manual_de_laboratorio i_umc (ing. ambiental) (1)

ÍNDICE

NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO ___________________________ 3

USO DEL CUADERNO DE LABORATORIO _________________________________ 7

ELABORACIÓN DEL INFORME DE LA PRÁCTICA ___________________________ 8

PRACTICA I__________________________________________________________ 9

MANIPULACION DEL MATERIAL DE VIDRIO Y EQUIPOS DE LABORATORIO_____ 9

PRACTICA II _________________________________________________________15

MEDICIONES Y ERRORES____________________________________________ _15

PRACTICA III ________________________________________________________ 26

SEPARACIÓN DE MEZCLAS ___________________________________________ 26

PRACTICA IV_________________________________________________________30

SOLUCIONES_______________________________________________________ _30

PRACTICA V_________________________________________________________35 REACCIONES EN MEDIO LIQUIDO_______________________________________35

PRACTICA VI ________________________________________________________ 42

ANÁLISIS CUALITATIVO DE COMPUESTOS DE USO COMÚN EN EL HOGAR____42

PRACTICA VII _______________________________________________________ 47

SÍNTESIS DE SULFATO DE PLOMO _____________________________________ 47

PRÁCTICA VIII _______________________________________________________ 49

CURVA DE SOLUBILIDAD _____________________________________________ 49

UMC Manual de Laboratorio de Química I

2

PRACTICA IX_________________________________________________________52 FORMULA EMPIRICA DEL CLORATO DE POTASIO_________________________ 52 PRACTICA X_________________________________________________________58 DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN DE UN SOLVENTE________________58 BIBLIOGRAFIA_______________________________________________________62

Manual Laboratorio de Química I (Ing. Ambiental)

3

NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO La química es una ciencia experimental y el químico en general, trabaja en el laboratorio, simula fenómenos de la naturaleza y, a través de los resultados experimentales los explica coherentemente.

Se debe tener presente que el trabajo de laboratorio siempre es peligroso. Cuando se manipulan sustancias toxicas, corrosivas, e inflamables pueden ocasionarse daños permanentes en el cuerpo o en la salud, los cuales pueden evitarse si se tienen presentes las normas mínimas de seguridad durante la permanencia y uso del laboratorio. Existen sustancias con grado de peligrosidad alto o bajo, en algunos casos los efectos de un reactivo se manifiesta de inmediato (ácidos fuertes), otros se observan a largo plazo (cancerigenos). El conocimiento de las sustancias y el respecto a las sugerencias del fabricante nos puede evitar lamentaciones futuras.

Las sustancias químicas las podemos manejar apropiadamente, si conocemos sus propiedades, su manipulación óptima, su almacenamiento y transporte adecuado. Intentaremos, por ahora, comentar algunas instrucciones generales para el trabajo en el laboratorio; mencionamos algunos materiales de protección personal, sobre los efectos tóxicos de algunos solventes.

Es por todo esto que, antes de comenzar con este curso de Laboratorio de Química, estudiaremos las normas de seguridad que se deben seguir durante nuestra estadía en el mismo. Recomendaciones de Seguridad: ¡El mayor peligro en el laboratorio es USTED!. Usted es una amenaza cada vez que es descuidado. ¡Recuerde esto, porque la persona que con mas probabilidad sufrirá por equivocación es USTED!.

A continuación se señala una lista de recomendaciones para la seguridad en el laboratorio:

1. El cabello largo debe estar recogido en el laboratorio. 2. Todos los estudiantes deben utilizar lentes de seguridad en las practicas que lo

requieran, no utilice lentes de contacto durante la realización de las practicas. 3. No se debe comer ni beber en el laboratorio. 4. Los productos químicos no se deben tocar nunca con las manos y especialmente

aquellos, que como el fósforo, además de su toxicidad producen quemaduras graves. Todo el manejo se hace mediante espátulas.

5. Nunca pipetee con la boca. Use pera de succión. 6. Use zapatos cerrados. 7. Existen equipos de seguridad en los laboratorios (extintor, ducha de ojos y ducha de

cuerpo) cuya ubicación debe ser conocida por los estudiantes. 8. Los líquidos inflamables deben mantenerse y manejarse retirados del mechero u otra

fuente de calor.


