GUIA DE PRACTICAS LAB INORGANICA ACTUALIZADO 2.pdf

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GUÍA DE PRÁCTICAS DEL LABORATORIO DE QUÍMICA INORGÁNICA

COORDINACIÓN DE LABORATORIO DE QUÍMICA DEPARTAMENTO DE CIENCIAS 0

UPN - Lima Norte Departamento de Ciencias Guía de Prácticas de Química Inorgánica

Código: GQI Versión: 03 / 04.08.2014 Página 1 de 106

INDICE Presentación……………………………………………………………………………………………………………… ……..3 Objetivos……………………………………………………………………………………………………………………. ……..4 Normas Generales del Laboratorio……………………………………………………………………………. ……..5 Modelo de Informe de Laboratorio …………………………………………………………………………….…….7 Práctica N° 1 ……………………………………………………………………………………………………………… ……. 9 Normas de Seguridad y Primeros Auxilios en el Laboratorio Práctica N° 2 …………………………………………………………………………………………………………………...19 Reconocimiento de Materiales y Equipo de Laboratorio Práctica N°3 ……………………………………………………………………………………………………………………27 Mediciones de Masa, Volumen y Densidad Práctica N°4……………………………………………………………………………………………………………………34 Asesoría T3 Práctica N° 5 …………………………………………………………………………………………………………………...35 Estudio de la Tabla Periódica Práctica N° 6 …………………………………………………………………………………………………………………...42 Métodos de Separación de Mezclas Homogéneas, Heterogéneas y Combinación Práctica N° 7 …………………………………………………………………………………………………………………...51 Reacciones Químicas Práctica N°8…………………………………………………………………………………………………………………….57 Asesoría T3

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Práctica N° 9 …………………………………………………………………………………………………………………...58 

Estequiometria: Rendimiento de una Reacción química

Práctica N °10………………………………………………………………………………………………………………….65 

Preparación de Soluciones

Práctica N° 11………………………………………………………………………………………………………………….72  

Titulación ácidos – bases Medición de pH en soluciones

Práctica N° 12 …………………………………………………………………………………………………………………87 Análisis Fisicoquímico del Agua:   

Determinación de los Sólidos Totales Medida de la Conductividad Medida de la Turbiedad

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PRESENTACIÓN

La presente “GUÍA DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO DE QUÍMICA INORGÁNICA”, reúne dentro de su contenido una variedad de prácticas de laboratorio la cual está dirigida a los estudiantes de las diferentes carreras profesionales de Ingeniería de la Universidad Privada del Norte.

El objetivo del Laboratorio de química es que los estudiantes se familiaricen con conceptos, técnicas y herramientas de laboratorio que le permitan conocer conceptos básicos de química: Este manual tiene la intención de servir como una guía práctica para el desarrollo de experimentos tomando en cuenta la gestión de seguridad en cada uno de sus procedimientos.

Dicho manual es un compendio de un trabajo en equipo realizado por los docentes de química, quien con su dedicación y esfuerzo han hecho posible la elaboración de esta guía que servirá de base durante todo el desarrollo del ciclo.

El agradecimiento al Ing. Teodoro Riega Zapata, Leoncio Velásquez Tapia y a Carlos De la Torre Vivar por su gran aporte y colaboración.

Ing. Miriam Bravo Orellana

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OBJETIVOS



Estimular en el estudiante el desarrollo de su capacidad de observación, análisis e interpretación de fenómenos físicos y químicos que permita la comprensión del tema.



Valorar la información cualitativa y cuantitativa como parte del trabajo experimental



Lograr que el estudiante adquiera destreza, en el manejo de equipos, técnicas y procedimientos fundamentales en el laboratorio como parte de su formación en el campo experimental.

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NORMAS GENERALES DEL LABORATORIO

ANTES DE INICIAR SU PRÁCTICA: 

La asistencia a la práctica de laboratorio es obligatoria.



La tolerancia para entrar al laboratorio será la que rige en el Reglamento Interno de Laboratorio.



Acatar las instrucciones indicadas en el Reglamento Interno de Laboratorio.



No dejar abrigos, útiles u otros objetos sobre las mesas de trabajo.



Es obligatorio llevar la bata y lentes de seguridad para evitar quemaduras.



Se deben seguir en todo momento las indicaciones del Docente.



Es imprescindible leer la guía de prácticas antes de comenzar a trabajar.



Verificar que se encuentre todo el material necesario en las condiciones adecuadas. Comunicar cualquier anomalía al Docente



Cada grupo de trabajo será responsable del material asignado.



Queda prohibido, fumar, comer o beber dentro del laboratorio.

DURANTE EL TRABAJO: 

No debe ingerirse ninguna sustancia y debe evitarse el contacto con la piel.



En caso de que algún producto corrosivo caiga en la piel, se eliminará con abundante agua fría, dependiendo de las características del insumo químico.



Extremar los cuidados al trabajar con sustancias inflamables, tóxicas o corrosivas.



Comunicar cualquier accidente, quemadura o corte, inmediatamente al docente.



La manipulación de productos sólidos se hará con ayuda de una espátula o cucharilla.

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


Nunca viertas el agua sobre el ácido concentrado, sino el ácido al agua teniendo cuidado y empleando sus EPPS.



Tener cuidado al manejar ácidos y bases principalmente concentrados.



El material de vidrio es muy frágil, por lo que se evitara los golpes y cambios bruscos de temperatura.



Cualquier experimento en el que se desprenda gas tóxico o inflamables en el que se utilicen reactivos potencialmente nocivos deberá llevarse a cabo en las campanas extractoras del laboratorio.



Los restos sólidos no metálicos deben tirarse en cestos de basura, nunca en las fregaderas ó lavaderos.



Los residuos acuosos se verterán en los fregaderos con abundante agua antes, durante y después del vertido. En cuanto a los líquidos y disolventes orgánicos, se echaran en un recipiente de plástico, para su posterior eliminación.

AL TERMINAR:



El lugar y el material de trabajo debe quedar limpio y ordenado, también se deben apagar y desenchufar los aparatos y equipos empleados.



Lavarse las manos después de cada práctica, para evitar intoxicaciones con algunos reactivos.



Entregar para su revisión el reporte de la práctica elaborada.



Hasta que el profesor no de su autorización no se considerara finalizada la práctica y por lo tanto, no podrás salir de laboratorio.

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MODELO DE PRESENTACIÓN DE INFORME

A continuación se detallan los pasos a seguir para la presentación de los informes que deben ser elaborados después de cada práctica desarrollada.

1.- CARATULA 2.- FUNDAMENTO TEÓRICO

Donde se indica las definiciones y conceptos necesarios para comprender la práctica. El fundamento teórico es además el resultado de la profundización de los conceptos de la guía de laboratorio y de la sección de búsqueda de información. 3.- DATOS EXPERIMENTALES - Nombrar los materiales utilizados

- Nombrar los equipos utilizados - Nombrar los reactivos utilizados 5.- PROCESAMIENTO DE DATOS - Describir los hechos observados en forma objetiva e impersonal - Incluir tablas solo si es necesario - No debe incluir hechos que no ocurrieron. 6.- RESULTADOS EXPERIMENTALES -

Se presentan los datos y resultados obtenidos en forma experimental, si se ha de aplicar fórmulas teóricas, desarrollar la parte teórica y compararlo con la parte experimental.

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7.- CONCLUSIONES En esta sección tenemos que comentar objetivamente que han aprendido del experimento realizado, y sintetizar las consecuencias e implicancias que encontramos asociadas a nuestros resultados. Podemos decir que un buen informe es aquel que demuestra el mayor número de conclusiones (correctas) alcanzadas a partir de los datos obtenidos. 8.- BIBLIOGRAFIA Se debe dar la referencia completa: autor(es), fecha de publicación, título de la publicación y detalles de publicación 9.- CUESTIONARIO

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PRACTICA N°01 “NORMAS DE SEGURIDAD Y PRIMEROS AUXILIOS EN EL LABORATORIO” I.

INTRODUCCIÓN:

El laboratorio es un lugar de trabajo serio y en el que es necesario atenderse a ciertas normas, de cuyo cumplimiento depende del aprovechamiento del trabajo, la comodidad y seguridad de todos. Las normas de seguridad e Higiene en los laboratorios, son de especial importancia para cumplir labores adecuadas y altamente productivas, siendo los organismos encargados de velar por estas normas la: ONU, OIT, la asociación de higiene industrial de U.S.A.(AIHA). II.

OBJETIVOS:

Conocer las normas de seguridad básicas cuando se realiza las prácticas de laboratorio así como las partes que conforman este ambiente de trabajo. III.

NORMAS DE SEGURIDAD

Cuando se trabaja en el laboratorio existe el peligro potencial de un ACCIDENTE, en virtud de las sustancias y elementos que se utilizan, y la posibilidad de cometer algún error al realizar un experimento. Por eso, cuando se trabaja en el laboratorio, deben tenerse presente una serie de reglas o consejos que disminuyan y en algunos casos lograr evitar los accidentes: • • • •

Nunca trabajar sólo en el laboratorio. Usar siempre bata abrochada. Usar lentes de seguridad y guantes cuando sea necesario. En el laboratorio es recomendable llevar recogido el cabello, ya que el pelo largo puede engancharse en los montajes y equipos y es más fácil que se contamine con los productos químicos que se utilizarán.

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•

• • •

• • • • • • • • • •

•

• • • • • •


No se deben dejar objetos personales (abrigos, mochilas, papeles, etc.) en mesas de trabajo ya que pueden entorpecer las prácticas y ser la causa de posibles accidentes. No llevar pulseras, colgantes o mangas anchas que puedan engancharse en los montajes. Se evitará llevar lentes de contacto, ya que el efecto de los productos químicos es mucho mayor si se introducen entre la lente y la córnea. Cuando se trabaja en el laboratorio es aconsejable no llevar: pantalón corto, faldas cortas, sandalias, zapatos abiertos, etc., es decir zonas descubiertas de piel que queden expuestas a posibles salpicaduras de productos químicos. Manipular el equipo caliente con pinzas para evitar quemaduras. Nunca perder de vista los reactivos y el sistema con que se esté trabajando. No comer, fumar o jugar dentro del laboratorio. Todos los profesores y estudiantes deberán cumplir el manual de seguridad en el laboratorio. No corra, juegue o haga bromas en el laboratorio. El estudiante no podrá recibir visitas de otras personas ajenas al laboratorio, mientras esté realizando su práctica. Utilizar todo el material de laboratorio limpio y seco. Nunca pipetear los reactivos líquidos con la boca. Lavarse bien las manos al final de cada sesión de laboratorio. Nunca probar el sabor u olor de ningún producto, a menos que sea estrictamente necesario y seguro. Para oler una sustancia, esta no debe ponerse directamente debajo de la nariz; por el contrario, se mueve la mano sobre ella para percibir su aroma sin peligro. Los productos químicos nunca se tocan directamente con las manos, especialmente aquellos que, además de su toxicidad, pueden producir quemaduras graves. Todo manejo se hará mediante espátulas. Todo compuesto volátil o que desprenda humos o vapores tóxicos deberá permanecer en un lugar ventilado. Si se derrama ácido sobre la mesa, se debe recoger inmediatamente y lavar la superficie con agua varias veces. No debe mirarse dentro de un tubo o matraz (por la parte superior del recipiente) que contenga una reacción o sustancia que se esté calentando. No deben calentarse líquidos en recipientes de vidrio no resistentes al calor como probetas, matraces aforados, frascos, etc., ya que pueden romperse. Las soluciones concentradas de álcalis o ácidos deben neutralizarse antes de ser desechadas por el desagüe. No se deben tirar por la tarja líquidos inflamables, irritables o lacrimógenos. 10


•

•

•

IV.


Para preparar una solución diluida de ácido se debe añadir, lentamente, con agitación y con enfriamiento externo, el ácido al agua, nunca el agua sobre el ácido ya que la reacción es muy exotérmica y puede proyectarse violentamente. Antes de poner a calentar líquidos, estos deben estar bien mezclados (si son miscibles; en caso contrario, al hervir el de menor punto de ebullición puede proyectarse o explotar). Los de bajo punto de ebullición no se deben calentar nunca en recipientes de cuello corto. En una destilación no se deben obstruir los condensadores ni los tubos de evacuación. Revisar las conexiones antes de operar el equipo. FUNDAMENTOS:

4.1.- INDICACIONES GENERALES:

1. El uso del laboratorio es exclusivo para labores de carácter académico y de investigación. 2. Las personas que utilicen los servicios de los Laboratorios tienen la obligación de limpiar los instrumentos, equipos y área de trabajo al finalizar su uso, siempre bajo la supervisión del personal a cargo. 3. Los daños que por NEGLIGENCIA, MAL USO O CUALQUIER OTRA CAUSA IMPUTABLE sean causados por el usuario, la responsabilidad de restauración y reposición será íntegramente asumida por él mismo. (Reglamento del Laboratorio- Capítulo III-Art.07). 4. En caso de robo o hurto de elementos del laboratorio por parte de algún usuario, éste deberá asumir las sanciones citadas por el comité de disciplina para estudiantes o el reglamento interno de Trabajo

4.2.- PARÁMETROS

Y

AGENTES

CONTAMINANTES

EN

INDUSTRIAS

LABORATORIOS: Agentes físicos. Ruido, Radiaciones ionizantes (ultravioleta, infrarrojos, láser, radio, etc.), Vibraciones, Ventilación, Iluminación, Presión, Temperatura.

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Y



Agentes químicos. Nieblas, Humos, Vapores, Gases, Polvos. Agentes biológico: Bacterias, Hongos, Insectos Agentes ergonómicos.  Mal diseño  Operaciones inadecuadas  Condiciones inadecuadas

4.3.- PROTECCIÓN RESPIRATORIA Y CORPORAL: Para el ingreso a las prácticas de laboratorio, el alumno debe portar los siguientes implementos de protección personal:

 Ropa de Protección.  Gafas Protectoras contra salpicaduras.  Guantes de látex.  Mascarilla.

MANDIL

LENTES

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4.4.- EQUIPOS DE PRIMEROS AUXILIOS:

LAVADERO DE OJOS

DUCHA EMERGENCIA

4.5.- SEÑALES DE SEGURIDAD: A.

EXTINTOR

Señales Prohibitivas: Tiene por objetivo prohibir acciones o situaciones

B. Señales de advertencia: Tienen por misión advertirnos de un peligro.

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C. Señales de obligacion: Se encargan de indicarnos que deberemos realizar alguna accion para asi evitar un accidente

D. Señales de salvamiento y socorro: estan concebidas para advertirnos

del lugar donde se encuentran las salidas de emergencias, lugares de primeros auxilios o de llamadas de socorro emplazamiento para lavados o duchas de descontaminacion:

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E. Rombo de seguridad: El rombo de seguridad 704 es el código que explica el "diamante de materiales peligrosos" establecido por la Asociación Nacional de Protección contra el Fuego (inglés: National Fire Protection Association), utilizado para comunicar los riesgos de los materiales peligrosos. Es importante para ayudar a mantener el uso seguro de productos químicos. Se emplea para el almacenamiento, no en el transporte

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V.


