MODULO-QUIMICA-PRACTICA.docx

UNIVERSIDAD NACIONAL DE PIURA

Facultad: Escuela: Alumno: Docente: PIURA - PERÚ


INDICE

PRACTICA Nº 1: RECONOCIMIENTO DE EQUIPOS Y MATERIALES DE LABORATORIO

PRACTICA Nº 2: MEDICIONES DE VOLUMEN Y DENSIDAD DE SUSTANCIA

PRACTICA Nº 3: METODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS

PRACTICA Nº 4: TEORÍA ATÓMICA

PRACTICA Nº 5: TABLA PERIODICA

PRACTICA Nº 6: REACCIONES, CAMBIOS O FENÓMENOS QUÍMICOS

PRACTICA Nº 7: REACCIONES DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN

PRACTICA Nº 8: PREPARACION DE SOLUCIONES

2 CURSO: QUÍMICA GENERAL

AREA DE INGENIERIA QUIMICA


PRECAUCIONES EN EL LABORATORIO. El laboratorio de Química es un lugar de trabajo potencialmente peligroso, en el que es necesario tomar precauciones para evitar accidentes.

Algunas normas importantes son:

- Aclarar con el profesor las dudas y mantenerle informado de cualquier hecho que ocurra. - Antes de empezar una práctica debes conocer y entender los procesos que vas a realizar. - Evita los desplazamientos innecesarios y nunca corras. - Mantén silencio y procura estar concentrado en lo que haces. - Coloca los aparatos y reactivos lejos del borde de la mesa. - No pipetees nunca líquidos corrosivos o venenosos. - Mantén las sustancias inflamables lejos de las llamas de los mecheros, y no las calientes o destiles directamente con el mechero. - Nunca mires por la boca de los tubos de ensayo o matraces cuando se está realizando una reacción, en previsión de salpicaduras. - En general, todos los productos deben mezclarse en pequeñas cantidades y despacio. - Si por descuido tocas o te cae algún producto, lávate con abundante agua la zona afectada, y comunícalo al profesor. - Utiliza la campana en las prácticas donde se desprendan gases venenosos. - Tira los residuos sólidos a la papelera. - Abre el grifo antes de tirar por la pila los restos de una reacción o reactivo. - Al acabar, deja limpio y seco el material y puesto de trabajo.




I. OBJETIVO 

Hacer un reconocimiento físico del laboratorio de química



Identificar por el nombre,clasificación,señalar los usos y funcionamientos de los materiales e instrumentos de mayor uso en el laboratorio de química general



Conocer las normas básicas contra los accidentes, normas de seguridad.



Conocer la forma de trabajo en el laboratorio implicando seriedad, puntualidad, objetividad, orden y rapidez.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO La identificación de los materiales de laboratorio es importante, ya que mediante esta práctica el alumno será capaz de seleccionarlos y usarlos adecuadamente en los experimentos posteriores que se han de desarrollar en el curso de química. a. Instalaciones de calentamiento en el laboratorio En un laboratorio de química, básicamente se cuenta con dos sistemas bien definidos para el calentamiento de sustancias químicas. El primero de ellos, utiliza la energía como producto de la combustión de gases, el segundo sistema transforma la energía eléctrica en calorífica. b. Medidas de volúmenes y manipulación de reactivos Ha constituido toda una tecnología en la química, la medición de volúmenes y la medición de reactivos, pues necesario contar no sólo con un cierto grado de adiestramiento, y seguridades, si no con una determinada exactitud. Indudablemente esto va muy unido al tipo de soluciones o reactivos y el grado de exactitud que se requiera en un determinado análisis.

II. RECONOCIMIENTO DE MATERIALES 1. PROBETA --------------------------------------------------------------------------------------

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------2. ERLENMEYER ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------4 CURSO: QUÍMICA GENERAL



3. VASO DE PRECIPITADO ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------4. BURETA ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------5. PIPETA -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

-----------------------------------------------------------6. FIOLA ----------------------------------------------------------------------------

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------7. TUBOS DE ENSAYO Y GRADILLA ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------8. PERA DE DECANTACIÓN -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------




9. LUNA DE RELOJ ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------10. EMBUDO CÓNICO

----------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------11. EMBUDO DE PORCELANA

---------------------------------------------------------------------------

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- ---------------------------------------------------------------------------------------------------------12. CAPSULA DE PORCELANA -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

13. CRISOL DE PORCELANA ----------------------------------------------------------------

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------




14. MORTERO DE PORCELANA

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------DESECADOR

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------15. ESTUFA Y MUFLA

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------




I. II. OBJETIVOS: 

Aprender el manejo de los tipos de balanza que existen en el

laboratorio. 

Aprender la medición de líquidos en los tipos de materiales para tal fin en el laboratorio



Determinar la densidad de sustancias sólidas y

líquidas 

Conocer las fuentes de error y cómo prevenirlos al realizar las mediciones

III. FUNDAMENTO TEÓRICO: Los términos masa y peso a menudo se usan en forma equivalente, sin embargo, estrictamente hablando, son cantidades distintas.la masa es una medida de la cantidad de materia en un objeto, mientras que el peso, desde el punto de vista técnico.es la fuerza que ejerce la gravedad sobre el objeto.

Volumen El volumen es una magnitud escalar definida como el espacio ocupado por un cuerpo. La unidad de medida de volumen en el Sistema Internacional de Unidades es el metro cúbico, aunque temporalmente también acepta el litro, que se utiliza comúnmente en la vida práctica

Densidad La densidad o densidad absoluta es la magnitud que expresa la relación entre la masa y el volumen de un cuerpo. Su unidad en el Sistema Internacional es el kilogramo por metro cúbico (kg/m 3), aunque frecuentemente se expresa en g/cm3. La densidad es una magnitud intensiva

Donde ρ es la densidad, m es la masa y V es el volumen del determinado cuerpo.

