Manual de Quimica I - 2011- II

PROGRAMA PROFESIONAL INGENIERÍA INDUSTRIAL

MANUAL DE PRÁCTICAS

PROGRAMA PROFESIONAL DE INGENIERÍA INDUSTRIAL

MANUAL DE PRÁCTICAS QUÍMICA I

AREQUIPA – PERÚ

2011

DE

INDICE

INTRODUCIÓN Presentación para el estudiante

Instrucciones para el trabajo en el laboratorio

Operaciones peligrosas

En caso de accidentes

Normas para el uso del laboratorio

Primeros auxilios

Pág.

Práctica Nº 1 : Reconocimiento del Material de laboratorio 07

Práctica Nº 2 : Manejo del Material volumétrico de vidrio 42

Práctica Nº 3 : Operaciones Químicas 46

Práctica Nº 4 : Tabla Periódica: Propiedades de los elementos 61

Práctica Nº 5 : Enlaces Químicos 65

Práctica Nº6 : Funciones Químicas Inorgánicas 72

Práctica Nº 7: Reacciones y ecuaciones químicas 89

Práctica Nº 8: Reacciones de Oxido – Reducción 86

Práctica Nº 9: Soluciones Químicas 96

Práctica Nº 10: Suspensiones, Coloides y disoluciones 102

Práctica Nº 11: Equilibrio Químico 105

Práctica Nº 12: Cinética Química 113

Práctica Nº 13: Ácidos y Bases 119

Bibliografía 127

1

PRESENTACIÓN

El laboratorio de química representa el encuentro del estudiante con el “hacer

y sentir de la química”, y está diseñado para que entiendas y profundices en

algunos conceptos fundamentales de química, pero además para desarrollar

habilidades que te ayudaran a lo largo de tu vida profesional. Por tanto, el

presente manual está diseñado para guiarte en la realización de las prácticas

de laboratorio y de los reportes correspondientes.

Sin embargo, el éxito de tu trabajo en el laboratorio dependerá del orden y la

disciplina con que lo realices. Esté debe estar planeado de tal manera que

pueda ser desarrollado adecuadamente en las horas asignadas, para lograr

esto siempre debes investigar antes de llegar al laboratorio a realizar los

experimentos, es fundamental que leas con suficiente anticipación el Manual

de Practicas de Química I y comprendas los conceptos básicos impartidos en

las clases teóricas.

Por otra parte, el éxito de un experimento se basa en la observación de los

fenómenos que ocurren, en la exactitud de la anotación de datos y mediciones,

en el orden correcto de los pasos de cada experimento, en la habilidad para la

manipulación de los aparatos, equipos, etc., en la adquisición de buenos

hábitos; todos ellos son la base de la formación tecnología, científica o

profesional. Por tanto, es importante que registres, en un cuaderno, las

observaciones y los resultados de cada experimento.

Los experimentos no son una repetición simple de recetas, estas sólo tiene por

objeto dar las indicaciones importantes para cada experimento. Lo importante

es que pienses y razones, es decir, debes usar el raciocinio y la inteligencia

para llegar al conocimiento y comprobación de un principio químico, así como

su aplicación en el campo profesional y científico.

Manual de Prácticas de Química I Ingeniería Industrial

2

PRESENTACIÓN PARA EL ESTUDIANTE

Las reglas y normas que a continuación se indican deberán de cumplirlas

irrestrictamente ya que de ello depende su formación integral y evaluación en

el curso de Química.

1. La asistencia a las prácticas es obligatoria, el contar con 30% de

inasistencias se le considera como ABANDONO

2. El alumno deberá respetar el horario y el grupo asignado. La puntualidad a

la práctica es fundamental. El alumno no podrá ingresar al laboratorio

pasada la hora de inicio y esto es considerado inasistencia.

3. Al inicio del curso deberá solicitar el silabus del curso, donde se

encuentra el programa del curso, fechas de evaluación y peso de las

diferentes actividades que se ejecutaran en su aprendizaje, así como, la

forma de obtener el promedio final.

4. Las evaluaciones se efectuaran en el proceso y/o al final del curso tanto en

la parte teórica como experimental.

5. Está estrictamente prohibido:

• Llevar objetos, alimentos o sustancias ajenas a la práctica a realizarse.

• Comer, beber o fumar dentro del laboratorio.

• Realizar actividades o experimentos no programados.

• Mermar el orden, la disciplina y la limpieza.

• Etc.

6. Cuando Ud. ingrese al laboratorio debe previamente haber leído con

suficiente anticipación el MANUAL DE QUÍMICA I, así como el haber

comprendido los conceptos básicos y otros que los Docentes le han

impartido en sus clases teóricas.

7. Tener siempre consigo su cuaderno de notas de laboratorio, anotar los

datos y medidas directamente en el. Es un pésimo hábito anotar

importantes datos en un pedazo de papel.

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

química.

9. HACER USO DEL MANDIL, LENTES DE SEGURIDAD EN FORMA

OBLIGATORIA EN EL AMBIENTE DE TRABAJO.

10. La ruptura o daño de los materiales y aparatos, es responsabilidad de los

estudiantes que se encuentren operando.


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INSTRUCCIONES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO DE QUIMICA I

1. Recuerde que el laboratorio es un lugar serio de trabajo. Debe conocer su

ubicación permanente en la mesa y mantenerla el orden.

2. Lea cuidadosamente el MANUAL DE PRACTICAS DE QUÍMICA I

preparando un bosquejo de informe. Al realizar las prácticas, solo efectúe

las señaladas y a medida que las realice, complete su informe

correspondiente.

3. Deje sus mochilas, chaquetas y cualquier otro implemento, que no necesite

en el laboratorio, en los casilleros dispuestos para tal fin.

4. No juegue con las llaves de agua, gas, etc. que se encuentran en las mesas.

5. Si deja caer las sustancias químicas sobre la mesa, limpiar inmediatamente.

6. Si se vierte sobre sí un ácido o cualquier sustancia corrosiva, lávese

inmediatamente con abundante agua.

7. No toque directamente con las manos las sustancias químicas desconocidas.

8. Si desea conocer el olor de una sustancia, no acerque a la cara directamente,

abanique un poco de vapor a las fosas nasales, moviendo la mano sobre la

sustancia o el recipiente que contiene la sustancia

9. Compruebe cuidadosamente los rótulos de los frascos de reactivos antes de

usar su contenido.

10. No devolver los sobrantes de compuestos usados a los frascos originales, no

introducir objeto alguno dentro de ellos, no cambiarles de tapa por ningún

motivo.

11. Los frascos goteros no se debe destapar para usarlos, consulte su uso con el

profesor.

12. Antes y después del experimento, asegúrese de la limpieza de las mesas y

aparatos usados, deje todo en su sitio.

13. Todo material roto o extraviado durante la práctica será de responsabilidad

de todos los integrantes del grupo.

14. Al momento de encender el mechero, verifique que las llaves y manguera

correspondan al respectivo mechero.

15. Antes y después del experimento, asegúrese de la limpieza de las mesas de

trabajo y aparatos usados, deje todo en su sitio.

16. FINALMENTE, LAVARSE BIEN LAS MANOS, CON AGUA Y JABÓN,

DESPUÉS DE HACER UN EXPERIMENTO Y ANTES DE SALIR DEL

LABORATORIO.


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OPERACIONES PELIGROSAS

Las prácticas de Laboratorio requieren de mucho más cuidado del que hasta

ahora se ha expuesto en estos puntos se exige al alumno EL USO DE LOS

LENTES DE SEGURIDAD. Hay pequeños detalles que se deben tener en

cuenta para realizar ciertas operaciones, evitando consecuencias

desagradables:

1. Nunca calentar un tubo de prueba, dirigiendo éste hacia sí o hacia algún

compañero, las sustancias que se calientan, generalmente líquidas, pueden

proyectarse violentamente hacia afuera, provocando un accidente.

2. Nunca prenda un mechero, abriendo totalmente la llave de gas y

manteniendo la cara sobre el mismo; la presión del gas produce una llama

bastante larga que podría causarle quemaduras.

3. Tener mucho cuidado al introducir un tubo o un Termómetro a través de un

tapón de corcho o de jebe. La presión deberá ejercerse sobre el tubo en un

punto próximo al tapón; si se presiona desde el extremo opuesto, se tendrá

mayor facilidad, pero puede producirse una palanca que fácilmente lo rompa,

es aconsejable cubrirse la mano con un trapo y humedecer en agua, aceite o

álcali el tubo o termómetro.

4. Emplear siempre la pinza para coger los tubos, especialmente cuanto está

efectuando calentamiento (recuerde que el tubo se pone rojo cuando está lo

suficientemente caliente, como para producir dolorosas quemaduras.

5. Mantener lejos de la cara, extendiendo bien los brazos toda clase de reactivos

cuando por primera vez se ha de verificar alguna reacción química. Muchas

veces ésta desprende gran cantidad de calor, que puede proyectar

violentamente los reactantes fuera del tubo.

¡¡¡¡TODO LO QUE NO SEA AGUA ES DAÑINO PARA EL OJO!!!!

¡¡¡¡LOS LENTES DE SEGURIDAD SOLO AYUDAN, SI LOS LLEVA

PUESTOS!!!!


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PRÁCTICA N°1

RECONOCIMIENTO DEL MATERIAL DE LABORATORIO

1.1. OBJETIVOS

� Familiarizar al estudiante con los implementos usados en el Laboratorio

de Química.

� Capacitar al estudiante para adquirir habilidad en el manejo de pipetas,

buretas, balones, vasos de precipitado y tubos de ensayo.

� Instruir al estudiante en las reglas básicas de comportamiento y seguridad

dentro de un laboratorio de Química

1.2. FUNDAMENTO TEÓRICO

1.2.1. Materiales de Laboratorio.

Los materiales de laboratorio son aquellos objetos o materiales que se emplean

para realizar una operación química, hacer un experimento o realizar un

análisis químico. En un laboratorio químico se encuentran materiales y

equipos muy diversos, para los más variados usos, la mayoría de los cuales

son de vidrio y de uso especifico y es muy necesario conocer el uso adecuado

de cada material.

1.2.2. Clasificación del Material de Laboratorio.

Los materiales de laboratorio se pueden clasificar de dos maneras:

A. Por la Clase de Material Empleado en su Fabricación.

Materiales de Vidrio: La mayoría de los materiales de laboratorio son de vidrio

Pírex (es un vidrio especial a base de boro silicatos, que poseen muy pequeño

coeficiente de dilatación, elevado punto de reblandecimiento y gran resistencia

a agentes químicos). Estos materiales pueden ponerse en contacto directo con

el calor. Por ejemplo: vasos, tubos balones, etc. Mientras que ciertos

materiales sobre todo volumétricos como: buretas, pipetas, fiolas, etc., a pesar

de que están hechas de vidrio Pírex, no deben poner en contacto con el calor

ya que pueden variar la precisión en la medida del volumen, por eso que estos

materiales tienen en su rótulo la temperatura de trabajo y su precisión.

Materiales de porcelana: Materiales hechos en base a una mezcla de caolín,

feldespato y cuarzo calentado a elevada temperatura. Se puede poner en

contacto con el calor sin cambios bruscos de temperatura, por ejemplo:

crisoles, cápsulas, embudos, etc.

Material Metálico: Son generalmente accesorios, muchos de ellos con

revestimiento (cromado), por ejemplo: soporte universal, trípode, pinzas, etc.


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Materiales de Madera: Son soportes que no pueden estar en contacto con

calor, ni con agentes químicos corrosivos, por ejemplo gradilla, soporte para

embudos, etc.

Materiales de Plástico: Materiales poco empleados en relación a los otros

materiales, debido a que son atacados fácilmente por sustancias corrosivas.

Ejemplo: pizetas, cuentagotas, etc.

B. Por su Uso Específico

Materiales Volumétricos: Son materiales de vidrio, generalmente de vidrio

borosilicatado, destinados para realizar medidas de volúmenes de líquidos, de

gases, y son muy útiles para los trabajos en laboratorios químicos.

• Probetas: Recipientes cilíndricos de vidrio grueso, pico y base amplia para

poder parar, algunos son de plástico o polietileno, graduada de la base al aforo

superior. Se emplean para medir volúmenes cuando no se necesita mucha

exactitud. Existen probetas desde 10 ml hasta 1000 ml.

• Pipetas: Material volumétrico en forma de varilla graduada de arriba hacia

abajo. Sirve para medir volúmenes pequeños con mucha exactitud y las hay

desde 0.5 ml (micro pipetas) hasta de 100 ml. Antes de usar una pipeta, esta

se enjuaga con el líquido a medir, después se carga por succión, hasta 2 ó 3

cm. por encima del enrase y se tapa el extremo superior de la pipeta con la

yema seca del dedo índice, la pipeta debe mantenerse verticalmente y a una

altura tal, que la marca se halle al mismo nivel que el ojo. La gota que queda

en el extremo se saca tocando una superficie de vidrio, como puede ser un


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vaso de precipitado u otro material. Se pueden diferenciar dos tipos de

pipetas:

Pipetas Volumétricas: Cuando tiene una marca o aforo y tiene un bulbo

intermedio de seguridad. Este tipo de pipeta se utiliza en operaciones que

requieren medir volúmenes de líquidos con gran exactitud.

Pipetas Gravimétricas: Cuando toda la pipeta esta graduada, se emplea para

emitir a voluntad volúmenes diferentes y son útiles para medir Volúmenes

aproximados de líquidos, no se emplea para mediciones de precisión.

Pipetas automáticas


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• Fiolas o matraces aforados: Son recipientes de vidrio de cuello muy largo

y angosto en el cual tiene una marca o aforo que señala un volumen exacto a

una determinada temperatura, que está grabada en el mismo recipiente y

generalmente a 20 ºC. Se emplea en operaciones de análisis químico

cuantitativo, para preparar soluciones de concentraciones definidas, por tanto,

este material es de gran exactitud. Existen fiolas desde 5 ml hasta 2000 ml,

las más comunes son de 50, 100 y 250 ml.

• Buretas: Son tubos largos, cilíndricos y graduados, cuyo extremo inferior

terminan en una llave de vidrio, la llave sirve para controlar el flujo del liquido

con el que se le llene. Su empleo se da en operaciones en que se requiere


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medir volúmenes con gran exactitud, como son los análisis volumétricos

cuantitativos.

Antes de ser utilizadas, las buretas deben de ser enjuagadas con el líquido a

medirse. Existen buretas desde un ml (micro buretas) hasta 1000 ml, pero las

más comunes son de 10, 25, 50, y 100 ml. Se pueden encontrar buretas de

varios tipos:

Buretas Común: Anteriormente descrita.

Buretas automáticas: Buretas adosadas a un sistema de llenado y aforado

automático.


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Buretas de Gases: Buretas con llave en ambos extremos para medir volúmenes

de gases por desalojo de un líquido.

Materiales de Reacción: Sirven para efectuar reacciones de prueba, en

pequeñas cantidades. Hay materiales para realizar diversos tipos de

reacciones: de combinación, de descomposición, de calentamiento, etc.

• Tubo de ensayo: Sirve para hacer reacciones en pruebas pequeñas

cantidades; hay de diferentes tamaños y capacidades.

Se pueden encontrar tubos de varios tipos:

Tubos de Ensayo: También llamados tubos de prueba, son los tubos comunes

de diferentes diámetros y longitudes, como son: de 18×150 y 25×150 mm.

Tubos de Ignición: Son tubos pequeños, generalmente de 14×100 mm de

paredes gruesas, que se emplea para efectuar calentamiento a alta

temperatura.

Tubos con Salida Lateral: Son tubos especiales que tienen un pequeño ramal

lateral cerca del borde, se emplean para producir gases, para absorber los

gases, para efectuar filtraciones al vació.

Tubos Graduados: Son tubos de vidrio graduados, utilizados para medir

volúmenes de gases y para casos especiales. Comúnmente las graduaciones

están en 0.1 cc y hay de diferentes capacidades.

Tubos en “U”: Son tubos de vidrio que tiene esta forma. Se emplean para hacer

reacciones electroquímicas, en donde en cada extremo se coloca un electrodo.

Tubos Thiele: Son tubos de vidrio especial que tiene la forma de una “b”. Se

utilizan para determinar el punto de fusión de una sustancia.


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• Vaso de precipitados o beaker: Sirven para efectuar reacciones con mayor

cantidad de reactivos y en sistema abierto; tiene forma alta o baja, con o sin

graduación desde 25 ml hasta 2000 ml

• Matraces Erlenmeyer: Son recipientes de forma cónica, fabricados de

vidrio, generalmente pírex. Su uso más común es en titulaciones (análisis

químico cuantitativo), debido la facilidad que ofrecen para agitar la solución,

sin peligro de que está se derrame, durante la titulación. Sin embargo,

también se emplean para efectuar filtraciones, ataques, evaporaciones de

soluciones y ocasionalmente efectuar alguna reacción química. Existen


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matraces de diferentes capacidades, desde 25 hasta 2000 ml, los más usados

son de 100 y 250 ml.

• Balones: Son de recipientes fabricados de vidrio pírex, que constan de un

cuerpo esférico y un cuello. Se le utiliza para realizar diversas reacciones

químicas. Existen balones con capacidades desde 100 ml hasta 2000 ml y se

pueden encontrar balones de varios modelos:

Balones con Fondo Plano: Denominados “matraces” compuestos por un cuello

largo y boca angosta, o de cuello angosto y corto, y el de cuello corto con boca

ancha. Los que tienen cuello largo se conocen como balones o matraces de

Florencia.


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Balones con Fondo Redondo: Los balones de cuello largo constituyen el modelo

clásico, empleados para efectuar reacciones donde intervienen el calor,

también se disponen modelos con cuello corto.

Balones de Destilación: Estos tienen fondo redondo con el cuello largo y un

tubo lateral de salida, situado en el cuello y ligeramente inclinado hacia abajo,

por donde saldrán los vapores. El otro tipo de balón de destilación es el de

Claissen, que posee dos cuellos extra, usados para ciertas operaciones

especiales de destilación

• Lunas de Reloj: Son discos de vidrio pírex de diferentes diámetros,

generalmente cóncavos. Se usan para tapar los vasos de precipitados, y evitar

salpicaduras; para evaporar pequeñas cantidades de un liquido; para realizar

ensayos previos o de corta escala; para cristalizaciones, sublimaciones

(poniendo como tapa otra luna de reloj), y pruebas de acidez, de basicidad.

• Retortas: Son de recipientes de vidrio en forma de pipa cerrada, con o sin

abertura en la parte superior, si hay abertura llevaría tapón de vidrio, la cual

puede ser esmerilada o no. Tiene alta resistencia térmica y mecánica; son

empleadas para obtener productos volátiles, corrosivos.


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Material de filtración y Separación: Sirve para separar bases distintas, y

estos pueden ser:

• Embudo Cono terminado en vástago, sirve para filtrar por gravedad con

ayuda de un cartucho de papel filtro, algodón y algún medio filtrante.

• Embudo Buchner Embudo de porcelana con fondo plano y perforado como

un colador, sirve para filtraciones al vacío. Hay desde 5 hasta 30 cm. de

diámetro.


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• Crisol filtrante de Gooch Crisol de porcelana con el fondo perforado, sirve

para realizar filtraciones al vacio y posterior calcinación del sólido.

• Embudo de vidrio sinterizado y poroso Embudo o crisol con fondo de

vidrio poroso para filtrar colorantes y evitar adsorción de papel

• Kitasato: Matraz de vidrio muy resistente que presenta una pequeña

tubuladura lateral en el cuello y sirve para realizar filtraciones al vacío.

• Trampa de agua Dispositivo que se coloca en el pilón de agua para crear

una corriente de vacío que puede ser usado en el Kitasato.

• Pera o embudo de separación (o decantación) Embudo con llave en el

vástago y cerrado con tapa esmerilada, sirve para separar fases líquidas.


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• Columna cromatografía Tubo de diámetro regular con o sin llave de paso

inferior, que se llena con una sustancia absorbente para separar los

componentes de una mezcla por la diferencia de absorción.

• Tubo de centrífuga Tubo de ensayo con o sin tapa, terminado en punta,

con graduación que sirve para separar fases por centrifugación.


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• Papel Filtro Es un papel de celulosa pura, sin carga y sometida a procesos

especiales, según el caso al que se destine, así por ejemplo, hay con cenizas

taradas para efectuar análisis cuantitativos, resistentes a los ácidos, a los

álcalis, para filtrar precipitados gelatinosos, grasos, finos, etc.

El papel filtro se emplea cortando un círculo cuyo diámetro debe escogerse

de tal modo que, una vez doblado y colocado en el embudo, el borde

superior de este quede más o menos 1 cm., por encima del papel. Si se trata

de filtrar al vació, el diámetro debe ser tal que encaje perfectamente dentro

del embudo de Buchner, por ningún motivo debe quedar doblado el papel

filtro.

• Tamices Metálicos: Son mallas metálicas, cuya superficie perforada permite

efectuar la separación de partículas o granos por tamaños. La magnitud de

las perforaciones determina la clasificación de los tamices la cual se realiza

generalmente por escala numérica.

• Columnas de Absorción o Cromatográficas: Son columnas cilíndricas de

vidrio, con entrada y salida apropiada. Dentro de la columna se deposita una

sustancia absorbente específica para un determinado reactivo o sustancia en

estado gaseoso o liquido. Este material absorbente separa los componentes

de una mezcla por la diferencia de absorción.


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• Extractores: El más conocido es el equipo de Soxhlet, que se utiliza para

extraer los componentes solubles de un sólido con un solvente adecuado, y

así recuperan el compuesto útil de una muestra.