4

9. Cuando trabaje con reactivos que emanan vapores tóxicos utilice la campana de extracción de gases del laboratorio.

Manejo de material de vidrio y de los reactivos:

1. No utilice material astillado o en condiciones imperfectas. 2. Nunca fuerce o aplique excesiva presión con las manos a uniones o válvulas,

etc. 3. Nunca someta el material de vidrio a cambios bruscos de temperatura. 4. Protéjase las manos cuando intente insertar o sacar tubos de vidrio o termómetros

dentro de tapones de corcho o goma (siempre es recomendable lubricar previamente el agujero del tapón con agua jabonosa o glicerina).

5. No trate de agarrar un "beaker" o fiola caliente sin usar guantes o pinzas apropiadas. 6. Nunca coloque o deje una pinza de material o aparato caliente sobre el mesón sin

colocar una nota que lo indique. 7. Los líquidos o mezclas líquido-sólido, pueden calentarse en un baño de agua o por

calentamiento directo, suave y uniforme, con el mechero. 8. Asegúrese antes de calentar, que el recipiente no esté cerrado (el exceso de presión

por el calor puede hacerlo explotar). 9. No aplique calor con el mechero en una sola zona del recipiente (puede producir

salpicaduras). 10. Revisar las etiquetas de los frascos antes de utilizar el contenido. En ellos podrás ver

signos convencionales que indican su peligrosidad. 11. Cuando caliente líquidos viscosos cerciórese que el recipiente esté completamente

seco (el agua produce salpicaduras violentas). 12. Cuando se ha sacado de un frasco cierta cantidad de un producto químico, no se

debe restituir el sobrante al frasco. 13. Cuando caliente líquidos viscosos utilice una máscara de seguridad. 14. Cuando mezcle ácidos, realice esta operación en un sitio donde los derrames

sean fácilmente eliminados. 15. Cuando trabaje con ácidos que desprendan vapores irritantes o desagradables

(ácido clorhídrico, sulfúrico, nítrico, etc…), hágalo bajo campana. 16. Siempre que vaya a diluir ácidos, agregue ácido al agua. 17. Coloque las botellas de ácidos concentrados perfectamente cerradas alejadas del

fuego y de los bordes del mesón. 18. En caso de derrames, de ácidos lave la zona con abundante agua y luego

neutralícela con solución diluida de Bicarbonato de Sodio. 19. En caso de derrames, de bases lave la zona con abundante agua y luego

neutralícela con solución diluida de ácido acético 20. Si se derrama ácido o base en el mesón del laboratorio neutralice con bicarbonato

de sodio sólido.


5

Símbolo de peligrosidad y su significado: Cuando se utilice cualquier producto químico es conveniente en primer lugar comprender los riesgos específicos y observar los consejos de prudencia mencionados en la etiqueta. A continuación se presentan algunas consideraciones de tipo general referentes a productos con cierto grado de peligrosidad:

a) Sustancias Explosivas: Símbolo de peligro = E Este símbolo señaliza sustancias que pueden explotar cuando son sometidas a determinadas condiciones de riesgo. Ejemplo: Dicromato de Amonio Precaución: Evite choque, percusión, fricción, formación de chispas y acción del calor entre otros.

b) Sustancias Comburentes: Símbolo de peligro = O Las sustancias comburentes pueden inflamar sustancias combustibles o favorecer la extensión de incendios ya declarados, entorpeciendo la extinción del mismo. Ejemplos: Peróxidos, Potasio, Sodio, Permanganatos. Precaución: Evitar en lo posible contactos con sustancias combustibles.

c) Sustancias Toxicas: Símbolo de peligro = T Tras una inhalación, ingestión o absorción a través de la piel pueden presentarse transtonos de carácter grave, y en algunos casos la muerte. Precaución: Evitar cualquier contacto con el cuerpo humano, y en caso de malestar acudir inmediatamente al medico.

d) Sustancias Nocivas: Símbolo de peligro = Xn La incorporación de este tipo de sustancias al organismo puede producir algunos efectos nocivos de trascendencia menor. Ejemplo: Piridina, Tricloroetileno. Precaución: Evitar el contacto con el cuerpo humano, así como la inhalación de sus vapores. En caso de malestar acudir al medico.