IV. MATERIALES Y REACTIVOS: Materiales: 

Balanza digital 8

CURSO: QUÍMICA GENERAL





Balanza analítica



Pipetas volumétricas de 25, 10,5 ml.



Probetas de 50, 25,10 ml.



densímetros



alcoholímetro



trocitos de Cu, Pb, Al, Fe.

Reactivos: 

V.

agua destilada

PROCEDIMIENTO: I.

EXPERIMENTO Nº 1 : MEDICION DE MASAS

1. Pésese cada objeto seleccionado en la balanza de precisión y luego en la balanza analítica, con la mayor exactitud y anote dichos pesos en la tabla Nº1 TABLA Nº 1 Sustancia

Balanza digital

Balanza analítica

(g)

(g)

% Em

% Em = (BD- BA) X 100 BA

Donde: BD: Balanza Digital BA: Balanza Analítica % Em : porcentaje de error II.

EXPERIMENTO Nº 2 : MEDICION DE VOLUMENES 1.

Pipetee cuidadosamente 25 ml de agua corriente en pipeta volumétrica.




2.

Transfiéralos sin derramar a una probeta graduada de 50 ml que esté limpia y seca y lea en ella cuidadosamente el volumen que ocupa. Anótelo en la tabla Nº 2.

3.

Repita los pasos 1 y 2; primero con pipeta y probeta de 25 ml y finalmente, pipeta de 5ml con probeta de 10 ml .En ambos casos con agua corriente.

4.

Calcule el porcentaje de error considerando como valor verdadero la lectura realizada con el material que tenga la mayor presión. TABLA Nº 2 Líquido

Volumen

Volumen

pipeta(ml)

probeta (ml)

% Evol

Vp: volumen de la pipeta Vpb: volumen de la probeta. % Evol : porcentaje de error de volumen

% Evol = (Vpb - Vp) X 100 Vp

III.

EXPERIMENTO Nº 3 :DENSIDAD DE SÓLIDOS 1. Tomar 6ml de agua corriente en probeta de 10 ml límpia y seca. 2. Introduzca la lº era. Muestra pesada en el experimento Nº1 y lea el volumen de agua desplazado (será el volumen de la muestra). Anote el valor en la tabla Nº3. 3. Determine la densidad de la muestra teniendo en cuenta la masa obtenida en la balanza analítica. 4. Teniendo en cuenta la densidad teórica (buscar en textos a 20ºC), calcule el % de error de la densidad experimental. 5. Repita los pasos anteriores para las otras dos muestras pesadas en el experimento Nº1




TABLA Nº 3

Muestra sólida

Masa Balanza analítica

Volumen desplazado

Densidad Exp.

Densidad teórica

% E densidad = (Dexp - Dteórica) X 100

Dteórica CÁLCULOS Y RESULTADOS: BIBLIOGRAFÍA CUESTIONARIO: 1. ¿Qué es un densímetro y cuáles son sus componentes? ¿Cuál es el principio de su elaboración? 2. Explique por qué varía la densidad de una sustancia al variar su temperatura. 3. ¿Qué importancia tiene las mediciones en el campo de la química? 4. ¿El oro y el platino flotarán en el mercurio? 5. ¿Cuál es la diferencia entre densidad y peso específico? 6. Deduzca una fórmula general que nos permita calcular la densidad de una mezcla cuando:  

Los volúmenes a mezclar son iguales. Las masas a mezclar son iguales.




II. OBJETIVOS: 1.

Adiestrarse en algunas técnicas de separación de mezclas.

2.

Determinar de acuerdo a sus características fisicoquímicas el método adecuado para la separación de mezclas.

VI. FUNDAMENTO TEÓRICO: En

su

estado

natural

las

sustancias

generalmente se encuentran formando mezclas, pero para su utilización, en la mayor parte de los casos, se necesitan puras. Es necesario entonces separar los componentes de una mezcla y para ello es indispensable tener en cuenta el estado general de la misma y las propiedades de sus componentes. La diferencia en los valores numéricos de las propiedades fisicoquímicas se han empleado para estructurar varias técnicas de separación de mezclas; algunas de estas son: 1.

Tamizado: Técnica empleada para seleccionar partículas sólidas de un diámetro promedio determinado haciéndolas pasar por un conjunto de tamices, zarandas o cernidores (redes de mallas de gruesos a finos). El tamizado es la operación inicial en la separación de sólidos y no un método que sirva para separar completamente los mismos.

2.

Levigación: Técnica empleada en la separación de minerales (material que contiene alta concentración de uno o más metales) de rocas y tierras de escaso valor industrial (gangas). Consiste en colocar la mezcla mineral previamente pulverizada y tamizada en un recipiente donde se le aplica una corriente de agua; el mineral por su mayor peso (mayor densidad) queda en el fondo del recipiente y la ganga que flota es arrastrada por el agua que desborda el recipiente.

3.

Extracción: Técnica que consiste en separar un componente de una mezcla de sólidos o líquidos empleando un solvente selectivo que no reacciona químicamente con sus componentes, en el cual la sustancia a extraer es soluble.

4.

Secado: Técnica que consiste en eliminar el contenido de humedad de una sustancia, mediante una fuente de calor. En el laboratorio se realiza en estufas. 12 CURSO: QUÍMICA GENERAL



5. Cristalización: Consiste en la formación de sólidos cristalinos a partir de una solución homogénea o heterogénea previamente filtrada, por disminución de la solubilidad del soluto por vaporización del solvente mediante una fuente de calor o enfriamiento de la solución .

6. Filtración: Operación que consiste en separar los sólidos insolubles de un líquido a través de un medio poroso (algodón, papel filtro, amianto, etc.) la cual retiene el sólido y deja pasar solo el líquido.

7. Sedimentación: Técnica que permite separar mezclas heterogéneas de sólidos de un líquido, al dejar en reposo la mezcla. La fuerza de atracción gravitacional hace que los sólidos bajen al fondo del recipiente; primero los más pesados y al último los más ligeros. Esta operación se utiliza para grandes volúmenes de solución y se puede acelerar con el uso de aglutinantes químicos.

