Manual de Quimica

ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERÍA INDUSTRIAL

MANUAL DE PRÁCTICAS QUÍMICA I SEMESTRE SEMESTRE II AREQUIPA- PERÚ 2015-2

INDICE INTRODUCCION

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PRESENTACION PARA EL ESTUDIANTE

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SEGURIDAD EN EL LABORATORIO QUÍMICO

5

Práctica Nº 1: Reconocimiento del Material de laboratorio

9

Práctica Nº 2: Medición y tipos de errores

34

Práctica Nº 3: Operaciones Básicas en el laboratorio

45

Práctica Nº 4: Tabla Periódica: Propiedades de los elementos

54

Práctica Nº 5: Enlaces Químicos

62

Práctica Nº 6: Funciones Químicas Inorgánicas

75

ecuaciones químicas Práctica Nº 7: Reacciones y ecuaciones

87

CONTROLES DE LAS PRÁCTICAS Práctica Nº 1: Reconocimiento del Material de laboratorio

99

Práctica Nº 2: Medición y tipos de errores

100

Práctica Nº 3: Operaciones Básicas en el laboratorio

101

Práctica Nº 4: Tabla Periódica: Propiedades de los elementos

102

Práctica Nº 5: Enlaces Químicos

103

Práctica Nº 6: Funciones Químicas Inorgánicas

104

ecuaciones química s Práctica Nº 7: Reacciones y ecuaciones

105

2

INTRODUCCIÓN El Laboratorio de Química representa el encuentro del estudiante con el “hacer y sentir de la química”, y está diseñado para que entiendas y profundices en algunos conceptos fundamentales de química, pero además para desarrollar habilidades que te ayudaran a lo largo de tu vida profesional. Por tanto, el presente manual está diseñado para guiarte en la realización de las prácticas de laboratorio y de los reportes correspondientes. Sin embargo, el éxito de tu trabajo en el laboratorio dependerá del orden y la disciplina con que lo realices. Esté debe estar planeado de tal manera que pueda ser desarrollado adecuadamente en las horas asignadas, para lograr esto siempre debes investigar antes de llegar al laboratorio a realizar los experimentos, es fundamental que leas con suficiente anticipación el Manual de Prácticas de Química I y comprendas los conceptos básicos impartidos en las clases teóricas. Por otra parte, el éxito de un experimento se basa en la observación de los fenómenos que ocurren, en la exactitud de la anotación de datos y mediciones, en el orden correcto de los pasos de cada experimento, en la habilidad para la manipulación de los aparatos, equipos, etc., en la adquisición de  buenos hábitos; todos ellos son la base de la formación tecnología, científica o profesional. Por tanto es importante que registres, en un cuaderno, las observaciones ob servaciones y los resultados de cada experimento. Los experimentos no son una repetición simple de recetas, estas sólo tiene por objeto dar las indicaciones importantes para cada experimento. Lo más importante es que pienses y razones, es decir debes usar el raciocinio y la inteligencia para llegar al conocimiento y comprobación de un principio químico, así su aplicación en el campo profesional y científico.

Docente Responsable del Curso

3

PRESENTACIÓN PARA EL ESTUDIANTE 1.

La reglas y normas que a continuación se indican deberán de cumplirlas irrestrictamente ya que de ello depende su formación integral y evaluación en el curso de Química.

2.

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

3.

ABANDONO . El promedio final alumno deberá respetar el horario y el grupo asignado. La puntualidad a la  práctica es fundamental. El alumno no podrá ingresar al laboratorio pasada la hora de inicio y esto es considerado inasistencia.

4.

Al inicio del curso deberá de solicitar el sílabo del curso, donde se encuentra el programa del curso, fechas de evaluación y peso de las diferentes actividades que se ejecutarán en su aprendizaje, así como, la forma de obtener el promedio final.

5.

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

6.

Está estrictamente prohibido:

7.

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

8.

Comer, beber o fumar dentro del laboratorio.

9.

Realizar actividades o experimentos no programados, etc.

10.

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

MANUAL DE QUÍMICA I   así como el haber comprendido los conceptos y otros que los Docentes le han impartido en sus clases teóricas.

11.

Tener siempre consigo su cuaderno de notas de laboratorio, anotar los datos y medidas directamente en el. Es un pésimo hábito anotar importantes datos en un pedazo de papel.

12.

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

13.

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

DEBE USAR EL MANDIL DURANTE SU PERMANENCIA PERMANENCIA EN EL E L LABORATORIO

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SEGURIDAD EN EL LABORATORIO QUÍMICO 1.

INFORMACIÓN: Infórmate sobre las medidas básicas de seguridad. El trabajo en el laboratorio exige conocer una serie de medidas básicas de seguridad que son las que intenta recoger esta guía.

Presta atención a las medidas específicas de seguridad.  Las operaciones que se realizan en algunas en el guion de laboratorio y debes de prestarles una especial atención. Localiza los dispositivos de seguridad más próximos.  Estos dispositivos son elementos tales como extintores, lavaojos, ducha de seguridad, salidas de emergencia, eme rgencia, etc. p rofesor. En caso de duda, consulta al profesor . Cualquier duda que tengas, consúltala con tu profesor.

Recuerda que no está permitido realizar ninguna experiencia no autorizada por tu profesor. 2.

PROTECCIÓN: Utiliza los equipos de protección cuando se requiera. Cómo ir vestido en el laboratorio. laboratorio.  El uso mandil es obligatorio en el laboratorio (Mandil  blanco estándar con una composición de 67 % poliéster y 33 % algodón). No es aconsejable llevar minifalda o pantalones cortos, ni tampoco medias, ya que las fibras sintéticas en contacto con determinados productos químicos se adhieren a la piel. Se recomienda llevar zapatos cerrados y no sandalias. Los cabellos largos suponen un riesgo que puede evitarse fácilmente recogiéndolos con una cola.

Cuida tus ojos.  Los ojos son particularmente susceptibles de daño por agentes químicos. Por tal motivo es obligatorio usar lentes de seguridad siempre que se esté en un laboratorio donde los ojos puedan ser dañados. No lleves lentes de contacto en el laboratorio, ya que en caso de accidente, pueden agravar agravar las lesiones en ojos. ojos.

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

3.

TRABAJAR CON SEGURIDAD EN EL LABORATORIO: 

Normas higiénicas. No comas ni bebas en el laboratorio, ya que es posible que los alimentos o  bebidas se hayan contaminado. Lávate siempre las manos después de d e hacer un experimento y antes de salir del laboratorio. Por razones higiénicas y de seguridad, está prohibido fumar en el laboratorio. No inhales, pruebes o huelas productos químicos si no estás debidamente informado. Nunca acerques la nariz para inhalar directamente de un tubo de ensayo.



Trabaja con orden y limpieza. Recuerda que el orden es fundamental para evitar accidentes. Mantén el área de trabajo ordenada, sin libros, abrigos, bolsas, exceso de botes de productos químicos y cosas innecesarias o inútiles. Mantén las mesas siempre limpias. Limpia siempre perfectamente el material y aparatos después de su uso.

5



mom ento lo que estás haciendo, Actúa responsablemente. responsablemente. Trabaja sin prisas, pensando en cada momento y con el material y reactivos ordenados. No se se debe gastar bromas, correr, jugar, jugar, empujar, etc. en el laboratorio. Un comportamiento irresponsable puede ser motivo de expulsión inmediata del laboratorio y de sanción académica.



Atención a lo desconocido. No utilices ni limpies ningún frasco de reactivos que haya perdido su etiqueta. Entrégalo inmediatamente a tu profesor. No sustituyas nunca, sin autorización  previa del profesor, un producto químico por otro en un experimento. No utilices nunca un equipo o aparato sin conocer perfectamente su funcionamiento.

4.

NORMAS QUE DEBE DE CUMPLIR EL ESTUDIANTE ANTES

DEL INGRESO

DURANTE Y DESPUÉS DE REALIZADA LA PRÁCTICA: El estudiante debe de llegar temprano a la práctica. Antes de ingresar deben estar previamente vestidos de acuerdo a las normas indicadas anteriormente. Recuerde que el laboratorio es un lugar de trabajo riesgoso en virtud de los equipos, aparatos, sustancias y elementos que se utilizan al realizar un experimento. Adicionalmente Adicionalmente debe de mantener su lugar en el mesón de trabajo, conservándolo conservándolo en perfecto orden. Se debe de trabajar sin prisa, pensando en cada momento lo que se realiza y manteniendo los materiales y reactivos ordenados. En el laboratorio no se deben de hacer bromas, tampoco correr, jugar o comer. Un comportamiento irresponsable es motivo de expulsión inmediata del laboratorio y de la correspondiente sanción académica Se debe dejar las mochilas, chaquetas y/o cualquier otro implemento que no se necesite en el laboratorio en los casilleros dispuestos para tal fin. Finalmente, lavarse bien las manos con agua y jabón, antes y después de hacer un experimento y antes de salir del laboratorio.

5.

LA HOJA DE DATOS DE SEGURIDAD (MSDS) DE UNA SUSTANCIA QUÍMICA 5.1 ¿QUÉ ES LA “HOJA “ HOJA DE DATOS DE SEGURIDAD”? La hoja de datos de seguridad (MSDS) de una sustancia es un resumen, por lo general de 3 o 4 hojas (a veces más), cuyo contenido hace referencia a las propiedades de peligrosidad y a las consideraciones de seguridad que deben ser tenidas en cuenta para trabajar con una sustancia química en concreto. La hoja de datos de seguridad (MSDS) de una sustancia es de entrega entrega obligatoria (gratis) por  parte del responsable de la comercialización de la misma la primera vez que sea adquirida esta, o durante los 12 meses siguientes a su adquisición. Por lo general no hay inconveniente en solicitarla: siempre suelen facilitarla a demanda del interesado.

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5.2 ¿CUÁL ES EL CONTENIDO DE LA “HOJA DE DATOS DE SEGURIDAD”? A través de un Real Decreto, se ha establecido que el contenido informativo de la hoja de datos de seguridad (MSDS) de una sustancia debe ser el siguiente: a)

Identificación de la sustancia y del

h)

Propiedades físico-químicas

responsable de su comercialización.

i)

Estabilidad y reactividad.

Composición, o información sobre los

 j)

Informaciones toxicológicas.

componentes.

k)

Informaciones ecológicas.

c)

Primeros auxilios.

l)

Consideraciones relativas a la

d)

Medidas de lucha contra incendios.

e)

Medidas que deben tomarse en caso de

m) Informaciones relativas al transporte.

vertido accidental.

n)

Informaciones reglamentarias.

f)

Manipulación y almacenamiento.

o)

Otras consideraciones (variable, según

g)

Controles de exposición / protección

 b)

eliminación.

fabricante o proveedor).

individual. Tenga en cuenta que la hoja debe estar en castellano.

5.3 CUÁNDO NO SE CONSIDERA NECESARIO DISPONER DE “HOJA DE DATOS DE SEGURIDAD”  No será necesario en caso de que las sustancias peligrosas vayan acompañadas de la información suficiente con la que el usuario pueda tomar las medidas necesarias en relación con la  protección de la salud (por ejemplo: productos de limpieza, concentrados de limpieza, desinfectantes de hogar, pinturas, spray de insecticida, spray de aceites lubricantes, anticongelantes, etc.).

5.4 QUÉ DEBE HACER USTED CON LA “HOJA DE DATOS DE SEGURIDAD” a)

La hoja de datos de seguridad (MSDS) de una sustancia es una fuente de información extremadamente útil para prevenir riesgos laborales, accidentes y posibles enfermedades.

 b) Conserve SIEMPRE la hoja de datos de seguridad: disponga de un archivo en su laboratorio, o en su lugar de trabajo habitual, conteniendo todas las hojas de datos de seguridad de las sustancias que maneje. No repare en solicitar a su proveedor las hojas de datos de seguridad que le falten: sin duda se las remitirá. c)

Siempre que vaya a trabajar con una sustancia química, recomendamos que lea su hoja de datos de seguridad, o haga que la lean sus colaboradores. Puede llegar a ahorrarse muchos  problemas simplemente con esta acción.

d) Destine la información contenida en las hojas de datos de seguridad a: e)

Elaboración de los procedimientos de trabajo donde se tengan en cuenta precauciones y medidas de seguridad a la hora de trabajar con éstas sustancias.

f)

Facilitar la selección de equipos y dispositivos de protección adecuados a la manipulación y trabajo con sustancias específicas.

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g) Debe incluirse información sobre los riesgos asociados al manejo de sustancias químicas en los guiones de las prácticas con alumnos.

5.5 CÓMO CONSEGUIR LAS “HOJAS DE DATOS DE SEGURIDAD” Puedes conseguir las “hojas de datos de seguridad”: a)

Solicitándola al proveedor.

 b) A partir de las bases de datos que se facilitarán a todos los responsables de lugares de trabajo donde se manipulen sustancias químicas. c)

También puede consultarse en la propia web diferentes direcciones donde es posible  buscar, consultar y descargar MSDS, al margen de la base de datos que este instalada.

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PRÁCTICA N° 1 RECONOCIMIENTO DEL MATERIAL DE LABORATORIO I.

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

Adiestrar en el manejo de pipetas, buretas, balones, vasos de precipitado y tubos de ensayo.



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

II.

FUNDAMENTO TEÓRICO 2.1. Materiales de Laboratorio. Los materiales de laboratorio son aquellos objetos o materiales que se emplean para realizar una operación química, hacer un experimento o realizar un análisis químico. En un laboratorio químico se encuentran materiales y equipos muy diversos, para los más variados usos, la mayoría de los cuales son de vidrio y de uso específico y es muy necesario conocer el uso adecuado de cada material.

2.2. Clasificación del Material de Laboratorio Los materiales de laboratorio se pueden clasificar de dos maneras:

2.2.1. Por la Clase de Material Empleado en su Fabricación. 1. Materiales de Vidrio: La mayoría de los materiales de laboratorio son de vidrio Pírex (es un vidrio especial a base de boro silicatos, –SiO2, Na2O, CaO, Al2O3; B2O3-, que poseen muy pequeño coeficiente de dilatación, elevado punto de reblandecimiento y gran resistencia a agentes químicos). Estos materiales pueden ponerse en contacto directo con

el calor. Por ejemplo: vasos, tubos balones, etc. Mientras que ciertos materiales sobre todo volumétricos como: buretas, pipetas, fiolas, etc. a pesar de que están hechas de vidrio Pírex, no deben poner en contacto con el calor ya que  pueden variar la precisión en la medida del volumen, por eso que estos materiales tienen en su rótulo la temperatura de trabajo y su precisión.

2.

Materiales de porcelana: Materiales hechos en base a una mezcla de caolín, feldespato y cuarzo calentado a elevada temperatura. Se puede poner en contacto con el calor sin cambios bruscos de temperatura, por ejemplo: crisoles, cápsulas, embudos, etc.

3.

Material Metálico: Son generalmente accesorios, muchos de ellos con revestimiento (cromado), por ejemplo: soporte universal, trípode, pinzas, etc.

4.

Materiales de Madera: Son soportes que no pueden estar en contacto con calor, ni con agentes químicos corrosivos, por ejemplo gradilla, soporte para embudos, etc.

5.

Materiales de Plástico:  Materiales poco empleados en relación a los otros materiales, debido a que son atacados fácilmente por sustancias corrosivas. Ejemplo: pizeta, cuentagotas, etc.

9

2.2.2. Por su Uso Específico 1. Materiales Volumétricos: Son materiales de vidrio, generalmente de vidrio  borosilicatado, destinados para realizar medidas de volúmenes de líquidos, de gases y son muy útiles para los trabajos en laboratorios químicos

a.

Probetas:  Recipientes cilíndricos de vidrio grueso, pico y base amplia para poder  parar algunos son de plástico o polietileno graduada de la base al aforo superior. Se emplean para medir volúmenes cuando no se necesita mucha exactitud. Existen  probetas desde 10 mL hasta 1000 mL.

Figura N° 1

Figura N° 2

b. Pipetas:  Material volumétrico en forma de varilla graduada de arriba hacia abajo. Sirve para  medir volúmenes pequeños  con mucha exactitud y las hay desde 0.5 mL (micro pipetas) hasta de 100 mL. Antes de usar una pipeta, esta se enjuaga con el líquido a medir, después se carga por succión hasta 2 ó 3 cm. Por encima del enrase y se tapa el extremo superior de la pipeta con la yema seca del dedo índice, la pipeta debe mantenerse verticalmente y a una altura tal que la marca se halle al mismo nivel que el ojo. La gota que queda en el extremo se saca tocando una superficie de vidrio, como puede ser un vaso de precipitado u otro material. Se pueden clasificar dos tipos de pipetas:

c.

Pipetas volumétricas: Cuando tiene una marca o aforo y tiene un bulbo intermedio de seguridad. Este tipo de pipeta se utiliza en operaciones que requieren medir volúmenes de líquidos con gran exactitud.

d. Pipetas gravimétricas: Cuando oda la pipeta esta graduada, se emplea para emitir a volúmenes diferentes y son útiles para medir volúmenes aproximados de líquidos, no se emplea para mediciones de precisión.

e.

Fiolas o matraces aforados: Son recipientes de vidrio de cuello muy largo y agosto en la cual tiene una marca o aforo que señala un volumen exacto a una determinada temperatura, que está grabada en el mismo recipiente y generalmente a 20ºC. Se emplea en operaciones de análisis químico cuantitativo para preparar soluciones de

10

concentraciones definidas, por lo tanto este material es de gran exactitud. Existen fiolas desde 5 mL hasta 2000 mL, las más comunes son de 50, 100 y 250 mL.

Figura N° 4

Figura N°3

f.

Buretas: Son tubos largos, cilíndricos y graduados cuyo extremo inferior terminan en una llave de vidrio, la llave sirve para controlar el flujo del líquido con el que se le llene. Su empleo se da en operaciones en que se requiere medir volúmenes con gran exactitud, como son los análisis volumétricos cuantitativos. Antes de ser utilizados, las buretas deben de ser enjuagadas con el líquido a medirse. Existen buretas desde 1 mL (micro buretas) hasta 1000 mL. Pero las más comunes son de 10, 25, 50 y 100 mL.

Figura N° 5

2.

Figura N° 6

Figura N° 7

Materiales de Reacción: Sirven para efectuar reacciones de prueba en pequeñas cantidades. Hay materiales para realizar diversos tipos de reacciones de combinación, de descomposición, de calentamiento, etc.

a.

Tubo de ensayo: Sirve para hacer reacciones en pruebas de pequeñas cantidades, hay de diferentes tamaños y capacidades. Se pueden encontrar tubos de varios tipos:

11



Tubos de Pruebas:  También llamados tubos de prueba, son los tubos comunes de diferentes diámetros y longitudes como son: 18 x 150 y 25 x 150 mm.



Tubos de Ignición: Son tubos pequeños generalmente de 14 x 100 mm de paredes gruesas que se emplea para efectuar calentamiento a alta temperatura.

Figura N° 9

Figura N° 8 

Figura N° 10

Tubos Graduados: Son tubos de vidrio graduados, utilizados para medir volúmenes de gases y para casos especiales. Comúnmente las graduaciones están en 0.1 cc y hay de diferentes capacidades.



Tubos de salida Lateral: Son tubos especiales que tienen un pequeño ramal lateral cerca del borde, se emplean para producir gases, para absorber los gases, para efectuar filtraciones al vacío.



Tubos en “U”:  Son tubos de vidrio que tiene esta forma. Se emplean para hacer reacciones electroquímicas en donde en cada extremo se coloca un electrodo.



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

Figura N° 11

Figura N° 12

Figura N° 13

b. Vaso de precipitados o beaker: Sirven para efectuar reacciones con mayor cantidad de reactivos y en sistema abierto, tiene la forma alta o baja con o sin graduación desde 10 mL hasta 2000 mL.

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Figura N° 14

c. 

Figura N° 15

Matraces Matraz Erlenmeyer:  Son recipientes de forma cónica, fabricados de vidrio generalmente pírex. Su uso más común es en titulaciones (análisis químico cuantitativo) debido a la facilidad que ofrecen para agitar la solución, sin peligro de que esté se derrame, durante la titulación. Sin embargo, también se emplean para efectuar filtraciones ataques, evaporaciones de soluciones capacidades, desde 25 hasta 2000 mL. Los más usados son de 100 y 200 mL.