• Equipo de Destilación: El equipo en si consta de un balón de destilación y

un refrigerante o condensador. El condensador fabricado de vidrio, condensa

los vapores que se desprenden del balón de destilación, ya que en


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contracorriente por un tubo concéntrico circula agua fría o algún líquido

refrigerante. Existen varios tipos de condensadores, por ejemplo, de Liebig

(con tubo condensador central recto), de serpentín o Graham (con tubo

condensador central en forma de serpentín o espiral), de bolas (con tubo

condensador central en forma de collar), de Friedrichs o inverso (con tubo

condensador externo, el agua circula por el tubo interno), etc. También, en

algunos casos, se utiliza una columna de fraccionamiento, la cual consiste

en un tubo de vidrio largo provisto de platillos o niveles de condensación que

se interpone entre el balón de destilación y el refrigerante, para realizar una

destilación fraccionada.

Materiales de Calcinación y Desecación: Son materiales refractarios para

someterse a altas temperaturas, son generalmente de arcilla, porcelana o

platino, etc.

• Crisol Es un recipiente pequeño en forma de vaso, de arcilla, porcelana o

metal; sirve para calcinar muestras, pueden tener tapa.


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• Cápsula Fuente pequeña de porcelana, sirve para desecar o calcinar

muestras a bajas temperaturas; hay de varias dimensiones.

• Escorificador Crisol grueso refractario absorbente, para que al fundir una

muestra, separar de la escoria. Este material es descartable y se usa

generalmente para el análisis de oro y plata.

• Cristalizadores Son cilindros de vidrio de baja altura, sirven para cristalizar

soluciones por evaporación, a temperatura ambiente, hay de diversos

diámetros y tamaños.


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• Desecadores Depósito grande, dividido en dos partes por una parrilla, la

inferior sirve para colocar materiales higroscópicos (como CaCl2, CuSO4.

Anhidro, P2O5, silicagel, etc.) y la parte superior para poner la sustancia a

deshidratar.

• Cucharilla de Ignición: Son recipientes en forma de cucharas de mango

largo, de cobre, aleaciones de fierro o acero. Se emplea para quemar sólidos

en el seno de gases y en donde se producen reacciones. Por ejemplo: azufre

en oxigeno, antimonio en cloro, etc.

• Asa de Nicrón: Es una varilla de vidrio macizo, terminada en un alambre de

nicrón en forma de gancho. Se le utiliza para hacer pruebas a la llama.


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

apoyo para mayor seguridad y mantenimiento en las diferentes instalaciones,

así como para mantenerlos fijos y en equilibrio.

• Soporte Universal Es de estructura metálica, consiste en una varilla

metálica de longitud variable enroscada a una base de hierro, que puede ser

triangular o rectangular. Se utiliza para las diferentes instalaciones, para

sostener en posición fija los diversos materiales, especialmente cuando se

arman aparatos complicados, como un equipo de destilación.

• Pinzas Son sujetadores, sirve para sujetar accesorios o materiales de

laboratorio.

Existen varias clases de pinzas.


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Pinzas para Crisoles: Son de material metálico, tienen forma de una tijera,

sirven para sujetar al crisol en una operación de calentamiento, además para

manipular al crisol en la mufla en una operación de calcinación.

Pinzas para Vasos de Precipitados: Son pinzas destinadas a manipular vasos,

cuando estos se encuentran calientes, tienen la forma de una tijera y son de

estructura metálica.

Pinzas para Tubos de Ensayo: Son es estructura metálica, sirven para el

manejo de tubos de ensayo cuando son sometidos a la acción del calor.


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Pinzas para Pesas: Son instrumentos a manera de tenacillas de estructura

metálica. Sirven para coger o sujetar las pesas pequeñas que se usan en una

operación de pesada y para ser colocados en el centro del platillo de la

balanza.

Pinzas de Mohr o de Presión: Son de estructura metálica, sirven para controlar

el flujo de un fluido que circula a través de un tubo de goma.

Pinzas de Hoffman o de Tornillo: Son de metal, se utilizan en forma similar a la

anterior, con la diferencia de que es más precisa en el control de flujo por

poseer un anillo graduable.


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Pinzas para Buretas: Son metálicas, con mordazas de jebe, se sujeta al soporte

universal. Se utilizan para soportar buretas (una o dos según el tipo) en forma

vertical.

• Nueces o Tenazas: Son de estructura metálica, sirve para realizar diferentes

conexiones de instrumentos, como: aros, varillas metálicas, etc., al soporte

universal. Pueden ser fijas, y giratorias.

• Anillos Metálicos: Son de naturaleza metálica, formado por un anillo

circular soldado a una varilla delgada del mismo material. Estos se sujetan a

los soportes universales con una nuez. Sirven para sostener objetos que tienen

alguna parte esférica como un matraz redondo, embudos, etc.


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• Gradillas para Tubos de Ensayo: Son de metal o de madera. Es una especie

de escalerilla portátil y sencilla. Sirve para portar tubos de ensayo durante el

trabajo de laboratorio.

• Porta Embudos: Son de madera, tiene una base de madera y una varilla, en

la cual se sujeta una madera ahuecada para sostener embudos o peras de

decantación.


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• Trípode: Accesorio metálico, formado por un anillo circular apoyado en tres

patas equidistantes, que son varillas delgadas. Sirven para colocar sobre la

rejilla metálica o de asbesto en una operación de calentamiento.

• Rejillas: Son mallas metálicas hechas de alambre de fierro estañado, las de

mayor uso son de 15×15 cm.

Rejillas Metálicas: Construidas de delgados alambres entrelazados, sirve como

soporte del recipiente que puede ser utilizado como el caso de las rejillas de

asbesto.

Rejillas de Asbesto: Son similares a las rejillas metálicas, pero posee en la

parte central una sustancia llamada asbesto. Se utiliza para difundir la llama

producida por un mechero en una operación de calentamiento, obteniendo un

calentamiento suave y uniforme, además, se consigue evitar los cambios

bruscos de temperatura. Se coloca sobre el trípode.


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• Triangulo Refractario: Esta constituido de dos partes, una de metal y la

otra de un material refractario, como la porcelana, el cual cubre en forma de

tubo concéntrico a un triangulo de metal. Se usa para sostener a los crisoles

en el trípode durante el calentamiento o la calcinación.

Materiales para Usos Diversos:

• Varillas de Vidrio o Baguetas: Son varillas gruesas de vidrio de 3, 5, y 7

mm de diámetro y de largo conveniente, con ambos extremos redondeados.

Las baguetas sirven para agitar y trasvasar líquidos. La varilla “policía” es la

que tiene un trozo de 3 cm. de tubo de goma en uno de sus extremos,

convenientemente fijado; es emplea para desprender partículas de

precipitados, que no es posible removerlo con chorros de agua de la pizeta. Por

precaución, la varilla de goma no debe ser empleada para agitar, ni se la debe

dejar en la solución.


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• Piedras de Ebullición: Son perlas de vidrio, cuya finalidad es romper la

tensión superficial de un líquido, antes de que este hierva y así, evitar las

proyecciones.

• Pizetas: Son frascos de plástico o polietileno, algunas veces de vidrio, con

sifón; en el que se llena agua destilada y permiten emplearla fácilmente para

lavar precipitados o para diluir precipitados.

• Frascos Goteros o Cuentagotas: Son frascos de vidrio o plástico diseñados

especialmente para dosificar pequeños volúmenes (gotas) de reactivos o

sustancias liquidas.

• Espátulas: Son instrumentos de forma plana, alargada, de metal y con

bordes afilados, provistos de un mango de madera. Sirven para coger,

trasladar o transportar muestras sólidas o reactivos químicos puros, durante

la operación de pesada en una balanza.

Manual de Prácticas de Química I

• Trampa de Vació o Trampa de Agua

vidrio utilizado para producir vació parcial dentro de un sistema, mediante el

flujo continuo de agua, la cual produce una diferencia de cargas, y por

consiguiente un vació en el cuerpo de la trampa y esta depende de la velocidad

de flujo. Posee dos entradas, una para el lí

de aire con una salida común.

• Tubos de Goma o Mangueras

en cualquier dirección, de algún fluido o fluidos apropiados, de acuerdo a la

calidad del material construido.

• Morteros: Son materiales semiesféricos de base plana, que son fabricados de

porcelana, de acero u otro tipo de material duro. Consta de dos partes: el mazo

o pistillo y el mortero propiamente dicho que es el recipiente donde se opera.

Los morteros se emplean reducir de tamaño, triturar, pulverizar pequeñas

cantidades de muestra sólida por percusión. Existen varios tipos de morteros y

algunos son:

Morteros de Acero: Fabricados de una aleación de fierro y otros metales, se

usan para disgregar minerales y roc

uímica I Ingeniería

Trampa de Vació o Trampa de Agua: Es un dispositivo metálico o de

ara producir vació parcial dentro de un sistema, mediante el



de flujo. Posee dos entradas, una para el líquido y otra para realizar la succión

de aire con una salida común.

Tubos de Goma o Mangueras: Tienen una gran utilidad en las conexiones

n cualquier dirección, de algún fluido o fluidos apropiados, de acuerdo a la

calidad del material construido.

Son materiales semiesféricos de base plana, que son fabricados de



ean reducir de tamaño, triturar, pulverizar pequeñas


Fabricados de una aleación de fierro y otros metales, se

usan para disgregar minerales y rocas en estado sólido.

Ingeniería Industrial

30

Es un dispositivo metálico o de

ara producir vació parcial dentro de un sistema, mediante el



quido y otra para realizar la succión

Tienen una gran utilidad en las conexiones

n cualquier dirección, de algún fluido o fluidos apropiados, de acuerdo a la

Son materiales semiesféricos de base plana, que son fabricados de



ean reducir de tamaño, triturar, pulverizar pequeñas


Fabricados de una aleación de fierro y otros metales, se


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Morteros de Porcelana: Aquellos que no tienen barniz interiormente, se

aprovecha su aspereza para un mejor desmenuzado.

Morteros de Vidrio: Utilizado en donde se requiere gran pureza y limpieza de

sustancias o cuerpos sólidos menos duros que el vidrio.

Morteros de Ágata: Son morteros de mucha dureza y mayor calidad, se les

utiliza para pulverizar las muestras de mayor valor.


32

1.2.3. Instrumentos de Laboratorio.

Son aquellos instrumentos mecánicos o eléctricos, simples o complejos que se

utilizan en el laboratorio. A continuación mencionaremos los más comunes.

• Balanzas: Son instrumentos diseñados para la determinación de masa de

diversas sustancias. Se dispone de diversos tipos o modelos de balanzas, entre

las que tenemos: balanza analítica, balanza técnica y balanza electrónica.

• Densímetros o Aerómetros: Son tubos de vidrio cerrados, de forma especial,

con un lastre en su parte inferior para mantenerlos verticales y una escala

impresa en su parte interior. Estas escalas están graduadas para líquidos de

mayor o menor densidad que el agua. El densímetro se hace flotar en el

líquido cuya densidad se desea medir y el enrase del menisco observado de la

superficie libre sobre la escala graduada nos dará la densidad respectiva.


33

• Barómetro: Es un tubo de vidrio graduado en mm o cm. que se emplea para

medir presiones atmosféricas, se utiliza el mercurio para tales fines.

• Manómetros: Son aparatos para medir diferencias de presión entre dos

puntos de un sistema. El tipo más simple es el de un tubo en forma de U,

cuyos extremos se conectan a dos puntos en los cuales se mide la diferencia

de presión. La sustancia que se utiliza dentro del tubo se denomina líquido

manométrico, generalmente se usa mercurio, pero también se puede utilizar

agua, aceites, etc. Con este aparato se mide presiones manométricas.


34

• Termómetros: Son instrumentos destinados a medir temperaturas con

escalas en grados centígrados o Fahrenheit (ºC o ºF). El tipo más usual es

aquel que tiene graduaciones desde -10 ºC hasta 200 ºC. Son utilizados

generalmente en operaciones de destilación, determinaciones de puntos de

fusión y ebullición, temperaturas de reacción, etc.

• pH−metro: Es un aparato que mide la concentración de iones hidrógeno (H+),

es decir, el pH de una solución. Posee electrodos, los cuales debe estar en

contacto con los iones disueltos de la solución, para luego transmitir una

fuerza electromotriz y reportar datos que relacionan la concentración de la

solución, expresada directamente en pH.


35

• Conductímetro: Es un aparato que mide la conductividad, es decir medida

de la capacidad de una disolución acuosa para transportar la corriente

eléctrica.

• Mecheros: Son aparatos destinados a quemar combustible. Los de uso

general en el laboratorio son de vidrio y de metal. El primero se emplea para

quemar alcohol (mechero de alcohol) y el segundo para quemar gas (mechero

de Bunsen).


36

• Mufla Eléctrica: Es una cámara cerrada, construida de material refractario.

En la puerta anterior tiene un agujero de observación. Funciona a electricidad

para producir calefacción. Le temperatura máxima es de 1200 ºC, en lo

posibles debe poseer un termómetro o termocupla.

• Planchas Eléctricas: Se utilizan para calentamiento y evaporación de

soluciones. Para protegerse de los humos, vapores y derrame de líquidos

corrosivos, los elementos calefactores y los conductores internos están

cubiertos y aislados convenientemente.

• Estufas Eléctricas: Sirven para secar precipitados o sustancias sólidas a

temperaturas relativamente bajas, por calefacción eléctrica funcionan desde

la temperatura ambiente hasta 250 ó 300 ºC, tienen un termorregulador, que

cumple la función de regular la temperatura del aparato.


37

• Cocinilla Eléctrica: Cocina eléctrica con resistencias. Sirve para calentar

líquidos con ayuda de una rejilla de asbesto.

• Baño María: Aparato que consiste en un recipiente con resistencia eléctrica,

en el recipiente se coloca agua, la que se calienta, produciendo un baño

caliente. Existen baños María que permiten regular la temperatura del baño

mismo.

• Baño de Arena: Aparato que consta de un recipiente que contiene arena,

debajo del cual hay una resistencia eléctrica que permite calentar.

1.2.4. Reactivos Químicos.

Los reactivos químicos son las sustancias empleadas en el laboratorio para

hacer reacciones de pruebas, analíticas u otras. Los reactivos químicos se

pueden clasificar de dos maneras.

A. Por su Naturaleza.

Reactivos Inorgánicos: Son de naturaleza inorgánica, con pocas excepciones.

Se puede clasificar como:

• Ácidos: Ácidos inorgánicos, que se almacenan como soluciones acuosas

concentradas. Se incluyen algunos ácidos orgánicos.


38

• Sales e Hidróxidos: Sólidos que se clasifican de acuerdo al catión de las sales

o de los hidróxidos.

• Elementos Puros: Sustancias en estado elemental, generalmente inestables.

Se debe tener especial cuidado con su almacenaje, mantenerlos en

queroseno.

Reactivos Orgánicos: Son de naturaleza orgánica, generalmente sólidos. Se

puede clasificar como:

•Ácidos Orgánicos: Sólidos como el acido cítrico, acido oxálico, acido málico,

Acido benzoico, etc.

• Solventes. Líquidos como el benceno, éter, alcohol etílico, acetona, etc.

• Indicadores: Sustancias que se comportan diferente frente a ácidos y bases,

por ejemplo: fenolftaleína, anaranjado de metilo, rojo de metilo, etc.

Productos Químicos: Productos auxiliares, no clasificados, de diversa

naturaleza. Tales como arena, silicagel, carbón activado, piedra pómez, etc.

B. Por su Pureza.

Reactivos Pro − Análisis (P.A.): Son reactivos de alta pureza, usados para

realizar análisis y reacciones cuantitativas en trabajos de investigación.

Reactivos Químicamente Puro (Q.P.): Son reactivos de menor pureza que los

anteriores, se usa para reacciones semi − cuantitativas y experimentos afines.

Productos Técnicos: Son productos comerciales químicos de baja pureza, se

usan para reacciones comunes.


39

1.3.2. Procedimiento Experimental

Experimento Nº 1: Para alcanzar los objetivos, el estudiante deberá hacer un

reconocimiento físico del laboratorio y de la mayor cantidad de implementos y

materiales de laboratorio que se le suministren. Esto significa, mirar, tocar y

aprender a usar cada uno de ellos, preguntando cada vez que lo considere

necesario, acerca del correcto uso de los implementos.

1.4 REPORTE DE RESULTADOS

1. ¿Por qué la lectura de los líquidos debe hacerse a la altura de la vista?

2. ¿En qué material volumétrico es más fácil y más rápido medir?

3. ¿Cuántas clases de pinzas conoces?

4. Nombre tres materiales para medir volúmenes exactos

5. ¿Por qué en los líquidos coloreados, la lectura se hace en la parte superior

del menisco?

6. Cuando se vacía una pipeta, ¿Es correcto soplar para desalojar el líquido

que queda en la punta de la misma?

7. ¿A qué se debe la convexidad del menisco?

8. ¿Por qué se debe secar la superficie exterior de los recipientes de vidrio

antes de someterse al calor?

9. ¿Es correcto pesar objetos calientes? ¿Por qué?

10. ¿Por qué los aparatos de medir volúmenes llevan registrada, generalmente,

la temperatura de 20 ºC?

11. ¿Por qué debe manipularse las pesas y materiales con la pinza o la

espátula y no con la mano?

12. ¿Cuál es la finalidad de la malla de asbesto?

13. Indique las zonas de una llama de mechero

14. ¿Cuál es la composición del vidrio, a qué se debe los distintos colores de

vidrio?


40

PRÁCTICA Nº 2

MANEJO DE MATERIAL VOLUMÉTRICO DE VIDRIO

2.1. OBJETIVOS

Los principales objetivos de esta práctica son:

� Conocer la influencia de la temperatura sobre los líquidos


El material volumétrico de laboratorio que se utiliza para la medida de los

volúmenes de los líquidos está constituido por: matraces, pipetas, buretas y

vasos de precipitado.

La superficie interna del material utilizado para verter un volumen medido del

líquido debe estar perfectamente limpio (se debe remojar antes de usarse en

una solución detergente para remover toda grasa o residuos químicos,

después enjuagar y secar perfectamente) de forma que la película del líquido

no se interrumpa cuando el líquido se vierta.

Los materiales volumétricos tienen grabada una escala, casi siempre en

mililitros o centímetros cúbicos. Ambas partes corresponden a la milésima

parte de un litro. En algunos materiales de medición volumétrica el centímetro

cúbico se expresa así (cc).

Los matraces y vasos de precipitado se utilizan para contener líquidos,

mientras que las probetas, pipetas y buretas se usan para medir y transferir

líquidos. Debido a que el agua y la mayoría de los líquidos tienden a subir por

las paredes de los recipientes forman un menisco que consiste en una

curvatura de la superficie libre cerca de las paredes del recipiente. Por eso,

una vez que se vierte el líquido en el recipiente este se coloca a la altura de los

ojos y se considera el volumen que indica la parte inferior del menisco que

puede ser cóncavo o convexo.

Bureta: Una bureta es un tubo de vidrio calibrado y preciso que tiene una

graduación que permite medir el volumen de líquido vertido a través de una

llave (válvula) de paso lubricada con grasas hidrocarbonadas, o con una llave

de paso de teflón (la cual no requiere de lubricación) en su extremo inferior,

que vierten a través de una punta capilar. Las buretas de Geisser están

provistas de una llave de vidrio esmerilado y de una punta para el vertido

unido a la bureta.


41

Los números inscritos en la bureta aumentan de arriba abajo; sirven para

medir el volumen de los líquidos con mayor precisión y exactitud, por lo que se

utilizan para análisis cuantitativos, valoración de soluciones y

neutralizaciones.

Para usar una bureta de la forma más exacta posible, se debe escoger la

localización del cero respecto a una división. El error que se comete cuando el

ojo no está a la misma altura del líquido se llama error de paralaje. (Esto al

tomar una medición)

El líquido debe de fluir de forma suave por las paredes de la bureta. La

tendencia del líquido a adherirse al vidrio es menor si se vierte lentamente

(menos de 20 ml/min.).

Pipeta Volumétrica (o de transferencia): Mide el volumen definido que esta,

marca, no están graduadas; se usa cuando deba tomarse una proporcional

de una solución valorada.

Pipeta gravimétrica: Esta calibrada, se usa para medir pequeños volúmenes

de líquidos, mide el total que marca la pipeta, o fracciones de este.

Probetas: Instrumento de laboratorio que se utiliza, sobre todo en análisis

químico, para contener o medir volúmenes de líquidos de una forma

aproximada o de moderada precisión. Es un recipiente cilíndrico de vidrio con

una base ancha, que generalmente lleva en la parte superior un pico para

verter el líquido con mayor facilidad.

En la mayoría de las probetas de 10ml es posible medir volúmenes con

aproximación de 0.1ml; mientras que en una de 100ml tenemos aproximación

de 1ml, por lo que para obtener mediciones de mayor precisión debemos

seleccionar una probeta cuya capacidad no difiera mucho del volumen que se

desea medir.

Las probetas suelen llevar grabada una escala (por la parte exterior) que

permite medir un determinado volumen, a una determinada temperatura (sí la

temperatura del líquido se acerca a ella, las mediciones serán más exactas);

Cuando se requiere una mayor precisión se recurre a otros instrumentos, por

ejemplo las pipetas.

