durante 15 minutos a una temperatura de 150 °C.
6.
Retira el crisol de la estufa con ayuda de una pinza metálica y colócalo en un desecador.
7.
Espera 10 minutos para permitir que el vaso alcance la temperatura ambiente.
8.
Pesa el crisol nuevamente y toma nota de su masa y del aspecto de la sal. Es conveniente agitar muy suavemente el vaso (evitando perder material) para permitir que parte de la sal que se encontraba en el fondo del crisol pase a la parte superior; esto facilitará el proceso de deshidratación.
9.
Repite los pasos 5 a 8, hasta que dos pesadas sucesivas luego de dejar enfriar el crisol no arrojen diferencias en la masa (es decir, “repite el proceso hasta constancia de masa”).
10.
Poner el crisol tapado sobre un trípode y poniendo debajo de éste un mechero Bunsen. Observa y toma nota del cambio de aspecto de la sal a medida que ésta se calienta.
11.
Luego de 10 minutos de calentamiento, retira el crisol, déjalo enfriar en el desecador y luego, pésalo una vez frio al tacto.
12.
Determina la fórmula mínima del hidrato original.
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13.
Vierte sobre la sal anhidra, muy lentamente (gota a gota) y con una pipeta gotas de agua destilada. Observa y toma nota de lo que ocurre durante el agregado.
Sustancia Masa (g)
CuSO4 x
Masa
Numero
Relación
Formula
molecular
de moles
entero
del
minimo
hidrato
-
observaciones
Color:
H2O
V.
CuSO4
-
Color:
H2O
-
Color:
CUESTIONARIO: 1. - Determinar el % de agua del sulfato de cobre 2. - Calcular el % de rendimiento cuando 90 g de BeCl 2, para obtener Be, según la siguiente reacción. BeCl2 + Mg
Be + Mg Cl 2
Sabiendo que en la práctica se obtiene 9 g de Be. 3. - Determinar el volumen de hidrogeno que se obtiene cuando reacciona 80 g de Al con suficiente ácido sulfúrico.
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PRÁCTICA 08 SOLUCIONES FÍSICAS Y QUÍMICAS I.
OBJETIVOS:
Preparar disoluciones de concentraciones definidas y hace la diferencia entre soluciones químicas y físicas
II.
FUNDAMENTO TEORICO: Solución es la mezcla homogénea de dos o más sustancias que se dispersan molecularmente una en otra. Las soluciones son comunes en la naturaleza y de suma importancia en todos los procesos vitales, áreas científicas y diversos procesos industriales. Los fluidos de todas las formas de vida son soluciones. La solución se define como una mezcla homogénea de 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. El disolvente es el medio en el cual los solutos se disuelven. Las unidades fundamentales de los solutos son los iones o moléculas. Las soluciones incluyen diversas combinaciones en que el sólido, él líquido, o el gas, actúan como disolvente o soluto. Los tipos más comunes son aquellos en el que el disolvente es un líquido. Al agua se le llama disolvente universal, porque el agua es la sustancia en la cual se disuelve con facilidad la mayoría de las demás sustancias. Pero además del agua hay otros disolventes tanto líquidos (alcohol, éter, acetona, gasolina) como sólidos y gaseosos. En una solución tenemos dos partes: a.
Soluto: Fase dispersa, es la sustancia que se disuelve y puede ser un sólido, un líquido o un gas y generalmente se encuentra en menor proporción.
b.
Solvente : Fase dispersante, es la sustancia en la que se disuelve el soluto y generalmente se encuentra en mayor proporción.
2.1.
Clasificación de acuerdo al estado físico:
2.1.1 Solución Líquida: El solvente es un líquido 2.1.2 Solución sólida: el solvente es un sólido. 2.1.3
Soluciones gaseosa: el solvente es un gas
Concentración:
Es la cantidad de soluto disuelto por unidad de peso o volumen de solución.
La concentración de una solución valorada se puede expresar en:
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Unidades Físicas de concentración. Unidades Químicas de concentración 2.2.
Unidades Físicas de Concentración:
Porcentaje en Volumen: (V/V): Volumen de soluto en volumen de solución en cien unidades de volumen de solución.
Porcentaje en peso: (P/P): Peso de soluto en cien unidades de peso de solución.
Porcentaje P/V: Peso de soluto en volumen de solución: el peso de soluto en cien unidades de volumen de solución. A las soluciones expresadas en porcentajes (%) en peso o en volumen se les denominan soluciones porcentuales.
2.3.
Unidades Químicas de Concentración:
Molaridad (M): Es el número de moles de soluto disueltos en un litro de solución.
Normalidad (N): Es el número de equivalentes-gramo (Eq-g) de soluto disuelto en un litro de solución.
Molalidad: Representa el número de moles de soluto por cada kilogramo de solvente. En un solución 2,0 molal hay 2 moles de soluto disueltos en 1 Kg de solvente.
Formalidad (F): Se define como el número de fórmulas – gramo (F-g) de soluto disuelto en un litro de solución.
