26 DE OCTUBRE DE 2016
PROPEPIEDADES COLIGATIVAS LABORATORIO Integrantes: Nicolás Baeza Matías Giacaman Felipe Navarrete Romualdo Tassara Curso
Juan Pablo Venegas : II°D
Profesor
: Magdiel Fuentealba
Asignatura : Química
Objetivos generales: -
Determinar y analizar el aumento del punto de ebullición ebullición y descenso del punto de congelación para soluciones con distinta concentración.
-
Comprobar la conductividad eléctrica de distintas sustancias electrolíticas o no electrolíticas
-
Ampliar el concepto de propiedades coligativas y su uso en la vida cotidiana.
Objetivos específicos: -
Calcular la constante ebulloscópica y crioscópica mediante las ecuaciones correspondientes a las propiedades coligativas.
-
Explicar la conductividad eléctrica en soluciones iónicas.
Resumen Las propiedades coligativas son aquellas dependientes de la cantidad de partículas de una sustancia en una solución determinada, siendo éste un factor influyente en la modificación de las propiedades de las disoluciones. Entre los principales cambios se pueden destacar el descenso del punto de congelación, el aumento del punto de ebullición y otras características moleculares como la conductividad a través de soluciones de electrolitos. Para determinar ciertas variables correspondientes a las propiedades anteriormente nombradas, es posible calcular y despejar las constantes que determinan las temperaturas a las cuales la disolución suele pasar de un estado a otro. Lo último se aplica a distintos aspectos del quehacer diario, tales como los anticongelantes (etilenglicol) utilizados en lo motores de los vehículos, la aplicación de sal en las carreteras para evitar su congelamiento, entre otros.
Introducción La materia se puede definir como todo aquello que ocupa espacio y posee una masa cuantificable. Desde tiempos remotos el hombre ha intentado determinar los componentes que lo rodean a partir de observaciones y experimentos, logrando descubrir las unidades que la componen. Éstas últimas son denominadas átomos. Además de estar conformada por átomos, la materia se puede clasificar, dividiéndola en dos grandes grupos: Sustancias puras y mezclas. -
Sustancias puras: Es materia, que contiene sólo un tipo de átomo o molécula, y que tiene una composición y propiedades específicas.
-
Mezclas: Es una sustancia que está formada por dos o más componentes, que no pierden sus propiedades y características por el hecho de mezclarse, ya que no se produce una reacción química. Existen dos tipos de mezclas diferentes homogéneas y heterogéneas.
Las mezclas homogéneas, también llamadas soluciones corresponden a la mezcla íntima de sus componentes, que no reaccionan entre sí, y se encuentran en proporciones variables, en donde el de mayor proporción se denomina solvente y el o los de menor proporción, soluto. A partir de esto hay ciertas propiedades llamadas coligativas que consisten únicamente en la concentración, es decir la cantidad de partículas de soluto por partículas totales que no dependen de la naturaleza del soluto. Estas propiedades son: -
Descenso de la presión de vapor: El soluto volátil es aquel que tiene una tendencia a pasar a la fase de vapor, en el caso de agregar un soluto no volátil, la solución experimenta un descenso en la presión de vapor debido a que se reduce la capacidad del disolvente a pasar de la fase líquida a la fase vapor. El grado en que un soluto no volátil disminuye la presión de vapor es proporcional a su concentración.
-
Presión osmótica: Se refiere a un equilibrio dinámico producido por la difusión (de mayor a menor concentración) del solvente a través de una membrana semipermeable.
-
Aumento de la presión de vapor: Corresponde al aumento de la capacidad de la solución de pasar a la fase de vapor debido a la acción de un soluto, se obtiene al calcular la diferencia entre la temperatura de ebullición de la disolución y del disolvente puro.
-
Descenso del punto de congelación: Se le conoce como la solidificación que experimenta el solvente al romper sus interacciones con el soluto, debido a que la temperatura baja más que el punto en el cual el disolvente se congelaría puro.
En estas dos últimas propiedades es posible determinar las constantes Ebulloscópica y Crioscópica los cuales serán los parámetros para el presente trabajo experimental. Por otra parte, los electrolitos son sustancias que cumplen el rol de soluto en una solución acuosa, y que al disociarse con ésta, forman iones, los cuales al estar cargados eléctricamente, hacen que la electricidad pueda fluir en una solución. Algunos ejemplos de electrolitos son: NaCl, HCl, KCl, entre otros. Con el fin de comprobar la conductividad, se trabajó con distintas soluciones las cuales se analizarán a continuación.