e) Sustancias Corrosivas: Símbolo de peligro = C El contacto con estas sustancias puede provocar la destrucción tanto de tejido vivo así como de otros materiales. Ejemplos: Bromo, Ácido Fluorhídrico, Ácido Sulfúrico. Precaución: Evitar el contacto con la piel, ojos y ropa, así como evitar inhalar los vapores.

f) Sustancias Irritantes: Símbolo de peligro = Xi


6

El contacto con estas sustancias puede producir acción irritante sobre la piel, ojos y sistema respiratorio. Ejemplos: Solución de Amoniaco, Bencilos. Precaución: Evitar el contacto con la piel y ojos asi como el inhalar los vapores.

g) Sustancias fácilmente inflamables: Sustancias autoinfolamable: Símbolo de peligro = F Ejemplo: Fósforo. Precaución: Evitar el contacto con el aire. Gases fácilmente inflamables: Símbolo de peligro = F Ejemplos: Butano, Propano. Precaución: Evitar la formación de mezcla inflamables gas- aire y aislar las posibles fuentes de ignición. Sustancias sensibles a la humedad: Símbolo de peligro = F Ejemplos: Litio, Sodio, Borohidruro de sodio. Precaución: Evitar el contacto tanto con el agua en forma directa, asi como la humedad. Líquidos inflamables: Símbolo de peligro = F Ejemplos: Acetona, Éter, Benceno. Precaución: Aislar de llamas y fuentes de calor asi como de chispas.

h) Algunas sustancias Cancerigenas: Arsénico Acrilonitrilo Naftalina Metil clorometil eter Propiolactona 1,2- Dibromo 3 cloro propeno. (DB CP)

i) Posibles agentes Teratógenos: Agente o factor teratógeno es aquel capaz de producir defectos físicos durante el desarrollo embrionario de un feto. Las sustancias que se reportan a continuación se deben manejar con cuidado en caso de embarazo. Anilina Formaldehído Nitrobenceno

Fenol Benceno Plomo

Nitratos Tolueno

Disulfuro de carbono Mercurio

Xileno Monóxido de carbono

Oxido Nitroso Cloruro de Vinilo


7

j) Posibles sustancias cancerigenas: Berilio y sus compuestos Cadmio y sus derivados Tetracloruro de carbono Cloroformo Sales de Cromo

Figura 1.- Algunos símbolos de seguridad de las etiquetas de reactivos.

USO DEL CUADERNO DE LABORATORIO La comunicación de los hechos científicos y de los resultados experimentales es una tarea importante, pero que lleva tiempo a los científicos; sin embargo, sin ella poco se habría obtenido de los esfuerzos de aquellos. El primer paso de la cadena de comunicación es la anotación detallada y precisa de los hechos experimentales en el cuaderno de laboratorio. El propósito de esta anotación es permitir al investigador o a cualquier otro, saber lo que se hizo en el experimento permitiendo repetir el éxito o evitar el fracaso. Las anotaciones del cuaderno sobre los experimentos deben incluir detalles más que suficientes para permitir al investigador o a cualquier otro repetirlos con éxito. Es mucho mejor ser excesivamente detallado que omitir observaciones que pueden ser útiles.

Si el primer experimento fue un fracaso, se debe anotar el primer intento con el detalle suficiente para permitir hacer correcciones inteligentes en el procedimiento, para aumentar la probabilidad de éxito en el próximo intento. Por estas razones el cuaderno debe contener

Los esquemas del aparato experimental. Debe contener también observaciones experimentales, tales como los cambios de color, temperaturas de las mezclas de reacción, dificultades encontradas, pesadas, medidas. Los datos no deben escribirse primero en hojas sueltas. Como las manchas de agua y ácidos contribuirán al aspecto del cuaderno, es importante que las anotaciones se hagan con tinta permanente. Los errores se deben tachar con una línea y se debe explicar el motivo de la tachadura.