Figura N° 17

Figura N° 16



Matraz Kitasato: Matraz de vidrio muy resistente que presenta una pequeña tubuladura lateral en el cuello y sirve para realizar filtraciones al vacío.

Figura N° 18

Figura N°19

d. Balones:  Son de recipientes fabricados de vidrio pírex que constan de un cuerpo esférico y un cuello. S le utiliza para realizar diversas reacciones químicas. Existen  balones con capacidades desde 100mL hasta 2000 mL y se pueden encontrar balones de varios modelos: 

Balones con Fondo Plano: Denominados “matraces” compuestos por un cuello largo y boca angosta o de cuello angosto y corto y el de cuello con boca ancha. Los que tienen cuello largo se conocen como balones o matraces de Florencia.

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Figura N°20 

Figura N°21

Figura N°22

Balones con Fondo Redondo:  Los balones de cuello largo constituyen el modelo clásico, empleados para efectuar reacciones donde intervienen el calor también se disponen modelos con cuello corto.



Balones de Destilación:  Estos tienen fondo redondo con el cuello largo y un tubo lateral de salida, situado en el cuello y ligeramente inclinado hacia abajo por donde saldrán los vapores. El otro tipo de balón de destilación es el de Claisen que posee dos cuellos extra, usados para ciertas operaciones especiales de destilación.

Figura N° 23 

Figura N° 24

Figura N° 25

Balón de Reacción: Lo encontramos de forma esférica, corazón, tiene capacidad entre 100 mL hasta 3000 mL, se puede someter a altas temperaturas entre 100 a 250° Celsius.

e.

Lunas de reloj: Son discos de vidrio pírex de diferentes diámetros generalmente cóncavos. Se usan para tapar los vasos de precipitados y así evitar salpicaduras para evaporar pequeñas cantidades de un líquido; para realizar ensayos previos o de corta escala; Para cristalizaciones, sublimaciones (poniendo como tapa otra luna de reloj) y  pruebas de acidez, de basicidad.

14

Figura N° 27

Figura N° 26

f.

Retortas: Son de recipientes de vidrio en forma de pipa cerrada con o sin abertura en la parte superior si hay abertura llevaría tapón de vidrio, la cual puede ser esmerilada o no. Tiene alta resistencia térmica y mecánica; son empleadas para obtener productos volátiles y corrosivos.

3.

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

a.

Embudo: Cono terminado en vástago, sirve para filtrar por gravedad con ayuda de un cartucho de papel filtro, algodón y algún medio filtrante.

b. Pera o embudo e separación o decantación: Embudo con llave en el vástago y cerrado con tapa esmerilada, sirve para separar fases líquidas.

c.

Tubo de centrífuga:  Tubo de ensayo con o sin tapa, terminado en punta con graduación que sirve para separar fases por centrifugación.

Figura N°28

Figura N°29

Figura N°30

d. Papel Filtro: Es un papel de celulosa pura sin carga y sometida a procesos especiales, según el caso al que se destine así por ejemplo, hay con cenizas taradas para efectuar análisis cuantitativos, resistentes a los ácidos, a los álcalis, para filtrar precipitados gelatinosos, grasos, finos, etc. El papel filtro se emplea cortando un círculo cuyo diámetro debe escogerse de tal modo que, una vez doblado y colocado en el embudo, el borde superior de este quede más o menos 1 cm. Por encima del papel. Si se trata de filtrar al vacío, el diámetro

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debe ser tal que encaje perfectamente dentro del embudo de Buchner, por ningún motivo debe quedar doblado el papel filtro.

Figura N°31

e.

Tamices Metálicos: Son mallas metálicas cuya superficie perforada permite efectuar la separación de partículas o granos por tamaños. La magnitud de las perforaciones determina la clasificación de los tamices la cual se realiza generalmente por escala numérica.

f.

Columna de Absorción o Cromatografías: Son columnas cilíndricas de vidrio con entrada y salida apropiadas. Dentro de la columna se deposita una sustancia absorbente específica para un determinado reactivo o sustancia en estado gaseoso o líquido. Este material absorbente separa los componentes de una mezcla por la diferencia de absorción.

Figura N° 32

g.

Figura N°33

Extractores: El más conocido es el equipo de Soxhlet que se utiliza para extraer los componentes solubles de un sólido con un solvente adecuado y así recuperan el compuesto útil de una muestra.

h. Equipo de Destilación:  El equipo en si consta de un balón de destilación y un refrigerante o condensador. El condensador fabricado de vidrio condensa los vapores que se desprenden del balón de destilación, ya que en contracorriente por un tubo concéntrico circula agua fría o algún líquido refrigerante. Existen varios tipos de condensadores, por ejemplo de Liebig (con Tubo condensador central recto) de serpentín o Graham (con tubo condensador central en forma de serpentín o espiral) de bolas (con tubo condensador

16

central en forma de collar) de Friedrich o inverso (con tubo condensador externo, el agua circula por el tubo interno) etc.

Figura N° 34

4.

Figura N° 35

Materiales de Calcinación y Desecación: Son materiales refractarios para someterse a altas temperaturas son generalmente de arcilla, porcelana o platino, etc. a.

Crisol: Es un recipiente pequeño en forma de vaso de arcilla, porcelana o metal sirve  para calcinar muestras pueden tener tapa.

Figura N° 36

Figura N° 37

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

Figura N° 38

Figura N° 39

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c.

Cristalizadores:  Son cilandros de vidrio de baja altura, sirven para cristalizar soluciones por evaporación a temperatura ambiente hay de diversos diámetros y tamaños.

d. Desecadores:   Depósito grande, dividido en dos partes por una parrilla, la inferior sirve para coloca materiales higroscópicos (como CaCl2, CuSO4.Anhidro, P2O5, silicagel, etc.) y la parte superior para poner la sustancia a deshidratar.

Figura N° 40

5.

Figura N° 41

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

Figura N° 40

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

a.

Soporte universal:  Es de estructura metálica, consiste en una varilla metálica de longitud variable enroscada a una base de hierro que puede ser triangular o rectangular. Se utiliza para las diferentes instalaciones, para sostener en posición fija los diversos materiales especialmente cuando se arman aparatos complicados como un equipo de destilación.

Figura N° 42

Figura N° 43

b. Pinzas: Son sujetadores sirven para sujetar accesorios o materiales de laboratorio. Existen varias clases de pinzas:

c.

Pinzas para Crisoles: Son de material metálico tienen forma de una tijera, sirven para sujetar al crisol en una operación de calentamiento, además para manipular al crisol en la mufla en una operación de calcinación.

18

d. Pinzas para Vasos de Precipitados: Son pinzas destinadas a manipular vasos, cuando estos se encuentran calientes, tienen la forma de una tijera y son de estructura metálica.

Figura N° 44

e.

Figura N°45

Pinza para tubos de Ensayo: Son de estructura metálica, sirven para el manejo de tubos de ensayo cuando son sometidos a la acción del calor.

f.

Pinzas para matraz.- Son de estructura metálica, sirven para el manejo de los matraces cuando son sometidos al calor.

g.

Pinzas para Pesas:  Son instrumentos a manea de tenacillas de estructura metálica. Sirven para coger o sujetar las pesas pequeñas que se usan en una operación de pesada y para ser colocados en el centro del platillo de la balanza.

Figura Nº 46

Figura Nº 47

h. Pinza de Mohr o de Presión:  Son de estructura metálica, sirven para controlar el flujo de un fluido que circula a través de un tubo de goma.

i.

Pinzas de Hoffman o de Tornillo: Son de metal, se utilizan en forma similar a la anterior, con la diferencia de que es más precisa en el control de flujo por poseer un anillo graduable.

Figura Nº 49

Figura Nº 48

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 j. Pinzas para Buretas: Son metálicas con mordazas de jebe, se sujeta al soporte universal. Se utilizan para soportar buretas (una o dos según el tipo) en forma vertical.

k. Nueces o Tenazas:  Son de estructura metálica sirve para realizar diferentes conexiones de instrumentos, como: aros, varillas metálicas, etc. al soporte universal. Pueden ser fijas y giratorias.

Figura Nº 50

l.

Figura Nº 51

Aros Metálicos: Son de naturaleza metálica formando por un anillo circular soldado a una varilla delgada del mismo material. Estos se sujetan a los soportes universales con una nuez. Sirven para sostener objetos que tienen alguna parte esférica como un matraz redondo, embudos, etc.

m. Gradillas para Tubos de Ensayo:  Son de metal o de madera. Es una especie de escalerilla portátil y sencilla. Sirve para portar tubos de ensayo durante el trabajo de laboratorio.

n. Porta Embudos: Son de madera tiene una base de madera y una varilla, en la cual se sujeta una madera ahuecada para sostener embudos o peras de decantación.

Figura Nº 53

Figura Nº 52

o.

Trípode: Accesorio metálico, formado por un anillo circular apoyado en tres patas equidistantes, que son varillas delgadas. Sirven para colocar sobre la rejilla metálica o de asbesto en una operación de calentamiento.

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

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Figura Nº 54



Figura Nº 55

Figura Nº56

Rejillas con Centro Cerámico: Son similares a las rejillas metálicas, pero posee en la parte central una sustancia llamada cerámico. Se utiliza para difundir la llama producida por un mechero en una operación de calentamiento, obteniendo un calentamiento suave y uniforme, además se consigue evitar los cambios  bruscos de temperatura. Se coloca sobre el trípode.

q. Triángulo Refractario: Esta constituido de dos partes, una de metal y la otra de un material refractario como la porcelana, el cual cubre en forma de tubo concéntrico a un triángulo de metal. Se usa para sostener a los crisoles en el trípode durante el calentamiento o la calcinación.

Figura Nº 57

6.

Materiales para Usos Diversos: a.

Varillas de Vidrio o Baguetas: Son varillas gruesas de vidrio de 3, 5, y 7 mm de diámetro y de largo conveniente, con ambos extremos redondeados. Las baguetas sirven para agitar y trasvasar líquidos. La varilla “policía” es la que tiene un trozo de 3 cm. de tubo de goma en uno de sus extremos, convenientemente fijado; es emplea para desprender partículas de precipitados, que no es posible removerlo con chorros de agua de la pizeta. Por precaución, la varilla de goma no debe ser empleada para agitar, ni se la debe dejar en la solución.

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Figura Nº 59

Figura Nº 58

b. Piedras de Ebullición: Son perlas de vidrio, cuya finalidad es romper la tensión superficial de un líquido, antes de que este hierva y así, evitar las proyecciones.

c.

Pizetas: Son frascos de plástico o polietileno, algunas veces de vidrio, con sifón; en el que se llena agua destilada y permiten emplearla fácilmente para lavar precipitados o  para diluir precipitados.

Figura Nº61

Figura Nº 60

d. Frascos Goteros o Cuentagotas: Son frascos de vidrio o plástico diseñados especialmente para dosificar pequeños  volúmenes (gotas) de reactivos o sustancias liquidas.

Figura Nº 63

Figura Nº 62

e.

Espátulas: Son instrumentos de forma plana, alargada, de metal y con bordes afilados,  provistos de un mango de madera. Sirven para coger, trasladar o transportar muestras sólidas o reactivos químicos puros, durante la operación de pesada en una balanza.

22

Figura Nº 64

f.

Figura Nº 65

Tubos de Goma o Mangueras: Tienen una gran utilidad en las conexiones en cualquier dirección, de algún fluido o fluidos apropiados, de acuerdo a la calidad del material construido.

Figura Nº 67

Figura Nº 66

g.

Morteros: Son materiales semiesféricos de base plana, que son fabricados de  porcelana, de acero u otro tipo de material duro. Consta de dos partes: el mazo o  pistilo y el mortero propiamente dicho que es el recipiente donde se opera. Los morteros se emplean reducir de tamaño, triturar, pulverizar pequeñas cantidades de muestra sólida por percusión. Existen varios tipos de morteros y algunos son: 

Morteros de Acero:  Fabricados de una aleación de fierro y otros metales, se usan para disgregar minerales y rocas en estado sólido.



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

Figura Nº 68

Figura Nº69

23



Morteros de Vidrio: Utilizado en donde se requiere gran pureza y limpieza de sustancias o cuerpos sólidos menos duros que el vidrio.



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

Figura Nº 70

Figura Nº 71

2.3. Instrumentos de Laboratorio. Son aquellos instrumentos mecánicos o eléctricos, simples o complejos que se utilizan en el laboratorio. A continuación mencionaremos los más comunes.

a.

Balanzas: Son instrumentos diseñados para la determinación de masa de diversas sustancias. Se dispone de diversos tipos o modelos de balanzas, entre las que tenemos: balanza analítica, con una resolución de ± 0.0001 g para mediciones de masa menores a 300 g y las balanzas técnica que permiten otro tipo de mediciones.

Figura Nº 73

Figura Nº 72

a.

Densímetros o Aerómetros: Son tubos de vidrio cerrados, de forma especial, con un lastre en su parte inferior para mantenerlos verticales y una escala impresa en su parte interior. Estas escalas están graduadas para líquidos de mayor o menor densidad que el agua. El densímetro se hace flotar en el líquido cuya densidad se desea medir y el enrase del menisco observado de la superficie libre sobre la escala graduada nos dará la densidad respectiva.

24

Figura Nº 75

Figura Nº 74

b. Termómetros:  Son instrumentos destinados a medir temperaturas con escalas en grados centígrados o Fahrenheit (ºC o ºF). El tipo más usual es aquel que tiene graduaciones desde 10 ºC hasta 200 ºC. Son utilizados generalmente en

operaciones de destilación,

determinaciones de puntos de fusión y ebullición, temperaturas de reacción.

Figura Nº 76

c.

Figura Nº 77

pH−meter: Es un aparato que mide la concentración de iones hidrógeno (H+), es decir, el pH de una solución. Posee electrodos, los cuales debe estar en contacto con los iones disueltos de la solución, para luego transmitir una fuerza electromotriz y reportar datos que relacionan la concentración de la solución, expresada directamente en pH.

Figura Nº 78

e.

Figura N º 79

Figura Nº 80

Conductímetro: Es un aparato que mide la conductividad, es decir medida de la capacidad de una disolución acuosa para transportar la corriente eléctrica.

25

Figura Nº 81

f.

Mecheros:  Son aparatos destinados a quemar combustible. Los de uso general en el laboratorio son de vidrio y de metal. El primero se emplea para quemar alcohol (mechero de alcohol) y el segundo para quemar gas (mechero de Bunsen).

g.

Mufla Eléctrica:  Es una cámara cerrada, construida de material refractario. En la puerta anterior tiene un agujero de observación. Funciona a electricidad para producir calefacción. Le temperatura máxima es de 1200ºC, en lo posibles debe poseer un termómetro o termocupla.

Figura Nº 82

Figura Nº 83

h. Planchas Eléctricas:  Se utilizan para calentamiento y evaporación de soluciones. Para  protegerse de los humos, vapores y derrame de líquidos corrosivos, los

elementos

calefactores y los conductores internos están cubiertos y aislados convenientemente.

i.

Estufas Eléctricas: Sirven para secar precipitados o sustancias sólidas a temperaturas relativamente bajas, por calefacción eléctrica funcionan desde la temperatura ambiente hasta 250 ó 300 ºC, tienen un termorregulador, que cumple la función de regular la temperatura del aparato.

26

Figura Nº 85

Figura Nº 84

 j.

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

k. Baño María: Aparato que consiste en un recipiente con resistencia eléctrica, en el recipiente se coloca agua, la que se calienta, produciendo un baño caliente. Existen baños María que  permiten regular la temperatura del baño mismo.

Figura Nº 86

l.

Figura Nº 87

Baño de Arena: Aparato que consta de un recipiente que contiene arena, debajo del cual hay una resistencia eléctrica que permite calentar.

Figura N° 88

27

2.4. Reactivos Químicos. Los reactivos químicos son las sustancias empleadas en el laboratorio para hacer reacciones de  pruebas, analíticas u otras. Los reactivos químicos se pueden clasificar de dos maneras.

2.4.1 a.

Por su Naturaleza. Reactivos Inorgánicos: Son de naturaleza inorgánica, con pocas excepciones. Se puede clasificar como: 

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

Figura N° 89 

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

Figura N° 90 

Elementos Puros: Sustancias en estado elemental, generalmente inestables. Se debe tener especial cuidado con su almacenaje, mantenerlos en queroseno.

b.

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

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



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

28

Figura N° 91 

Indicadores:  Sustancias que se comportan diferente frente a ácidos y bases, por ejemplo: fenolftaleína, anaranjado de metilo, rojo de metilo, etc.

Figura N° 92

c.

Productos Químicos: Productos auxiliares, no clasificados, de diversa naturaleza. Tales como arena, silicagel, carbón activado, piedra pómez, etc.

2.4.2. 

Por su Pureza. Reactivos Pro−Análisis (P.A.):  Son reactivos de alta pureza, usados para realizar análisis y reacciones cuantitativas en trabajos de investigación.



Reactivos Químicamente Puro (Q.P.):  Son reactivos de menor pureza que los anteriores, se usa para reacciones semi-cuantitativas y experimentos afines.



III.

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

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL a. 

Materiales Fiolas

a. Materiales Escobillas para vasos de pp 



Vasos de precipitados (pp)



Bureta



Matraz



Balón con fondo plano



Bagueta o varilla de vidrio



Balón con fondo redondo



Mortero



Tubos de centrifuga



Soporte universal



Peras de decantación



Embudo



Gradillas

29



Luna de reloj



Porta pipetas



Mechero de alcohol



Trípode



Pipetas Pasteur descartables



Pinza para vaso de pp



Pizeta



Pinza para tubos de ensayo



Probetas



Pinza para crisoles



Malla con centro cerámico



Fiola



Tapones de jebe



Peras de decantación



Auxiliar de macropipeteado



Cristalizadores



Espátula



Capsula de porcelana



Micro espátula

b. Equipos Balanza analítica 

IV.

b. Equipos Equipo de destilación 



Balanza granataria



Lactodensímetro



Estufa



Alcoholímetro



Centrifuga



Densímetros



Baño maría



Medidor de pH (pH-meter)



Potenciómetro



Conductímetro



Equipo soxhlet

REPORTE DE RESULTADOS Experimento Nº 1: Clasificación de los Materiales de laboratorio de acuerdo a su función Describa las características de cada uno  

Dibujar los materiales de laboratorio

Experimento Nº 2: Características del material En los siguientes materiales de vidrio, cada uno de ellos presenta ciertas características que se encuentran en el mismo material. Llegar el cuadro de acuerdo a lo que se te indica.

Cuadro N° 1: Características del material de Vidrio Nº

Materiales

Capacidad Máxima mL

1 Probeta

30

Rango de temperatura

Márgenes de error

2 Vaso

3 Matraz

4 Pipeta Volumétrica

5 Pipeta Gravimétrica

6 Fiola V.

CUESTIONARIO 1.

¿Cómo se clasifican los materiales de laboratorio?

2.

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

3.



Materiales de vidrio



Materiales de porcelana



Materiales de plástico



Materiales de metal

Menciona los materiales de laboratorio usados para: 

Medir volúmenes

31

4.



Realizar calentamiento



Medir volúmenes con Precisión



Trituración

Indique en qué tipo de recipientes se deben almacenar las soluciones de:

a) Bases (OH-) b) Inestables a la luz. c) Ácidos (H+) d) Ácidos oxidantes 5.  Nombra los siguiente materiales e instrumentos de laboratorio: Cuadro N° 2: Función de los Materiales

°

Materiales

Nombre

Función/

1

2

3

4

5

6

32

7

6.

¿Qué tipo de polímeros se emplean en la fabricación de materiales de laboratorio, mencione las ventajas y desventajas comparativas en relación a las materiales tradicionales, vidrio  porcelana, metal.

7.

¿Cómo se debe limpiar el material de vidrio?

8.

Mencione los materiales necesarios para pesar 5 g de cloruro de sodio.

Manual de Seguridad

VII.

1.

¿Cuál es la vestimenta que debe usarse para el trabajo en el laboratorio?

2.

¿Dónde se deben eliminar los residuos sólidos en el laboratorio?

BIBLIOGRAFIA N°

CODIGO

AUTOR/TITULO

1

540 –B94-2013

BURNS, R. A.,  2011Fundamentos de Química. Quinta edición. México.