(1)
Comprobando el descenso del punto de congelación del agua
Hipótesis experimental: La disolución de agua con sal común tendrá un punto de congelación menor que el solvente puro, debido a que el soluto afecta la unión entre las moléculas de agua al momento de solidificarse.
Materiales1: Balanza
Vaso de precipitado 500mL
Tubo de ensayo
Soporte universal
Nuez y argolla
Pipeta de 10mL
Termómetro
Mortero
Cuchara
Espátula
Hielo
1
Sal común (NaCl)
Ver Anexo 1
Procedimiento: 1) Con la ayuda de un mortero se trituró el hielo para preparar una mezcla frigorífica. 2) Se depositó el hielo machacado en un vaso de precipitado de 500mL y se agregaron 3 cucharadas de sal sobre el hielo. 3) Se adicionó 10mL de agua destilada en un tubo de ensayo, luego se colocó el tubo en la mezcla frigorífica, de modo que quedó rodeado de hielo. 4) Se ubicó el termómetro dentro del tubo de ensayo con mucha precaución sin que tocara las paredes o el fondo. Se agitó el contenido hasta la congelación. 5) Se retiró el tubo y se esperó hasta que el agua se descongelara. Posteriormente se disolvió 1,0g de cloruro de sodio en el agua. 6) Se repitió el paso 3 para la mezcla agua-sal contenida en el tubo y se midió su temperatura de congelación.
Resultados: 1. El primer tubo, que se le agregó 10mL de agua destilada pura y se colocó en la mezcla frigorífica (hielo triturado y sal), se congeló a una temperatura de 0°C.(Véase imagen 1.a) 2. El segundo tubo, que se le agregaron 10mL de agua destilada y 1,0g de cloruro de sodio nuevamente se depositó en la mezcla frigorífica (hielo triturado y sal), se congeló a una temperatura de -10°C, confirmando la hipótesis formulada.(Véase imagen 2.a) 3. Los resultados obtenidos se graficaron (Véase grafico 1.a)
10 5
5
1.25
0 -5
3.75
Temperatura de congelación (grados)
2.5
1.25
-2.5 -6.25
-10
-10 0gr de soluto
-15
0
1,0gr de soluto
Gráfico 1.a
Imagen 1.a
Imagen 2.a
Punto de congelación del solvente puro (H 2O )
Punto de congelación de la solución con 1 gr de NaCl
Discusión de Resultados: El punto de fusión se define como el “ Punto de congelación del disolvente puro menos el punto de congelación de la
disolución. “ 2
En otras palabras es la
temperatura a la cual se comienza a formar los primeros cristales de disolvente puro en equilibrio con la disolución. En el caso de la formación de una solución, cuando a un solvente puro se le agrega un soluto, éste no sólo disminuye la p resión de vapor del solvente sino que la solución se congela a una temperatura inferior en comparación con el solvente. (Véase gráfico 1.a) La molécula de agua está constituida por un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno, los cuales se unen mediante un enlace covalente polar ( Véase imagen 3.a), es decir que su unión forma polos, provocado por la diferencia de electronegatividad entre sus átomos, de los cuales el oxígeno es el más electronegativo, y por lo tanto se transformará en el polo negativo, por otro lado los de hidrógeno, al tener una tendencia de ceder sus electrones, se convertirá en el polo positivo. El cloruro de sodio es un compuesto iónico, que al disociarse en agua, sus átomos se separan formando iones, ya que los polos de la molécula, anteriormente nombrados, atraen a los respectivos iones (Na +, Cl-). En consecuencia, estos átomos cargados se interponen entre las moléculas de H 2O, impidiendo la formación de los puentes de hidrógeno, necesaria para la solidificación. Estas estructuras o cristales reciben el nombre de redes hexagonales las cuales poseen mucho espacio en su interior. (Véase imagen 4.a)
Imagen 3.a Redes hexagonales del agua en estado sólido
2
(Chang, 2010)
Imagen 4.a Figura representativa de la bipolaridad del H 2O
Preguntas de análisis: a) ¿Qué variables intervinieron durante el descenso del punto de congelación del agua y agua con sal? b) Determine en ambos casos la constante crioscópica del agua: ¿en cuál medición el punto de congelación es más bajo? ¿Por qué? c) Propongan un diseño experimental que les permita comprobar el descenso en el punto de congelación del agua utilizando al menos dos solutos diferentes
Respuestas: a) La variable principal es la concentración de soluto en el disolvente. Esto se reconoce en el punto de congelación del agua con sal, al ser ésta mayor que la del disolvente puro. Otras variables que pudiesen afectar el punto de congelación son la t° ambiente, la ubicación del termómetro y la presión externa. b)
∆°
=
Mezcla 1: La Kc es de 1,86 °C/M. Esta no se puede calcular con la ecuación señalada, puesto que el cambio en la t° es de 0°C. Mezcla 2:
° .7
= 5,88 °/
El punto de congelación más bajo corresponde a la solución de agua con sal debido a que el soluto impide la formación de las redes hexagonales que solidifiquen el agua. c) En primer lugar determinar el punto de congelación de un vehículo al que se le aplica un líquido anticongelante para zonas geográficas frías y otra forma es formar una solución de H2O y KCl, que es otro soluto no volátil.
