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FACULTAD DE AGRONOMÍA. LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL I

PRÁCTICA 2. CAMBIOS DE LA MATERIA

1.13. FUNDAMENTO TEÓRICO

1.13.1. La Química y los cambios

La Química es el estudio de la materia, sus propiedades y sus cambios, es considerada como la ciencia central debido a que ésta se ha convertido en parte fundamental en la vida del hombre, sin los conocimientos aportados por la química se tendría una vida en condiciones primitivas. Los fundamentos modernos de esta ciencia se instituyeron en el siglo XIX, cuando los avances tecnológicos e intelectuales permitieron a los científicos separar a las sustancias en los más pequeños componentes y, por consiguiente, explicar muchas de sus características.

La Química está presente en muchas actividades cotidianas, por ejemplo, por experiencia se sabe que el aceite y el agua no se mezclan, que al utilizar una olla de presión se reduce el tiempo de cocción, o que al exprimir jugo de limón a las rebanadas de peras se evita que se pongan cafés. Todos los días se observan cambios sin pensar en su naturaleza y la Química permite explicar esos cambios de la materia en el mundo macroscópico utilizando el mundo microscópico del átomo y la molécula.

Los cambios de la materia se pueden clasificar en dos grandes grupos: Los físicos y los químicos.

1.13.2. Cambios físicos

Los cambios físicos son aquellos que ocurren sin que se modifique la composición química de las sustancias. Son ejemplo de cambios físicos los cambios de fase o de estado. Todas las sustancias en principio pueden existir en tres estados básicos: sólido, líquido y gaseoso, y la conversión entre dichos estados puede logarse al modificar la temperatura.

Los sólidos se forman cuando las fuerzas de atracción entre moléculas individuales son mayores que la energía que causa que se separen. Las moléculas individuales se encierran en su posición y se quedan en su lugar sin poder moverse. A medida que la temperatura de un sólido aumenta, la cantidad de vibración también lo hace, pero el sólido mantiene su forma y volumen ya que las moléculas están encerradas en su lugar y no interactúan entre sí. Los líquidos se forman cuando la energía de un sistema aumenta y la estructura rígida del estado sólido se rompe. Aunque en los líquidos las moléculas pueden moverse y chocar entre sí, se mantienen relativamente cerca. A medida que la temperatura de un líquido aumenta, la cantidad de movimiento de las moléculas individuales también aumenta. Como resultado, los líquidos pueden tomar la forma del recipiente que los contiene pero no pueden ser comprimidos. Por consiguiente, los líquidos tienen una forma indefinida, pero un volumen definido. La materia en estado gaseoso se forma cuando la energía de un sistema excede todas las fuerzas de atracción entre moléculas. En el estado gaseoso, las moléculas se mueven rápidamente y son libres de circular en cualquier dirección, extendiéndose en largas distancias. A medida que la temperatura aumenta, la cantidad de movimiento de las moléculas individuales aumenta. Los gases se expanden para llenar los recipientes que los contienen, tienen forman indefinida y pueden comprimirse.

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A nivel microscópico, en un sólido, las moléculas se mantienen juntas de manera ordenada, tienen muy poca libertad de movimiento. Las moléculas de un líquido están cercanas pero sin que éstas mantengan una posición rígida por lo cual pueden moverse. En un gas, las moléculas están separadas entre sí por distancias grandes en comparación con el tamaño de las moléculas mismas.

Como se mencionó anteriormente, es posible la conversión entre los estados de la materia sin que cambie la composición de la sustancia. Al calentar un sólido éste se transforma en líquido, este cambio recibe el nombre de fusión y la temperatura en la que ocurre esta transición se denomina punto de fusión. El calentamiento adicional del líquido lo convierte en gas y este cambio se denomina ebullición. Por otra parte, el enfriamiento de un gas hace que éste se condense en forma de líquido. Al enfriar adicionalmente el líquido, éste se congela, es decir toma la forma de un sólido. En la siguiente figura se muestra el nombre que reciben los diferentes cambios de estado de la materia.

Figura 1. Esquematización de los cambios de fase de la materia y sus respectivos nombres.