8. Decantación: Técnica empleada para la separación de los componentes de una mezcla heterogénea (2 fases), pudiendo ser esta de líquidos inmiscibles o sólido–líquido previamente sedimentada.

9. Centrifugación: Técnica que se utiliza para separar mezclas heterogéneas de sólidos suspendidos en un líquido y que a pesar de estar en reposos no es posible su sedimentación. Se basa en el aumento de la atracción gravitacional, debido a la fuerza centrífuga desarrollada por el aumento de la velocidad rotacional de la centrífuga.

10. Destilación: Técnica que consiste en separar los componentes de una mezcla líquida homogénea (líquidos miscibles) por calentamiento, aprovechando los distintos puntos de ebullición de sus componentes. Cuando es entre 2 sustancias se llama destilación simple y cuando hay más de 2 componentes destilación fraccionada.

11. Precipitación: Técnica que consiste en separar uno de los componentes de una mezcla homogénea mediante el uso de un agente o reactivo precipitante de la sustancia que deseamos separar.

12. Cromatografía: Técnica de separación de sustancias de una mezcla basada en el distinto grado de absorción y migración de los componentes a separar en un medio adecuado. Se utiliza para separar mezclas sólidas, líquidas, gaseosas y sólido-líquido.




VII.

MATERIALES Y REACTIVOS:



vasos de precipitación



01 embudo de separación

01 Papel de filtro



01 pizeta

01 Equipo de destilación



02 tubos ensayo

01 pipeta de 10 ml



Agua potable

Acetato de plomo II – solución



Ácido clorhídrico

Solución de cromato de potasio



Alcohol etílico



Bencina

VIII.

01 embudo simple de vástago largo

Agua de yodo 01 matraz Erlenmeyer

PROCEDIMIENTO:

1. Experimento Nº 01: Sedimentación 

En matraz Erlenmeyer de 500 ml mida de 4 a 6 g. de arcilla y disuélvala luego con agua corriente hasta 500ml. aprox.



Adicionar 50 ml de solución de alumbre al matraz. Deje reposar por 15 – 20 minutos y observe la sedimentación.



Escriba sus observaciones, reflexiones teóricas y conclusiones correspondientes. ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

2. Experimento Nº 02: Decantación. 

En un vaso de precipitado, tomar una muestra aproximada de 50 ml de agua





Agregue 10 ml de bencina o aceite. Agite vigorosamente.

Llevar la mezcla a una pera de decantación o embudo de separación y separar componentes.






Escriba sus observaciones, reflexiones teóricas y conclusiones correspondientes. -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

3. Experimento Nº 03: Precipitación 1 

En un tubo de ensayo, coloque aproximadamente 5 ml de una solución de acetato de plomo II, luego añadir 3 ml de HCl



Agitar la mezcla de dicha sustancia y dejar en reposo.



Escriba sus observaciones, reflexiones teóricas y conclusiones correspondientes. --------------------------------------------------------------------------------

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

4. Experimento Nº 04: Precipitación 2 

En un tubo de ensayo tome 5 ml de una solución de cromato de potasio, luego añadir 5 ml de una solución de acetato de plomo II.



Agitar la mezcla de dicha sustancia y dejar reposar.



Escriba sus observaciones, reflexiones teóricas y conclusiones correspondientes. ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------15 CURSO: QUÍMICA GENERAL



5. Experimento Nº 05: Filtración Normal 

Doble correctamente el papel de filtro e introdúzcalo dentro del embudo del vástago largo, luego mojar con la pizeta sobre el papel para que este se adhiera a las paredes internas del tubo.



Tome la muestra final del experimento N°03, agitarlo previamente y luego verter cuidadosamente sobre el embudo para su separación.



Escriba sus observaciones, reflexiones teóricas y conclusiones correspondientes

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

6. Experimento Nº 06: Destilación  



Montar el equipo de destilación. Agregar 20-25 mL. de muestra en el balón, conteniendo unos trocitos de vidrio o porcelana. Hacer circular agua por el tubo refrigerante y encender el mechero o cocina eléctrica.



Leer la temperatura cuando condense la 1ra. gota de alcohol y controle que la temperatura no supere los 80ºC.



Termine la destilación cuando observe que ya no condensan gotas de alcohol.



Mida en una probeta de 10mL. el alcohol obtenido y calcule el % de alcohol de la muestra. Compare con el valor del envase y determine el % de extracción.



Escriba sus observaciones, reflexiones teóricas y conclusiones correspondientes. -----------

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------16 CURSO: QUÍMICA GENERAL



7. Experimento Nº 07: Extracción 

En un embudo de separación, coloque 15ml de la solución, agua de yodo



Añada 5 ml de bencina que funciona como disolvente



Tape el embudo y agite vigorosamente durante 30 segundo, luego dejar en reposo.



Habiendo observado la formación de 2 fases, abrir la lave del embudo para separar la fase inferior sobre un vaso de vidrio.



Escriba sus observaciones, reflexiones teóricas y conclusiones correspondientes.-----------

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

IX. CUESTIONARIO: 1.

Menciones 3 aplicaciones industriales de cada uno de los métodos de separación mencionados.

2.

Que método(s) de separación emplearía para separar una mezcla de azúcar, azufre y arena.

3. 4.

Explique la técnica que emplearía para separar el aire en sus componentes elementales. Cuando utilizaremos la técnica de LIXIVIACIÓN y explique cómo se lleva a cabo.

5.

Explique el fenómeno de OSMOSIS, se podría utilizar como una técnica de separación.

X. BIBLIOGRAFIA: -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------




I.

OBJETIVOS: 1.1 Demostrar que la materia está formada por átomos. 1.2 Demostrar que los átomos de los elementos no varían ni son destruidos en las reacciones

químicas.