(2)
Comprobando el aumento del punto de ebullición del agua
Hipótesis experimental: El agua al ser una sustancia pura posee un punto de ebullición fijo, pero al incorporar un soluto (NaCl) se transforma en una mezcla homogénea (si es que es saturada o insaturada) y los átomos del compuesto se distribuyen dentro de la solución, aumentando el punto de ebullición de ésta.
Materiales3:
Cloruro de sodio (NaCl) Agua destilada
2 vasos de precipitado de 500mL
Mechero
Trípode y rejilla
Vidrio reloj
Termómetro
Balanza
Espátula
3
Ver Anexo 2
Procedimiento 1) Se adicionó agua destilada a un vaso de precipitado hasta completar 150 mL de su capacidad, luego con ayuda de un mechero se calentó hasta su ebullición. 2) Se midió el punto de ebullición del agua con un termómetro asegurándose de que el bulbo no tocase el fondo ni las paredes del vaso. 3) Se suspendió la aplicación de calor al vaso y se dejó enfriar por aproximadamente 2 minutos. 4) Se trasvasijó a otro vaso de precipitado 150 mL de agua caliente y se disolvió completamente 10 g de cloruro de sodio. 5) Se calentó el vaso con la mezcla y se registró su temperatura de ebullición. 6) Se dejó enfriar el montaje por 2 minutos y luego se disolvió dentro de la misma mezcla 15g de cloruro de sodio. Se llevó nuevamente a ebullición y se registró su temperatura. 7) Se repitió el paso 6 dos veces más disolviendo cada vez 15 g más del cloruro de sodio hasta completar 55g de sal en la disolución.
Resultados: 1. En primera instancia al calentarse el vaso de precipitado sin soluto, se obtuvo que la temperatura de ebullición alcanzó los 98°C aproximadamente. 2. Siguiendo la misma metodología para el vaso de precipitado con el mismo volumen, pero esta vez con 10 g de Cloruro de Sodio, el punto de ebullición fue de 99°C evidenciando un claro aumento. 3. En el siguiente se agregó 15 g de Cloruro de Sodio más, obteniéndose una masa de soluto total de 25 g lo que provocó que al calentar el vaso el punto de ebullición fuera 100,5°C.(Véase imagen 1.b)
4. Al últimos se le agregaron 15 g más de sodio resultando 40g en total, haciendo que la solución tuviera un punto de ebullición de 103°C ( Véase imagen 2.b)
5. Tabla con Resultados: Mezcla
Masa (g) de Masa
De Molalidad
T eb Exp
Teb
agua
NaCl
1
150 g
10 g
1,14 M
99°C
1°C
2
150 g
25 g
2.85 M
100.5°C
2.5°C
3
150 g
40 g
4,56 M
102°C
4°C
6. Los resultados de la tabla anterior se exponen en el siguiente gráfico. (Véase gráfico 1.b)
Aumento punto de Ebullición 104
) C ° ( 102 n 100 ó i c i l 98 l u b 96 E ° T 94
Gráfico 1.b 0 gr
10 gr
25 gr
Gramos de NaCl Serie 1
40 gr
Imagen 1.b
Imagen 2.b
Punto de ebullición con 25 g de sal
Punto de Ebullición 40 g de sal
Discusión de Resultados: El punto de ebullición se puede definir como la temperatura en la cual un líquido posee una presión de vapor igual con la presión atmosférica, lo que provoca que el líquido se vaporice. El cloruro de sodio es un compuesto constituido por un ion de Sodio (Na+) y uno de Cloro (Cl-), éstos al disociarse con el agua se rompe el enlace iónico dejando al catión (Na+) y al anión (Cl-). Otra característica de la sal de mesa es que es un soluto no volátil, por lo que al mezclarse con un solvente como H 2O su tendencia será resistir la fase de vapor, por lo que se necesitará de mayor energía (temperatura) para lograr su ebullición esto se puede evidenciar en el grafico anterior ( Ver gráfico 1.b).