El cuaderno de laboratorio contiene la información de la práctica que se va a realizar, los resultados del mismo y las conclusiones del trabajo experimental. Una correcta preparación del cuaderno y un buen uso del mismo le permitirá realizar un informe adecuado de los resultados obtenidos en la actividad de laboratorio. Toda la información debe estar anotada en el cuaderno. No deben utilizarse hojas sueltas para anotar los resultados obtenidos. El cuaderno de laboratorio debe incluir la siguiente información general:

1. Nombre del laboratorio que se cursa y del estudiante. 2. Las páginas deben estar numeradas en la parte superior derecha.


8

3. Se recomienda escribir en bolígrafo en el cuaderno. Para una practica, la siguiente información debe ser incluida en el cuaderno de laboratorio.

1. Objetivos de la práctica. 2. Materiales y reactivos utilizados. 3. Datos para el desarrollo del experimento. 4. Datos experimentales obtenidos presentados en tablas. 5. Resultados de cada experimento y la interpretación estos. Formulas y ecuaciones

químicas que expliquen el experimento. 6. Las conclusiones de la práctica. 7. La bibliografía consultada

ELABORACIÓN DEL INFORME DE LA PRÁCTICA

El paso siguiente para comunicar los resultados a otros investigadores es redactar un informe de forma correcta y ordenada, destacando las técnicas acertadas empleadas para alcanzar los objetivos propuestos y las conclusiones generales que resultan del estudio. Un informe así, pulcro y bien organizado, quizás no vaya mas allá del instructor en este curso, pero en la investigación académica o industrial se ha de transmitir a otros científicos de la compañía o universidad y, con frecuencia, a científicos de todo el mundo. Estos han de ser capaces de utilizar tu contribución.

El informe de la práctica debe ser elaborado de forma concreta, expresando claramente el cumplimiento de los objetivos de la práctica. El mismo debe contener la siguiente información:

1. Titulo 2. Introducción: Incluye el enfoque personal de la practica a realizar y sus objetivos. 3. Revisión bibliografica: Es una revisión corta del tema y se debe indicar toda la

información consultada. La revisión bibliografica No debe ser una copia textual de los textos consultados.

4. Materiales y reactivos: incluye los materiales y reactivos utilizados en la practica. 5. Procedimiento experimental: Se describe de forma esquemática la técnica empleada

para realizar el (los) experimento (s). 6. Resultados obtenidos: Los resultados obtenidos deben representarse en forma de

tablas y gráficos. Las tablas y gráficos deben estar numerados. 7. Discusión de resultados: Debe incluir una discusión e interpretación de cada uno de

los experimentos realizados y la discusión general de la práctica. Las tablas y gráficos presentados en los resultados cuando se mencionen en la discusión deben realizarse nombrando la tabla, grafico o figura respectiva. En la discusión también se deben incluir las formulas y ecuaciones químicas utilizadas.

8. Conclusiones: Debe incluir las conclusiones de la práctica realizada de forma concreta, sin explicación. Las explicaciones de los experimentos realizados deben realizarse en la discusión de los resultados.

9. Referencias utilizadas: Corresponde a la bibliografía consultada para realizar la práctica y preparar el informe.


9

PRACTICA I

MANIPULACIÓN DE MATERIAL DE VIDRIO Y EQUIPOS DE LABORATORIO OBJETIVOS

Al finalizar la práctica el estudiante estará en capacidad de: Reconocer y manipular el material de uso común en el laboratorio y para que se utilizan. INTRODUCCION

Es primordial para el estudiante, conocer los equipos y materiales de laboratorio, familiarizarlos con ellos, acondicionarlo para su empleo, utilizarlos correctamente para obtener resultados reproducibles, y por otro lado conocer y aplicar técnicas de seguridad para el resguardo de la integridad física propia, del grupo y de la instalación como tal. En el desarrollo de este proceso experimental el alumno conocerá el nombre y manipulación de los materiales de vidrio y equipos existentes en el laboratorio, así como de los reactivos.

RECONOCIMIENTO Y USO DEL MATERIAL DE VIDRIO Y EQUIPOS COMUNES DE LABORATORIO.