Diluciones: Una tarea muy común en el laboratorio es la preparación de una solución necesaria a partir de una solución madre más concentrada. Se utiliza la siguiente relación para determinar la cantidad de solución madre requerida para una solución dada, pero se debe tener la seguridad de que se utilizan las mismas unidades de concentración y volumen a ambos lados de la ecuación.
o
C1 V1 = C2 V 2
PASOS A SEGUIR PARA PREPARAR SOLUCIONES VALORADAS 1. Calcular 2. Pesar 3. Disolver 4. Trasvasar 5. Enrasar 6. Homogenizar 7. Rotular
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Las Soluciones deben prepararse en Fiolas Aforadas c o n
agua destilada.
Las diluciones se realizan de una solución de mayor concentración, agregando agua destilada hasta llegar a la concentración deseada. III.
MATERIALES Y REACTIVOS:
12 Fiolas de 25, 50 y 100 ml - Sulfato de cobre.
Probetas Graduadas
- Cloruro de sodio
2 Pizetas
- Etanol
4 Vasos de precipitado
- Peróxido de hidrogeno de 40 Volúmenes
Baguetas
- 2 lt. Agua destilada
Ácido sulfúrico cc.
- Hidróxido de aluminio
Nitrato de Plata
- Permanganato de Potasio
IV.
PARTE EXPERIMENTAL: EXPERIENCIA Nº 1:
Preparar 100ml de solución de KI al 0.2 % P/V
Disolver el soluto calculado, en + ó - 25ml de agua destilada.
Trasvasar a la fiola de 100ml
Repetir la operación hasta que no quede soluto en el vaso, luego enrasar y homogenizar.
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EXPERIENCIA Nº 2: Prepara una solucion de 150 ppm de NaCl. EXPERIENCIA Nº 3: Preparar 100ml de solución de alcohol al 40° en volumen a partir de un alcohol de 96° en volumen.
EXPERIENCIA Nº 4: Preparar 50ml de K(OH) de solución 0.2 N . EXPERIENCIA Nº 5 Preparar 50ml de una solución de KMnO4 de 0.2 M
EXPERIENCIA Nº 6: Preparar 50 ml de una solución 0.1N de H 2SO4: Para preparar la solución (cuando se trate de un ácido) es necesario tomar en cuenta las especificaciones dadas por el fabricante y contenidas en los frascos de los reactivos. Así para el ácido sulfúrico: Concentración en peso: 97% Densidad: Peso Molecular:
1.84g/ml 98g
Por cálculo se ha determinado 0.14 ml de ácido sulfúrico concentrado, se mide lo más exacto con una pipeta de 1ml.
Este volumen se lleva a una fiola de 50ml se completa con agua destilada hasta la línea de enrase y se homogeniza y se rotula.
V.
CUESTIONARIO: 1.
Que peso de LiOH se debe utilizarse para preparar 50 g de una solución al 2,5 % P/P
2.
Prepara 25 ml de una solución de H 2CO2 4M a partir de una solución de H 2CO2 de 8 M.
3.
Cuantos gramos de KOH se requiere para obtener 200 ml de solución al 16 % en
masa
cuya densidad es 1,082 g/cc. 4.
Preparar 100 ml de H3PO4 0.35N cuya densidad es 1.68g/cm 3, al 89% P/P.
5.
Calcule la normalidad de una solución preparada disolviendo 1, 75 g de KMnO 4 en agua suficiente, reduciéndose el permanganato a bióxido de manganeso.
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PRÁCTICA Nº 09 DERTERMINACIÓN DEL pH EN CIERTAS SUSTANCIAS I.
II.
OBJETIVOS
Identificar el pH de las sustancias
Calcular el pH y pOH de una solución de concentración conocida
FUNDAMENTO TEORICO : La escala de pH es una escala de composición logarítmica que fue establecida por Sorensen para los iones H+ por ser más sencilla de manejar: pH = -log H+ El pH indica el potencial de hidrogeno presente en una determinada solución bastante utilizada por la química para evaluar el grado de acidez o alcalinidad de las disoluciones (también se puede utilizar para gases) varia inversamente proporcional con la concentración de iones hidrógeno H+. Se entiende por acidez la capacidad de una sustancia para aportar a una disolución acuosa iones de hidrógeno, hidrogeniones (H*) al medio. La alcalinidad o base aporta hidroxilo OH- al medio. Por lo tanto, el pH mide la concentración de iones de hidrógeno de una sustancia, a pesar de que hay muchas definiciones al respecto. En los seres vivos el
pH es sumamente importante para conservar la vida, esto se logra
mediante una serie de mecanismos de regulación, las cuales se denominan sustancias buffer El pH de una disolución se puede medir experimentalmente utilizando un instrumentó llamado pHmetro Un pH-metro es un voltímetro que junto con los electrodos, al ser sumergidos en una sustancia, generan una corriente eléctrica. Esta corriente eléctrica dependerá de la concentración de iones de hidrógeno que presente la solución. El pH-metro mide la diferencia de potencial entre el electrodo de referencia (plata) y el de cristal que es sensible a los iones de hidrógeno. La diferencia de potencial entre los dos electrodos está relacionada, por lo tanto con el pH. El pH-metro está diseñado de forma que la lectura sea directamente, para lo cual es necesario hacer un calibrado con una solución buffer conocido. Los ácidos y bases tienen valores de pKa característicos, siendo: pKa= -logKa.