En resumen al formar una disolución compuesta por NaCl y H 2O en comparación con el disolvente puro (agua) se necesitará mayor ener gía para lograr su ebullición. Esto se puede explicar bajo un punto de vista molecular, cuando se eleva la temperatura del agua, aumenta la energía cinética (E k) de las moléculas, chocan con mayor frecuencia y liberan más moléculas de gas de vapor. Los iones de sal de mesa ocupan espacio en la solución donde se aplica el calor, provocando menores colisiones entre las moléculas de H 2O por lo que no que no se liberan moléculas de vapor como el disolvente puro lo haría, en consecuencia, se requiere más energía (mayor t°) para conseguir que la solución logre la ebullición.
Preguntas: a) ¿Cuál es el valor de la constante ebulloscópica (Keb) del agua según el experimento? Comparen su resultado con respecto al valor teórico (0,52 °C m-l). b) ¿Qué factores provocaron el incremento en el punto de ebullición de la disolución de cloruro de sodio? Explique. c) ¿Por qué a medida que disminuye la masa de cloruro de sodio en disolución el punto de ebullición es menor en comparación con las otras mezclas?
Respuestas: a)
∆
= °
Mezcla 1: ,4 = 0.88 °/ 3°
Mezcla 2:2, = 1,05°/ 4°
Mezcla 3:4,6 = 0,88 °/ En conclusión la constante ebulloscópica arrojada en el análisis posee un margen de error debido a diversos factores tales como: la temperatura recibida de la llama, el tiempo o un error de observación, además de haber tomado la temperatura original de 98°C y no 100°C. b) El factor determinante que causó el aumento del punto de ebullición es la
cantidad de soluto (NaCl) que se agregó al disolvente (H 2O) puesto que al agregar más sal las moléculas de agua poseen menor espacio y energía cinética para colisionar requiriendo que la temperatura aplicada sea mayor para así lograr el punto de ebullición. c) Porque las propiedades coligativas están únicamente relacionadas con la
concentración de soluto, en consecuencia el punto de ebullición de la solución será menor al poseer una baja cantidad de soluto con respecto a otras mezclas.
(3)
Conductividad en soluciones electrolitos y no electrolitos
Hipótesis Experimental: Las soluciones que presentan iones libres conducirán la electricidad, a diferencia de las que no presentan electrolitos, debido a que los electrones podrán viajar de ion en ion.
Materiales4:
Cables de cobre
Barra de grafito
Batería de 9v
Huincha aislante
Soquete y ampolleta
Vaso de precipitado
Cuchara y espátula
Agua destilada
Sal y azúcar
Powerade
4
Ver Anexo 3
Procedimiento: 1) Se armó el circuito eléctrico para comprobar la conducción de las soluciones. 2) Se prepararon 2 soluciones de 60 mL cada una y 10 g de soluto (una con azúcar y otra con sal de mesa), una de 60 mL de Powerade y por último se dispuso un vaso con 60 mL de agua destilada sin soluto. 3) Se probó el circuito sumergiendo las barras de grafito en cada una de las soluciones. 4) Luego de cada prueba, se limpiaron los utensilios utilizados en la solución anterior, con el fin de no contaminar la siguiente disolución.