Fiolas: Las fiolas son de vidrio más comúnmente utilizados tienen

capacidades de 25, 50, 250, 500 y 1000 ml. Se calibran para contener el

volumen. A causa de la modificación del volumen de los líquidos y del vidrio

con los cambios de temperatura se deben volver a calibrar los aparatos


42

volumétricos cuando vayan a utilizarse a temperatura diferente de aquella

para la que fueron calibrados. La calibración hecha por el fabricante no debe

tomarse por infalible, sino que debe ensayarse para tener la seguridad de que

la graduación está adentro de las tolerancias exigidas para el trabajo a

realizar. Calibrados para contener el volumen del liquido especificado a 20 °C

y para utilizarse de una forma determinada; cuando están llenos de forma que

el fondo, hasta el menisco, coincide con el trazo del cuello.

Vaso de precipitados. Los vasos de precipitados o “beakers”, sirven para

múltiples propósitos tales como contener, calentar, enfriar, disolver, mezclar,

hacer reaccionar, etc. Aunque tienen una graduación, su precisión es muy

baja; se trata simplemente de vasos de vidrio pírex con borde superior al estilo

de jarra para facilitar el vertido de su contenido. Sus capacidades varían

ampliamente desde los 50 hasta 5000mls

2.3. PARTE EXPERIMENTAL

2.3.1. Material y Reactivos.

Materiales

- Matraces aforados de 50ml

- Vaso de precipitado de 100ml

- Termómetros

- Baño maría


Experimento Nº 1:

1. Observe detalladamente las características e indicaciones de la fiola que va

a utilizar.

2. Caliente agua destilada a 50°C en un vaso de precipitados y con éste llene

la fiola de 50ml hasta la marca del aforo.

3. Espere a que el agua llegue a temperatura ambiente (tomando la

temperatura cada 5 minutos con el termómetro) y observe el volumen del

líquido con respecto a la marca del aforo (repetir este procedimiento dos

veces).

4. Con una pipeta medir el volumen del líquido que quedó en la fiola.

5. Con agua a temperatura ambiente (repetir paso 1) llene la otra fiola al nivel

hasta el aforo.


43

6. Coloque la fiola en un baño de hielo hasta que la temperatura del agua

descienda a 5°C. Observe lo que pasa con el nivel del líquido respecto a la

marca del aforo (repetir este procedimiento dos veces).

7. Espere a que el agua llegue a temperatura ambiente (tomando la

temperatura cada 5 minutos) y observe los cambios de temperatura.

8. Con una pipeta medir el volumen del líquido que quedó en el matraz

2.4 REPORTE DE RESULTADOS.

1. ¿Qué observa cuando se lleva al aforo con agua caliente y deja que ésta

alcance la temperatura ambiente? ¿A qué atribuye este cambio?

2. ¿Qué observa cuando se lleva al aforo con agua a temperatura ambiente y

posteriormente lo enfría a 5 °C? ¿A qué atribuye este cambio?

3. ¿Qué pasa si se lleva al aforo con agua a 6 °C y posteriormente lo deja que

alcance la temperatura ambiente?

4. Considerando la temperatura de calibración registrada en la fiola y las

observaciones de su experimento, ¿Cuál es la temperatura adecuada para

medir 50 mL de agua en una fiola de 50 mL?

5. Complete el siguiente cuadro y proceda a graficar

Tiempo

(min)

Fiola Nº1

(ºC)

Fiola Nº2

(ºC)

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10


44

PRÁCTICA Nº 3

OPERACIONES BÁSICAS EN EL LABORATORIO

3.1. OBJETIVOS


� Efectuar un estudio y reconocimiento de algunas técnicas de operaciones

básicas, empleadas frecuentemente en los trabajos de laboratorio.

� Efectuar la separación de los componentes mezclas (homogéneas o

heterogéneas).

� Adquirir destreza y habilidad en la manipulación de los materiales usados

en las distintas operaciones básicas.


3.2.1. La Materia.

La Química es la ciencia que describe la materia, sus propiedades físicas y

químicas, los cambios que experimenta y las variaciones de energía que

acompaña a dichos procesos. La materia es todo aquello que tiene masa y

ocupa un lugar en el espacio, químicamente, puede clasificarse en dos

grandes grupos: sustancias puras y mezclas.

3.2.2. Sustancias Puras.

Una sustancia es cualquier tipo de materia cuyas muestras tienen

composición idéntica, y en condiciones iguales, propiedades idénticas. Una

sustancia puede ser un compuesto o un elemento.

Elementos: Son sustancias que no se pueden separarse en sustancias mas

simples por medios químicos. Por ejemplo: nitrógeno, plata, aluminio, cobre,

azufre, etc. A la fecha se han identificado definitivamente 109 elementos, de

los cuales 83 se encuentran en forma natural en la tierra. Los demás han sido

producidos de modo artificial por científicos mediante reacciones nucleares.

Compuestos: Son sustancias puras formada por dos o mas elementos

diferentes combinados en una proporción constante. Todos los compuestos se

pueden descomponer en sustancias más simples, ya sean elementos o

compuestos más sencillos.

Por ejemplo, el compuesto agua (H2O) se puede descomponer por medio de la

electricidad en sus elementos constituyentes, hidrógeno y oxigeno; por medio

de la experimentación se ha determinado que el hidrógeno y oxigeno siempre

están presentes en la misma proporción en masa, 11.1 % H y 88,9 % O. Por

otra parte, las propiedades físicas y químicas de un compuesto son diferentes


45

de las propiedades de sus elementos constituyentes. Por ejemplo, el cloruro de

sodio (NaCl) en un sólido blanco que habitualmente se emplea como sal de

mesa, este compuesto se forma por la combinación de sodio (un metal blanco

plateado y suave que reacciona violentamente con el agua) y cloro (un gas

verde pálido, corrosivo y tóxico).

3.2.3. Mezclas: muestras de materia compuesta de dos o más sustancias, cada

una de las cuales conserva su identidad y propiedades (si es heterogénea). Las

sustancias químicas se pueden clasificar a la vez como sustancias

elementales o compuestos y las mezclas en homogéneas y heterogéneas. La

separación de los componentes de mezclas es muy importante y las técnicas

que se emplearán en esta práctica son los métodos de uso más común para

separar mezclas. Las mezclas se clasifican en homogéneas y heterogéneas.

Mezclas Homogéneas: Una mezcla homogénea, también llamada solución,

tiene composición y propiedades constantes. Algunos ejemplos son: el aire, el

agua salada, algunas aleaciones (mezclas homogéneas de metales en estado

sólido), etc.

Mezclas Heterogéneas: Una mezcla heterogénea no tiene composición ni

propiedades constantes. Por ejemplo: el aire con neblina, una mezcla de hierro

con azufre, una sopa de verduras, etc.; en estas se puede distinguir un

componente del otro.

3.2.4. Separación de Mezclas.

Las muestras de elementos y compuestos rara vez se encuentran en la

naturaleza en forma pura, por lo que es necesario separarlos de las mezclas en

las que se encuentran. Por otra parte, cuando se prepara un compuesto en el

laboratorio, se requieren varios pasos para separarlo en forma pura de la

mezcla de reacción en donde se formo. De la misma forma, en la industria,

para obtener un producto puro se necesita separarlo de la mezcla donde se

formo.

Las mezclas pueden separarse por métodos físicos ya que cada componente

conserva sus propiedades. A continuación, se describen algunos métodos

(operaciones básicas) para separar las sustancias puras de las mezclas. Estas

operaciones se basan en distintos fundamentos, como son: cambios de fase

producto de solubilidad, coeficiente de reparto, coeficiente de partición, etc.


46

Los estudiantes de Ingeniería Industrial estudiarán las Operaciones Básicas y

verán las numerosas aplicaciones de la filtración en las industrias de grasas y

de aceites para separar los agentes absorbentes empleados en la decoloración;

en la industria azucarera se filtran las pulpas del tratamiento de los jugos; en

las industrias lácteas el agua se separa de la cuajada del queso por filtración.

La destilación con arrastre de vapor se utiliza en elayotecnia; la rectificación

en la separación de alcohol de mezclas en las azucareras, de industrias

cárnicas y de aceites vegetales para recuperar los disolventes en los procesos

de extracción de grasas y aceites y es una operación fundamental en la

industria de bebidas alcohólicas, vinos y licores.

La extracción es una operación básica en la industria de los aceites de semilla.

La adsorción se aplicará sobre todo en la eliminación de colores, olores y

sabores no deseados, por ejemplo en elayotecnia, grasas y aceites, vinos, etc.

Pulverización: Operación utilizada para reducir de tamaño los cuerpos sólidos

relativamente grandes por medio de pequeños molinos o morteros de acuerdo

a las características del material. Seguidamente de esta operación se hace uso

de tamices para la separación de acuerdo al tamaño de la partícula.

Precipitación (pp.): Es la formación de un sólido (sustancia insoluble) en una

disolución. Esto ocurre cundo dos soluciones diferentes se mezclan o cuando

tiene lugar una reacción química y el producto o uno de los productos es el

sólido insoluble en el solvente o agua en que se encuentra, el sólido

generalmente aparece como una suspensión o en casos especiales como un

coloide.


47

Decantación: Operación que consiste en dejar en reposo una solución que

contiene un precipitado con el objeto de que el insoluble se deposite en el

fondo del recipiente por influencia de la fuerza de la gravedad y el líquido

sobrenadante puede ser separado por simple escurrimiento.


48

Filtración: Es la operación que consiste en separar los componentes de una

mezcla heterogénea (sólido – líquido) a través de un medio poroso papel filtro

que retengan las partículas sólidas, en esta operación se emplea como

material embudo, bagueta, porta embudo, papel filtro que se fija al embudo

con ayuda del agua destilada para trasvasar el contenido se ayuda con la

bagueta. El sólido adherido al papel filtro se denomina residuo y el líquido que

pasa se llama filtrado.


49

Disolución: Cuando una sustancia sólida, líquida o gaseosa se solubiliza en un

solvente o disolvente quedando una solución homogénea.

Centrifugación: Método de separación de difícil filtración de una mezcla, tiene

la ventaja de no requerir papel filtro, es una operación muy rápida, las

partículas sólidas suspendidas en el líquido se depositan en el fondo del

recipiente, mientras que las ligeras sobrenadan, por acción de la fuerza

centrífuga.

Evaporación: Consiste en hacer pasar una sustancia en estado líquido al

estado de vapor, operación que se realiza a temperatura ambiente o a mayor

temperatura, operación que se realiza a temperatura ambiente o a mayor

temperatura. Se emplea generalmente con la finalidad de concentrar una

disolución.


50

Lavado: Consiste en la eliminación de sustancias solubles que impurifican el

precipitado. La naturaleza del líquido de lavado depende de la solubilidad y

propiedades químicas del precipitado, de la impureza que se han de eliminar y

de la influencia que debe tener la solución del lavado que queda con el

precipitado en los tratamientos posteriores del mismo antes de la pesada.

Desecación: Operaciones que consisten en eliminar en contenido de humedad

de los precipitados obtenidos al filtrar una mezcla o de materias que tienen

agua incluida, mediante la acción del calor producido en la estufa.

Corrientemente se llama secado cuando la temperatura empleada no excede

de los 200 °C y se realiza en la estufa.

Calcinación: Operación muy similar a la desecación, con la diferencia que se

emplea para descomponer la materia orgánica, obteniendo un residuo blanco

denominado cenizas. Operación que emplea temperaturas superiores a 250 °C

y se efectúa en la mufla.


51

Destilación: Operación que se utiliza para separar de una sustancia líquida

volátil de una mezcla homogénea (líquidos miscibles), mediante el paso de uno

de los componentes del estado liquido al estado gaseoso (evaporación),

producido por el calentamiento; y posteriormente al estado liquido

(condensación), producido por la refrigeración. Esta operación se fundamenta

en la diferencia del punto de ebullición de las sustancias a separarse. Existen

varios tipos: destilación simple, destilación fraccionada, destilación al vacío,

etc.

• Destilación Simple: Se utiliza para separar los componentes de una mezcla

líquida o de un sólido en solución, los componentes deben poseer puntos de

ebullición inferiores a 150 ºC y estos deben de diferir ampliamente entre sí,

más de 25 ºC.

• Destilación Fraccionada: Se utiliza para separar los componentes de una

mezcla líquida, cuando los puntos de ebullición de los componentes son muy

cercanos entre sí, menos de 25 ºC. En este tipo de destilación se utiliza una

columna de fraccionamiento.

• Destilación al Vació o a Presión Reducida: Se utiliza para separar líquidos con

un punto de ebullición superior a 150 ºC o que se descompone a alta

temperatura. Como un líquido hierve cuando su presión de vapor iguala a la

presión externa, se puede reducir el punto de ebullición disminuyendo la

presión a la que se destila


52

Extracción: Esta operación consiste en la separación de un componente de una

mezcla, sólida o líquida, mediante el empleo de un solvente, es decir, la mezcla

se trata con un solvente que disuelva solamente uno de los componentes o

algunos de ellos. Por tanto, la extracción se basa en el reparto selectivo del

soluto entre dos fases no miscibles, que pueden ser una acuosa y una

orgánica. Los solventes frecuentemente empleados son: acetona, benceno,

éter, alcohol, etc. Existen dos tipos de extracciones:

• Extracción Líquido − Líquido: Esta operación es empleada cuando el

compuesto a extraer está disuelto en una fase líquida. Por tanto, se basa en el

grado en que un soluto, tanto orgánico como inorgánico, se distribuye entre

dos líquidos inmiscibles; y consiste en la separación de un soluto disuelto en

un disolvente, mediante otro disolvente no miscible con el primero. Esta

extracción se realiza mediante un embudo de decantación, que permite

mezclar por agitación las dos fases líquidas; posteriormente se deja en reposo

hasta que la separación de las dos capas sea nítida, procediendo a la

separación.

• Extracción Sólido − Líquido: Esta operación se utiliza cuando el compuesto a

extraer forma parte de un sólido, es decir, se emplea para separar sustancias

que son insolubles en agua y son ligeramente volátiles, que están mezclados

con otros productos no volátiles, por ejemplo, productos orgánicos de una

mezcla o de sus fuentes naturales como la extracción del aceite contenida en

la oleaginosas (maní, castaña, soya, maíz, etc.). El equipo utilizado para la

realización de esta operación es conocido como extractor de Soxhlet. En este

extractor, el disolvente hierve en el matraz, sus vapores ascienden por el tubo

lateral y condensan en el refrigerante; el condensado gotea sobre el sólido

contenido en un cartucho de celulosa. Cuando el disolvente llena la cámara de

extracción la solución resultante es sifonada al matraz de destilación,

repitiéndose el proceso hasta la extracción total.


53

Cromatografía: Es una técnica sumamente eficaz de separación analítica,

basada en la distribución de los componentes de la mezcla entre dos fases

inmiscibles: una fase móvil, que transporta las sustancias que se separan y

que progresa en relación con la fase estacionaria. La fase móvil puede ser un

liquida o un gas y la estacionaria puede ser un sólido o un líquido. Existen

varios tipos de cromatografía: cromatografía en papel, en capa delgada o fina,

en columna, por intercambio iónico, de gases, etc.

• Cromatografía en Papel: Consiste en separar los componentes de una mezcla

liquida utilizando las diferencias de sus coeficientes de partición entre dos

fases liquidas. En esta cromatografía se utiliza un papel cromatográfico (papel

de filtro especial) en atmósfera saturada de humedad (agua) o seca; la fase

móvil, igualmente saturada de agua se desplaza por capilaridad de abajo −

arriba a distintas velocidades, separando los componentes de la mezcla.


54

• Cromatografía en Capa Delgada o Fina: Separación cromatográfica de

adsorción por medio de una capa de silica − gel. Esta cromatografía se realiza

en un recipiente cerrado y saturado del solvente adecuado, que fluye en

forma ascendente, arrastrando a los componentes de la mezcla y

separándolos por orden de absorción con la silica − gel.

• Cromatografía en Columna: Se efectúa haciendo pasar una mezcla líquida a

través de una columna empacada con material absorbente. Después de que

los compuestos se absorben en la columna, se agrega solvente adicional que

pasa a través de la misma columna. Algunos compuestos de la mezcla son

atraídos por el material absorbente con mayor intensidad que otros. Estos

bajan por la columna con mayor lentitud que los que son retenidos con

menor intensidad. Los componentes forman bandas en la columna que se

desplazan a diferente velocidad hasta salir por la parte inferior.

Cristalización: Método empleado para separar sustancias de sus disoluciones

en forma de cristales geométricos. Se funda en que la mayoría de los sólidos,

son más solubles en caliente que en frío o a la inversa. Operación que se

utiliza para obtener sustancias sólidas de alta pureza, formadas por partículas

de tamaño uniforme.


55

Cristales de CuSO4x 5H2O

Cristalización Fraccionada: Operación que consiste en la separación de los

componentes puros de una mezcla, en base en sus diferentes solubilidades en

un solvente dado en función de la temperatura. En otras palabras, se basa en

el hecho de que la mayoría de los sólidos son más solubles en caliente que en

frió (ver Figura 3.1). Con esta operación se pueden obtener sustancias sólidas

de alta pureza, formadas por partículas de tamaño uniforme.

Figura 3.1. Gráfica de la solubilidad en agua en función de la temperatura.

Sublimación y Deposición: Operación que consiste en separar una sustancia de

una mezcla que se encuentra en estado sólido. La sublimación es el proceso

por el cual las moléculas pasan directamente de sólido a vapor, sin pasar por

el estado liquido, y el proceso inverso (de vapor directamente a sólido) se llama

deposición. Los sólidos tiene presiones de vapores al igual que los líquidos,


56

pero su valor es muy inferior. Los sólidos con presiones de vapor altas se

subliman con facilidad, por ejemplo: yodo, acido benzoico, p−diclorobenzeno,

naftaleno, etc. Por tanto, el punto de sublimación, o temperatura de

sublimación, es aquella en la cual la presión de vapor sobre el sólido es igual a

la presión externa. Algunos sólidos impuros pueden purificarse por

sublimación y deposición subsecuente del vapor sobre la superficie de un

objeto más frío.



Materiales Reactivos

- Vasos de precipitados - Cloruro de sodio

- Bagueta - Arena

- Mechero - Agua destilada

- Equipo de filtración - Dicromato de potasio

- Nitrato de Plomo II


Experimento Nº 1: Separación de los componentes de una mezcla

1. En un mortero mezclar cantidades aproximadamente iguales de arena y

Cloruro de sodio posteriormente pulverizarla.

2. Luego trasvasarlo a un vaso de precipitados y adicionar 10 ml de agua

destilada.

3. Agitar hasta disolver completamente el Cloruro de sodio


57

4. Decantar la solución luego proceder a calentar el vaso hasta evaporar el

líquido.

5. Observar

Experimento Nº 2: Precipitación

1. Colocar en un tubo de ensayo 0.5 mL de solución de Dicromato de Potasio y

agregarle gota a gota la solución de Nitrato de Plomo hasta observar un

cambio

2. Dejar en reposo y observar las características del precipitado formado

3.4. REPORTE DE RESULTADOS

1. Indique todas las operaciones básicas efectuadas en el experimento Nº 1,

así como, los materiales de laboratorio utilizados en cada una de ellas.

2. Reportar todas las observaciones del Experimento Nº 2

3.5. CUESTIONARIO

1. Clasifique los siguientes cambios como físicos o químicos

a. El bombeo para extraer petróleo de un pozo

b. La separación de los componentes del petróleo por destilación

c. La combustión de la gasolina

d. La quema del gas de un pozo

2. ¿En una destilación porque se desecha la primera fracción del destilado, y

cuáles son las partes del destilado?

3. ¿Qué propiedad deben tener las sustancias para que puedan ser separadas

por decantación?

4. ¿Cuándo se calienta lo suficiente, el carbonato de calcio, se descompone en

un gas(dióxido de carbono) y un nuevo solido(oxido de calcio o cal viva).

Con esta información ¿Cuáles de estas tres sustancias pueden clasificarse

como elemento o compuesto

5. Indique la diferencia entre una operación química de un cambio químico

6. Diga si las siguientes aseveraciones describen propiedades físicas o

químicas

a) El gas oxígeno mantiene la combustión

b) Los fertilizantes ayudan a incrementar la producción agrícola

c) El agua ebulle por abajo de los 100°C en la cima de una montaña


58

d) El plomo es más denso que el aluminio

e) El azúcar tiene sabor dulce

7. Clasifique cada una de las siguientes sustancias como elemento o

compuesto.

a) Hidrógeno

b) Agua

c) Azúcar

d) Oro

8. Clasifique cada una de los siguientes como elemento, un compuesto, una

mezcla homogénea o una mezcla heterogénea:

a) Agua de mar

b) Gas Helio

c) Cloruro de sodio (sal de mesa)

d) Bebida gaseosa

e) Leche malteada

f) Aire

g) Concreto


59

PRÁCTICA Nº 4

TABLA PERIÓDICA: PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS

4.1. OBJETIVO:


� Estudiar y correlacionar las propiedades de elementos conocidos y vistos

como un grupo o familia.

� Balancear las diferentes ecuaciones químicas iónicas y moleculares,

correspondientes a las diferentes reacciones químicas


4.2.1. Tabla Periódica

En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeleev, publicó una tabla de los

elementos a la que llamo Tabla Periódica, donde mostró que las propiedades

de los elementos se repiten periódicamente a intervalos regulares. Este hecho

se conoce hoy en día como la Ley Periódica. La ley periódica resume muchas

observaciones sobre las propiedades de los elementos. Se puede establecer como

sigue: cuando los elementos se acomodan en orden creciente de sus números

atómicos, muestran propiedades similares periódicamente. Todos los elementos

están ordenados de acuerdo con el valor creciente de sus pesos atómicos,

formando hileras horizontales llamados periodos, con propiedades físicas y

químicas que cambian en forma progresiva a través de la tabla, y columnas

verticales llamadas grupos o familias, con propiedades similares. La Al

elaborar la tabla periódica actual, los elementos fueron acomodados uno tras

otro, en grupos, debido a sus propiedades químicas semejantes. Por ejemplo,

todos los elementos del grupo IA, son metales que, cuando reaccionan, forman

iones con una carga de 1+. Si se examinan las configuraciones electrónicas de

estos elementos, se verá que el nivel electrónico exterior para cada uno no tiene

sino un electrón en un sub. Nivel s. En forma semejante, todos los elementos del

grupo IIA tienen una configuración electrónica en el nivel exterior que se podría

generalizar como ns2. De hecho, examinando cualquier grupo dentro de la tabla

periódica, se ve que todos los elementos en el grupo tienen la misma estructura

electrónica en el nivel exterior. Las estructuras electrónicas similares conducen a

propiedades físicas y químicas semejantes.