PRIMEROS AUXILIOS EN CASO DE ACCIDENTE

Cualquier accidente debe ser reportado inmediatamente al monitor o al profesor. Los productos químicos que se hayan vertido sobre la piel han de ser lavados inmediatamente con agua corriente abundante, como mínimo durante 15 minutos. Es necesario sacar toda la ropa contaminada a la persona afectada lo antes posible mientras esté bajo la ducha. Recuerda que la rapidez en el lavado es muy importante para reducir la gravedad y la extensión de la herida. Se debe proporcionar asistencia médica a la persona afectada. Los cortes producidos por la rotura de material de cristal son un riesgo común en el laboratorio. Estos cortes se tienen que lavar bien, con abundante agua corriente, durante 10 minutos como mínimo. Si son pequeños y dejan de sangrar en poco tiempo, lávalos con agua y jabón y tápalos con una venda o apósito adecuados. Si son grandes y no paran de sangrar, requieren asistencia médica inmediata. Corrosiones en la piel por ácidos: Corte lo más rápidamente posible la ropa. Lave con abundante agua corriente la zona afectada. Neutralice la acidez con bicarbonato sódico durante 15-20 minutos. Saque el exceso de pasta formada, seque y cubra la parte afectada con aceite para la piel. Por álcalis: Lave la zona afectada con abundante agua corriente y aclárala con una disolución saturada de ácido bórico o con una disolución de ácido acético al 1%. Seque y cubra la zona afectada con una pomada de ácido tánico. Corrosión en los ojos: En este caso el tiempo es esencial (menos de 10 segundos). Cuanto antes se lave el ojo, menos grave será el daño producido. Lave los dos ojos con abundante agua corriente durante 15 minutos como mínimo. Es necesario mantener los ojos abiertos con la ayuda de los dedos para facilitar el lavado debajo de los párpados. Es necesario recibir asistencia médica, por pequeña que parezca la lesión.

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Ingestión de productos químicos. Antes de actuar pida asistencia médica. Si el paciente está inconsciente, póngalo en posición inclinada, con la cabeza de lado, y colóquele la lengua hacia fuera. Si está consciente, manténgalo apoyado No le dejé sólo. No le de bebidas alcohólicas precipitadamente sin conocer la identidad del producto ingerido. El alcohol en la mayoría de los casos aumenta la absorción de los productos tóxicos. No provoque el vómito si el producto ingerido es corrosivo Inhalación de productos químicos. Conduzca inmediatamente la persona afectada a un sitio con aire fresco. Requiere asistencia médica lo antes posible. El oxígeno se ha de administrar únicamente por personal entrenado. Trate de identificar el vapor tóxico.  Tenga siempre a mano y lista la composición del reactivo toxico y el grado de toxicidad.

 Recuerde la forma más rápida de llegar al servicio médico de la universidad.  La dirección de los centros de atención hospitalaria más cercanos.  No olvide llevar el frasco que causó el accidente.

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VI.


CUESTIONARIO 1.-Describa brevemente las normas básicas de conducta que se deben observar en todo laboratorio. 2.-Investigue y explique sobre tipos de reactivos: corrosivos, explosivos y tóxicos. 3.-Antes de manipular una sustancia ¿Qué es lo que debe conocerse de ella? 4.-Explique y esquematice símbolos de peligrosidad y su respectivo significado 5.-Explique 4 ejemplos de rotulación de reactivos: sólido, líquido y gas indicando sus características. 6.-¿Qué cosas están expresamente Prohibidas en el laboratorio? 7.-Si un compañero ha ingerido una sustancia corrosiva y esta le ha afectado la garganta, la tráquea, etc. ¿Por qué no debe provocarle el vómito? 8.-Lea atentamente las normas de seguridad en el laboratorio, escoja 10 de ellas y explique la importancia de cada una. 9.-Investigue sobre los primeros auxilios en el laboratorio que debe tener en cuenta para el desarrollo de sus prácticas.

VII.

BIBLIOGRAFÍA :  Chang, R y College, W. 2010. Química. Mc. Graw Hill, Bogotá.  Panreac Química S.A.2005. Manual de Seguridad en laboratorios Químicos Graficas Montaña.S.L. Barcelona España.

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PRACTICA N°02 “RECONOCIMIENTO DE MATERIALES Y EQUIPOS DE LABORATORIO”

I.

INTRODUCCIÓN:

El laboratorio de Química cuenta actualmente con una gran gama de materiales y equipos de laboratorio de última generación. Dichos materiales son empleados en la determinación de la densidad de líquidos y sólidos así como también en la reacciones químicas que se presentan como resultado de la transformación de la materia. II.

OBJETIVO:

-Familiarizar al estudiante con los equipos de laboratorio así como el uso correcto de los diferentes materiales en la realización de las operaciones de laboratorio más comunes. III.

MEDIDAS DE SEGURIDAD A TOMAR EN CUENTA:

1. El uso del laboratorio es exclusivo para labores de carácter académico y de investigación. 2. Las personas que utilicen los servicios de los Laboratorios tienen la obligación de limpiar los instrumentos, equipos y área de trabajo al finalizar su uso, siempre bajo la supervisión del personal a cargo. IV.

FUNDAMENTO TEÓRICO 

MATERIALES, INSTRUMENTOS Y EQUIPOS:

A continuación se describen algunos materiales de mayor uso en las diferentes operaciones que se realizan en el laboratorio, incidiendo principalmente en uso, limpieza y mantenimiento, forma correcta de hacer mediciones, etc. 19



Clasificación: Para clasificar la gran variedad de materiales, instrumentos y equipos, se eligen dos criterios generales para su mejor estudio y son los siguientes: 1. Por la clase de material empleado en su fabricación 2. Por su uso específico. 1. Por la clase de material empleado en su fabricación a) Material de Madera: Su empleo no muy variado debido a su fácil destrucción cuando está en contacto con agentes químicos corrosivos. Ejm. Gradillas para embudos, soportes para embudos. b) Material de vidrio:  Las que pueden ser puestas en contacto directo con la fuente de calor. Ej.: Matraces, vasos de precipitación, balones, tubos de ensayo, etc.  Los que no pueden ser puestos en contacto directo con una fuente de calor. Ej.: Buretas, probetas, fiolas, pipetas, etc. c) Material de Arcilla: Se emplea en la fabricación de materiales que sean resistentes a elevadas temperaturas. Ej.: Crisoles, capsulas, etc. d) Material de Acero: Es una material de alta resistencia física y viene a ser una mezcla de hierro, como, níquel, bronce, latón, carbón, etc. Ej. Soporte Universal, pinzas, etc. e) Material de Plástico: Es muy poco empleado en relación a los otros materiales, porque son atacados fácilmente por sustancias corrosivas. Ej. Pisetas. 2. Por su uso específico: De los materiales, instrumentos y equipos a) Materiales para medición:  Metro  Probetas graduadas  Buretas  Pipetas: Volumétricas, Con émbolo o enrase, graduadas y de aspiración.  Picnómetro  Cuenta gotas  Vaso de precipitación  Matraces Erlenmeyer 20



 Tubos neumétricos  Papeles indicadores. b) Instrumentos para medición  Balanza: De triple barra, de dos platillos, de un solo platillo, analítica  Densímetros  Termómetro  pH metro c) Materiales para separación  Embudos: simple de vástago corto y largo, de Buchner, de separación o decantación.  Matraces de filtración  Papel de filtro  Tamices Metálicos d) Equipos para Separación  De absorción: Columnas de absorción y tubos desecadores  De secado  Centrifugas.  Decantadores  De extracción  De destilación, refrigerantes e) Materiales para Mezclas, combinación y Reacción  Tubos de ensayo  Vasos de Precipitación  Matraz Erlenmeyer  Balones: Con fondo Plano, con fondo esférico  Crisoles  Capsulas de evaporación  Fiolas o matraces aforados  Lunas de reloj  Cristalizadores  Retortas  Cuchara de deflagración

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f) Materiales para Calentamiento  Mecheros Bunsen y de alcohol  Hornos Eléctricos  Mufla Eléctrica  Planchas eléctricas

g) Materiales para soporte o sostén  Soporte Universal  Pinzas: para crisol, para vasos de precipitación, para tubos de prueba, para pesas, de Mohr, de Hoffman, para buretas  Trípode  Gradillas para tubos de pruebas  Nueces  Rejillas: Metálicas, con asbesto  Triangulo de porcelana  Anillo de extensión.

h) Materiales para Conservación      

Frascos para reactivos: De vidrio acaramelados), de polietileno. Frascos desecadores Campana de vidrio Pisetas Frascos o goteros Envases: metálicos de cartón, otros.

(transparentes,

oscuros

i) Materiales para reducción de tamaño, disgregación y molienda:  

Morteros: (De porcelana, de acero, de vidrio, de ágata) Tijeras

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j) Materiales para usos diversos  Varillas de vidrio (baguetas)  Tubos de vidrio, de goma  Mangueras  Espátulas  Pinzas  Escobillas  Paños o franelas  Tubos de desprendimiento. V.

RECONOCIMIENTO DE EQUIPOS Y MATERIALES DEL LABORATORIO QUIMICO:

5.1.- Equipos:    

Campana Extractora Equipo Destilador de Agua Balanzas Sensores

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5.2.- Materiales: A. Materiales de vidrio              

Piseta Vaso de precipitado Probeta Embudo de vidrio Desecador Matraz Erlenmeyer Placa Petri Luna de reloj Balón Fiola Refrigerante de serpentín Placa Petri Bureta Pipeta

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B. Materiales No vidrio            

Soporte universal Mechero de bunsen Papel de filtro Piseta Gradilla mortero Nuez y pinzas para soporte Pinzas de madera y metal Crisol Trípode Rejilla Aro de metal

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VI.


OBSERVACIONES: RIESGOS SOBRE LA INADECUADA MANIPULACIÓN DE INSTRUMENTOS, EQUIPOS Y REACTIVOS QUÍMICOS: En el desarrollo del presente laboratorio no se trabaja con ningún reactivo químico ni instrumento peligroso para la salud. RECOMENDACIONES: Se recomienda el trabajo orientado solo a la guía de trabajo e instrucciones del docente.

VII.

CUESTIONARIO: 1. ¿Explique brevemente el uso y manejo de los materiales indicados? 2. ¿Por qué la bureta es más Precisa que la probeta? 3. ¿Cuál de los recipientes indicados pueden someterse al calor y Cuáles no?

VIII.

BIBLIOGRAFÍA :  Chang, R y College, W. 2010. Química. Mc Graw Hill, Bogotá.  Brown T.L., LeMay H.E y Bursten B.E. 1999. Química, la ciencia central. Editorial Pearson-Prentice Hall, Séptima edición, México.  Burns R.A. Fundamentos de Química 2ª Edición. Pearson Education, México 1996 pp 283 - 310

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PRACTICA N°03 “MEDICIÓN DE LA MASA, VOLUMEN Y DENSIDAD DE SÓLIDOS Y LÍQUIDOS”

I.

INTRODUCCIÓN: La determinación de la densidad como parámetro físico es una medida que nos permite dimensionar la capacidad así como la cantidad de masa que posee un determinado cuerpo sólido o un fluido sea este líquido o gaseoso. Esta propiedad física es muy importante en la industria y en nuestra vida diaria.

II.    III.

OBJETIVOS: Desarrollar destrezas para determinar numéricamente las densidades de sólidos y líquidos con los datos obtenidos en el laboratorio. Manipular los instrumentos y sustancias para realizar las operaciones más frecuentes en el laboratorio. Aplicar los conceptos teóricos sobre la densidad. MEDIDAS DE SEGURIDAD A TOMAR EN CUENTA: a.-El docente dará la orden de utilizar los reactivos químicos al momento del experimento. b.-Por ningún motivo el estudiante debe comenzar la práctica sin haber recibido la inducción de las medidas de seguridad a seguir durante la práctica. c.-Informar inmediatamente de algún derrame y/o suceso que se pueda suscitar durante la práctica. d.-Al momento de manipular Alcohol de 96°, utilizar guantes, mascarilla y lentes. e.-Alejar el alcohol de cualquier fuente de calor por ser inflamable.

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IV.


FUNDAMENTO TEÓRICO

MASA: Cantidad de materia que posee un cuerpo VOLUMEN: Espacio ocupado por un objeto DENSIDAD: Es una propiedad inherente a cada sustancia y es muy útil en su identificación la densidad es la relación de la masa de una sustancia al volumen ocupado por esa masa y está dada por las siguientes ecuaciones.

BALANZAS: Son instrumentos diseñados para la determinación de masas de diversas sustancias. FIEL DE LA BALANZA: Las dos líneas finísimas deben de coincidir (equilibrio fijo). PARTES DE LA BALANZA: Modelo: Balanza de triple brazo  Brazo de Resistencia (perilla regulable para calibración a punto cero en el fiel.) en el carril de las pesas.  Brazo de fuerza: muestra a pesar en el platillo de la balanza.  Platillo: donde se coloca la muestra a pesar.  Base de la balanza con soporte fijo.  Punto de apoyo de la balanza de 1er genero.

4.1.

MEDICIÓN DE VOLUMENES

Para determinar el volumen de los sólidos se debe tener en cuenta si se trata de un sólido regular (geométrico) en cuyo caso se hará uso de las formulas geométricas conocidas, si se trata de un sólido irregular, su volumen se determinará por la cantidad de agua desplazada por el sólido, cuyo volumen se determinar así. MEDICIÓN DE VOLÚMEN PARA CUERPOS IRREGULARES

No moja paredes

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4.2.


LA TEORÍA DEL ERROR

Esta teoría trata sobre la cuantificación o expresión numérica de los errores involucrado en las medidas y determinaciones experimentales, tales como densidades; pesos equivalentes, calores específicos, etc. Para expresar cuantitativamente el error, se deben definir precisamente algunos conceptos.   



Valor aproximado o experimental (Vexp.), es el valor que se obtiene a partir de una determinación experimental. Valor aceptado o teórico (Vteórico), es el valor que se reconoce como el verdadero. Error absoluto, se define como la diferencia del valor experimental frente al valor teórico. Eabs = Vexp – Vteórico

Error relativo, es el cociente entre el modulo del error absoluto y del valor aceptado teórico. Erelativo = │ Vexp – Vteórico │ Vteórico



Error porcentual o porcentaje de error, es el error relativo multiplicado por 100. Error porcentual = Error relativo x 100 Eporcentual = │ Vexp – Teórico │ X 100 Teórico

El error porcentual permite apreciar cuantitativamente el grado de exactitud alcanzado en una determinación experimental.

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V.


MATERIALES Y REACTIVOS:

       

Balanza triple brazo Balanza electrónica Una Probeta graduada de 100 ml y 50 ml Una Pipeta de 5 ml. Un Vaso de precipitado de 250 ml Juego de Pesas Etanol 96° - 20 ml Una pizeta

VI. PARTE EXPERIMENTAL 6.1. PARTE I: DENSIDAD DE LÍQUIDOS - Densidad del Agua a.-Con la supervisión del profesor el estudiante pesara una probeta limpia y seca de 100 ml, el cual anotará el peso en la tabla de datos que se da al final del experimento. b.-El estudiante con la supervisión del profesor llenará con agua hasta 100 ml, use una pisceta para ajustar el menisco hasta la marca de 100 ml, anote el volumen. Vuelva a pesar y encuentre el peso del agua por diferencia de pesos. Calcule la densidad del agua dividiendo la masa del agua por su volumen. 6.2. PARTE II: DENSIDAD DEL ETANOL. El profesor proporcionará 20 ml de Etanol 96°-comercial a cada mesa de trabajo. a.-Con la supervisión del profesor el estudiante pesara una probeta limpia y seca de 50 ml, el cual anotará el peso en la tabla de datos que se da al final del experimento. b.-El estudiante con la supervisión del profesor vaciará en la probeta de 50 ml con alcohol de 96° hasta 20 ml, use una pipeta para ajustar el menisco hasta la marca de 20 ml, anote el volumen. Vuelva a pesar y encuentre el peso del alcohol por diferencia de pesos. Calcule la densidad del alcohol. 6.3. PARTE III: DENSIDAD DE UN LIQUIDO DESCONOCIDO. Repita el mismo procedimiento con la sustancia Líquida problema que el Docente proporcionará (No debe ser un reactivo químico). 30



6.4. PARTE V: DENSIDAD DE SÓLIDOS El estudiante determinará la densidad de un objeto sólido suministrado por el Docente y tenga cuidado de no romper el fondo de la probeta.