LA BALANZA: Instrumento utilizado para pesar. DESECADOR: Es utilizado para mantener en ambiente seco el material afectable por la humedad o el dióxido de carbono. Para mantener seco el espacio interior del desecador se coloca una sustancia desecante en la parte inferior del desecador que puede ser sulfato de calcio anhidro (CaSO4) o cloruro de calcio anhidro (CaCl2). Los desecadores pueden ser de vidrio o plásticos. TERMÓMETRO: El tipo más común de termómetro es un capilar de vidrio que termina en un bulbo que contiene Hg. Este a su vez esta colocado en un tubo de vidrio graduado de manera que cada 10 divisiones representan un grado centígrado. PICETA: Es un envase provisto de un dispositivo que permite emitir un chorro fino de agua, agua destilada, solución u otro líquidos. Se usa para lavar material de vidrio. AGITADORES: Son varillas de vidrio de 3-5 mm de diámetro y de longitud conveniente. Ambos extremos son redondeados. Se usa para agitar un líquido o para vertirlo sobre un papel de filtro.


10

MATERIAL METÁLICO O DE MADERA:

SOPORTE UNIVERSAL: Utensilio de hierro formado por una varilla de 60cm o mas, fija a un pie plano y cuadrangular. Sirve para sujetar anillos o pinzas que a su vez pueden sostener diversos instrumentos (vasos, balones, buretas, etc). TRÍPODE: Utensilio de hierro provisto de un aro y tres patas que hacen soporte. Se emplea para colocar instrumentos que es necesario calentar. REJILLA METALICA: De forma cuadrangular, constituida por hileras de alambres entrecruzados e incrustados en su parte central en un círculo de amianto; sirve para dispersar el calor con uniformidad. PINZAS PARA SOPORTE: Las hay de diferentes tipos. Son de metal, por un extremo se sujetan al Soporte Universal mediante un tornillo, el otro extremo esta provisto de dos ramas cubiertas de goma para evitar roturas al material de vidrio que sostiene. PINZAS PARA TUBOS DE ENSAYO: Poseen dos ramas, una larga y otra corta, que giran sobre un resorte. Se utiliza para sostener tubos de ensayos al calentarlos. GRADILLA: Soporte especial de madera o metálico empleado para colocar tubos de ensayo. MECHERO: Generador de energía calorífica, los dos usos del mechero en el laboratorio son calentar líquidos o soluciones y para el trabajo con el material de vidrio.

MATERIAL DE PORCELANA: Es mas resistente que el vidrio, se usa, por lo general, cuando se van a someter sustancias a elevadas temperaturas (crisoles), cuando es necesario triturarlas (mortero) o evaporarlas completamente (cápsula). CAPSULAS: Son recipientes de forma cónica muy resistente a altas temperaturas. Se presentan en diferentes tamaños, pueden ser hondas o llanas y se utilizan para verificar reacciones químicas, calentar sustancias y evaporar líquidos. CRISOLES: Son recipientes en forma de vaso, por lo general provisto de tapa, y están especialmente diseñados y adaptados para soportar altas temperaturas. Se emplean muy especialmente en la calcinación e incineración de sustancias químicas. Se fabrican también de platino y de vidrio. MORTEROS: Instrumento de paredes gruesas y en forma de taza que se complementa con un mango o vástago. Se emplea para triturar y pulverizar sustancias.


11

MATERIAL DE VIDRIO: VASOS DE PRECIPITADO: Son recipientes cilíndricos de vidrio delgado, con o sin pico en el borde. Se conocen también como beakers y vienen en diferentes tamaños (10, 25, 50, 100, 125, 250 mL etc), se utilizan para calentar líquidos, preparar soluciones, obtener precipitados, llenar buretas y realizar titulaciones. MATRAZ ERLENMEYER: Es una variedad especial de matraz conocido como fiola. Son recipientes de forma cónica y fondo plano de gran superficie, adaptados para calentar con gran rapidez, usado ampliamente en titulaciones y valoraciones. TUBOS DE ENSAYO: Son tubos de vidrio de paredes delgadas, cerrados por uno de sus extremo, apropiados para calentar directamente a la llama. CILINDROS GRADUADOS: Llamados también probetas graduadas, son recipientes de vidrio grueso, forma cilíndrica y diámetro uniforme, provisto de pie para darles mayor estabilidad. No son aptos para calentar ni para realizar reacciones químicas. Se usan para medir líquidos, cuando no se requiere de una alta precisión en la medida. LAS PIPETAS: Son tubos de vidrio de diámetro uniforme y capacidad determinada, destinadas a medir o transvasar cantidades exactas de líquidos. Podemos considerar dos tipos generales de pipetas:

a. Pipetas Volumétricas: Sirven para transvasar o contener un determinado volumen de liquido. Su parte central esta ensanchada en forma de bulbo, no poseen graduación y generalmente tienen un solo aforo.

b. Pipetas Graduadas: Capaces de contener un volumen de liquido comprendido entre cero y el máximo de la capacidad del instrumento, que puede ser 50, 25, 20, 10, 5, 2, 1, 0,5, 0,2 0,1 mL.