Resultados: -La primera solución ( H2O) no prendió la ampolleta, por lo tanto no condujo la
electricidad (Véase Imagen 1.c) -La segunda solución (NaCl + H 2O) si condujo la electricidad y además presentó un burbujeo (Véase Imagen 2.c) -La tercera solución (C12H22O12 + H2O) no condujo la electricidad ( Véase Imagen 3.c)
-La cuarta solución (Powerade) si condujo la electricidad ( Véase Imagen 4.c)
Imagen 1.c Comprobación de la conductividad del solvente puro (H 2O )
Imagen 2.c Comprobación de la conductividad de solución de H 2O + NaCl
Imagen 3.c Comprobación de la conductividad de solución de H 2 O + C 12 H2 2 O11
Imagen 4.c Comprobación de la conductividad de Powerade
Análisis: La primera solución, la cual contenía sólo agua destilada, no condujo la electricidad, ya que el agua destilada estaba casi libre de minerales, por lo tanto no producirá iones, haciendo que la solución no conduzca la electricidad. En la segunda solución (NaCl + H 2O), la molécula NaCl, al estar en contacto con el agua, se disocia y se rompe el enlace iónico que la unía, liberando los iones Na + (catión) y Cl- (anión) provocando que la corriente pueda fluir por la solución, gracias a que estos últimos son átomos cargados eléctricamente que han perdido y han cedido un electrón, respectivamente. Además, en el experimento, se observó un burbujeo, de mayor frecuencia en el cátodo (electrodo negativo) que en el ánodo (electrodo positivo). Esto es debido a que al ser una solución que conduzca la electricidad, las moléculas de agua (H 2O), se descomponen en los gases hidrógeno (H2) y oxígeno (O), produciendo el burbujeo. El proceso anterior es denominado en
Esquema 1.c Representación gráfica de un circuito utilizado en una solución conductora
electroquímica como “electrólisis” el cual se puede definir como un “proceso en el que se utiliza la energía eléctrica para que se lleve a cabo una reacción química no espontánea” 5 (Véase Esquema 1.c)
En la tercera solución (C12H22O12 + H2O), la molécula C 12H22O12 (azúcar de mesa), al estar en contacto con el agua, no se disocia, ya que forma puentes de hidrógeno con ésta, por lo tanto no forma iones, y por consiguiente no c onduce la electricidad. Por último, la cuarta solución (Powerade) si condujo la electricidad porque la bebida utilizada en el experimento tiene adición de electrolitos y vitaminas, los primeros son compuestos que al disociarse con el agua forman iones, los cuales, como se nombró anteriormente, conducen la electricidad.
5
(Chang, 2010)
Preguntas: a) ¿Qué es un Electrodo? y ¿Qué diferencia existe entre un cátodo y un ánodo? b) ¿En qué soluciones se conduce la electricidad? ¿Por qué? c) ¿Por qué los electrodos tienen que ser del mismo material? d) Explique la diferencia entre la electrolisis y la electroquímica.
Respuestas: a) Un electrodo, es un conductor eléctrico utilizado para hacer contacto con una parte no metálica de un circuito, por ejemplo un semiconductor, un electrolito, etc. El cátodo es el electrodo negativo el cual atrae a los cationes, por su parte el ánodo es el electrodo positivo el cual atrae los aniones. b) Las soluciones que conducen la electricidad son aquellas que poseen solutos iónicos en el solvente, cuya disociación genera iones positivos y negativos capaces de transportar la corriente eléctrica a través de la solución. c) Los electrodos deben ser del mismo material debido a que la conductividad es una propiedad de cada material, lo cual hace distintos unos de otros. Para realizar este tipo de experiencias, no debe haber variabilidad entre los materiales que se utilizarán, ya que al variar alguno de estos, en este caso los electrodos, no se estaría en igualdad de condiciones y los resultados obtenidos no serían los óptimos. d) La electroquímica es una rama de la química que trata sobre la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, también de la conversión de energía eléctrica a química y viceversa. Mientras que la electrolisis es el proceso en el que se utiliza la energía eléctrica para que se lleve a cabo una reacción química no espontánea.