6.4.1. DETERMINACIÓN DE MASAS A) El Docente facilitará a cada grupo 4 muestras de diferente tamaño para que realicen las pesadas respectivas. N0 Muestra 1 2 3 4 5 (libre)

Masas (g)

6.4.2. DETERMINACIÓN DE VOLÚMENES A) Empleando la probeta graduada:



Fíjate que las probetas utilizan escalas graduadas en mililitros ml, las escalas van separadas por volúmenes de 1ml. Los volúmenes más comunes están entre 10 y 100 ml.



Observa el extremo superior de la probeta, te darás cuenta de que el líquido forma una curvatura, llamada menisco.

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

 




Trasvasa la muestra liquida teniendo la precaución de que esta debe escurrir por las paredes internas de la probeta, así evitaras perdidas de volúmenes de la muestra. Debes poner la probeta en una superficie lisa e inmóvil Ubícate de tal forma que tu mirada quede justo al frente al menisco. Para leer el volumen en la escala graduada debes ver la línea que está por debajo de este. En el siguiente cuadro registrar los valores del volumen del sólido de cada una de las muestras: N° Muestra

Volumen Inicial (Cm3)

Volumen Final (Cm3)

Volumen muestra (DIFERENCIA DE VOLUMENES)

(Cm3) 1 2 3 4 5

6.4.3. DETERMINACIÓN DE LA DENSIDAD ABSOLUTA (Dabs) SÓLIDOS  

Diseñe una tabla en donde pueda registrar sus datos en forma clara. Una vez determinada la masa y el volumen de cada una de las muestras sólidas, proceder a determinar la densidad absoluta expresada en g/ml.

DENSIDAD ABSOLUTA (Dabs) SÓLIDOS

N0 Muestra 1 2 3 4 5

Densidad (g/ml)

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VII. RESULTADOS EXPERIMENTALES: Muestras

Peso Probeta vacía

Volumen líquido

Peso Probeta llena

Peso Muestra

Densidad

Agua Etanol Muestra Problema

VIII. CUESTIONARIO: 1. En este experimento usted calculó las densidades usando objetos a temperatura ambiente ¿Cómo piensa que cambiara la densidad de las muestras si se hubiera calentado a 60°C antes del experimento? 2. ¿Se puede hallar la densidad de un sólido regular como una esfera o un cubo por un método directo? Explique la respuesta 3. ¿Cómo determinaría la densidad de una sustancia gaseosa, por ejemplo del aire?¿En qué unidades se expresa?. 4. ¿Cuál es la diferencia entre densidad y peso específico? ¿Cuáles son sus unidades? 5. Compare los resultados obtenidos en las partes I y II con los valores que traen las tablas de densidades. Explique las diferencias si las hubo 6. ¿ Calcular la densidad relativa de cada una de los sólidos : Considerando como líquidos de referencia - El Agua 10³ - El Mercurio Hg 13 600 Kg / M³ - Etanol (C2H5OH ) 780 KG/M³ . IX. BIBLIOGRAFÍA:

 Chang, R y College, W. 2010. Química. Mc Graw Hill, Bogotá.  Dingrando L; Gregg K.V; Hainen N.; Wistrom C. Química, material y Cambio. McGraw –Hill. Colombia 2003 pp 276 – 307.  Brown T.L., LeMay H.E y Bursten B.E. 1999. Química, la ciencia central. Editorial Pearson-Prentice Hall, Séptima edición, México 33



PRÁCTICA N° 4

ASESORIAS PARA TRABAJO DE T3

34



PRÁCTICA N° 5 ESTUDIO DE LA TABLA PERIODICA

I.

INTRODUCCIÓN: El estudio de la tabla periódica nos permite estudiar todos los elementos que en ella se encuentran y de esta manera conocer las características de cada uno de ellos, así como el grupo al cual pertenecen. Cada grupo de la tabla periódica nos brinda la información necesaria de su aplicación en la industria.

II.

OBJETIVOS:  Estudiar las propiedades periódicas de los elementos químicos  Mostrar algunas propiedades físicas y químicas asociadas a la estructura electrónica de los átomos, los cuales poseen periodicidad.

III.

MEDIDAS DE SEGURIDAD A TOMAR EN CUENTA:  Se recomienda el trabajo orientado solo a la guía de trabajo e instrucciones del docente, con total concentración en el desarrollo de los experimentos, además de la utilización total de los equipos de protección personal (guantes, mascarilla, gafas protectora y el mandil).  No se recomienda trabajar con reactivos no proporcionado por el docente.

IV.

FUNDAMENTO TEÓRICO Dimitri Mendeléiev: Fué un químico ruso creador de la tabla periódica.

35



 Grupos principales Elementos Representativos: grupo “A” Elementos de Transición: grupo “B”: Todos son metales entre ellos: Ag,Cu,Au Elementos de transición Interna (Tierras raras) pertenecen al Período 6 y 7.  PERIODO Es el conjunto de elementos que ocupan una línea horizontal Los periodos están formados por un conjunto de elementos que tienen el mismo nivel de energía, pero diferentes propiedades físico-químicas.  GRUPOS O FAMILIAS Están formados por las columnas verticales de la Tabla Periódica. Se ha dividido en dos grandes grupos: Grupo A y Grupo B Los elementos que conforman un mismo grupo presentan propiedades físicas y químicas similares. Los elementos de una familia o grupo tienen configuraciones electrónicas similares en los niveles de energía más alejados del núcleo.  METALES

Conducen el calor y la electricidad. Presentan brillo metálico. Generalmente son maleables y dúctiles.  NO METALES

Son malos conductores del calor y electricidad. No son maleables ni dúctiles.  METALOIDES

Muestran propiedades de metales y no metales, también son conocidos como semiconductores.  METALES ALCALINOS

Son metales blandos de color gris plateado. Se puede cortar fácilmente con ayuda de un cuchillo.

36



 ALCALINOS TERREOS

Son metales ligeros constituye algo más del 4% de la corteza terrestre ( Ca, Mg, etc )  METALES EN TRANSICIÓN

Poseen el sub-nivel electrónico “d” parcialmente lleno de electrones. Proviene de una característica de poder ser estables por si mismos sin necesidad de reaccionar con otro elemento. Grupo- Hidrógeno    

No metal Incoloro, gas diatónico Bajo punto de ebullición y densidad Reacciona con no metales para formar compuestos moleculares

Grupo– VIIA, Halógenos  La afinidad electrónica es el cambio de energía cuando un átomo acepta un electrón en el estado gaseoso: Gases Nobles    

Son químicamente inertes y tienen baja radioactividad. No reaccionan frente a otros elementos químicos. No se relacionan entre ellos mismos. Se presentan en estado gaseoso

ELECTRONEGATIVIDAD La electronegatividad es la tendencia de un Átomo a ganar electrones .

37


V.


MATERIALES Y REACTIVOS A. MATERIALES:  5Tubos de ensayo  1 Gradilla de plástico.  2 Goteros  2 Vaso de precipitado 150 ml ó 100 ml  3 Luna de reloj  Papel de tornasol  1 Espátula

B. REACTIVOS:  Cinta de Magnesio metálico (0.3 g)  Solución 0.1M de NaCl, NaBr y KI (30 ml).  Solución 0.1 M de AgNO3

(30 ml)

 Solución de fenolftaleína 1%  H3PO4 (Ácido Orto - fosfórico), 0.1M . (20 ml) (PM.98)

VI.

PARTE EXPERIMENTAL FAMILIA DE LOS METALES ALCALINO - TERREOS

a) El docente realizará una muestra representativa de 0,3gr de cinta de magnesio metálico y lo someterá al calor hasta obtener el óxido de magnesio. Luego procederá a echar el polvo blanco al agua que contiene las 5 gotas de fenolftaleína y los estudiantes observarán y anotarán la reacción. b) Traer una botella de 50 ml. de leche de magnesia y agregar 1ml de una solución de Ácido Cítrico.

38



FAMILIA DE LOS HALÓGENOS c) Coloque en 4 tubos de ensayo ,10 gotas de soluciones de NaCl, NaBr y KI. Adicionar 3 gotas de solución de AgNO3 supervisado por el profesor. Agite y espere a que sedimenten los precipitados formados. Anote el color de los precipitados y ordene los Haluros de acuerdo a la cantidad de precipitado formado. d) Coloque en un tubo de ensayo el KI (Ioduro de Potasio) y agregue el Ácido fosfórico H3PO4, Proporcionado y Supervisado por el profesor, anote sus observaciones. VII.

RESULTADOS EXPERIMENTALES A. Metales Alcalino – Térreos -Anotar sus Observaciones acerca del color de la llama que presenta el magnesio metálico al combustionar. -Qué reacción se genera cuando el óxido de magnesio se combina con el agua.

B. Halógenos Colocar el color de precipitado de cada una de las reacciones de los haluros: Precipitados:

Color del precipitado

Precipitado de AgCl Precipitado de AgBr Precipitado de AgI

VIII.

OBSERVACIÓN

 Antes de proceder lea atentamente el procedimiento completo para cada experimento e identifique todos los materiales necesarios, además recuerde que TODOS los reactivos químicos serán proporcionados por el profesor encargado.

39



 Seguir las recomendaciones del docente antes de iniciar cualquier experimento y lea las recomendaciones de seguridad para cada producto químico.  ADVERTENCIA! Tener

en consideración que el Magnesio es un sólido

inflamable, que puede causar la irritación a la piel, ojos y zona respiratoria. Reacciona violentamente con el agua formando hidrógeno gaseoso, puede llegar a ser explosivo. No someter al calor sino se emplea lentes de seguridad, guantes y mascarilla.  La manipulación inadecuada del ácido orto-fosfórico, Nitrato de plata y alcohol podría conllevar a la irritación considerable de la mano, cara, ojos, vías respiratorias y tracto gastrointestinal.

RIESGO SOBRE EL USO DE LOS REACTIVOS QUÍMICOS: Reactivo químico MAGNESIO METÁLICO

ÁCIDO ORTO FOSFÓRICO

NITRATO DE PLATA

Riesgo asociado INHALACIÓN: La inhalación causará la irritación a los pulmones y a la membrana mucosa. CONTACTO CON LA PIEL Y OJOS: Irritación a la piel y a los ojos cuando se tiene contacto. La irritación a los ojos causará el lagrimeo y enrojecimiento. INHALACIÓN: Vapores corrosivos, causa problemas severos a la garganta y pulmones. INGESTIÓN: Quemadura en la boca, garganta y estómago. PIEL: Corrosivo puede causar severas quemaduras. OJOS: es corrosivo, puede causar daños permanentes e irreversibles; efectos crónicos: se ha reportado dermatitis. PIEL: Quemadura. OJOS: Quemadura de la mucosa, peligro de coloración de la córnea. INGESTIÓN: Vomito, espasmos estomacales, descomposición, muerte, poco adsorbente a través del tracto intestinal.

40


IX.


CUESTIONARIO

1. Escribir dos ecuaciones que presenten las reacciones del AgNO3 con dos halogenuros. 2. Escriba las reacciones de los metales alcalinos con el agua. Sodio, Potasio, Litio. 3. ¿Qué es la fenolftaleína y para que se emplea en el experimento? 4. ¿Cuál es la diferencia entre los metales alcalinos y los alcalino-térreos? 5. Escriba las formulas y los nombres de los halogenuros corrientes y que haya Utilizado en esta práctica. 6. Al adicionar gotas de solución de nitrato de plata a las muestras en solución de los Halógenos ¿Qué reacciones se producen .Exprese las ecuaciones en cada caso? 7. Nombre en forma ascendente la reactividad los metales alcalinos.

X.

BIBLIOGRAFÍA CÓDIGO

AUTOR

TITULO

UBICACIÓN

540 CHAN 2010

Chang, Raymond

Química

Biblioteca UPN

41



PRÁCTICA N° 6 SEPARACIÓN DE MEZCLAS HOMOGENEAS, HETEROGENEAS Y COMBINACIÓN I.

INTRODUCCIÓN El estudio de los métodos de separación de las mezclas homogéneas y heterogéneas tienen una importancia económica en la industria ya que podemos obtener productos puros empleando las operaciones unitarias en donde por cambios físicos logramos recuperar sus componentes.

II.

OBJETIVOS  Discrimina entre una mezcla homogénea, heterogénea y combinación.  Prueba y verifica procedimientos de separación de los componentes de una mezcla como filtración, decantación y evaporación.  Señala las propiedades intensivas como la solubilidad, punto de ebullición, tamaño de partícula como criterios para la separación.

III.

MEDIDAS DE SEGURIDAD A TOMAR EN CUENTA:  Antes de proceder lea atentamente el procedimiento completo para cada experimento, identifique y reúna los materiales necesarios además recuerde que TODOS los reactivos e insumos químicos serán proporcionados por el profesor.  El estudiante realizara los experimentos descrito siempre bajo la supervisión del docente encargado.

RIESGO SOBRE EL USO DE LOS REACTIVOS QUÍMICOS Reactivo Químico

Riesgo Asociado

Combustión del Gas propano

QUEMADURA CONSIDERABLES 1,2 y 3 GRADO 42


IV.


FUNDAMENTO TEÓRICO Las mezclas son combinaciones de dos o más sustancias que permanecen juntas con propiedades específicas de acuerdo a la proporción de los componentes. Ejemplo: si mezclamos 4 gr de azúcar con 100ml de agua, la densidad de la mezcla será diferente que si mezclamos 20gr de azúcar con 100ml de agua. La mezcla es la forma más abundante como se encuentra la materia en la naturaleza. Ejemplo: yacimientos de sal (NaCl), minerales como piedra caliza (Contiene CaCO3), etc. Casi siempre es necesario separar los componentes de una mezcla, en especial, cuando ella contiene un componente o elementos de valor. Las mezclas pueden ser homogéneas si sus propiedades son uniformes y cualquiera sea la cantidad de mezcla analizada los resultados de sus propiedades como densidad, composición son iguales. Las mezclas heterogéneas no cumplen con lo anterior porque la distribución de los componentes en el conjunto no es uniforme. Una característica importante de las mezclas es que pueden ser separadas en sus componentes sin alterar la estructura química particular de cada uno de ellos. Para esto se somete a procesos de cambio físico como: destilación, evaporación, filtración, secado, etc. Las propiedades de la materia pueden ser físicas o químicas:  Propiedades químicas: Son las que manifiestan una acción reactiva frente a algún agente, por ejemplo la inflamabilidad, la fermentación, la sensibilidad a la acción de ácidos, etc. Cuando se determina dicha propiedad se altera la estructura interna.  Las propiedades físicas son aquellas que se pueden determinar sin alterar la sustancia como por ejemplo: el punto de fusión, ebullición, solubilidad, etc. Se dice que un compuesto es soluble en agua, cuando este compuesto al mezclarse con agua forma una solución, es decir una mezcla homogénea.