1.13.3. Cambio químico

Un cambio químico es el proceso en el cual una o más sustancias se convierten en otras sustancias. También se le llama reacción química.Las reacciones químicas pueden representarse por medio de ecuaciones. Una ecuación química utiliza símbolos para mostrar qué sucede durante un cambio químico. Históricamente a inicios del siglo XIX Dalton explicó los cambios químicos de la siguiente manera: Una reacción química implica sólo la separación, combinación, o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.

1.13.4. Respecto a los instrumentos y equipo de medición utilizados en esta práctica

Aparte de los instrumentos de medición utilizados en las prácticas anteriores en esta ocasión se hará uso de termómetros. El termómetro es un instrumento que se usa para medir la temperatura. La temperatura es una magnitud escalar que se relaciona con el movimiento de las partículas (energía interna) de un sistema. La presentación más común de un termómetro es de vidrio, el cual contiene un

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tubo interior con mercurio, que se expande o dilata debido a los cambios de temperatura. Para determinar la temperatura, el termómetro cuenta con una escala graduada que la relaciona con el volumen que ocupa el mercurio en el tubo. En realidad la sustancia que se utiliza, para medir la temperatura, es el mercurio. Y esto se debe, a que el mercurio es una sustancia, que con el calor, no sólo se dilata, sino que cuando llega a la temperatura promedio, permanece estable por bastante tiempo.

Fiura 2. Termómetros.

Son tres las escalas de temperatura que se utilizan frecuentemente. Sus unidades son grados Celsius (°C), grados Fahrenheit (ºF) y Kelvin (K). Observe que la escala Kelvin no tiene el signo de grados y que además las temperaturas expresadas en Kelvin por concepto no pueden ser negativas.

La escala Celsius divide el intervalo entre los puntos de congelación (0°C) y ebullición (100°C) del agua en 100 grados. El kelvin es la unidad básica de temperatura del Sistema Internacional, se trata de una escala de temperatura absoluta. Por absoluta se entiende que el 0 de la escala Kelvin, denotado como 0 K, es la temperatura más baja que puede alcanzarse en teoría. Por otra parte el 0°F y 0°C se basan en el comportamiento de una sustancia elegida arbitrariamente, el agua.

Las relaciones numéricas entre las diferentes escalas son las siguientes:

°C = (°F – 32) * (5/9) °F = (9/5)*°C + 32 K = °C + 273.15

Balanza monoplato, instrumento de laboratorio que sirve para medir la masa de un cuerpo, utilizando la comparación de la fuerza de gravedad que se ejerce sobre un cuerpo. Su función principal dentro de un laboratorio es pesar cantidades de reactivos para la realización de experimentos y análisis de fenómenos. Para realizar la lectura correctamente en las balanzas mecánicas debe evitarse el error de paralaje, alineando la visualización correctamente, debe ponerse en cero y colocar el peso en el plato e ir moviendo su sistema hasta lograr su peso. La escala de la balanza dependerá del fabricante, ya que existen balanzas con la capacidad de medir hasta 2 o 2,5 kg y medir con una precisión de hasta 0,1 o

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0,01 g y hay otras que poseen una capacidad menor.

Figura 3. Balanza de monoplato y sus partes.

1.14. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA

Clasificar el proceso de formación de cobre como un cambio físico o químico

Clasificar el proceso de cambio de color de flores como cambio físico o químico.

Realizar e interpretar una gráfica que relacione temperatura y tiempo transcurrido durante el proceso de fusión del hielo.