2

542.1 C28

CITCA, 2013 Química Experimental Aplicaciones .Quinta edición. Perú

3

540-CH518-2007 CHANG R., 2007 Química. Novena Edición Editorial. Mc Graw Hill. México

33

PRÁCTICA Nº 2 MEDICIÓNES I.

OBJETIVOS. Conocer las técnicas usadas en la determinación de las diferentes magnitudes susceptibles de  ser medidas, tales como la, masa, volumen y densidad. 

II.

Efectuar cálculos para determinar el error porcentual.

FUNDAMENTO TEÓRICO Medición:  En el campo químico, las mediciones son las observaciones cuantitativas. Toda medición consta de dos partes: un número y una unidad, ambos son necesarios para que la medición tenga significado. Los elementos observables fundamentales, de los que pueden derivarse todos los demás, son la longitud, la masa y el tiempo. Una vez que se ha seleccionado lo observable, deben asignarse las unidades de medición para los tres. A la unidad de medida también se le denomina patrón de medidas y debe cumplir tres condiciones: •

Debe reproducirse fácilmente.

•

Debe ser universal.

•

Debe ser inalterable.

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

2.1 Unidades Fundamentales En 1960 se llegó a un acuerdo internacional que especificaba un grupo dado de unidades métricas para emplearse en mediciones científicas. Estas unidades preferidas se denominan unidades SI, que es la abreviatura del sistema internacional de unidades. El sistema SI tiene 7 unidades fundamentales de las cuales se derivan todas las demás, para ver las 7 unidades los  plasmaremos en el cuadro siguiente.

Cuadro Nº 1: Unidades Fundamentales: UNIDAD

MAGNITUD .

Nombre

Símbolo

metro

m

kilogramo

kg

• Tiempo

segundo

s

• Intensidad de Corriente Eléctrica

ampere

A

kelvin

K

mol

mol

candela

cd

• Longitud • Masa

• Temperatura Termodinámica • Cantidad de Sustancia • Intensidad Lumínica

34

2.2 Introducción: Teoría de Errores Por mucho que sea la diligencia y cuidado al realizar cualquier determinación práctica física y,  por muy sensibles y precisos que sean los aparatos utilizados, es prácticamente imposible evitar realizar mediciones sin error. Los errores son considerados como la variación entre los valores hallados y el real o verdadero, el cual generalmente nos es desconocido. Tampoco el error, aunque lo conociéramos, nos daría una medida cierta de su importancia, ya que ésta dependerá no de la magnitud de dicho error, sino de la magnitud de la medida a valorar y de la necesidad de aproximación a su valor real. Una diferencia, por ejemplo, de 0,1 mm en la medida del espesor de un cabello, no se podrá considerar como buena, pero esa misma diferencia en la medida de la distancia entre Lima y Arequipa podría considerarse como extraordinaria. Todas las medidas experimentales vienen afectadas de una cierta imprecisión debida a las imperfecciones del aparato de medida o a las limitaciones impuestas por nuestros sentidos, que deben registrar la información. El principal objetivo de la teoría de errores consiste en acortar el valor de dichas imprecisiones.

2.2.1

Instrumentos de medida: exactitud, precisión y sensibilidad La parte fundamental de todo proceso de medida es la comparación de cierta

cantidad de la magnitud que deseamos medir con otra cantidad de la misma que se ha elegido como unidad patrón. En este proceso se utilizan los instrumentos de medida que  previamente están calibrados con las unidades patrón de referencia. Un instrumento de medida se caracteriza por los siguientes factores:

a.

Exactitud: Se define como el grado de concordancia entre el valor verdadero y el valor experimental, de modo que un aparato es tanto más exacto cuanto más aproximado es el valor de la medida realizada al valor verdadero de la magnitud medida.

b.

Precisión: Hace referencia a la concordancia entre varias medidas de la misma magnitud, realizadas en condiciones sensiblemente iguales. Es por tanto un concepto relacionado con la dispersión de las medidas, de modo que un aparato será tanto más  preciso cuanto menor sea la diferencia entre distintas medidas de una misma magnitud

c.

Sensibilidad:  Es la variación de la magnitud a medir que es capaz de apreciar el instrumento. Mayor sensibilidad de un aparato indica que es capaz de medir variaciones más pequeñas de la magnitud medida.

35

Figura N° 93: Exactitud y Precisión

2.3 Clasificación de los errores: El error se define como la diferencia entre el valor verdadero y el obtenido experimentalmente. Los errores siguen una ley determinada y su origen reside en múltiples causas, y respecto a ellas se pueden clasificar en dos grandes grupos:

a.

Errores sistemáticos: Tienen que ver con la metodología del proceso de medida (forma de realizar la medida): 

Calibrado del aparato.  Normalmente errores en la puesta a cero. En algunos casos errores de fabricación del aparato de medida que desplazan la escala. Una forma de arreglar las medidas es valorando si el error es lineal o no y descontándolo en dicho caso de la medida.

b. Error de paralaje: cuando un observador mira oblicuamente un indicador (aguja, superficie de un líquido,...) y la escala del aparato. Para tratar de evitarlo o, al menos disminuirlo, se debe mirar perpendicularmente la escala de medida del aparato.

c.

Errores accidentales o aleatorios: Se producen por causas difíciles de controlar; por ejemplo momento de iniciar una medida de tiempo, colocación de la cinta métrica, etc. Habitualmente se distribuyen estadísticamente en torno a una medida que sería la correcta. Para evitarlo se deben tomar varias medidas de la experiencia y realizar un tratamiento estadístico de los resultados. Se toma como valor o medida más cercana a la realidad la media aritmética de las medidas tomadas.

2.4 Cálculo de errores: Error Absoluto, Error Relativo. Bien sea una medida directa (la que da el aparato) o indirecta (utilizando una fórmula) existe un tratamiento de los errores de medida. Podemos distinguir dos tipos de errores que se utilizan en los cálculos:

2.4.1

Error absoluto (Ea.):  Es la diferencia entre el valor de la medida y el valor tomado como exacto (valor verdadero o valor probable).   Puede ser positivo o negativo, según si la medida es superior al valor real o inferior a 5 el, (el resultado  puede ser positivo o negativo). Tiene unidades, las mismas que las de la medida. Si

36

llamamos x a la medición y V al valor verdadero o valor probable , el Error absoluto será:

 =    

Observación: Se define también como error absoluto de una magnitud tomada de un conjunto de datos, como la semi diferencia entre los valores extremos  (el mayor valor menos el menor valor de las mediciones realizadas, es decir.

 = 2.4.2

  –  

Error relativo (Er): Es el cociente (la división) entre el error absoluto y el valor verdadero o probable. Si se multiplica por 100 se obtiene el tanto por ciento (%) de error o error porcentual. Al igual que el error absoluto puede ser positivo o negativo (según lo sea el error absoluto) porque puede ser por exceso o por defecto. No tiene unidades.

El “Error Relativo”, definido por el cociente entre el error absoluto y el valor real, está dado por la fórmula:

 = 2.4.3

 

El Error Porcentual se obtiene al multiplicar por 100 el Error Relativo; es decir:   =  ∗  %

2.5 Cálculos con datos experimentales: En las Ciencias Experimentales, las reglas que generalmente se adoptan en el cálculo con datos experimentales son las siguientes: 

Una medida se deberá repetir tres o cuatro veces para intentar neutralizar el error accidental.



Se tomará como valor real o valor probable (que se acerca al valor exacto) la media aritmética simple de los resultados o promedio de las mediciones.



El error absoluto de cada medida será la diferencia entre cada una de las medidas y ese valor tomado como exacto (la media aritmética).



El error relativo de cada medida será el error absoluto de la misma dividido por el valor tomado como exacto (la media aritmética).

2.6 Cifras Significativas. Son todos los dígitos que se conocen con seguridad, o de los que existe una cierta certeza. El número de cifras significativas es el número de cifras sin contar ceros a la izquierda. Se considera que las cifras significativas de un número son aquellas que tienen significado real o aportan alguna información. Las cifras no significativas aparecen como resultado de los cálculos y no tienen

37

significado alguno. Las cifras significativas de un número vienen determinadas por su error. Son cifras significativas aquellas que ocupan una posición igual o superior al orden o posición del error. Para ello plasmamos en el siguiente cuadro, algunas normas de uso de las cifras significativas:

Cuadro Nº 2: Normas para reconocer una cifra significativa Norma

Ejemplo

Son significativos todos los dígitos distintos de cero.

8 723 tiene cuatro cifras significativas

Los ceros situados entre dos cifras significativas son significativos.

105 tiene tres cifras significativas

Los ceros a la izquierda de la primera cifra significativa no lo son.

0,005 tiene una cifra significativa

Para números mayores que 1, los ceros a la derecha de la coma son significativos.

8,00 tiene tres cifras significativas

Para números sin coma decimal, los ceros posteriores a la última cifra distinta de cero pueden o no considerarse significativos. Así, para el número 7,0 podríamos considerar una o dos cifras significativas. Esta ambigüedad se evita utilizando la notación científica.

7,0 7 x 10-1 tiene una cifra significativa 7,0 10-1 tiene dos cifras significativas

Ejemplos: 3 400 ± 100 tiene dos cifras significativas.  

100,0 ± 0,1 tiene cuatro cifras significativas



0,0005670 ± 0,0000001 tiene cuatro cifras significativas.

2.7 Densidad La densidad es una importante propiedad características de la materia .Cuando decimos que el  plomo es “pesado”, o que el aluminio es “ligero”, en realidad nos referimos a la densidad de los metales. La densidad se define como la masa por unidad de volumen.

=

 

La densidad de un sólido se da en gramos por centímetros cúbico (g/cm3)

Ejemplo: a. Un matraz lleno hasta la marca de 25,0 mL contiene 27,42g de una solución de sal y agua. ¿Cuál es la densidad de esta solución?  =  ρ=

27,42 g 25,0 mL

= 1,0968

38

g mL

= 1,10g/mL

Tabla N° 1: Densidad de los metales Densidades de varios materiales a temperatura ambiente Sólidos

g/cm3

Líquidos

g/mL

Gases

g/L

Magnesio

1,74

Agua (20°C)

0,9998

Amoniaco

0,771

Aluminio

2,70

Agua (4°C)

1,000

Neón

0,901

Hierro

7,86

Cloruro de metileno

1,34

Nitrógeno

1,25

Cobre

8,96

Cloroformo

1,49

Aire (seco)

1,29

Plomo

11,4

Ácido sulfúrico

1,84

Oxígeno

1,42

Oro

19,3

Mercurio

13,55

Dióxido de carbono

1,96

Ejemplo: b.

¿Cuál sería el volumen de 46,1 g de Mercurio? 461 g

13,55 g/mL =

2.7.1

 v

= 34,0 mL

Densidad relativa Es el cociente de la masa de cualquier sustancia entre la masa de un volumen igual al agua en las mismas condiciones.

La densidad relativa del agua es 1 g/mL

densidad relativa de una sustancia =

densidad de la sustancia densidad del agua

La densidad relativa carece de unidades, debido a que se dividen dos valores con las mismas unidades, lo cual da un número sin unidades.

Densidad relativa de una sustancia =

densidad de la sustancia densidad del agua

Ejemplo c.

La densidad de un líquido es de 1,5 g/mL ¿Cuál es la densidad relativa? Densidad relativa de una sustancia =

1,5 g/mL 1,0 g/mL

densidad relativa de una sustancia = 1,5

39

d. Un picnómetro vacío tiene una masa de 25,0224 g; se llenó con agua pura y la masa total fue de 34,9495 g. El mismo picnómetro se llenó con una solución de anticongelante y entonces la masa total fue de 35,9858. ¿Cuál es la densidad de la solución anticongelante? Masa del anticongelante

Masa del picnómetro

Picnómetro + anticongelante = 35,9858 g

Picnómetro + agua = 34,9495 g

Picnómetro vacío

= 25,0224 g

Picnómetro vacío = 25,0224 g

Masa del anticongelante

= 10,9634 g

Masa del agua

 =   ,     ×

   =

3.

IV.

  ,    

   

=

= 9,9271 g

=  ,  

,   ,  

=   ,  /

PARTE EXPERIMENTAL Materiales Probetas de 50 mL 

Reactivos 

Alcohol comercial: C2H5OH



Probeta de 100 mL



Cloruro de Sodio: NaCl(s)



Pipeta Gravimétrica de 5 mL



CuSO4(ac)



Pipeta Volumétrica de 10 mL



Agua destilada H2O(l)



Matraz de 250 mL



Leche



Densímetros



Alcoholímetro



Lactodensímetro



Vasos de pp de 250 mL



Balanza analítica cap. 200 g.



Pizetas



Balanza granataria cap. 200 g



Picnómetro de 10 mL

Equipos

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Recomendaciones al alumno ante de realizar la práctica Deberá llevar el mandil puesto hasta finalizar la práctica  Deberá colocarse los lentes de seguridad durante la parte experimental.  Experimento Nº 1.Determinación de la masa para muestras sólidas Determinar las masas de 03 objetos diferentes: 

40



El profesor solicitara al alumno los tres objetos



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



Tabular los resultados considerando las masas en ambas balanzas:

Balanza analítica: Valor verdadero (Valor real)

Balanza granataria: Valor estimado (Valor medido)

Figura N° 94

Figura N° 95

%   =

ǀ ()   ( )ǀ ǀ ( )ǀ

  %

Experiencia Nº 2. Medición de la Densidad A. Determinación de Densidad de sólidos Métodos: Probeta o Desplazamiento Muestra:  Cloruro de sodio NaCl (s). o sulfato de cobre CuSO4(s) 

En una probeta limpia de 50 mL, colocar 30 mL de etanol exactamente medido, este constituye el volumen inicial representado por (V1)



Pesar exactamente 5 g de Cloruro de sodio NaCl (s). en una luna de reloj



Introducir el sólido en la probeta, y observar el aumento del volumen de etanol, lo que indica el desplazamiento y leer el volumen final, representado por (V2)



Calcule el volumen del sólido, cloruro de sodio (V), el cual se encuentra por diferencia.  =      



Calcule la densidad del sólido, con los datos obtenidos

B. Determinación de Densidad de Líquidos B.1 Método de la Probeta: Densidad del Etanol

41



Pesar una probeta limpia y seca, luego llenar con etanol hasta un volumen de 50 mL Utilizar la pizeta y ajustar el menisco, vuelva a pesar la probeta pero esta vez más el alcohol.



Masa de la probeta limpia y seca m1



Masa de la probeta más el etanol m2



Encuentre la masa del etanol m por diferencia de masas.  =    

B.2 Método del Densímetro o Aerómetro (Alcoholímetro, lactodensímetro, densímetro) En una probeta de 500 mL colocar 500 mL de alcohol.  

Sumergir el densímetro en la sustancia problema y antes de dejarlo en libertad, se deberá de darle un movimiento rotacional, evitando que se adhiera a las paredes de la  probeta.



La lectura se tomará a la altura del menisco que corta el vástago del densímetro. Antes de usar el densímetro para otras muestras se debe de lavar y secar.



Repetir el procedimiento para la leche, use el lactodensímetro y para la solución saturada de cloruro de sodio emplee el densímetro adecuado.

B.3 Método del Picnómetro 

Pesar el picnómetro de 10 mL, con ello hallaremos la masa m1



Llenar el picnómetro con etanol hasta su capacidad máxima y colocar su tapa y luego secar y volver a pesar y tendremos la masa  m2

V.



Encuentre la masa del peso del etanol por diferencia de masas.  =   



Hallar la densidad del etanol por el método del picnómetro.

REPORTE DE RESULTADOS Experimento N° 1: Mediciones de masas 

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



analítica y en la otra balanza (el valor estimado), Calcular el porcentaje de error.



Error Absoluto



Error Relativo

Tabla N°2.1: Mediciones de masas Objetos Masas

(Valor Medido) Balanza digital (0,01 g)

(Valor Real) Balanza analítica (0,0001g)

Objeto N° 1 Objeto N° 2 Objeto N° 3

42

% de error

Error Relativo

Error Absoluto

Experimento N° 2: Densidades 3.7.1

Determinación de Densidad de sólidos Determinar la densidad del Cloruro de Sodio 

3.7.2

Determinación de Densidad de Líquidos

B.1 Método de la Probeta Calcular la densidad del etanol.  B.2 Método del densímetro o aerómetro Hallar la densidad del etanol por el método del alcoholímetro  

Hallar la densidad de la leche por el método de lactodensímetro



Hallar la densidad de una solución de NaCl por el método del densímetro

B.3 Método del Picnómetro Calcular la densidad del etanol  

Comparar los tres valores de la densidad obtenidos para el etanol.

Tabla N°2.2: Comparación de densidades para el etanol Producto

Método del Picnómetro

Método del alcoholímetro

Método de la probeta

Etanol

VI.

CUESTIONARIO Términos claves a. Balanza analítica

a. Picnómetro

b. Densidad

b. Densímetros

c.

c. Alcoholímetro

Densidad relativa ( gravedad específica)

d. Masa e. Peso

d. Precisión e. Exactitud

1.

¿Cuál es la diferencia entre peso y masa?

2.

¿Porque flota la madera y el hielo en el agua?

3.

¿Porque es importante la densidad en los procesos industriales? De un ejempló detallado.

4.

Cuantos mililitros contiene aproximadamente una lata de aluminio de bebida gaseosa?

5.

Para medir 86 mL de ácido, te conviene utilizar una.

a.

Pipeta graduada de 10,0 mL

b. Probeta de 100 mL c. 5.

Bureta de 50 mL

¿Cuántas cifras significativas tiene cada uno de los siguientes números siguientes?

a.

0,0708

43

b. 0,6070 c.

0,007

d. 1200

6.

e.

21,0400

f.

5,80× 10−3

¿Cuál es la masa en (kilogramos) de un bloque de plomo que mide 20 cm x 20 cm x 10 cm? Usar la tabla N° 1 del manual.

7.

¿Cuál es la masa (en kilogramos) de un bloque de aluminio que mide 20 cm x 320 cm x10 x cm?

8.

Un trozo irregular de metal que pesa 109,2 g se colocó en una probeta con 21,0 mL de agua. El volumen total del agua más el trozo del metal fue de 34,6 mL.

a.

¿Cuál es la densidad del metal?

b. Con base en la lista de densidades ¿de cuál metal podría tratarse? c.

¿Porque no se puede estar seguro por completo de la naturaleza de este metal teniendo en cuente solo este análisis?

10. Se llenó un picnómetro con un líquido problema. La masa del picnómetro vacío es de 15,2132 g. La masa del picnómetro más el muestra liquida fue de 23,4478 g. Se limpió el picnómetro y se llenó de nuevo con agua destilada, obteniéndose una masa total de 25,9263 ¿Cuál es la densidad del líquido problema?

Manual de seguridad 1. ¿Qué operaciones en el laboratorio son consideradas peligrosas? 2.

¿Qué tipo de extintores tenemos en el laboratorio? ¿en qué caso se recomendaría usar en caso de amago de incendio de la estufa?

VII.

BIBLIOGRAFIA N°

CODIGO

AUTOR/TITULO

1

540 –B94-2013

2

542.1 –C28

3

540-CH518-2007

BURNS, R., 2011 Fundamentos de Química. Quinta edición. México. CITCA, 2013 Química Experimental Aplicaciones .Quinta edición. Perú CHANG R., 2007, Química. Novena Edición Editorial. Mc Graw Hill. México.

44

PRÁCTICA Nº 3 OPERACIONES BÁSICAS EN EL LABORATORIO I.

OBJETIVOS Conocer las operaciones básicas, empleadas con mayor frecuencia en los trabajos de  laboratorio. 

Efectuar la separación de los componentes mezclas homogéneas y heterogéneas.



Adquirir destreza y habilidad en la manipulación de los materiales usados en las distintas operaciones básicas del laboratorio.

II.

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

operaciones básicas debido a que se repiten constantemente. Difieren unas de otras por su simplicidad o complejidad. A continuación detallamos algunas definiciones de las operaciones básicas en el laboratorio de química.

1.

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

medio de pequeños molinos o morteros de acuerdo a las características del material. Seguidamente de esta operación se hace uso de tamices para la separación de acuerdo al tamaño de la partícula.

2.