Conclusión Para finalizar, las soluciones están constituidas por dos factores, por un solvente que se encuentra en mayor proporción y un soluto en menor, el cual cumple un rol fundamental en dichas disoluciones ya que permite describir ciertas propiedades denominadas coligativas. Lo primero que se puede evidenciar es que al agregar cierta cantidad de soluto a la solución, éste afectará su punto de congelación, haciendo necesario una temperatura más baja que la normal para solidificar el solvente puro. En segunda instancia se puede verificar que sucede algo similar si se utiliza la misma solución, en este caso para comprobar el aumento del punto de ebullición; logrando concluir que el soluto afecta significativamente el aumento del temperatura de ebullición del disolvente puro, siendo directamente pr oporcional la concentración de soluto con el aumento del punto de ebullición. Finalmente es posible destacar que existen solutos con determinadas características que transforman a una solución en conductoras de electricidad, ya que ciertos solutos electrolitos permiten el paso de los electrones, causando una fluidez de la corriente eléctrica.
Glosario 1) Punto de ebullición: Equilibrio entre la presión de vapor del líquido con la
presión externa. 2) Molalidad: Moles de soluto en kilogramos de solvente. 3) Electrolisis: Proceso en el que se utiliza la energía eléctrica para que se
lleve a cabo una reacción química no espontánea 4) Electrolito: Sustancia que cuando se disuelve en agua, es capaz de conducir
electricidad. 5) Electroquímica: Rama de la química que estudia la interconversión de la
energía eléctrica y energía química. 6) Electrodo: Es un conductor eléctrico utilizado para hacer contacto con una
parte no metálica de un circuito. 7) Punto de congelación: Punto de congelación del disolvente puro menos el
punto de congelación de la disolución.
Bibliografía -
Brown, LeMay, & Bursten,. (2016). Química (7th ed., pp. 472-473). México: Pearson.
- Chang, R. (2010). Quimíca (p. 532). México: Mc Graw Hill
-
Punto de Fusión . (2016). Lacienciadelfuturo.galeon.com . Recuperado 22
Octubre
2016,
a
partir
de
http://lacienciadelfuturo.galeon.com/contenido4.htm
-
Academia.edu,. (2016). Propiedades coligativas de las soluciones . Recuperado
24
Octubre
2016,
a
partir
de
http://www.academia.edu/8571699/PROPIEDADES_COLIGATIVAS_DE_L AS_SOLUCIONES.
Anexo 1 1. Balanza: Instrumento que sirve y se utiliza para medir o pesar masas. (Véase fig. 1) Figura 1
2. Vaso de precipitado de 500mL: Material de laboratorio, es de vidrio que se utiliza para contener sustancias, disolverlas, calentarlas y en general cualquier cosa que no necesite una medida de precisión del volumen. (Véase fig. 2) Figura 2
3. Agua destilada: Agua a la que mediante ebullición y posterior condensación, se le han extraído los gases disueltos y las impurezas minerales y orgánicas. (Véase fig. 3)
Figura 3
4. Tubo de ensayo: Es uno de los principales instrumentos de laboratorio, ya que este se usa en cualquier procedimiento, como la preparación de soluciones o la toma de muestras que luego serán depositadas en éste. (Véase fig. 4) Figura 4
5. Soporte universal: Herramienta que se utiliza en laboratorio para realizar montajes con los materiales presentes en el laboratorio permitiendo obtener sistemas de medición y preparar diversos experimentos. (Véase fig. 5) Figura 5
6. Nuez y argolla: Herramienta de metal dentro de un laboratorio químico. Esta provee soporte para sostener otros materiales, permitiendo la preparación de diferentes entornos de trabajo. (Véase fig. 6)
Figura 6
7. Pipeta de 10 mL: Instrumento volumétrico que se usa en el laboratorio para medir volúmenes de líquidos con gran precisión y exactitud. (Véase fig. 7) Figura 7
8. Termómetro: Instrumento utilizado para medir la temperatura con un alto nivel de exactitud. (Véase fig. 8)
Figura 8
9. Mortero y cuchara: El mortero tiene como finalidad machacar o triturar sustancias sólidas. (Véase fig. 9) Figura 9
10. Espátula: Es una lámina plana angosta que se encuentra adherida a un mango de madera o metal. Se utiliza para tomar pequeñas cantidades de sustancias. (Véase fig. 10) Figura 10