1.15. MATERIALES Y EQUIPO

Materiales proporcionados por el laboratorio

Cristalería por gaveta Equipo por gaveta Reactivos por gaveta

1 Beacker de 50 mL 2 Beacker de 100 mL 1 Caja de Petri grande

1 Espátula de metal 1 Balanza monoplato

Solución de sulfato de cobre (CuSO4)

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1 Caja de Petri pequeña 1 Termómetro 0 a 400°C 2 Probeta de 100 mL. 1 Varilla de vidrio

Cristalería por laboratorio Equipo por laboratorio Reactivos por laboratorio

2 Beacker de 50 ml (Estarán en campana de extracción de gases)

2 Buretas de 25 ml ó 50 ml (Estarán en la campana de extracción de gases)

2 Soportes universales

2 Pinzas para bureta

Hidróxido de amonio (NH4OH) (Estarán en campana de extracción de gases)

Ácido sulfúrico concentrado [H2SO4] (Estarán en campana de extracción de gases)

Zinc granulado

MATERIALES PROPORCIONADOS POR EL ESTUDIANTE

Por grupo de trabajo

3 flores de color rojo, 3 blancas y 3 de color lila (un pétalo de cada color es suficiente)

1.16. METODOLOGÍA

1.16.1. Experimento 4. Cambio de color de las flores

a. Coloque las flores, una de cada color, dentro de la caja de Petri pequeña. No coloque la tapa.b. Introducir la caja de Petri pequeña con las flores, sin la tapa, dentro de otra caja de Petri más grande.c. Llevar las cajas de Petri a la campana de extracción de gases.d. Dentro de la campana de extracción , la cual debe estar funcionando, medir 3 mL de hidróxido de

amonio (NH4OH). Agregar el hidróxido de amonio fuera de la caja de Petri pequeña pero dentro de la caja grande.

e. Colocar la tapa de la caja de Petri grande para crear una atmósfera con vapores de amoníaco alrededor de las flores.

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f. Observar y anotar los cambios observados en el Cuadro 1.

1.16.2. Experimento 3. Formación de cobre.

a. Trasvasar 75 ml de una solución de sulfato de cobre (CuSO4) a un beacker de 100 ml. Añadir a la solución de sulfato de cobre, 1 ml de ácido sulfúrico concentrado ([H2SO4]) y mezclar totalmente. Este paso debe realizarse en la campana de extracción de gases.

b. Deje enfriar la nueva mezcla. Cuando esté fría podrá sacarla de la campana y llevar a su mesa de trabajo.

c. Tomar 2 granos de zinc y agregarlos a la solución acidulada de sulfato de cobre. Observar la formación de efervescencia.

d. A medida que transcurra la reacción desaparecerá el color azul de la solución y empezará a formarse una masa de color rojo.

e. Al cabo de 40 minutos se detendrá el desprendimiento de gasf. Observar y anotar los cambios observados en el Cuadro 2.

1.16.3. Experimento 2. Fusión del hielo

a. Colocar 1 cubo de hielo en un beacker de 100 ml.b. Observe y anote las características del cubo de hielo.c. Medir la temperatura inicial de estos cubos. Siga las indicaciones del instructor.d. Dejar que el hielo funda a temperatura ambiente.e. Anotar la temperatura cada minuto (por 10 minutos). Finalmente tomar lectura de temperatura cuando

todo el hielo cambie a estado líquido. Cuando haga esta medición cuide que el bulbo del termómetro no toque las paredes del beacker.

f. Anote los datos en el Cuadro 3.g. Trasvase el contenido del beacker a una probeta de 100 ml y mida el volumen.h. Observe y anote todas las características del estado líquido del agua.

1.17. CUESTIONAMIENTOS Y OBSERVACIONES PARA INCLUIR EN EL INFORME

a. Describa el o los cambios observados en cada experimento.b. Explique con fundamentos científicos lo sucedido en cada cambio.c. Clasifique los cambios en físicos o químicos y razone su respuesta.

d. Cuadro 1. Cambio de color de las flores

Característica inicial de las flores (color)

Característica final de las flores (color)

Tipo de cambio(físico o químico)

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e. Cuadro 2. Formación de cobre

ReactivoCaracterísticas

iniciales(Color, estado, etc.)

Características finales(Color, estado, etc.)