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

soluciones diferentes se mezclan o cuando tiene lugar una reacción química y el producto o uno de los  productos es el sólido insoluble en el solvente o agua en que se encuentra, el sólido generalmente aparece como una suspensión o en casos especiales como un coloide.

Figura N° 96

3.

Figura N° 97

Decantación:  Operación que consiste en dejar en reposo una solución que contiene un  precipitado con el objeto de que el insoluble se deposite en el fondo del recipiente por influencia de la fuerza de la gravedad y el líquido sobrenadante puede ser separado por simple escurrimiento.

45

Figura N° 99

Figura N° 98

4.

Filtración:  Es la operación que consiste en separar los componentes de una mezcla heterogénea (Sólido – Líquido) a través de un medio poroso papel filtro que retengan las  partículas sólidas, en esta operación se emplea como material embudo, bagueta, porta embudo,  papel filtro que se fija al embudo con ayuda del agua destilada para trasvasar el contenido se ayuda con la bagueta. El sólido adherido al papel filtro se denomina residuo y el líquido que  pasa se llama filtrado.

Figura N° 100

5.

Figura N° 101

Centrifugación: Método de separación de difícil filtración de una mezcla, tiene la ventaja de no requerir papel filtro, es una operación muy rápida, las partículas sólidas suspendidas en el líquido se depositan en el fondo del recipiente, mientras que las ligeras sobrenadan, por acción de la fuerza centrífuga.

Figura N° 103

Figura N° 102

6.

Evaporación:  Consiste en hacer pasar una sustancia en estado líquido al estado de vapor, operación que se realiza a temperatura ambiente o a mayor temperatura, operación que se

46

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

Figura N °104

7.

Cristalización:  Método empleado para separar sustancias de sus disoluciones en forma de cristales geométricos. Se funda en que la mayoría de los sólidos, son más solubles en caliente que en frío o a la inversa. Operación que se utiliza para obtener sustancias sólidas de alta  pureza, formadas por partículas de tamaño uniforme.

Figura N° 106

Figura N° 105

8.

Lavado: Consiste en la eliminación de sustancias solubles que impurifican el precipitado. La naturaleza del líquido de lavado depende de la solubilidad y propiedades químicas del  precipitado, de la impureza que se han de eliminar y de la influencia que debe tener la solución del lavado que queda con el precipitado en los tratamientos posteriores del mismo antes de la  pesada.

9.

Desecación:  Operaciones que consisten en eliminar en contenido de humedad de los  precipitados obtenidos al filtrar una mezcla o de materias que tienen agua incluida, mediante la acción del calor producido en la estufa. Corrientemente se llama secado cuando la temperatura empleada no excede de los 200 °C y se realiza en la estufa.

10. Calcinación:  Operación muy similar a la desecación, con la diferencia que se emplea para descomponer la materia orgánica, obteniendo un residuo blanco denominado cenizas. Operación que emplea temperaturas superiores a 250 °C y se efectúa en la mufla.

47

Figura N° 108

Figura N° 107

11. Pesado: Es una operación que consiste en la determinación del valor más cercano al valor exacto de la masa de una sustancia, para lo cual se emplean balanzas de diferentes modelos y tipos. El tipo de balanza más empleado en el laboratorio es la balanza analítica, la cual c uantifica la cantidad de masa de una sustancia, con una sensibilidad de 0.1 mg .La carga máxima de este instrumento varía entre los 100 y 200 gramos.

Figura N° 109

12. Destilación:  Operación que se utiliza para separar de una sustancia líquida volátil de una mezcla homogénea (líquidos miscibles), mediante el paso de uno de los componentes del estado líquido al estado gaseoso (evaporación), producido por el calentamiento; y  posteriormente al estado líquido (condensación), producido por la refrigeración. Esta operación se fundamenta en la diferencia del punto de ebullición de las sustancias a separarse. Existen varios tipos: destilación simple, destilación fraccionada, destilación al vacío, etc.

a.

Destilación Simple: Se utiliza para separar los componentes de una mezcla líquida o de un sólido en solución, los componentes deben poseer puntos de ebullición inferiores a 150 ºC y estos deben de diferir ampliamente entre sí, más de 25 ºC.

48

Figura N° 110

b. Destilación Fraccionada: Se utiliza para separar los componentes de una mezcla líquida, cuando los puntos de ebullición de los componentes son muy cercanos entre sí, menos de 25 ºC. En este tipo de destilación se utiliza una columna de fraccionamiento.

Figura N° 111

c.

Destilación al Vació o a Presión Reducida:  Se utiliza para separar líquidos con un  punto de ebullición superior a 150 ºC o que se descompone a alta temperatura. Como un líquido hierve cuando su presión de vapor iguala a la presión externa, se puede reducir el  punto de ebullición disminuyendo la presión a la que se destila.

Figura N° 112

49

Figura N° 113

13. Extracción: Esta operación consiste en la separación de un componente de una mezcla, sólida o líquida, mediante el empleo de un solvente, es decir, la mezcla se trata con un solvente que disuelva solamente uno de los componentes o algunos de ellos. Por tanto, la extracción se basa en el reparto selectivo del soluto entre dos fases no miscibles, que pueden ser una acuosa y una orgánica. Los solventes frecuentemente empleados son: acetona, benceno, éter, alcohol, etc. Existen dos tipos de extracciones:

Figura N° 115

Figura N° 114

14. Cromatografía: Es una técnica sumamente eficaz de separación analítica, basada en la distribución de los componentes de la mezcla entre dos fases inmiscibles: una fase móvil, que transporta las sustancias que se separan y que progresa en relación con la fase estacionaria. La fase móvil puede ser un liquida o un gas y la estacionaria puede ser un sólido o un líquido. Existen varios tipos de cromatografía: cromatografía en papel, en capa delgada o fina, en columna, por intercambio iónico, de gases, etc.

Figura N° 116

Figura N° 117

50

III.

PARTE EXPERIMENTAL Materiales. Lunas de reloj 

IV.

Reactivos 

 Bixa Orellana (achiote)



Embudos



Cúrcuma Longa (palillo)



Papel filtro



Etanol absoluto



Matraz Erlenmeyer



Diclorometano



Pizetas



Solución hidroalcohólica de KOH



Baguetas



Porta embudos



Mortero



Porta embudos



Centrífuga

2,0%

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Recomendaciones al alumno ante de realizar la práctica Deberá llevar el mandil puesto hasta finalizar la práctica  

Deberá de colocarse los lentes de seguridad durante la parte experimental.



Tener cuidado durante las operaciones que involucran calentamiento



Deberá usar la campana de extracción durante la evaporación de solventes orgánicos

Experimento Nº 1: Extracción del material colorante vegetal presente en el (palillo) En un mortero de porcelana colocar algunos rizomas de Cúrcuma longa (palillo) y triturar la  muestra 

Pesar 3 g del polvo obtenido



Agregar 30 mL de etanol, mezclar y agitar con una varilla de vidrio. Tapar con luna de reloj



Reposar por 10 min observar la coloración obtenida



Decantar la muestra con cuidado a otro vaso. Reservar



Repetir las operaciones anteriores dos veces más, en cada repetición emplee 15 mL de etanol.



Filtrar el líquido decantado con la ayuda del medio filtrante algodón, lavar el medio filtrante con etanol proveniente de la pizeta



Pesar un vaso de precipitado limpio y seco (de preferencia cristalizador). Anotar.



Recibir los líquidos coloreados sobre el vaso de masa conocida



Evaporar con calentamiento indirecto hasta lograr la evaporación del alcohol.



Enfriar y pesar nuevamente el vaso.

Experimento Nº 2: Extracción y Separación de un principio colorante vegetal de  Bixa Orellana (achiote) 

Pesar aproximadamente 3 g de la semilla de achiote y colocarlos en un vaso de 250 mL



Agregar 30 mL de la solución hidroalcohólica de KOH al 2%, mezclar y agitar con una varilla de vidrio.

51



Reposar por 10 min observar la coloración obtenida



Decantar la muestra con cuidado a otro vaso. Reservar



Repetir las operaciones anteriores dos veces más. Esta vez emplee 15 mL de solución hidroalcohólica



Filtrar el líquido decantado con la ayuda del medio filtrante algodón. Lavar el medio filtrante con pequeños volúmenes de la solución KOH al 2%. Mida el volumen total.



Centrifugar 30 mL de la solución filtrada, use los tubos de centrifuga



En una pera de decantación de 250 mL agregar los extractos centrifugados, y agregar 30 mL de un solvente orgánico para poder ver las extracción del colorante en la fase orgánica



Pesar un vaso de precipitado limpio y seco (de preferencia cristalizador o capsula). Anotar.



Separar los líquidos coloreados, que se encuentran en la fase orgánica y colocarlos en el vaso de masa conocida (tarada)



Evaporar con calentamiento indirecto hasta lograr la evaporación del solvente orgánico. Esta operación se realiza en la campana de extracción. CUIDADO



V.

Enfriar y pesar nuevamente el vaso de precipitado.

REPORTE DE RESULTADOS Explicar en la siguiente tabla todas las operaciones básicas que se realizaron en el laboratorio. Tabla N° 3.1: Procesos Operación Tipo de Operación

Descripción de la Operación

Calcule los rendimientos de la extracción

V.

CUESTIONARIO Términos clave a. Mortero b. Tamiz

e. Cristalización f. Secado

c.

g. Sublimación

Centrifuga

d. Pulverización 1.

Que cambios de estado se producen en las siguiente operaciones:

52

a.

Cristalización

b. Destilación simple c. 2.

Secado

Establecer las diferencias fundamentales entre los siguientes métodos de separación

a.

Evaporación y secado

b. Decantación y cristalización c. Destilación simple y extracción continúa 3.

Si tiene una muestra problema de 20 g, la cual es sometida al proceso de cristalización, obteniéndose 18,254 g de cristales (sustancia pura) ¿Cuál es el rendimiento expresado en  porcentaje de la muestra problema? ¿Calcule el error absoluto y error relativo si teóricamente debería obtenerse 19,40 g de sustancia pura? ¿Qué ocurrió?

4.

¿Qué procedimientos deben seguirse, para separar los componentes de las siguientes muestras:

a.

Agua salada y turbia

b. Aceite y agua y sal c. Oro y arena d. Gasolina con querosene e.

Alcohol y agua

5.

¿Qué entiendes por mezcla azeotrópica? Cite ejemplos.

6.

Cuál es la importancia del estudio de los diferentes métodos de separación? Cite otros métodos, diferentes a los estudiados, de interés a nivel industrial.

7.

¿En qué se diferencia una mezcla, un compuesto, una sustancia y un elemento? Cite algunos ejemplos

Manual de Seguridad 1. ¿Cuál es el objetivo de utilizar guantes? 2. VII.

¿Qué tipos de guantes se utiliza en el laboratorio?

BIBLIOGRAFIA N°

CODIGO

AUTOR/TITULO

1

540 –B94-2013

BURNS,  R., 2011 Fundamentos de Química. Quinta edición. México

2

542.1 –C28

CITCA, 2013, Química Experimental Aplicaciones .Quinta edición. Perú

53

PRÁCTICA Nº 4 TABLA PERIÓDICA: PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS I.

OBJETIVOS: Estudiar las propiedades de elementos conocidos y vistos como un grupo o familia.  

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

II.

FUNDAMENTO TEÓRICO 2.1. Tabla Periódica: En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleiev, publicó una tabla de los elementos a la que llamo Tabla Periódica,  donde mostró que las propiedades de los elementos se repiten  periódicamente a intervalos regulares. Este hecho se conoce hoy en día como la Ley Periódica. La ley periódica resume muchas observaciones sobre las propiedades de los elementos. Se puede establecer como sigue: cuando los elementos se acomodan en orden creciente de sus números atómicos, muestran propiedades similares periódicamente. Todos los elementos están ordenados de acuerdo con el valor creciente de sus pesos atómicos, formando hileras horizontales llamados

periodos, con propiedades físicas y químicas. Las variaciones de las propiedades dependen de las configuraciones electrónicas (ordenamiento electrónico del átomo en su estado basal), en especial de la configuración de la capa externa ocupada y de su distancia con respecto al núcleo.

Figura N° 118

54

Los elementos del grupo 1 (también llamado I), excepto el hidrógeno, lo forman los metales

alcalinos. En los átomos de los elementos del grupo 1 , el ultimo electrón, esto es, el más externo; es el que empieza la ocupación del nivel energético principal. Los elementos del grupo 2 (llamados IIA) se conocen como metales de alcalinos térreos. Estos metales son algo más duros y menos activos que los alcalinos. Los elementos metálicos tienen las siguientes propiedades: Todos existen en estado sólido en forma cristalina. Todos excepto 4, son sólidos a 30 °C. Todos conducen fácilmente la electricidad y el calor. Ninguno es aislante electrónico Al forman compuestos con los no metales, pierden algo de su densidad electrónica.

Los elementos no metálicos se caracterizan por las siguientes propiedades: Con excepción del grafito, los no metales son aislantes electrónicos, o a lo más semiconductores. Los átomos no metálicos se unen químicamente por compartición de electrones. Cuando los átomos no metálicos reaccionan con átomos metálicos, reciben densidad electrónica de los átomos metálicos, reciben o aceptan electrones de los metales. La línea escalonada de la derecha, en la tabla separa el área de los elementos metálicos del área de los no metálicos. A lo largo de esta línea están los llamados metaloides, que poseen ambas características metálicas y no metálicas; son: B, Si, Ge, As, Te, Po. El elemento aluminio es  bastante metálico, pero su oxido se comporta como si fuera metaloide. Dentro del grupo de elemento que llevan la letra A, (ejemplo IA, IIA, etc.), el carácter metálico aumenta con el numero atómico, es decir los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 y 17 .Lo mismo ocurre con los elementos del grupo 12, 4 y 5 (IIB, IVB, y VB). En los otros elementos B, del 3 al 12, en la nueva nomenclatura, el carácter metálico disminuye al aumentar el número atómico dentro del grupo. Los elementos que van desde el Escandio (Sc) hasta el Zinc (Zn) y sus congéneres constituye una transición gradual del comportamiento metálico extremo de los elementos del grupo 1 y 2(IA y IIA), las propiedades más moderadas de los elementos del grupo 13 (IIIA). Todos los elementos consisten de átomos en los cuales el ultimo electrón, es el de mayor energía, sea el electrón “d” o “f”, se le llama elementos de transición y son metales. A los elementos del grupo 17 (VII) se les denomina halógenos. A condiciones ambientales, los dos primeros flúor y cloro, son gases, el bromo es un líquido café rojizo; y los dos últimos el yodo y ástato sólidos. El último grupo de la tabla periódica, grupo 18 (VIII), está formado por elementos que son todos gases en condiciones normales. En este grupo se completa la ocupación de los orbitales  periféricos y los átomos resultantes son inertes, aunque no por completo.

a. Energía de Ionización:  La primera energía de ionización o primer potencial de ionización (EI-1) es la cantidad mínima de energía que se requiere para remover al

55

electrón en lazado con menor fuerza en un átomo aislado para formar un ion con carga (+1). La segunda energía de ionización (EI2) es la cantidad de energía que se requiere  para desplazar al segundo electrón. Para un elemento dado, (EI2) siempre es mayor que (EI1) porque siempre es más difícil desplazar a un electrón de un ion con carga positiva que al átomo neutro correspondiente. La energía de ionización aumenta de abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a derecha en un periodo. Los elementos con energía de ionización baja forman compuestos iónicos al perder electrones, dando lugar a iones con cargas positivas (cationes). Los elementos con energía de ionización intermedia, por lo general, forman compuestos moleculares (covalentes) compartiendo electrones con otros elementos. Los elementos con energía de ionización muy alta a menudo ganan electrones  para formar iones con cargas negativas (aniones).

Figura N° 119

 b.

Afinidad Electrónica:  La afinidad electrónica (AE)  de un elemento es la cantidad de energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ión con carga −1. Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan electrones con facilidad para formar iones negativos (aniones). La afinidad electrónica se hace más negativa de abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a derecha en un periodo.

Figura N° 120

c.

Electronegatividad: La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer electrones hacia si cuando se combina químicamente con otro átomo. Las electronegatividades de los elementos se expresan en la escala de Pauling. La electronegatividad del Flúor es la más alta de todas, esto indica que cuando el ión flúor esta enlazado químicamente con otros elementos, muestra mayor tendencia de atraer la

56

densidad electrónica hacia sí que cualquier otro elemento. La electronegatividad aumenta de abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a derecha en un periodo.

Figura N° 121

d.

Carácter Metálico: El carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo en un grupo y de derecha a izquierda en un periodo. Los elementos a la izquierda de los que tocan a la línea zig− zag son metales (con excepción del hidrógeno), mientras que los que se encuentran a la derecha son no metales. Los elementos adyacentes a esta línea suelen llamarse metaloides porque muestran propiedades características tanto de metales como de no metales.

Figura N° 122

e.

Comportamiento Anfótero:  Es la capacidad de una sustancia para comportarse como ácido o como base. Por ejemplo:  +   → + −

III.

Base

ácido

Ácido

base

carácter anfotero del agua

PARTE EXPERIMENTAL a. 

Materiales Vaso de pp Probeta

b. Reactivos Sodio Na(s)  Magnesio Mg(s) 



Pizeta



Indicador de Fenolftaleína



Tubos de ensayo



Cloruro de Estroncio SrCl2 (ac) 0.1M



57

IV.



Gradilla para tubos



Cloruro de Bario BaCl2 (ac) 0.1M



Pipetas



Cloruro de Calcio CaCl2 (ac) 0.1M



Cocinilla



Cloruro de Magnesio MgCl2 (ac) 0.1M



Pinza para vasos



Cromato de Potasio K 2CrO4 (ac) 0.1M



Pinza para tubos



Sulfato de Zinc ZnSO4(ac) 0.1 M



Sulfato de Aluminio Al2(SO4)3 0.1 M



Ácido Sulfúrico H2SO4 (ac) 10 % M



Hidróxido de Sodio NaOH (ac) 10 % M



Ácido clorhídrico HCl(ac) 0.1 M

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Recomendaciones al alumno ante de realizar la práctica Deberá llevar el mandil puesto hasta finalizar la práctica  

Deberá de colocarse los lentes de seguridad durante la parte experimental.

Experimento Nº 1: Familia de los Metales Alcalinos: 

En un vaso de precipitados agregar 40 ml de agua destilada y dejar caer un pequeño trozo de sodio Na(s). Observar el desprendimiento de gas.



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

Experimento Nº 2: Familia de los Metales Alcalinotérreos: 

En un vaso de precipitados agregar 40 ml de agua destilada y dejar caer 1 cm de cinta de magnesio Mg(s). Observar.



Al término de la reacción, agregar 2 gotas de fenolftaleína, observar la aparición de una coloración rojo grosella, la cual indicaría la formación del hidróxido, la reacción no se produce de manera espontánea, llevar a calentamiento suave.



Reportar todas las observaciones y la ecuación química balanceada.

Experiencia Nº 3: Solubilidad de la Sales de los elementos Alcalino térreos Preparar 12 tubos de la siguiente manera: 



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

Cloruro de magnesio MgCl2(ac) 0.1 M

•

Cloruro de calcio CaCl2(ac) 0.1 M

•

Cloruro de estroncio SrCl2(ac) 0.1 M

•

Cloruro de bario BaCl2(ac) 0.1 M

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

Solución de Hidróxido de sodio NaOH(ac) 10 %

•

Solución de Cromato de potasio K 2CrO4(ac )0,1 M

58

•

Solución de ácido sulfúrico H2SO4(ac)10 %

Experimento N° 4: Metales de transición En un tubo de ensayo colocar cinc Zn(s) en virutas y 1 mL ácido clorhídrico HCl(ac)10 %  

En otro tubo de ensayo colocar un pedazo de cobre metálico y agregar 1 mL de ácido clorhídrico HCl(ac) 10 %



En un tubo de ensayo agregar 1 mL sulfato de zinc ZnSO4(ac) y agregar 1 mL de hidróxido de sodio NaOH(ac) 1 M



En un tubo de ensayo colocar 1 mL de solución de cloruro de hierro FeCl3(ac)  0.1  M  , agregar 1 mL de hidróxido de sodio NaOH(ac) 1 M 

Experimento N° 5: Elementos anfóteros En un tubo de ensayo colocar 2 mL de sulfato de aluminio 0.1 M   y agregar de 4 a 5 gotas de  hidróxido de sodio NaOH(ac) 1 M Dividir el contenido en dos tubos.