60

4.2.2. Propiedades Periódicas

Las variaciones de las propiedades dependen de las configuraciones

electrónicas (ordenamiento electrónico del átomo en su estado basal), en

especial de la configuración de la capa externa ocupada y de su distancia con

respecto al núcleo.

Energía de Ionización: La primera energía de ionización o primer potencial de

ionización (EI1) es la cantidad mínima de energía que se requiere para remover

al electrón en lazado con menor fuerza en un átomo aislado para formar un

ión con carga +1. La segunda energía de ionización (EI2) es la cantidad de

energía que se requiere para desplazar al segundo electrón. Para un elemento

dado, (EI2) siempre es mayor que (EI1) porque siempre es más difícil desplazar

a un electrón de un ión con carga positiva que al átomo neutro

correspondiente. La energía de ionización aumenta de abajo hacia arriba en

un grupo y de izquierda a derecha en un periodo. Los elementos con energía

de ionización baja forman compuestos iónicos al perder electrones, dando

lugar a iones con cargas positivas (cationes). Los elementos con energía de

ionización intermedia, por lo general, forman compuestos moleculares

(covalentes) compartiendo electrones con otros elementos. Los elementos con

energía de ionización muy alta a menudo ganan electrones para formar iones

con cargas negativas (aniones).

Afinidad Electrónica: La afinidad electrónica (AE) de un elemento es la

cantidad de energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo

gaseoso aislado para formar un ión con carga −1. Los elementos con

afinidades electrónicas muy negativas ganan electrones con facilidad para

formar iones negativos (aniones). La afinidad electrónica se hace más negativa

de abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a derecha en un periodo.

Electronegatividad: La electronegatividad de un elemento mide la tendencia

relativa del átomo a atraer electrones hacia si cuando se combina

químicamente con otro átomo. Las electronegatividades de los elementos se

expresan en la escala de Pauling. La electronegatividad del Flúor es la más

alta de todas, esto indica que cuando el ión flúor esta enlazado químicamente

con otros elementos, muestra mayor tendencia de atraer la densidad

electrónica hacia sí que cualquier otro elemento. La electronegatividad

aumenta de abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a derecha en un

periodo.


61

Carácter Metálico: El carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo en un

grupo y de derecha a izquierda en un periodo. Los elementos a la izquierda de

los que tocan a la línea zig − zag son metales (con excepción del hidrógeno),

mientras que los que se encuentran a la derecha son no metales. Los

elementos adyacentes a esta línea suelen llamarse metaloides porque

muestran propiedades características tanto de metales como de no metales.

Comportamiento Anfótero: Es la capacidad de una sustancia para comportarse

como ácido o como base. Por ejemplo, varios hidróxidos metálicos insolubles

son anfóteros, reaccionan con ácidos para formar sales y agua, pero también

se disuelven en, y reaccionan, con exceso de bases fuertes solubles.




- Vaso de precipitados - Na (metálico)

- Probeta - Mg (metálico)

- Pizeta - Fenolftaleína

- Tubos de ensayo - Solución de NaOH (0.1 M)

- Gradilla para tubos - Solución de KOH (0.1 M)

- Pipetas

4.3.2. Procedimiento experimental

Experimento Nº 1: Familia de los Metales Alcalinos: Reactividad en Agua.

1. En un vaso de precipitados agregar 40 ml de agua destilada y dejar caer

0.5 g de sodio metálico. Observar el desprendimiento de gas.

2. Al término de la reacción, agregar 2 gotas de fenolftaleína (indicador ácido −

base), la coloración rojo grosella, indicaría la formación del hidróxido

correspondiente.

3. Reportar todas las observaciones y la ecuación química balanceada

correspondiente.

Experimento Nº 2: Familia de los Metales Alcalinotérreos: Reactividad en

Agua.

1. En un vaso de precipitados agregar 40 ml de agua destilada y dejar caer

0.5 g de magnesio metálico. Observar.


62

2. Agregar 2 gotas de Fenolftaleína. Observar la aparición de una coloración

rojo grosella, la cual indicaría la formación del hidróxido correspondiente.

En caso de que la reacción no ocurra a la temperatura del agua, someter a

calentamiento.


correspondiente.

Experiencia Nº 3: Variación del carácter básico

1. En dos tubos de ensayo colocar sendamente 1 ml de las soluciones de

NaOH, y KOH respectivamente. Enseguida adicionar a cada tubo,

exactamente una gota del indicador fenolftaleína. Agitar y ordenarlos por la

intensidad del color, de mayor a menor. Interpretar


1. Escriba las observaciones del experimento Nº 1 y la ecuación química

balanceada de la reacción producida.

2. Escriba las observaciones del experimento Nº 2 y la ecuación química

balanceada de la reacción producida.

3. Indique cual de los dos metales en mas reactivo. Justifique su respuesta en

base a los experimentos realizados.

4. Escriba las observaciones del experimento Nº 3 y proceda a interpretar los

resultados obtenidos

4.5. CUESTIONARIO

1. ¿Por qué la primera energía de ionización del Li es mayor que la del Na?

2. ¿Qué entiende por configuración electrónica?

3. ¿Por qué las energías de ionización siempre son cantidades positivas?

4. Los elementos de un mismo grupo tienen la misma actividad. Explique

5. Explique por qué los metales alcalinos tienen mayor afinidad por los

electrones que los metales alcalinotérreos.

6. ¿Por qué los gases nobles no tienden a combinarse?

7. ¿Por qué la energía de la segunda ionización del Litio es mucho más grande

que la del Berilio?

8. Explique Ud. ¿Cuál de las siguientes especies tiene mayor número de

electrones desapareados: S, S+1 , S-1


63

9. Discutir las siguientes propiedades y sus tendencias con relación a la tabla

periódica.

a. Energía de ionización

b. Radio atómico

c. Electronegatividad

10. Haga la configuración electrónica de los siguientes átomos y determinar los

números cuánticos del último electrón e indique sus propiedades

magnéticas: Mg, Cu, Cr, Cl y Zn

11. ¿Por qué los elementos de transición tienen variados estados de

oxidación?

12. ¿Qué propiedades atribuiría Ud. a los elementos que en su último nivel

energético tiene ns2?


64

PRÁCTICA 5

ENLACE QUÍMICO

5.1. OBJETIVO:

� Determinar el tipo de enlaces de las diferentes sustancias.

� Predecir la polaridad de los compuestos covalentes.

� Aprender a diferenciar entre los electrólitos fuertes y débiles por su capacidad

de conducir la corriente.


5.2.1. Enlace Químico

Puede definirse como las fuerzas que mantiene unidos a los átomos de

elementos y compuestos se llaman enlaces químicos. Para que se forme un

enlace químico, entre dos átomos, debe haber una disminución neta de energía

potencial del sistema, es decir, los iones o moléculas producidas por las

distribuciones electrónicas deben estar en un estado enero-ético más bajo que el

de los átomos aislados.

5.2.2. Tipos de Enlace:

Los átomos de los elementos químicos tienen diferentes estructuras electrónicas,

por tanto, presentan una variedad de uniones químicas.

Enlace iónico o electrovalente; Se forma cuando uno o más electrones del nivel de

valencia de un átomo, se transfieren al nivel de valencia de otro,

transformándose ambos en iones positivo y negativo, respectivamente, y

atrayéndose entre sí electrostáticamente. El átomo que ha perdido uno o más

electrones de valencia posee carga positiva (ion positivo o catión); del mismo

modo, el átomo que ha ganado uno o más electrones posee carga negativa (ion

negativo o anión); a estos iones se les conoce por electrolitos, porque estos

conducen la corriente eléctrica. Los compuestos que contienen enlace

predominante iónico se conocen como compuestos iónicos. Esta atracción

electrostática entre los iones de carga contraria es el enlace llamado iónico. Los

compuestos iónicos en estado fundido o en soluciones acuosas contienen iones

(átomos con carga eléctrica), los cuales originan una diferencia del potencial, que

permite el paso de la corriente eléctrica. Por lo general, estos compuestos son

sólidos con puntos de fusión altos (> 400 ºC), muchos de ellos son solubles en

agua, la mayoría es insoluble en solventes no polares, los compuestos

fundidos, así como, sus soluciones acuosas conducen bien la electricidad


65

porque contienen partículas móviles con carga. Por ejemplo: NaCl, MgCl2,

Li2O, CaO, Al2O3, Mg3N2, etc.

Enlace Covalente: Se debe a que se comparten uno o más pares de electrones

entre dos átomos, debido a que diferencia de electronegatividades no es

suficientemente grande como para que se efectuara una transferencia de

electrones; por lo tanto, no pierden ni ganan electrones, sino que los

comparten. Por consiguiente, este tipo de enlace se encuentra en todas las

moléculas constituidas por elementos no metálicos, combinaciones binarias

que estos elementos forman entre sí, tales como hidruros gaseosos y en los

compuestos de carbono. En la mayoría de los enlaces covalentes participan

dos, cuatro o seis electrones, es decir, uno, dos o tres pares de electrones;

formado enlaces covalentes simples, dobles o triples, por aportes equitativos

de cada átomo. Los compuestos que contienen enlace predominantemente

covalente se llaman compuestos covalentes. Por lo general, estos compuestos

son gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos (< 300 ºC), muchos de

ellos son insolubles en agua, la mayoría es soluble en solventes no polares, los

compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad, las soluciones

acuosas de la mayoría de los compuestos covalentes suelen ser malas

conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.


Existen varios tipos de enlace

• Enlace Covalente Polar

electronegatividades, generando una distribución asimétrica de la densidad

electrónica, la densidad electrónica se distorsiona en

electronegativo; es decir, el par de electrones se comparte en forma desigual,

generando dipolos, cargas

diatómicas heteronucleares, como

enlace.

• Enlace Covalente No Polar

(electronegatividades iguales), generando una distribución simétrica de la

densidad electrónica alrededor de los núcleos de los dos átomos; es decir, el

par de electrones se compart

diatómicas homo nucleares, como H

enlace.

• Enlace Covalente Coordinado

par de electrones, pero dicho par procede solamente de uno

combinados; es decir, uno de los átomos aporta el par de electrones (donante)

y el otro aporta un orbital vació

presentan este tipo de enlace; estos compuestos presentan iones metálicos de

transición, los cuales poseen

pares electrónicos. Por ejemplo:

Enlace Metálico: Enlace en el interior de los metales, que se debe a las

atracciones eléctricas entre iones me

móviles deslocalizados que perteneces

5.2.3. Electrólitos y Grado de Ionización.

Los electrólitos son sustancias cuyas soluciones acuosas conducen la

corriente eléctrica. La electricidad e


n varios tipos de enlace covalente, entre ellos tenemos:

Enlace Covalente Polar: Se produce entre dos átomos con diferentes

generando una distribución asimétrica de la densidad

densidad electrónica se distorsiona en dirección del átomo más

decir, el par de electrones se comparte en forma desigual,

generando dipolos, cargas parciales de signo contrario. Todas las moléculas

micas heteronucleares, como HF, HCl, HBr, HI, etc., poseen este tipo de

Enlace Covalente No Polar: Se produce entre dos átomos idénticos

iguales), generando una distribución simétrica de la

alrededor de los núcleos de los dos átomos; es decir, el

par de electrones se comparte de manera igual. Todas las moléculas

micas homo nucleares, como H2, O2, N2, F2 Cl2, etc., poseen este tipo de

Enlace Covalente Coordinado: Se produce cuando dos átomos comparten un

de electrones, pero dicho par procede solamente de uno

es decir, uno de los átomos aporta el par de electrones (donante)

un orbital vació (aceptor). Los compuestos de coordinación

enlace; estos compuestos presentan iones metálicos de

, los cuales poseen orbitales d vacíos que pueden aceptar compartir

pares electrónicos. Por ejemplo: [Co(NH3)6] 3+, [Ni(CN)4] 2+, [Fe(CO)

Enlace en el interior de los metales, que se debe a las

entre iones metálicos con carga positiva y electrones

móviles deslocalizados que perteneces al cristal como un todo.

Electrólitos y Grado de Ionización.


electricidad es transportada, a través de la solución


66

Se produce entre dos átomos con diferentes

generando una distribución asimétrica de la densidad

dirección del átomo más

decir, el par de electrones se comparte en forma desigual,

parciales de signo contrario. Todas las moléculas

HF, HCl, HBr, HI, etc., poseen este tipo de

Se produce entre dos átomos idénticos

iguales), generando una distribución simétrica de la

alrededor de los núcleos de los dos átomos; es decir, el

ual. Todas las moléculas

, etc., poseen este tipo de

Se produce cuando dos átomos comparten un

de los átomos

es decir, uno de los átomos aporta el par de electrones (donante)

(aceptor). Los compuestos de coordinación

enlace; estos compuestos presentan iones metálicos de

vacíos que pueden aceptar compartir

, [Fe(CO)5], etc.

Enlace en el interior de los metales, que se debe a las

tálicos con carga positiva y electrones


s transportada, a través de la solución


acuosa, debido el movimiento de los

clasificados por su fuerza en electrólitos fuertes, débiles y no

fuerza del electrolito depende, tanto de su tendencia a ionizar

en iones, como de las cargas de los mismos.

Electrólitos Fuertes: Son compuestos que se ionizan en su totalidad o casi

totalmente en solución acuosa diluida, por lo tanto, conducen bien la

electricidad. Ejemplo: HCl,

etc.

Electrólitos Débiles: Son compuestos que se ionizan levemente (menos del 5 %)

en solución acuosa diluida, por lo tanto, conducen débilmente la electricidad.

Ejemplo: HF, HCN, H2CO

No Electrólitos: Son compuestos que no se ionizan (existen en forma de

molécula) en solución acuosa, por lo tanto, no conducen la electricidad. Por

ejemplo: los compuestos orgánicos

hexano, etc.

5.3. PROCEDIMIENTO EXPERI

5.3.1. Material y Reactivos

Materiales

- Lunas de reloj

- Pipetas

- Tubos de ensayo

- Bagueta


acuosa, debido el movimiento de los iones. Los electrólitos pueden ser

clasificados por su fuerza en electrólitos fuertes, débiles y no

fuerza del electrolito depende, tanto de su tendencia a ionizarse o disociarse

las cargas de los mismos.

Son compuestos que se ionizan en su totalidad o casi

solución acuosa diluida, por lo tanto, conducen bien la

electricidad. Ejemplo: HCl, HNO3, H2SO4, Li(OH), NaOH, KOH, NaCl, CuSO

Son compuestos que se ionizan levemente (menos del 5 %)

acuosa diluida, por lo tanto, conducen débilmente la electricidad.

CO3, H3PO4, CH3COOH, (COOH)2, NH4OH, etc.

Son compuestos que no se ionizan (existen en forma de

acuosa, por lo tanto, no conducen la electricidad. Por

ejemplo: los compuestos orgánicos como sacarosa, glucosa, etanol, acetona,

5.3. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Material y Reactivos

Reactivos

- Yoduro de potasio

- Cloruro de sodio

Tubos de ensayo - Cloruro de calcio

- Acido cítrico

- Sacarosa


67

iones. Los electrólitos pueden ser

electrólitos. La

se o disociarse

Son compuestos que se ionizan en su totalidad o casi

solución acuosa diluida, por lo tanto, conducen bien la

, NaOH, KOH, NaCl, CuSO4,

Son compuestos que se ionizan levemente (menos del 5 %)

acuosa diluida, por lo tanto, conducen débilmente la electricidad.

OH, etc.

Son compuestos que no se ionizan (existen en forma de

acuosa, por lo tanto, no conducen la electricidad. Por

como sacarosa, glucosa, etanol, acetona,

Yoduro de potasio

Cloruro de calcio


68

- Agua destilada

- Etanol

5.3.2. Procedimiento Experimental Experimento Nº 1: Determinación Cualitativa 1) De acuerdo a sus conocimientos de teoría, clasifíquelos como compuestos

iónicos o covalentes.

Muestra Tipo de compuesto

Cloruro de Calcio

Acido cítrico

Cloruro de Sodio

Sacarosa

Yoduro de potasio

Experimento Nº 2: Solubilidad en Agua

1) Obtener cinco tubos de ensayo y añadir 5 mL de agua destilada en cada

tubo.

2) Añadir en cada tubo muestras de 0,5 g de los compuestos utilizados

anteriormente.

3) Agitar las muestras con una bagueta o varilla de agitación, observar y

anotar los compuestos solubles en agua.

4) En la tabla proporcionada, registrar si los compuestos son solubles en

agua.

5) Reportar los resultados obtenidos.

Experimento Nº 3: Solubilidad en Etanol

1. Obtener cinco tubos de ensayo y añadir 5 mL de Etanol en cada tubo.

2. Añadir en cada tubo muestras de 0,5 g de los compuestos utilizados

anteriormente.

3. Agitar las muestras con una bagueta o varilla de agitación, observar y

anotar los compuestos solubles en Etanol.


69

4. En la tabla proporcionada, registrar si los compuestos son solubles en

agua.

5. Reportar los resultados obtenidos


1. Complete la siguiente tabla

Compuesto Solubilidad

Agua

Etanol

5.5. CUESTIONARIO

1. Defina: enlace sigma (α) y enlace pi (Π).

2. Describa las principales diferencias entre los compuestos iónicos y

compuestos covalente.

3. Defina los siguientes tipos de enlace: iónico, covalente polar y covalente no

polar. Cite cuatro ejemplos de cada uno.

4. Predecir la dirección de lo dipolos de enlace en cada uno de los siguientes

enlaces e indicar cuando el dipolo de enlace es relativamente pequeño o

grande. Razonar la respuesta

H - F

N – H

H - S

5. ¿Por qué es líquida el agua a temperatura ambiente?

6. ¿Por qué las disoluciones conducen la corriente eléctrica?

7. ¿Qué son más fuertes en un cristal, las atracciones o las repulsiones?

8. Dibuje la estructura de Lewis del tricloruro de fósforo

9. ¿Qué significa el término electronegatividad?

10. En la escala de Pauling, cuánto abarca la gama de valores de

electronegatividad de los elementos.

11. El radio covalente del cloro es 0,99 Å. El radio iónico del cloro es de 1,81

Å. Explique, cualitativamente, el porqué de estos valores.


70

PRÁCTICA Nº 6

FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS

6.1. OBJETIVOS

� Estudiar la formación, características y nomenclatura de las diferentes

funciones químicas inorgánicas

� Establecer la similitud de propiedades de acuerdo al grupo funcional.

FUNDAMENTO TEÓRICO

6.2.1. Función Química

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

un conjunto de compuestos, que determinan características comunes al

conjunto de compuestos, ello no descarta que los compuestos que se

clasifican dentro de una función química puedan tener propiedades físicas y

químicas diferentes.

6.2.2. Clasificación de los Compuestos Inorgánicos

Anteriormente, se indico que los compuestos inorgánicos pueden ser

clasificados como iónicos o covalentes, de acuerdo al tipo de enlace que

predomine en ellos. Sin embargo, para una mejor clasificación de los

compuestos inorgánicos, se han aplicado dos criterios (ver Tabla 5.1.), de

acuerdo al número de elementos en el compuesto y de acuerdo al grupo

funcional

Nº de Elementos Grupo Funcional

Binarios

Óxidos Metálicos

Óxidos No metálicos

Hidruros metálicos

Hidruros No metálicos

Sales Haloideas

Ternarios

Hidróxidos

Ácidos Oxácidos

Sales Oxisales

Cuaternarios Complejos

Tabla 6.1. Clasificación de los compuestos inorgánicos.


71

6.2.3. Compuestos Binarios.

Son compuestos que constan de dos elementos; pueden ser iónicos o

covalentes. Entre estos tenemos:

Óxidos: Son compuestos binarios que contienen oxigeno. El oxigeno se

combina con casi todos los elementos, con excepción de los gases nobles y

metales no reactivos (Au, Pd, Pt), para formar óxidos. Aunque este tipo de

reacciones suelen ser muy exotérmicas, pueden producirse con bastante

lentitud y requiere de calentamiento para proporcionar la energía necesaria

para romper los fuertes enlaces de la molécula de oxigeno (O2). Una vez

iniciada la reacción, la mayoría libera energía más que suficiente para

mantenerse por si solas y en ocasiones provocan incandescencia. Existen dos

tipos de óxidos: óxidos metálicos u óxidos básicos, y óxidos no metálicos u

óxidos ácidos.

• Óxidos Metálicos u Óxidos Básicos: Por lo general, son sólidos iónicos,

resultan de la combinación del oxigeno con metales.

Metal + Oxigeno Oxido Metálico

2 Ca(s) + O2(g) 2 CaO(s)

• Óxidos No Metálicos u Óxidos Ácidos: Resultan de la combinación del oxigeno

con no metales, generalmente presentan enlace covalente.