Tipo de cambio (físico o químico)

Sulfato de cobre (CuSO4)

Cinc (Zn)

f. ¿Cuáles son las unidades para medir la temperatura que utiliza el termómetro?g. Observe y anote la temperatura más pequeña y la más grande que puede ser medida por el

termómetro que utilizó en el experimento de fusión del hielo. Explique por qué el termómetro utiliza esta escala.

h. Cuadro 3. Temperatura observada en el proceso de fusión del hielo.Tiempo (min)

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

T (°C)

T (ºF)

T (K)

i. Determine el punto de fusión del agua. ¿Esta temperatura sería la misma al utilizar mayor cantidad de hielo? ¿La temperatura sería la misma si se hubiese utilizado estufa? Razone sus respuestas.

j. ¿Qué factores determina el tiempo utilizado para fundir el hielo? ¿Sería el mismo tiempo si se utiliza mayor cantidad de hielo? ¿Afecta al tiempo de fusión el hecho de no utilizar estufa? Razone sus

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respuestas.k. Realice una gráfica de fusión del hielo con los datos del cuadro 3. Puede colocar los datos de tiempo

en el eje de las abscisas (eje x) y los valores de temperatura en las ordenadas (eje y).l. ¿Qué información se puede obtener de esta gráfica?m. En el experimento de fusión del hielo determine la variación promedio de la temperatura con respecto

del tiempo (Δ Temperatura/ Δ tiempo) entre el minuto 7 y el minuto 8. Tome en cuenta que esta variación es únicamente para las condiciones de trabajo de este experimento.

n. Convierta los datos de temperatura anotados en el cuadro 3 de °C a °F y K.

1.18. BIBLIOGRAFÍA

Chag, R &Goldsby, KA. 2013. Química. Undécima edición. McGraw-Hill. China 2013. 1090 p.

L’Académie Nancy-Metz. 2012. La physique dans la cuisine. Les changements d’état et leurs applications (En línea). La France. Consultado: enero 2014. Disponible en: http://www.ac-nancy-metz.fr/

Müler, L. 1964. Manual de laboratorio de Fisiología Vegetal. Instituto Interamericano de Ciencias Agrícolas de la O.E.A. Turrialba, Costa Rica. 165 p.

Rakotondradona, R. Sf. Physiologie végétal et animal. Université Virtuelle Africaine. Madagascar. 92 p.

Richter, G. 1972. Fisiología del Metabolismo de las plantas. Editorial CECSA. México. 417 p.

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PRÁCTICA 3. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA Y OBSERVACIÓN DE PROPIEDADES

1.19. FUNDAMENTO TEÓRICO

1.19.1. Clasificación de la materia

En prácticas anteriores se ha definido que Química es la ciencia que estudia la materia y los cambios que ésta experimenta. La materia es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. En algunos casos la materia puede percibirse por los sentidos y en otras no.En Química pueden distinguirse varios subtipos de materia según su composición y propiedades. A continuación se presenta una jerarquización de la materia.

Figura 1. Esquema de la clasificación de la materia. Elaborado en base a: Brown, T; LeMay, H; Bursten, B & Burdge, J. Química La Ciencia Central. 9ª. Edición. Pearson Educación. 1152 p.

Una sustancia es una forma de materia que tiene composición definida (constante) y propiedades distintivas. Son ejemplo de ello el agua, amoniaco, azúcar de mesa (sacarosa), oro y oxígeno. Las sustancias difieren entre sí por su composición y se pueden identificar según su estado de agregación, color, olor y otras propiedades. Un elemento es una sustancia que no se puede separar entre otras más sencillas por medios químicos. Un compuesto, o sea, una sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente en proporciones fijas. Estos sólo se pueden separar por medios químicos.

Una mezcla es una combinación de dos o más sustancias en la que éstas conservan sus propiedades.

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MATERIA

¿Es uniforme en todas sus partes?

HeterogéneaHomogénea

¿Se puede separar por

procesos físicos?

Sustancia pura

¿Se puede separar por

procesos químicos?

ElementoCompuesto

Mezcla homogénea (soluución)


Ejemplo de ello son el aire, las bebidas gaseosas la leche y cemento. Las mezclas pueden ser homogéneas la composición de mezcla es uniforme; o heterogéneas cuando la composición no es uniforme. Cualquier mezcla, homogénea o heterogénea, se puede formar y separar en sus componentes puros por medios físicos sin cambiar la identidad de dichos componentes.