43



TÉCNICAS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS 1. Decantación Es un método por el cual se separan las partículas sólidas relativamente grandes o de mayor densidad que se sedimentan aprovechando el efecto de la gravedad. También se emplea para separar dos o más líquidos que no se disuelven entre sí (no miscibles) que tienen diferentes densidades.

2. Precipitación Es la formación de sólidos a través de una disolución, al mezclarse dos disoluciones distintas tiene lugar una reacción química, dando un producto (precipitado) insoluble en agua.

3. Filtración. Es una técnica que consiste en separar un sólido de un líquido reteniéndolo en un intermediario. Para efectuarla se utiliza un medio poroso que deja pasar el líquido y retiene las partículas de la sustancia sólida.

44



4. Destilación. Método de separación que se utiliza para purificar un líquido eliminándole todas las sustancias que tengan disueltas en el, o para separar mezclas de dos o más líquidos que son miscibles entre sí (se disuelven entre ellas). La propiedad fundamental en que se basa este método es el punto de ebullición de cada una de las sustancias que formas esta mezcla homogénea, es decir a la temperatura a la que hierven.

5. Sublimación Es el cambio del estado sólido al gaseoso o al contrario sin pasar por el líquido mediante aplicación de calor: Esto se aprovecha para separar una mezcla de partículas de dos sustancias sólidas, cuando una de ellas puede sufrir sublimación.

6. Evaporación Método que se emplea para separar un sólido disuelto en un líquido por medio de la temperatura. Cuando esta mezcla homogénea se calienta, el líquido comienza a evaporarse, dejando en el recipiente los cristales del sólido que estaba disuelto en él.

45



7. Centrifugación Cuando la sedimentación es muy lenta, se acelera mediante la acción de la fuerza centrífuga. Se pone la mezcla en un recipiente, el cual se hace girar a gran velocidad, la sustancia con mayor densidad queda en el fondo del recipiente y sobre ella la de menor densidad.

8. Extracción Es una técnica basada en las diferencias de solubilidades del soluto en los solventes, y que consiste en separar un componente de una mezcla por medio de otro disolvente que no reacciona químicamente con el primer solvente. 9. Cristalización Método utilizado para separar una solución sobre saturada de un sólido en un líquido (mezcla homogénea) por medio de la temperatura, ya que al calentarse la mezcla se comenzara a evaporar el líquido y en el recipiente, quedaran los cristales del solido que estaban disueltos. Si hay más de dos solidos disueltos en la solución, primero se calienta esta para que los sólidos se disuelvan completamente, después se enfría la solución, y el primer solido que se cristaliza se retira por medio de filtración y se vuelve a repetir el proceso para los demás solidos hasta que los separemos completamente.

46


V.


MATERIALES Y REACTIVOS Materiales:

Equipos de Protección personal:

                   

-Lentes -Mascarilla -Guantes de látex -Guardapolvos

Espátula o cuchara (1) Bagueta (1) Mortero y pilón (1) Imán (1) Embudo de vidrio (1) Papel de filtro (1) Vasos de precipitado de 100mL (2) Trípode (1) Mechero de bunsen (1) Pinza metálica (1) Balanza digital Pizeta Probeta de 50mL (1) Tubo de ensayo (1) Gradilla Pinza para tubo (1) Soporte universal (1) Aro para soporte (1) Luna de reloj (1) Estufa

Reactivos:      

VI.

100 ml Agua destilada 1g.Cloruro de sodio 1gr.Limaduras de hierro 1gr.Arena 2ml al 0.1 M Nitrato de plata. 1ml de Cloruro de Sodio al 10%

PARTE EXPERIMENTAL EXPERIMENTO N°1  En un mortero prepara una mezcla de 1gr de cloruro de sodio, 1gr de arena y 1gr de limaduras de hierro.  Echar sobre una hoja de papel y acercar un imán extrayendo todo el mineral. ¿Observar e interpretar por qué se realiza la separación magnética?

47



EXPERIMENTO N°2  Colocar la mezcla sobrante de la operación anterior (una vez retirado las limaduras de hierro) en un vaso de precipitado de 100mL.  Agregar 10mL de agua destilada, agitar y filtrar, recibiendo la solución filtrada en otro vaso de precipitado de 100mL.  Someter al calor el filtrado obtenido, utilizando el mechero de bunsen, (Encendido por el propio docente), calentar ligeramente hasta que se evapore todo el agua de la solución, quedando al final un residuo sólido de color blanco.

¿Qué sustancia es el residuo?  Pesar, observar e interpretar la separación de mezclas por disolución, filtración y evaporación. Ver Gráfico:

EXPERIMENTO N°3 - COMBINACIÖN  En un tubo de ensayo colocar 1mL de una solución de cloruro de sodio al 10% y agregar 2mL de nitrato de plata 0,1M proporcionado por el docente.  Observar, interpretar e identificar la solución nueva. Escriba la Ecuación química de la reacción que se ha formado.  Describa el color es el precipitado formado y como se llama este precipitado.

48


VII.


RESULTADOS EXPERIMENTALES EXPERIMENTO N°1 VALORES MEDIDOS

PESO EN GR

Peso de la mezcla Peso del papel de filtro Peso del vaso + luna de reloj Peso del papel de filtro con la arena Peso del vaso+ luna de reloj + Sal

EXPERIMENTO N°2 Criterios

Cálculos

Resultados

Masa de Arena Masa de Sal % de Arena en la mezcla % de Sal en la mezcla % de Error respecto al valor teórico de sal.

VIII.

OBSERVACIÓN a) RIESGOS SOBRE LA INADECUADA MANIPULACIÓN DE INSTRUMENTOS, EQUIPOS Y REACTIVOS QUÍMICOS:

La manipulación inadecuada del mechero de bunsen así como la distracción del estudiante podrían llevar a quemaduras considerables de 1,2 y 3 grado.

49



b) RECOMENDACIONES: Se recomienda el trabajo orientado solo a la guía de trabajo e instrucciones del docente, con total concentración en el desarrollo de los experimentos, además de la utilización total de los equipos de protección personal (guantes, mascarilla, gafas protectora, el mandil y cabello amarrado).  No se recomienda trabajar con reactivos no proporcionado por el profesor IX.

CUESTIONARIO

1. Explique brevemente: Filtración, decantación, evaporación. 2. En qué experimento ha identificado cambios físicos? Nombre los cambios físicos que ha observado. 3. ¿Qué propiedad física ha determinado que los componentes de la mezcla se hayan separado en cada caso? a) Arena/sal c) Sal/humedad b) Arena/salmuera

X.

d) Arena/humedad

BIBLIOGRAFÍA 

Brown T.L., LeMay H.E y Bursten B.E. 1999. Química, la ciencia central. Editorial Pearson-Prentice Hall, Séptima edición, México.



Chang,R y College, W. 2010. Química. Mc Graw Hill, Bogotá.



Skoog,D.A; West,D.M; Holler,F.J y Crouch,S.R. 2000. Química analítica, Mc Graw Hill, México.

50



PRÁCTICA N°7 REACCIONES QUÍMICAS

I.

INTRODUCCIÓN Las reacciones químicas son transformaciones permanentes de las sustancias en la cual alteran su naturaleza química, formando nuevos productos con propiedades diferentes a las sustancias que le dieron origen. En las actividades que realiza el ser humano se ve evidenciada como se generan reacciones que alteran el metabolismo de las personas, en la industria por ejemplo se ve reflejada en los procesos unitarios, para generar un nuevo producto , en donde en cambio se da en toda la estructura interna de la materia.

II.

OBJETIVOS  Escribe las ecuaciones químicas que representan a las reacciones de los experimentos realizados.  Identifica los tipos de reacciones químicas.  Comprobar experimentalmente las diferentes clases de reacciones químicas, estudiando las propiedades de cada uno.

III.

MEDIDAS DE SEGURIDAD A TOMAR EN CUENTA  Es necesario seguir todas las recomendaciones del docente para evitar accidentes.  No se debe manipular ninguna sustancia química sin que el docente de la orden, él será la primera persona quien realice la demostración de la práctica a ejecutar.

IV.

FUNDAMENTO TEÓRICO En una reacción química se altera la estructura y composición de la materia. Los cambios químicos son representados mediante las formulas moleculares de los compuestos, en una ecuación Química. En una formula los subíndices 51



a la derecha de un símbolo químico indica la proporción con la que dicho elemento participa para formar dicho compuesto. ¿CUÁNDO SABEMOS QUE HA OCURRIDO UNA REACCIÓN?  Formación de un precipitado.  Formación de un gas. (Burbujeo o efervescencia como: CO2, NO, H2, NO2)  Cambio de color.  Calor absorbido o cedido ¿EN QUÉ MEDIO O FASE SE PRODUCEN LAS REACCIONES QUÍMICAS? Las reacciones pueden ocurrir estando los reactantes en fase sólida, líquida o gaseosa, aunque lo más frecuente es que se realicen en medio líquido usando agua como solvente. ¿QUÉ TIPO DE REACCIONES QUÍMICAS HAY? No existe una clasificación general aceptable para todas las reacciones químicas. Nosotros sólo emplearemos con fines didácticos las siguientes reacciones químicas: 1. Reacciones de combinación Ejemplo: 2Mg(s) + O2(g)

2MgO

2. Reacciones de descomposición Ejemplo: CaCO3(s) + Calor

CaO(s) + CO2(g)

3. Reacciones de desplazamiento simple. Ejemplo: Zn(s) + HCl(l)

ZnCl2 + H2(g)

4. Reacciones de doble desplazamiento. Ejemplo: NaOH + HCl

NaCl + H2O

5. Reacciones de óxido-reducción. Son reacciones en las cuales ocurre transferencia de electrones de una sustancia a otra. Ejemplo: 2Na(s) + 2H2O

2NaOH + H2 52


V.

MATERIALES Y REACTIVOS                        

VI.


Clavos Espátula o cuchara Lámina de zinc (0,5g) Solución 0,1M de CuSO4.5H2O (10mL) Solución 0,1M de AgNO3 Piseta con agua destilada (1) Bicarbonato de Sodio 0,14g Solución 0,1M dePbNO3 Tubos de ensayo (6) Pinza para tubo (1) Mechero de bunsen (1) Luna de reloj (1) Solución 0,1M de Cloruro de potasio (1mL) Solución 0,1M de Ioduro de Potasio (1mL) Vinagre (3mL) Pipeta de 10ml (6) Gradilla (1) Solución 0,1M de Yoduro de Potasio (1mL) Tripode (1) Malla de asbesto (1) Vaso de precipitado de 250ml (1) Balanza Solución jabonosa Tapón con tubo de desprentimiento

PARTE EXPERIMENTAL  CONSIDERACIONES: Antes de proceder lee atentamente el procedimiento completo para cada experimento identifique y reúna los materiales necesarios, además recuerde que TODOS los reactivos químicos serán proporcionados por el profesor encargado.

53



 PROCEDIMIENTO: 1. Coloca en un tubo de ensayo 5mL de solución de sulfato de cobre y agrega 0.5 gr de una lámina de zinc proporcionado por el profesor, Deja reposar cerca de 15 minutos aproximadamente. Anote sus observaciones……………………………………………………………………….. .….……………………………………………………………………………………… .…………………………………………………………………………………………. 2. Repetir el experimento anterior con un clavo de fierro. Dejar reposar. ¿Qué sucede con el clavo?. Anote sus Observaciones……………………. ………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………….. …………………………………………………………………………………………..

3. Añade gotas de solución 0.1M de nitrato de plata a un tubo que contiene 1 ml de solución 0.1M de cloruro de potasio. Anote sus observaciones y la reacción química correspondiente………………………………………………. ………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………….. 4. Añadir 3 ml de Vinagre a un tubo de ensayo que contenga una 0.8 gr de bicarbonato de sodio, Aplicarlo dentro de la campana para evitar vapores. Anote sus observaciones y la Reacción química……………………………. ………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………….. …………………………………………………………………………………………..

54



Añade 1mL de solución de nitrato de plomo 0.1M y 1mL de solución de yoduro de potasio 0.1M proporcionado por el profesor, a un tubo con 1mL de agua destilada. Anote sus observaciones y la Reacción química correspondiente…..…………………………………………………………………. .…………………………………………………………………………………………. .…………………………………………………………………………………………. ………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………….. 5. Pesar 0.6 gr de Bicarbonato de Sodio y someterlo a calcinación utilizando un tubo de ensayo con desprendimiento, recibir los gases en una vaso de agua jabonosa. Observar lo que ocurre y escribir la reacción resultante. ¿A qué tipo de reacción pertenece?. Escriba la ecuación química completa……………… ………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………….. ………………………………………………………………………………………….. …………………………………………………………………………………………..

VII.

OBSERVACIÓN a. RIESGOS SOBRE LA INADECUADA MANIPULACIÓN INSTRUMENTOS, EQUIPOS Y REACTIVOS QUÍMICOS:

DE

El desarrollo del presente laboratorio se trabaja con reactivos químicos algunos tóxicos que han sido diluidos con fines prácticos y de seguridad, La manipulación inadecuada de ciertos reactivos como, hidróxido de sodio podría conllevar a la irritación de la mano, cara, ojos, vías respiratorias.

55



b. RECOMENDACIONES: Se recomienda el trabajo orientado solo a la guía de trabajo e instrucciones del docente, con total concentración en el desarrollo de los experimentos, además de la utilización total de los equipos de protección personal (guantes, mascarilla, gafas protectora y el mandil). -Mantener prendido los extractores al momento de la práctica. -No se recomienda trabajar con reactivos no proporcionado por el docente.

VIII.

CUESTIONARIO 1. ¿De qué formas se manifiesta que ha ocurrido un cambio químico? 2. Justifica tu respuesta con lo observado en el laboratorio. 3. Indique en que experimento(s) ha ocurrido una reacción con formación de precipitado. Escriba los productos sólidos obtenidos en cada caso. 4. ¿Cómo percibiste que en el experimento N°02 ocurrió una reacción química? 5. ¿A qué se denomina precipitado? Cite en base a las experiencias un ejemplo. 6. Investiga y escribe dos reacciones químicas que se producen en la obtención industrial del cobre. 7. Investiga y escribe dos reacciones químicas que se producen en la obtención industrial del ácido sulfúrico.

IX.

BIBLIOGRAFÍA CÓDIGO

AUTOR

TITULO

UBICACIÓN

540 CHAN -2010

Chang, Raymond

Química

Biblioteca UPN

56



PRÁCTICA N° 8

ASESORIAS PARA TRABAJO DE T3

57



PRÁCTICA N° 9 ESTEQUIOMETRIA: RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA I.

INTRODUCCIÓN El cálculo de la estequiometria de una reacción química nos permite cuantificar la cantidad en la que intervienen los elementos de una reacción, para determinar en qué proporción intervienen y de esta manera medir el rendimiento de la producción, determinando los costos directos y la eficiencia del proceso productivo.

II.

OBJETIVOS  Calcula teórica y experimentalmente las cantidades de las sustancias que participan en una reacción química.  Determina el reactivo limitante de la reacción estequiometria.  Determina el rendimiento porcentual de una reacción química.

III.

