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Escuela de Química
Manual de Laboratorio
Química General I
QU-101
M.Ev. Patricia Guzmán L.
I Ciclo 2013
Revisión I-2013
B.Q. Julio Otárola J.
B.Q. Laura Calderón R.
Manual de Laboratorio Química General I- QU-0101
M. Ev. Patricia Guzmán L. Revisión: B.Q. Laura Calderón Rodríguez
B.Q. Julio Otárola Jiménez
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Índice
Introducción…………………………………………………………………………….....3
Reglas de seguridad para el trabajo de laboratorio………………………………..3
Normas para el trabajo de laboratorio……………………………………………..4
Normas para descartar los residuos……………………………………………......5
Experimento 1: Operaciones Fundamentales……………………………………………...6
Experimento 2: El Quemador Bunsen y su llama………………………………………..14
Experimento 3: Estudio de propiedades de la materia…………………………………...19
Experimento 4: Estudio de la densidad…………………………………………………..22
Experimento 4b: Estudio de la densidad (Virtual)……………………………………….28
Experimento 5: Ley de proporciones definidas………………………………………….31
Experimento 6: Serie de Actividad de los metales………………………………………34
Experimento 7: Disoluciones que conducen electricidad………………………………..38
Experimento 8: Cambios químicos……………………………………………………....41
Experimento 9: El cobre y sus sales……………………………………………..……....47
Experimento 10: Hidrógeno……………………………………………………………..51
Experimento 11: Amoniaco……………………………………………………………...54
Experimento 12: Geometría Molecular (Virtual).……………………………………….59
Experimento Virtual: Propiedades Periódicas de los Elementos………………………...66
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Introducción
En un laboratorio químico es absolutamente necesario establecer ciertas normas de
conducta de cuyo cumplimiento dependen el orden en el trabajo, la comodidad y la
seguridad de todos los que en él trabajan.
A continuación se establecen reglas generales de laboratorio que deben cumplirse
cuidadosamente para que el trabajo experimental resulte conveniente individual y
colectivamente.
REGLAS DE SEGURIDAD PARA EL TRABAJO DE LABORATORIO
1. Usar siempre lentes de seguridad.
2. Usar gabacha larga con manga larga, preferiblemente de algodón.
3. No usar faldas, shorts o zapatos abiertos. Las personas de cabello largo deberán
sujetarlos mientras permanecen en el laboratorio.
4. No fumar, comer o beber en el laboratorio. Lavarse bien las manos al salir del
lugar.
5. Al ser designado para trabajar en un determinado laboratorio, es muy importante
conocer la localización de los accesorios de seguridad.
6. Antes de usar reactivos no conocidos, consultarla bibliografía adecuada e
informarse sobre como manipularlos y descartarlos.
7. No devolver los reactivos a los frascos originales, aunque no hayan sido usados.
Evitar circular con ellos por el laboratorio.
8. No usar ningún instrumento para el cual usted no ha sido entrenado o autorizado a
utilizar.
9. Verificar el voltaje de trabajo del instrumento antes de conectarlo. Cuando los
instrumentos no estén siendo usados deben permanecer desconectados.
10. Usar siempre guantes de asbesto, para el aislamiento térmico, al manipular
material caliente.
11. Nunca pipetear líquidos con la boca. En este caso usar peras de plástico o trompas
de vacío.
12. Manejar, cuidadosamente con prensas u otros utensilios, los objetos calientes y
colocarlos siempre sobre una lámina de asbestos.
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NORMAS PARA EL TRABAJO DE LABORATORIO
1. Mantener siempre limpias las mesas y aparatos de laboratorios
2. No colocar sobre las mesas de trabajo las prendas personales y libros, excepto el
cuaderno de laboratorio.
3. Colocar en la mesa de trabajo solo aquellos utensilios que sean indispensables
para la realización de la práctica.
4. Inmediatamente después de utilizar retornar a su lugar los frascos de reactivos.
5. No tomar los reactivos de otras mesas, usar los asignados a su mesa de trabajo.
6. Manejar con cuidado los reactivos químicos especialmente los que son aún más
peligrosos.
7. Al calentar una sustancia en un tubo de ensayo, no dirija la boca del tubo
hacia sus compañeros o hacia usted mismo.
8. Cuando trabaje con sustancias inflamables, asegurarse antes de que no hay llamas
en su proximidad.
9. Tomar muchas precauciones cuando necesite detectar el olor de una
sustancia. Ventile suavemente hacia su nariz (moviendo la mano sobre la
boca del recipiente) los vapores de la sustancia y no aproxime su nariz
directamente.
10. No probar nunca una disolución o sustancia a menos que tenga permiso del
profesor.
11. Verter siempre los ácidos concentrados (especialmente el ácido sulfúrico)
sobre el agua con sumo cuidado. No realice jamás la operación inversa (o sea
agregarle agua al ácido) puede producir calentamiento súbito con
salpicaduras de ácido.
12. En caso de heridas o quemaduras informe a su asistente. En el caso de
salpicaduras con sustancias químicas lávese lentamente con agua en abundancia;
enjuáguese si la sustancia entró en su boca, informe inmediatamente después a su
asistente o profesor.
13. Al terminar la sesión de laboratorio asegurarse de que la mesa quede limpia y de
que las llaves del gas y del agua queden perfectamente cerradas.
14. Los utensilios, aparatos y reactivos son muy caros; usted tiene la obligación de
cuidarlos y no desperdiciar nada. La Universidad espera la colaboración de todos
sus estudiantes.
15. La última persona en salir del laboratorio, debe dejar todo apagado y
desenchufado.
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NORMAS PARA DESCARTAR LOS RESIDUOS
1. Los residuos acuosos ácidos o básicos deben ser neutralizados antes de ser
descartados, y solo después de esto podrán ser descartados.
2. Los metales pesados, metales alcalinos y de otros residuos, se descartan en los
recipientes designados para ello.
3. Los residuos sólidos en el basurero.
4. Las sustancias orgánicas como disolvente su otros en diatomita.
1. Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad
de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 12
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Experimento 1: Operaciones Fundamentales de Laboratorio (Individual)
Materiales Equipo
Sal (NaCl), agua destilada,
arena
Balanza, espátula acanalada,papel de filtro,
embudo,bureta,pipeta,probeta, beaker, mechero Bunsen,
cuadro de cedazo con asbestos, soporte, prensa universal
,agitador de vidrio
Mechero bunsen Erlenmeyer Cápsula de porcelana
Embudo de espiga Papel de filtro Vidrio de reloj
Objetivos
Aprender a utilizar correctamente un mechero y una balanza granataria.
Aprender a leer volúmenes con el equipo volumétrico básico.
Utilizar los métodos de filtración y evaporación para separar mezclas.
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Observar el proceso de destilación simple.
Introducción
Para trabajar eficientemente en un laboratorio, es necesario conocer el nombre del
equipo con el que se trabaja, su correcta manipulación, así como información importante
sobre ellos; para lograr este objetivo es necesaria la experiencia en el laboratorio.
En el tema de operaciones fundamentales de laboratorio se dan una serie de pasos
muy importantes para el desarrollo del programa de laboratorio, por ejemplo se pueden
citar varios procedimientos como:
El pesado de los materiales.
Usted aprenderá a utilizar la balanza granataria (figura 1.1), que es un equipo utilizado
para medir masas, procedimiento que puede realizarse directamente o por diferencia y al
que está ligada una incertidumbreI.
Figura 1.1: Tipos de balanzas granatarias.
La medida de sustancias líquidas
En esta práctica usted también aprenderá a leer el menisco en un aparato
volumétrico, como una probeta o una bureta. Para esto es necesario que coloque el
recipiente con el menisco a la altura del ojo, como se muestra en la figura 1.2, ya que si
se coloca por encima o por debajo de la línea de visión, la lectura será erróneaII.
IIncertidumbre: es la dispersión de los valores obtenidos por el instrumento utilizado.
II El error generado se llama error de paralaje.
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Figura 1.2: Posición del ojo para leer un recipiente volumétrico.
Por otro lado, se hará una evaluación comparativa de la sensibilidad que tienen el
beaker, la probeta y la bureta (ver figura 1.3) para medir líquidos. En este experimento se
espera que la experiencia pueda ser utilizada por el estudiante para inferir
comportamientos en otros equipos. En la parte experimental, se observará que
dependiendo del equipo volumétrico, la medida de volumen variará debido a la precisión
que presente cada uno de los instrumentos. Los más precisos que se usarán en el
laboratorio son la probeta y la bureta, siendo esta última, la más precisa en medir un
volumen. En el siguiente link se encontrará con mayor detalle los equipos más usados en
el laboratorio (http://www.youtube.com/watch?v=NiZkVskG2oo&feature=related).
La bureta es uno de los equipos volumétricos que presenta más cuidados al
momento de ser usado, es por ello que es indispensable conocer los pasos a seguir para el
correcto uso, los cuales se detallan en el siguiente video
http://www.youtube.com/watch?v=YP6p1K3YiUA.
Beaker Probeta Bureta
Figura 1.3:Equipo volumétrico típico de laboratorios químicos.
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Los equipos volumétricos además de medir un volumen pueden ser usados para
contener o verter un volumen. Los equipos para contener son aquellos donde se puede
almacenar un líquido durante un determinado tiempo como un erlenmeyer, balón aforado,
entre otros. Los equipos para verter son lo que se usan para medir un volumen como
bureta, probeta, entre otros.
Separación de mezclas: existen dos tipos como son las homogéneas y
heterogéneas.
o Filtración y evaporación: Este método se utiliza para separar mezclas
heterogéneas. (Figura 1.4)
Figura 1.4: Filtración de una mezcla heterogénea líquida.
o Destilación: es un procedimiento de separación de mezclas homogéneas o
disoluciones, basado en los puntos de ebullición de las sustancias. Se verá la
destilación simple que es una técnica para separar un líquido en una mezcla.
En ocasiones es muy importante e imprescindible conocer si una sustancia es
ácida o básica y para ello existen una gran cantidad de equipos y sustancias, pero el más
sencillo es el papel tornasol, el cual es un papel impregnado de tornasol (sustancia
encontrada en especies de líquenes). Existen dos tipos de papel, uno de color rojo y otro
color azul, el cual se utiliza para determinar sustancias básicas o alcalinas y sustancias
ácidas, respectivamente (Figura 1.5).III
III
Para determinar fácilmente el papel tornasol a usar si la disolución es ácida relacione las primeras
vocales: Ácidas-Papel tornasol Azul.
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Figura 1.5: Uso del papel tornasol para determinar acidez o basicidad de sustancias.
PROCEDIMIENTO
A) Medida de la masa de una sustancia
Observe y analice una balanza ya sea de dos platos o digital. De acuerdo a la
explicación previa del asistente sobre su uso.
Coloque un beaker de 50 ml vacío y lo pesa, luego agregue una cantidad pequeña
de arena y vuelva a pesar. La diferencia entre estas dos medidas es el peso de la arena.
Peso del beaker con arena (g)
Peso del beaker vacío(g)
Peso de la arena(g)
Resultados:
¿Es siempre necesario hacer las mediciones por diferencia? Explique.
¿Varían las masas del objeto cuando las miden personas diferentes? ¿A qué se debe este
fenómeno?
Papel tornasol Rojo
Papel tornasol Azul
Sustancia Básica o
Alcalina Sustancia Ácida.
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B) Medida de líquidos
I. Lectura del menisco: coloque aproximadamente 8 mL de agua en una probeta de
10 mLy lea el volumen. Para esto, coloque la probeta a 3 alturas diferentes como se
muestra en la figura 1.2 y anote su lectura. Repita el procedimiento utilizando ahora
una bureta.
Posición Probeta (mL) Bureta (mL)
1
2
3
II. Medición de volúmenes: utilizando agua destilada mida 25 mL con una bureta,
anote el dato. Traslade el líquido a una probeta y vuelva a medir el volumen.
Finalmente, traslade ese mismo líquido a un beaker y vuelva a medir el volumen del
líquido. ¿Debe medir el mismo líquido en los tres recipientes?