Las mezclas homogéneas también se llaman soluciones. Entonces puede decirse que una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias, en la cual el soluto es el componente presente en menor cantidad y el solvente es el componente que se encuentra en mayor cantidad. El aire es una solución gaseosa; la gasolina es una solución líquida; el latón es una solución sólida. En una solución, las partículas están dispersas en una forma homogénea y no se sedimentan al dejarlas en reposo, ya que están unidas parcialmente a las moléculas del solvente. Cuando una solución está conformada por un soluto líquido o sólido y como solvente agua a esta solución se le da el nombre de solución acuosa.

En las suspensiones las partículas son relativamente grandes y, por tanto, bajo la fuerza de gravedad se sedimentan al dejarlas en reposo. Los coloides (suspensión coloidal o dispersión coloidal) son un punto medio entre la materia que está dispersa en una solución y la de una suspensión. El coloide es una dispersión de partículas de una sustancia (la fase dispersa) entre un medio dispersor, formado por otra sustancia. Las partículas coloidales tienen un tamaño comprendido entre 10 -5y 10-7 mm de diámetro (de 10 a 100 veces mayor que las moléculas, átomos o iones). Puesto que en las dispersiones coloidales el tamaño de las partículas es muy pequeño, la fuerza de gravedad sobre ellas no es apreciable y, por tanto, no se observa sedimentación cuando un coloide se deja en reposo. Una suspensión coloidal también carece también de homogeneidad de una solución. La fase dispersa y el medio dispersor pueden ser gases, líquidos, sólidos o una combinación de diferentes fases. A continuación se presenta un cuadro con el nombre de diferentes tipos de coloide según el estado de agregación del medio dispersor y la fase dispersa.

Cuadro 1. Los diferentes tipos de coloidesMedio dispersor Fase dispersa Nombre EjemploGas Líquido Aerosol Bruma, nieblaGas Sólido Aerosol HumoLíquido Gas Espuma Crema batidaLíquido Líquido Emulsión MayonesaLíquido Sólido Sol Leche de magnesiaSólido Gas Espuma Espumas plásticasSólido Líquido Gel Gelatina, mantequillaSólido Sólido Sol sólido Algunas aleacionesFuente: Chag, R &Goldsby, KA. 2013. Química. Undécima edición. McGraw-Hill. China 2013. 1090 p

En una solución, el tamaño de las partículas es muy pequeño. Se trata de moléculas, átomos o iones que no se pueden distinguir ni siquiera al microscopio. En los coloides, por el contrario, el tamaño de las partículas de la fase dispersa inclusive puede ir desde 10 hasta 1,000 angstrom (el rango puede

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variar según el autor) y corresponder a moléculas grandes o agregados de moléculas más pequeñas, que no pueden separarse por filtración ni distinguirse del medio. Una forma de distinguir una disolución de un coloide es mediante el Efecto Tyndall. Cuando un rayo de luz pasa a través de un coloide, es dispersado por el medio. Dicha dispersión no se observa con la soluciones porque las moléculas del soluto son demasiado pequeñas para interactuar con la luz visible.

Figura 2. Representación del efecto de TyndallDebido a que las partículas coloidales poseen una gran superficie de contacto con el medio dispersante, las dispersiones coloidales tienen una gran capacidad de adsorción, es decir, sobre su superficie se pueden adherir otras sustancias o partículas, especialmente iones.

1.19.2. Propiedades de la materia

Se identifican las sustancias por sus propiedades y composición. El color, punto de fusión y punto de ebullición son propiedades físicas. Una propiedad física se puede medir y observar sin que se modifique la composición o identidad de la sustancia. Una propiedad química se puede observar cuando ocurre un cambio químico en la estructura interna de la sustancia transformándose a otra sustancia; dichos cambios generalmente son irreversibles. Ejemplo de ello es la formación de agua, huevo cocido, madera quemada.