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MATERIALES
III.
Papel tornasol rojo. Papel tornasol azul pH-metro Vasos de precipitado , Bagueta, Piseta.
SUSTANCIAS
Refresco
Gaseosa, Cerveza
Jugo de frutas, Yogurt
Vinagre
Detergente, Jabón
Aspirina
Antiácidos, Bicarbonato de sodio
PARTE EXPERIMENTAL:
IV.
Colocar cada sustancia en un vaso o tubo de ensayo
Introducir el papel tornasol
Medir con el pH-metro
De acuerdo a los resultados obtenidos, clasificándolos en ácido o alcalinos según su valor de PH y anota tus conclusión.
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V. - CUESTIONARIO: 1 ¿Qué es el PH? 2 ¿Cuándo una concentración es neutra, acida o base? 3. ¿Calcular la H30+ de la solución o de OH de las soluciones determinadas. 4. - Determinar el pH de una solución de HCl de 0,01 M 5. - Determinar el porcentaje de ionización del ácido fluorhídrico, si la concentración de este es de 0,6 M (Ka=7,1 x 10 -4)
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PRÁCTICA Nº 10 DETERMINACIÓN DE LA VISCOSIDAD I. OBJETIVOS Conocer el funcionamiento del viscosímetro rotacional. Dertermiar la viscosidad de diferentes fluidos. II. FUNDAMENTO TEORICO: Los fluidos son sistemas de partículas mantenidas juntas mediante sus propias fuerzas o por las fuerzas de fijación que ejercen las paredes de un contenedor. En el movimiento de los fluidos, la viscosidad juega un papel fundamental, su transporte genera fuerzas tangenciales tan grandes que algunas veces el movimiento se lleva a cabo con gran dificultad. Esto sucede por ejemplo con aceites muy pesados o la miel. Por el contrario, otras veces estas fuerzas son muy pequeñas y el líquido fluye entonces fácilmente como sucede con el agua o el alcohol. Este “grado de fluidez” se caracteriza por un coeficiente típico de cada sustancia que se lla ma
coeficiente de viscosidad o viscosidad dinámica. Un sólido amorfo no es en realidad más que un líquido cuya viscosidad dinámica es enormemente grande. “Las mediciones de viscosidad se utilizan en la industria para apoyar los cálculos de flujo de líquidos, la determinación de coeficientes de transferencia de calor y en el control de procesos químicos. El valor de viscosidad es un punto de referencia exacto en la formulación de muchos materiales, optimizando la reproducción de la consistencia de un lote a otro. Como indicador cuantitativo de calidad, la viscosidad se utiliza en la industria de aceites, la petroquímica, la de alimentos, la farmacéutica, la textil y de pinturas, entre otras. Existen diversos instrumentos para determinar esta propiedad, de los métodos más conocidos se tienen: • Los que miden el flujo del líquido a través de tubos, como los viscosímetros capilares, los
más comunes son el de Ostwald, el Cannon-Fenske y el Ubbelohde. • Los viscosímetros rotacionales como el de Brookfield
III. MATERIALES Papel secante. Vasos de precipitado de 600 mL Piseta Muestras Mg. Jesús Luzmila Benique Carreón
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SUSTANCIAS
Aceite diesel
Yogurt
Jabón liquido
Petroleo
IV. PARTE EXPERIMENTAL: El viscosímetro rotatorio. Consta de un cabezal con un elemento rotatorio en el que se inserta una aguja o disco y de un protector que enmarca la zona de la aguja. Ésta se sumerge en el líquido hasta el nivel marcado en la misma. El principio de funcionamiento es girar la aguja a través de un resorte calibrado. La viscosidad de arrastre del fluido contra la aguja es moderada por la desviación del resorte. La desviación del resorte es moderada con un transductor giratorio que proporciona un signo del torque. El rango de la medida (en centipoise o en miliPascales por segundo) es determinado por la velocidad giratoria, tamaño y forma de la aguja, el recipiente en el que está girando y la escala total del torque de resorte calibrad
Conectar el viscometro rotacional
Colocamos el usillo respective de acuero a la susutancia
Colocar cada sustancia en un vaso de precipitado de 600 mL
LLevar una de las muestras al viscosimetro para realizar la medida
Sacar la muestra y guarder los usillios limpios.
V. - CUESTIONARIO: 1. ¿ Explique por qué el un aceite de motor de baja viscoisdad, como el SAE 10, es preferable durante un invierno muy frio.¿Por qué no se usa este aceite durante los veranos calurosos? 2. ¿ Cuál es la diferencia entre un fluido newtoniano y el no newtoniano? 3. ¿Que es un fluido? 4. Descr5ibe los efectos del tamaño molecular y la forma simetrica sobre la viscosidad.
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