Recipiente Volumen (mL)
Beaker
Probeta
Bureta
Resultados:
¿Por qué varía la lectura del menisco al cambiar la posición del equipo volumétrico?
¿Cuál es la forma adecuada de leer un volumen en una bureta?
¿Cuál de los equipos utilizados da una lectura más exacta del volumen del líquido?
Defina precisión y exactitud.´
C) Separación de mezclas
I. Filtración y evaporación.
Tome10 gramos de una mezcla 50:50 de arena y cloruro de sodio. Agregue 20 mL
de agua medidos con una probeta. Prepare el papel de filtro, doblándolo a la mitad y
luego de nuevo hasta que quede en forma de abanico. Empleando un embudo de espiga
coloque el papel de filtro, realice la filtración de la mezcla, reciba el filtrado en una
cápsula de porcelana limpia, seca y previamente pesada.
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Coloque la cápsula con el filtro sobre un cuadro de cedazo con asbesto y caliente con el
mechero de Bunsen hasta lograr la evaporación del líquido y que el contenido quede
hasta sequedad. Observe el residuo de la mezcla. Deje enfriar y pese la cápsula con su
contenido. Obtenga el peso de la sal recuperada.
Peso de la cápsula con el
filtrado (g)
Peso de la cápsula sola(g)
Peso de la sal(g)
Resultados
¿Qué tipo de mezcla (homogénea o heterogénea) es la usada en este experimento?
¿Por qué debe usted pesar la cápsula fría y no caliente?
II. Destilación simple: se suele utilizar un equipo como el que se muestra
seguidamente (demostrativo):
Se estará efectuando una destilación de una disolución de Sulfato de Cobre
(CuSO4).
Termómetro
Cabeza de
destilación
Balón o matraz
Salida de
refrigerante
(agua) Entrada de
refrigerante
(agua)
Alargadera
Condensador
Altura del termómetro dentro
de la cabeza de destilación.
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Observe y conteste las preguntas las siguientes en el informe de laboratorio.
La disolución de sulfato de cobre es de color:_________________________________
El destilado es de color:__________________________________________________
Explique la diferencia de color entre el destilado y la disolución de sulfato de cobre.
¿Se puede separar por destilación simple cualquier mezcla de líquidos? Explique.
¿Qué son núcleos de ebullición?
¿Por qué es necesario colocar los núcleos en el balón de destilación?
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Experimento 2: El Quemador Bunsen y su llama (Individual)
Materiales Equipo
Fósforos Quemador Bunsen, tubos de ensayos, pinzas, erlenmeyer y probeta.
Objetivos
Estudiar el quemador de Bunsen como fuente de calor en el laboratorio.
Ilustrar el fenómeno de la combustión.
Introducción
El quemador de Bunsen constituye una fuente de calor en el laboratorio y su
estudio revela aspectos interesantes del proceso de combustión.
Figura 2.1:Quemador Bunsen y sus partes.
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La válvula reguladora sirve para graduar la entrada del gas combustible que puede
ser metano, propano o butano (en Costa Rica se usa una mezcla de propano y butano).
Los laterales regulan, según la apertura que tengan, la entrada de aire; el aire contiene
aproximadamente 20% de oxígeno que actúa como comburente. Al encender el gas con
un palillo de fósforo o con un encendedor, pueden ocurrir simultáneamente las siguientes
reacciones entre el gas propano y el oxígeno:
)3.......(..........432
)2..(..........8672
)1...(..........435
2283
2283
22283
OHCOHC
OHCOOHC
OHCOOHC
Cuando las entradas de aire permiten que entre suficiente oxígeno la reacción (1)
ocurre preferentemente; la llama no es luminosa y tiene un color gris azulado; se
distinguen varias zonas.
En el caso que la entrada de aire esté restringida, no hay suficiente oxigeno y la
combustión no es completa, ocurre la reacción (3). El hidrógeno de la molécula de
propano se quema todo y forma agua pero el carbono de la molécula no se quema y como
es sólido, se pone incandescente con el calor produciendo una luminosidad amarilla.
Cuando el carbono incandescente de la llama se enfría en contacto con una
superficie fría se deposita en forma de humo negro, este producto se utiliza en la
fabricación de cosméticos y betún negro. La reacción (2) ocurre cuando hay una fuente
intermedia de oxígeno, resultando el carbono oxidado a monóxido de carbono solamente,
CO (gas muy venenoso).
La llama de una vela de cera tiene muchas semejanzas con la del quemador de
Bunsen. Una vela encendida puede servir para probar la capacidad de observación y
descripción científicas del estudiante.
¡Ponga a continuación mucha atención!
Para encender el mechero se debe:
1. Asegurarse que la entrada de aire y de gas del mechero estén totalmente cerrada.
2. Abrir la llave de paso principal de gas de la mesa de trabajo que se encuentra en la
parte superior de la pila.
3. Posteriormente, abrir la llave de paso que está junto a cada mechero.
4. Encender un fosforo o encendedor y acercarlo al cañón del mechero.
5. Abrir muy lentamente la válvula reguladora de gas del mechero hasta que
encienda la llama color amarilla.
6. Si se desea la llama de color azul, abrir la llave de entrada de aire.
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En el caso que se abra mucho la entrada de aire y la entrada de gas
este poco abierta, el mechero se apagará. Si se da este caso ¡cuidado, no
encender nuevamente el mechero! porque puede producirse una gran
llama. Se deben cerrar la válvula de entrada de gas y la llave del aire del
mechero. Una vez que se esté seguro que las llaves estén cerradas se inicia
con los pasos anteriores para encender el mechero Bunsen.
El mechero en el laboratorio puede tener muchos usos como en la calcinación,
como fuente de calor, entre otros. En el caso de la calcinaciónIV
(Figura 2.2a) se debe
utilizar un anillo de acero, triangulo de porcelana y mechero Bunsen.
En el caso de calentar agua se debe usar el cedazo de asbesto, anillo de acero o
trípode y el mechero (Figura 2.2b).Tome en cuenta este última aplicación ya que se se
estará empleando con frecuencia en el laboratorio.
Figura 2.2: Usos del mechero Bunsen.
IV
Calcinación: proceso de varios ciclos de calentamiento a temperatura elevada para provocar la
descomposición térmica o un cambio de estado en su constitución físico o química.
a
b
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PROCEDIMIENTO
A) El Quemador de Bunsen
Conecte el quemador de Bunsen con la llave del gas por medio de una manguera
de hule. Cierre la entrada de aire del quemador. Encienda un fósforo o encendedor,
aproxímelo a la salida del cañón e inmediatamente abra la válvula de entrada de gas
lentamente. Observe la llama luminosa.
Con la ayuda de una pinza para crisol sostenga sobre la salida del cañón, por unos
segundos, una cápsula de porcelana fría. Examine el depósito negro que se forma en la
cápsula.
Abra poco a poco la entrada de aire del quemador. Observe el cambio de color de
la llama. Observe las zonas características de la misma.
Coloque un palillo de fósforo acostado sobre la boca del tubo de quemador.
Observe como se quema.
Posteriormente, sostenga una esquina de cedazo (no cubierta por el asbesto) sobre
la llama; baje el cedazo hasta tocar la llama y trate de que la llama pase por el cedazo.
Resultados
¿Por qué es luminosa la llama cuando las entradas de aire están cerradas?
¿Qué le sucedió a la cápsula fría de porcelana? Explique por qué.
Explique por qué cambia la luminosidad al abrir las entradas de aire.
¿En qué forma se quema el palillo de fósforo que se coloca acostado sobre el
cañón del quemador? Explique.
¿Por qué la llama tiene forma cónica?
¿Qué sucede cuando se coloca el cedazo entre la llama?
B) Calentado tubos de ensayo
Llene con agua una tercera parte de un tubo de ensayo de 100 x 10 mm,
sosteniendo el tubo con una pinza para tubos por su parte superior, caliente el tubo con la
llama azul del mechero. Asegúrese de que no está apuntando hacia su persona o a otro
compañero. Tenga cuidado de que la llama no toque la pinza (el metal se calienta muy
rápidamente y pude quemar su mano).
El calentamiento debe ser suave retirando el tubo de la llama y volviéndolo a
poner de modo que nunca se llegue a una ebullición violenta. Repita varias veces para
asegurarse de que le ha tomado confianza a la técnica.
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Cuestionario
1) ¿Qué gas se usa en el laboratorio?
2) Ni el propano, ni el butano tienen olor, ¿por qué huele el gas de laboratorio?
3) ¿De qué color está pintada en el laboratorio la tubería que conduce el gas?
4) ¿Qué reacción ocurre cuando la llama es luminosa?
5) ¿Qué reacción ocurre cuando la combustión es más completa?
6) ¿Qué es lo que sucede cuando un quemador se cala?
7) ¿Qué es a) combustión, b) combustible y, c) comburente?
8) ¿Cómo es que la corriente eléctrica genera energía calórica en un calentador
eléctrico, por ejemplo en el disco de la cocina?
9) ¿Cómo se puede hervir agua más rápidamente, con un quemador de Bunsen o
con un calentador eléctrico? ¿por qué?
Nota:
Es importante que conteste el cuestionario anterior porque sirven de base
para hacer los quices de laboratorio
BIBLIOGRAFIA
1. Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial
Universidad de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 13-15
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Experimento 3: Estudio de las Propiedades de la Materia (Parejas)
Materiales Equipo
Lana de hierro (Fe), carbón vegetal pulverizado (C),
nitrato de potasio sólido (KNO3) y disolución de ácido
clorhídrico (HCl(ac)) 6 mol/L.
Imán, tubos de ensayo, probeta,
vidrio de reloj, papel de filtro y
embudo.
Objetivos
Estudiar algunas propiedades específicas de los elementos y los compuestos.
Comprobar que estas propiedades se conservan cuando los elementos o los
compuestos se mezclan con otros.
Hacer la separación de una mezcla con base en las propiedades físicas de sus
componentes.
Introducción
Los elementos y los compuestos tienen propiedades físicas tales como color, olor,
solubilidad en agua o en otros disolventes, el efecto del imán y densidad, que son
características de cada uno. Es posible determinar en forma sencilla estas propiedades
físicas y a su vez utilizarlas en la identificación de las sustancias. El olor, el color y el
efecto del imán se observan fácilmente. La solubilidad y la densidad pueden determinarse
cualitativamente observando por ejemplo si una sustancia se disuelve o no en agua, si
flota o se precipita.
Mediante procedimientos menos sencillos se puede determinar exactamente
cuánto se disuelve una sustancia en un volumen dado de disolvente y determinar también
el valor numérico de la densidad; estas dos determinaciones corresponderían a procesos
cuantitativos.
Los componentes de una mezcla, en general conservan sus propiedades físicas,
algunas de ellas como la solubilidad pueden servir para separar esos componentes.
Por ejemplo, al calentar a muy alta temperatura el hierro o el azufre por separado,
no se produce cambio químico, es decir, no reacciona ninguno de los dos con el oxígeno
o con el nitrógeno del aire que es el medio en que se encuentran; tampoco reaccionan con
el vidrio del tubo de ensayo o con la porcelana del crisol en que se calientan. Pero si se
calientan juntos entonces reacciona uno con el otro formando un compuesto. Este
fenómeno constituye un ejemplo de propiedades químicas que se observan durante un
cambio químico.
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PROCEDIMIENTO
A) Propiedades del hierro
Examine un poco la lana de hierro; note su color y olor. Observe el efecto del
imán sobre el hierro. Añada 0,3 g de lana de hierro a 5 ml de agua en un tubo de ensayo.
Note si es más pesado o liviano que el agua. Agite el tubo y observe si el hierro se
disuelve en agua.
DecanteV el líquido del tubo de ensayo y posteriormente agregue a este mismo 5
ml de disolución acuosa de ácido clorhídrico 6 mol/L, caliente pero no hierva, note si
ocurre alguna reacción y escriba la ecuación en el cuadro 3-1. Nombre las sustancias
formadas en la reacción, describa el olor del gas que se desprende; si el H2 es inodoro
¿Cómo explica el olor obtenido (si lo hubo)?VI
Resultados
Copie el cuadro 3.1 en su libreta de laboratorio y anote ahí los resultados de las
propiedades químicas y físicas obtenidas para el hierro.