1.3 Demostrar que los átomos tiene electrones. 1.4 Demostrar cualitativamente los saltos cuánticos propuestos por N. Bohr.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO: John Dalton explicó mediante su teoría atómica, que la materia (condensada) está formada por átomos. Dicha teoría y otros principios enunciados por este científico han servido de base para grandes descubrimientos. Sin embargo nadie hasta la fecha ha visto un átomo; más por sus múltiples manifestaciones se está seguro que existe. Los átomos o partículas invisibles por medio de reacciones químicas se unen y podemos apreciarlos; además sabemos que en dichas reacciones químicas los elementos no varían ni los átomos se descomponen, solamente sufren un reordenamiento. También el desarrollo científico nos ha mostrado que el átomo está formado por partículas más diminutas, siendo las principales el protón (p+) , el Neutrón (n°) y el electrón (e -). Por ejemplo: actualmente sabemos que la corriente eléctrica es un flujo de electrones. El científico N. Bohr, postulo que el electrón al girar alrededor del núcleo atómico lo hace en orbitas definidas y mientras permanece en una de ellas no gana ni pierda energía. Pero si el átomo recibe energía externa, está se incrementa al electrón haciéndolo saltar a una órbita exterior, pasando de su estado basal a un estado excitado e inestable hasta que vuelva a su condición normal. Si los electrones saltan de una órbita exterior a otra inferior emiten la energía absorbida en forma de radiación y con longitud de onda ( ) definida y por tanto con un color característico para cada elemento.

III. MATERIALES Y REACTIVOS: 3.1 MATERIALES: 

2 tubos de ensayo.

Mechero.



Vaso de 100mL.

6 alambres de micrón Nº 20 (5cm c/u).



Gradilla.

2 Pinzas para tubo de ensayo.



Foco de 1,5 V. conectado a cable conductor que tiene al final pinzas cocodrilo.

3.2 REACTIVOS: 

Benceno.

H2SO4 (1.0 M). 18






Cu (alambre de 7 cm. grueso).

(0.2M). CuSO4 

Mg (cinta de 15 cm.). NaOH (1.0M).

Sales de KBr, CaCl2, NaCl, CuSO 4, BaCl2, SrCl2 .

IV. PROCEDIMIENTO: 4.1 EXPERIMENTO N° 01 : “EVIDENCIA DE LOS ATOMOS” 1.- Vierta 1 mL de benceno en un tubo de ensayo 2.- Calentarlo suavemente, y cuando este a ebullición acerque la boca del tubo a la llama del mechero, y luego siga calentándolo. 3.- Escriba las observaciones, reflexiones teóricas y conclusiones correspondientes.----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

4.2 EXPERIMENTO N° 02 : “LOS ÁTOMOS NO SE ALTERAN EN LAS REACCIONES QUÍMICAS”

1.- En un tubo de ensayo tomar 1 mL, de CuSO4 0.2 M aproximadamente. 2.- Añadir gotas de NaOH 1.0 M aprox. y observar. 3.- Tomar el tubo de ensayo con pinza y calentar en la llama del mechero 4.- Escriba sus observaciones, reflexiones teóricas y conclusiones.-------------------------------

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

4.3 EXPERIMENTO N° 03: “EVIDENCIA DE LOS ELECTRONES”. 1.- En un vaso de precipitado de 100mL verter H 2SO4 0.5 M hasta las ¾ partes aproximadamente 2.- Conectar los cables del foco que tienen pinzas cocodrilo, uno a la barra de cobre y el otro a la cinta de magnesio (enrollar la cinta de magnesio a un lapicero y dejarla libre). 3.- Introducir la barra de cobre y luego la cinta de magnesio en la solución de ácido sulfúrico. 4.- Escriba sus observaciones, reflexiones teóricas y conclusiones.-------------------------------------

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------19 CURSO: QUÍMICA GENERAL



-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

4.4 EXPERIMENTO N° 04: “SALTOS CUANTICOS DEL ELECTRÓN” 1.- Tomado con la pinza de madera, caliente el alambre de micrón en la llama del mechero. 2.- Luego introduzca en el frasco que contiene la muestra. Por ejemplo: CuSO 4.5H2O 3.- Llevar nuevamente a la zona oscura de la llama del mechero y observe la coloración obtenida. 4.- Repita el ensayo con otras sales, tomando en cada caso un nuevo alambre de micrón. 5.- En la siguiente tabla anote sus resultados.

MUESTRA

COLOR DE LA LLAMA

RANGO DE (PROBABLE)

V. CUESTIONARIO: 5.1.- ¿Cómo podríamos destruir o alterar el átomo de un elemento? 5.2.- ¿Por qué los metales brillan cuando reciben la luz? 5.3.- ¿Cuál es el fundamento de los avisos luminosos de diferentes colores? 5.4.- ¿Si en los fuegos artificiales observa el color verde esmeralda, ¿Qué sal está ardiendo?, ¿De qué metal es? 5.5.- ¿Qué es una longitud de onda? 5.6.- ¿Porque el color de la llama nos permite conocer las sustancias? 5.7.- ¿Qué es un espectro?, ¿Cómo se produce?, ¿Qué relación existe entre los espectros y la estructura de los átomos? 5.8.- ¿Qué es, cómo funciona y cuál es la importancia de un espectrofotómetro?

VIII. BIBLIOGRAFÍA: -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------




II.

OBJETIVOS: 1.1.- Comprobar experimentalmente que los elementos ubicados en un mismo grupo de la T.P. Tienen propiedades similares. 1.2.- Establecer la variación de las propiedades físicas de los elementos. 1.3.- Demostrar que ciertos elementos y compuestos tienen carácter anfoterico. 1.4.- Observar la variación de propiedades fisicoquímicas dentro de un periodo.

II.