Otro grupo de propiedades que caracterizan la materia son las extensivas e intensivas, las propiedades extensivas se caracterizan porque dependen de la cantidad de materia presente o que se considere. Estas son aditivas (se pueden sumar). Las propiedades extensivas pueden ser la masa y el volumen. La masa es la cantidad de materia en una muestra dada de una sustancia . El volumen se define como la longitud elevada al cubo. Las propiedades intensivas, no dependen de la cantidad de materia que se considere, además, no son aditivas. Son propiedades intensivas la densidad y la temperatura. La densidad se define como la masa de un objeto dividida entre su volumen. La temperatura se define como la manifestación de la cantidad de calor presente en un cuerpo.

1.19.3. La masa y su medición

En esta práctica se iniciará con las mediciones de masa. La masa es la cantidad de materia que tiene un objeto y se mide con el instrumento conocido como balanza. En el Sistema Internacional de Medidas la unidad patrón para la masa es el kilogramo.

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En la balanza, generalmente se suele comparar la masa, desconocida, de un cuerpo u objeto, contra las masas conocidas de cuerpos que sirven como referencia. A estos cuerpos se les denomina pesas, por lo que a esta operación se le ha llamado pesada. Hay diferentes tipos de balanzas, las cuales han sido construidas con diferentes aplicaciones y de acuerdo a éstas, estos instrumentos poseen diferente sensibilidad y precisión. Usualmente se trabaja en los laboratorios de Química, con las de uno o dos platos, ordinaria o fina. De esta cuenta, hay balanzas no analíticas y analíticas.

Para utilizar una balanza deben observarse, de manera general, las siguientes precauciones:

Previo a utilizar una balanza, compruebe que los platos están limpios y secos.

Cerciórese ahora que la balanza está sin carga alguna, de que el fiel coincida con el cero de la escala. Si esto no sucede, notifique inmediatamente a su Instructor de Laboratorio.

En el momento de determinar la masa de un sólido, de una sustancia pulverulenta o un líquido colóquela dentro o sobre un recipiente. Nunca coloque sustancias químicas u objetos directamente sobre los platos de la balanza, utilice para el efecto, papel, vidrios de reloj, beacker o cualquier otro objeto que sirva para tal finalidad. Nunca coloque objetos calientes sobre los platos de la balanza.

Si su balanza es de dos platos, la masa que se va a medir se debe colocar en el plato izquierdo y las pesas en el derecho.

Al concluir de pesar, asegúrese que los pilones que se ubican en los brazos de la balanza estén en cero y que en el caso de haberse utilizado pesas, estas deberán retirarse y guardarse.

Deje limpios los platos de la balanza.

1.20. OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA

Diferenciar una propiedad física de una química utilizando fundamentos científicos.

Clasificar la materia en mezclas y sustancias puras utilizando fundamentos científicos.

Diferenciar las sustancias puras en elementos y compuestos utilizando fundamentos científicos.

Clasificar las mezclas en homogéneas y heterogéneas y las mezclas heterogéneas en suspensiones o

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coloides utilizando el efecto Tyndall.

Observar y discutir algunas propiedades de la clorofila.

1.21. MATERIALES Y EQUIPO

Materiales y equipo proporcionados por el laboratorio

Cristalería por gaveta Equipo por gaveta Reactivos por gaveta 4 Beacker de 100 ml 2 Beacker de 150 ml 1 Tubo de ensayo 1 Varilla de vidrio 1 Probeta de 100 ml 1 Probeta de 10 ml 1 Probeta de 5 ml

1 Espátula de metal 1 Mechero y manguera 1 Pinza para tubo de ensayo 1 Balanza monoplato 1 Gradilla de metal 1 Mortero y pistilo 1 Estufa

Cristalería por laboratorio Equipo por laboratorio Reactivos por laboratorio

6 Cajas Petri 6 Beacker de 30 ml

Papel encerado Lámpara UV

Sulfato de cobre (CuSO4) Ferrocianuro de potasio (K4Fe(CN)6) Hierro (Fe) Azufre (S) Etanol (CH3CH2OH) Carbonato de calcio (Ca2CO3)