¿Cómo podría usted asegurarse de que el hierro no se disolvió todo en agua?
B) Propiedades del carbón
Repita paso a paso el procedimiento seguido en la parte A) pero utilizando carbono
(carbón vegetal) en lugar de lana de hierro. Al ensayar la solubilidad filtre y observe el
filtrado.
Resultados
Tabule los resultados en el cuadro 3.1. ¿Reacciona el carbón con el HCl?
C) Propiedades del nitrato de potasio
Repita paso a pasos el procedimiento seguido en la parte A) pero omita la adición de
disolución de HCl 6 mol/L. Al tratar de disolver en agua, note la temperatura del tubo.
VDecantar: método mecánico de separación de mezclas heterogéneas, en donde se deja reposar el sólido y
posteriormente se descarta muy lentamente el líquido sin perdidas de sólido. Ver video en
http://www.youtube.com/watch?v=mBT-G_HKzgM&feature=related VI
Para oler una sustancia en un tubo de ensayo, ventile los vapores hacia su nariz, no debe acercar el tubo a
la nariz.
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Resultados
Tabule los resultados en el cuadro 3,1 ¿Notó usted algún cambio en la temperatura del
tubo al disolver el nitrato de potasio en agua? Explique ¿Se disolvió completamente el
nitrato de potasio en el agua al calentar?
D) Ensayo y separación de una mezcla de carbón, hierro y nitrato de
potasio.
Tome una cantidad pequeña de la mezcla de carbón vegetal, lana de hierro y nitrato
de potasio y ensaye con el imán, escriba sus observaciones. Coloque un gramo de la
mezcla en un tubo de ensayo y agregue 5 ml de disolución de HCl. Caliente suavemente.
Investigue el color del gas que se desprende. Coloque un gramo de la mezcla en un tubo
de ensayo y agregue 5 ml de agua destilada. Agite bien y filtre. Recoja la disolución
obtenida al filtrar en un beaker de 50 mL, caliente suavemente para evaporar el agua,
examine los residuos en el beaker y en el papel filtro.
Resultados
¿Cuál es el efecto del imán? ¿Qué sucede al agregar HCl? Escriba la ecuación. ¿Qué olor
tiene el gas que se desprende? Explique. ¿Qué componente de la mezcla se disuelve en el
agua? ¿Cambiaron las propiedades de los elementos al formar ellos una mezcla?
CUADRO 3-1
TABULACIÓN DE LAS PROPIEDADES OBSERVADAS
Propiedades Hierro Carbón Nitrato de potasio
Olor
Color
Efecto del imán
Solubilidad en agua
Reacción con el HCl
Más o menos pesado que
el agua
BIBLIOGRAFIA
1. Chaverri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad
de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 20-21
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Experimento 4: Estudio de la densidad (Parejas)
Materiales Equipo
Mármol, cobre, zinc, hierro, aluminio, 5 g de una sustancia
sólida que el estudiante traerá a la práctica, hidrógeno
carbonato de sodio sólido (NaHCO3), H2SO4, 0,1 mol/L.
Opcional: traer una alka-seltzer.
Buretas, prensas para
buretas, balanzas,
Handbook of Chemistry
and Physics
Objetivos
Utilizar uno de los métodos para determinar la densidad de sólidos insolubles en
agua y más pesados que ésta.
Determinar la densidad de un líquido y un gas.
Demostrar la importancia limitada que la densidad tiene en la identificación de
sustancias.
Aprender a usar el Handbook of Chemistry and Physics.
Introducción:
La relación que existe entre la masa y el volumen se conoce como la densidad y
matemáticamente puede expresarse como:
V
m , en donde ρ es la densidad, m es la masa y V es el volumen.
Se dice que el oro es más denso que el aluminio y que el corcho, puesto que
tomando el mismo volumen de cada uno, la masa del oro es mayor que cualquiera de las
otras dos.
La densidad es una propiedad física característica de cada sustancia como tal,
ayuda a identificar o a describir la sustancia. En el sistema métrico decimal, densidad es
la relación de la masa expresada en gramos y el volumen expresado en centímetros
cúbicos (g/cm3) o mililitros (g/mL). En el sistema inglés, ya obsoleto, se expresa en libras
por pie cúbico (lb/pie3)
La densidad de los gases se determina a condiciones normales (0C y 760 mm de
Hg de presión) y por ser un número muy pequeño generalmente se expresa en gramos por
litro, así la densidad del aire es de 1.293 g/L y la densidad del oxígeno es de 1.429 g/L a
TPN (a temperaturas y presiones normales). La densidad de un líquido también varía
con la temperatura pero esa variación es mucho menor que en los gases, es necesario
especificar siempre la temperatura a la cual se midió la densidad de un líquido mientras
que la presión no es un dato de importancia en la densidad de un líquido. La densidad del
alcohol etílico a 0C es 0.80625 g/mL, a 10C es 0.79788 g/mL, a 39C es 0.77329
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g/mL; la del agua es a 0 C es 0.9987 g/mL, a 4C de 1.00 g/ml, (el agua presenta un
fenómeno especial ya que su estado sólido ocupa mayor volumen (menor densidad) que
el líquido, debido a las interacciones intermoleculares y acomodo de los enlaces de
hidrógeno) y a 38C es 0.99299 g/mL. Los sólidos son menos expansibles con el
aumento de temperatura, pero no debe omitirse mencionar la temperatura a la cual se
mide su densidad.
Se llama peso específico a la relación entre el peso de un cuerpo y su volumen;
matemáticamente se expresa:
V
PEP . , donde P.E significa peso especifico, P significa peso y V significa
volumen en centímetros cúbicos.
Puede entonces apreciarse que la diferencia entre densidad y peso específico se
basa en la diferencia que existe entre peso y masa; ahora bien, para los efectos prácticos
y usos corrientes, la masa se expresa en gramos por lo que peso especifico y densidad se
igualan.
Se denomina densidad relativa, peso especifico relativo o gravedad especifica, la
relación entre el peso de un volumen dado de una sustancia y el del mismo volumen de
una sustancia de referencia o patrón. El agua es el patrón generalmente usado para
calcular la gravedad específica de los líquidos y los sólidos, y el aire para los gases. La
gravedad específica corresponde así a:
ta sustancia de dado volumen de peso
t a sustancia de dado volumen de peso.
11 C
Cespgr t
t
,
o así
(patrón) .
)tan(.
(patrón)
)tan(.
111 t
t
t
tt
tEP
ciasusEP
d
ciasusdespgr
Con el valor de la gravedad específica es necesario indicar la temperatura, tanto
de la sustancia en cuestión como de la sustancia de referencia.
La gravedad especifica del alcohol etílico es gr. esp. 415
=0.789 y esto significa
que la densidad del alcohol etílico a 15 C es 0.789 veces la densidad del agua a 4C.
obsérvese que para la gravedad especifica no hay unidades ya que se está indicando la
relación entre dos magnitudes expresadas en las mismas unidades por lo que estas se
cancelan.
Se pretende en este experimento que el estudiante tenga su primera experiencia
con el Handbook of Chemistry and Physics buscando en este manual las densidades de
varias sustancias. Conociendo así la existencia de ese manual, el estudiante sabrá
consultarlo para obtener otro tipo de información en el futuro.
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24
PROCEDIMIENTO
A) Datos de la bibliografía química
Busque en el Handbook of Chemistry and Physics los valores de la densidad de
las siguientes sustancias: mármol, cobre, zinc, hierro, aluminio y otra sustancia de su
elección. Cuando use el Handbook note la cantidad de información que contiene.
Resultados:
Anote en su cuaderno de laboratorio antes de venir al laboratorio lo siguiente
Sustancia Densidad
Mármol
Cobre
Zinc
Hierro
Aluminio
B) Determinación de la densidad
Además de la sustancia extra que usted trajo (clavos, clips, chinches, balines,
alfileres, entre otrasVII
) escoja dos más de la lista anterior, mida la densidad de cada una
mediante el siguiente procedimiento:
Agregue agua a una bureta de 50,00mL hasta aproximadamente la marca de 25,00
mL; pese una muestra de la sustancia cuya densidad usted determinará; anote el peso.
Anote ahora la lectura de la bureta con dos decimales (lectura inicial) y agregue
cuidadosamente la muestra dentro de la bureta de manera que quede cubierta
completamente por el agua. Anote la nueva lectura (lectura final). Anote la temperatura
del agua. Vacíe el agua de la bureta y saque la muestra. Repita el procedimiento para las
otras dos sustancias. Anote los resultados en su cuaderno de laboratorio usando un
esquema como el siguiente.
VII
La sustancia que debe traer al laboratorio no debe flotar en el agua, debe ser insoluble en agua, compacta
y no debe ser mayor de 1 cm de diámetro.
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25
Temperatura del agua: ___________º C.
Datos Sustancia 1 Sustancia 2 Sustancia 3
Peso (g)
Lectura inicial (ml)
Lectura final (ml)
Volumen (ml)
Densidad (g/ml)
Compare el valor experimental con el que obtuvo en la parte A y si difieren trate
de explicar las posibles causas de esta diferencia (o error experimental).
Compare unos con otros los valores de las densidades de las sustancias que usted
busco en las tablas y diga si la densidad es una propiedad por la que se pueda distinguir
una sustancia de otra. Anote su conclusión.
C) Examine dos muestras de líquidos designados solamente con las letras
A y B.
¿Se puede decir si son el mismo o diferentes líquidos por simple observación
visual?
¿Se puede por olor? (no coloque directamente la nariz en la sustancias)No
ensaye probar el líquido pues aún en pequeñas cantidades podría ser tóxico.
La densidad es una propiedad que puede ayudar en distinguir entre dos líquidos.
Se puede medir la densidad de un líquido pesándolo en una balanza y midiendo luego el
volumen del líquido que se pesó.
Mida exactamente con una bureta aproximadamente 10 ml de la sustancia A y
viértala en un beaker, previamente pesado y pese el beaker con su contenido; anote su
peso y calcule la densidad. Repita la determinación con una nueva muestra del liquido A.
Repita el procedimiento con el liquido B. Anote en su libreta de laboratorio los
datos usando el siguiente cuadro.
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Datos Liquido A Liquido B
Peso del beaker + muestra (g)
Peso del beaker vacío (g)
Peso de muestra liquido (g)
Volumen muestra liquido (ml)
Densidad del liquido (g/ml)
D) Determinación de la densidad de un gas:
Es más difícil medir la densidad de un gas que la de un líquido o de un sólido. Los
gases son difíciles de manejar y la mayor parte de ellos no tienen color.
Si se coloca hidrógeno carbonato de sodio NaHCO3(bicarbonato de sodio) en una
disolución de ácido sulfúrico reaccionan produciendo dióxido de carbono (un gas
insoluble en agua, observándose como burbujea y sale de la disolución:
)(2)(2)(42)(3 glacsCOOHSOHNaHCO (gas desprendido).
También se puede pesar un tubo(1) con agua y por aparte pesar media tableta de
Alka-Seltzer; se mezclan, se recoge el gas en un frasco por desplazamiento del agua, se
marca el desplazamiento del agua por el gas y se determina el volumen del CO2,
desprendido. La diferencia o pérdida de peso en el tubo (1) después de la reacción es el
peso del gas desprendido. Utilice el equipo ilustrado en la figura 4.1.
Figura 4.1: Equipo para recolectar CO2 gaseoso.
Frasco
recolector
Tubo (1) de
ensayo
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Asegúrese de que el extremo del tubo de goma este metido en la boca del frasco
recolector. Cuando esté dispuesto, agregue la Alka-Seltzer al tubo (1) e inserte
rápidamente el tubo de salida con el tapón en el tubo de ensayo y recoja el gas producido.