No Metal + Oxigeno Oxido No Metálico

C(s) + O2 (g) CO2 (g)

Hidruros: Son compuestos binarios que contienen hidrógeno. El hidrógeno se

combina con metales y no metales para formar hidruros, generalmente, estas

reacciones se realizan a temperaturas y presiones altas. El hidrógeno tiene la

configuración 1s1 y puede formar hidruros iónicos, que contienen iones

hidruro (H−) al ganar un electrón de algún metal activo, o bien, hidruros

covalentes al compartir sus electrones con un átomo de otro no metal para

formar un solo enlace covalente. Por tanto, existen dos tipos de hidruros:

hidruros metálicos o hidruros básicos, e hidruros no metálicos o hidruros

ácidos.

• Hidruros Metálicos o Hidruros Básicos: Resultan de la combinación del

hidrógeno con metales.

Metal + Hidrógeno Hidruro Metálico

Ca(l) + H2(g) CaH2(s)


72

• Hidruros No Metálicos o Hidruros Ácidos: Resultan de la combinación del

hidrógeno con no metales. Cuando el hidrógeno reacciona con un halógeno

o calcógeno, el hidruro resultante se le denomina acido hidrácido.

No Metal + Hidrógeno Hidruro No Metálico

Cl2(g) + H2(g) 2HCl(g)

Sales Haloideas: Son compuestos binarios que resultan de la neutralización de

un acido hidrácido con un hidróxido.

Acido Hidrácido + Hidróxido Sal Haloidea + Agua

HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l)

6.2.4. Compuestos Ternarios.

Son compuestos que constan de tres elementos; pueden ser iónicos o

covalentes. Entre estos tenemos:

Hidróxidos: Son compuestos ternarios que resultan de la combinación de un

oxido metálico, soluble, con agua, sin cambio en el estado de oxidación del

metal; o de la combinación de un hidruro metálico con agua, en la cual los

iones hidruro reducen al agua para formar iones hidróxido e hidrógeno.

Oxido Metálico + Agua Hidróxido

BaO(s) + H2O(l) Ba(OH)2(ac)

Hidruro Metálico + Agua Hidróxido + Hidrógeno

LiH(s) + H2O(l) LiOH(s) + H2(g)

Los hidróxidos, también, se pueden obtener al reaccionar un metal alcalino o

alcalinotérreo (los más pesados) con agua, con desprendimiento de hidrógeno.

Metal Alcalino o Alcalinotérreo + Agua Hidróxido + Hidrógeno

2 K(s) + 2 H2O(l) KOH(ac) + H2(g)

Oxácidos: Son compuestos ternarios que resultan de la combinación de un

oxido no metálico, soluble, con agua, sin cambio en el estado de oxidación del

no metal.

Oxido No Metálico + Agua Oxácido

SO3(g) + H2O(l) H2SO4(ac)

Oxisales: Son compuestos ternarios que resultan de la neutralización de un

oxácido con un hidróxido, sin cambio en los estados de oxidación.

Oxácido + Hidróxido Oxisal + Agua

H2SO4(ac) + NaOH(ac) Na2SO4(ac) + H2O(l)


73

Las oxisales, también, se pueden obtener al reaccionar un oxido metálico

con un oxido no metálico, sin cambio en los estados de oxidación.

Oxido Metálico + Oxido No Metálico Oxisal

MgO(s) + CO2(g) MgCO3(s)

Existen varios tipos de sales, de acuerdo a las proporciones estequiométricas

del acido o base, entre las cuales tenemos:

• Sales Neutras: Son las descritas anteriormente, en las que reaccionan

cantidades estequiométricas de acido y base.

HNO3(ac) + KOH(ac) KNO3(ac) + H2O(l)

• Sales Acidas: Cuando reaccionan cantidades menores a las proporciones

estequiométricas de bases con ácidos polipróticos (mas de un H), las sales

resultantes se les conoce como sales acidas porque aún son capaces de

neutralizar bases. Por ejemplo, el acido fosfórico (H3PO4) puede producir

tres sales distintas, dependiendo de las cantidades relativas de acido y base

que se empleen.

H3PO4(ac) + NaOH(ac) NaH2PO4(ac) + H2O(l)

H3PO4(ac) + 2 NaOH(ac) Na2HPO4(ac) + 2 H2O(l)

H3PO4(ac) + 3 NaOH(ac) Na3PO4(ac) + 3 H2O(l)

• Sales Básicas: Las bases polihidroxiladas (más de un OH) reaccionan con

cantidades de ácidos menores a las proporciones estequiométricas para

formar sales básicas, es decir, sales que contienen grupos OH− sin

reaccionar. Por ejemplo, la reacción del hidróxido de aluminio (Al(OH)3) con

acido clorhídrico (HCl) puede producir tres sales diferentes.

Al(OH)3(s) + HCl(ac) Al(OH)2Cl(s) + H2O(l )

Al(OH)3(s) + 2 HCl(ac) Al(OH)Cl2(s) + 2 H2O(l )

Al(OH)3(s) + 3 HCl(ac) AlCl3(ac) + 3 H2O(l)

• Sales Dobles: Estas sales resultan de sustituir los hidrógenos de un acido

por dos metales distintos.

H2SO4(ac) + NaOH(ac) + KOH(ac) NaKSO4(ac) + 2 H2O(l )


74

6.2.5. Solubilidad para Compuestos en Solución Acuosa.

La solubilidad se define como la máxima cantidad de soluto que se puede

disolver en una cantidad de disolvente a una temperatura especifica. Este

fenómeno es complejo y no es posible formular reglas simples para explicar

todos los casos, sin embargo, las siguientes reglas para solutos en soluciones

acuosas son de gran utilidad para casi todos los ácidos, bases y sales que se

encuentran en química general.

1. Los ácidos inorgánicos comunes y los ácidos orgánicos de bajo peso

molecular son solubles en agua.

2. Los compuestos comunes de los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) y el ion

amonio (NH4 +) son solubles en agua.

3. Los nitratos (NO3-), acetatos (CH3COO−), cloratos (ClO3-), y percloratos

(ClO4-) comunes son solubles en agua.

4. Los sulfatos (SO4-2) comunes son solubles en agua. El sulfato de calcio

(CaSO4) y el sulfato de plata (Ag2SO4) son ligeramente solubles. El sulfato de

bario (BaSO4), el sulfato de mercurio II (HgSO4) y el sulfato de plomo II (PbSO4)

son insolubles.

5. Los carbonatos (CO3-2), fosfatos (PO4-3), y arsenatos (AsO4-3) comunes son

insolubles en agua, excepto los de los metales alcalinos y del ion amonio. El

carbonato de magnesio (MgCO3) es bastante soluble.

6. Los cloruros (Cl−) comunes son solubles en agua, con excepción del cloruro

de plata (AgCl), cloruro de mercurio I (Hg2Cl2), y cloruro de plomo II (PbCl2).

7. Los bromuros (Br−) y yoduros (I−) comunes muestran aproximadamente el

mismo comportamiento de solubilidad que los cloruros, pero existen algunas

excepciones. Al incrementarse el tamaño de los iones haluro (Cl−, Br−, I−) las

solubilidades de sus compuestos ligeramente solubles disminuye. Por ejemplo,

el cloruro de mercurio II (HgCl2) es muy soluble en agua, el bromuro de

mercurio II (HgBr2) es tan sólo levemente soluble y yoduro de mercurio II (HgI2)

es aún menos soluble.

8. Las solubilidades de los pseudo haluros, cianuros (CN−) y tiocianatos

(SCN−), son bastante similares a los de los yoduros correspondientes.

9. Los sulfuros (S2−) comunes son insolubles en agua, excepto los de los

metales alcalinos y del ion amonio.

10. La mayoría de los hidróxidos (OH−) son insolubles en agua. Las

excepciones son los hidróxidos de metales alcalinos, del ion amonio, y los


75

miembros más pesados de los metales alcalinotérreos, comenzando con el

hidróxido de calcio (Ca(OH)2)que es ligeramente soluble.




- Espátula - Mg (metálico en cinta o viruta)

- Mechero - Fenolftaleína

- Vaso de precipitados - Anaranjado de metilo

- Probeta - CuO (s)

- Pizeta - Solución de H2SO4 (0.1 M)

- Tubos de ensayo - Agua destilada

- Gradilla para tubos


Experimento Nº 1: Obtención de un Oxido Metálico.

1. En una luna de reloj seca colocar 0,5 g de sodio metálico y proceder a

exponerlo al medio ambiente durante 5 minutos.


correspondiente.

Experimento Nº 2: Obtención de un Hidróxido.

1. En un tubo de ensayo colocar 10 ml de agua destilada, añadir el producto

obtenido en el experimento Nº 1 y agitar.

2. La solución resultante dividirla en dos tubos de ensayo, en cantidades

iguales. Al primer tubo adicionar dos gotas de fenolftaleína y al segundo

tubo dos gotas de anaranjado de metilo, observar la coloración formada en

cada caso.

3. Reportar sus observaciones y la ecuación química de la reacción.

Experimento Nº 3: Obtención de una Oxisal.

1. En un tubo de ensayo colocar, aproximadamente, 0,1 g de CuO, adicionar

2 ml de solución H2SO4 y agitar por 5 min., aproximadamente.

2. Observar la formación de una coloración verde, lo cual indica la presencia

de la sal oxisal correspondiente.

3. Reportar sus observaciones y la ecuación química de la reacción.


76


1. En el experimento Nº 1, escriba las observaciones cuando el Na es expuesto

al medio ambiente. ¿Qué sustancia se formo y de qué color es dicha

sustancia? Escriba la ecuación química balanceada correspondiente a esta

reacción.

2. En el experimento Nº 2, ¿Qué sustancia se formo cuando el producto

obtenido, en el experimento Nº 1, reaccionó con el agua? Escriba la

ecuación química balanceada correspondiente a esta reacción.

3. Reporte las diferentes coloraciones que dio la solución obtenida en el paso

1, experimento Nº 2, frente a los indicadores acido-base (Fenolftaleína y

anaranjado de metilo) e indique a que se debe esta coloración.

4. En el experimento Nº 3, indique que sustancia se formo y de qué color es

dicha sustancia. Escriba la ecuación química balanceada correspondiente a

esta reacción

6.5. CUESTIONARIO

1. En cada uno de los siguientes casos, indicar si se puede producir la

reacción (o reacciones) química y explicar por qué.

a. El agua se calienta en una tetera

b. Se vierte agua hirviendo en un recipiente que contiene una pastilla de

harina instantánea y se agita para preparar un desayuno a base de

cereales

c. Un vaso de una bebida carbonatada se deja destapado toda la noche y

por la mañana su sabor ha cambiado.

2. ¿Por qué es importante que una reacción química este balanceada?

3. A partir de las referencias adecuadas (o de etiquetas de los frascos),

encuentra las fórmulas químicas y escribe los nombres químicos de las

siguientes sustancias iónicas.

a. Leche de magnesia

b. Sal de epsom

c. Yeso de París

d. Sosa cáustica

4. Cite tres ejemplos, para cada una de las siguientes funciones químicas

inorgánicas:


77

a) Función oxido metálico b) Función oxido no − metálico

c) Función hidruro metálico d) Función hidruro no − metálico

e) Función oxácidos f) Función hidróxidos

g) Función sales haloideas h) Función Oxisales

5. Escriba una ecuación química balanceada por cada una de las siguientes

funciones químicas inorgánicas. Utilice únicamente los compuestos de la

caja. Úselos solo una vez.

a) Función oxido metálico

b) Función oxido no − metálico

c) Función hidruro metálico

d) Función hidruro no – metálico

e) Función oxácidos

f) Función hidróxidos

g) Función sales haloideas

h) Función Oxisal


78

PRÁCTICA Nº 7

REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS

7.1. OBJETIVOS


� Formular, balancear e interpretar las ecuaciones químicas de las reacciones

químicas

� Diferenciar cualitativamente los diferentes tipos de reacciones químicas


7.2.1. Reacción Química

Las reacciones químicas modifican la composición y las propiedades de las

sustancias que forman parte de ellas. El estudio de las mismas es de vital

importancia no solo como ciencia sino por su amplia aplicación en la industria

y en muchas disciplinas relacionadas con la química, biología, diferentes

ramas de la Ingeniería, Medicina, etc. son muy importantes.

En la naturaleza y en laboratorio ocurren diferentes reacciones químicas, y

estas son representadas a través de las ecuaciones químicas, que nos

proporciona los medios para:

1. Resumir la reacción

2. Mostrar las sustancias que reaccionan, y los productos formados.

3. Indica las cantidades totales las sustancias que intervienen en la reacción.

Las ecuaciones químicas no solo permiten la interpretación del cambio

químico que está ocurriendo, sino que indican cómo reaccionan ciertos

materiales químicos cuando se mezclan así como los productos que puede

obtenerse. Las reacciones químicas siempre implican un cambio, donde los

átomos, moléculas e iones se reacomodan para formar nuevas sustancias. Las

sustancias que participan en la reacción se llaman reactivos y las sustancia

formadas son los productos.

Durante las reacciones químicas se rompen enlaces y se forman otros

productos, y los reactivos y productos suelen estar como sólidos, líquidos y

gaseosos. Además en una reacción química debe cumplir la Ley de

conservación de la masa Los átomo no se crean ni se destruyen, todos los

átomos que existen en los productos deben estar presentes en los reactivos.

7.2.2. Ecuación Química.

Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química,

la cual indica las sustancias que reaccionan (reactivos), las sustancias que se


forman (productos) y las cantidades

en la reacción. En las ecuaciones químicas los

escriben a la izquierda y los productos a la derecha de la flecha.

El estado físico de los reactivos y productos se debe indicar mediante las

abreviaturas g, l y s entre paréntesis para indicar los estados gaseoso, líquido

y sólido; además, para indicar que

(ambiente acuoso) se emplea la abreviatura

para llevar a cabo los experimentos. Por otra parte, una ecuación

debe estar balanceada, es decir, debe tener el mismo

cada elemento a ambos lados de la flecha, co

Ley de la Conservación

cuando reaccionan el bromuro de potasio

un ambiente acuoso, se forma un

reacción se puede representar mediante la siguiente ecuación balanceada:

KBr(ac) + AgNO

7.2.3. Clasificación de las Reacciones Químicas

Las reacciones químicas se pueden clasificar de acuerdo a varios criteri

entre los que destacan:


forman (productos) y las cantidades relativas de las sustancias que participan

en la reacción. En las ecuaciones químicas los reactivos, por convención, se

escriben a la izquierda y los productos a la derecha de la flecha.

Reactivos Productos


entre paréntesis para indicar los estados gaseoso, líquido

y sólido; además, para indicar que una sustancia se encuentra en solución

cuoso) se emplea la abreviatura ac. Esta información

los experimentos. Por otra parte, una ecuación

debe estar balanceada, es decir, debe tener el mismo número de átomos de

elemento a ambos lados de la flecha, con la finalidad de cumplir con la

Ley de la Conservación de la Masa, descrita anteriormente. Por ejemplo,

cuando reaccionan el bromuro de potasio (KBr) y el nitrato de plata (AgNO

un ambiente acuoso, se forma un sólido, el bromuro de plata (AgBr); esta


) + AgNO3(ac) KNO3(ac) + AgBr(s)

.2.3. Clasificación de las Reacciones Químicas.

Las reacciones químicas se pueden clasificar de acuerdo a varios criteri


79

relativas de las sustancias que participan

reactivos, por convención, se


entre paréntesis para indicar los estados gaseoso, líquido

una sustancia se encuentra en solución

información es muy útil

los experimentos. Por otra parte, una ecuación química

mero de átomos de

n la finalidad de cumplir con la

, descrita anteriormente. Por ejemplo,

(KBr) y el nitrato de plata (AgNO3) en

plata (AgBr); esta


)

Las reacciones químicas se pueden clasificar de acuerdo a varios criterios,


80

Por el Mecanismo de la Reacción: • Reacciones de Combinación, Adición o Síntesis: Son reacciones donde dos o

más sustancias se combinan para formar un compuesto. Incluye la

combinación de dos elementos, de un elemento y un compuesto, o de dos

compuestos para formar un nuevo compuesto.

2 Na(s) + Cl2(g) 2 NaCl(s)

P4(s) + 6 Cl2(g) 4 PCl3(l)

PCl3(l) + Cl2(g) PCl5(s)

CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s)

• Reacciones de Descomposición: Son aquellas donde un compuesto se

descompone para producir: dos elementos, uno o más elementos y uno o más

compuestos, o dos o más compuestos.

2 H2O(l) 2 H2(g) + O2(g)

2 KClO3(s) 2 KCl(s) + 3 O2(g)

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

• Reacciones de Sustitución o Desplazamiento Simple: Son aquellas donde un

elemento desplaza a otro en un compuesto, quedando el elemento desplazado

en forma libre.

Cu(s) + 2 AgNO3(ac) Cu(NO3)2(ac) + 2 Ag(s) Zn(s) + H2SO4(ac) ZnSO4(ac) + H2(g)

Cl2(g) + 2 NaBr(ac) 2 NaCl(ac) + Br2(l)

Una forma sencilla de predecir si ocurriría una reacción de sustitución, tanto

en el caso de sustitución de hidrógeno como de metal, es referirse a una serie

de actividad metálica (ver Figura 5.1). De acuerdo con esta serie cualquier

metal ubicado arriba del hidrógeno lo sustituiría del agua o de un acido. De

hecho, cualquier especia de la lista reaccionara con cualquier otra especie que

se encuentre debajo de ella y no al contrario.


81

• Reacciones de Metátesis o Desplazamiento Doble: Son aquellas en las cuales

dos compuestos reaccionan para formar otros dos nuevos compuestos, sin que

se produzca un cambio en el número de oxidación de los átomos. Los ejemplos

más comunes de esta clase de reacción son las reacciones de precipitación y

las reacciones de neutralización.

Pb(NO3)2(ac) + K2CrO4(ac) PbCrO4(s) + 2 KNO3(ac)

HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(ac)

Por Intercambio de Energía:

• Reacciones Exotérmicas: Son aquellas en donde existen una liberación de

energía a su entorno.

CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) + energia

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l ) + energia

• Reacciones Endotérmicas: Son aquellas en donde existen una absorción de

energía de su entorno.

2 HgO(s) + energia 2 Hg(l ) + O2(g)

2 H2O(l ) + energia 2 H2(g) + O2(g)


82

Por el Sentido de la Reacción:

• Reacciones Reversibles: Son reacciones que no terminan y se producen tanto

en sentido hacia la derecha como en sentido contrario. Se les representa por

una doble flecha ( ) que significa reversibilidad.

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

• Reacciones Irreversibles: Son reacciones que terminan y se producen en un

solo sentido hacia la derecha.

2 Al(s) + 6 HCl(ac) 2 AlCl3(ac) + 3 H2(g)

Por Transferencia de Electrones:

• Reacciones Sin Transferencia de Electrones: Son reacciones donde no se

produce cambios en el número de oxidación de los átomos.

AgNO3(ac) + NaCl(ac) AgCl(s) + NaNO3(ac)

• Reacciones de Oxido − Reducción (redox): Son aquellas en las cuales algunos

átomos experimentan cambios en su número de oxidación.

4 Fe(s) + 3 O2(g) 2 Fe2O3(s)

2 KMnO4(ac) + 18 H2SO4(ac) + 5 C2H4(l)

12 MnSO4(ac) + 10 CO2(g) + 6 K2SO4(ac) + 28 H2O(l)

El estudio de las reacciones químicas es de vital importancia, no solo como

ciencia sino, por su amplia aplicación en la industria y en muchas disciplinas

relacionadas con la química, biología, diferentes ramas de la ingeniería,

medicina, etc. En la naturaleza y en el laboratorio ocurren diferentes

reacciones químicas, hoy en día existen muchos métodos instrumentales

confiables y sensibles que permiten detectar fenómenos o cambios químicos

que indiquen posibles reacciones químicas, sin embargo, es frecuente que

muchas de las reacciones que ocurren en medio acuoso produzcan evidencias

que puedan ser detectadas a simple vista por el observador, como son:

� Formación de precipitados

� Cambios de coloración de las soluciones

� Desprendimiento de gases

� Cambios de temperatura, etc.


83

Ecuaciones Iónicas Son ecuaciones que describen la disolución (formación de

iones) de sustancias solubles en agua

KCl(ac) + AgNO3(ac) KNO3(ac) + AgCl(s)

En estas ecuaciones se indican los iones y moléculas en solución, así como

también las sustancias sólidas, líquidas o gaseosas que no se disuelven.

K+ (ac) + Cl- (ac) + Ag+ (ac) + NO3- (ac) K+ (ac) + NO3- (ac) + AgCl(s)

Los iones que estén tanto del lado de los reactivos como del lado de los

productos, se llaman iones espectadores.

K+ (ac) + Cl- (ac) + Ag+ (ac) + NO3- (ac) K+ (ac) + NO3- (ac) + AgCl(s)

Una ecuación iónica en la que se eliminan los iones espectadores se llama

ecuación iónica neta.

Cl- (ac) + Ag+ (ac) AgCl(s)

Molecular

2AgNO3 (ac) + K2SO4 (ac) → Ag2SO4 (s) + 2KNO3 (ac)

Iónica

2Ag+ + 2NO3- + 2K+ + SO42- → Ag2SO4 (s) + 2K+ + 2NO3-

Iónica neta

2Ag+ + 2NO3- + 2K+ + SO42- → Ag2SO4 (s) + 2K+ + 2NO3-

2Ag+ + SO42- → Ag2SO4 (s)




- Tubos de ensayo - Zn

- Gradilla para tubos - Solución de HCl (1 M)

- Pipetas - Solución de NaHCO3 (1 M)

- Pizeta - Solución de Pb(NO3)2 (0.1 M)

- Solución de KI (0.1 M)

- Fenolftaleína

- Vinagre

- Tableta efervescente


84

7.3.2. Procedimiento Experimental.

Experimento Nº 1. 1. En un tubo de ensayo, colocar una granalla de Zinc metálico (Zn), agregar 1

ml de solución de HCl y agitar.