Fundamento Teórico:

Como ya se estableció, la base de la estructura de la materia son los átomos; los cuales se pueden combinar de múltiples maneras para obtener millones de compuestos. Cada átomo presenta propiedades fisicoquímicas características, que lo diferencian de los demás; sin embargo, muchas de estas propiedades son similares y/o varían de una manera regular (periódica) para una serie de átomos. Sin una clasificación adecuada de los elementos, sería muy difícil lograr el aprendizaje de las propiedades periódicas. Por esta razón, desde mucho tiempo atrás se realizaron ensayos de clasificación, hasta llegar al sistema periódico actual propuesto por D. Mendeleiev y corregido después por H. Moseley que estableció que: “las propiedades químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos”, lo que significa que cuando se ordenan los elementos por sus números atómicos en forma

ascendente, aparecen grupos de ellos con propiedades químicas similares (debido a la misma cantidad de e- de valencia) y propiedades físicas que varían periódicamente.

III.

Materiales y Reactivos:

Materiales 

6 tubos de ensayo grandes en gradilla

2 Pinzas para tubo de ensayo.



Frasco lavador.

Frascos goteros.

Reactivos 

CaCl2, Sr(NO3)2, BaCl2 y Na2CO3.

NaClO, KBr, I (lugol), H2O2 y bencina



Cr (NO3)3, NH4OH, H2SO4, NaOH.

H2SO4 y HCl cc

IV.

Procedimiento Experimental:

4.1. Experimento N° 01: “ Semejanza de Propiedades Químicas de elementos del grupo IIA y sus Compuestos”

1.- En 3 tubos de ensayo añadir 1 mL. de: CaCl2 al 1ro; Sr Cl2 al 2do; y BaCl2 al 3ro. 2.- Luego añadir gotas de Na2CO3 a cada uno de los tubos anteriores. 21 CURSO: QUÍMICA GENERAL



3.- Escriba las observaciones, reflexiones teóricas y conclusiones correspondientes.

----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------4.2.- Experimento N° 02: “Solubilidad de los compuestos de elementos del grupo VIIA en un solvente

1.- En 3 tubos de ensayo añadir 1 ml de: NaClO y gotas de HCl al 1ro; KBr, gotas de H2O2 y gotas de H2 SO4 al 2do; y dos gotas de Yodo (solución de lugol) y agua destilada hasta la tercera parte al 3ro. 2.- Adicionar 1ml de bencina a cada uno de los tubos anteriores y agitarlos. 3.- Escriba las observaciones, reflexiones teóricas y conclusiones correspondientes.

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------4.3.- Experimento N° O3: “Carácter Anfoterico del hidróxido de cromo (III)”

1.- Adicione a dos tubos de ensayo 1 ml de solución de Cr (NO3) 3 , luego adicione a cada tubo 1 mL de NH4OH, agite y observe. 2.- Al primer tubo adicione 1 mL de H2SO4 , agite y observe. 3.- Al segundo tubo adicione 1 mL de NaOH, agite y observe. 4.- Escriba las observaciones, reflexiones teóricas y conclusiones correspondientes.

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------




V. Cuestionario: 5.1.- Explique cómo varían las propiedades físicas dentro de un grupo y periodo de la T.P. 5.2.-Explique los términos: Energía de Ionización, Afinidad Electrónica y Electronegatividad 5.3.- Explique en qué consiste la Relación Diagonal de los elementos de la T.P. 5.4.- Explique porque ciertos elementos y compuestos presentan el fenómeno del anfoterismo 5.5.- Explique porque el Hidrógeno, a pesar de ser un NO METAL, está colocado en la T.P. en el grupo de los metales alcalinos 5.6.- Explique la razón o razones que justifican que los elementos Alcalinos y Halógenos no se encuentren en estado libre en la naturaleza

VI. Bibliografía ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------




I.- OBJETIVOS: 1.1. Comprobar algunos cambios químicos de la materia y clasificar la ecuación o reacción química 1.2. Formular correctamente los productos de una reacción química. 1.3. Balancear y clasificar una ecuación química. 1.4. Entender los cambios de la materia para establecer que la reacción química se ha producido.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO: La ciencia química estudia la materia cuando las sustancias varían su composición y propiedades. Los cambios señalados se conocen como reacciones químicas, transformaciones, procesos o fenómenos químicos. Para saber si se ha producido un cambio químico basta con observar si una de las siguientes evidencias sucede en el sistema observado. 1. Cambio de temperatura.

4. Llama.

2. Formación de un precipitado

5. Cambio de color.

3. Desprendimiento de un gas

6. Explosión

2.1. Ecuación Química: Es una expresión análoga de una ecuación matemática donde el signo = ha sido cambiado por

lo cual nos indica la direccionalidad de la misma.

Son igualdades matemáticas que representan mediante símbolos y/o fórmulas lo que ocurre durante una reacción química. Se compone de 2 miembros: reactantes (sustancias iniciales) y productos (sustancias finales), los cuales están separados por una flecha, que generalmente va de izquierda a derecha, a través de la cual se indica el sentido en que ocurre el cambio. Reactantes

productos

2.2. Reacción Química: Es aquella que ocurre cuando una o más sustancias químicas rompen sus enlaces srcinando un reordenamiento de sus átomos; es decir, los átomos o iones se reagrupan para formar otras sustancias. En toda reacción química se srcina siempre una variación de energía.

III. MATERIALES Y REACTIVOS: 3.1. Materiales 24 CURSO: QUÍMICA GENERAL



IV.

Pinza metálica.

Cinta de Mg (5cm).