MATERIALES PROPORCIONADOS POR EL ESTUDIANTE

Por grupo de trabajo

1 Tubo de ensayo como los utilizados en el laboratorio ¡No de los que se usan para muestra de sangre! 10 gramos de hojas cuyo color predominante sea el verde. De preferencia hojas suaves. 10 gramos de suelo preferentemente tamizado 1 sobre pequeño de gelatina sin sabor 1 gasa 1 Lámpara tipo linterna (pequeña). No del celular

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1.22. METODOLOGÍA

1.22.1. Observación de propiedades

a. En el cuadro 2 encontrará una serie de nombres de reactivos los cuales serán utilizados, extraídos o sintetizados en esta práctica. Anote las propiedades que se le indican en este cuadro, las cuales deben ser observadas y anotadas mientras se les está manipulando o bien cuando recién se hayan sintetizado o extraído. Cuando la propiedad no aplique a la muestra escribir “no aplica” o “no presenta”. En la columna de otras, indicar otras propiedades que no hayan sido consideradas y que usted haya observado o bien investigado posteriormente.

1.22.2. Elaboración y clasificación de mezclas

a. Preparar las siguientes mezclas en un beacker de 100mL (una mezcla por beacker). Medirlos volúmenes con una probeta de 100mL, trasvasar correctamente de la probeta al beacker. Al medir la masa de los reactivos (peso) no olvidar colocar la tara. Después de mezclar los componentes agitar con una varilla de vidrio.

Beacker 1 = 5 gramos de suelo + 50 mL de H2O Beacker 2 = 2 gramos de Sulfato de Cobre CuSO4 + 50 mL de H2O Beacker 3 = 2 gramos de Ferrocianuro de Potasio K4Fe(CN)6 + 50 mL de H2O Beacker 4 = 2 gramos de gelatina + 50 mL de H2O

b. Aplicar efecto Tyndall para clasificar las mezclas anteriores en: suspensión, coloides (dispersiones coloidales) y solución. Anotar la información en el cuadro 5.

c. Mida 5 mL de la mezcla acuosa de Ferrocianuro de Potasio K4Fe(CN)6 y trasváselo a un tubo de ensayo.

d. A este tubo agréguele 5 mL de la mezcla acuosa de CuSO4.e. Observar y anotar la información más importante.f. Aplicar efecto Tyndall y clasificar esta nueva mezcla. Anotar la información el cuadro 5.

1.22.3. Síntesis de un compuesto a partir de dos elementos

a. Tarar papel encerado y medir 1.30 gramos de polvo de Hierro (Fe), cuyas propiedades debieron ser observadas y anotadas previamente (cuadro 2).

b. Agregar el polvo de hierro en el tubo de ensayo limpio y seco que usted trajo.c. Medir 1.30 g de azufre, cuyas propiedades debieron ser observadas y anotadas previamente ( cuadro

2).d. Agregue el azufre en el mismo tubo de ensayo donde se encuentra el polvo de hierro. Agite hasta

homogenizar.e. Calentar el tubo de ensayo sobre la llama de un mechero, moviéndolo de forma suave y constante.

Teniendo cuidado de no dirigirlo hacia ninguno de sus compañeros.f. Mantener el tubo sobre la flama hasta que el contenido se vuelva incandescente. Cuando llegue a este

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punto retirar el tubo de la llama del mechero. Observe y anote propiedades del nuevo material.g. Espere hasta que todo el material deje de reaccionar y se enfríe. Observe y anote propiedades en el

cuadro 4.h. Consulte a su instructor de laboratorio respecto a cómo descartar el material.

1.22.4. Fluorescencia de la clorofila

a. Medir 5 gramos de hojas verdes frescas. Será mejor que estén cortadas en pedazos pequeños y sin las venas centrales, para la facilitar la maceración.