Todo el gas se desprenderá en los primeros 10 minutos de reacción. Mida el volumen de
agua desplazado por el gas en el frasco colector. Pese de nuevo el tubo de ensayo y su
contenido. Anote en su libreta de laboratorio los datos de acuerdo con el cuadro que se
ofrece enseguida. Con los datos obtenidos calcule la densidad del gas.
Peso del tubo (1) + 15 ml H2O
Peso de la tableta de Alka-Seltzer
(A) Peso total tubo (1) + peso Alka-Seltzer
(B) Peso del tubo (1) después de ocurrida la reacción
Peso del gas desprendido (A-B)
Volumen del gas mL
CUESTIONARIO
1. ¿Qué es densidad?
2. ¿Qué es densidad relativa?
3. ¿Qué relación existe entre densidad y gravedad especifica?
4. ¿Se podría usar el procedimiento de la parte B para sólidos insolubles más
livianos que el agua? Explique.
5. En la parte C se pide lo siguiente “mida exactamente con una bureta
aproximadamente 10 ml”, explique lo que quiere dar a entender con exactamente y
aproximadamente.
6. ¿Por qué la Alka-Selzer desprende CO2 al ponerla en agua mientras que el
NaHCO3 requiere ácido?
Bibliografía
1. Chavarri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad
de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 38-41
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Experimento 4b: Estudio de la densidad (virtual)
Objetivos
Utilizar uno de los métodos para determinar la densidad de sólidos insolubles en
agua y más pesados que esta.
Determinar la densidad de un líquido y un gas.
Demostrar la importancia limitada que la densidad tiene en la identificación de
sustancias.
Aprender a usar el Handbook of Chemistry and Physics.
Introducción:
La relación que existe entre la masa y el volumen se conoce como la densidad y
matemáticamente puede expresarse como:
V
m , en donde ρ es la densidad, m es la masa y V es el volumen.
Se dice que el oro es más denso que el aluminio y que el corcho, puesto que
tomando el mismo volumen de cada uno, la masa del oro es mayor que cualquiera de las
otras dos.
La densidad es una propiedad física característica de cada sustancia como tal,
ayuda a identificar o a describir la sustancia. En el sistema métrico decimal, densidad es
la relación de la masa expresada en gramos y el volumen expresado en centímetros
cúbicos (g/cm3) o mililitros (g/mL). En el sistema inglés, ya obsoleto, se expresa en libras
por pie cúbico (lb/pie3)
La densidad de los gases se determina a condiciones normales (0C y 760 mm de
Hg de presión) y por ser un número muy pequeño generalmente se expresa en gramos por
litro, así la densidad del aire es de 1.293 g/L y la densidad del oxígeno es de 1.429 g/L a
TPN (a temperaturas y presiones normales). La densidad de un líquido también varía
con la temperatura pero esa variación es mucho menor que en los gases, es necesario
especificar siempre la temperatura a la cual se midió la densidad de un líquido mientras la
presión no es un dato de importancia en la densidad de un líquido. La densidad del
alcohol etílico a 0C es 0.80625 g/mL, a 10C es 0.79788 g/mL, a 39C es 0.77329
g/mL; la del agua es a 4C de 1.00 g/ml, a 0 C es 0.9987 g/mL, a 38C es 0.99299 g/mL.
Los sólidos son menos expansibles con el aumento de temperatura, pero no debe omitirse
mencionar la temperatura a la cual se mede su densidad.
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Se llama peso específico, la relación entre el peso de un cuerpo y su volumen;
matemáticamente se expresa:
V
PEP . , donde P.E significa peso especifico, P significa peso y V significa
volumen en centímetros cúbicos. Puede entonces apreciarse que la diferencia entre
densidad y peso específico se basa en la diferencia que existe entre peso y masa; ahora
bien, para los efectos prácticos y usos corrientes, el peso se expresa en gramos por lo que
peso especifico y densidad se igualan.
Se denomina densidad relativa, peso especifico relativo o gravedad especifica, la
relación entre el peso de un volumen dado de una sustancia y el del mismo volumen de
una sustancia de referencia o patrón. El agua es el patrón generalmente utilizado para
calcular la gravedad específica de los líquidos y los sólidos, y el aire para los gases. La
gravedad específica corresponde así a:
ta sustancia de dado volumen de peso
t a sustancia de dado volumen de peso.
11 C
Cespgr t
t
,
o así
(patrón) .
)tan(.
(patrón)
)tan(.
111 t
t
t
tt
tEP
ciasusEP
d
ciasusdespgr
Con el valor de la gravedad específica es necesario indicar la temperatura, tanto
de la sustancia en cuestión como de la sustancia de referencia.
La gravedad especifica del alcohol etílico es gr. esp. 415
=0.789 y esto significa
que la densidad del alcohol etílico a 15 C es 0.789 veces la densidad del agua a 4C.
obsérvese que para la gravedad especifica no hay unidades ya que se está indicando la
relación entre dos magnitudes expresada en las mismas unidades por lo que estas se
cancelan.
Se pretende en este experimento que el estudiante tenga su primera experiencia
con el Handbook of Chemistry and Physics buscando en este manual las densidades de
varias sustancias. Conociendo así la existencia de ese manual el estudiante sabrá
consultarlo para obtener otro tipo de información en el futuro.
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30
PROCEDIMIENTO
Utilizando la siguiente dirección:
http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/densidad/densidad.htm
Efectuar las siguientes actividades:
C) Actividades 1 y 2: determinar la densidad de diferentes materiales.
D) Actividades 2 y 3: determinar la densidad del aluminio.
E) Actividades 4 y 5.
Cuestionario:
1) Compare las densidades obtenidas para los sólidos con las reportadas en el
Handbook of Chemistry and Physics. Calcule el porcentaje de error e indique si lo
considera aceptable. Debe mostrar los cálculos realizados.
2) ¿Qué característica debe tener el sólido para determinar su densidad siguiendo el
procedimiento descrito en la actividad 5?
3) En la actividad 5 ¿cuál es el equipo volumétrico más adecuado para medir el
volumen del líquido desplazado? Explique su respuesta.
4) ¿Por qué en la actividad 3, al graficar los valores, usted obtiene una línea recta?
Explique su respuesta.
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31
Experimento 5: Ley de las proporciones definidas. (Parejas)
Materiales Equipo
Disolución de HCl 2 mol/L, disolución de NaOH 2 mol/L Buretas, cápsula de porcelana
Objetivo
Demostrar la ley de las proporciones definidas con un sencillo experimento cuantitativo
en el que se tiene oportunidad de usar buretas.
Introducción
Los compuestos tienen composición definida por peso. En las reacciones químicas
como una consecuencia de la ley de las proporciones definidas un peso relativo definido
de reactantes produce un peso relativo de productos. Por ejemplo si el peso de un ácido
que se requiere para neutralizar una base es 2,35 veces el peso de la base, esta relación
será cierta no importa que se trate de unos pocos miligramos, de kilogramos o de
toneladas de la base.
La ecuación balanceada de un reacción química de un ácido con una base da las
proporciones por peso en que reaccionan, así cuando el ácido clorhídrico (que es una
disolución del gas HCl en agua) reacciona con la base hidróxido de sodio (que es una
disolución del sólido NaOH en agua) las proporciones por peso están indicadas en la
siguiente ecuación:
)(2)()()( lacacac OHNaClNaOHHCl
De la ecuación se deduce que 36,5 g de HCl reaccionan con 40 g de NaOH para
formar 58,5 g de NaCl y 18 g de agua. La composición del NaCl es definida por el peso.
Nada se obtiene con agregar un exceso de HCl ya que solamente un ión cloruro se
combina con un ión sodio, en este caso, para formar el compuesto NaCl. Si se agregara
un exceso de NaOH el producto final sería una mezcla de NaCl (sólido) y NaOH (sólido)
difícil de separar. Si se agregara un exceso de disolución de HCl (gas) el producto final
sería una mezcla de NaCl (sólido) y de HCl; el HCl por ser un gas se puede evaporar
calentando y queda solamente el NaCl (sólido).
PROCEDIMIENTO
A) Obtención de cloruro de sodio (NaCl)
Pese y apunte el peso de una cápsula de porcelana limpia y seca. Llene una bureta
con la disolución de NaOH y otra con la disolución de HCl. Siga cuidadosamente las
instrucciones de su asistente de laboratorio sobre los cuidados en el uso de la bureta.
Anote los niveles de cada bureta (lectura inicial). Vierta cerca de 10 ml de ácido en la
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cápsula y añada de la otra bureta un volumen igual de la disolución de NaOH. Anote las
lecturas finales de las dos buretas. Coloque ahora la cápsula en el cedazo con asbestos
sostenida en un anillo o en un trípode y caliente suavemente para reducir el volumen a 10
mL aproximadamente (Ver figura 2.2 b).
En ningún momento deben producirse pérdidas por salpicaduras. Por esta razón la
evaporación del contenido se continúa ahora en el baño-maría sobre un beaker de 250 ml
con agua hirviendo hasta obtener un residuo seco en la cápsula.
Permita que la cápsula se enfríe completamente y pésela de nuevo. Para
asegurarse que el residuo está completamente seco, caliente otra vez al baño-maría
durante quince minutos. Enfríe y pese. Repita el proceso hasta obtener peso constante, es
decir, hasta que en sucesivas operaciones obtenga el mismo peso o hasta que la diferencia
entre pesadas sucesivas no sea mayor de 0,01 gramos.
Resultados
Anote en su libreta de laboratorio los datos de volúmenes y pesos conforme se
muestra a continuación.
Lectura Disolución de NaOH Disolución de HCl
Inicial (ml)
Final (ml)
Total vertida (ml)
Peso de cápsula + NaCl (g)
Peso de la cápsula vacía (g)
Peso de NaCl (g)
B) Obtención de NaCl duplicando el volumen de HCl.
Repita el procedimiento de la parte A pero utilice esta vez el doble de volumen de
disolución de HCl y el mismo volumen de disolución de NaOH.
Resultados
Anote en su cuaderno de laboratorio los datos de volúmenes y pesos en forma
similar a la anterior.
Compare el peso de NaCl obtenido en la parte A con el peso obtenido en la parte
B y explique si su resultado explica la ley de las proporciones definidas.
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¿Qué sucedió con el exceso de disolución de HCl en la parte B?
¿Se podría invertir la experiencia y usar un exceso de disolución de NaOH en
lugar de exceso de HCl? Explique.
Cuestionario
1. La disolución de NaOH usada en este experimento contiene 0,08 g de
NaOH por mL. Con base en este dato y en la ecuación ofrecida en la discusión calcule
cuantos gramos de NaCl que debió obtener.
2. ¿Se podría usar en este experimento H2SO4 en lugar de HCl? Explique.
3. Con el resultado del experimento y el de la pregunta 1 de este cuestionario
calcule el porcentaje de error en su experimento.
4. ¿Se podría sustituir en este experimento la bureta por una pipeta?
BIBLIOGRAFIA
1. Chavarri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad
de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 36-38
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34
Experimento 6: Serie de actividad de los metales. (Lado de mesa)
Materiales Equipo
Trozos de metales: sodio, potasio, cobre, magnesio (425),
aluminio y lana de hierro, disolución 0,1 mol/L de acetato de
plomo, disolución 0,2 mol/L de sulfato de cobre, disolución 0,01
mol/L de nitrato de plata, disolución diluida (3 mol/L) de HCl.
Beaker, tubos de
ensayo, Handbook of
Chemistry and
Physics
Objetivos
Determinar la posición relativa de algunos metales en la serie de actividad de
los metales.
Ilustrar el concepto del elemento activo.
Introducción
Para preparar pequeñas cantidades de hidrógeno en el laboratorio se puede usar el
hierro y un ácido como el ácido clorhídrico.
)(2)(3)()( 3262
gacacs HFeClHClFe
El hierro es un metal activo para desplazar el hidrógeno de los ácidos. Hay otros
metales que también pueden desplazar el hidrogeno de los ácidos: magnesio, aluminio,
zinc, etc. Otros sin embargo no lo desplazan: Cu, Hg, Ag, Au, Pt, etc. Estos son más
inactivos (o inertes). Por su extrema inactividad a la plata, al oro y al platino se les
denomina nobles. Por otro lado, el sodio, el calcio, potasio y litio son tan activos que
pueden desplazar al hidrógeno del agua.