NaHCO3 (1 M)

8 Tubos de

Fenolftaleína

H2O

ensayo

NaOH (0.5 M)

Agua destilada

1 Luna de reloj

HCl conc. y 0.5 N

H2 SO4 concentrado

1 Mechero

CuSO4 (0.2 M)

AgNO3

Gradilla

-

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Experimento Nº 01: 1) Con una pinza, sujete un trozo de cinta de magnesio por una de sus extremos. Encienda el mechero con un fósforo y exponga la cinta de magnesio a la punta de la llama azul del mechero. Cuando el magnesio reaccione con el oxígeno del aire, debido al calentamiento, observará una luz blanca intensa (no se quede mirando todo el tiempo la luz, pues puede irritarle los ojos). Retire la cinta de la llama, espere que reaccione totalmente y apague el mechero. Al final de la reacción, la cinta tendrá un aspecto de ceniza (X). 2) Vierta agua en un tubo de ensayo, hasta un tercio de su altura, y deje caer la ceniza (X) dentro de él. Agite fuertemente el tubo de ensayo para que reaccione el agua con la ceniza, y se forme el producto (Y). Para determinar si el producto formado es un ácido o una base, adicione al tubo de ensayo dos gotas de fenolftaleina; la cual es un indicador que en medio básico se colorea grosella y en medio ácido o neutro se mantiene incolora. 3) Una vez que ha determinado el carácter (ácido o básico) del producto (Y), neutralice adicionando gota a gota y con agitación, el reactivo adecuado. Si (Y) es ácido, adicione NaOH hasta la aparición de color grosella. Si (Y) es base, adicione HCl hasta que desaparezca el color grosella.(indicar las sustancias neutralizadoras y de carácter acido o básico de Y. 4) Escriba las observaciones, reflexiones teóricas y conclusiones correspondientes. ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------25 CURSO: QUÍMICA GENERAL



------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

4.2. Experimento Nº 02: 1) Coloque un clavito de Hierro oxidado (Fe2O3) o un trocito de alambre de Hierro oxidado sobre una luna de reloj. Rocíelo con unas cinco gotas de HCl concentrado, agite suavemente la luna de manera que el metal siempre este en contacto con el ácido. Dejar reposar por 5 – 6 min. 2) retire cuidadosamente el clavo de la luna de reloj y déjelo caer en un tubo de ensayo que contenga solución de CuSO4. Déjelo en reposo por unos 5 – 6 minutos. Al cabo de este tiempo agitar el tubo, se desprenderá una sustancia que se asentará en el fondo del tubo de ensayo, y la solución celeste irá perdiendo su color. 3) Escriba las observaciones, reflexiones teóricas y conclusiones correspondientes.

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

4.3. Experimento Nº 03: Deposite 2mL., aproximadamente, de solución de NaHCO3 en un tubo de ensayo; adiciónele unas 3 gotas de HCl. Escriba las observaciones, reflexiones teóricas y conclusiones correspondientes.

-------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

4.4. Experimento N° 04. Coloque dentro del tubo de ensayo un trocito de alambre de cobre de más o menos 1 cm de longitud y añada 3 ml de ácido nítrico concentrado. Cuidado esto se debe de realizar dentro de una campana de extracción o cerca de la ventana para lograr buena ventilación Que observa al agregar el NHO 3 ? ______________________________________________________________________ ______________________________________________________________________ El cambio de es exotérmico o endotérmico (para saberlo toque el fondo del tubo de ensayo)

______________________________________________________________________ _____________________________________________________________________ La ecuación que representa esta reacción química es: 26 CURSO: QUÍMICA GENERAL



Cu (s) + HNO3 (ac)  Cu (NO3)2 (ac) + NO (g) + H2O (l) Si se sabe que el gas NO es incoloro, como se explica que se aprecien gases de color marrón amarillentos que corresponde al NO2

____________________________________________________________________________ ________________________________________________________________ Porque no se produce H2 en esta reacción.

____________________________________________________________________ _____________________________________________________________________

4.5.-Experimento N° 05. En un vaso de precipitado de 50 ml añada 15 ml de agua destilada y gotas de HgCl2 y por las paredes del vaso agregue 3 ml de HNO 3 ; agitar para homogeneizarla mezcla. Colocar dentro del vaso monedas o llaves, u otro objeto de bronce o cobre por aproximadamente 3 a 5 min. Retirar las monedas y secarlas son la ayuda de una franela o papel higiénico. Las monedas salen de color: _________________________________ Y se debe a que se ha formado una ____________________________________ Cuya composición química es___________________________________________

V.- CUESTIONARIO: 5.1. Explique porque los números de oxidación pueden ser fraccionarios pero la valencia no. 5.2.- Con que finalidad se realiza el balance de las ecuaciones químicas. 5.3.- Explique porque la fenolftaleína toma color grosella en medio básico. 5.4.- Explique el proceso de fotosíntesis y a qué tipo de reacción química corresponde. 5.5.- Explique porque hay desprendimiento o absorción de energía en las reacciones químicas.

VI.- BIBLIOGRAFIA: ......................................................................................................................................................... ......................................................................................................................................................... ........................................................................................................................................................






Conocer el poder oxidante de varios cationes y el poder reductor de varios metales cuando se hacen reaccionar entre sí.



Diferenciar una reacción Redox de una no Redox.



Comprender que el átomo o grupo de átomos son capaces de perder o ganar electrones, en algunas reacciones químicas.

II. FUNDAMENTO TEORICO: Las reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como reacciones redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente). Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte: 

El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química



al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose. El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidacióninferior

al que tenía, es decir; reducido.

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.

Oxidación La oxidación es una reacción química muy poderosa donde un compuesto cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.

Reducción En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación. 28 CURSO: QUÍMICA GENERAL



Cuando un ion o un átomo se reducen presenta estas características: 

Gana electrones.



Actúa como agente oxidante.



Es reducido por un agente reductor.



Disminuye su estado o número de oxidación.

Número de oxidación El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado. El número de oxidación: 

Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.



Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

Reglas para asignar el número de oxidación 

El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que se representen.



El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion.



El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde su número de oxidación es –1 (ej: AlH3, LiH)



El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es –1 (ej.:Na2O2, H2O2).



El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion.



El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2.



El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero.

III. EQUIPO, MATERIALES Y REACTIVOS: Materiales Pipetas 29 CURSO: QUÍMICA GENERAL



04 tubos de ensayo Gradilla

Reactivos H2SO4 NaOH

H2O2

CHCl3

Na2SO3

KI

K2Cr2O7

C2H5OH

KMnO4

I.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

 Experimento

Nº 01 :



Vierte 1ml. De solución de AgNO3 en un tubo de ensayo.