Existen a su vez dos tipos de pipetas graduadas: las de un solo aforo y las de doble aforo. En las primeras (pipetas terminales) BURETAS: Son tubos largos de vidrio, cilíndricos de calibre uniforme en la porción graduada, cuyo extremo inferior se cierra con una llave de vidrio. La bureta es el equipo de laboratorio utilizado para realizar titulaciones. La lectura del volumen se determina visualizando la base del menisco. MATRACES AFORADOS: Un matraz aforado es un recipiente de fondo plano, en forma de pera con un cuello delgado y largo. Una línea fina alrededor del cuello indica el volumen que contiene a una temperatura determinada. EQUIPOS DE FILTRACIÓN: Generalmente los sistemas de filtración son utilizados para separar un sólido que ha precipitado de una solución, para separar sólidos de líquidos y soluciones, donde el sólido en la mezcla de solventes donde se encuentra o para transferir precipitados. Para la filtración en estos equipos se utilizan embudos de filtración (filtración por gravedad) o equipos de filtración por succión. Para la filtración en estos equipos se


12

utiliza el papel de filtro. Hay papeles de filtro de diferentes tamaños y diferente porosidad, de acuerdo al tamaño del embudo de filtración y del tipo de precipitado de se desea separar. Existen dos tipos de papel de filtro, cualitativo y cuantitativo. El papel de filtro cuantitativo es utilizado para colectar precipitados para análisis cuantitativos (se requiere conocer el peso del precipitado con precisión). Los cualitativos son para filtrar precipitados donde no se requiere conocer el peso del precipitado. En la Figura 2 se muestran los materiales de uso frecuente en el Laboratorio de Química:

Figura 2.- Materiales de uso frecuente en el Laboratorio de Química.


13

Figura 2.- Materiales de uso frecuente en el Laboratorio de Química (Continuación).


14

Figura 2.- Materiales de uso frecuente en el Laboratorio de Química (Continuación).


15

PRACTICA II

MEDICIONES Y ERRORES OBJETIVOS

1. Conocer cuales son las principales fuentes de error cuando se realiza una medida determinada. 2. Conocer que es un error determinado y un error indeterminado. 3. Saber los conceptos de precisión y exactitud. 4. Evaluar la exactitud de la medición, en términos del error absoluto y el error relativo. 5. Aplicar criterios de exactitud y precisión para la selección de un instrumento de medición, ante cualquier situación experimental. 6. Aprender a utilizar una balanza: como se pesa. 7. Realizar medidas volumétricas y saber cuales son los errores involucrados. 8. Reportar los resultados experimentales con el número adecuado de cifras significativas.

INTRODUCCION

La experiencia de miles de científicos y técnicos han demostrado que todo proceso de medición esta acompañado de cierto grado de duda en cuanto a la validez de sus resultados, y si bien el desarrollo de los instrumentos de medición y de las técnicas para utilizarlos adelanta a pasos agigantados, todo operador o profesional que realiza mediciones y/o trabaja con ellas debe tener siempre la necesidad de verificar su confiabilidad.

Para poder realizar con éxito los experimentos y obtener resultados confiables en el laboratorio es necesario conocer las fuentes de errores en una medida determinada, cuales pueden eliminarse y cuales minimizarse. ERRORES Los errores que se producen al medir una magnitud determinada pueden provenir de:

1. La magnitud que se mide. 2. El equipo utilizado. 3. El operador que realiza la medida

En el análisis cuantitativo, así como en otros campos de la ciencia, los datos numéricos y los resultados numéricos que se obtienen, están sujetos a errores y mediciones independientes de la misma cantidad; aunque cuando se realizan en condiciones aparentemente idénticas, normalmente difieren en cierto grado. Los errores pueden clasificarse como errores determinados y errores indeterminados.