)(2)()(2)( 22
gacls HNaOHOHNa
)(2)(2)(2)( )(2
gsls HOHCaOHCa
)(2)()(2)( 22
gacls HKOHOHK
En la reacción del potasio con el agua se produce tanto calor que el hidrogeno que
se desprende se quema formando agua y produciendo una llama.
Estudiando la actividad relativa de los metales, se encuentra, que pueden
ordenarse en una lista o serie llamada serie de actividad de los metales. Los metales que
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35
están en la parte superior de la lista desplazan al hidrógeno del agua(hasta calcio); los que
siguen (hasta el hierro) lo desplazan del vapor de agua y a temperaturas altas, los que
siguen hasta el plomo lo desplazan de los ácidos; el desplazamiento va siendo menos
violento y más lento conforme se desciende en la lista. El sodio desplazaría al hidrógeno
de los ácidos con violencia explosiva. Los que siguen al hidrogeno en la serie no lo
desplazan del todo. Esta serie no solo sirve para decidir si ocurre o no el desplazamiento
del hidrógeno de un ácido sino de un elemento por otro en una sal. El de más arriba de la
lista puede desplazar de las sales al siguiente metal o a cualquiera de los que están más
abajo. Es así como esta serie sirve para predecir en forma elemental si una reacción
ocurre o no ocurre.
ocurre No
)(2
2
2)(2AgNOCu
ocurre NoSnClAu
ocurre No
)()(
)(2)(2)()(
)(2)(2)(2)(
)(2)(2)()(
)()(23)(3)(
)(2)(
)(4)(
)()(2)(2)(
)()(4)(4)(
acs
gacacs
gacls
gacacs
sacacs
acs
acs
sacacs
sacacs
HClCu
HFeClHClFe
HOHBaOHBa
HMgClHClMg
AgNOCu
FeSONi
FeMgClFeClMg
CuZnSOCuSOZn
Ejemplos
Serie de actividad de los
metales
Litio
Rubidio
Potasio
Sodio
Bario
Calcio
Magnesio
Aluminio
Manganeso
Zinc
Hierro
Níquel
Estaño
Plomo
Hidrogeno
Cobre
Plata
Mercurio
Platino
Oro
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PROCEDIMIENTO
A) Metales activos
El asistente colocará un trozo de sodio y potasio metálico con mucho cuidado en
un beaker de 250 ml con agua y fenolftaleínaVIII
.Observe el resultado y el cambio de
color del agua.
Resultados
Compare las reacciones del sodio y del potasio con el agua. Escriba las
reacciones. ¿Qué demuestra el color del agua con fenolftaleína?
B) Reacciones de metales con ácidos
Coloque en tubos de ensayo, trocitos de cobre, lana de hierro, aluminio y
magnesio. Añada a cada tubo 2 mL de disolución diluida de ácido clorhídrico y note la
velocidad de reacción en cada caso. Caliente lentamente si fuera necesario, para que la
reacción comience. Ordene los tubos de menor a mayor actividad.
Resultados
¿Cómo sabe usted que una reacción está ocurriendo en cada tubo?
¿Cuál es el orden de mayor a menor velocidad con que reaccionan los metales
usados con el HCl? Escriba las reacciones.
C) Reacciones de metales con sales
Repita el procedimiento de la parte B empleando 2 ml de disolución de acetato de
plomo en lugar de HCl.
Repita lo anterior usando nuevos trozos de metal en cada tubo y una disolución
de sulfato de cobre en vez de acetato de plomo.
Repita con trozos nuevos de metal y 1 mL de disolución de nitrato de plata.
Resultados
¿Con cuáles de los siguientes metales: Cu, Fe, Mg y Al reacciona el acetato de
plomo?
Describa lo que observó en cada tubo y si hubo reacción, escriba la ecuación.
A su juicio ¿Cuál experimento, parte C o B, es mejor para comprobar la posición
relativa de los metales? ¿Por qué?
VIII
Visitar las páginas web: http://www.youtube.com/watch?v=e_rFSWmR6jk&feature=related
http://www.youtube.com/watch?v=lcVqu-DN6HQ
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37
Describa lo que ocurrió en cada tubo entre el metal y el sulfato de cobre, en los
casos en que hubo reacción, escriba la ecuación.
Describa lo que ocurrió en cada tubo entre el metal y el nitrato de plata, en los
casos en que hubo reacción, escriba la ecuación.
Cuestionario
1. De las diferentes experiencias que realizó en este experimento, coloque los
siguientes metales en orden de mayor a menor actividad (incluya en la lista al hidrogeno):
Cu, Al, Mg, Fe, Na, K.
2. ¿Por qué cree usted que en las partes B y C no se incluye una experiencia
usando un trocito de sodio metálico?
3. Consultando la serie de actividad de los metales ¿Qué hubiera sucedido si
en la parte C se hubiera usado también una disolución de nitrato de níquel?
4. ¿Qué se hubiera notado en la parte C si en lugar del nitrato de plata se
hubiera utilizado nitrato de mercurio (II), Hg(NO3)2?
5. ¿A qué se debe el cambio de pH cuando reaccionan el sodio y el potasio
con el agua?
BIBLIOGRAFIA
1. Chavarri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial
Universidad de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 53-55.
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38
Experimento 7: Disoluciones que conducen electricidad.
(Lado de mesa)
Materiales Equipo
Disolución 0,25 mol/L de hidróxido de bario (Ba(OH)2), disolución
0,08 mol/L de ácido sulfúrico (H2SO4), alcohol etílico al 20 %V/V;
disolución de sacarosa al 2%; ácido acético glacial; ácido acético 1
mol/L; ácido clorhídrico 1 mol/L (HCl), hidróxido de sodio 1 mol/Lm
(NaOH), disolución 1mol/L de amoniaco (NH3), disolución 1 mol/L de
acetato de sodio (NaOAc); disolución 1 mol/L de cloruro de sodio,
(NaCl).
Equipo de
electrólisis y
fuente de
corriente alterna
Objetivos
o Clasificar diversas sustancias en electrólitos y no electrólitos.
o Distinguir entre electrolitos débiles y fuertes mediante pruebas de conductividad.
Introducción
Los electrólitos conducen la corriente eléctrica a través de las disoluciones. Esta
conducción de la corriente eléctrica se efectúa debido a la presencia de iones en
disolución. Los iones por tener carga eléctrica positiva o negativa son atraídos hacia el
polo negativo o positivo, respectivamente; al llegar reciben o entregan uno o más
electrones; esta migración iónica y la remoción o entrega de electrones de los polos es la
base del mecanismo de conducción iónica.
Los electrólitos fuertes conducen muy bien la corriente eléctrica debido a la gran
concentración de iones en disolución debido a que se ionizan o disocian al 100% en
disolución. Los electrólitos débiles tienen una conductividad pobre ya que sus
disoluciones tienen muy baja concentración iónica, debido a que el porcentaje de
ionización o disociación es bajo (10-40 %). La dilución aumenta la ionización de
electrólitos como HOAc, HCN y otros que antes de ponerlos en disolución no tenían
iones. La dilución aumenta la libertad de movimiento (disociación) de los iones de
compuestos como NaCl, KNO3, etc., cuyos cristales están hechos de iones.
En este experimento se apreciará la propiedad de las disoluciones de electrólitos
con base en la mayor o menor luminosidad del bombillo de luz que se inserta en el
circuito. Utilice el siguiente equipo
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Figura 7.1: Aparato para medir conductividad. El bombillo se enciende más si hay más iones entre los dos electrodos que están
sumergidos en la disolución.
PROCEDIMIENTO
A) Conductividad de varias disoluciones y algunos líquidos
Coloque 10 mL de disolución de HCl 1 mol/L en un beaker de 50 ml. Introduzca
ahora los electrodos hasta que toquen el fondo. Conecte ahora el tapón a la fuente de
corriente eléctrica y observe el resultado.
Observe el cambio de luminosidad del bombillo conforme va sacando lentamente
los electrodos de la disolución.
Repita el mismo procedimiento para cada una de las disoluciones o líquidos que
aparecen en el cuadro de los resultados. Observe la luminosidad del bombillo como un
índice de conducción. Complete el cuadro en su libreta de laboratorio. En la última
columna donde dice conclusión indique si el electrolito es fuerte o débil.
Resultados
Disoluciones o
líquidos (10 ml de
cada uno)
Conductividad Conclusión
No
conduce Conduce poco
Conduce
mucho
HCl 1mol/L
HOAC 1mol/L
NaOH 1mol/L
NH3 1mol/L
NaCl 1mol/L
Ba(OH)2 0,25 mol/L
Ácido acético glacial
Disolución acuosa de
sacarosa al 2 %
Disolución acuosa de
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40
etanol al 20 %
NaOAc, 1 mol/L
Agua destilada
H2SO4, 0,08 mol/L
¿Por qué debe medirse el mismo volumen de cada disolución?
¿Qué sucede con la luminosidad del bombillo conforme se sacan los electrodos
de la disolución de HCl 1 mol/L? Explique el por qué de eso.
¿Qué observación le sirve a usted llenar la columna conductividad de la tabla
anterior?
¿Por qué un electrólito fuerte en el beaker hace que el bombillo se encienda con
gran luminosidad?
¿Cómo clasifica al HOAC 1mol/L?
¿Cómo clasifica al NH3 1mol/L?
¿Por qué la sacarosa no conduce la electricidad?
¿Por qué el ácido acético glacial prácticamente no conduce y el ácido acético
(HOAc) 1mol/L sí lo hace?
¿El HCl disuelto en el tolueno, conduce o no la corriente eléctrica? ¿Por qué?
Compare con el agua como disolvente.
Cuestionario
1. ¿Por qué al ácido acético concentrado se le llama ácido acético glacial?
2. Escriba la fórmula de Lewis del ácido acético.
3. Explique con base en la fórmula anterior por que el HOAc glacial no
conducen la corriente, pero al diluirlo con agua se observa una conducción.
BIBLIOGRAFIA
1. Chavarri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad
de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp 82-83.
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Experimento 8: Cambios Químicos (Parejas)
Materiales Equipo
Disoluciones 0,1 mol/L de: NH3, NaOH, KOH, Ba(OH)2, H2SO4, HI y
CH3COOH (HOAc).
Disolución 0,01mol/L de HNO3.
Disoluciones 0,01 mol/L de nitrato de sodio (NaNO3); nitrato de bario
(Ba(NO3)2); nitrato de cobre (II) (Cu(NO3)2); nitrato de plomo (II)
(Pb(NO3)2) y nitrato de plata (AgNO3).
Disoluciones de indicadores: fenolftaleína, rojo de metilo y anaranjado
de metilo.
Beakers, tubos
de ensayo,
mecheros,
vidrios de reloj,
papel pH.
Objetivo
Estudiar dos tipos de cambios químicos: las reacciones de precipitación y de
doble desplazamiento (ácido-base).
Introducción
Los cambios químicos se pueden clasificar desde distintos puntos de vista; estas
clasificaciones resultan a veces incompletas o inconvenientes por lo que es preferible no
establecer marcos rígidos de clasificación. Seguidamente se estudiaran diferentes
cambios químicos y se nombrarán según las distintas clasificaciones cuando así sea
conveniente.
La clasificación más utilizada, clasifica los cambios químicos en:
Reacciones de combinación (oxidación-reducción)
)()(2)( 22 sgs MgOOMg
En esta reacción el magnesio se oxida y el oxígeno se reduce. Se dice entonces
que el magnesio es el agente reductor (A.R) y que el oxígeno es el agente oxidante (A.O).
Reacciones de desplazamiento (oxidación-reducción)
El zinc desplaza al hidrógeno del HCl y este es un ejemplo de oxidación–
reducción; el zinc se oxida del metal a ión zinc y el hidrógeno se reduce de ión hidrógeno
(hidronio) a hidrógeno libre.