Introducir en él una lamina de cobre limpia y sin oxido.



Dejar reposar por 5 – 10 minutos.

 Experimento

Nº 02 :

 

Adicione en un tubo de ensayo 1ml. De solución KI Luego añada 3 gotas de H2SO4 concentrado



Luego 1ml. De H2O2 y finalmente vierta 1ml. De CHCL 3.

 Experimento

Nº 03 :



Adicione en un tubo de ensayo 1ml. De solución de K2Cr2O7.



Luego 3 gotas de H2SO4 concentrado.



Finalmente 1ml. De solución de Na 2SO3

 Experimento

Nº 04 :



Adicione en un tubo de ensayo 1ml de solución de KMnO4



Luego 3 gotas de H2SO4 concentrado



Finalmente 1ml de Na2SO3

 Experimento

Nº 05 : 30






Adicione a un tubo de ensayo 1ml de K2Cr2O7



Luego 4 gotas de H2SO4



Finalmente 1ml de C2H5OH

 Experimento

Nº 06 :



Adicione en un tubo de ensayo 1ml de KMnO4



Luego 5 gotas de H2SO4



Finalmente 1ml de H2O2 de golpe

 Experimento

Nº 07 :



Adicione a un tubo de ensayo 1ml de KI



Posteriormente agregue 2 gotas de H2SO4 concentrado



Para finalizar vierta 8 gotas de KMnO4.



Uno de los resultados dentro de esta reacción es el 2I, para comprobarlo vierta 1ml de CHCl3 al tubo de ensayo y agítelo

 Experimento

Nº 08 :



Adicione a un tubo de ensayo 1ml de KMnO4.



Posteriormente agregue 5 gotas de NaOH.



Para concluir agregue 1ml de Na2SO3

 Experimento

Nº 09 :



Adicione a un tubo de ensayo virutas de Al.



Después agregue 1ml de NaOH 3M.

II. OBSERVACIONES, REFLEXIONES TEORICAS Y CONCLUSIONES : 

Experimento Nº 01 : -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------31 CURSO: QUÍMICA GENERAL





Experimento Nº 02 :

---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------


----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------


----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------


---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------


----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------


---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Experimento Nº 08 : 32 CURSO: QUÍMICA GENERAL



----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------


----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

III. CALCULOS Y RESULTADOS Realice aquí el balanceo de todas de todas las ecuaciones producidas en esta práctica

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Para los experimentos del 01 al 09 completar la siguiente tabla : Experimento

Elemento

Elemento

Agente

Agente

oxidado

reducido

oxidante

reductor

01 02 03 04 05 06 33 CURSO: QUÍMICA GENERAL



07 08 09

IV.

CUESTIONARIO

a) Las reacciones Redox se clasifican en: Intermoleculares, Intramoleculares, y de dismutación o desproporción. Explique cada una de ellas y de 2 ejemplos en cada caso. b) Balancee las siguientes ecuaciones Redox: 

I2+ KOH

KI + KIO



CrI3 + Cl2 + KOH



HPO32- + BrO-



P4 + ClO-

3

+ H2O

K2CrO4 + KIO3 + KCl

Br- + HPO4HPO4- + Cl-

c) En medio fuertemente alcalino el hidróxido crómico, Cr (OH)3, insoluble, se disuelve formando cromito, CrO2-, que el peróxido de hidrogeno, H2O2, oxida a cromato, CrO4-2 .Escribir y balancear la ecuación Iónica correspondiente a este proceso. d) Explique el proceso de corrosión ¿es Redox? e) ¿Qué son las pilas? ¿Cuáles son sus partes? ¿Cómo se produce la corriente eléctrica en ella?, ¿Qué tipo de pilas conoces y cómo funcionan? g) Explique el fenómeno de la electrolisis, y menciona 3 aplicaciones industriales de la misma.




V.

BIBLIOGRAFIAS:

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------




I. OBJETIVOS: 1.

Calcular la cantidad de soluto que se requiere para la preparación de una solución.

2.

Preparar soluciones de diferentes concentraciones.

3.

Preparar soluciones por dilución de soluciones concentradas.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO:

La mayoría de los fenómenos más importantes que se producen en la naturaleza están íntimamente relacionados con las soluciones. Nosotros vivimos completamente dependientes de dos tipos de estas: una gaseosa (la atmósfera) y la otra es acuosa como el agua que bebemos a diario; gracias a estas los seres vivos en general distribuyen las vitaminas, proteínas, carbohidratos y minerales por todas las partes de su organismo en donde se llevan a cabo los procesos metabólicos; en la industria muchos procesos se llevan a cabo en solución acuosa como lo hemos visto aquí en el laboratorio en prácticas anteriores.

Solución.- Es un sistema homogéneo de dos ó más sustancias, las más comunes son las binarias de dos componentes (soluto y solvente), en el que cada uno posee una composición química y propiedades termodinámicas idénticas. Soluto.- Es la sustancia que se encuentra en menor cantidad y constituye la fase dispersa. Solvente.- Llamado también disolvente, es la sustancia que se encuentra en mayor proporción y constituye la fase dispersante. Al hablar de una solución tres aspectos diferentes y sumamente importantes sobre ellas deberán ser claramente entendidos, estos son: 1° La composición, que es la suma de las sustancias de las cuales está compuesta. 2° La concentración, que son las cantidades relativas de los distintos componentes, y 3° La cantidad, que es la masa o volumen involucrada en cualquier proceso particular. Clasificación de las soluciones Por el tipo de soluto a) Moleculares o no electrolíticas, aquellas que no conducen la corriente eléctrica. Ejm. Soluciones de azúcar, alcohol, glicerina. b) Iónicas o electrolíticas, aquellas que conducen la corriente eléctrica. Pueden ser: Electrolitos fuertes, cuando conducen muy bien la corriente eléctrica; y electrolitos 36 CURSO: QUÍMICA GENERAL