2. Observar la formación de gas, producto de la reacción.

3. Reportar sus observaciones y la ecuación química balanceada de la

reacción.

Experimento Nº 2.

1. En un tubo de ensayo, colocar 1ml de solución de Pb (NO3)2, agregar gota a

gota solución de KI, hasta que se forme un precipitado.

2. Observar las características del precipitado.


reacción.

Experimento Nº 3.

1. En un tubo de ensayo, colocar 2 ml de solución de HCl, agregar lentamente

0,5 g carbonato de sodio.


reacción.

Experimento Nº 4.

1. Observen en forma separada las características iníciales del agua y la

tableta efervescente. Registra lo observado.

2. El alumno encargado, mezcla en un tubo de ensayo 5 ml de agua y 1/4

pastilla efervescente.

3. Después de realizada la mezcla, registrar las características finales de cada

sustancia.

Sistema Agua Tableta efervescente

Características iníciales

de cada sustancia

Características de lo que

pasa al mezclar

Características finales

de cada sustancia


85


Para cada uno de los experimentos realice lo siguiente:

1. Escriba todas las observaciones del experimento.

2. Escriba la ecuación química balanceada correspondiente a la reacción.

Incluya en la ecuación el estado físico de reactivos y productos.

3. De acuerdo a la clasificación de las reacciones por su mecanismo, indique

que tipo de reacción química se produjo.

4. ¿Hubo transferencia de electrones en la reacción? Si la respuesta es

afirmativa, ¿Cuántos electrones estuvieron en juego?

5. ¿Qué productos se formaron, indique fórmula y nombre, y cuál era el

estado físico de esos productos?

6. ¿Qué observaron al mezclar la tableta efervescente con el agua?

7. ¿Cuál es el componente de la Alka Seltzer que reacciona con efervescencia

frente a los ácidos?

8. ¿Qué observaron al mezclar el vinagre con el bicarbonato?

7.5. CUESTIONARIO

1. ¿Cuál es la diferencia entre reacción química y ecuación química?

2. ¿Por qué se debe balancear una ecuación química?

3. Represente con ecuaciones químicas balanceadas las reacciones que se

indican a continuación:

a) El nitrógeno se combina con el hidrógeno para formar amoniaco

a) El calentamiento del carbonato de calcio libera dióxido de carbono y deja

un residuo sólido de óxido de calcio.

4. Escriba ecuaciones químicas balanceadas para representar las reacciones

descritas en cada uno de los siguientes casos:

a) Cuando reaccionan el yoduro de potasio y el nitrato de plomo (II) se

produce un precipitado de color amarillo.

b) Cuando la madera se quema quedan cenizas, las cuales están

compuestas principalmente de óxidos metálicos. Uno de estos es el óxido

de potasio que al reaccionar con el agua produce potasa.

c) Las pulseras de cobre usadas hoy en día por la juventud son atacadas

por el oxigeno del aire, reacción que es catalizada por el sudor. Escriba

la reacción del cobre con el oxigeno.


86

5. Describa con palabras el significado de las siguientes ecuaciones

químicas. Indique que clase de reacciones son.

a) 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

b) 2 LiBrO3(s) 2 LiBr(s) + 3 O2(g)

c) CuS(s) + 2 HCl(ac) CuCl2(ac) + H2S(g)

d) 2 Al(s) + HCl(ac) 2 AlCl3(ac) + 3 H2(g)

6. Balancee las siguientes ecuaciones químicas. Indique que clase de

reacciones son.

a) Sb + Cl2 SbCl3

b) H2O2 O2 + H2O

c) PH3 + O2 H3PO4

d) NH4NO3 N2O + H2O

7. Complete las siguientes ecuaciones químicas. Indique que clase de

reacciones son:

a. SO2(g) + O2(g) → .............

b. ............ + HCl(g) → AlCl3 ( ) + H2(g)

c. LiBrO3(s) → ............... + O2(g)

8. Prediga los resultados de las reacciones representadas por las siguientes

ecuaciones, y balancee las ecuaciones.

Cu(s) + HCl (ac) →

I2(s) + NaBr (ac) →

Mg(s) + Cu SO4 (ac) →

Cl2(g) + KBr(ac) →

9. ¿Cuál es la diferencia entre los siguientes símbolos de las ecuaciones

químicas: → y ↔?


87

PRACTICA Nº 8

REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN

8.1. OBJETIVOS


� Reconocer los estados de oxidación de los diferentes elementos que

participan en una reacción redox.

� Determinar el elemento que se oxida y se reduce, así como, el agente

oxidante y reductor.

� Formular y balancear las ecuaciones químicas de las reacciones redox en

medio acido y neutro.


8.2.1. Reacciones de Oxido − Reducción o Redox.

Son reacciones que implican cambios en los estados de oxidación de los

elementos, debido a procesos de transferencia de electrones. Las reacciones,

vistas anteriormente, de sustitución así como las de combinación y

descomposición, en las que participan elementos libres, como reactivos o

productos, siempre son reacciones redox; mientras que, las reacciones de

metátesis nunca son redox.

En toda reacción de oxido − reducción o redox ocurren, simultáneamente, un

proceso de oxidación (aumento del número de oxidación) y un proceso de

reducción (disminución del número de oxidación). Un elemento se oxida, si

aumenta su número de oxidación (dona electrones); y un elemento se reduce,

si su número de oxidación disminuye (acepta electrones). A las sustancias

cuyos átomos donan electrones y reducen a otras sustancias se les denominan

agentes reductores, ellas siempre se oxidan; mientras que, los agentes

oxidantes son sustancias cuyos átomos aceptan electrones y oxidan a otras

sustancias, ellas siempre se reducen. Sin embargo, en los compuestos

orgánicos esta transferencia de electrones no suele ser completa y el proceso

redox se produce como consecuencia de un cambio en los enlaces covalentes

entre átomos de distinta electronegatividad. Por tanto, la oxidación se

manifiesta mediante la ganancia de oxigeno o perdida de hidrógeno, y la

reducción mediante la ganancia de hidrógeno o perdida de oxigeno.

Por lo general, las sustancias que se oxidan y reducen son diferentes, sin

embargo existe un tipo especial de reacciones redox que se llaman reacciones


88

de desproporción o dismutación, en las cuales un mismo elemento, de una

sustancia, en un estado de oxidación se oxida y se reduce simultáneamente.

Entre los elementos más idóneos para llevar a cabo una dismutación están: N,

P, O, S, Cl, Br, I, Mn, Cu, Au y Hg. Un ejemplo de este tipo de reacción es la

dismutación del cloro en medio alcalino.

Cl2(g) + 2 NaOH(ac) NaClO(ac) + NaCl(ac) + H2O(l )

8.2.2. Número de Oxidación o Estado de Oxidación.

Se refiere al número de cargas que tendría un átomo en una molécula o en un

compuesto iónico, si los electrones fueran transferidos completamente. A

continuación, se dan algunas reglas, las cuales ayudaran en la asignación de

los números de oxidación de los elementos en un compuesto.

1. En los elementos libres (en estado no combinado), cada átomo tiene número

de oxidación de cero. Así, cada átomo en H2, Br2, Na, Be, K, O2, P4, S8, etc.

tiene el mismo número de oxidación, cero.

2. Para los iones, compuestos de un solo átomo, el número de oxidación es

igual a la carga del ion. Todos los metales alcalinos tienen un número de

oxidación de +1 y todos los metales alcalinotérreos tienen un número de

oxidación de +2 en sus compuestos. El aluminio siempre tiene un número de

oxidación de +3 en todos sus compuestos.

3. El numero de oxidación del oxigeno en la mayoría de los compuestos es −2,

pero en el peróxido de hidrógeno (H2O2) y en el ion peróxido (O2−2) su número

de oxidación es −1.

4. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando está enlazado

con metales en compuestos binarios (hidruros metálicos), en estos compuestos

su número de oxidación es −1.

5. El Flúor tiene un número de oxidación de −1 en todos sus compuestos. Los

otros halógenos (Cl, Br y I) tienen números de oxidación negativos cuando se

presentan como iones haluro en los compuestos. Cuando se combinan con el

oxigeno (oxácidos y oxoaniones), tiene números de oxidación positivos.

6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los

átomos debe ser cero. En un ion poli atómico, la suma de los números de

oxidación de todos sus elementos debe igualar la carga neta del ion.

7. Para asignar el número de oxidación al carbono, en las moléculas

orgánicas, se sigue las siguientes reglas:


89

� El número de oxidación del C varía en −1 por cada enlace que presenta

con el átomo de H.

� El número de oxidación del C varía en +1 por cada enlace que presenta

con un átomo más electronegativo que el.

� Los dobles y triples enlaces con un heteroátomo, se cuentan como +2 y

+3, respectivamente.

� Los enlaces existentes entre átomos de C, no se tienen en cuenta al

determinar el número de oxidación.

� El número de oxidación total de la molécula, es la suma de los números

de oxidación de los C.

8.2.3. Balanceo de Ecuaciones Redox.

Método del cambio del Número de Oxidación:

El método del cambio del número de oxidación se basa en el incremento total y

disminución total igual de números de oxidación, es decir, en el cambio del

número de oxidación de las especies que reaccionan. Las siguientes reglas

ayudaran a aplicar este método, en el balanceo de las ecuaciones redox.

1. Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos que

intervienen en la reacción redox.

2. Identificar los elementos que cambian su estado de oxidación. Escribir las

semireacciones correspondientes al proceso de oxidación y reducción, no

importa el orden de escritura de las semireacciones.

3. Balancear los átomos de cada una de las semireacciones por separado, debe

haber el mismo número de especies químicas en ambos lados de la flecha de

semireacción.

4. Balancear la carga de cada una de las semireacciones por separado, debe

haber igual número de cargas en ambos lados de las flechas de la

semireacción. Lo único que puede utilizarse para el balance de carga son los

electrones (e−) que se pierden o se ganan en el proceso redox. El balance de

carga siempre debe hacerse después del balance de átomos, nunca antes.

5. Multiplicar, en forma cruzada, los electrones perdidos y ganados en las

semireacciones redox balanceadas, de tal forma que, el numero de electrones

que se intercambian en las semireacciones redox sea el mismo.

6. Sumar las dos semireacciones que resultan de las multiplicaciones.

Simplificar los términos comunes en ambos lados de la ecuación iónica

resultante.


90

7. Introducir los coeficientes obtenidos, en el paso anterior, en la ecuación

molecular. Este paso corresponden únicamente a las especies químicas que

intervinieron en el proceso redox y se colocan como coeficientes de los

compuestos correspondientes en la reacción completa.

8. Finalmente, balancear los demás átomos por inspección, respetando los

coeficientes ya obtenidos. Comprobar la ecuación final, el número de átomos

de cada elemento en ambos lados de la ecuación debe ser igual.

Método del Ion − Electrón:

El método del ion − electrón se basa en el concepto de que la oxidación

consiste en la pérdida de uno o más electrones, en cambio, la reducción es la

ganancia de uno o más electrones. Por tanto, la reacción global se divide en

dos semireacciones, una para la oxidación y la otra para la reducción. Las

ecuaciones de las dos semireacciones se balancean por separado (elementos y

carga). A continuación, se iguala el número de electrones que se gana y se

pierde en ambas. Por último, se suman las semireacciones resultantes para

obtener la ecuación total balanceada. Las siguientes reglas ayudaran a aplicar

este método, en el balanceo de las ecuaciones redox.

1. Establecer una ecuación iónica que incluya aquellos reactivos y productos

que contengan los elementos, que sufren una variación del número de

oxidación.

2. Escribir una ecuación para la semireacción de reducción, con el elemento

que sufre una disminución en su número de oxidación; y una para la

semireacción de oxidación, con el elemento que sufre un aumento en su

número de oxidación. Las especies deben ser escritas en forma iónica o

molecular. Los compuestos iónicos se separan en sus iones componentes,

señalando con toda claridad sus cargas correspondientes. Los óxidos y los

compuestos covalentes no se separan en iones.

3. Balancear los átomos de cada una de las semireacción por separado,

teniendo en cuenta el medio de la reacción.

� Para reacciones en medio acido o neutro agregar H2O para balancear los

átomos de O, y H+ para balancear los átomos de H. Por cada átomo de oxigeno

en exceso en un lado de la ecuación, agregar una molécula de H2O al otro

lado; y por cada átomo de hidrógeno en exceso en un lado, agregar H+ al otro

lado.


91

� Para reacciones en medio básico agregar H2O y OH− para balancear los

átomos de H y O. Por cada átomo de oxigeno en exceso en un lado de la

ecuación, agregar una molécula de H2O al mismo lado y dos OH− al otro

lado; y por cada átomo de hidrógeno en exceso en un lado, agregar un OH−

al mismo lado y una molécula de H2O al otro lado.

4. Balancear las cargas de cada una de las semireacciones por separado,

añadir electrones (e−) en forma de reactivos (semireacción de reducción) o

productos (semireacción de oxidación) de tal manera que la ecuación tenga

carga cero. El balance de carga siempre debe hacerse después del balance de

átomos, nunca antes.

5. Multiplicar cada semireacción por un número apropiado, de modo que el

número total de electrones perdidos seria el agente reductor sea igual al

número de electrones ganados por el agente oxidante.

6. Sumar las dos semireacciones que resultan de estas multiplicaciones. En la

ecuación iónica resultante anular todos los términos comunes en ambos

lados. Todos los electrones se anulan automáticamente.

7. Transformar la ecuación iónica obtenida en una ecuación molecular, esto se

realiza añadiendo a cada lado de la ecuación, números iguales de iones que no

sufren transferencia de electrones. Balancear estas especies, respetando los

coeficientes ya obtenidos.

8. Finalmente, comprobar la ecuación final, contando el número de átomos de

cada elemento en ambos lados de la ecuación y calculando la carga neta en

cada uno de ellos.




- Tubos de ensayo - Solución de K2Cr2O7 (0.1 M)

- Solución de H2SO4

- Etanol

- Na2SO3 (sólido)

- Solución de CuSO4 (0.1 M)

- Zn


92

8.3.2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.

Experimento Nº 1.

1. En un tubo de ensayo, colocar 1 ml de solución de K2Cr2O7, acidificar con

unas gotas de solución de H2SO4. Observar.

2. Añadir 0.1 g de Na2SO3, agitar hasta cambio en la coloración de la solución.

3. Reportar sus observaciones y la ecuación química balanceada

correspondiente.

Experimento Nº 2.

1. En un tubo de ensayo, colocar 1 ml de solución de K2Cr2O7, acidificar con

0.5 ml de solución de H2SO4. Observar.

2. Añadir 1 ml de Etanol Observar

3. Proceder a un calentamiento suave, hasta ver un cambio de color (de ser

necesario)


correspondiente.

Experimento Nº 3.

1. En un tubo de ensayo, colocar 1 ml de solución de CuSO4,

2. Añadir una granalla de Zinc agitar hasta cambio en la coloración de la

solución.


correspondiente.


Para cada uno de los experimentos realice lo siguiente:

1. Escriba todas las observaciones del experimento.

2. Balancee la ecuación molecular correspondiente a la reacción redox.

Experimento Nº 1:

K2Cr2O7 + H2SO4 + Na2SO3 Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O

Experimento Nº 2:

K2Cr2O7+H2SO4+CH3CH2OH CH3CHO + K2SO4 + Cr2(SO4)3+ H2O

Experimento Nº 3:

CuSO4+ Zn Cu + ZnSO4


93

3. Indique cual es el medio de la reacción.

4. Indique cual y de qué color es el agente oxidante.

5. Indique cual y de qué color es el agente reductor.

6. Indique a que número de oxidación pasa la sustancia reducida.

7. Indique a que número de oxidación pasa la sustancia oxidada.

8. Escriba la semireacción balanceada correspondiente a la oxidación.

9. Escriba la semireacción balanceada correspondiente a la reducción

8.5. CUESTIONARIO

1. Identifique el elemento que se oxida y el que se reduce, asignándole el

número de oxidación a cada átomo, en cada una de las siguientes reacciones.

a) 2 B + 3 H2 B2H6

b) N2 + 3 H2 2 NH3

c) 2 Na + O2 Na2O2

d) Fe + H2SO4 FeSO4 + H2

2. Balancee las siguientes ecuaciones moleculares redox. En cada caso,

indique el medio de la reacción, el agente oxidante y el agente reductor.

a. C6H6 + O2 CO2 + H2O

b. Bi(OH)3 + Na2SnO2 Bi + Na2SnO3 + H2O

c. C6H5O2N + HCl + Fe C6H5NH2 + FeCl3 + H2O

d. MnSO4 + KOH + KMnO4 MnO2 + K2SO4 + H2O

e. CuSO4 + NaOH + CH3CHO Cu2O + CH3COOH + Na2SO4 + H2O

f. K2Cr2O7 + H2SO4 + CH3OH Cr2(SO4)3 +HCOOH +K2SO4 +H2O

g. K2Cr2O7 + H2SO4 + CH3OH Cr2(SO4)3 + HCHO + K2SO4 + H2O

h. KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

i. CaC2O4 + KMnO4 + H2SO4 → CaSO4 + MnSO4 + K2SO4 + CO2 + H2O

j. K2Cr2O7 + CH3CH2OH + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + CH3COOH + K2SO4 + H2O

4. Indica el significado de los términos:

a) Oxidante b) Anodo c) Reductor

d) Electrolito e) Cátodo f) Ionización


94

PRÁCTICA Nº 9

SOLUCIONES QUÍMICAS

9.1. OBJETIVOS


� Adquirir destreza en la realización de cálculos para la correcta preparación

de soluciones, utilizando distintas expresiones de concentración.

� Preparar soluciones de diferentes unidades de concentración: porcentaje en

peso, molaridad y normalidad.


9.2.1. Soluciones.

Una solución es una mezcla homogénea (uniforme) de dos o más sustancias

puras, en la cual no hay precipitación. Las soluciones verdaderas constan de

un disolvente y uno o más solutos, cuyas proporciones varían de una a otra

solución. La sustancia que se disuelve y se encuentra en menor proporción

recibe el nombre de soluto, mientras que el solvente o disolvente es el medio

en el cual los solutos se disuelven y se encuentra en mayor proporción.

9.2.2. Clasificación de Soluciones.

Las soluciones pueden clasificarse de a cuerdo a dos criterios:

Por el Estado Físico de la Solución:

• Soluciones Líquidas: Cuando el disolvente es un líquido y según sea el tipo de

soluto pueden ser:

Sólido en Líquido: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: azúcar en

agua.

Líquido en Líquido: Cuando el soluto es un líquido, por ejemplo: etanol en

agua.

Gas en Líquido: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: cloro en agua.

• Soluciones Sólidas: Cuando el disolvente es un sólido y pueden ser:

Sólido en Sólido: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: el latón, el cual

contiene cobre y zinc (aleación).

Líquido en Sólido: Cuando el soluto es un líquido, por ejemplo: empaste

dental.

Gas en Sólido: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: H2 gaseoso en

paladio.


95

• Soluciones Gaseosas: Cuando el disolvente es un gas y pueden ser:

Sólido en Gas: Cuando el soluto es un sólido, por ejemplo: polvo

atmosférico.

Líquido en Gas: Cuando el soluto es un líquido, por ejemplo: la niebla.

Gas en Gas: Cuando el soluto es un gas, por ejemplo: el aire.

Por la Cantidad de Soluto en la Solución:

• Soluciones Diluidas: Son soluciones que contienen poca cantidad de soluto.

Generalmente su concentración es menor que 5 Molar, por ejemplo: NaOH

0.5M.

• Soluciones Concentradas: Son soluciones que contienen razonable cantidad

de soluto. Su concentración es mayor que 5 Molar, por ejemplo: NaOH 8M.

• Soluciones Saturadas: Son soluciones que contienen la máxima cantidad de

soluto que pueda disolverse, a una temperatura dada. En este tipo de

soluciones existe un equilibrio entre el soluto disuelto y el soluto sin

disolverse.

• Soluciones Sobresaturadas: Son soluciones que contienen más cantidad de

soluto disuelto del que normalmente pueda disolverse, a una temperatura

dada. Este tipo de soluciones se preparan con ayuda del aumento de

temperatura para favorecer la disolución.

9.2.3. Concentración de Soluciones.

La concentración de una solución es la cantidad de soluto presente en una

cantidad dada de solución. La forma de expresar la concentración de una

solución, pueden ser en unidades físicas o unidades químicas

Unidades Físicas:

• Porcentaje Peso − Peso o Porcentaje en Peso: Expresa la masa del soluto por

cien unidades de masa de solución.

100*)(

100*%SolventeSolutoPeso

SolutoPeso

SolucionPeso

SolutoPeso

w

w

+

==

• Porcentaje Peso − Volumen: Expresa la masa del soluto por cien unidades de

volumen de solución.

100*%mililitrosensoluciónVolumen

gramosenSolutoPeso

V

w=

• Porcentaje Volumen − Volumen o Porcentaje en Volumen: Expresa el volumen

del soluto por cien unidades de volumen de solución.