)(2)(2)()( 2 gacacs HZnClHClZn
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Reacciones de descomposición (oxidación-reducción)
La reacción que ocurre al calentar HgO es de descomposición pero a su vez
resulta un ejemplo de oxidación-reducción pues el oxígeno se oxida a O2 y el mercurio se
reduce de ión Hg+2
a mercurio libre.
)(2)()( gls OHgHgO
Reacciones de precipitación (doble desplazamiento)
El nitrato de plata es soluble en agua y el cloruro de sodio también. Sin embargo,
cuando se mezclan disoluciones de nitrato de plata y de cloruro de sodio se forma cloruro
de plata, AgCl, que es un sólido insoluble en agua que se separa de la disolución al
precipitar.
)(3)()()(3 acsacacNaNOAgClNaClAgNO
Este ejemplo de precipitación es a su vez un ejemplo de doble descomposición o
de doble desplazamiento: la plata desplaza al sodio y el sodio desplaza a la plata.
Reacciones ácido-base (doble descomposición o doble desplazamiento)
De acuerdo con Brønsted y Lowry los ácidos son donadores y las bases son
receptores de iones hidrógeno (H+, también llamados hidronio o “protones”). Así el HCl
es un ácido porque puede donar un ión hidrógeno H+, se combina con el ión OH
- de la
base NaOH y forma agua; el ión cloruro y el ión sodio que quedan formando cloruro de
sodio, una sal. Este es un ejemplo de neutralización entre ácido y base.
)(2)()()( lacacac OHNaClNaOHHCl
Hay otros casos de reacción ácido-base que no constituyen una neutralización;
pero todos los casos de neutralización de ácido y base son ejemplos de doble
descomposición formándose una sal y agua.
En la reacción:
)()(4)(2)(3 acaclac OHNHOHNH
el agua es el ácido pues ésta dona un protón a la base NH3. Este ejemplo es a su vez una
ilustración del proceso de formación de iones: ionización. Esta reacción sin embargo
ocurre apenas en 1,3% o sea que solamente 13 de cada mil moléculas de NH3 reaccionan.
La ionización es muy débil y por eso el NH3 es una base débil.
Aunque se ha definido ácido y base como compuestos que donan o aceptan
protones respectivamente, según Brønsted y Lowry, dentro de esa misma definición están
los ácidos y bases clásicos según Arrhenius, que al reaccionar forman una sal y agua.
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Dentro de ese criterio clásico hay ácidos como HCl, H2S, HBr, HCN, HI, HF que no
tienen oxígeno en sus moléculas (hidrácidos) y hay también ácidos como H2SO3, H2SO4,
H3PO4, HNO3, H3BO3, HClO, HClO3, HClO4, que tienen oxígeno en sus moléculas
(oxácidos). Estos últimos se originan, al menos teóricamente, en la reacción del oxido no
metálico con agua, por ejemplo:
)(43)(2)(52
)(2)(2)(32
)(3)(2)(52
)(32)(2)(2
23
2
2
acls
acls
acls
aclg
POHOHOP
HClOOHOCl
HNOOHON
SOHOHSO
Dentro del criterio clásico las base tales como NaOH, Ca(OH)2, KOH, Ba(OH)2
provienen de la reacción del oxido metálico con el agua. Ejemplos:
)(2)(2)(
)()(2)(2
)(2)(2)(
)()(2)(2
)(
2
)(
2
acls
acls
acls
acls
OHBaOHBaO
KOHOHOK
OHCaOHCaO
NaOHOHONa
Para distinguir un ácido de una base, en el laboratorio, se puede utilizar papel de
tornasol. El tornasol es un colorante que cambia su coloración al pasar de una disolución
ácida a disolución básica. El tornasol está impregnado en el papel y una gota de ácido o
base, le cambia el color. Todos los ácidos (concepto de Arrhenius) producen iones H+ que
se hidratan y forman iones hidronio, H3O+. Las bases (concepto de Arrhenius) tienen
iones OH-. Por eso al reaccionar el ácido con la base se forma siempre agua:
)(2)()(3 2 lacac OHOHOH
PROCEDIMIENTO
A) Estudio de bases
Coloque varios trocitos de cinta de papel tornasol rojo en un vidrio de reloj
(colocados sobre un papel blanco para observar los cambios de color más fácilmente).
Con un agitador de vidrio limpio coloque una gota o dos de disolución de NaOH en un
trocito de papel tornasol rojo. Observe los cambios. Lave bien el agitador y repita el
proceso con las otras tres disoluciones de KOH, NH3, Ba(OH)2, lavando el agitador cada
vez que cambia de disolución.
En tres tubos de ensayo, agregue 3 mL de la disolución de NaOH. A un tubo de
ensayo añada tres gotas de disolución de indicador fenolftaleína, al otro tubo de ensayo
agregue tres gotas de indicador rojo de metilo, y al tercer tubo tres gotas de indicador
anaranjado de metilo. Repita lo mismo para las disoluciones de KOH, Ba(OH)2 y NH3.
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Sostenga por unos segundos una tirita de papel tornasol rojo sobre la boca de una
botella de disolución concentrada de NH3. No permita que el papel toque la boca de la
botella, observe lo que sucede.
Resultados
¿Qué cambio sufre la tirita de papel de tornasol al ponerla en contacto con la
disolución de NaOH? ¿Sucede lo mismo con las otras bases? ¿Qué tienen en común todas
las bases, (concepto de Arrhenius)? ¿Qué coloración se obtiene al agregar los tres
indicadores a la disolución de NaOH? Tabule los resultados para todas las cuatro bases
con los tres indicadores. ¿Por qué bases diferentes producen la misma coloración en un
determinado indicador?
¿Qué gas se desprende de una disolución concentrada de amoniaco (fórmula y
nombre)? ¿Tiene olor? Descríbalo. ¿Qué le sucede al papel de tornasol rojo? Explique el
cambio.
B) Estudio de ácidos
Repita todo el procedimiento de la parte A (excepto el último párrafo referente al
NH3 concentrado) pero en lugar de utilizar cuatro disoluciones de bases use las siguientes
cuatro disoluciones de ácidos: ácido sulfúrico, ácido clorhídrico y ácido acético 0,1 mol/L
y ácido nítrico 0,01 mol/L. (Observe bien la concentración de cada ácido). Sostenga una
tirita de papel de tornasol azul, (desde luego usted debe usar ahora papel de tornasol azul
en vez de rojo) en la boca de la botella que contenga una disolución concentrada de HCl.
Resultados
¿Qué cambio sufre el papel tornasol azul al contacto con la disolución de ácido
sulfúrico? ¿Es igual o diferente el cambio con los otros ácidos? ¿Cómo explica usted ese
resultado? ¿Qué coloración se obtiene al agregar los otros tres indicadores al H2SO4?
Tabule el resultado (color observado) de cada uno de los cuatro ácidos con cada
uno de los tres indicadores. ¿Por qué ácidos diferentes producen coloración igual con un
determinado indicador?
¿Qué gas se desprende de la botella de HCl concentrado? ¿Tiene olor? ¿Qué le
sucede al papel de tornasol azul? ¿Por qué?
C) Algunos ejemplos de precipitación.
Agregue gota a gota por las paredes del un tubo de ensayo cada disolución de la
lista 1 siguiente a una muestra de 1 mL de cada disolución de la lista 2. Observe en cuales
casos se forma un precipitado con las primeras tres o cinco gotas de reactivo de la lista 1
y anote el color.
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Lista 1 Lista 2
Disolución 0,1 mol/L de HI Disolución 0,01 mol/L de NaNO3
Disolución 0,1 mol/Lde H2SO4 Disolución 0,01 mol/Lde Cu(NO3)2
Disolución 0,1 mol/LdeNaOH Disolución 0,01 mol/Lde Pb(NO3)2
Disolución 0,1 mol/LdeHCl Disolución 0,01 mol/Lde AgNO3
Disolución 0,01 mol/Lde Ba(NO3)2
Resultados
Escriba las ecuaciones para cada reacción (enumere de 1 a 20 las ecuaciones y
reserve dos renglones para cada una). Anote el color que se forma o simplemente la frase:
“no ocurre reacción observable”.
Nota: usted debe corroborar los resultados obtenidos con su asistente y corregir
aquellos resultados erróneos.
Cuestionario
1. Escriba una ecuación que ilustre cada caso siguiente:
aguametáliconoóxido
aguametálicoóxido
oxígenometalno
oxígenometal
2. ¿Cuáles son los óxidos de los metales alcalinos de la tabla periódica?
3. ¿Cuáles son los óxidos para los metales alcalinotérreos?
4. Escriba la fórmula y a la par el nombre de los compuestos de las preguntas
2 y 3.
5. Complete las siguientes ecuaciones y escriba a la par de la fórmula, el
nombre correcto del compuesto resultante.
)(2)(
)(2)(2
)(2)(
)(2)(2
ls
ls
ls
ls
OHBaO
OHOK
OHCaO
OHONa
6. Escriba muy ordenadamente el nombre que corresponde a cada uno de los
reactivos y cada producto de la parte C de este experimento. Escriba la fórmula y a la par
el nombre en forma de lista. Primero las nueve sustancias reaccionantes y luego los
productos de las 20 posibles reacciones (cuando ocurran).
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7. ¿Cuál es la definición de ácido y cuál de base según Bronsted y Lowry?
8. Escriba tres ejemplos de ácido y tres de base según Bronsted y Lowry.
9. Demuestre mediante una reacción de neutralización: como la definición de
ácido y base de Arrhenius abarca también la definición de Bronsted y Lowry.
BIBLIOGRAFIA
1. Chavarri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad
de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp55-57.
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47
Experimento 9: El cobre y sus sales
(Parejas)
Materiales Equipo
Alambre de cobre, disoluciones (6 mol/L) de: ácido
nítrico, hidróxido de sodio, ácido sulfúrico, ácido
clorhídrico; zinc en polvo o magnesio en virutas,
Cápsula de porcelana y
pizeta con agua destilada,
beaker, mechero.
ADVERTENCIA: MANEJE CON CUIDADO LOS ÁCIDOS FUERTES, PRODUCEN
QUEMADURAS
Objetivos
Emplear las técnicas aprendidas anteriormente (medir masa, decantar,
lavar y secar en baño maría), para transformar una masa de cobre en varias
de sus sales y volver a obtener el cobre elemental.
Recordar los postulados de la Teoría Atómica.
Analizar la naturaleza del enlace iónico y su efecto en las propiedades de
los compuestos iónicos.
Introducción
El cobre se encuentra en la naturaleza en forma de sales (sulfuros, arseniuros,
cloruros y carbonatos), la más común es la calcopirita CuFeS2. El cobre metálico, se
obtiene por combustión oxidativa y fundición, seguida de electrodeposición a partir de la
disolución del sulfato.
El metal, es dúctil y maleable, con brillo dorado, es un buen conductor de la
electricidad y del calor, es resistente al ataque de los ácidos no oxidantes como el ácido
clorhídrico; sin embargo, es atacado por el ácido nítrico y sulfúrico, en presencia de aire,
para dar disoluciones que contienen el catión [Cu(H2O)6]2+
, la ecuación para la reacción
con el ácido nítrico es
3Cu + 8HNO3 → 3Cu (NO3)2 + 2NO + 4H2O
Al basificar las disoluciones de sales de cobre, se forma un precipitado gelatinoso
del “hidróxido”, que carece de estructura cristalina definida. Este hidróxido, es realmente
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un óxido hidratado, que pierde agua por acción del calor y se forma óxido de cobre (II),
de color negro y carácter básico puesto que se disuelve por acción de los ácidos fuertes.
Por la posición en la serie de actividad de metales, se lo puede reducir fácilmente
a cobre metálico, a partir de las disoluciones ácidas del sulfato de cobre (II), utilizando
zinc o magnesio para la reducción.
PROCEDIMIENTO
A) Obtención del nitrato de cobre (II):
Medir una muestra de cobre metálico de 0,3 g y colocarla en un beaker de
150 mL. Anotar la masa de la muestra medida. Agregar con CUIDADO, 8 mL de la
disolución de ácido nítrico (6 mol/L) al beaker que contiene el cobre. Calentar
SUAVEMENTE, hasta que se disuelva completamente el cobre y sin que se desprendan
gases en forma vigorosa. Diluir con 45 mL de agua destilada y agitar para homogenizar la
disolución.