débiles, cuando conducen débilmente o de manera deficiente la corriente eléctrica. Ejm. Soluciones de NaCl, HCl, NaOH. Por la cantidad de soluto a) Diluidas, aquellas que presentan poca cantidad de soluto en una gran cantidad de solvente. Ejm. Suero. b) Concentradas, aquellas que contienen gran cantidad de soluto, pero sin llegar a la saturación. Ejm. Ácido muriático. c) Saturadas, aquellas que presentan la máxima cantidad de soluto que puede disolver el solvente a una determinada temperatura. Ejm. Solución de HCl al 36% a 25°C. d) Sobresaturadas, aquellas que estando saturadas, logran admitir soluto adicional por aumento de la temperatura. Son inestables.

Por su estado físico: Sólidas, líquidas, gaseosas y las variaciones entre estos estados de la materia. Unidades de Concentración: Unidades físicas Unidad de Concentración

Símbolo

Definición

Porcentaje en Peso

% p/p

Porcentaje en Volumen

% v/v

W g de sto x 100 W g de solución V de sto x 100 V L. de solución W g de sto x 100 V ml. de solución W mg de sto 1L de solución

– Porcentaje Peso Volumen % p/v

Partes por Millón

ppm

Unidades químicas: Unidad de Concentración Molaridad

Símbolo M

Definición moles de sto V (L) de solución

Normalidad

N

Molalidad

m

# E q – g de sto V (L) de solución moles de sto W kg. de solvente




Fracción Molar

Xs

moles de sto o ste moles sto + ste

III. MATERIALES Y REACTIVOS:

3 fiolas de 100 ml. Vasos de precipitado100 ml. Pipetas graduadas Bagueta, y espátula. Pizeta.Balanza analítica REACTIVOS    

NaCl(s), C12H22O11(s) NaOH (1.0 M) HCl y H

2SO 4

cc.

Alcohol de 96ºG.L. Agua destilada.

IV. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL:

Preparación de Soluciones a partir de sólidos:

1) Calcule el peso de soluto para cada caso. 2) Coloque el soluto cuidadosamente dentro de la fiola. 3) Adicionar agua destilada hasta la mitad del cuerpo de la fiola y luego agitarla hasta que el soluto se disuelva completamente. 4) Enrasar la fiola con agua destilada, taparla e invertirla dos o tres veces, agitando la base para homogenizar la solución. 5) Prepare las siguientes soluciones: 5.1. 100 ml de solución de NaCl al 5% (w/v) 5.2. 100 ml de solución de NaCl a 2000 ppm. 5.3. 100 ml de solución de C12 H22 O11 0.1M Preparación de Soluciones a partir de líquidos:

1) Calcule el volumen necesario de soluto para cada caso 2) Medir el volumen con una pipeta. 3) Verter el contenido de la pipeta dentro de la fiola correspondiente. 4) Aforar la fiola, taparla e invertirla dos o tres veces, agitando la base.

5) Prepare las siguientes soluciones: 5.1) 100 ml de solución de H 2SO4 1M. 5.2) 100 ml de solución HCl 1N. Preparación de Soluciones por Dilución de Soluciones Concentradas: 1) Calcule el volumen necesario de la solución concentrada aplicando la ecuación: 38 CURSO: QUÍMICA GENERAL



Ci Vi = Cf Vf 2) Medir el volumen con una pipeta. 3)

Verter el contenido de la pipeta dentro de la fiola correspondiente.

4) Aforar la fiola, taparla e invertirla dos o tres veces, agitando la base. 5) Prepare las siguientes soluciones: 5.1) 100 ml de solución de NaCl 0.1 M a partir de solución de NaCl al 5%. 5.3) 100 ml de solución de NaOH 0.1 N a partir de NaOH 1.0 M 5.4) 100 ml de solución de C 2H5OH al 5% (v/v) a partir de la sustancia pura. 5.5) 100 ml de solución de H 2SO4 0,1 N a partir de H 2SO4 1,0 M. V. CÁLCULOS Y RESULTADOS: Realice aquí los cálculos correspondientes y completar el siguiente cuadro para experimentos 4.1 y 4.2: Solución

Conc. y unidad

Volumen

g ó ml de soluto Concentración en otras unidades

preparada

De concentración

Preparado

utilizado

% W/W

ppm

M

N

Xs

VI. OBSERVACIONES Y CONCLUSIONES: Escriba aquí las observaciones y conclusiones correspondientes. ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------VII.

CUESTIONARIO:

4.

Qué importancia tienen las soluciones en la vida diaria, en la industria química y en los procesos bioquímicos de los seres vivos.

5.

Qué masa o volumen de soluto utilizaría para preparar las siguientes soluciones en el laboratorio: a) 100 ml de HCl 0,5N a partir de un ácido cuya inscripción es: 40% en peso y d = 1,2 g/ml b) 50 ml de MgSO4 0,25M a partir de MgSO 4.7H2O. 39




c) 75 ml de H3PO4 2,5N a partir del ácido 12M. d) 100 ml de C2H5OH 70ºG.L. a partir de alcohol de 96ºG.L. 6.

Cuál es la molaridad de los Iones H+ y SO2- de una solución de H 2SO4 y que se prepara agregando 196 g de ácido puro en agua y ajustando luego el volumen a 500 ml. de solución.

7.

Una solución de Na3PO4 se prepara disolviendo 1,64 g de la sal en 100 ml. de solución. Encuentre la concentración en ppm para cada ion asumiendo disociación total.

8.

Cuántos g de H20 hay que añadir a 20 ml de una solución de NaOH de d = 1,320 g/ml para que su densidad sea 1,157 g/ml.

VIII.

BIBLIOGRAFIA -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------



MODULO-QUIMICA-PRACTICA.docx

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