11. Hielo: El hielo es el agua en estado sólido. (Véase fig. 11) Figura 11
12. Cloruro de sodio (NaCl): El cloruro de sodio, más comúnmente conocido como sal de mesa, es un compuesto químico con la fórmula NaCl. (Véase fig. 12) Figura 12
Anexo 2 1. Cloruro de sodio (NaCl): El cloruro de sodio, más comúnmente conocido como sal de mesa, es un compuesto químico con la fórmula NaCl. (Véase fig. 1) Figura 1 2. Agua destilada: Agua a la que mediante ebullición y posterior condensación, se le han extraído los gases disueltos y las impurezas minerales y orgánicas. (Véase fig. 2) Figura 2
3. 2 vasos de precipitado de 500 mL: Material de laboratorio, es de vidrio que se utiliza para contener sustancias, disolverlas, calentarlas y en general cualquier cosa que no necesite una medida de precisión del volumen. (Véase fig. 3) Figura 3
4. Mechero: Instrumento utilizado en laboratorios para calentar muestras y sustancias químicas. (Véase fig. 4) Figura 4
5. Trípode: Se utiliza para sostener objetos sobre el mechero. (Véase fig. 5) Figura 5
6. Rejilla: Es la encargada de repartir la temperatura de manera uniforme cuando esta se calienta con un mechero. (Véase fig. 6) 7. Vidrio reloj: Es un vidrio redondo convexo que permite contener las sustancias para luego masarlas en la balanza. (Véase fig. 7) Figura 7
Figura 6
8. Termómetro: Instrumento utilizado para medir la temperatura con un alto nivel de exactitud. (Véase fig. 8) Figura 8
9. Balanza: Instrumento que sirve y se utiliza para medir o pesar masas. (Véase fig. 9) Figura 9
10. Espátula: Es una lámina plana angosta que se encuentra adherida a un mango de madera o metal. Se utiliza para tomar pequeñas cantidades de sustancias. (Véase fig. 10)
Figura 10
Anexo 3 1. Cables de cobre: El cable eléctrico es aquél cuyo propósito es conducir electricidad. Suele estar fabricado de cobre (por su alto nivel de conductividad). (Véase fig. 1) Figura 1
2. Barra de grafito: Barra o tubo compuesto puramente por grafito que puede ser usado para dibujar o conducir electricidad. (Véase fig. 2) Figura 2
3. Batería 9 V: Las baterías son aparatos electroquímicos que convierten la energía química en energía eléctrica. Están compuestas por un conjunto de células electrolíticas utilizadas para suministrar una provisión de corriente eléctrica continua o directa. (Véase fig. 3) Figura 3
4. Huincha aislante: Cinta de material plástico aislante de la electricidad con un adhesivo que permite aislar los empalmes de los hilos y cables eléctricos. (Véase fig. 4) Figura 4
5. Soquete: Disposición para sostener las lámparas o bombillas eléctricas. (Véase fig. 5) Figura 5
6. Ampolleta: La bombilla eléctrica, también conocida como ampolleta o lámpara incandescente, es una Figura 6 fuente artificial de luz. (Véase fig. 6)
7. 4 Vasos de precipitado de 100mL: Material de laboratorio, es de vidrio que se utiliza para contener sustancias, disolverlas, calentarlas y en general cualquier cosa que no necesite una medida de precisión del volumen. (Véase fig. 7)
Figura 7
8. Cuchara o espátula: Es una lámina plana angosta que se encuentra adherida a un mango de madera o metal. Se utiliza para tomar pequeñas cantidades de sustancias. (Véase fig. 8) Figura 8
9. Agua destilada: Agua a la que mediante ebullición y posterior condensación, se le han extraído los gases disueltos y las impurezas minerales y orgánicas. (Véase fig. 9)
Figura 9
10. Cloruro de sodio (NaCl): El cloruro de sodio, más comúnmente conocido como sal de mesa, es un compuesto químico con la fórmula NaCl. (Véase fig. 10) Figura 10
11. Azúcar: Se denomina azúcar, en el uso más extendido de la palabra, a la sacarosa, cuya fórmula química es C 12H22O11. (Véase fig. 11) Figura 11
12. Powerade: Es una bebida isotónica constituida por electrolitos y vitaminas. (Véase fig. 12) Figura 12
13. Balanza: Instrumento que sirve y se utiliza para medir o pesar masas. (Véase fig. 13) Figura 13
14. Pipeta de 10mL: Instrumento volumétrico que se usa en el laboratorio para medir volúmenes de líquidos con gran precisión y exactitud. (Véase fig. 14)
Figura 14