Resultados
¿Qué tipo de reacción se lleva a cabo en este proceso?
¿A qué se debe el color verdoso inicial de la disolución del cobre metálico en
ácido nítrico?
B) Obtención de hidróxidos de cobre (II):
A la disolución anterior, se la deja enfriar y se añaden, con agitación constante,
15 mL de NaOH (6 mol/L).
Resultados
¿Qué aspecto tiene el precipitado? ¿Por qué?
¿Se mantuvo el color azul en el líquido supernatante? ¿Por qué?
C) Transformación del hidróxido de cobre (II) a óxido de cobre (II):
Calentar suavemente el precipitado anterior hasta que se dé un cambio definido y
total en el precipitado, agitar por último la mezcla.
Resultados
¿Qué tipo de cambio químico ocurrió al hidróxido de cobre (II)?
¿Cómo clasifica este tipo de reacción?
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D) Obtención del sulfato de cobre (II):
Lavar el precipitadoIX
de CuO con 60mL de agua destilada y decante el líquido
supernatante. Repita la operación varias veces. Añadir 10mL de la disolución de ácido
sulfúrico (6mol/L) (CUIDADO), y agitar hasta que se disuelva todo el precipitado. Si no
se disuelve todo, añada gota a gota más ácido sulfúrico hasta obtener la disolución total.
Resultados
¿Qué color adquiere la disolución? ¿Por qué?
¿Por qué se utiliza ácido sulfúrico y no una disolución de sulfato de sodio o
potasio?
E) Obtención de cobre metálico:
A la disolución de sulfato de cobre (II), añadir 2,5 g de magnesio en virutas (o
lana de hierro), en varias porciones y con agitación constante. Durante éste proceso, NO
DEBEN de haber quemadores encendidos. Si la disolución presenta una tonalidad
celeste, añadir 1 g más de zinc o magnesio y esperar a que disminuya el burbujeo para
decantar el líquido supernatante. Lave el precipitado dos veces con porciones de 20 mL
de agua destilada.
Añadir al precipitado, 5 mL de agua destilada y 10 mL de ácido clorhídrico
concentrado (CUIDADO). Cuando el burbujeo sea lento, calentar suavemente pero no
hasta ebullición. Cuando el burbujeo no sea apreciable, decante el líquido supernatante y
lave el precipitado dos veces con porciones de 5 mL de agua destilada.
Traslade todo el precipitado a una cápsula de porcelana previamente tarada y lave
el precipitado tres veces con porciones de 5 mL de acetona (CUIDADO: mantenga el
quemador apagado mientras lava con acetona). Después de lavar el precipitado, coloque
la cápsula de porcelana sobre un baño maría y espere a que el precipitado esté seco. Deje
enfriar la cápsula y determine por diferencia, la masa de cobre recuperado.
Resultados
¿Qué sucede si no se lava el precipitado de cobre antes de añadir el ácido
clorhídrico?
¿Por qué no debe estar encendido el quemador cuando se añade zinc (o magnesio)
a la disolución ácida de sulfato de cobre?
IX
Cuando se ha formado el sólido negro (CuO) se agregan los 60 mL de agua y se agita la mezcla por un
momento y luego se deja reposar para que el sólido se deposite en el fondo del beaker y se decanta el
líquido supernatante.
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50
¿Cuáles cambios químicos le ocurren al cobre y al zinc (o magnesio) en este
proceso?
¿Qué peligro existe si la acetona está cerca de la llama?
¿Por qué no se debe calentar a ebullición la disolución a la que se le agregó ácido
clorhídrico?
Cuestionario
1. Calcule el porcentaje de cobre recuperado y enumere las posibles causas de
error que impidieron alcanzar el 100% de rendimiento. Agrupe las causas en dos grupos:
las que disminuyen el rendimiento y las que lo aumentan.
2. Si el “NO” es incoloro, ¿Por qué se desprenden gases pardos al formar el
nitrato de cobre (II)? Proponga una reacción que explique este fenómeno.
3. ¿Por qué se utiliza el HCl concentrado para eliminar el exceso de zinc (o
magnesio). Se podría utilizar ácido nítrico o ácido sulfúrico?
4. Proponga las reacciones para las transformaciones que ocurren en los
apartados B, C, D y E. Indique cuáles reacciones son redox, ácido-base, precipitación y
descomposición.
5. Comente los postulados de la teoría atómica, dentro de los resultados
experimentales obtenidos.
6. Analice las propiedades generales de los compuestos iónicos producidos y
relaciónelos con las características del enlace iónico.
.
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51
Experimento 10: Hidrógeno (Parejas)
Materiales Equipo
Lana de hierro (Fe), dis
olución 3 mol/L de HCl
Equipo recolector de hidrógeno (figura 11.1),
beaker de 150 mL, tubos de ensayo
Figura 11.1: Equipo recolector de hidrógeno
Objetivos
Preparar pequeñas cantidades de hidrógeno.
Observar sus propiedades especialmente su densidad y su capacidad explosiva.
Introducción
La producción de hidrógeno en el laboratorio es un proceso simple. Según la serie
de actividades de los metales, que se estudia en el experimento 6, algunos metales son
capaces de desplazar el hidrógeno del agua; otros pueden desplazarlo de los ácidos y
otros son capaces de desplazar el hidrógeno del vapor del agua. Los elementos alcalinos y
los alcalinotérreos lo desplazan del agua a temperatura ambiente.
)3(22
)2(2222
)1(2222
2)()(2)(
2)()(2)(
2)()(2)(
HOHCaOHCa
HOHKOHK
HOHNaOHNa
acacs
acacs
acacs
Las reacciones (1) y (2) ocurren con bastante violencia y como el sodio y el
potasio, son más livianos que el agua, flotan y se mueven por retropropulsión en su
superficie. El calor generado en la reacción (2) es suficiente para que el hidrógeno se
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encienda. A menudo se forma un glóbulo fundido del metal que estalla y para evitar este
peligro y poder recoger el hidrógeno se puede envolver el metal activo en un pedazo de
tela metálica de cobre o de plomo con lo cual el metal se hunde. La reacción (3) ocurre
con más serenidad y como el calcio es más pesado que el agua se hunde y no se requiere
en este caso de la tela metálica pudiendo recogerse el hidrógeno el un tubo de ensayo en
la forma que lo indica la figura 11.1.
Para obtener hidrógeno de los ácidos se utiliza el ácido clorhídrico o el sulfúrico
diluido y un metal como el zinc
)(2)(4)(42)( gacacac HZnSOSOHZn
PROCEDIMIENTO
A) Recolección de gas hidrógeno.
Llene un tubo de ensayo con HCl y colóquelos en un beaker de 150 mL el cual
contiene HCl hasta dos tercios de su capacidad. Con sus manos forme una bolita de lana
de hierro y colóquela en el beaker, recoja el hidrógeno en el tubo por desplazamiento del
ácido. El tubo lleno de hidrógeno se coloca boca abajo sobre un cuadro de vidrio plano
y se reservan para la parte B. Repita este procedimiento 4 veces más.
Resultados
Escriba la reacción entre el hierro y el HCl. ¿Es el hidrógeno muy soluble en la
disolución ácida? ¿Cómo llega a esa conclusión? ¿Por qué se colocan los tubos llenos de
hidrógeno boca abajo sobre un vidrio? Explique
B) Densidad y poder explosivo del hidrógeno.
Aproxime uno o dos tubos con hidrógeno a la llama del quemador de Bunsen.
Note como el hidrógeno se quema silenciosamente. Coloque un tubo con hidrógeno boca
arriba y cúbralo con otro vació (es decir lleno de aire) y haga que las bocas de ambos
tubos coincidan. Espere unos segundos. Aproxime ahora cada tubo a la llama del Bunsen.
Note como ahora el hidrógeno se quema con un ruido especial (“pop”) que equivale a una
pequeña explosión. Use los otros tubos con hidrógeno hasta que obtenga los resultados
descritos.
Resultados
¿A qué se debe la diferente manera en que el hidrógeno se quema en estos
experimentos? Escriba la ecuación de la combustión del hidrógeno.
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53
Cuestionario
1) ¿Qué es la serie de actividad de los metales?
2) ¿Qué elementos desplazan al hidrógeno del vapor de agua?
3) ¿Cuáles hidruros producen hidrógeno al ponerlos en agua? Ejemplos
4) ¿Es el hidrógeno libre muy abundante? ¿Por qué?
5) ¿Cómo se prepara industrialmente el hidrógeno? (mencione solo un
método)
6) ¿Qué importancia tiene este método ante la crisis del petróleo?
BIBLIOGRAFIA
1. Chavarri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad
de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. pp46.
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54
Experimento 11: Amoniaco
Materiales Equipo
Gelatina en polvo; cal-soda (mezcla de CaO y
NaOH); HCl concentrado; cloruro de amonio
(NH4Cl), disolución de hidróxido de sodio
6 mol/L (NaOH), ; sulfato de amonio sólido; cal
apagada Ca(OH)2, disolución indicador de azul
de bromotimol.
Tubo de ensayo “pyrex” grande
provisto de tapón de hule y tubo de
entrega como lo indica la figura12.1,
botellas de boca ancha para la
recolección de gases; equipo para la
fuente del amoniaco.
Objetivos
Estudiar la obtención de amoniaco a partir de varias sustancias.
Estudiar las propiedades del amoniaco.
Introducción
El amoniaco ha sido conocido desde tiempos remotos y los alquimistas
describieron su obtención y propiedades. Primeramente se obtuvo calentando orina con
sal y tratando el producto resultante con bases fuertes (llamadas álcalis). Calentando
pezuñas y cuernos de animales en retortas donde se desprende amoniaco. Estos métodos
dieron origen a los primeros nombres del amoniaco y sus disoluciones acuosas, “espíritu
volátil” y “espíritu de asta de ciervo”. Estos procedimientos demuestran que los
aminoácidos que forman las proteínas forman amoniaco cuando se descomponen en
medio alcalino.
Se debe insistir en la diferencia entre amoniaco, NH3, que es un gas y amonio,
NH4+, que es un ión positivo. El amonio se origina al reaccionar el gas amoniaco con un
protón proveniente de un ácido o del agua. Así se forman sales como cloruro de amonio,
NH4Cl; sulfato de amonio, (NH4)2SO4; o el NH4OH- cuando el NH3 reacciona con el
agua.
En el laboratorio se pueden producir cantidades limitadas de amoniaco haciendo
reaccionar una mezcla seca de una sal de amonio como el cloruro o el sulfato con una
base como el hidróxido de calcio:
OHCaSONHOHCaSONH
OHNaClNHNaOHClNH
2432424
234
22)()(
Estos métodos son validos solamente para el laboratorio ya que las sales mismas
de amonio se obtienen industrialmente a partir del amoniaco.
El amoniaco se prepara industrialmente por el proceso de Haber que consiste en la
unión de gases N2 y H2 en condiciones especiales. Otro proceso industrial de importancia
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es el de la cianamida que utiliza coque, piedra caliza y nitrógeno gaseoso. Los detalles de
estos procesos industriales pueden encontrarse en los libros de química general e
inorgánica.
El amoniaco se produce en la naturaleza por la acción de las bacterias de la
putrefacción y de formación de amoniaco sobre la materia orgánica del suelo.
El amoniaco es un gas incoloro. Es fácilmente detectable por su olor penetrante,
irritante y sofocante. Es venenoso en alta concentración. El gas es más liviano que el aire
y puede por eso recogerse por desplazamiento del aire hacia abajo.
El amoniaco es muy soluble en agua. A la presión normal, un volumen de agua a
0 C disuelve cerca de 1200 volúmenes de amoniaco y a 20 C el agua disuelve cerca de
700 volúmenes del gas. El amoniaco es una base débil; reacciona con el agua y esta le
cede un protón; en esta reacción participan solo 1,3 % de las moléculas de NH3 y es por
eso que se le clasifica como base débil.