MEDIDAS DE SEGURIDAD A TOMAR EN CUENTA Riesgo sobre el Uso de los Reactivos Químicos Reactivo Químico

Dicromato de potasio

Riesgo Asociado PIEL: LA PENETRACIÓN DE LA PIEL ORIGINA HERIDAS DE DIFÍCIL CURACIÓN. OJOS: PUEDE PROVOCAR CEGUERA. INGESTIÓN: TRASTORNO GASTRO INTESTINALES. INHALACIÓN: RIESGO DE NEUMONÍA,PARO CARDIOVASCULAR, PERDIDA DEL CONOCIMIENTO.

Clorato de potasio

PIEL Y OJOS: IRRITACIÓN. INHALACIÓN: CAUSA IRRITACIÓN A LOS PULMONES Y A LA MEMBRANA MUCOSA.

Combustión del Gas propano

QUEMADURA CONSIDERABLES 1,2 Y 3 GRADO.

58


IV.


FUNDAMENTO TEÓRICO La estequiometria estudia la relación entre las cantidades de los compuestos, tanto reactantes y productos, que intervienen en una reacción química. Para comprender el estudio de toda reacción es necesario interpretar lo que está representado en toda ecuación química, la cual deberá estar correctamente balanceada. Reacción Química. Una reacción química supone la transformación de una o más sustancias en otra u otras sustancias. (Reagrupamiento de átomos o iones) Ecuaciones Químicas: representan reacciones que muestran:  Las sustancias que reaccionan llamados reactantes.  Las sustancias que se forman llamados productos.  Las cantidades relativas de sustancias que intervienen. Ejemplo: Reacción de combustión de gal metano:

CH  2O  CO  2 H O       4

2

2

Re ac tan tes

Molécula 1 mol

2

Pr oductos

2 moléculas 1 mol

6,02x1023 2(6,02x1023) 16g 2(32) g

1molécula 2 moléculas 1 mol 2 mol

6,02x1023 2(6,02x1023) 44 g 2(18)g

Reactivo Limitante: Es el reactivo que se consume primero, es decir el que limita el avance de la reacción. Reactivo En Exceso: Son los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria. Rendimiento De Las Reacciones Químicas: Muchas reacciones no se efectúan en forma completa, es decir los reactivos no se convierten completamente en productos. El término rendimiento indica la cantidad de

59



producto que se obtiene experimentalmente en una reacción química. Se calcula mediante: Masa real = masa obtenida

V.

MATERIALES Y REACTIVOS Materiales:            

Vaso de precipitado de 50mL (1) y 250mL (2) Frasco Erlenmeyer de 250mL Bagueta Pipeta Luna de reloj Embudo Mechero Papel filtro Balanza Estufa eléctrica. Tubo de ensayo con tapón Tubo de desprendimiento

Reactivos:    

Solución de K2Cr2O7 (5g/250mL, Preparado por el Docente) Cloruro de bario sólido (0.5g) Clorato de potasio (1g) Agua destilada

60


VI.


PARTE EXPERIMENTAL A.-EXPERIMENTO 1: REACCIÓN CON FORMACIÓN DE PRECIPITADO 1. Bajo la supervisión del docente el estudiante pesara 0,5g de cloruro de Bario el mismo que disolverá en 20mL de agua destilada dentro del vaso de precipitado. 2. El docente proporcionara la solución Dicromato de potasio a cada una de las mesas de trabajo, luego: 3. Verter la solución de cloruro de Bario sobre la solución de Dicromato de potasio. 4. Agitar y luego dejar reposar un minuto. 5. Pesar el papel de filtro en la balanza y anotar su peso. 6. Proceda a filtrar utilizando el embudo sobre el Erlenmeyer. 7. Enjuague el vaso con dos porciones de 10mL agua destilada y asegúrese de que todo el sólido pase al papel de filtro. 8. Deje secar el producto obtenido en el papel de filtro. 9. Pesar el producto(Reste el peso inicial del papel de filtro) 10. Determine el rendimiento del proceso.

B.-EXPERIMENTO 2: DESCOMPOSICIÓN DEL CLORATO DE POTASIO 1. Pesar un tubo de ensayo grande. 2. Bajo la supervisión del docente el estudiante pesara 1g de clorato de potasio el mismo que será colocado dentro del tubo de ensayo con tapón de desprendimiento. 3. Llene un vaso de 250mL hasta la mitad de su volumen con agua de caño. 4. Caliente el tubo suavemente, hasta que no haya desprendimiento de oxígeno, recogiendo el gas en el vaso con agua. 5. Asegúrese que todo el oxígeno se desprenda (hasta que cese el burbujeo) Primero retire el vaso con agua y luego el apague el mechero. 6. Cuando el tubo se enfrié, pese nuevamente el tubo de ensayo, realice los cálculos respectivos y determine el rendimiento.

61


VII.


RESULTADOS EXPERIMENTALES EXPERIMENTO 1 COMPLETE LA TABLA: Masa del papel de filtro = Masa del papel de filtro + precipitado = Masa del precipitado =

Ecuación. Balanceada Nombres. Masa molar Masa teórica Masa experimental

1. Determine el reactivo limitante y las masas teóricas de los productos. 2. Calcule el rendimiento de la reacción.

EXPERIMENTO 2 1. COMPLETE LOS SIGUIENTES DATOS:

Antes de la reacción Masa del Tubo Vacío Masa de KClO3 Masa Total Después de la reacción Masa total Masa de Oxigeno. desprendido

62



2. COMPLETE LA TABLA.

Ecuación Balanceada Nombres Masa molar Masa teórica

VIII.

OBSERVACIÓN a.-RIESGOS SOBRE LA INADECUADA MANIPULACIÓN DE INSTRUMENTOS, EQUIPOS Y REACTIVOS QUÍMICOS:

El desarrollo del presente laboratorio se trabaja con reactivos químicos algunos tóxicos que han sido diluidos con fines prácticos y de seguridad. La manipulación inadecuada de ciertos reactivos como el Dicromato de potasio y clorato de potasio podría conllevar a la irritación considerable de la mano, cara, ojos, vías respiratorias. b.-RECOMENDACIONES: Se recomienda el trabajo orientado solo a la guía de trabajo e instrucciones del docente, con total concentración en el desarrollo de los experimentos, además de la utilización total de los equipos de protección personal (guantes, mascarilla, gafas protectora y el mandil). No se recomienda trabajar con reactivos no proporcionado por el profesor.

63


IX.


CUESTIONARIO 1.-¿Calcule el rendimiento de la reacción? 2.-Qué tipo de reacción química ha ocurrido. ¿Cómo se llaman los productos formados en el experimento? 3.-¿Por qué es necesario pesar el papel de filtro solo y luego con el producto seco? 4.-¿por qué es importante medir con exactitud los pesos y los volúmenes de los reactivos químicos en ambos experimentos? 5.-¿Qué factores dificultan para que el rendimiento sea del 100% en ambos experimentos? 6.-Un generador de hidrógeno se basa en la siguiente reacción: 7.-CaH2 + H2O

Ca (OH)2 + H2

8.-Si la reacción química tiene un 90% de rendimiento. Cuántos gramos de hidrógeno producirán 50g de CaH2?

X.

BIBLIOGRAFÍA  Brown T.L., LeMay H.E y Bursten B.E. 1999. Química, la ciencia central. Editorial Pearson-Prentice Hall, Séptima edición, México.  Chang, R y College, W. 2010. Química. Mc Graw Hill, Bogotá.

64



PRÁCTICA N°10 PREPARACIÓN DE SOLUCIONES I.

INTRODUCCIÓN El término solución o disolución se usa en química para describir un sistema homogéneo. La preparación de soluciones tiene una gran importancia industrial ya que permite tomar las proporciones adecuadas en la preparación de las mezclas, utilizando las diferentes unidades de concentración.

II.

OBJETIVOS  Preparar soluciones de concentración definida.  Calcular la cantidad de la disolución concentrada que se requiere para preparar una cierta cantidad de disolución más diluida.  Estudiar las diferentes unidades de concentración para las soluciones.

III.

MEDIDAS DE SEGURIDAD A TOMAR EN CUENTA Reactivo Químico

Riesgo Asociado

Cloruro de bario

Ingestión: Irritación en mucosa de la boca, garganta, esófago y tracto intestinal, nauseas, vomito, mareos diarreas, dolor de cabeza. Efectos sistémicos: Trastornos cardiovasculares, alteraciones de la circulación, colapso y trastorno musculares

Sulfato de Cobre

Inhalación: Causa irritación del tracto respiratorio, pudiendo resultar en ulceraciones y/o perforación del mismo. Ojos: Causara rápidamente severa irritación en ojos y parpados, puede producir daño visual permanente o incluso perdida de la vista. Piel: Corrosivo e irritante puede causar quemaduras severas causando dermatitis. Ingestión: Puede causar severas quemaduras en boca y estomago hemorragia gástrica nauseas , vómitos, dolores estomacales, si no hay vomito ocurre el envenenamiento sistemático. Inhalación: Causa irritación y daño en el tracto respiratorio con ulceraciones nasales Ojos: Puede causar irritación de la córnea, ulceraciones hasta la ceguera permanente. Piel: Altamente corrosivo.

Hidróxido de Sodio

65


IV.


FUNDAMENTO TEÓRICO La solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias, donde una de ellas es llamada soluto se dispersa como moléculas o iones en otra sustancia a la cual se le llama disolvente.     

Aleaciones (solución sólido –sólido) NaCl disuelto en agua (solución sólido – Líquido) Alcohol disuelto en agua (solución líquido - Líquido) Oxígeno y Nitrógeno en el aire (solución gas – gas) CO2 disuelto en bebidas gaseosas (solución gas - liquido)

El soluto es el componente que se encuentra con frecuencia en menor cantidad y el solvente el que se encuentra generalmente en mayor cantidad. Cuando una solución tiene como solvente agua se le llama solución acuosa, el agua se conoce como solvente universal y forma parte de diversas soluciones que se encuentran en la vida cotidiana. La solubilidad describe la cantidad de un soluto que se puede disolver en una cantidad específica de solvente. Así por ejemplo 36 g de NaCl son solubles en 100 g de agua a 20 ºC, por lo tanto la solubilidad de NaCl a 20 ºC es 36 g de NaCl/100 g de H2O. Si disolvemos 40 g de NaCl en 100g de agua a 20 ºC se disolverán 36 g de sal y quedaran 4 g sin disolver, entonces se trata de una solución saturada. Si disolvemos 10 g de NaCl en 100 g de agua todo se disolverá, entonces se trata de una solución insaturada Las soluciones se clasifican en:  Solubles.- si su solubilidad es 0,1M o mayor  Poco solubles.- si su solubilidad se sitúa entre 0,1M y 0,001M  Insolubles.- si su solubilidad no llega a 0,001M Solución estándar.- Es aquella que se prepara con una concentración exacta. Para ello se utiliza un patrón primario que debe reunir unas características especiales de estabilidad y pureza. 66



La concentración de una solución expresa la cantidad de un soluto disuelto en un solvente. Se conocen unidades físicas para expresar las soluciones tales como los porcentajes en masa y porcentajes en volumen, para soluciones muy diluidas (poco soluto) se usan los partes por millón (ppm). Las s unidades físicas más comunes son:

 Porcentaje masa (m/m): expresa la masa de un soluto que hay por 100 gramos de solución. Por ejemplo una solución al 20 % de glucosa, indica que hay 20 gramos de glucosa por cada 100 gramos de solución. También se puede expresar como:

Porcentaje m/m = Masa soluto (gramos) Masa solución (gramos)

x 100

 Porcentaje masa-volumen (m/v): Expresa la masa de un soluto por 100 mililitros de solución. Por ejemplo una solución al 10 % de cloruro de solio, indica que hay 10 gramos de la sal cloruro de sodio por cada 100 ml de la solución. También se puede expresar como:

Porcentaje m/v =

masa soluto (gramos) x 100 Volumen de solución (ml)

 Porcentaje volumen-volumen (v/v): expresa el volumen de un soluto por 100 ml de solución. Así por ejemplo una solución al 5% de etanol expresa que hay 5 ml de etanol por 100 ml de solución .También se puede expresar:

Porcentaje v/v = Volumen soluto (ml) x 100 Volumen solución (ml) 67



 Partes por millón (ppm): expresan los miligramos de soluto por litro de solución.

Así por ejemplo una solución de 500 ppm de dióxido de azufre (SO 2), en el aire, se puede interpretar como 500 mg de SO2 por litro de aire.

ppm = g de sustancia x 10-6 = mg/ L g de Muestra

Las unidades químicas Más conocidas son:  Molaridad (moles/litro): Expresa litro de solución.

M = moles soluto = Volumen

el número de moles de un soluto por

Masa gramos / Masa molar Litros solución

 Normalidad (equivalentes/litro). Expresa el número de equivalentes de un soluto por litro de solución. N=

#Equivalentes Litro de solución

# Equivalentes =

masa soluto (g) / peso mol.

N = masa soluto (g) / masa molar/carga Litro

68


V.


MATERIALES Y REACTIVOS 1. Materiales:           

1 Pizeta (1) Espátula o cuchara metálica (1) Vaso de precipitado 150 ml (1) Probeta graduada de 25 ml (1) Balanza Agitador o baguetas (1) Etiquetas Fiola de 100 mL (1) y 250mL (1) Pipeta graduada 10mL (1) Luna de reloj (1) Propipetas (1)

2. Reactivos:  10 g Cloruro de sodio  2 g Cloruro de bario  1 g Ioduro de Potasio  1.5g Sulfato de cobre  Agua destilada  2 g hidróxido de sodio

VI.

PARTE EXPERIMENTAL CONSIDERACIONES:

Antes de proceder lee atentamente el procedimiento completo para cada experimento identifique y reúna los materiales necesarios, además recuerde que TODOS los reactivos químicos serán proporcionados por el profesor encargado.

69



PROCEDIMIENTO: 1. Preparar 100mL de una solución de cloruro de sodio con 10g de sal (proporcionado por el docente) en un vaso de precipitado. 2. Preparar las siguientes supervisión del docente:

soluciones

porcentuales

con

la

debida

 Ioduro de Potasio al 10%  Cloruro de bario al 20%  Sulfato de cobre al 15% 3. Preparar 250mL de una disolución 0,2N de NaOH (proporcionado y asesorado por el docente). a) Calcular el peso necesario para obtener una solución Normal. b) Pesar sobre un papel para no deteriorar la balanza. c) Disolver la base en un vaso de precipitado de 150 ml, conteniendo agua destilada. d) Agitar la solución hasta disolver todo el soluto en agua. e) Verter la solución preparada en una fiola de 250 ml. f) Aforar la fiola con agua con ayuda del vaso de precipitados y la varilla de agitación. ¡La fiola aforada será revisada! VII.

RESULTADIOS EXPERIMENTALES El estudiante presentará al docente 5 soluciones preparadas en una fiola.

VIII.