V.



Al primer tubo añadir exceso de hidróxido de sodio NaOH(ac)  1,0 M.



Al segundo tubo añadir ácido clorhídrico HCl(ac)  1,0 M.



Escribir las ecuaciones químicas que se han formado y balancear

REPORTE DE RESULTADOS Experimento Nº 1: Familia de los Metales Alcalinos Anotar las observaciones  

¿Qué gas se desprende?



Que indica el color rojo grosella?



Formule la ecuación química balanceada

Experimento Nº 2: Familia de los Metales Alcalinotérreos 

Anotar las observaciones



¿Qué gas se desprende?



 Necesita calentamiento. ¿Por qué?



¿Que indica el color rojo grosella?



Escribir la ecuación química balanceada

Experiencia Nº 3: Solubilidad de Sales de los elementos Alcalino térreos ¿Qué sucede en los tubos que contienen el ion Mg2+  

¿Qué sucede en los tubos que contienen el ion Ca2+?



¿Qué sucede en los tubos que contienen el ion Sr 2+?



¿Qué sucede en los tubos que contienen el ion Ba2+?



Escribir la ecuación química balanceada, para cada uno de los iones: Mg, Ca, Sr y Ba.

Experimento Nº 4: Metales de transición En el primer tubo ¿Qué gas se desprende?  

En el segundo tubo que sucede.



En el tercer tubo que sucede.

59



Realizar la ecuación química balanceada

Experimento Nº 5: Elementos anfóteros El aluminio que carácter presenta  

VI.

Realizar las ecuaciones químicas balanceadas

CUESTIONARIO Términos clave a. Configuración electrónica

h.

Regla de Hund

b. Efecto fotoeléctrico

i.

Halógenos

c.

 j.

Electrón

d. Estado fundamental

k.

Formula empírica

e.

Ley periódica

l.

Gases nobles

f.

Metal

m.  No metales

g.

Estado excitado

n.

1.

¿Cómo cambia el radio atómico: a. De izquierda a derecha a lo largo del periodo

Espectro

Metaloides

b. De arriba abajo dentro de un grupo 2.

La industria de los semiconductores depende de los elementos como Si, Ga, As, Ge, B, Cd y S. Escriba la configuración electrónica predicha de cada elemento.

3.

La fabricación de semiconductores de alta temperatura depende de los elementos como Cu, O, La, Y, Ba,Tl y Bi. Escriba la configuración predicha de cada elemento.

4.

¿Cuál de los elementos siguientes han sido sintetizado, pero no está presente en la naturaleza (ha sido hallado en la estrellas)?

a.

Arsénico

b. Rubidio c.

Cobalto

d. Boro e. 5.

Tecnecio

¿Cuál de los elementos siguientes no es uno de los elementos más abundante del cuerpo humano?

a.  Nitrógeno b. Carbono c.

Hidrogeno

d. Hierro 6.

Clasifica a los elementos siguientes como metales, no metales o metaloides.

a. Boro b. Sodio c.

Berilio

60

d. Cloro

7. 8.

e.

Flúor

f.

Azufre

Compare las propiedades físicas y químicas de los metales y los no metales ¿Qué es un elemento representativo? Proporcione el nombre y símbolo de cuatro elementos representativos

9.

Agrupe las siguientes configuraciones electrónicas en parejas que representen átomos como  propiedades químicas semejantes:

a.

1s22s22p63s2

b. 1s22s22p3 c.

1s22s22p63s23p64s23d104p6

d. 1s22s2 e.

1s22s22p6

f. g.

1s2 2s22p63s23p3

Manual de Seguridad

VII.

1.

Que equipo de seguridad tenemos presentes en el laboratorio. Enumere o esquematice

2.

Que función cumple la ducha lavaojos en el laboratorio

BIBLIOGRAFIA N°

CODIGO

AUTOR/TITULO

1

542.1-C28

CITCA, 2013 Química Experimental Aplicaciones. Perú.

2

540 –B94-2013

3 4

540-W54-2015 540-CH518-2007

BURNS, R. A., 2011 Fundamentos de Química.. México WHITEN, K. W., 2013, Química. Décima edición. México CHANG R., 2007, Química. Editorial. Mc Graw Hill. México

61

PRÁCTICA Nº 5 ENLACE QUÍMICO I.

OBJETIVO:  Determinar el tipo de enlaces de las diferentes sustancias. 

Predecir la polaridad de los compuestos covalentes.



Diferenciar entre electrólitos fuertes y débiles, en función ar su capacidad de conducir la corriente eléctrica.

3.7.2.1.1

FUNDAMENTO TEORICO

2.1. Teoría de los Enlaces Químicos Todo tipo de materia con la que interactuamos diariamente está formado por conglomerados de átomos o compuestos químicos, incluidos los materiales que forman parte de nuestro cuerpo. Las sustancias empleadas para vivir son compuestos iónicos y covalentes y cada cual cumple funciones especiales. Los compuestos químicos son conjuntos de átomos de diferentes elementos que interactúan a nivel de los electrones de su última órbita. Walter Kossel y Gilbert N. Lewis, desarrollaron en 1916 la Teoría de los enlaces químicos. Al analizar los elementos de la tabla periódica y sus compuestos observaron que los gases nobles existen en forma atómica sin combinar y son estables, propusieron que los átomos se combinan por que tratan de completar en su último nivel de energía 8 electrones o la configuración del gas noble más próximo. En 1924, K. Fajans al estudiar la relación entre tipo de enlace, tamaño del átomo, carga iónica y configuración electrónica dedujo que un enlace es iónico cuando:

Los iones formados son eléctricamente estables. Las cargas iónicas son pequeñas. El catión es grande y el anión pequeño.

Si las características no coinciden con las anteriores, el enlace es covalente. En los enlaces covalentes se forman orbitales con pares de electrones compartidos en las capas externas de los átomos. La química como ciencia de la materia estudia a los átomos y a los conglomerados atómicos estables; es en estos conglomerados donde ocurren las interacciones materia – energía, una de esas interacciones la constituyen los enlaces químicos. Las propiedades químicas de los átomos dependen esencialmente del comportamiento de los electrones del último nivel, es decir, de su capacidad de combinación o valencia.

62

2.2. Electrones enlazantes y regla del octeto Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción entre átomos que los mantienen unidos en las moléculas. Se considera que los átomos se unen tratando de adquirir en su último nivel de energía una configuración electrónica estable, similar a la de los gases nobles. A los electrones del último nivel de un átomo se les llama electrones de enlace o electrones de valencia. La tendencia de los átomos para adquirir en su último nivel de energía 8 electrones se llama regla

de octeto.

Cuando la tendencia para completar 8 electrones en el último nivel se efectúa por:

Transferencia de electrones

Compartición de electrones

Da origen a

Origina

Enlace Iónico

Enlace Covalente

En un enlace químico es obvio que predominan las fuerzas de atracción sobre las de repulsión, esto se explica considerando que los electrones enlazante se acomodan de manera que puedan ser atraídos por ambos núcleos haciendo que aminore la repulsión entre ellos por el efecto de pantalla.* De las propiedades de los átomos podemos considerar dos de ellas para explicar los tipos de enlace y son: radio atómico y electronegatividad. Pauling determinó las electronegatividades a partir de los calores de formación de los elementos y los expresó en una escala arbitraria de 0,7 a 4,0, su unidad es el Pauling. Los electrones internos blindan a los electrones del exterior de manera que la influencia electrostática sea menor. La electronegatividad es una medida de la capacidad de los átomos para atraer electrones hacia sí, durante los enlaces químicos. El radio atómico lo podemos considerar como la distancia entre el centro del núcleo y el último electrón. Es lógico pensar que entre más lejano se encuentre un electrón de su núcleo menor es la fuerza de atracción, por lo tanto, ese electrón puede ser atraído por un elemento de menor tamaño y con elevada electronegatividad.

63

Estructuras de Lewis: Las estructuras de Lewis, son representaciones de los átomos con el símbolo del elemento y los electrones alrededor como líneas o puntos. A estas estructuras también se les llama diagramas de puntos.

2.3. Clasificación de los Enlaces Químicos

Enlaces Químicos Intermoleculares

Interatómicos

Covalente

Iónico

Puro

Polar

Metálico

Puente de Hidrogeno

Fuerzas de Van der Waals

Coordinado

2.3.1 Enlaces Interatómicos A.

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

con diferencia de electronegatividad mayor a 1,7; el elemento más electronegativo acepta los electrones del menos electronegativo para completar su octeto. El enlace iónico es común entre metales de los grupos 1 y 2 (I y IIA) con los no metales de los grupos 16 y 17 (VI y VIIA), lo podemos representar con configuraciones electrónicas, modelos de Bohr o estructura de cargas.

Ejemplo: KF 2 2 6 2 6 1  19K 1s , 2s , 2p , 3s , 3p  4s 

9F

1s2, 2s2, 2p7

La diferencia de electronegatividad es = 4,0 – 0,9 = 3,1 > 1,7 por lo tanto, habrá enlace iónico. El K cede 1 electrón al F, quedan ambos iones con 8 electrones en el último nivel.

Ejemplo: BaCl2 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2  56Ba 1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s 

17Cl

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5

64

La pérdida de electrones es más fácil si se elimina un electrón suficientemente alejado del núcleo y la ganancia de electrones es susceptible en átomos pequeños donde la atracción nuclear es considerable.

Tabla N° 2: Fórmula y Nombre de algunos compuestos iónicos.

A.1

Metal (Catión) K 1+

No Metal (Anión) O2-

K 2O

Óxido de potasio

Ca2+

Cl1-

CaCl2

Cloruro de calcio

 Na1+

 N3-

 Na3 N

 Nitruro de sodio

Mg2+

F1-

MgF2

Cloruro de magnesio

Fórmula

Nombres

Características de los compuestos con enlace iónico Están formados por iones (+) y (-); metales y no metales.  

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



Poseen elevado punto de fusión y ebullición



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



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



Solubles en agua y en disolventes polares.

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

Tabla N° 3: Iones importantes en los sistemas vivientes

Ión

Función

Fuente

Na+

Catión en el exterior de la célula regula la cantidad de líquidos corporales. Junto con el K+ regula la presión osmótica entre los 2 extremos de la pared celular, al igual que el K+ tiene una importante función en el sistema nervioso.

Sal, carne o mariscos  principalmente.

+

K

Ca2+

Mg2+

Fe2+ Co2+y Co3+

Catión principal del exterior de las células, junto con el Na + realiza funciones similares. Aproximadamente el 90% se encuentra en forma de carbonato y fosfato constituyendo huesos y dientes, el resto interviene en el control del ritmo cardiaco y las contracciones musculares, también es un factor importante en la coagulación sanguínea. Se localiza fuera de las células. El 70% del Mg del organismo se encuentra en la estructura ósea. Participa en el funcionamiento de músculos y sistema nervioso, es un catión importante en algunas enzimas y tiene una función especial en el proceso fotosintético. Constituyente del grupo hemo en la hemoglobina, su función es transportar oxígeno de los pulmones a las células a través de la sangre, su deficiencia  produce anemia. Vitamina B12

65

Plátano, jugo de naranja, leche y carne. Leche y derivados: queso, mantequilla, crema, yogurt; carne y vegetales. Se le encuentra en gramíneas y nueces, y en la clorofila de plantas verdes. Se le encuentra en los vegetales, carne y mariscos. Carne y vegetales

Mn 2+

Constituyentes de vitaminas y enzimas

Leguminosas

Ce2+y Zn2+

Oligoelementos

Complementos alimenticios

Cl1-

Acción de exterior de la célula, constituyente importante del jugo Gástrico, contribuye en la regulación de fluidos corporales.

Carne, mariscos y sal.

I 1-

Fuente de yodo para el funcionamiento de la tiroides.

Vegetales y rábanos.

B.

Enlaces covalentes Son las fuerzas generadas entre átomos por compartición de pares de electrones, esto se

debe a una deformación de los orbitales externos, la diferencia de electronegatividades (∆EN) entre ellos es menor o igual a 1,7 , son comunes entre no metales. Por la forma en que puede darse la covalencia los enlaces se clasifican en: 

 No polares: ∆EN=0.



Polares: 0< ∆EN< 1,7



Coordinados: 0< ∆EN< 1,7

B.1 Enlace covalente no polar Este enlace ocurre entre átomos cuya diferencia de electronegatividad es igual a cero, en este caso la tendencia de los átomos para atraer electrones hacia su núcleo es igual, por lo tanto, el momento dipolar es cero. Por la cantidad de electrones de valencia de los átomos y su tendencia para completar 8 electrones estos pueden compartir 1, 2 ó 3 pares de electrones generando los llamados enlaces simples, dobles y triples.

B.1.1 Enlace covalente no polar simple Este enlace se lleva a cabo en átomos que requieren de 1 e- para completar su octeto por ejemplo hidrógeno (H2), flúor (F2), cloro (Cl2), yodo (I2) y bromo (Br 2) Los enlaces covalentes se representan con configuraciones electrónicas y con modelos o estructuras de Lewis. Los enlaces covalentes también se pueden representar mediante diagramas de orbitales moleculares, éstos se forman por la combinación de orbitales s, p, d, puros o híbridos, los cuales se detallan más adelante. Entre dos átomos que presentan más de un enlace covalente, el primero de ellos es un enlace frontal de mayor energía y se llama enlace sigma (σ); los demás son enlaces  perpendiculares o laterales, de menor energía y se llaman enlaces pi (π).

B.1.2 Enlace covalente no polar doble Representación del enlace covalente no polar doble en la molécula de oxígeno con estructuras de Lewis y diagrama de orbitales, en éste último se observan los enlaces sigma (σ) y pi (π).

66

Tabla N° 4: Elementos que presentan enlace covalente no polar doble. Nombre

Formula

Oxígeno

O2

Azufre

S2

Selenio

Se2

Teluro

Te2

B.1.3 Enlace covalente no polar triple Los elementos que pueden presentar este enlace son los del grupo VA, los cuales para completar su octeto necesitan compartir tres electrones. También ocurre entre átomos de carbono ¿Por qué, en los compuestos llamados alquinos. El ejemplo típico es el N, para que complete ocho electrones, un átomo comparte con otro 3 pares de electrones formando un enlace sigma (σ) y 2 enlaces (π) es decir, un enlace covalente triple.

Ejemplo: 2 7 N ⇒ 1s ,

2s2, 2p3.

B.2 Enlace covalente polar Se presenta cuando los átomos tienen 0 < EN < 1,7  en este caso, el momento

dipolar*  ya no es cero (µ ≠ 0), pues el átomo más electronegativo atraerá el par de electrones enlazantes con más fuerza, esto significa que ese par girará durante más tiempo alrededor del núcleo más electronegativo, polarizando parcialmente la molécula. La medición de los momentos dipolares proporciona una evidencia experimental de que existe desplazamiento electrónico en los enlaces y distribución asimétrica de electrones en las moléculas. La magnitud del momento dipolar depende de la electronegatividad. Algunos científicos consideran que un enlace es covalente cuando la ∆ EN < 1,9 debido al enlace entre H y F, ya que estos son dos elementos no metálicos.

Ejemplos de enlaces covalentes Compuestos con enlace covalente polar

Figura N° 123

Molécula de Ácido Clorhídrico

67

Figura N° 124

Molécula de amoniaco y Molécula de Agua

Tabla N° 5: Compuestos con enlace covalente polar Nombre

Fórmula

Amoniaco

NH3

Agua

H2O

Ácido fluorhídrico

HF

Ácido clorhídrico

HCl

Tricloruro de fósforo

PCl3

Ácido sulfúrico

H2SO4

B.3 Enlace covalente coordinado Este enlace se presenta cuando uno de los átomos cede el par de electrones que comparten entre dos, el otro átomo sólo aporta su orbital vacío para acomodarlos. Ejemplos de sustancias con este tipo de enlace.

Tabla N° 6 Moléculas con enlace covalente coordinado. Nombre

Formula

Ión hidronio

H3O+

Ión amonio

NH4+

Ácido sulfúrico

H2SO4

Ácido clórico

HclO3

Ácido nítrico

HNO3

68

En el caso del ácido sulfúrico, se supone que 2 átomos de oxígeno sufren una redistribución de electrones de valencia de manera que queden con un orbital vacío en el cual acomodar 2 electrones procedentes del azufre muestra este tipo de enlace.

B.4 Propiedades del enlace covalente. Tienen gran variedad de puntos de fusión y ebullición.  

Son aislantes térmicos y eléctricos.



Algunos son antiadherentes.



Sus moléculas tienen forma geométrica definida.



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



Algunos tienen actividad química media y otros elevada.



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

Las sustancias polares se disuelven mutuamente porque sus moléculas se atraen y son relativamente poco volátiles. Se requiere de mayor energía para vencer las atracciones intermoleculares. El valor del momento dipolar así como los pares de electrones enlazantes y solitarios ayudan a estimar la forma geométrica de las moléculas. Los iones de una sal se atraen entre sí con una fuerza 80 veces mayor en el aire que en el agua por lo que ceden a la atracción del dipolo del agua y entonces se dice que están solvatadas.

C.

Enlace metálico Los metales sólidos poseen estructuras atómicas cristalinas bien definidas, estos conglomerados atómicos están unidos químicamente por un tipo de unión llamado

enlace metálico. Las características físicas de los metales como su elevada conductividad térmica y eléctrica, maleabilidad, ductilidad, brillo y tenacidad, los diferencian del resto de los elementos y compuestos. En una estructura metálica sólo pueden existir iones positivos (+) y una nube de electrones de valencia sin posición definida, que viajan por todo el conglomerado atómico. Los electrones se hallan deslocalizados formando una  reempe  única que pertenece a todos los cationes del cristal metálico. La movilidad extrema de los electrones (e-),

confiere al metal sus propiedades. El enlace entre metales se considera una interacción de gran número de núcleos atómicos incluidos sus electrones internos, con los electrones de valencia en constante migración. Los electrones de valencia se encuentran deslocalizados. Los electrones deslocalizados y en constante movilidad hacen que los metales conduzcan con facilidad el calor y la electricidad, ya que ambos, son fenómenos asociados al movimiento de los electrones.

69

Si un metal es sometido a un golpeteo o presión externa, la capa de electrones (e-) libres actúa como un lubricante, haciendo que los cationes resbalen o se deslicen unos sobre otros modificando la forma de la pieza sin romperla; esto explica su maleabilidad y ductibilidad. Los metales suelen tener un arreglo ordenado de sus átomos, su empaquetamiento atómico está perfectamente definido según los diferentes sistemas cristalinos. Los metales en forma pura se obtienen mediante procedimientos físicos-químicos  bastante refinados, la mayoría de metales utilizados por el hombre son mezclas homogéneas de dos o más; a estas mezclas también se les llama disoluciones sólidas o

aleaciones. 2.3.2. Enlaces Intermoleculares Las atracciones electrostáticas generadas entre los átomos de una molécula con los átomos de otra se llaman enlaces intermoleculares. Las fuerzas de atracción pueden recibir distintos nombres, dos de los enlaces entre moléculas más frecuentes son: enlaces por puente de hidrógeno y enlaces por fuerzas de Van der Waals.

A. Enlaces por puente de hidrógeno Estas fuerzas de atracción se generan entre el hidrógeno de una molécula y un elemento muy electronegativo de otra. En estas moléculas, las cargas eléctricas se distribuyen de manera asimétrica, generando dipolos moleculares, por lo tanto, el extremo  parcialmente positivo (δ+) hidrógeno, se atraerá con el extremo parcialmente negativo (δ-), esas fuerzas de atracción se llaman enlaces por puente de hidrógeno. Algunos compuestos se representan en la tabla.

Tabla N° 7: Compuestos con enlace por puente de hidrógeno Nombre

Formula

Agua

H2 O

Amoniaco

NH3

Ácido fluorhídrico

HF

Acido clórico Proteínas

HclO3 -NH2 –COOH

Ácidos nucleicos

-NH-

El enlace por puente de hidrógeno es importante en los componentes de los seres vivos; carbohidratos, lípidos, proteínas y ácidos nucleicos.