b. Medir 100 mL de agua destilada y trasvasarla a un beacker de 150 mL.c. Agregar un poco de carbonato de calcio (preguntar al instructor por la cantidad aproximada)d. Calentar el agua que contiene carbonato de calcio hasta que ésta comience a hervir.e. Sumergir las hojas 2 minutos.f. Saque las hojas con la espátula y séquelas con papel absorbente.g. Macere las hojas en un mortero con ayuda de un pistilo.h. Agregue un poco de etanol al 95% y siga macerando.i. Tome un beacker y coloque en el extremo superior un trozo de gasa o bien papel mayordomo blanco

doblado a la mitad.j. Vierta el contenido del mortero sobre la gasa o el papel mayordomo. Observe que únicamente pase

líquido y no material sólido.k. Agregue un poco de etanol al macerado y repita el procedimiento. No utilice más de 40 cm3 de etanol

en total.l. Ilumine el recipiente con luz UV fuerte por medio de un haz paralelo en un lugar oscuro.m. Anote las observaciones.n. Después ilumine el recipiente con la lámpara UV en un lugar oscuro. Pregunte a su instructor sobre el

uso correcto de este instrumento. Anote las observaciones en el cuadro 6.

1.23. CUESTIONAMIENTOS Y OBSERVACIONES PARA INCLUIR EN EL INFORME

a. Cuadro 2. Propiedades de reactivos utilizados en esta práctica

Muestra

Propiedades

Estado(líquido, sólido

o gas)Color Olor

Magnetismo(efecto imán)

Solubilidad(¿Se disuelve en

agua?)Suelo

Gelatina

Sulfato de cobre CuSO4*5 H2O

Ferrocianuro de potasio K4Fe(CN)6

Hierro

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Azufre

Agua

Etanol

NOTA: En la columna de estado de agregación, indicar si es líquido, sólido o gaseoso. Si es sólido, escribir si es cristalino o

polvo. En la columna de color, escribir el color que presenta la muestra. En la columna de magnetismo, escribir si presenta o no magnetismo, para esto observe si el reactivo se adhiere a la

espátula. En la columna de olor indique si el reactivo presenta algún olor característico y si éste es fuerte o débil. Precaución

al momento de percibir el olor, no acercar directamente la nariz al reactivo. Pregunte a su instructor si desconoce la forma adecuada de percibir esta propiedad.

Escriba en la columna solubilidad en agua, si el reactivo es soluble o no en agua

b. Discuta en conjunto las propiedades de cada una de las muestras anotadas en el cuadro anterior.c. Clasifique las muestras siguientes como mezclas o sustancia puras. Si es sustancia pura, entonces,

indique si es elemento o compuesto.

Cuadro 3. Clasificación de los reactivos utilizados en la práctica

Muestra Mezcla SustanciaHomogénea Heterogénea Elemento Compuesto

Suelo

Gelatina

Sulfato de cobre CuSO4*5 H2O

Ferrocianuro de potasio K4Fe(CN)6

Hierro

Azufre

d. Escriba y discuta las propiedades observadas del producto formado mediante la reacción de hierro y azufre. Investigue el nombre de este producto.

La mezcla de hierro y azufre antes de aplicar calor. El producto de la reacción de hierro y azufre (después de aplicar calor).

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e. Cuadro 4. Reacción entre el hierro (Fe) y azufre (S)Reactivo Propiedades iniciales Propiedades finales

Hierro (Fe)

Azufre (S)

f. Cuadro 5. Clasificación de mezclasPropiedades

Mezcla

Colo

r

¿Tra

nspa

renc

ia?

(Sí/N

o)

¿Tur

bide

z?(S

í/No)

¿Sed

imen

to?

(Sí/N

o)

¿Par

tícul

as

susp

endi

das

no

sedi

men

tada

s?(S

í/No)

¿Efe

cto

Tynd

all?

(Sí/N

o)

¿Sus

pens

ión?

¿Col

oide

?

¿Sol

ució

n?

a. Suelo + agua

b. Gelatina + agua

c.CuSO4 + agua

d.K4Fe(CN)6 +agua

e. La mezcla de c y d

g. ¿Qué componentes se encuentran en la mezcla de etanol y pigmentos foliares?h. Escriba y discuta las propiedades de la clorofila.

Cuadro 6. Fluorescencia de la clorofila

Muestra Color con luz solar Color con luz ultravioleta (UV)

Clorofila

1.24. BIBLIOGRAFÍA

Brown, T; LeMay, H; Bursten, B &Burdge, J. Química La Ciencia Central. 9ª. Edición. Pearson Educación. 1152 p.

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