OBSERVACIÓN a.-RIESGOS SOBRE LA INADECUADA MANIPULACIÓN INSTRUMENTOS, EQUIPOS Y REACTIVOS QUÍMICOS:

DE

En el desarrollo del presente laboratorio se trabaja con reactivos químicos, que serán suministrados en masas al centésimo con fines prácticos y de seguridad tener presente que la soda caústica es exotérmica, irritable y corrosiva. La manipulación inadecuada de ciertos reactivos como el hidróxido de sodio, sulfato de cobre, cloruro de bario, Cloruro de sodio y ioduro de 70



potasio podría conllevar a la irritación de la mano, cara, ojos, es por ello que se recomienda utilizar los implementos de seguridad, de lo contario no podrán realizar la práctica. b.-RECOMENDACIONES: Se recomienda el trabajo orientado solo a la guía de trabajo e instrucciones del docente, con total concentración en el desarrollo de los experimentos, además de la utilización total de los equipos de protección personal (guantes, mascarilla, gafas protectora, el mandil y cabello recogido). No se recomienda trabajar con reactivos no proporcionado por el profesor, salvo que sea autorizado por el coordinador del laboratorio de química.

IX.

CUESTIONARIO 1. ¿Cómo se produce la disolución de una sal (compuesto iónico) en agua (compuesto polar)? Explique. 2. ¿Por qué son importantes las soluciones diluidas y concentradas? Explique.

X.

BIBLIOGRAFÍA CÓDIGO 540 CHAN

AUTOR Chang, Raymond

TITULO Química

71

UBICACIÓN Biblioteca UPN



PRÁCTICA N°11 TITULACIÓN ACIDO BASE Y MEDICIÓN DE PH I.

INTRODUCCIÓN La valoración ácido-base tiene su fundamento en el cambio brusco de concentración de los iones hidronios H3O+, y por lo tanto del pH que se produce en el punto final de la reacción de neutralización Conocer el PH de las sustancias nos ayuda a determinar las características de los mismos así como su manipulación.

II.

OBJETIVOS  Diferenciar por titulación entre un ácido y una base.  Conocer la estandarización de una solución de hidróxido de sodio.  Determinar el porcentaje de ácido acetilsalicílico en una pastilla de aspirina por neutralización con la solución de hidróxido de sodio preparada.  Realizar mediciones de PH, comparando entre un sensor digital y los indicadores convencionales

III.

MEDIDAS DE SEGURIDAD A TOMAR EN CUENTA REACTIVO QUÍMICO

RIESGO ASOCIADO INHALACIÓN: CAUSA IRRITACIÓN Y DAÑO EN EL TRACTO RESPIRATORIO CON ULCERACIONES NASALES OJOS: PUEDE CAUSAR IRRITACIÓN DE LA CÓRNEA, ULCERACIONES HASTA LA CEGUERA PERMANENTE.

Hidróxido de sodio

PIEL: ALTAMENTE CORROSIVO. INGESTIÓN: CAUSA QUEMADURAS SEVERAS EN LA BOCA SI SE TRAGA EL DAÑO ES VÓMITO Y COLAPSO. INHALACIÓN: QUEMADURA, ULCERAS EN LA NARIZ Y GARGANTA EDEMA PULMONAR, ESPASMOS, FALLA CIRCULATORIA INCLUSO MUERTE.

Ácido Muriático

INGESTIÓN: QUEMADURAS Y MUERTE. PIEL: INFLAMACIÓN, ENROJECIMIENTO, DOLOR Y QUEMADURAS; OJOS: IRRITACIÓN, DOLOR Y PÉRDIDA DE LA VISIÓN.

72


IV.


FUNDAMENTO TEÓRICO Valoración ácido-base Una valoración ácido-base (también llamada volumetría ácido-base, titulación ácido-base o valoración de neutralización) es una técnica o método de análisis cuantitativo muy usada, que permite conocer la concentración desconocida de una disolución de una sustancia que pueda actuar como ácido o base, neutralizándolo con una base o ácido de concentración conocida. Es un tipo de valoración basada en una reacción ácido-base o reacción de neutralización entre el analito (la sustancia cuya concentración queremos conocer) y la sustancia valorante. El nombre volumetría hace referencia a la medida del volumen de las disoluciones empleadas, que nos permite calcular la concentración buscada. El material básico empleado para una valoración ácido-base es:  Bureta  Pipeta  Indicador de pH o Indicador ácido-base (se emplean muchos diferentes, según la reacción).  Matraz Erlenmeyer  Disolución estándar (una disolución de concentración conocida, como la de Na2CO3 en agua)  Disolución o muestra cuya concentración queremos conocer. En una valoración ácido-base a veces es necesario el uso de un indicador ácido-base que sufra un cambio de color y/o de un pH-metro para conocer el punto final.2 En otros casos las propias sustancias que intervienen experimentan un cambio de color que permite saber cuándo se ha alcanzado ese punto de equivalencia entre el número de equivalentes de ácido y de base.

73



Titulación Acido Base

Las reacciones entre sustancias química ocurren en igualdad de número de equivalentes gramos: #Eq-g = V. N. Para una reacción ácido base siempre se cumple que: Va. Na = Vb. Nb

La teoría de Arrhenius: Un ácido es una sustancia que contiene hidrogeno y produce H+ en disolución acuosa. Una base es una sustancia que produce iones hidróxido, OH-, en la disolución acuosa. La neutralización se define como la combinación de iones hidróxido e iones hidrogeno para formar moléculas de agua. La teoría de Arrhenius del comportamiento ácido – básico explica las reacciones de los ácidos protónicos (aquellos que contiene hidrógenos ácidos) con los hidróxidos metálicos (bases hidroxiladas) y representa una contribución fundamental. Teoría de Bronsted – Lowry: En esta teoría se define un ácido como un donador de protones, H+, y una base como un aceptor de protones, estas definiciones basta para incluir como ácidos todas las moléculas y iones que contengan hidrogeno y puedan producir H +, mientras que todas aquellas son capaces de aceptar protones son bases.

Titulación Ácido -base 74



Tabla: Zona de viraje de los indicadores acido – base

Indicadores Violeta de Metilo

ZONA DE VIRAJE DE LOS INDICADORES ÁCIDO-BASE Intervalo de Ácido Neutro pH

Alcalino

0–2

Amarillo

Verde

Azulado

Azul de Timol

1,2 - 2,8

Rojo

Anaranjado

Amarillo

Anaranjado de Metilo

3,1 - 4,4

Rojo

Anaranjado

Amarillo

Rojo de Metilo

4,2 – 6,3

Rojo

Anaranjado

Amarillo

Púrpura de Bromocresol

5,2 – 6,8

Amarillo

Anaranjado

Púrpura

Tornasol

4,5 – 8,3

Rojo

Púrpura

Azul

Azul de Bromotimol

6,0 – 7,6

Amarillo

Verde

Azul

Rojo Cresol

7,2 – 8,8

Amarillo

Anaranjado

Rojo

Azul de Timol

8,0 – 9,6

Amarillo

Verde

Azul

Fenolftaleína

8,3 – 10

Incoloro

Rosado

Rojo

Amarillo de Alizarina

10,1 – 12

Amarillo

Anaranjado

Lila

Nitramina

11 – 12,9

Incoloro

Pardo claro

Parado Anaranjado

V.

MATERIALES Y REACTIVOS A.             

Materiales: Pizeta (1) Luna de Reloj (1) Espátula o cuchara (1) Probeta 100mL (1) Mariposa (1) Balanza Vaso de 100mL (2) Fiola de 100mL (2) Pipetas 5mL (2) Matraz Erlenmeyer (4) Bureta 25mL (2) Bagueta (1) Soporte universal (1) 75



B. Reactivos:      

Na OH (s) Agua destilada Solución de fenolftaleína Solución de Ácido Muriático NaHCO3 sólido Indicador Anaranjado de Metilo

MEDIDAS DE SEGURIDAD  Bata bien abotonada  Guantes de latex durante las actividades con ácidos y bases  Lentes de seguridad VI.

PARTE EXPERIMENTAL 1. CONSIDERACIONES Antes de proceder lea atentamente el procedimiento completo para cada experimento e identifique todos los materiales necesarios. TODOS los reactivos químicos serán proporcionados por el profesor encargado. 2. PROCEDIMIENTO. a.-Preparación de 100 ml una solución de NaOH 0,1 N a partir de NaOH sólido.

PRECAUACIÓN!  La Soda Cáustica es corrosivo, tener presente que para su manipulación utilizar mascarilla, lentes seguridad y guantes. 1. Calcule la masa de NaOH sólido que se necesita para preparar 100 ml de NaOH 0,1 M. 2. Pesar en la balanza la masa calculada utilizando un vaso de 100 ml 3. Disuelva el NaOH Proporcionado Por el Docente con unos 50 ml de agua aproximadamente y luego trasvase a una fiola de 100 ml Complete hasta 100 ml con agua destilada y homogenice la solución. 76



4. Esta solución que ha preparado es la aproximadamente una concentración 0,1 M.

solución

de

NaOH

de

b.- Preparación de 100 ml de una solución de HCl 0,1N a partir de una solución concentrada cuya densidad es: ………………… Y su % en m es: ……(Dado por el docente):  Calcule la masa de HCl puro que necesita para preparar l00 ml de HCl 0,1N.  Calcule el volumen de la solución concentrada que le proporciona el laboratorio en que encuentra la masa de HCL puro que necesita.  El docente medirá el volumen calculado de ácido y colocará en una fiola de 100 ml que contenga aproximadamente 50 ml de agua destilada, luego complete hasta 100 ml el volumen de la solución y homogenice. NOTA: “GUARDE LAS DOS SOLUCIONES PARA LA PARTE FINAL DE LA PRACTICA”

c.-Preparación de una solución estándar de estandarización del HCl preparado.

NaHCO3 0,1N y

 Pese con exactitud tres muestras (entre 0,2, 0,25 y 0.30 g cada una) de Bicarbonato de sodio puro proporcionado y asesorado por el docente.  Disuelva por separado, cada muestra en 40 ml de agua destilada en un Matraz Erlenmeyer y calcule su normalidad. En total 3 muestras:  Enrace la bureta con el HCl que preparó anteriormente.  Coloque un erlenmeyer con solución estándar al cual le agregó dos gotas de Anaranjado de metilo como indicador, debajo de la bureta y titule con agitación continua hasta que la solución cambie de color a rosa. Anote el volumen gastado y calcule la normalidad exacta del HCl.  Repita lo anterior con los otros erlenmeyer con solución estándar. Anote sus resultados y saque el promedio de la normalidad de su HCl. 77



6.1. Estandarización de una solución de NaOH 0, 1M con la solución de HCl estandarizada  Estandarizar una solución significa determinar su concentración real, para ello se titula con una solución de concentración conocida.  Llene una bureta con la solución de HCl estandarizada, que preparó.  En un erlenmeyer colocar 10 ml de la solución de NaOH que Ud. preparó y añadir unas 3 gotas de indicador de fenolftaleína.  Titular el ácido con la solución básica, hasta que se vuelva incoloro.  El cambio de color indica que el ácido (HCl) ha sido neutralizado por la base (NaOH).  Anote el volumen de HCl gastado en la titulación.  Halle el valor real de la solución de NaOH que preparó aplicando la siguiente fórmula:

N(NaOH)x V(NaOH)= N(HCl) x V (HCl)

Solución de NaOH

Solución de HCl

78



Esquema de Titulación

VII.

RESULTADOS EXPERIMENTALES - Estandarización del Acido Clorhídrico………………………………………… - Estandarización del NaHCO3 0,1N..…………………………………………….. - Estandarización de la Soda Caústica…………………………………………...

VIII.

OBSERVACIÓN a. RIESGOS SOBRE LA INADECUADA MANIPULACIÓN INSTRUMENTOS, EQUIPOS Y REACTIVOS QUÍMICOS:

DE

En el desarrollo del presente laboratorio se utiliza reactivos químicos que son corrosivos, los cuales serán diluidos con fines prácticos y de seguridad, La manipulación inadecuada de ciertos reactivos como el ácido Muriático e hidróxido de sodio podría conllevar a la irritación de la mano, cara, ojos, vías respiratorias.

b.

RECOMENDACIONES:

Se recomienda el trabajo orientado solo a la guía de trabajo e instrucciones del docente, con total concentración en el desarrollo de los experimentos, además de la utilización total de los equipos de protección personal (guantes, mascarilla, gafas protectora y el mandil). No se recomienda trabajar con reactivos no proporcionado por el profesor

79


IX.


CUESTIONARIO 1. ¿Para qué estandarizó la solución que preparó y cómo lo hizo? 2. ¿En qué consiste el proceso de titulación? 3. ¿Cuál es su fundamento? 4. ¿Qué aplicaciones encuentra al proceso de titulación? Determine el porcentaje de ácido acetilsalicílico en una pastilla de aspirina

X.

BIBLIOGRAFÍA

CÓDIGO

AUTOR

TITULO

UBICACIÓN

540 CHAN 2010

Chang, Raymond

Química

Biblioteca UPN

80



DETERMINACION DEL PH DE SOLUCIONES EMPLEANDO EL SISTEMA DIGITAL

I.

INTRODUCCIÓN La determinación del PH de ciertas soluciones tiene una gran importancia no sólo en la industria, sino tambien en la Bioquímica y en nuestra vida diaria.Tal es así que determinar el Ph del agua, nos ayudara a poder determinar la calidad de la misma , debido a la sensibilidad de los organismos acuáticos al Ph de su ambiente . Una variación en el Ph puede perjudicar a muchas clases de plantas y animales. Ejm: Las truchas y varios tipos de ninfas que sólo puede sobrevivir en aguas entre Ph 7 y Ph9.

II.

OBJETIVOS:

 Determinar el PH de las soluciones con la finalidad de poder determinar la calidad de las sustancias.  Comparar el PH medido con un Potenciómetro y un papel indicador y determinar el % de error relativo.

III.

MEDIDAS DE SEGURIDAD A TOMAR EN CUENTA:  Seguir las instrucciones del Docente en todo momento.  No manipular las sustancias químicas sin utilizar los equipos de protección personal, se corre el peligro de causar quemaduras o lesiones graves.

IV.

FUNDAMENTO TEÓRICO Un tampón, buffer, es una solución amortiguadora o solución reguladora es la mezcla en concentraciones relativamente elevadas de un ácido débil y su base conjugada, es decir, sales hidrolíticamente activas. Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes.

81



Se puede entender esta propiedad como consecuencia del efecto ion común y las diferentes constantes de acidez o basicidad: una pequeña cantidad de ácido o base desplaza levemente el equilibrio ácido-base débil, lo cual tiene una consecuencia menor sobre el pH.

Cada sistema buffer tiene su propio rango efectivo de pH, el cual dependerá de la constante de equilibrio del ácido o base empleado. Son importantes en el laboratorio y en la industria, y también en la química de la vida. Tampones típicos son el par amoníaco-catión amonio, ácido acético-anión acetato, anión carbonato-anión bicarbonato, ácido cítrico-anión citrato o alguno de los pares en la disociación del ácido fosfórico.

ESCALAS DE PH Rango de PH 0–2

Tipo de Solución Muy acida

2–4

Moderadamente acida

4–6

Ligeramente acida

6 – 6.8

Débilmente acida

7

NEUTRO

7.1 – 8.0

Débilmente alcalina

8.0 – 10.0

Ligeramente alcalina

10.0 – 12.0

Moderadamente básica

12.0 – 14.0

Fuertemente alcalina

82



ACIDIMETRÍA Y ALCALIMETRÍA La valoración ácido-base tiene su fundamento en el cambio brusco de concentración de los iones hidronios H3O+, y por lo tanto del pH que se produce en el punto final de la reacción de neutralización. El punto final se reconoce por el cambio de color que experimenta el indicador añadido a la solución. Reacción de un ácido fuerte con base fuerte: HCl + Ind + NaOH

NaCl + H2O

Reacción de un ácido débil con base fuerte: CH3COOH + Ind. + NaOH

NaCO3 + H2O

Reacción de un ácido fuerte con base débil: HCl + Ind + NH4OH

V.