B. Enlaces por fuerzas de Van der Waals Este tipo de interacción molecular ocurre en moléculas simétricas, en éstas la distribución de electrones es homogénea, sin embargo, debido a que los electrones están

70

en constante movimiento y los núcleos en permanente vibración, la simetría es temporal, los movimientos desbalancean las cargas generando dipolos instantáneos que distorsionan la simetría de las moléculas, éstas inducen a otras moléculas cercanas a la formación de nuevos dipolos, de tal manera que entre ellas se originan débiles fuerzas de atracción entre los polos opuestos.

Las fuerzas de Van der Waals explican por qué gases como el aire, oxígeno (O2), nitrógeno (N2), cloro (Cl2) y otros, pueden licuarse por disminución de la temperatura y aumento en la presión. Este tipo de fuerzas es mayor a medida que aumenta el número de electrones externos y su movilidad. La teoría de los enlaces químicos basada en la mecánica cuántica, intenta explicar fenómenos relacionados con las interacciones atómicas, difíciles de entender, Por ejemplo: la superconducción y la semiconducción  de electricidad, además,  permite considerar a los enlaces como atracciones entre cargas positivas (+) o núcleos y cargas negativas (-) o electrones, borrando la diferenciación que entre ellos se hace de iónico, covalente, metálico, puente de hidrógeno y fuerzas de Van der Waals. Podemos mencionar que las diversas manifestaciones de la materia son el resultado de las interacciones atómicas y moleculares entre cargas positivas (+) y negativas (-), esto es, son una consecuencia de las fuerzas de atracción o enlaces químicos.

III.

PARTE EXPERIMENTAL a. Materiales Vasos de pp  

Pizeta



Papel Tissue



Modelos de esferas o bolas

b. Reactivos Solución de Cloruro de Sodio NaCl(ac)0.1M  

Solución de Hidróxido de Sodio NaOH(ac)0.1 M



Solución de Heptano C7H16



Solución de Sulfato de Cobre CuSO4(ac)0.1M



Alcohol Comercial C2H5OH



Agua de caño H2O(l)



Agua destilada H2O (l)

c. Equipos Conductímetro artesanal  

IV.

Conductímetro digital

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Recomendaciones al alumno ante de realizar la práctica

71



Deberá llevar el mandil puesto hasta finalizar la práctica



La experiencia N°1 es ejecutada por el docente en colaboración con la asistente, se recomienda al estudiante prestar atención, observar y tomar apuntes.

Experiencia Nº 1: Conductividad de las Soluciones. Con las siguientes soluciones preparadas: 

Solución de Cloruro de Sodio NaCl(ac)  0.1M



Solución de Hidróxido de Sodio NaOH(ac) 0.1 M



Solución de Sulfato de Cobre CuSO4(ac) 0.1 M



Alcohol Comercial C2H5OH



Agua de caño H2O(l)



Agua DestiladaH2O(l)

Medir la conductividad, usando un Conductímetro Artesanal y el Conductímetro Digital, que evalúa la conductividad en mS

a.

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

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



Lavar los electrodos y luego colocar la siguiente solución.

b. Conductímetro Digital Introducir los electrodos en las soluciones a una profundidad siempre uniforme.  

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



Antes de colocar una nueva solución los electrodos deben ser bien lavados con agua destilada y secados con papel tissue.

Experiencia Nº 2: Modelos de esferas o bolas Guiados por el docente, los estudiantes deberán de construir con los modelos, los compuestos que  presenten enlace covalente.

V.

REPORTE DE RESULTADOS Tabular los datos obtenidos y clasificar las sustancias buenas conductoras, medianamente conductoras débilmente conductores y no conductoras, explique el porqué de estas características.

Tabla N°5.1: Comparación de la conductividad Conductímetro Artesanal Soluciones

Electrolitos

Buenos Medianos Malos Fuerte Débil conductores conductores conductores

Solución de Hidróxido de Sodio NaOH(ac) 0.1 M 

72

Conductímetro Digital No (mS)* Electrolito

Solución de Cloruro de Sodio  NaCl(ac)  0.1 M  Solución de Sulfato de Cobre CuSO4(ac)  0.1 M  Agua de H2O(l)

caño

Agua destilada H2O(l) Alcohol Comercial C2H5OH Solución de Heptano C7H16 *mili Siemens

VI.

CUESTIONARIO Termino claves a. Acido Lewis

k. Energía de enlace

b. Compuesto binario c. Electrones de valencia

l. Enlace iónico m. Ion

d. Energía de enlace

n. Catión

e.

Enlace iónico

o.

f.

Ion Acido Lewis

p. Par enlazaste

g.

Compuesto binario

q. Electrolito fuerte

Anión

h. Electrones de valencia Acido Lewis

r.

i.

Compuesto binario

s.  No electrolito

 j.

Electrones de valencia

1.

Electrolito débil

¿En cuál de los siguientes estados el NaCl podría conducir la electricidad? a.

Sólido

b. Fundido c.

Disuelto en agua

Explique sus respuestas.

2.

Identifique cada una de las sustancias como electrolito fuerte , electrolito débil o no electrolito:

a.

H 2O

73

b. KCl c.

HNO3

d. CH3COOH e.  Na OH f.  NH3 3.

El flujo de la corriente eléctrica a través de una disolución de electrolito se debe únicamente al movimiento de:

a.

Electrones

b. Cationes c.

Aniones

d. Cationes y aniones 4.

Explique porque una solución de HCl en benceno no conduce la corriente eléctrica mientras que si lo hace con el agua.

5.

El agua es un electrolito extremadamente débil, por lo que no puede conducir la electricidad ¿Por qué es frecuente tener cuidado al utilizar aparatos eléctricos cuando se tiene mojadas las manos?

6.

El fluoruro de litio (LiF) es un electrolito fuerte. ¿Qué especies están presentes en el LiF(ac)?

7.

¿Porque la grasa es soluble en disolventes polares y no en el agua?

Manual de Seguridad 1. ¿Cómo se clasifican los extintores, nombras aquellos que están presenten en el laboratorio? 2.

¿Para qué se utiliza una cámara extractora?

VII. BIBLIOGRAFIA

N°

CODIGO

AUTOR/TITULO

1

542.1-C28

CITCA, 2013, Química Experimental Aplicaciones. Perú.

2

540 –B94-2013

BURNS, R. A., 2011, Fundamentos de Química. Quinta edición. México

3

540-W54-2015

4

540-CH518-2007

WHITEN, K. W., 2013 Química. Décima edición. México. CHANG R., 2007 Química. Novena Edición Editorial. Mc Graw Hill. México.

74

PRÁCTICA Nº 6 FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS I.

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

II.

Establecer la similitud de propiedades de acuerdo al grupo funcional.

FUNDAMENTO TEÓRICO 2.1.

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

compuestos, que determinan características comunes al conjunto de compuestos, ello no descarta que los compuestos que se clasifican dentro de una función química puedan tener propiedades físicas y químicas diferentes.

2.2. Clasificación de los Compuestos Inorgánicos: Anteriormente, se indicó que los compuestos inorgánicos pueden ser clasificados como iónicos o covalentes, de acuerdo al tipo de enlace que predomine en ellos. Sin embargo, para una mejor clasificación de los compuestos inorgánicos, se han aplicado dos criterios:

Función Química No Metal

Metal + O2

+ O2

Oxido Básico

Oxido Acido

+ H2O

+ H2O Oxácido (acido)

Hidróxido

Sal oxisal

• • • • •

 Neutras Acidas Básicas Dobles Hidratadas 75

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

a) Óxidos Básicos o Metálicos (O2-) Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un metal (M+) con el oxígeno (O2-).

METAL + OXIGENO → OXIDO BASICO

MX+ + O2- → M2OX Ejemplos: 2Na1+ + O2–  → Na2O Mg2+ + O2-– → MgO 2Al3+ + 3O2–  → Al2O3

Tabla Nº8: Nomenclatura de los Óxidos Básicos Fórmula

N. I.U.P.A.C

N. Stock

N. Tradicional

K2O

Óxido de potasio

Óxido de potasio

Óxido de potasio

MgO

Óxido de magnesio

Óxido de magnesio

Óxido de magnesio

Al2O3

Óxido de aluminio

Óxido de aluminio.

Óxido de aluminio.

FeO

Monóxido de hierro

Óxido de hierro (II)

Óxido ferroso

Fe2O3

Trióxido de dihierro

Óxido de fierro (III)

Óxido férrico

ZnO

Óxido de cinc

Óxido de cinc

Óxido de cinc

TiO2

Dióxido de titanio

Óxido de titanio (IV)

Óxido titánico

Na2O

Óxido de sodio

Óxido de sodio

Óxido de sodio

Au2O3

Trióxido de dioro

Óxido de oro (III)

Óxido aúrico

Mn2O7

Óxido de manganeso (VII)

CuO

Heptaóxido de dimanganeso Monóxido de cobre

Óxido de cobre (II)

Óxido hipermangánico Óxido cúprico

Cu2O

Monóxido de dicobre

Óxido de cobre (I)

Óxido cuproso

CaO

Óxido de calcio

Óxido de calcio

Óxido de calcio

b) Óxidos Ácidos o Anhídridos (O 2-) Son compuestos binarios formados por un no metal (nMX+) con el oxígeno (O2– ). Se obtienen al reaccionar un no metal con oxígeno, o bien al deshidratar totalmente los

oxácidos. Anhídrido significa sin agua.

76

NO METAL + OXIGENO → OXIDO ÁCIDO

nMX+ + O2– → (nM)2–(O)X Los no metales son menos electronegativos que el oxígeno (excepto el Flúor), por ello al unirse con él, lo hacen con número de oxidación positivo.

Ejemplos: 2Cl1+ + O2–  → Cl2O S2+ + O2–  → SO 2P3+ + 3O2–  → P2O TABLA N° 9: Nomenclatura de los Óxidos Ácidos

Fórmula

N. I.U.P.A.C

N. Stock

N. Tradicional

N2O5

Pentaóxido de dinitrógeno

Óxido de nitrógeno (V)

Anhídrido pernítrico

N2 O

Monóxido de dinitrógeno

Óxido de Nitrógeno (I)

Anhídrido hiponitroso

P2O3

Trióxido de difósforo

Óxido de fósforo (III)

Anhídrido fosforoso

Cl2O7

Heptaóxido de dicloro

Óxido de cloro (VII)

Anhídrido perclórico

SO3

Trióxido de azufre

Óxido de azufre (VI)

Anhídrido sulfúrico

Br2O

Monóxido de dibromo

Óxido de bromo (I)

SO2

Dióxido de azufre

Óxido de azufre (IV)

Anhídrido hipobromoso Anhídrido sulfuroso

I2O3

Trióxido de diyodo

Óxido de Yodo(III)

Anhídrido yodoso

CO

Monóxido de carbono

Óxido de carbono (II)

Anhídrido carbonoso

NO

Monóxido de nitrógeno

Óxido de nitrógeno (II)

Anhídrido hiponitroso

N2O5

Pentaóxido de dinitrógeno

Óxido de nitrógeno (V)

Anhídrido pernítrico

N2 O

Monóxido de dinitrógeno

Óxido de Nitrógeno (I)

Anhidrido hiponitroso

c)

Hidruros Metálicos (H1–) Compuestos binarios formados por un metal (M+) más hidrógeno (H1– ). METAL + HIDROGENO → HIDRURO

MX+ + H1– → M–H Ejemplos: K 1+ + H1–  → KH Ca2+ + 2H1–  → CaH2 Sn4+ + 4H1–  → SnH4

77

Tabla N° 10: Nomenclatura de hidruros metálicos Fórmula

N. I.U.P.A.C

N. Stock

N. Tradicional

KH

Hidruro de potasio

Hidruro de potasio

Hidruro potásico

MgH2

Hidruro de magnesio o hidruro de magnesio

Hidruro de magnesio

AlH3

Hidruro de aluminio

Hidruro de aluminio

CaH2

Hidruro de calcio

PbH2

Hidruro de calcio o Hidruro de calcio Hidruro de cadmio o Hidruro de cadmio Dihidruro de plomo

Hidruro de plomo (II)

Hidruro magnésico Hidruro magnésico Hidruro de aluminio o Hidruro alumínico Hidruro de calcio o Hidruro cálcico Hidruro de calcio o Hidruro cálcico Hidruro plumboso

PbH4

Tetrahidruro de plomo

Hidruro de plomo (IV)

Hidruro plúmbico

NaH

Hidruro de sodio

Hidruro de sodio

Hidruro de sodio o Hidruro sódico

CdH2

d)

Hidruro de calcio

Hidruros no Metálicos (H1-) Compuestos binarios formados por un no metal (nM – ) más hidrógeno (H1+).

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

NO METAL + HIDROGENO → HIDRURO nMX– + H1+ → nM–HX Ejemplos: B3–  + 3H1+ → BH3 Si4–  + 4H1+ → SiH4 P3–  + 3H1+→ PH3

Tabla N° 11: Nomenclatura de hidruros no metálicos Fórmula

N. I.U.P.A.C

N. Especiales.

H2O

Oxígenuro de hidrógeno

Agua

NH3

 Nitruro de hidrógeno

Amoniaco

PH3

Fosfuro de hidrógeno

Fosfina o fosfano

CH4

Carburo de hidrógeno

Metano

SiH4

Siliciuro de hidrógeno

Silano

BH3

Boruro de hidrógeno

Borano

P2H4

Tetrahidruro de difósforo

Difosfina o difosfano

78

e)

Hidróxidos o Bases OH1– Compuestos terciarios que se obtienen al reaccionar un óxido metálico con agua;

sin embargo, de manera convencional su ecuación se representa como la unión de un metal (Mn+) con el grupo hidroxilo (OH1– ).

METAL + HIDROXILO → HIDRÓXIDO

MX+ + OH1– → M(OH)X Ejemplos: Cu1+ + OH1–  → CuOH Hg2+ + 2OH1–  → Hg(OH)2 Cr 4+ + 4OH1– → Cr(OH)4

Tabla N° 12: Nomenclatura para Hidróxidos Fórmula

N. I.U.P.A.C

N. Stock

N. Tradicional

Sn(OH)2

Hidróxido de estaño

Hidróxido de estaño (II)

Hidróxido estañoso

AgOH

Hidróxido de plata

Hidróxido de plata

Hidróxido de plata

Zn(OH)2

Hidróxido de cinc

Hidróxido de cinc

Hidróxido de cinc

Pb(OH)4

Tetrahidróxido de plomo

Hidróxido de plomo (IV)

Hidróxido plúmbico

Ba(OH)2

Hidróxido de bario

Hidróxido de bario

Hidróxido de bario

NaOH

Hidróxido de sodio

Hidróxido de sodio

Hidróxido de sodio

Mg(OH)2

Hidróxido de magnesio

Hidróxido de magnesio

Hidróxido de magnesio

Al(OH)3

Hidróxido de aluminio

Hidróxido de aluminio

Hidróxido de aluminio

f)

Hidrácidos H1+

Son compuestos binarios formados por un no metal (nM – ) de los grupos 16 (VIA) y 17 (VIIA) con el hidrógeno (H1+). En solución acuosa contienen iones (H1+) es decir, tienen carácter ácido.

NO METAL + HIDROGENO → HIDR ACIDOS nMX– (Grupo 16 y 17) + H 1+ → HX–nM Ejemplos: H1+ + Cl1–  → HCl 2H1+ + Se2–  → H2Se H1+ + Br 1–  → HBr 

79

Tabla N°13: Nomenclatura para Hidrácidos Fórmula

N. Compuesto Puro

N. Solución Acuosa

HCl

Cloruro de hidrógeno

Ácido clorhídrico

HBr

Bromuro de hidrógeno

Ácido bromhídrico

HI

Yoduro de hidrógeno

Ácido yodhídrico

HF

Fluoruro de hidrógeno

Ácido fluorhídrico

H2S

Sulfuro de hidrógeno

Ácido sulfhídrico

Hat

Astaturo de hidrógeno

Ácido astathídrico

H2Se

Selenuro de hidrógeno

Ácido selenhídrico

H2Te

Teleluro de díhidrógeno

Ácido telurhídrico

g) Oxácidos Son compuestos terciarios formados por hidrógeno (H1+), un radical negativo (nMO – ). Se obtienen al hacer reaccionar al agua con los óxidos ácidos.

HIDRÓGENO + RADICAL NEGATIVO → OXIÁCIDO

H1+ + nMOX –  → HX–nMO Ejemplos: H1+ + NO3 1–  → HNO3  

2H1+ + SO4 2– → H2SO4



H1+ + ClO1–  → HClO

TABLA N°14: Nomenclatura de Oxiácidos Fórmula H2SO3 HNO2 H3PO4 HMnO4 H2CO3 HClO HClO4

N. I.U.P.A.C

Sistemática Funcional

Trioxosulfato de dihidrógeno sulfito de hidrógeno Dioxonitrato de hidrógeno Nitrito de hidrógeno Tetraoxofosfato de trihidrógeno Fosfato de hidrógeno Tetraoxomanganato de hidrógeno Permanganato de hidrógeno Trióxocarbonato de dihidrógeno Carbonato de hidrógeno Oxoclorato de hidrógeno Hipoclorito de hidrógeno Tetraoxoclorato de hidrógeno Perclorato de hidrógeno

80

N. Tradicional

Ácido trioxosufúrico (IV)

Ácido sulfuroso

Ácido dioxonítrico (III)

Ácido nitroso

Ácido tetraoxofosfórico (V)

Ácido fosfórico o ácido ortofosfórico

Ácido tetraoxomangánico (VII)

Ácido  permangánico

Ácido trioxocarbónico (IV)

Ácido carbónico

Ácido oxoclórico (I)

Ácido hipocloroso

Ácido tetraoxoclórico (VII)

Ácido perclórico

h) Sales Binarias o Neutras. Compuestos binarios formados por un metal (MX+) y un no metal (nMY– ). Se obtienen como producto de la reacción entre un hidróxido y un hidrácido. También se obtienen al sustituir los iones H1+ de un ácido por un metal (MX+). O bien se forman al ir directamente un metal (MX+) y un no metal (nMY– ).

HIDR XIDO + HIDRÁCIDO → SAL BINARIA +AGUA M–OHX + HY–nM → MY–nMX + H2O METAL + HIDRÁCIDO → SAL BINARIA + HIDRÓGENO

M + HY–nM → MY–nMX + H2(g) METAL + NO METAL → SAL BINARIA

MX+ + nMY– → MY–nMX Ejemplos:  NaOH + HCl → NaCl + H2O Mg2+ + 2HBr → MgBr 2 + H2(g) Fe3+ + 3S2– → Fe2S3

TABLA N°15: Nomenclatura de Sales Binarias Fórmula

N. I.U.P.A.C

N. Stock

N. Tradicional

CuCl

Cloruro de cobre

Cloruro de cobre (I)

Cloruro cuproso

Fe2S3

Trisulfuro de dihierro

Sulfuro de hierro (III)

Sulfuro cúprico

CaF2

Fluoruro de calcio

Fluoruro de calcio

Fluoruro de calcio

NaI

Yoduro de sodio

Yoduro de sodio

Yoduro de sodio

MgSe

Seleniuro de magnesio

Selenuro de magnesio

Selenuro de magnesio

KI

Yoduro de potasio

Yoduro de potasio

Yoduro de potasio

Cr2S6

Hexasulfuro de dicromo

Sulfuro de cromo (VI)

Sulfuro cúprico

AgBr

Bromuro de plata

Bromuro de plata

Bromuro de plata

i)

Oxisales Compuestos terciarios formados por un metal (M+) y un radical negativo (no

metal y oxígeno). Se obtienen cuando los hidrógenos de un oxácido son substituidos  por un metal. También se obtienen al neutralizar una base y un ácido.