96

100*%SoluciónVolumen

SolutoVolumen

V

V=

Unidades Químicas:

• Molalidad (m): Es el numero de moles de soluto disueltos en 1 Kilogramo

(Kg.) de disolvente.

solventederamoski

molecularMasasolutoPeso

solventederamoski

solutodemolesdeNúmerom

log

/

log==

• Molaridad (M): Es el numero de moles de soluto disueltos en 1 litro (l) de

solución.

solucióndelitro

molecularMasasolutoPeso

solucióndelitro

solutodemolesdeNúmeroM

/==

• Normalidad (N): Es el número de equivalentes (eq) de soluto disuelto en 1

litro (l) de solución

eqP

masaeqden

uciónLitrodesol

solutodeesequivalentdeNúmeroN

..º ===

El peso equivalente (P. eq.) depende del tipo de sustancia química. Así

tenemos:

Peso Equivalente de un Acido:

protonesN

MPeqP

º

.. =

Peso Equivalente de una Base:

oxidrilosN

MPeqP

º

.. =

Peso Equivalente de una Sal:

indicelmetalxSubValenciade

MPeqP

.. =

Peso Equivalente de un Agente Oxidante:

esganadosdeelectronN

MPeqP

º

.. =


97

Peso Equivalente de un Agente Reductor:

oxidrilosN

MPeqP

º

.. =

Calculo de la Molaridad y Normalidad a partir del % en peso y de la densidad

de la solución:

9.2.4. Dilución de Soluciones.

Es el proceso que consiste en preparar una solución menos concentrada a

partir de una solución concentrada. Cuando se diluye una solución al agregar

más disolvente, la cantidad de soluto no experimenta cambio alguno, pero el

volumen y la concentración si varían. La siguiente expresión, conocida como

la ecuación de dilución, puede ser utilizada para preparar soluciones diluidas.

Las concentraciones deberán ser molares o normales.

V1 × C1 = V2 × C2

Precaución: La dilución de una solución concentrada, especialmente ácidos o

bases fuertes, por lo general liberan gran cantidad de calor. Este puede

vaporizar gotas de agua cuando caen en la solución concentrada y provocar

salpicaduras peligrosas. Como medida de seguridad, las soluciones

concentradas siempre se deben verterse lentamente en el agua, permitiendo

que el calor sea absorbido por la mayor cantidad de agua.




- Balanza analítica - NaCl (s)

- Luna de reloj - Agua destilada

- Espátula

- Vaso de precipitado


98

- Bagueta

- Fiolas

- Pipetas

- Pizeta


Experimento Nº 1: Preparación de una Solución de NaCl 0.5 M.

1. Realizar los cálculos para preparar 50 ml de una solución al 0.5 M

2. Pesar, en una luna de reloj, la masa de NaCl calculada.

3. En un vaso de precipitados colocar aproximadamente 20 ml de agua

destilada y disolver el soluto pesado con una Bagueta.

4. Trasvasar la solución a una fiola de 50 ml de capacidad, previamente lavada

y enjuagada con agua destilada.

5. Completar con agua destilada hasta el aforo de la fiola (enrasar

correctamente el menisco con la línea de aforo), tapar y homogenizar.

6. Finalmente, guardar la solución obtenida en un frasco de vidrio rotulado y

destinado para ese fin.

7. Reportar los cálculos correspondientes.

Experimento Nº 2. Prepare una solución de NaCl al 0.5 % en un volumen de

50 mL

1. Reportar los cálculos correspondientes para realizar la preparación de la

solución.

2. Proceda a preparar la solución


1. Realice los cálculos correspondientes para cada uno de los experimentos.

2. Explique cómo se hace para enrasar correctamente el menisco con la línea

de aforo.

3. La concentración de una solución varía si esta no es aforada correctamente.

¿Una solución será más concentrada o más diluida, si en el momento de

aforar se pasa de la línea de aforo? Justifique su respuesta.

4. Porqué se tiene que estandarizar una solución recién preparada. Explique

5. Se puede preparar una solución de mayor concentración a partir de una de

menor concentración


99

9.5. CUESTIONARIO

1. Determine el peso molecular (PM) y el peso equivalente (Peq) de las

siguientes sustancias:

a) H2SO4 b) HCl c) HNO3

d) NaOH e) SbCl3 f) AgNO3

g) Al2(SO4)3 h) (NH4)2CO3 i) Co(NO3)2.6H2O

2. Calcula el número de gramos de soluto presentes en cada una de las

siguientes disoluciones:

a. 350 mL de 0.105 M de dicromato de potasio

b. 50 mL de 1 M del tricloruro de hierro hexahidratado

c. 0,3 L de 1,7 m de Cloruro de potasio

3. Se disuelve 2 g de KCl en 50 ml de solución. ¿Cuál será la concentración

expresa do en % p/v?

4. Una solución de KOH concentrado es 15 M si la densidad de la solución

es 1,38 g/ml. ¿Cuál es el porcentaje p/p del KOH?

5. ¿Calcula la concentración molar de soluto presente en cada una de las

siguientes disoluciones:

a. 120 mL que contiene 4,5 g de cloruro de sodio

b. 0,25 L que contienen 1,3 g de cloruro de amonio

c. 1,3 L que contiene 1,85 g de nitrato de plata

6. El ácido clorhídrico concentrado disponible tiene una concentración de

37,7% en masa. ¿Cuál es su concentración molar? (la densidad de la

disolución es 1,19 g/mL).

7. Describa brevemente los pasos necesarios para la conversión entre

molaridad, molalidad y porcentaje en masa.

8. Calcule la cantidad de agua (en gramos) que se debe agregar a:

a. 5 g de urea (NH2)2CO para preparar una disolución al 16,2% en masa

b. 26,2 g de MgCl2 para prepara una disolución al 1,5% en masa.


100

PRÁCTICA Nº 10

SUSPENSIONES, COLOIDES Y DISOLUCIONES

10.1. OBJETIVOS


� Distinguir algunas de las propiedades de los diferentes tipos de

Dispersiones.

� Clasificar algunas mezclas como suspensiones, coloides o disoluciones

Apreciar el efecto Tyndall.

� Distinguir entre disoluciones y coloides, aprovechando el efecto Tyndall


Las mezclas o dispersiones se pueden clasificar, según el tamaño de las

partículas de la fase dispersa, en: disoluciones, coloides y suspensiones.

En una disolución verdadera hay partículas de líquido, sólido o gas (fase

dispersa) disueltas en otro líquido, sólido o gas (fase dispersante), pero las

partículas no se alcanzan a distinguir a simple vista porque son muy

pequeñas.

En una suspensión las partículas se logran apreciar a simple vista o con un

microscopio, y las partículas son tan grandes que, si se dejan reposar,

sedimentan.

Las partículas de un coloide se encuentran entre los tamaños de estas dos

primeras. No se logran distinguir a simple vista, pero tienen propiedades que

nos permiten diferenciarlas de las soluciones.

Los coloides tienen una propiedad óptica exclusiva, que se conoce como el

efecto Tyndall: debido al tamaño de las partículas, éstas funcionan como

espejitos que reflejan la luz, lo que nos permite ver la trayectoria de un rayo de

luz que pasa a través del recipiente en el que se encuentra el coloide, en tanto

que las soluciones son completamente transparentes (no se observa el rayo de

luz en el recipiente), y las suspensiones, debido al gran tamaño de las

partículas, suelen ser opacas.

El efecto Tyndall se puede apreciar cuando entra un rayo de sol por la ventana

en un cuarto que está oscuro, pues se pueden ver partículas de polvo

suspendidas en el aire, que forman un sistema coloidal.


101




- Caja pequeña - Agua destilada

- Linterna - Etanol

- Pipetas - Azúcar de mesa

- Pizeta - Leche

- Tubos de ensayo - Detergente

- Arena fina


Experimento Nº 1:

1. etiqueta los tubos de ensayo en la parte superior, del 1 al 6, y llénalos de

la siguiente forma:

TUBO CONTENIDO

1 6 mL de agua

2 6 mL de agua + 0,3 g de azúcar

3 6 mL de agua + 5 gotas de leche

4 6 mL de agua + 0,3 g arena

5 6 mL de agua + 0,3 g detergente

6 6 mL de agua + 5 gotas de alcohol

2. Agita suavemente cada uno de los tubos durante un minuto y después

déjalos reposar unos minutos. Clasifica los tubos que sedimentan como

suspensiones.

3. Los que no sedimentan, somételos a la siguiente prueba.

a. Recorta en la caja de cartón los siguientes orificios (Figura 1).

b. Introduce por los orificios de la parte superior de la caja: el tubo 1, que

contiene agua, y el tubo 2, que contiene una disolución. Ilumina los

tubos con la linterna de mano, a través del orificio indicado para ello.

Por la ventana del costado, mirando en forma perpendicular al rayo de

luz, observa la diferencia entre ambos.

c. Compara el tubo 3, que contiene un coloide, con el 2 y con el 1. Observa

la diferencia entre ellos y describe en qué consiste el efecto Tyndall.


102

d. Introduce de uno en uno todos los demás tubos para que puedas

clasificar a las dispersiones como coloides o como disoluciones

verdaderas.


1. ¿Qué pruebas necesitarías hacer para clasificar una mezcla como coloide,

suspensión, o solución?

2. En las pruebas que realizaste, ¿cuáles mezclas resultaron ser soluciones,

cuales coloides y cuales suspensiones? ¿Cómo realizaste tu clasificación?

3. Escribe un ejemplo de cada tipo de dispersión e indica qué características

de ésta te permite clasificarla como tal.

10.5 CUESTIONARIO

Defina:

a) fase dispersa

b) fase dispersante

c) disolución

d) disolvente


103

e) soluto

f) emulsión

g) suspensión

2. ¿Qué es un coloide?

3. ¿Cómo se clasifican los coloides? Mencione algunos ejemplos.

4. Explique en qué consiste el Efecto de Tyndall


104

PRÁCTICA 11

EQUILIBRIO QUÍMICO

11.1. OBJETIVOS


� Evaluar cualitativamente el efecto de la naturaleza de los reactivos y de la

temperatura en la velocidad de reacción.

� Establecer cualitativamente el efecto de la concentración en el equilibrio de

una reacción reversible, homogénea.


11.2.5. Equilibrio Químico.

El equilibrio químico es un estado dinámico, en una reacción reversible, en la

cual la velocidad de reacción hacia la derecha y hacia la izquierda son iguales.

Mientras un sistema se encuentra en equilibrio, no se produce cambio neto en

las concentraciones de los reactivos o productos

11.2.6. Ley de Equilibrio Químico.

La expresión de la constante de equilibrio constituye la ley de equilibrio

químico. La constante de equilibrio (Ke), a una temperatura dada, se define

como el producto de las concentraciones en equilibrio (moles/litro) de los

productos, elevada cada una a la potencia que corresponde a su coeficiente en

la ecuación química balanceada, dividido entre el producto de las

concentraciones en equilibrio de los reactivos, elevada cada una a la potencia

que corresponde a su coeficiente en la ecuación balanceada.

En la determinación del valor de Ke de una reacción dada, cuando los

reactivos y/o productos se encuentran en sólidos y/o líquido puro, la

concentración de estos se puede considerar como constante y omitirla en la

ecuación de la constante de equilibrio. Por tanto, solo se considera las

concentraciones de los reactivos y/o productos, cuando estos se encuentran

en estado gaseoso o acuoso. En general, las concentraciones de reactivos y

productos deben estar expresadas en moles/litro. Sin embargo, las


105

concentraciones de reactivos y productos en las reacciones en fase gaseosa se

pueden expresar también en términos de sus presiones parciales. Por otra

parte, Ke no tiene unidades. Por otra parte, el valor de la constante de

equilibrio depende de la naturaleza de la reacción y de la temperatura. A una

temperatura constante, se encuentra que la magnitud de Ke varía mucho de

una reacción a otra. Es de gran importancia práctica el conocimiento del valor

de Ke, la magnitud de esta constante mide hasta qué grado se produce la

reacción (predicción de la dirección de la reacción), cuando Ke > 1 indica que

en el equilibrio la mayoría de los reactivos se convierte en productos, mientras

que, cuando Ke < 1 indica que el equilibrio se establece cuando la mayoría de

los reactivos permanece sin reaccionar y se forma tan solo pequeñas

cantidades de productos

11.2.7. Tipos de Equilibrio Químico

Equilibrio Químico Homogéneo: Este término se aplica a reacciones reversibles

en donde todas las especies (reactivos y productos) están en la misma fase.

Un ejemplo de equilibrio homogéneo en fase gaseosa es la disociación del

N2O4.

Otro ejemplo de equilibrio homogéneo, pero, en fase acuosa es la ionización del

CH3COOH en agua.

Equilibrio Químico Heterogéneo: Este término se aplica a reacciones reversibles

en la que intervienen reactivos y productos en fases diferentes.

Un ejemplo de equilibrio heterogéneo es la descomposición de CaCO3, este se

calienta en un recipiente cerrado.


106

Otro ejemplo de equilibrio heterogéneo es solubilidad del AgCl en una solución

saturada del mismo, es decir, una solución saturada de AgCl que se encuentra

en contactos con AgCl sólido.

AgCl(s) Ag+(ac) + Cl−(ac)

Ke = [Ag+] [Cl−]

11.2.8. Factores que Afectan el Equilibrio Químico.

El equilibrio químico representa un balance entre las reacciones directa e

inversa. En la mayor parte de los casos, este balance es bastante delicado. Los

cambios en las condiciones experimentales pueden perturbar el balance y

desplazar la posición del equilibrio de modo que se forme más o menos del

producto deseado. Las variables disponibles que se pueden controlar

experimentalmente son: concentración, volumen, presión y temperatura. Por

otra parte, el principio de Le Chatelier ayuda a predecir cambios en

condiciones de equilibrio; este principio establece que “si un sistema químico

en equilibrio se somete a una tensión (cambios en la concentración, volumen,

presión o temperatura), el equilibrio se desplaza (reaccionando químicamente)

en sentido de que se contrarreste la tensión producida”.

Efecto de la Concentración: Si se añade más cantidad de cualquier reactivo o

producto al sistema, la tensión se aliviara desplazando el equilibrio en la

dirección en que se consuma parte de la sustancia adicional. Por otro lado, si

se remueve un reactivo o producto de un sistema en equilibrio, la reacción que

produce esa sustancia se efectúa en mayor grado que la reacción inversa.

Efecto del Volumen y la Presión: Los cambios de presión afectan muy poco a

las concentraciones de sólidos o líquidos porque son ligeramente

compresibles. Sin embargo, las concentraciones de los gases varían mucho

con los cambios en la presión. En general, un aumento de presión

(disminución de volumen) hace que el sistema se desplace en la dirección que

produzca menor número de moles de gases, y una disminución de presión

(aumento de volumen) hace que se desplace en la dirección que produzca

mayor número de moles de gases. Para las reacciones en las que no cambia el


107

número de moles de gases, un cambio en la presión (o en el volumen) no tiene

efecto sobre la posición del equilibrio.

Efecto de la Temperatura: Un aumento de temperatura favorece las reacciones

endotérmicas, y una disminución de temperatura favorece las reacciones

exotérmicas. Por otro lado, un cambio en la concentración, presión o volumen

puede alterar la posición del equilibrio, pero no cambia el valor de la constante

de equilibrio. Sólo un cambio de temperatura altera el equilibrio y hace variar

el valor de la constante.

Efecto de un Catalizador: Un catalizador aumenta la velocidad de reacción

porque disminuye su energía de activación, sin embargo, la energía de

activación de la reacción directa disminuye en igual magnitud que la de la

reacción inversa. Esto significa que se afectan las velocidades directa e inversa

en la misma medida. Por lo tanto, la presencia de un catalizador no afecta la

constante de equilibrio ni desplaza la posición de un sistema en equilibrio.




- Tubos de ensayo - Solución de K2Cr2O7 (0.1 M)

- Gradilla para tubos - Solución de K2CrO4 (0.1 M)

- Pipetas - Solución de HCl (1 M)

- Pizeta - Solución de NaOH (1 M)

- CoCl2

- Alcohol isopropilico


Experimento Nº 1: Evaluación Cualitativa de una Reacción Química

Reversible.

1. En dos tubos de ensayo, colorar 1 ml de solución de K2CrO4 y en otros dos

tubos adicionar 1 ml de solución de K2Cr2O7, respectivamente. Rotular y

anotar el color de cada solución. Observar

2. Seguidamente colocar 1 ml solución de HCl a la solución de Cromato

(K2CrO4) y Dicromato (K2Cr2O7) simultáneamente, hasta observar cambio

de coloración en una de las soluciones.


108

3. Posteriormente colocar 1 ml solución de NaOH a la solución de Cromato

(K2CrO4) y Dicromato (K2Cr2O7) simultáneamente, hasta observar cambio

de coloración en una de las soluciones.

4. Reportar sus observaciones y la ecuación iónica balanceada

correspondiente.

Experimento Nº 2: Condiciones que afectan al CoCl2 en disolución.

1. En un matraz erlenmeyer seco de 125 mL se colocan 2 g de CoCl2. 6H2O

sólido. Se añaden 50 mL de alcohol isopropilico y se agita hasta disolver el

sólido.

2. Colocar en cuatro tubos de ensayo 10 mL

3. Añadir lentamente unas pocas gotas de agua a la disolución de Co2+ en uno

de los tubos de ensayo. Agitar bien después de cada adición. Detener la

adición cuando la disolución tenga un color lila. Repetir el procedimiento en

otro de los tubos hasta alcanzar el color lila. Finalmente añadir el mismo

volumen de agua a un tercio del volumen de las disoluciones finalizando por

añadir 2 mL más de agua. Apuntar los colores de las disoluciones en los

cuatro tubos de ensayo.

4. Colocar el tubo con una de las disoluciones azuladas del paso anterior en un

vaso de precipitados con hielo y agua. Colocar otro de los tubos con

disolución de color lila en un baño maría con una temperatura de 80 – 90ºC.

Dejar pasar dos o tres minutos y anotar los colores de las disoluciones.

Quitar los tubos de ensayo de los vasos y dejarlos alcanzar la temperatura

ambiente. Después de dos o tres minutos anotar los colores de las

disoluciones.


109


1. En el experimento Nº 1 reporte sus observaciones y balancee la ecuación

iónica correspondiente a la reversibilidad del sistema.

2. Para el mismo experimento, escriba la expresión de la constante de

equilibrio, Ke, para la reacción directa e inversa. Indique qué relación existe

entre ambas expresiones.

3. En el experimento Nº 2 indique lo siguiente:

a) ¿De qué color es la disolución cuando el CoCl2. 6H2O se disuelve en

agua?

b) ¿De qué color es la disolución a la cual se añade la mayor cantidad de

agua?

c) ¿Qué cambios se observan al calentar y enfriar las disoluciones?

11.5. CUESTIONARIO

1. En un experimento se alcanza el equilibrio con 2X10-2 moles de NO

y 8,3 X10-3 moles de Cl2 y 0,328 moles de NOCl el en un matraz de 2

litros. ¿Cuál es la constante de equilibrio?

NO (g) + Cl2 (g) NOCl (g)

2. Usar el principio de Le chatelier para predecir la dirección de la respuesta

de un sistema en equilibrio a cambios en la concentración de reactivos y

productos.

3. El pH medido de una disolución 0,050 M de ácido acético es 3,02.

Determinar la constante de equilibrio de la reacción.

4. Escriba la expresión de la constante de equilibrio, Ke, para cada una de las

siguientes reacciones reversibles. Indique si el equilibrio es homogéneo o

heterogéneo.

a) PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

b) 2 HgO(s) 2 Hg(l ) + O2(g)

c) P4(s) + 6 Cl2(g) 4 PCl3(l )

d) Ni(s) + 4 CO(g) Ni(CO)4(g)

e) 2 NO2(g) + 7 H2(g) 2 NH3(g) + 4 H2O(l )

5. La constante de equilibrio, Ke, de la reacción, 2 HCl(g) H2 (g) + Cl2(g), a

25 ºC, es 4.17 × 10−34. ¿Cuál es el valor de Ke para la reacción,

H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g), a la misma temperatura? Justifique su

respuesta.


110

6. Se coloca yoduro de hidrógeno gaseoso, en un recipiente cerrado a 425 ºC,

donde se descompone parcialmente en hidrógeno y yodo: 2 HI(g) H2(g) +

I2(g). Se determina que las concentraciones en el equilibrio son: [HI] = 3.53 ×

10−3 atm, [H2] = 4.79 × 10−4 atm y [I2] = 4.79 × 10−4 atm. ¿Cuál es el valor

de la constante de equilibrio, Ke, a esa temperatura, para dicha reacción?

7. Para la reacción: 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g), indicar la dirección hacia la

cual se desplazara la reacción neta para alcanzar el nuevo equilibrio, en

cada caso:

a) Un aumento en la concentración de SO2.

b) Un aumento en la concentración de SO

8. Explique el principio de Le Chatelier. ¿De qué manera ayuda este principio

a obtener el máximo rendimiento de las reacciones?

9. Mencione cuatro factores que puedan desplazar la posición de un equilibrio.

Sólo uno de estos factores puede modificar el valor de la constante de

equilibrio. ¿Cuál son los factores que modifican la contante de equilibrio?


111

PRÁCTICA 12

CINÉTICA QUÍMICA

12.1. OBJETIVOS


� Evaluar cualitativamente el efecto de la naturaleza de los reactivos y de la

temperatura en la velocidad de reacción.

� Establecer cualitativamente el efecto de la concentración en el equilibrio de

una reacción reversible, homogénea.


12.2.1. Cinética Química.

La cinética química estudia las velocidades de las reacciones químicas y los

mecanismos por los cuales se producen. La velocidad de reacción es el cambio

en la concentración de los reactivos o productos con respecto al tiempo, y el

mecanismo de reacción es la ruta o serie de pasos por la cual se efectúa dicha

reacción. La velocidad de reacción puede escribirse bastándose en la velocidad

de cambio de concentración de cada especie, y se expresa en M/s.