NH3 + OH

MATERIALES Y REACTIVOS NOTA: Electrodo de Vidrio (Sensor de Ph Vernier) POR FAVOR TENER CUIDADO DE NO CHOCAR!

MATERIALES Y EQUIPOS

REACTIVOS

Vasos de precipitado de 100 ml (5)

Ácido Cítrico 100 ml

Soporte Universal (1)

Agua Destilada

Computadora

Muestras solicitadas por el docente

Electrodo de Vidrio Vernier) (1)

(Sensor de PH Solución de hidróxido de sodio 5% peso Bicarbonato de Sodio

Interface (1)

83



Nuez y Pinza (1) Luna de Reloj (1)

Alcohol al 96%

Cuchara y espátula (1)

VI.

-Papel Indicador PH-

Solución tampón de PH 7 y PH 13

Balanza Digital

Agitador y magneto

PARTE EXPERIMENTAL 1.- Colocar el computador en un lugar seguro lejos del agua. 2.- Conectar el Sensor de Ph en el CANAL-Ch 1 de la interfaz Vernier. 3.-Prepara la recolección de datos abriendo el archivo “02 Ph ” en la carpeta calidad de Agua 4.-Preparar el computador y el sensor de Ph para la calibración. 5.-El profesor indicara si se trabajara con la calibración almacenada en la computadora. ALUMNO VERIFICARÁ LA CALIBRACIÓN CON EL PROFESOR.

6.- Si el electrodo esta calibrado, comenzar a realizar las mediciones en cada una de las muestras indicadas. 7.- Retirar el sensor de Ph de la botella que contiene la solución Tampón, lavar la punta del sensor con abundante agua destilada. 8.-Colocar la punta del sensor en el vaso que contiene la muestra a medir ( Según lo requerido por el profesor). Nota:Sumergir la punta del sensor a una profundidad de 3- 4 cm por un tiempo de 10 segundos . 9.- Si el valor del Ph parece estable , registrar dicha lectura en la hoja de datos . 10.- Si en caso el valor de Ph de la muestra esta fluctuando , determina el valor medio o el promedio y ese valor promedio se hace ingresar en el computador (DATA). 84


VII.


RESULTADOS EXPERIMENTALES

Tomar las medidas de PH y graficar, de todas las muestras de la Tabla y las indicadas por el docente. Anotar las Observaciones

Medición de PH: a) Colocar como base 50 ml de solución de cada una de las muestras solicitadas por el docente. Llenar Cuadro N°01. b) Determinar el % Error relativo al medir el PH con el sensor Vernier y el papel indicador. c) Imprimir los gráficos de PH medidos con el sensor Vernier.

Cuadro N°01: TABLA DE MEDIDICIÓN DE PH N°

MUESTRAS

1

Agua potable

2

Aguas de relaves

3

Agua servidas / desagües

4

Vinagre

5

Soda Caustica al 5%

6

Ácido Láctico

7

Tinta de Impresora

8

Alcohol 96°

9

Coca Cola

10

Zumo de naranja

11

Ácido Cítrico

12

Bicarbonato de Sodio

PH Sensor Vernier

85

PH Papel Indicador

% Error relativo


VIII.


OBSERVACIÓN Tener cuidado al manipular Soda Caústica, por ser un álcali corrosivo, utilizar en todo momento sus EPP (Mandil, guantes, lentes de seguridad y mascarilla).

IX.

CUESTIONARIO 1.- Indicar el PH teórico de Tablas de 20 sustancias (Ejm. Leche de magnesia, Bicarbonato, etc.), indicadas por el docente y compararlas con su valor experimental. 2.- Una solución tiene un Ph de 2 calcular la concentración del (POH). Sabiendo que la constante de equilibrio es de 1x10-4. 3.- Imprimir y anexar los Gráficos en el informe.

X.

BIBLIOGRAFÍA  Burns R.A. Fundamentos de Química 2ª Edición. Pearson Education, México 1996 pp 283 - 310  Skoog,D.A; West,D.M; Holler,F.J y Crouch,S.R. 2000. Química analítica, Mc Graw Hill, México.  Chang,R y College, W. 2010. Química. Mc Graw Hill, Bogotá

86



PRÁCTICA N°12 ANÁLISIS FISICOQUÍMICO DEL AGUA DETERMINACIÓN SÓLIDOS TOTALES DISUELTOS (TDS)

I.

INTRODUCCIÓN El TDS se usa muchas veces como un ensayo ambiental de “control”. Los sólidos se encuentran en las corrientes de efluentes en dos formas: suspendidos y disueltos. Los sólidos en suspensión pueden ser limo, sedimentos que ascienden a la superficie, materia vegetal en descomposición o efluentes del tratamiento de aguas servidas. Los sólidos disueltos en muestras de agua potable pueden ser sales solubles que producen iones tales como sodio (Na+), calcio (Ca2+), magnesio (Mg2+), bicarbonato (HCO3–), – – sulfato (SO42 ), o cloruro (Cl ). Como parte del control de calidad que se realiza al agua, la determinación de los Sólidos totales proporciona una información valiosa que dentro de los parámetros estándar de calidad para consumo humano no debe exceder de 500 ppm.

II.

OBJETIVOS  Realizar el análisis fisicoquímico del agua, evaluando los resultados frente a los estándares de calidad para agua potable.  Determinar la cantidad de sólidos totales disueltos (TDS) usando un sensor de Conductividad.  Estudiar el efecto del incremento de la concentración de un compuesto iónico sobre la conductividad.  Comparar los resultados obtenidos con los valores teóricos de los estándares de calidad ambiental.

87


III.


MEDIDAS DE SEGURIDAD A TOMAR EN CUENTA  El estudiante debe escuchar las recomendaciones del Docente para aprender a manipular el equipo y evitar que éste se averíe.  Encender la computadora en el momento indicado y sólo usarlo para fines experimentales.

IV.

FUNDAMENTO TEÓRICO El TDS se usa muchas veces como un ensayo ambiental de “control”. Los sólidos se encuentran en las corrientes de efluentes en dos formas: suspendidos y disueltos. Los sólidos en suspensión pueden ser limo, sedimentos que ascienden a la superficie, materia vegetal en descomposición o efluentes del tratamiento de aguas servidas. Los sólidos disueltos en muestras de agua potable pueden ser sales solubles que producen iones tales como sodio (Na+), calcio (Ca2+), magnesio (Mg2+), bicarbonato (HCO3–), – – sulfato (SO42 ), o cloruro (Cl ). Los sólidos totales disueltos, o TDS, se pueden determinar de dos maneras: a) Por evaporación en una muestra pre filtrada a sequedad donde luego se determina la masa del residuo seco por litro de muestra. b) Mediante el uso de un Sensor de Conductividad Vernier para determinar la habilidad, de las sales disueltas y de sus iones resultantes, de conducir la corriente eléctrica en una muestra no filtrada. La concentración de TDS en un cuerpo de agua está afectada por muy distintos factores, como siendo una de ellas la alta concentración de iones disueltos, como la presencia de iones Na+, K+, Cl– .   

Los valores típicos de TDS en lagos y corrientes caen en el rango de 50 a 250 mg/L. En las zonas de aguas duras o alta salinidad, los valores de TDS pueden llegar hasta 500 mg/L. En el agua potable el nivel de TDS debe estar entre 25 y 500 mg/L o ppm.

88





El Estándar de Agua Potable en USA1 recomienda que el nivel de TDS no supere el valor de 500 mg/L.



El agua destilada fresca, en comparación, tendrá usualmente una conductividad de 0.5 a 1.5 mg/L de TDS.

Fuentes de Sólidos Totales Disueltos  Iones de agua dura 2+ - Ca 2+ - Mg – - HCO3  Fertilizantes en residuos agrícolas + - NH4 – - NO3 3– - PO4 2– - SO4  Residuos urbanos - Na+ - Cl–  Salinidad de la mezcla por olas, por minerales o agua de irrigación de retorno + - Na + -K – - Cl  Lluvia ácida + -H – - NO3 2– 2– - SO3 , SO4

V.

MATERIALES Y REACTIVOS Equipos:       

Computador Interfaz Vernier para computador Logger Pro Sensor de Conductividad Vernier Botella de lavado con agua destilada Vaso precipitado 100mL (1) Taza pequeña de papel o plástico (opcional)

89



Reactivos:  Solución estándar de 500 mg/L de TDS (30 ml)  Solución estándar de 50 mg/L de TDS (opcional – 30 ml)  Paño o papel absorbente VI.

PARTE EXPERIMENTAL CONSIDERACIONES:  Antes de proceder lea atentamente el procedimiento completo para cada experimento identifique y reúna los materiales necesarios y además recuerde que TODOS los materiales serán proporcionados por el profesor encargado.  Las conexiones de los sensores serán únicamente realizadas por el docente encargado.  La manipulación experimental de los sensores será realizado por los estudiantes quienes serán debidamente asesorados por el Docente.

PROCEDIMIENTO: 1. Coloque el computador en un lugar seguro lejos del agua. Mantén el computador siempre alejado del agua en todo momento. 2. Prepare el Sensor de Conductividad para la toma datos.  Conecta el Sensor de Conductividad en el Ch 1 de la interfaz Vernier.  Coloca el selector en la caja del sensor en el rango 0-2000 µS/cm (2000 µS/cm = 1000 mg/L TDS). 3. Prepare el computador para la toma de datos abriendo el archivo “12 Sólidos Totales Disueltos” en la carpeta Calidad del Agua con Computadores del Logger Pro.

90



4. El sensor DEBE ser calibrado y se debe proceder de la siguiente manera: 

Primer Punto de Calibración:

a. Seleccione Calibrar  CH1: Conductividad (mg/L) del menú Experimento y luego haz clic en

.

b. Realice el primer punto de calibración con el sensor en el aire (esto es fuera de cualquier solución). c. Escriba 0 en la caja de edición. d. Cuando la indicación del voltaje para Lectura 1 se estabiliza, haz clic en . 

Segundo Punto de Calibración:

e. Coloque el Sensor de Conductividad en la solución estándar de 500 mg/L de TDS. El hueco junto a la punta del sensor debe estar completamente cubierto. f. Escriba 500 (la concentración en mg/L de TDS) en la caja de edición. g. Cuando la indicación del voltaje para Lectura 2 se estabiliza, haz clic en y luego clic en

.

5. Ahora estás listo para tomar los datos de concentración de TDS a. Lave la punta del sensor con agua destilada. b. Coloque la punta del sensor dentro de la corriente, o dentro de un vaso con la muestra de agua problema. El hueco junto a la punta del sensor debe estar completamente cubierto.

c. Si el valor de TDS parece estable, simplemente regístralo en la hoja Datos y Cálculos y continúa con el Paso 7.

91



6. Si el valor de TDS visualizado en la ventana medidor esta fluctuando, determina la media (o el promedio). Para hacerlo a. Haga clic en para iniciar una toma de muestras de 10 segundos. Importante: Deja sumergida la punta del sensor los 10 que dura la medición. b. Cuando termines la toma de datos, haz clic en el botón Estadísticas para visualizar la caja de estadísticas en el gráfico. c. Registre el valor medio de TDS en la hoja de Datos de Cálculos. 7. Retorne al paso 5 para obtener una segunda lectura.

VII.

RESULTADOS EXPERIMENTALES Lectura

Parámetro TDS

Muestra

(mg /L)

1 2 3 Promedio de Sólidos totales disueltos

92

,


VIII.


OBSERVACIÓN  Se recomienda el trabajo orientado solo a la guía de trabajo e instrucciones del docente, con total concentración en el desarrollo de los experimentos.

 Se recomienda la utilización obligatoria de los equipos de protección personal (guantes, mascarilla, gafas protectora y el mandil). IX.

CUESTIONARIO 1. ¿Explique de que otra manera se puede determinar la Cantidad de solidos totales? 2. ¿Defina el concepto de Conductividad? 3. Tabular los datos obtenidos de solidos totales disueltos obtenidos experimentalmente.

X.

BIBLIOGRAFÍA  CARRASCO V., Luis 1994 Química Experimental. Ed. Edigra. Lima-Perú.  Chang, R y College, W. 2010. Química. Mc. Graw Hill, Bogotá.

93



MEDIDA DE LA CONDUCTIVIDAD DEL AGUA I.

INTRODUCCIÓN Al determinar la conductividad se evalúa la capacidad del agua para conducir la corriente eléctrica, es una medida indirecta de la cantidad de iones en solución (tales como cloruro, nitrato, sulfato, fosfato, sodio, magnesio y calcio).Es por esto que la conductividad es una medida generalmente útil como indicador de la calidad de aguas dulces.

II.

OBJETIVOS 

Medir la conductividad de las soluciones mediante el Uso de un Sensor de Conductividad.  Medir la conductividad de diferentes muestras de agua y compararlo con su valor teórico de acuerdo a los estándares de calidad ambiental.  Investigar la relación entre la conductividad y la concentración de una solución que resultan de compuestos que se disocian produciendo distinto número de iones. III.

FUNDAMENTO TEÓRICO Cuando un compuesto iónico se disuelve en agua, se disocia en iones y la solución resultante conduce la electricidad. La disolución del cloruro de sodio sólido en agua produce iones de acuerdo con la ecuación: –

+ NaCl (s)   Na (ac) + Cl (ac)

En este experimento se estudiará el efecto del incremento de la concentración de un compuesto iónico sobre la conductividad. La conductividad se medirá a medida que se aumenta gradualmente la concentración de la solución por la adición de gotas de NaCl concentrado. El mismo procedimiento se utilizará para investigar el efecto de agregar soluciones de la misma concentración (1.0 M), pero diferente número de iones en sus fórmulas: cloruro de aluminio, AlCl3, y cloruro de calcio, CaCl2. Para medir la conductividad de las soluciones se usará un Sensor de Conductividad enlazado al computador a través de la interfaz. La conductividad se mide en microsiemen por centímetro (µS/cm). 94


IV.

MATERIALES Y REACTIVOS MATERIALES

V.