81

HIDRÓXIDO + ÁCIDO → OXISAL + AGUA

M–OHX + HY–nMO-→ MY–(nMO)X + H2O EJEMPLOS: Cu(OH) 2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O Ca(OH)2 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + 2H2O 2Na + 2HClO → 2NaClO + H2

Tabla N°16: Nomenclatura de Oxisales Fórmula

N. I.U.P.A.C

N. Stock

N. Tradicional

CaCO3

Trioxocarbonato de calcio

Carbonato de calcio

Carbonato de calcio

NaClO

Monoxoclorato de sodio

Hipoclorito de sodio

Hipoclorito de sodio

CuCrO4

Tetraoxocromato de cobre

Cromato de cobre (II)

Cromato cúprico

MgSO3

Trioxosulfato de magnesio

Sulfito de magnesio

Sulfito de magnesio

KNO3

Trioxonitrato de potasio

Nitrato de potasio

Nitrato de potasio

Pb(NO2)4

Tetris(dióxonitrato) de plomo

Nitrito de plomo (IV)

Nitrito plúmbico

Hg(ClO)2 Bis(monoxoclorato) de mercurio NiSO4

Tetraoxosulfato de niquel

Hipoclorito de mercurio(II) Sulfato de níquel (II)

Hipoclorito mercuroso Sulfato niqueloso

2.3. Solubilidad para Compuestos en Solución Acuosa. La solubilidad se define como la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una cantidad de disolvente a una temperatura especifica. Este fenómeno es complejo y no es posible formular reglas simples para explicar todos los casos, sin embargo, las siguientes reglas para solutos en soluciones acuosas son de gran utilidad para casi todos los ácidos, bases y sales que se encuentran en química general. 

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



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



Los nitratos (NO3–),  acetatos (CH3COO−), cloratos (ClO3-), y percloratos (ClO4-) comunes son solubles en agua.



Los sulfatos (SO42–) comunes son solubles en agua. El sulfato de calcio (CaSO4) y el sulfato de plata (Ag2SO4) son ligeramente solubles. El sulfato de bario (BaSO4), el sulfato de mercurio II (HgSO4) y el sulfato de plomo II (PbSO4) son insolubles.

82



Los carbonatos (CO32–), fosfatos (PO43– ), y arsenatos (AsO 43– ) comunes son insolubles en agua, excepto los de los metales alcalinos y del ion amonio. El carbonato de magnesio (MgCO3) es bastante soluble.



Los cloruros (Cl−) comunes son solubles en agua, con excepción del cloruro de plata (AgCl), cloruro de mercurio I (Hg2Cl2), y cloruro de plomo II (PbCl2).



Los bromuros (Br−)  y yoduros (I−) comunes muestran aproximadamente el mismo comportamiento de solubilidad que los cloruros, pero existen algunas excepciones. Al incrementarse el tamaño de los iones haluro (Cl−, Br−, I−)  las solubilidades de sus compuestos ligeramente solubles disminuye. Por ejemplo, el cloruro de mercurio II (HgCl2) es muy soluble en agua, el bromuro de mercurio II (HgBr 2) es tan sólo levemente soluble y yoduro de mercurio II (HgI2) es aún menos soluble.



Las solubilidades de los pseudohaluros, cianuros (CN−) y tiocianatos (SCN−),  son  bastante similares a los de los yoduros correspondientes.



Los sulfuros (S2−) comunes son insolubles en agua, excepto los de los metales alcalinos y del ion amonio.



La mayoría de los hidróxidos (OH−)son insolubles en agua. Las excepciones son los hidróxidos de metales alcalinos, del ion amonio, y los miembros más pesados de los metales alcalinotérreos, comenzando con el hidróxido de calcio Ca(OH)2 que es ligeramente soluble.

III.

PARTE EXPERIMENTAL a.

Materiales Espátula.  

Mechero.



Varilla de vidrio.



Tubos de ensayo



Gradilla para tubos



Vaso de pp de 50 mL



Escorificador

b. Reactivos Cinta de Magnesio Metálico Mg(s)  

Solución Indicadora de FenolftaleínaC20H14O4



Solución Indicador de Anaranjado de metilo C14H14 N3 NaO3S



Óxido de Cobre CuO(s)



Solución de ácido sulfúrico H2SO4 (ac) 1,0 M



Agua Destilada H2O(l)



Cinta indicadora de pH

83

IV.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Recomendaciones al alumno ante de realizar la práctica Deberá llevar el mandil puesto hasta finalizar la práctica  

Deberá de colocarse los lentes de seguridad durante la parte experimental.

Experimento Nº 1: Obtención de un Oxido Metálico. Con la ayuda de una pinzas de disección, sostén una tira de magnesio de aproximadamente un  1 cm y llévala a la flama azul de un mechero de alcohol. 

Caliéntala hasta que veas una luz blanca muy intensa (en cuanto la percibas, mira hacia otro lado, sin dejar de trabajar), recoge en una luna de reloj o escorificador.



Observar y determinar el producto formado.

Experimento Nº 2: Obtención de un Hidróxido. Coloca las cenizas obtenidas en el experimento Nº 1 en un vaso de precipitados de 50 mL y  añade 10 mL agua destilada, mover con una varilla de vidrio. La solución resultante dividirla en dos tubos de ensayo, como se indica a continuación: 

Al primer tubo añadir 2 mL de la solución y adicionar dos gotas de fenolftaleína



Al segundo tubo añadir 2 mL de la solución y adicionar dos gotas de anaranjado de metilo,



Observar la coloración formada en cada tubo.

Experimento Nº 3: Obtención de una Sal Oxisal.

V.



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



adicionar 2 mL de solución de ácido sulfúrico H2SO4 (ac) y agitar por 5 min.



Observar la coloración formada.

REPORTE DE RESULTADOS En el Experimento Nº 1 Escriba las observaciones cuando el Mg (S) se sometió a la llama del mechero.  

¿Qué aspecto tiene el compuesto formado?



¿Cuál es el nombre de este producto?



Escribir la ecuación y balancear 

En el Experimento Nº 2. Qué aspecto tiene el compuesto formado? ¿Qué coloración obtienes con los indicadores fenolftaleína y naranja de metilo? ¿Cuál es el nombre del producto obtenido? 

Escribir la ecuación y balancear 

En el Experimento Nº 3. 

Escriba las observaciones.



¿Qué color tiene el compuesto formado?



¿Cuál es el nombre del producto?



Escriba la ecuación química balanceada.

84

VI.

CUESTIONARIO Términos claves a. Stock

f.

Metales alcalino térreos

b. Halógeno

g.

Anfoterismo

c.

h. Oxoaniones

Metaloide

d. Metales alcalinos e. Gases nobles 1.

i.  No metal  j. Formula química

¿Cuál de los siguientes metales pueden reaccionar con el agua?

a.

Au

b. Li c.

Hg

d. Ca e. 2.

P

Describa el proceso de deshidratación. ¿Qué propiedades del agua permiten que sus moléculas interactúen con iones en una disolución?

3.

¿Cuál es el sistema Stock? ¿Qué ventajas tiene sobre el sistema antiguo para nombrar a los cationes?

4.

Los metales del grupo 11 (IB): Cu, Ag y Au, reciben el nombre de metales de acuñar. ¿Cuáles de sus propiedades químicas explican su elección para la acuñación de monedas y para la fabricación de joyas?

5.

Los elementos del grupo 18 (VIIIA) de la tabla periódica reciben el nombre de gases nobles Sugiera un significado para la palabra “noble”, al referirse a estos gases.

6.

Escribir la fórmula química de los siguientes ácidos.

a.

Acido carbónico

b. Acido clórico c.

Ácido sulfuroso

d. Ácido fosfórico e. f. 9.

Ácido nitroso Ácido carbonoso

Escribir la formula química de las siguientes sales.

a.

Carbonato de sodio

b.  Nitrito de potasio c.

Hipoclorito de sodio

d. Bromuro de plata e. f.

Clorato de potasio

g.

Yoduro de potasio

Sulfato de manganeso

85

5.

BIBLIOGRAFIA N°

CODIGO

AUTOR/TITULO

1

542.1-C28

CITCA, 2013, Química Experimental Aplicaciones .Quinta edición. Perú

2

540 –B94-2013

BURNS, R. A., 2011, Fundamentos de Química. Quinta edición. México.

3

540-W54-2015

WHITEN, K. W., 2013, Química. Décima edición. México.

4

540-CH518-2007

CHANG R., 2007, Química. Novena Edición Editorial. Mc Graw Hill. México.

86

PRÁCTICA Nº 7 REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS I.

II.

OBJETIVOS 

Demostrar experimentalmente el cambio químico



Representar las reacciones químicas observadas con ecuaciones balanceadas



Reconocer las reacciones químicas de precipitación



Utilizar indicadores ácido- base para comprobar las reacciones de Neutralización.

FUNDAMENTO TEÓRICO

2.1 Concepto de Reacción y Ecuación Química. Cuando las sustancias sufren cambios químicos dan origen a nuevas sustancias con  propiedades distintas a las iniciales.

¿Cómo se efectúa una reacción química? Al combinarse las sustancias ocurren rompimientos de los enlaces que mantienen unidos a los átomos que las conforman; de tal manera, que estos átomos se reorganizan mediante nuevos enlaces entre ellos, dando lugar así a nuevas sustancias. Para expresar lo que sucede en una transformación química, consideremos lo que pasa en la combustión de un alambre de magnesio (Mg); se produce el desprendimiento de una luz blanca y calor, formando un polvo blanco identificado como óxido de magnesio (MgO): Magnesio más oxígeno produce óxido de magnesio. Como puedes observar la proporción en la que reacciona el magnesio con el oxígeno es de dos átomos de Mg por una molécula de O2. ¿Cómo representarías la reacción entre el magnesio y el oxígeno del ejemplo anterior?

La forma gráfica de representar una reacción química es por medio de una ecuación química. Una ecuación química utiliza los símbolos de los elementos químicos, las fórmulas de las sustancias participantes y ciertos signos convencionales para representar una reacción. Veamos la estructura de la ecuación química que representa la transformación química entre el magnesio y el oxígeno:

2Mg(s) + O2(g) 3.7.2.1.2

 2MgO(s)

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

Reactivos o reactantes. Son las sustancias que se combinan.



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



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

87



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



Letra minúscula entre paréntesis.  Esta letra se coloca al lado derecho del elemento o de la fórmula como subíndice; indica el estado de agregación de las sustancias participantes, ( s, l y g) o bien si es una solución acuosa ( ac).



Coeficientes. Son los números que se colocan al lado izquierdo del símbolo del elemento o fórmula respectiva; estos números son muy importantes dado que son el resultado del balanceo de la ecuación química.



Otros términos o símbolos convencionales. En la siguiente tabla se presentan algunos de los términos o símbolos que también son de uso común en las ecuaciones.

Tabla N° 17: Términos y símbolos de uso común en las ecuaciones químicas TÉRMINO O SÍMBOLO

SIGNIFICADO

EJEMPLO

Reacción reversible

 N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g)

Indica la formación de un gas.

Mg(s) + H2SO4(l) →  MgSO4(s) + H2↑

Indica la formación de un

Zn + CuSO4(s) → ZnSO4(s) + Cu↓

 precipitado.

Pt, luz solar, clorofila, enzima, etc.

Se utiliza la letra delta cuando la reacción necesita calor para llevarse a cabo. Son elementos o sustancias llamadas catalizadores que son necesarios para que la reacción se efectúe.

CaCO3(s)

→

CaO(s) + CO2↑

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) CO2(g) + 6H2O(l) luz solar C6H12O6(s) + 6º2(g) clorófila

2.2. Clasificación de las reacciones químicas inorgánicas. Cuando se efectúa una reacción química se presentan cambios en la composición y estructura de las sustancias reaccionantes. Pero ¿cómo predecir la forma de reaccionar de dos o más sustancias entre sí o bien lo que sucede a un reactante cuando se le aplica calor o se le adiciona algún catalizador? Para dar respuesta a esta interrogante los químicos se han auxiliado del conocimiento que tienen de las propiedades de los elementos y los compuestos y las ecuaciones químicas, para predecir las  posibles combinaciones entre las sustancias. De acuerdo a esto, los tipos de reacciones mediante los cuales se forman los compuestos son los siguientes: 

Reacciones de síntesis o adición.



Reacciones de descomposición.

88



Reacciones de sustitución o desplazamiento simple.



Reacciones de doble sustitución o desplazamiento doble.

2.2.1 Reacciones de síntesis o adición A estas reacciones también se les llama de unión directa o combinación: Las reacciones de combinación son aquellas en las que dos o más sustancias (elementos o compuestos) se combinan para formar un solo compuesto.

La ecuación general que representa este tipo de reacción es:

A+B→C Donde A y B pueden ser: Primer caso: Ambos elementos. Segundo caso: Ambos compuestos. Tercer caso: Cuando A es un compuesto y B, un elemento.

A.

Primer Caso: A y B como Elementos. Metal + no metal → compuesto binario  Mg(s) + S(s) → MgS(s) 

Metal + oxígeno → óxido metálico 4Al(s) + 3º2(g) → 2 Al2 O3(s)



 No metal + oxígeno → óxido no metálico C(s) + O2(g) → CO2(g)

A las reacciones donde un metal o un no-metal se combinan con el oxígeno también se les llama reacciones de combustión.

B.

Segundo caso: A y B como elementos. Óxido metálico + agua → hidróxido o base   Na2 O(s) + H2O(l) → 2NaOH(ac) 

Óxido no metálico + agua → oxácido SO3 (g) + H2O(l) → H2SO4(l)



Óxido metálico + óxido no metálico → sal MgO(s) + SO3(g) → MgSO4(s)

C.

Tercer caso: Cuando A es un compuesto y B, un elemento 

Compuesto1 + elemento → compuesto2 2 SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g)

Estas reacciones son importantes en la vida del ser humano; un ejemplo, es la reacción entre el sodio y el cloro que da lugar al cloruro de sodio o sal común (NaCl): 2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)

89

2.2.2 Reacciones de descomposición. Se les conoce también como reacciones de análisis: En una reacción de descomposición se produce la ruptura de un compuesto en dos o más componentes (elementos o compuestos). La ecuación general es:

C→A+B Donde A y B pueden ser: Elementos o Compuestos Por lo general se requiere de la acción del calor o de la electricidad para que se puedan llevar a cabo. Algunos ejemplos de este tipo de reacción son: •

2HgO(s) → 2 Hg(l) + O2(g)

•

2H2O(l) → 2H2(l) + O2(g) Elec.

•

2KclO3(s) → 2KCl(s) + 3O2(g)

•

2NaHCO3(s) →  Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)

2.2.3 Reacciones de sustitución o desplazamiento simple. Una reacción de sustitución simple es aquella en la que reaccionan un elemento y un compuesto, y el elemento por afinidad química sustituye a otro elemento del compuesto. Con una ecuación general se puede representar esta reacción:

A + BC → AC + B En este tipo de reacciones “A” es el elemento que desplaza o sustituye y puede ser un metal o un no-metal. Una forma sencilla de predecir si en realidad va a ocurrir una reacción de desplazamiento es consultando la serie de actividades de los metales y la de los halógenos, (véase la tabla). Estas series agrupan a los metales y a los halógenos por orden de reactividad química descendiente.

Tabla N° 18: Actividades de metales y halógenos Metales Halógenos

Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe Cd Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Au Disminuye la reactividad F Cl Br I Disminuye la reactividad

El hidrógeno (H) es un no-metal, pero se incluye en esta tabla por su grado de reactividad. La mayoría de las reacciones de desplazamiento simple pertenecen a los siguientes casos: El metal desplaza

A.

Primer caso: Cuando “A” es un metal en estado libre. A.1 El metal desplaza a otro metal en su sal Metal1 + sal1 → sal2 + metal2

90



Zn(s) + FeSO4(ac) → ZnSO4(ac) + Fe(s)



Cu(s) + 2AgNO3(ac) → Cu(NO3)2 (ac) + 2Ag(s)

Revisando la serie de actividades, ambas reacciones se llevan a cabo ya que el Zn es más reactivo que el Fe y el Cu es más reactivo que la Ag, por lo que fácilmente desplazan al hierro y a la plata respectivamente. No sucede esto en la siguiente reacción: 

 Ni(s) + NaNO3(ac) → No hay reacción

Si observamos la tabla de actividades, el níquel (Ni) esta colocado después de sodio (Na), lo que indica que el Ni es menos reactivo que el Na y no podrá desplazar a este elemento.

A.2 El metal desplaza al hidrógeno del agua. Metal + agua → óxido o hidróxido metálico + hidrógeno 

2Al(s) + 3H2O(g) → Al2O3(s) + 3H2(s)



Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(ac) + H2(g)

A.3 El metal desplaza al hidrógeno de un ácido (oxiácido o un hidrácido) Metal + ácido → sal + hidrógeno

B.



Mg(s) + H2SO4 (ac) → MgSO4 (ac) + H2(g)



2Na(s) + 2HCl(ac) → 2NaCl(ac) + H2(g)

Segundo caso: Cuando “A” es un no-metal (halógeno).  

Halógeno1 + sal de halógeno1 → halógeno2 + sal de halógeno2 Cl2(g) + 2KBr (ac) → 2 KCl(s) + Br 2(l) Cl2(g) + 2NaI(ac) → 2 NaCl(ac) + I2(s)

Las reacciones de sustitución simple son de gran aplicación industrial; ejemplo de ello, son las reacciones en las que intervienen los halógenos, sobre todo el CLORO  por ser un agente oxidante muy fuerte.

2.2.4 Reacciones de doble sustitución o desplazamiento doble. A estas reacciones también se les llama de metátesis, que significa un cambio en el estado, en la sustancia o en la forma. Las reacciones de doble sustitución son aquellas en las que hay un intercambio de iones entre los compuestos. La ecuación general es:

AB + CD → AD + CB Para comprender mejor este tipo de reacciones, debemos tener presenteque los compuestos están formados por un parte positiva o catión y una negativa o anión, los que al reaccionar por doble sustitución se intercambian. Es característico de este tipo de reacciones: 

La formación de un precipitado.

91



La formación de un gas.



El desprendimiento de calor.

A. Formación de un precipitado. Esta es la reacción más común de las reacciones de doble sustitución. Para reconocer si se formará un precipitado es importante conocer la solubilidad de las sustancias. La solubilidad es la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de disolvente a una temperatura específica.

Existen algunas reglas sencillas de solubilidad de los compuestos inorgánicos en agua, que se pueden consultar y que permiten predecir la formación de un precipitado: 

Los sulfuros (S2-) son insolubles, excepto los de metales alcalinos, alcalinotérreos y el sulfuro de amonio.



Los sulfatos (SO42) son solubles, excepto el BaSO4, SrSO4 PbSO4; ligeramente solubles el CaSO4 y Ag2SO4.



Los cloruros (Cl) son solubles, excepto el AgCl, Hg2Cl2 y el PbCl2.



Los fosfatos (PO43) y carbonatos (CO32) son insolubles, excepto los de metales alcalinos y las sales de amonio



Los óxidos (O2-) y los hidróxidos (OH-) son insolubles, excepto los de metales alcalinos y de ciertos metales alcalinotérreos.



El carbonato de calcio es la materia prima para la elaboración de las tabletas antiácidas.

Algunos ejemplos de reacciones de este tipo son:   

AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3  Ni(NO3)2 + 2NaOH → Ni(OH)2↓ + 2NaNO3 Pb(NO3)2 + 2NaCl → PbCl2↓ + 2NaNO3

B. Formación de un gas. Son ejemplos de este tipo de reacciones:  

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑  NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl↑

C. Desprendimiento de calor. En la reacción anterior participan un ácido y una base o hidróxido, a este tipo de reacciones se les conoce como reacciones de neutralización, y como desprenden calor al efectuarse se les consideran reacciones exotérmicas; se describen este tipo de reacciones en el Tabla N° 19

92

HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) + calor Ahora conoces varios tipos de reacciones que se presentan en las combinaciones químicas de las sustancias. Pero también las reacciones se pueden clasificar con otros criterios; esta clasificación depende del aspecto que se tome en cuenta para su estudio. Los aspectos que se  pueden considerar como objeto de estudio en una reacción química se resumen en la tabla, se incluyen en esta tabla los tipos de reacciones ya señalas.