12.2.2. Ley de Velocidad.

La ley de velocidad es una expresión que relaciona la velocidad de una

reacción con la constante de velocidad (k) y las concentraciones de los

reactivos elevadas a las potencias apropiadas. K para una reacción dada

cambia sólo con la temperatura.

La utilidad de la ley de velocidad radica en que si se conoce los valores de k, x

y Y (los cuales sólo se pueden determinar experimentalmente, no guardan


112

ninguna relación necesariamente con los coeficientes de la ecuación química

balanceada de la reacción), se podrá calcular la velocidad de una reacción,

dadas las concentraciones de los reactivos. Por otra parte, la suma de los

exponentes a los que se elevan todas las concentraciones de los reactivos que

aparecen en la ley de velocidad se conoce como orden de reacción

La ley de velocidad es: velocidad = k [A]0 = k. Por tanto, la velocidad de una

reacción de orden cero es una constante, independiente de la concentración de

los reactivos.

12.2.4. Factores que Afectan el Velocidad de Reacción.

La velocidad de una reacción se ve afectada por cuatro factores: naturaleza de

los reactivos, concentración de los reactivos, temperatura y catalizadores.

Efecto de la Naturaleza de los Reactivos: Los estados físicos de las sustancias

que reaccionan son importantes para determinar sus reactividades, también el

estado de subdivisión (área de superficie de contacto) de los sólidos y líquidos

es crucial para determinar la velocidad de reacción. Por otra parte, la

identidad de los elementos y compuestos afecta evidentemente la velocidad de

reacción. Por lo general, las reacciones que no implican reajuste de enlaces

son rápidas a temperatura ambiente, mientras que las reacciones en las que

se producen la ruptura de enlaces tienden a ser lentas a temperatura

ambiente.

Efecto de la Concentración de los Reactivos: En la teoría cinética molecular de

la materia, es lógico aceptar que para que reaccionen dos moléculas, estas

deben estar en contacto. Por tanto, las reacciones químicas dependen de los

choque entre las partículas de los reactivos (átomos, moléculas o iones). Este

modelo sobre las velocidades de reacción se denomina teoría de las colisiones

y proporciona una base para comprender el efecto de la concentración. Por

tanto, un aumento del número de partículas contenidas en un volumen

determinado, aumenta la frecuencia de colisiones, lo que se traduce en una

mayor velocidad de reacción.

Efecto de la Temperatura: La temperatura está directamente relacionada con la

energía cinética promedio y con las velocidades de las moléculas. A cualquier

temperatura (T1) dada, una fracción definida de moléculas de reactivo tiene

suficiente energía de activación (Ea) para reaccionar y formar moléculas de

producto al colisionar. A una temperatura mayor (T2), una fracción mayor de

moléculas posee la energía de activación necesaria y la reacción se efectúa a


113

mayor velocidad. La energía de activación es la mínima cantidad de energía

que se requiere para iniciar una reacción. En resumen, la velocidad de

reacción es directamente proporcional a la temperatura.

Efecto de los Catalizadores: Un catalizador es una sustancia que aumenta la

velocidad de una reacción química sin ser consumida en ella; el catalizador

puede reaccionar para formar un intermediario, pero se regenera en un paso

subsecuente de la reacción. Los catalizadores permiten que las reacciones se

efectúen por rutas alternas, es decir, cambian el mecanismo de la reacción, y

por consiguiente, afectan las velocidades de reacción al cambiar las energías

de activación. La energía de activación desciende en la mayoría de las

reacciones catalizadas (ver Figura 10.1). Sin embargo, en el caso de

catalizadores de inhibición (sustancias que disminuye la velocidad de una

reacción), la energía de activación se eleva porque la reacción se ve obligada a

efectuarse por una ruta menos favorable.

Figura 11.1. Diagrama de energía en el que se observa el efecto de un catalizador




- Tubos de ensayo - Solución de Na2S2O3

- Gradilla para tubos - Solución de H2SO4

- Pipetas - Pastilla de alcazeltzer

- Pizeta - Solución de H2O2


114


Experimento Nº 1: Efecto de la concentración y temperatura en la velocidad de

reacción

1. Para esta reacción se utiliza el tiosulfato de sodio haciéndolo reaccionar con

acido sulfúrico produciendo azufre insoluble el cual se le identifica por la

formación de un sólido de color blanquecino según la siguiente reacción:

S2O3-2 + 2 H+ → H2SO3 + So

2. Tomar 7 tubos y enumerarlos y colocar en cada uno de la solución de

tiosulfato como se indica en el cuadro:

No mL de Na2S2O3

0.1M

mL de

agua

Gotas de

H2SO4

Temperatura

ºC

Tiempo

1 0.5 2.5 1 Ambiente

2 1.0 2.0 1 ¨

3 1.5 1.5 1 ¨

4 2.0 1.0 1 ¨

5 1.0 2.0 2 ¨

6 1.0 1.0 1 30

7 1.0 1.0 1 40

3. Añada a cada tubo la cantidad de agua destilada y acido sulfúrico según

cuadro, teniendo en cuenta que cuando se agrega el acido a cada tubo se

tome el tiempo desde el momento que se agrega las gotas de acido hasta

que aparezca un precipitado blanquecino.

4. Anotar los resultados para cada uno y llenar el cuadro.

5. Los 5 primeros trabajar a temperatura ambiente y los dos últimos con

temperaturas como se indica en el cuadro. Para este caso usar baño maría

y cuando se llegue a la temperatura indicada sacar el vaso de la cocinilla y

agregar las gotas de acido en el tubo, tomar el tiempo hasta que aparezca el

precipitado blanco y anotar.

6. Hacer los cálculos respectivos, graficar y reportar los resultados


115

Experimento Nº 2: Efecto del tamaño de partícula

1. Para esta experiencia se necesita dos sobres de alcazeltzer proceda a

triturar una de las pastillas dentro del sobre

2. Tome dos vasos de 250 mL y coloque 50 mL de agua en cada uno.

3. En el primer vaso coloque la pastilla de alcazeltzer completa y mida el

tiempo de disolución

4. En el segundo vaso coloque la pastilla de alcazeltzer previamente triturada y

mida el tiempo de disolución.

Experimento Nº 3: Catalizadores biológicos.

1. Coloque 7 tubos de ensayo en una gradilla y enuméralos.

2. Adiciona en cada tubo fruta rayada aproximadamente 2 cm de altura del

tubo de ensayo.

3. Agregue a cada uno de los tubos 3 ml de peróxido de hidrógeno y deje

reposar por 3 minutos. Observa lo que sucede.

Papa_____________________________________________________________________

Manzana_______________________________________________________________

Zanahoria________________________________________________________________

Tierra _________________________________________________________________

Leche__________________________________________________________________

Plátano _______________________________________________________________

Agua__________________________________________________________________


1. Hacer los cálculos y complete el cuadro respectivo y hacer la gráfica para la

experiencia Nº 1.

2. ¿Qué efecto tiene la temperatura en la reacción?

3. ¿Qué efecto tiene la concentración del tiosulfato y el acido sulfúrico en la

reacción?

4. En el experimento Nº 2 explique lo observado

5. En el experimento Nº 3 Anote lo que sucede.


116

Muestra Observaciones

Papa

Manzana

Zanahoria

Tierra

Leche

Plátano

Agua


117

PRÁCTICA Nº 13

ACIDOS Y BASES

13.1. OBJETIVOS


� Estudiar el comportamiento acido o básico de una sustancia en solución

acuosa, mediante sus propiedades características.

� Diferenciar un acido de una base, mediante indicadores acido − base.

Conocer los cambios de color de los distintos indicadores acido − base

� según el rango de pH.

� Determinar concentraciones de soluciones ácidas o básicas a partir de su

pH.


13.2.1. Definiciones de Ácidos y Bases.

En 1884, Svante Arrhenius formuló una teoría de ácidos y bases que define

un acido como una sustancia que se ioniza en agua para producir iones H+, y

una base como una sustancia que se ioniza en agua para producir iones OH−.

Sin embargo, una definición general de ácidos y bases, propuesta por

Johannes Brønsted en 1923, describe a un ácido como un donador de

protones y una base como un aceptor de protones. Por otra parte, el concepto

de par conjugado acido − base es una extensión de la definición de ácidos y

bases de Brønsted; dicho par se puede definir como un acido y su base

conjugada o como una base y su ácido conjugado. La base conjugada de un

ácido Brønsted es la especie que queda cuando el ácido pierde un protón, y a

la inversa, un ácido conjugado resulta de la adición de un protón a una base

Brønsted.

Otra definición, más general de ácidos y bases, fue formulada por Gilbert

Lewis en 1923, de acuerdo con esta definición, una base es una sustancia que

puede donar un par de electrones y un acido es una sustancia que puede

aceptar un par de electrones. Estos conceptos nos ayudan a entender algunos

procesos, como las reacciones acido − base, las cuales se ubican entre las más

importantes y comunes en los sistemas químicos y biológicos.

13.2.2. Propiedades Características de Soluciones Acuosas de Ácidos y Bases.

Propiedades de Soluciones Acuosas de Ácidos: Las soluciones acuosas de la

mayoría de los ácidos protónicos tienen ciertas propiedades que se debe a los

iones hidrógeno hidratados.


118

• Poseen un sabor agrio; por ejemplo, el vinagre debe su sabor al acido acético,

y los limones y otros fruto cítricos contiene ácido cítrico.

• Producen cambios en los pigmentos vegetales; por ejemplo, cambian el color

del tornasol de azul a rojo.

• Reaccionan con ciertos metales, como el zinc, magnesio y hierro, para

producir hidrógeno gaseoso.

• Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos (por ejemplo, Na2CO3, CaCO3,

NaHCO3), para producir dióxido de carbono gaseoso.

• Reaccionan con óxidos metálicos e hidróxidos, para formar sales y agua.

• Conducen la corriente eléctrica porque están ionizados total o parcialmente.

Cabe resaltar que el acido sulfúrico anhidro y el acido acético glacial (100 %)

son no electrólitos, sin embargo, sus soluciones conducen la electricidad.

Propiedades de Soluciones Acuosas de Bases: Las soluciones acuosas de bases

tienen ciertas propiedades que se debe a los iones hidróxido hidratados.

• Poseen un sabor amargo.

• Poseen una sensación resbalosa; por ejemplo, las soluciones de jabones

comunes, lejía, etc., presentan esta propiedad.

• Producen cambios en los pigmentos vegetales; por ejemplo, cambian el color

del tornasol de rojo a azul.

• Reaccionan con ácidos, para formar sales y agua.

• Conducen la corriente eléctrica porque están ionizadas total o parcialmente.

12.2.3. Auto ionización del Agua y Escala de pH.

Experimentos de conductividad eléctrica han demostrado que el agua pura

sufre ionización en pequeño grado. Por tanto, la ecuación química para la auto

ionización del agua es:

La constante de equilibrio para esta reacción se conoce como constante del

producto iónico, ya que es el producto de las concentraciones molares de los

iones H+ y OH− a una temperatura especifica, y se representa por Kw

Kw = [H+] [OH−]

En el agua pura, a 25 ºC, se encuentra que [H+] = [OH−] = 1.0 × 10−7 M. Por

tanto, a esa temperatura, Kw. = 1.0 × 10−14.


119

Esta ecuación, también, es válida para soluciones acuosas diluidas a 25 ºC.

Por consiguiente, siempre que [H+)= [OH−], se dice que a solución es neutra; si

[H+] > [OH−], la solución acida; y si [H+] < [OH−], la solución es básica.

Dado que las concentraciones de los iones H+ y OH− son a menudo números

muy pequeños e inconvenientes para trabajar con ellos; Soren Sorense

propuso, en 1909, una medida más práctica llamada pH. El pH de una

solución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ion

hidrógeno (en mol/litro).

pH = −log [H+]

[H+] = antilog (−pH)

Una escala análoga a la del pH puede obtenerse usando el logaritmo negativo

de la concentración del ion hidróxido. Entonces, se define el pOH como:

pOH = −log [OH−]

[OH−] = antilog (−pOH)

Finalmente, de las definiciones de pH y pOH se obtiene: pH + pOH = 14

Por consiguiente, las soluciones ácidas y básicas pueden identificarse por sus

valores de pH o pOH (ver Tabla 11.1.), debido a que estos valores son

simplemente una forma de expresar la concentración de los iones H+ y OH−,

respectivamente.

Tabla 13.1. Identificación de soluciones ácidas, neutras y básicas, mediante [H+],

[OH−], pH y pOH.

Esta escala de pH o pOH se encuentra en el rango de 1 a 14, para soluciones

diluidas que se trabajan comúnmente en el laboratorio. Sin embargo, en el

caso de soluciones concentradas, el pH o pOH puede tomar valores negativos,

cero o mayores a 14. Es necesario resaltar, que para el cálculo del pH o pOH

se debe tener en cuenta la ionización del ácido o de la base. Si la ionización es

completa (ácido o base fuerte), la concentración del ácido o base es igual a la

concentración de H+ o OH−, respectivamente. Pero, si la ionización es parcial

(ácido o base débil), la concentración del ácido o base no es igual a la

concentración de H+ o OH− y se debe considerar la constante de ionización del


120

ácido, Ka, o de la base, Kb. Por otro parte, en el laboratorio, el pH de una

solución se mide con un pH−metro (ver Figura 12.1.) o mediante indicadores

acido − base (ver Figura 12.2.).

Figura 13.1. pH−metro

13.2.4. Indicadores Acido − Base.

Un indicadores ácido − base, por lo general, es un acido orgánico o base

orgánico débil que tiene colores claramente diferentes en sus formas no

ionizada e ionizada. Estas dos formas están relacionadas con el pH de la

solución, en el que el indicador se encuentra disuelto. No todos los indicadores

cambian de color a los mismos valores de pH (ver Figura 11.2.).


121

Figura 13.2. Indicadores ácido - base.

Considérese un ácido débil monoprótico (HIn), que actúa como indicador, en

solución:

Si el indicador está en un medio suficientemente acido, el equilibrio anterior,

de acuerdo con el principio de Le Chatelier, se desplaza hacia la izquierda y el

color predominante del indicador es el de la forma no ionizada (HIn). Por otra

parte, en un medio básico, el equilibrio se desplaza hacia la derecha y

predomina el color de la base conjugada (In−).




122


123




- tubos de ensayo - Solución de HCl (0,1 N)

- Solución de NaOH (0,1 N)

- Indicadores ácido − base

� Anaranjado de Metilo

� Rojo de Metilo

� Rojo Congo

� Fenolftaleína


Experimento Nº 1: Identificación de un Ácido o Base mediante Indicadores

Ácido-Base

1. En dos tubos de ensayo colocar 1 ml de solución de HCl y 1 ml de solución

de NaOH, respectivamente. Etiquetar los tubos, como “A” (ácido) y “B”

(base).

2. Añadir 2 gotas del indicador ácido-base a cada uno de los tubos. Observar

y anotar las distintas coloraciones. Diferenciar el carácter ácido o básico

de las soluciones.

3. Repetir el mismo procedimiento con los demás indicadores ácido-base,

disponibles.

4. Reportar los resultados obtenidos.

Experiencia Nº 2: Neutralización

1. En un vaso de precipitados mida exactamente 5 mL de NaOH 0.1M añada

dos gotas de fenolftaleína.

2. Cebar una bureta con una pequeña porción de solución de HCl 0.1 M y

luego elimine.

3. Llene la bureta y enrase a cero con la solución de HCl 0,1 M.

4. Deje caer el ácido clorhídrico gota a gota a la vez que se agita el

contenido del vaso con una bagueta, hasta que la coloración del vaso

cambie de rojo grosella a incoloro, en ese momento cerrar la llave y mida

el volumen de ácido clorhídrico gastado.

5. Anote los resultados proceda a realizar los respectivos cálculos.


124


1. Explique en que se basa la clasificación de ácidos y bases como fuertes o

débiles. Cite dos ejemplos de cada uno.

2. Tabule los resultados obtenidos en el experimento Nº 1.

13.5. CUESTIONARIO

1. Calcule el pH y el pOH para cada una de las siguientes soluciones:

a) Solución de HCl 0.05 M

b) Solución de KOH 0.05 M

c) Solución de H2SO4 0.05 M

d) Solución de Ba(OH)2 0.05 M

2. Calcule la concentración de iones H+ y OH− para cada una de las siguientes

soluciones:

a) Una solución cuyo pH es 4.5

b) Una solución cuyo pH es 10.5

c) Una solución cuyo pOH es 3.5

d) Una solución cuyo pOH es 11.5

3. A la temperatura normal del cuerpo, 37 ºC, Kw = 2.4×10−14. Calcule la

concentración de iones H+, a esa temperatura, si [OH−] = 1.5 × 10−10 M

4. ¿Cuántos gramos de hidróxido de potasio (KOH) se requieren para preparar

250 ml de una solución de KOH con pH = 10?

5. Calcule el pH de una solución de ácido fórmico (HCOOH) 0.25 M. La

constante de ionización de HCOOH, Ka, es 1.7 × 10−4, a temperatura

ambiente.


125

8. Defina el pOH. Escriba la ecuación que relaciona el pH con el pOH.

9. Calcule la concentración de iones OH- en una disolución 1,4 x 10-3 M de

HCl.

10. Calcule la concentración de iones H+ en una disolución 0,62 M de NaOH.

11. Complete con la palabra, ácida, básica o neutra las siguientes

disoluciones:

a) pOH > 7; la disolución es: ________________________

b) pOH = 7; la disolución es: ________________________

c) pOH < 7; la disolución es: ________________________

12. El pOH de una disolución es 9,40. calcule la concentración de iones

hidrógeno de la disolución.

13. Calcule el número de moles de KOH que hay en 5,50 mL de una disolución

0,360 M de KOH. ¿Cuál es el pOH de la disolución?

14. ¿Qué cantidad de NaOH (en gramos) se necesita para preparar 546 mL de

una disolución con un pH de 10,00.


126

BIBLIOGRAFIA

1. CHANG RAYMOND, Química Editorial. Mac Graw Hill. México 2000

2. MORTIMER, CH. Química. Editorial Iberoamericana, México 1998

3. BROW, LE MAY BURSTEN Química. Prentice – Hall, México 1997

4. WHITTEN KENNETH Química General. Mc Graw Hill, Madrid España 1998

5. HARRIS DANIEL Análisis Químico Cuantitativo. Grupo Editorial

Iberoamericana, México 1992

6. HAMILTON SIMPSON. Cálculos de Química Analítica. Editorial Mac Crow

1992

7. SALCEDO CUETO. Prácticas de Laboratorio de Química 1991

8. SIENKO Química Experimental. Editorial Mir 1992

9. ALBERTY, R. A. Prudent Practiques for Disposal of Chemicals from

Laboraties, USA, National Academy Press, 1983

10. MALONE, LEO J. Introducción a la Química 2º ED. México ,Editorial

Pearson Educación 2000

11. ZUMDAHL, S. Fundamentos de química México, Mc Graw Hill 1992


127

CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I

PRACTICA Nº 1 Reconocimiento del material de laboratorio

APELLIDOS Y NOMBRES _____________________________________________ GRUPO:___________FECHA : _____________CASILLERO: _______________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


128

CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I PRACTICA Nº 2

Manejo del Material Volumétrico de vidrio

APELLIDOS Y NOMBRES _____________________________________________ GRUPO:___________FECHA : _______________CASILLERO:______________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


129

CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I PRACTICA Nº 3

Operaciones Básicas en el Laboratorio

APELLIDOS Y NOMBRES _____________________________________________ GRUPO:____________FECHA : ____________CASILLERO:________________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


130

CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I PRACTICA Nº 4 Tabla Periódica:

Propiedades de los Elementos

APELLIDOS Y NOMBRES _____________________________________________ GRUPO:_________FECHA : _______________CASILLERO:________________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


131


PRACTICA Nº 5 Enlace Químico

APELLIDOS Y NOMBRES _____________________________________________ GRUPO:_________FECHA : _____________CASILLERO:__________________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


132


PRACTICA Nº 6 Funciones Químicas

APELLIDOS Y NOMBRES _____________________________________________ GRUPO:__________FECHA : ____________CASILLERO:__________________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


133


PRACTICA Nº 7 Reacciones Químicas

APELLIDOS Y NOMBRES _____________________________________________ GRUPO:___________FECHA : ____________CASILLERO:_________________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


134


PRACTICA Nº 8 Reacciones Redox

APELLIDOS Y NOMBRES _____________________________________________ GRUPO:_________FECHA : _____________CASILLERO:_________________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


135


PRACTICA Nº 9 Soluciones

APELLIDOS Y NOMBRES _____________________________________________ GRUPO: __________FECHA: ___________CASILLERO:__________________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


136


PRACTICA Nº 10 Suspensiones, Coloides y Disoluciones

APELLIDOS Y NOMBRES _____________________________________________ GRUPO:___________FECHA : ____________CASILLERO:_________________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


137


PRACTICA Nº 11 Equilibrio Químico

APELLIDOS Y NOMBRES _____________________________________________ GRUPO:___________FECHA: ______________CASILLERO:_______________ _____________________________________________________________________________ Coloque en los casilleros solamente el número de la pregunta que se le asignado

NOTA


138

CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I PRACTICA Nº 12 Cinética Química


NOTA


139

CONTROL DE PRÁCTICAS DE QUIMICA I PRACTICA Nº 13 Ácidos y bases


NOTA

Manual de Quimica I - 2011- II

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