EQUIPOS y/o REACTIVOS

Computador

Piseta de lavado con agua destilada

Interfaz Vernier para computador

Vaso de precipitado de100 ml Pipeta de 5mL o pipeta Pasteur

Logger Pro

Solución de 1.0 M NaCl

Sensor de Conductividad Vernier

Solución de 1.0 M CaCl2

Soporte universal Pinza metálica y nuez

Solución de 1.0 M AlCl3

PARTE EXPERIMENTAL 1. Coloca el computador en un lugar seguro lejos del agua. Mantén el computador siempre alejado del agua en todo momento. 2. Prepara el Sensor de Conductividad para tomar datos. Ver gráfico Nº1. a. Conecta el Sensor de Conductividad en el Ch 1 de la interfaz Vernier. b. Coloca el selector en la caja del sensor en el rango 0-2000 µS/cm (2000 µS/cm = 1000 mg/L TDS). 3. Prepara el computador para la toma de datos abriendo el archivo “14 Conductividad de Soluciones” en la carpeta Química con Computadores. 4. Añada 70 mL de agua destilada a un vaso de precipitado limpio de 100 mL. Obtenga un frasco de goteo que contenga la solución 1.0 M NaCl. 5. Antes de añadir ninguna gota de la solución: a) Haga clic en . b) Cuidadosamente eleve el vaso de precipitado con su contenido hasta las inmediaciones del Sensor de Conductividad de modo que el hueco del extremo inferior del sensor esté completamente sumergido en la solución que 95



se va a estudiar. Importante: Como los dos electrodos están colocados a cada lado del hueco, esta parte del sensor debe estar completamente sumergida. c) Monitoree la conductividad del agua destilada hasta que la lectura de la conductividad se estabilice. d) Haga clic en y luego baje el vaso alejándolo del sensor. Escriba “0” en la caja de edición (para 0 gotas añadidas). Presione la tecla ENTER para almacenar este dato. Este dato es la conductividad del agua antes de agregar ninguna solución de sal. 6. Usted está ahora listo para agregar la solución de sal. a) Añada 1 gota de solución de NaCl al agua destilada del primer vaso. Agite para asegurar una buena mezcla. b) Suba el vaso de precipitado hasta que el hueco del extremo inferior del sensor esté completamente sumergido en la solución. Agite brevemente la solución. c) Monitoree la conductividad de la solución hasta que la lectura se estabilice. d) Haga clic en y luego baje el vaso alejándolo del sensor. Escriba “1” (el total de gotas añadidas) en la caja de edición y presione ENTER. 7. Repita el procedimiento del Paso 6, introduciendo “2” esta vez. 8. Continúe este procedimiento, añadiendo las gotas de la solución de NaCl de una en una, midiendo la conductividad y escribiendo el número total de gotas añadidas, hasta que alcance un total de 8 gotas. 9. Haga clic en cuando haya terminado de tomar los datos. Deseche el contenido del vaso de precipitado según instrucciones de su profesor. Lave la punta del sensor con agua destilada del frasco de lavado. Sacuda cuidadosamente el sensor y séquelo con toalla de papel.

96



10. Prepare el computador para la toma de datos. Del menú Experimento, seleccione Almacenar Última Serie. Esto almacena los datos de modo que puede usarlo más tarde, pero se mantienen en pantalla mientras hace los ensayos segundo y tercero. 11. Repita los Pasos 4-10, esta vez usando la solución 1.0 M de AlCl3 en lugar de la solución 1.0 M de NaCl. 12. Repita los Pasos 4-10, esta vez usando la solución de 1.0 M de CaCl2. 13. Haga clic en el botón de Ajuste Lineal,

. Esté seguro que las tres

series de datos están destacadas, luego haga clic en . En pantalla se muestran las rectas de regresión de mejor ajuste para cada una de las tres series. En su tabla de datos registre el valor de la pendiente, m, de cada una de las tres soluciones. (La estadística de la regresión lineal se muestra en la caja flotante para cada una de las series de datos.) 14. Para imprimir el gráfico de la concentración vs. Volumen mostrando las tres series de datos haga lo siguiente: a. Etiquete las tres curvas seleccionando Anotación de Texto del menú Insertar y escribiendo “cloruro de sodio” (o “cloruro de aluminio”, o “cloruro de calcio”) en la caja de edición. Luego arrastre cada caja a un lugar cercano a la curva respectiva. b. Imprima una copia del gráfico con las tres series de datos y las tres rectas de regresión. Introduzca su nombre(s) y el número de copias del gráfico que usted quiere. Gráfico Nº1

Gráfico Nº2

97


VI.


RESULTADOS EXPERIMENTALES - Colocar sus resultados en la siguiente Tabla: Solución

Pendiente, m

1.0 M NaCl 1.0 M AlCl3 1.0 M CaCl2

VII.

CUESTIONARIO

1. Describa la apariencia de cada una de las tres curvas de su gráfico. 2. Describa el cambio producido en la conductividad a medida que la concentración de la solución de NaCl se incrementó por la adición de las gotas de NaCl. ¿Qué tipo de relación matemática parece existir entre la conductividad y la concentración? 3. Escriba las ecuaciones químicas para la disociación de NaCl, AlCl3 y CaCl2 en agua. 4. ¿Cuál gráfico tuvo el mayor valor de la pendiente? ¿Cuál tuvo el menor? Considerando que todas las soluciones tenían la misma concentración original (1.0 M), ¿cuál es la causa de la diferencia en la pendiente de las tres rectas? Explique. 5. ¿Cuál de tres soluciones presenta la mayor conductividad?

VIII.

BIBLIOGRAFÍA  Panreac Química S.A.2005. Manual de Seguridad en laboratorios Químicos Graficas Montaña.S.L. Barcelona España.  Appel K.; Bakken C.; Gastineau  Vernier D.; Vol D. Ciencias con lo mejor de Vernier. Experimentos Usando los Sensores y el Interface LabPro de Vernier. 98



MEDIDA DE LA TURBIEDAD DEL AGUA I.

INTRODUCCIÓN La turbiedad es una medida de la falta de transparencia del agua. El agua con elevada turbiedad es opaca, mientras que el agua con baja turbiedad es clara. La opacidad está producida por el reflejo de la luz en las partículas suspendidas en el agua; por lo tanto, mientras más partículas haya en el agua, mayor es la turbiedad. La medida de la turbiedad del agua potable para consumo humano debe encontrarse entre 0,5 – 1,0 NTU de acuerdo a los estándares de la calidad del agua y teniendo en cuenta los datos de la OMS (Organismo Mundial de la Salud).

II.

OBJETIVOS  Determinar la turbiedad del agua usando un Sensor de Turbiedad Vernier.  Determinar en forma experimental la turbidez del agua potable

III.

MEDIDAS DE SEGURIDAD A TOMAR EN CUENTA:  Los estudiantes deben leer atentamente las recomendaciones que se encuentran en la guía de práctica y obedecer las indicaciones del Docente.  No manipular los sensores sin autorización del docente, quién deberá realizar primero la práctica, de manera demostrativa.  Utilizar los implementos de Seguridad obligatorios para dicha práctica.

IV.

FUNDAMENTO TEÓRICO Muchos factores pueden contribuir a la turbiedad del agua. Un incremento del flujo de la corriente debido a fuertes lluvias o una disminución en el banco de vegetación de la corriente pueden ser las causas de la aceleración de la erosión del suelo. Esto agregará al agua partículas en suspensión, como arcilla o limo. Los residuos de diverso tipo contienen sólidos suspendidos que se pueden agregar a la turbiedad de una corriente. 99



Los organismos acuáticos de profundidad, como el siluro o bagre, pueden contribuir a la turbiedad del agua agitando y elevando los sedimentos que yacen en el fondo de una corriente. La materia orgánica como el plancton o la materia en descomposición de plantas y animales que está en suspensión en el agua, pueden también incrementar la turbiedad de una corriente. Efectos de la Turbiedad  Reduce la transparencia del agua  Efecto antiestético  Disminuye la tasa de fotosíntesis  Aumenta la temperatura del agua

Fuentes de Turbiedad  Erosión del suelo - arcilla - limo  Residuos urbanos - suciedad de carreteras - tejados - estacionamientos de vehículos  Desperdicios Industriales - efluentes de tratamiento de aguas residuales - particulados  Abundancia de organismos de profundidad - remueven y elevan sedimentos  Orgánicos - microorganismos - plantas y animales en descomposición - gasolina o aceite de los caminos

Niveles Esperados La turbiedad se mide en Unidades Nefelométricas de Turbiedad, NTU. De acuerdo con USGS, la turbiedad del agua superficial usualmente está entre 1 NTU y 50 NTU. El agua es visiblemente turbia a niveles por sobre los 5 NTU. El estándar para el agua potable está entre 0.5 NTU y 1.0 NTU.

100


V.


MATERIALES Y REACTIVOS

M ATERIALES

EQUIPOS y/o REACTIVOS Estándar de Turbiedad (StableCal® Estándar de Formazina 100 NTU)

Computador

Interfaz Vernier para computador Cubeta de Turbiedad con tapa Logger Pro

Paño suave libre de hilachas o papel absorbente

Sensor de Turbiedad Vernier

Botella para muestras con tapa

Botella con agua destilada

VI.

PARTE EXPERIMENTAL

1. Coloca el computador en un lugar seguro lejos del agua. Mantén el computador siempre alejado del agua en todo momento. 2. Conecta el Sensor de Turbiedad en el Ch 1 de la interfaz Vernier. 3. Prepara el computador para la adquisición de datos abriendo el archivo “03 Turbiedad” en la carpeta Calidad del agua con Computadores en el Logger Pro. 4. El sensor DEBE ser calibrado y se debe proceder de la siguiente manera: Primer Punto de Calibración a. Elige Calibrar  CH1: Turbiedad (NTU) del menú Experimento y luego haz clic en

.

101



b. Toma la cubeta que contiene el Estándar de Turbiedad (100 NTU) e inviértelo con energía unas cuatro veces para lograr la mezcla de las partículas que pudieran estar depositadas en el fondo. Importante: No sacudas el estándar. Al sacudir se pueden crear pequeñas burbujas de aire que afectarán la turbiedad. No desechar el estándar, ni intentar abrir el frasco. c. Seca el exterior con un paño de tela suave libre de hilachas o con papel absorbente. d. Sujetando el estándar por la tapa, colócalo en el Sensor de Turbiedad. Asegúrate que la marca en la cubeta esté alineada con la marca en el Sensor de Turbiedad. Cierra la tapa. e. Escribe “100” (el valor en NTU) en la caja de edición. f. Cuando la lectura de voltaje en Lectura 2 se estabilice, haz clic en

Segundo Punto de Calibración

g. Prepara un blanco lavando la cubeta de vidrio de turbiedad con agua destilada, luego llenándola con agua destilada de modo que el fondo del menisco coincida con el borde de la línea blanca. Coloca la tapa en la cubeta. Seca bien el exterior con un paño suave, libre de hilachas o con papel absorbente. h. Revisa que la cubeta no tenga burbujas de aire. Si hay burbujas de aire, golpea con fuerza el fondo de la cubeta sobre una superficie dura para que salgan las burbujas. i. Sujetando la cubeta por la tapa, colócala en el Sensor de Turbiedad. Asegúrate que la marca en la cubeta esté alineada con la marca en el Sensor de Turbiedad. Cierra la tapa.

102



j. Escribe “0” (el valor en NTU) en la caja de edición. k. Cuando la lectura de voltaje mostrada en Lectura 2 se estabilice, haz clic en

y luego hacer clic en aplicar.

l. Retira la cubeta y colócala aparte para usarla en el Paso 5.

5. Ahora estás listo para tomar los datos de turbiedad. a) Invierte con energía la muestra de agua para mezclar las partículas que pudieran estar depositadas en el fondo. Importante: No sacudas la muestra. Al sacudir se pueden crear pequeñas burbujas de aire que afectarán la turbiedad. b) Vacía el agua de la cubeta utilizada en el Paso 4 (Calibración). Enjuaga la cubeta con la muestra de agua, luego llénala con la muestra de agua de modo que el fondo del menisco esté justo sobre la línea blanca. Coloca la tapa en la cubeta. Seca bien el exterior con un paño de tela suave libre de hilachas o con papel absorbente. Revisa que la cubeta no tenga burbujas de aire. Si hay burbujas de aire, golpea con fuerza el fondo de la cubeta sobre una superficie dura para que salgan las burbujas. Sujetando la cubeta por la tapa, colócala en el Sensor de Turbiedad. Asegúrate que quede en la misma orientación en el espacio para la cubeta que la que tuvo anteriormente. Cierra la tapa del Sensor de Turbiedad. Observa el valor de turbiedad en el medidor digital. Si este valor está estable, regístralo en la hoja de Datos y Cálculos y continúa con el Paso 7. Nota: Las partículas en el agua se asentarán en el fondo con el tiempo y mostrarán una lenta disminución en los valores de las lecturas de turbiedad. Por ello, toma tus lecturas rápidamente después de colocar la cubeta en el sensor.

103



6. Si el valor de turbiedad que se muestra en el medidor está fluctuando, determina la media (o promedio) de la turbiedad. Para hacer esto: Haz clic en

para iniciar una medición de 10 segundos.

Cuando termine la medición, haz clic en el botón Estadísticas

, para

visualizar la caja de estadísticas en el gráfico.

Registra el valor medio de la turbiedad en la hoja de Datos y Cálculos. 7. Retorna al Paso 5 para obtener una segunda lectura. Cuando hayas tomado ambas lecturas, lava la cubeta con agua destilada. VII.

RESULTADIOS EXPERIMENTALES  Registrar los datos obtenidos en el siguiente esquema, teniendo en cuenta que se trata de muestras de campo.  Repetir el mismo requerimiento para cada muestra.

Turbiedad Corriente o lago: _____________________

Hora del día: ___________________________

Nombre del Sitio: _____________________

Nombre del Estudiante: ___________________

Número del Sitio: ____________________


Fecha: _____________________________


104



Tabla N°01: Determinación Turbiedad del Agua Lectura

Turbiedad

(NTU)

1 2 3 4 5 6

Promedio de Turbiedad (NTU)

VIII.

CUESTIONARIO 1.- ¿Explique de que otra manera se puede determinar la turbidez del agua a nivel industrial ? 2.- ¿ Cual fue el valor de turbidez en forma experimental del Agua potable , agua de rio , agua de desague , etc y comparelo con los datos teoricos extraido de la bibliografia ? 3.- ¿ Que es un Turbidimetro y en que unidades se expresa?. 4.- Tabular los datos obtenidos de turbidez obtenidos experimentalmente.

IX.

BIBLIOGRAFÍA  Panreac Química S.A.2005. Manual de Seguridad en laboratorios Químicos Graficas Montaña.S.L. Barcelona España.  Appel K.; Bakken C.; Gastineau  Vernier D.; Vol. Ciencias con lo mejor de Vernier. Experimentos Usando los Sensores y el Interface LabPro de Vernier. 105



BIBLIOGRAFIA  Chang, R y College, W. 2010. Química. Mc. Graw Hill, Bogotá.  Panreac Química S.A.2005. Manual de Seguridad en laboratorios Químicos Graficas Montaña.S.L. Barcelona España.  Brown T.L., LeMay H.E y Bursten B.E. 1999. Química, la ciencia central. Editorial Pearson-Prentice Hall, Séptima edición, México.  Budavari S. et all. 1996. The Merck Index: an encyclopedia of chemical, drugs and biological.  Guide for safety in the chemical laboratory. Manufacturing chemists Association.  Univ.

Jorge

Tadeo

Lozano,

Ciencias

Básicas.

Bogotá

Colombia

http://www.utadeo.edu.co/comunidades/estudiantes/ciencias_basicas/quimi ca  Skoog, D.A; West,D.M; Holler,F.J y Crouch,S.R. 2000. Química analítica, Mc Graw Hill, México.  Burns R.A. Fundamentos de Química 2ª Edición. Pearson Education, México 1996 pp 283 - 310  Dingrando L; Gregg K.V; Hainen N.; Wistrom C. Química, material y Cambio. McGraw –Hill. Colombia 2003 pp 276 – 307.  E.R. Plunkett. Manual de Toxicología Industrial. Enciclopedia de Química Industrial. España 1978.  Appel K.; Bakken C.; Gastineau

 Vernier D.; Vol D. Ciencias con lo mejor de Vernier. Experimentos usando los Sensores y el Interface LabPro de Vernier.

106

GUIA DE PRACTICAS LAB INORGANICA ACTUALIZADO 2.pdf

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