OHNHOHNH 423
De acuerdo con Bronsted-Lowry el amoniaco es una base débil pues su ácido
conjugado, el ión amonio es relativamente fuerte (enorme tendencia a combinarse).
PROCEDIMIENTO
A) Amoniaco de materia orgánica nitrogenada. (Parejas)
Mezcle en un vidrio de reloj y con la ayuda de una espátula 1 g de gelatina en
polvo y un gramo de cal-soda. Traspase la mezcla a un tubo de ensayo pequeño. Caliente
suavemente y sostenga en la boca del tubo, pero sin tocarlo, un papel tornasol rojo
humedecido. Observe el resultado. Aproxime ahora a la boca del tubo un agitador de
vidrio humedecido en disolución de ácido clorhídrico concentrado. Observe.
Resultados
¿Qué es la gelatina? ¿Por qué la gelatina puede desprender amoniaco? ¿Qué es la
cal soda? ¿Por qué la cal soda ayuda a que el amoniaco se desprenda? ¿Cuál es el efecto
en el papel tornasol? Escriba la reacción del NH3 con el agua. ¿Qué sucede al aproximar
el agitador con HCl concentrado? Escriba la ecuación. ¿Es el producto formado entre el
NH3 y el HCl un sólido, un líquido o un gas? Revise su respuesta con su asistente de
laboratorio.
B) Amoniaco de las sales de amonio (Parejas)
Coloque 0,5 g de cloruro de amonio sólido (NH4Cl) en un tubo de ensayo.
Humedezca la sal con disolución de hidróxido de sodio. Observe los cambios.
Repita con 0,5 g de sulfato de amonio en lugar de cloruro de amonio.
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Resultados
¿Cuál es el olor del producto? Escriba las reacciones que ocurren en la parte B.
¿Se podría sustituir el NaOH por el KOH? ¿Qué otra sustancia podría usarse además de
NaOH?
C) Preparación de varias botellas de gas NH3 (Lado de mesa)
Mezcle, en una cápsula de evaporación, 5g de cloruro de amonio y 4g de cal
apagada. Coloque esta mezcla en un tubo de “pyrex” provisto de un tapón de hule con un
hueco y un tubo de entrega doblado en forma de L, lo suficientemente largo para llegar al
fondo de una botella recolectora, sostenida boca abajo. La botella estará colocada sobre
un cartoncito perforado apoyado en un anillo.
Figura 12.1: Equipo para
recolectar amoniaco.
Caliente suavemente la mezcla seca y recoja una botella de amoniaco y llene
también un balón seco de 1000 mL (asegúrese de que el balón este completamente seco).
Para determinar cuando la botella está llena con el gas, aproxime un agitador humedecido
con ácido clorhídrico. Si se forman humos blancos y densos, la botella está llena. Cubra
las botellas con cuadros de vidrio y colóquelas boca abajo sobre la mesa. Tape el balón
con amoniaco con un tapón de hule seco y guárdelo para la parte D.
Coloque 1 mL de ácido clorhídrico concentrado en un beaker de 250 mL. Dé
vueltas al beaker a fin de que el ácido se extienda en toda la superficie interior del beaker
y se desprenda HCl gas; aproxime la boca del beaker a la boca de la botella llena de
amoniaco. Observe los resultados.
Tubo de
entrega
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Resultados
¿Cuál es la reacción y describa el producto entre HCl gas y el NH3 de la segunda
botella?
D) Solubilidad del amoníaco: La fuente de amoníaco (Lado de mesa)
Prepare una disolución débilmente ácida, añadiendo dos o tres gotas de ácido
clorhídrico diluido a cerca de 400 mL de agua. Observe el color al agregarle 10 gotas de
azul de bromotimol. Prepare un tubo de vidrio con un tapón de hule que a su vez tenga un
algodón mojado abundantemente con agua, como se indica en el diagrama B) de la figura
12.2.
Coloque el tubo con el tapón dentro del beaker y remueva rápidamente el tapón
del balón lleno de NH3 obtenido en la parte C, e inviértalo inmediatamente sobre el tapón
con el algodón y trate de provocar un cierre hermético (figura 12.2C). Observe lo que
ocurre y los cambio de color. (Para obtener los resultados a veces debe esperar hasta 10
minutos).
Figura 12.2: Equipo para obtener una fuente de amoniaco. (A) Recipiente con
el gas. (B) Equipo sobre el que se colocará el NH3(g). (C) Fuente de amoniaco.
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Resultados
Describa brevemente lo que sucede: ¿Por qué sube el agua?; ¿Por qué cambia de
color el azul de bromotimol?
BIBLIOGRAFIA
1. Chavarri, G. Química General. Manual de Laboratorio.2da ed, Editorial Universidad
de Costa Rica, San José, Costa Rica. 1983. Pp 47-49
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Experimento 12: Geometría Molecular
Materiales y Equipo
El estudiante debe ingresar a la página web:
http://phet.colorado.edu/en/simulation/molecule-shapes
Modelos estructurales. Estructuras para analizar como incógnitas.
Objetivos
Relacionar la fórmula de una sustancia con su estructura molecular.
Determinar la geometría de las moléculas, los ángulos de enlace, tipo de
hibridación del átomo central, la polaridad y dibujar su estructura.
Introducción
La mayoría de los símbolos, fórmulas y ecuaciones químicas están escritas en dos
dimensiones y sobre superficie planas. Sin embargo, las sustancias que representan,
existen en tres dimensiones en el espacio. Para entender muchos aspectos del
comportamiento de las sustancias moleculares es necesario considerar cuál es la
estructura o geometría de las moléculas. Se puede pensar por ejemplo en el sitio activo de
una enzima.
Esta práctica intenta ayudarle a relacionar las fórmulas de las sustancias con sus
estructuras. Su habilidad de entender la unión y reactividad de varias sustancias se
acrecentará si puede visualizar las moléculas en tres dimensiones. Esta visualización no
es fácil. Muchos químicos usan modelos de moléculas para ver más fácilmente las
relaciones tridimensionales. En este experimento se usarán varios tipos de modelos para
revisar algunos conceptos geométricos y para ilustrar varias relaciones estructurales.
Muchos modelos usan color para facilitar la identificación de átomos de
elementos diferentes, claro que los colores no tienen un significado físico pero facilitan la
interpretación de los modelos. El siguiente esquema de colores es muy usado.
ELEMENTO COLOR ELEMENTO COLOR
C Negro S Amarillo
H Blanco P Violeta
O Rojo Metales Gris
N Azul Halógenos Verde
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Muchas estructuras importantes se identifican como sólidos poliédricos, tales
como el octaedro, el tetraedro, el cubo o el dodecaedro. La descripción se usa por cuanto
los átomos de la estructura ocupan posiciones que corresponden a los vértices y centro
del poliedro. Esto se ilustra en la figura 13.1. Una molécula tetraédrica tiene cuatro
átomos conectados a un átomo central. Cada uno de los cuatro átomos ocupa una
posición que corresponde a uno de los vértices del tetraedro. (Ver figura 13.1-A y –B)
Similarmente, una molécula tetraédrica tiene átomos en posiciones que corresponde a los
vértices del octaedro como también en su centro, como lo muestra la figura 13.1-C y –D.
En la primera parte de este experimento se estudiarán algunas geometrías para moléculas
junto con los correspondientes poliedros.
(-A-) (-B-) (-C-) (-D-)
Figura 13.1: Geometría de moléculas poliédricas.
La geometría de una molécula depende en gran parte de la configuración
electrónica de sus átomos. La aproximación más simple a la predicción de la forma de
una molécula es la teoría del modelo RPECV (Repulsión de pares de electrones de la
capa de valencia). Esto requiere que se cuente el número de pares de electrones alrededor
del átomo central.
Entonces se usa la regla de que los dominios de electrones en el nivel de valencia
alrededor de un átomo estarán lo más alejados uno del otro. Por lo tanto, el arreglo
geométrico de los pares de electrones corresponde a un orbital lleno y puede predecir la
geometría de los orbitales. Si no hay pares solitarios sobre el átomo central entonces la
geometría molecular alrededor de ese átomo es la misma que la geometría de dominios de
electrones. Si hay electrones desapareados, entonces la geometría molecular es diferente
a la geometría de dominios de electrones. Sólo las posiciones de los núcleos de los
átomos se incluyen en la descripción de la geometría molecular.
En la primera parte de este experimento usted determinará la estructura de algunas
moléculas y construirá modelos que las representen. Al final del experimento se
examinarán algunos modelos que corresponden a moléculas de compuestos incógnita.
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PROCEDIMIENTO
A) Instalación de Software:
1) Ingresar a la página web http://phet.colorado.edu/en/simulation/molecule-shapes,
2) Bajar por la hoja electrónica y buscar el enunciado TRASLATED VERSIONS.
En esta sección buscar el idioma español y dar clic al enlace RUN NOW.
3) Al seleccionar inmediatamente se despliega un recuadro de descarga como el
siguiente, se selecciona la opción abrir con: Java y aceptar:
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4) Una vez seleccionado, se descargará el programa y se despliega otro cuadro en el
cual se da clic en ejecutar:
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5) Al instalarse el software, inmediatamente se abre el programa.
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B) Análisis de modelos:
Al abrir el programa seleccionar la pestaña superior de “Real Molecules”
1) En la pantalla del programa seleccionar antes de iniciar el análisis:
a. Real.
b. Geometría de la molécula. (geometría molecular).
c. Geometría del electrón (geometría electrónica).
d. Mostrar pares de electrones solitarios.
e. Mostrar ángulos de enlace.
2) Analizar seis estructuras prediseñadas del programa y completar el cuadro 13.1.
Cuadro 13.1: Análisis molecular de compuestos químicos.
Nota importante: dependiendo de la geometría molecular del compuesto a analizar
el programa establece el nombre de: doblado (curvado), estos nombres indican la
misma geometría molecular de lo que se conoce como angular.
C) Incógnita:
1) El asistente entregará a cada estudiante tres compuestos. 2) A cada compuesto se le deberá realizar el mismo análisis de la parte B y
completar el cuadro 13.2.
Compuesto Geometría
dominios
de
electrones
Geometría
molecular
Ángulos
enlace
Hibridación Polaridad #
Enlaces
#Enlaces
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Cuadro 13.2: Análisis molecular de los compuestos incógnita.
El estudiante entregará un informe de no más de 2 páginas, con el siguiente esquema:
Universidad, siglas de curso, número de grupo, nombre de asistente, nombre y
carné de estudiante y fecha de la práctica.
Título de la práctica.
Luego de este encabezado, se adjuntan los cuadros 13.1 y 13.2 completos con las
estructuras seleccionas y las incógnitas, respectivamente.
Por último, explicar las asignaciones de los ángulos de enlace y polaridad de cada
una de las incógnitas.
En las direcciones siguientes de Internet se puede encontrar información complementaria
sobre geometría de compuestos químicos capítulo 7.
http://www.uv.es/lahuerta/
http://wps.prenhall.com/esm_brown_chemistry_9/2/667/170888.cw/index.html
Compuesto Geometría
dominios
de
electrones
Geometría
molecular
Ángulos
enlace
Hibridación Polaridad #
Enlaces
#Enlaces
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Experimento Virtual
PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS
Nombre:_____________________________ Carné:__________________________
Grupo: ____________
Objetivo: utilizar la dirección http://www.educaplus.org/properiodicas/index.htmlpara
revisar las siguientes propiedades periódicas de los elementos: Radio Atómico, Energía
de Ionización, Afinidad Electrónica y Electronegatividad
1) Definición del Radio Atómico:
2) Definición de la Energía de Ionización:
2a) Comentar el comportamiento del Berilio, Nitrógeno, Magnesio y Fósforo en su
primera Energía de ionización:
3) Definición de la Afinidad Electrónica:
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3a) Escribir la ecuación que la representa cuando el proceso es exotérmico
3b) Escribir la ecuación que la representa cuando el proceso es endotérmico
4) Definición de la Electronegatividad