Tabla N° 19: Clasificación de reacciones químicas inorgánicas Aspecto Considerado

Clasificación

Ecuación general o ejemplo

Síntesis o combinación

A+B→C

Descomposición

C→A+B

 Número y naturaleza química de

Sustitución o desplazamiento

A + BC → AC + B

reactivos y productos.

simple

AB + CD → AD + CB

Doble sustitución o desplazamiento doble Las reacciones químicas siempre

Endotérmicas

A + B + CALOR → C + D

van acompañadas de cambios de

Exotérmicas

A + B → C + D + CALOR 

energía, las reacciones que liberan energía en forma de calor se conocen como exotérmicas y las que absorben calor de su entorno, endotérmicas. Pérdida o ganancia de electrones entre las sustancias participantes en

Óxido-reducción (REDOX)

la reacción. Los productos de la reacción se

0

+1 +5 -2

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O CuO → Cu+2 + 2e– (oxidación) N+5 + 3e– → N+2 (reducción) NH3(g) + H2O(l) → NH4+(ac) + OH–(ac)

Iónicas

encuentran en forma de iones.

2.3. Reacciones Químicas Importantes por su Impacto Ecológico Hemos visto a lo largo de esta unidad, la importancia de las reacciones químicas para las actividades del ser humano. Sin embargo, una consecuencia de estas actividades es la contaminación de los ecosistemas. En la contaminación como, fenómeno químico, participan una serie de reacciones características, cuyo conocimiento es un foco rojo de alerta para el hombre y su supervivencia. Un claro ejemplo de lo anterior es el uso de los combustibles fósiles. A principios del siglo XX, algunas industrias cambiaron su fuente de energía de carbón a petróleo. Años más tarde, con el uso del automóvil, se empezaron a utilizar otro tipos de energía y con ello, nuevos contaminantes.

93

El motor del automóvil no quema la gasolina completamente. Como resultado, se añaden al aire compuestos como los óxidos de carbono (CO y CO2), de nitrógeno (NO y NO2) y de azufre (SO2), entre otros. Estos compuestos son todos tóxicos; algunos compuestos como los del

nitrógeno y el azufre  reaccionan en el aire por la acción de la luz solar para producir otras sustancias igualmente tóxicas. A continuación señalaremos algunos de los efectos nocivos de estos anhídridos ácidos.

2.3.1 Monóxido y dióxido de carbono. Actualmente, la cantidad de óxidos de carbono en la atmósfera está aumentando, debido a las grandes cantidades de combustibles que se queman (carbón, petróleo, gas natural y

madera). Este incremento tiene dos efectos principales; uno, en los animales y el ser humano, y otro en la atmósfera.

El monóxido de carbono (CO) es perjudicial para los animales y para el hombre. La hemoglobina de los glóbulos rojos de la sangre tiene mayor afinidad por la molécula de CO que por la del oxígeno, bloqueando así el transporte del O2 a todos los tejidos, peligrando en consecuencia la vida del organismo. Por otro lado, dióxido de carbono aumenta el efecto de atrapar el calor de la atmósfera, y esto está ocasionando un aumento gradual en la temperatura mundial: efecto invernadero. Las fuentes de emisión del CO y CO2 son varias; pero una muy importante es la combustión incompleta de la gasolina en los automóviles. Las ecuaciones químicas representativas de la combustión de la gasolina son: 2C8H18(l) + 17O2(g) → 16 CO(g) + 18 H2O (g) 2C8H18(l) + 25O2(g) → 16 CO2(g) + 18 H2O(g) El CO2  al igual que otros anhídridos ácidos, también reacciona en el aire formando ácido carbónico H2CO3, incrementando la acidez de la atmósfera: lluvia ácida.

2.3.2 Lluvia ácida En años recientes, la atmósfera se ha vuelto cada vez más ácida y su efecto ha sido devastador en los bosques y en las tierras de cultivo, y en todo aquello formado de metal o  piedra; en especial a causa del dióxido de azufre (SO2)  que se produce en las plantas generadoras que queman carbón para producir electricidad, los procesos metalúrgicos y la combustión y refinación del petróleo. Cuando el dióxido de azufre se combina con el oxígeno y vapor de agua en el aire, se  produce ácido sulfuroso (H2SO3); el SO2  que sufre una oxidación adicional hasta SO3, reacciona formando ácido sulfúrico (H2SO4). Las ecuaciones que representan esta serie de reacciones químicas en la atmósfera son: 

SO2 + H2O → H2SO3



2SO2 + O2 → 2SO3

94

SO3 + H2O → H2SO4



Los ácidos formados en la atmósfera caen a la tierra con la lluvia . Esta combinación se conoce como lluvia ácida. Los anhídridos ácidos de nitrógeno y de carbono provenientes de los vehículos de motor y de las plantas productoras de electricidad forman ácido nitroso (HNO2), ácido nítrico (HNO3) y ácido carbónico (H2CO3) en la atmósfera, agravando el  problema de la lluvia ácida. Las ecuaciones químicas que representan estas reacciones son: 

2NO + O2 → 2NO2



2NO2 + H2O → HNO2 + HNO3



CO2 + H2O → H2CO3

Los efectos de la lluvia ácida se conocen bien. La piedra caliza y el mármol en las estatuas y edificios se disuelven con la lluvia ácida. Las estructuras de metal como la de los  puentes se corroen. En los bosques, los ríos, lagos y las áreas agrícolas cambian el grado de acidez provocando la muerte de los organismos que los habitan.

III.

PARTE EXPERIMENTAL a.

Materiales Tubos de ensayo  

Gradilla para tubos



Pipetas Pasteur Descartables



Micro espátula



Pizetas

b. Reactivos Cobre metálico Cu(s)  

IV.

Magnesio metálico Mg (s)



Carbonato de sodio Na2CO3(s)



Indicador Fenolftaleína C20H14O4



Solución de Nitrato de Plomo PbNO3(ac) 0,1 M 



Solución de Nitrato de plata AgNO3(ac) 0.1 M



Solución de Yoduro de potasio KI(ac) 0,1 M



Solución de Hidróxido de sodio NaOH(ac) 0,1 M 



Solución de Ácido Clorhídrico HCl(ac) 10 % M 



Solución de Ácido Clorhídrico HCl(ac) 0.1 M

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Recomendaciones al alumno ante de realizar la práctica Deberá llevar el mandil puesto hasta finalizar la práctica  

Deberá de colocarse los lentes de seguridad durante la parte experimental.

Experimento Nº 1. Reacción de Sustitución o Desplazamiento Simple

95



En un tubo de ensayo, colocar unas virutas de Mg(s), agregar 2 mL de solución de ácido clorhídrico HCl (ac) 10 %



En un tubo de ensayo colocar un pequeño trozo de Cu y agregar nitrato de plata AgNO3(ac) 0,1  M 



Observar y determinar el producto formado.

Experimento Nº 2. Reacción de Precipitación En un tubo de ensayo, colocar 1mL de solución de nitrato de plomo Pb(NO3)2 (ac)0,1 

M ,

agregar gota a gota solución de yoduro de potasio KI(ac) 0,1 M . 

Observar y determinar el producto formado.



En un tubo de ensayo ,colocar 1 ml de nitrato de plata AgNO3(ac) 0,1  M  , agregar gota a gota yoduro de potasio 0,1 M 



Observar y determinar el producto formado.

Experimento Nº 3. Reacción de Descomposición En un tubo de ensayo, colocar 1 mL de solución de ácido clorhídrico HCl (ac) 0,1  M , agregar  lentamente un pequeña cantidad de carbonato de sodioNa2CO3(s) . 

Observar y determinar el producto formado.

Experimento Nº 4. Reacción de Neutralización En un tubo de ensayo, colocar 1 mL de solución de NaOH(ac) 0,1  M   y gotas de fenolftaleína,  agitar y agregar gota a gota solución de HCl(ac)  0,1 M. 

V.

Observar y determinar el producto formado.

REPORTE DE RESULTADOS 1. En el Experimento Nº 1. Escriba las observaciones. 

2.

3.



¿Qué sustancia se formó?



¿Qué gas se desprende?



Escriba la ecuación química balanceada.

En el Experimento Nº 2. Escriba las observaciones. 

¿Qué sustancias se formaron?



Escriba la ecuación química balanceada.

En el Experimento Nº 3. ¿Qué sustancia se formó? ¿Qué gas se desprende? Escriba la ecuación química balanceada.

4.

En el Experimento Nº 4. Escriba las observaciones.  Indique que sustancia se formó? 

96



VI.

Escriba la ecuación química balanceada.

CUESTIONARIO Términos claves a. Desplazamiento simple

e.

Combustión

b. Desplazamiento doble

f.

Metátesis

c.

g.

Reacción de combinación

Reacción química

d.  Neutralización 1.

Balancee las siguientes ecuaciones químicas a.

Cr + O2 → Cr 2O3

b. SO2 + O2

→

SO3

c.  NaOH + CO2

→

Na2CO3 + H2O

d. Al2(SO4)3 + NaOH

2.

→ 

Al(OH)3 + Na2SO4

e.

CaCO3 + H2SO4 →  CaSO4 + CO2 + H2O

f.

KclO3 → KCl + O2

g.

Cu(OH) 2 + H3PO4 → Cu3(PO4)2 + H2O

Completa y balancea las ecuaciones de estas reacciones de descomposición. a.

Al2O3 →

b. PbO2 → c.  NaClO3

→

d. HgO(s) → e.  NaNO3 → 3.

Completa y balancea las ecuaciones a.

MgO + H2O →

b. Fe2O3 + H2O → c.

Ca + H2O

d. ------ + ------e. 4.

→  SbCl3

------ + ------- → Fe2O3

Completa y balancea las siguientes reacciones a.

SO2 + H2O →

b.  N2O5 +H2O c.

→

P4 + O2 →

d. Al + HNO3 → e.

Li2O + H2O →

f.

Mg + H2O →

g.

Ag + H2O →

97

h. Pb + H2O → i.  Ni(NO3)2 + NaOH → 5.

Que significa la neutralización a nivel iónico?

6.

Describe porque la neutralización acido-base es un tipo de reacción de doble sustitución.

7.

Cuando se calienta piedra caliza, químicamente CaCO3 a 950 °C, se produce oxido de calcio, CaO (cal viva), el cual tiene muchos usos, entre ellos la producción de cemento y se forma también dióxido de carbono.

La ecuación que representa el proceso es: CaCO3(s) → CaO(s) +6 CO2(g)

8.

Clasifica la reacción, Fundamente su respuesta. Completa y balancea las ecuaciones siguientes: a.

El monóxido de carbono gaseoso reacciona con oxígeno gaseoso con formación de dióxido de carbono.

b. El cinc calentado con azufre en polvo produce sulfuro de cinc. 9.

Las monedas de cobre metálico se oxidan lentamente con formación de óxido de cobre (I), escribe una ecuación balanceada de esta oxidación.

10. Completa y balancea ecuaciones de estas reacciones de sustitución simple .en caso de no haber reacción y escribe no hay reacción, después de la fecha.

a.

Se vertió ácido sulfúrico en un recipiente de aluminio

b. Se dejó caer un anillo de oro en un tanque de ácido clorhídrico c.

Se dejó un clavo de hierro en una solución de sulfato de cobre (II)

Manual de Seguridad

VII.

1.

Dibujar los pictogramas que se encuentran presente en el laboratorio

2.

A la ingestión de sustancias peligrosas ¿Qué debemos hacer?

BIBLIOGRAFIA N°

CODIGO

AUTOR/TITULO

1

542.1-C28

CITCA, 2013, Química Experimental Aplicaciones .Quinta edición. Perú

2

540 –B94-2013

BURNS, R. A., 2011, Fundamentos de Química. Quinta edición. México

3 4

540-W54-2015 540-CH518-2007

WHITEN, K. W., 2013, Química. Décima edición. México. CHANG R., 2007 Química. Editorial. Mc Graw Hill. México.

98

CONTROL DE PRACTICAS DE QUIMICA I PRACTICA Nº1 Reconocimiento del Material de Laboratorio APELLIDOS Y NOMBRES: __________________________________________________ GRUPO: ___________________FECHA_________________CASILLERO____________ Coloque en los casilleros solamente en número de la pregunta que se le a asignado

99

CONTROL DE PRACTICAS DE QUIMICA I PRACTICA Nº2 Mediciones APELLIDOS Y NOMBRES: __________________________________________________ GRUPO:___________________FECHA_________________CASILLERO____________ Coloque en los casilleros solamente en número de la pregunta que se le a asignado

100

CONTROL DE PRACTICAS DE QUIMICA I PRACTICA Nº3 Operaciones Básicas en el Laboratorio APELLIDOS Y NOMBRES: __________________________________________________ GRUPO:___________________FECHA_________________CASILLERO____________ Coloque en los casilleros solamente en número de la pregunta que se le a asignado

101

CONTROL DE PRACTICAS DE QUIMICA I PRACTICA Nº4 Tabla Periódica: Propiedades de los elementos APELLIDOS Y NOMBRES: __________________________________________________ GRUPO:___________________FECHA_________________CASILLERO____________ Coloque en los casilleros solamente en número de la pregunta que se le a asignado

102

CONTROL DE PRACTICAS DE QUIMICA I PRACTICA Nº5 Enlaces Químicos APELLIDOS Y NOMBRES: ________________________________________________ __________________________________________________ __ GRUPO:___________________FECHA__ GRUPO:___________________FECHA_________________C _______________CASILLERO__ ASILLERO____________ __________ Coloque en los casilleros solamente en número de la pregunta que se le a asignado

103

CONTROL DE PRACTICAS DE QUIMICA I PRACTICA Nº6 Funciones Químicas Inorgánicas APELLIDOS Y NOMBRES: ________________________________________________ __________________________________________________ __ GRUPO:___________________FECHA__ GRUPO:___________________FECHA_________________C _______________CASILLERO__ ASILLERO____________ __________ Coloque en los casilleros solamente en número de la pregunta que se le a asignado

104

CONTROL DE PRACTICAS DE QUIMICA I PRACTICA Nº7 Reacciones y Ecuaciones Químicas APELLIDOS Y NOMBRES: ________________________________________________ __________________________________________________ __ GRUPO:___________________FECHA__ GRUPO:___________________FECHA_________________C _______________CASILLERO__ ASILLERO____________ __________ Coloque en los casilleros solamente en número de la pregunta que se le a asignado

105

INDICE DE FIGURAS

Figura N° 1 Figura N° 2 Figura N° 3 Figura N° 4 Figura N° 5 Figura N° 6 Figura N° 7 Figura N° 8 Figura N° 9 Figura N° 10 Figura N° 11 Figura N° 12 Figura N° 13 Figura N° 14 Figura N° 15 Figura N° 16 Figura N° 17 Figura N° 18 Figura N° 19 Figura N° 20 Figura N° 21 Figura N° 22 Figura N° 23 Figura N° 24 Figura N° 25 Figura N° 26 Figura N° 27 Figura N° 28 Figura N° 29 Figura N° 30 Figura N° 31 Figura N° 32 Figura N° 33 Figura N° 34 Figura N° 35 Figura N° 36 Figura N° 37 Figura N° 38

Probeta Pipeta gravimétrica Pipeta volumétrica Fiola o matraz aforado Bureta Bureta de auto enrase Bureta automática (de lectura y llenado automático) Tubo de Ensayo con tapa rosca de PP (polipropileno) Tubos de ensayo Tubo de Ignición Tubo con salida lateral Tubo en forma de U con salidas laterales Tubo Thiele Vaso de precipitado forma alta Vaso de precipitados forma baja Matraz Erlenmeyer de 125 mL Matraz Erlenmeyer de 250 y 500 mL Matraz Kitasato (tubuladura en el cuerpo) Matraz Kitasato (tubuladura en el cuello) Balón fondo plano Balón de fondo plano boca ancha Balón de fondo plano con cuello alto Balón de fondo redondo NS (esmerilado) Balón de destilación Balón de fondo redondo de tres bocas NS Lunas de reloj Retorta Embudo Embudo de Separación o Pera de Decantación Tubo para centrifuga graduado con tapa Papel filtro Tamices metálicos Columna Cromatográfica Extracción Soxhlet Equipo de Destilación Simple Crisol de porcelana Crisol de porcelana con tapa Cápsula de porcelana

106

Pagina 10 10 11 11 11 11 11 12 12 12 12 12 12 13 13 13 13 13 13 14 14 14 14 14 14 15 15 15 15 15 16 16 16 17 17 17 17 17

Figura N° 39 Figura N° 40 Figura N° 41 Figura N° 42 Figura N° 43 Figura N° 44 Figura N° 45 Figura N° 46 Figura N° 47 Figura N° 48 Figura N° 49 Figura N° 50 Figura N° 51 Figura N° 52 Figura N° 53 Figura N° 54 Figura N° 55 Figura N° 56 Figura N° 57 Figura N° 58 Figura N° 59 Figura N° 60 Figura N° 61 Figura N° 62 Figura N° 63 Figura N° 64 Figura N° 65 Figura N° 66 Figura N° 67 Figura N° 68 Figura N° 69 Figura N° 70 Figura N° 71 Figura N° 72 Figura N° 73 Figura N° 74 Figura N° 75 Figura N° 76

Cristalizadores Desecador Desecador con conexión a vacío Soporte universal Pinza para crisol Pinza para vasos Pinza para tubos Pinza para matraz Pinza para pesas Pinza de Mohr Pinza de tornillo Pinza para bureta  Nuez Soporte para tubo de ensayo (Gradilla) Soporte para embudo o pera de decantación Trípode Rejilla metálica Rejilla con centro cerámico Triángulo con tubo refractario Varilla de vidrio con asa Varilla o bagueta de vidrio Perlas de ebullición Pizeta Frascos goteros con tapa de goma Frascos con tapa esmerilada Espátula metálica doble Espátula de hoja con mango de madera Manguera de látex Manguera de polietileno Mortero de acero Mortero de porcelana Mortero de vidrio Mortero de ágata Balanza analítica Balanza granataria Densímetro con termómetro Densímetro sin termómetro Termómetro de mercurio

107

Página 17 18 18 18 18 19 19 19 19 19 19 20 20 20 20 21 21 21 21 22 22 22 22 22 22 23 23 23 23 23 23 24 24 24 24 25 25 25

Figura N° 77 Figura N° 78 Figura N° 79 Figura N° 80 Figura N° 81 Figura N° 82 Figura N° 83 Figura N° 84 Figura N° 85 Figura N° 86 Figura N° 87 Figura N° 88 Figura N° 89 Figura N° 90 Figura N° 91 Figura N° 92 Figura N° 93 Figura N° 94 Figura N° 95 Figura N° 96 Figura N° 97 Figura N° 98 Figura N° 99 Figura N° 100 Figura N° 101 Figura N° 102 Figura N° 103 Figura N° 104 Figura N° 105 Figura N° 106 Figura N° 107 Figura N° 108 Figura N° 109 Figura N° 110 Figura N° 111 Figura N° 112 Figura N° 113 Figura N° 114

Termómetro de alcohol coloreado Cinta indicadora universal de pH  pH-meter digital portátil  pH-meter digital de mesa (Potenciómetro) Conductímetro digital portátil Mechero con alcohol Mufla Eléctrica Plancha Eléctrica Estufa Cocina eléctrica Baño María Baño de arena Frasco de vidrio ámbar con reactivo inorgánico liquido (Ácidos) Frasco de polipropileno con reactivo inorgánico solido (sales) Frasco de vidrio ámbar con reactivos orgánicos líquidos (Solventes) Frascos de reactivos diversos, indicadores Exactitud y Precisión Balanza analítica Balanza granataria Proceso de pulverización Proceso de precipitación Etapa de reposo para la decantación Proceso de decantación Doblado de papel para la filtración Proceso de filtración correcto Proceso de centrifugación Centrífuga Proceso de evaporación Cristales de sulfato de cobre hidratado Proceso de cristalización Estufa para desecación Proceso de calcinación Proceso de pesado Equipo de destilación simple Equipo de fraccionamiento Equipo de destilación por arrastre de vapor Equipo de destilación industrial Separación de fases inmiscibles

108

Página 25 25 25 25 26 26 26 27 27 27 27 27 28 28 29 29 36 41 41 45 45 46 46 46 46 46 46 47 47 47 48 48 48 49 49 49 50 50

Figura N° 115 Figura N° 116 Figura N° 117 Figura N° 118 Figura N° 119 Figura N° 120 Figura N° 121 Figura N° 122 Figura N° 123 Figura N° 124

Proceso de extracción líquido - líquido Proceso cromatográfico Cromatograma Tabla periódica Energía de Ionización Afinidad Electrónica Electronegatividad Carácter metálico Molécula de Acido Clorhídrico Molécula de Amoniaco y Agua

109

Página 50 50 50 54 56 56 57 57 67 68