16

Errores Determinados: Son los que persisten de una manera definida y en un grado fijo de una determinación a otra y son de tal naturaleza que sus magnitudes pueden determinarse y sus efectos pueden eliminarse o por lo menos reducirse en su mayor parte.

Estos errores incluyen:

1) errores instrumentales, que es muy fácil de determinar en los instrumentos de medida analógica, dicho error se estima de la siguiente forma,

E = A/2

Donde A es la apreciación del instrumento y puede determinarse a partir de la diferencia de las lecturas de dos valores marcados en el instrumento y el número de divisiones que existen entre ellos de acuerdo a:

En algunos equipos volumétricos, empleados en química, tales como: pipetas

volumétricas, el error cometido en la lectura es especificado por el fabricante; los cuales oscilan entre un 0,5% del volumen leído, en equipos de precisión y un 10% en equipos menos precisos.

Para los equipos digitales el error instrumental se toma el error en la última cifra que aparece en la pantalla. Así por ejemplo, si en la pantalla aparece 12,04 el error instrumental

será 0,01 y se debe reportar: 12,04 0,01.

2) errores personales, como los originados por la determinación de un cambio de color con demasiado retraso

3) errores de método, como el originado por la presencia de una sustancia extraña en

el peso de un precipitado. Los errores determinados pueden corregirse normalmente por calibración u otros medios experimentales

Errores indeterminados o casuales: Son los que se encuentran, más o menos, fuera del control del observador y tiene signos y magnitudes determinadas solamente por casualidad. Pueden ser originados por factores como las fluctuaciones en presión y temperatura, impericia del observador para estimar correctamente las fracciones de divisiones marcadas y por cansancio óptico. Estos errores se caracterizan porque pueden ocurrir en forma tanto positiva como negativa. Por esta razón, el valor mas probable que puede tomarse es la media aritmética. Por los resultados numéricos de una serie de observaciones similares sujetas solo a errores ocasionales.

DivisionesdeN

MenorLecturaMayorLecturaA


17

PRECISIÓN Y EXACTITUD La medida de una propiedad determinada esta dada por dos características principales: El valor verdadero y la reproducibilidad del valor medido, denominándose estas dos características exactitud y precisión. Precisión: Se utiliza para describir la reproducibilidad de un resultado. Se refiere a la similitud entre los valores medidos entre si, esta relacionado a los errores indeterminados o casuales. Exactitud: El termino exactitud denota la proximidad de una medida a su valor aceptado o verdadero. Se refiere a la cercanía de la magnitud medida al valor verdadero o aceptado, esta relacionado con al apreciación del instrumento de medida y los errores sistemáticos.

La exactitud implica una comparación con relación al valor verdadero o aceptado, en contraste con la precisión la cual compara un resultado con el mejor valor de varias medidas hechas de la misma manera. Ejemplo: en la tabla 1 se indican los valores obtenidos por cuatro estudiantes diferentes al realizar, cada uno de ellos, dos pesadas consecutivas de un cilindro de acero.

Estudiante Peso observado (g) Promedio (g)

Estudiante 1 24,31 24,33

24,32


24,37


24,27


24,32

Si el valor verdadero corresponde a 24,3212, que opina usted sobre la exactitud y la

precisión de los valores medidos por cada estudiante.


18

TRATAMIENTO ESTADÍSTICO DE LOS DATOS Media La media, media aritmética y promedio son términos sinónimos que se refiere al valor numérico obtenido dividiendo la suma de una serie de medidas dividida entre el número de medidas.

X= Σ Xi/n

Donde: xi: valores medidos n: números de medidas PRECISIÓN Desviación Absoluta Corresponde a la diferencia entre un valor experimental y el que se toma como mejor de la serie. Generalmente la media se utiliza como el valor denominado mejor de la serie. Corresponde a una manera de expresar la precisión de un resultado. D= | Xi - X| Donde: XI: valor medido X: media Desviación Relativa Corresponde a otra manera de expresar la precisión. Representa el porcentaje de error en una medida determinada y viene dado por la expresión

%D = Dx100

X EXACTITUD Error Absoluto Se define como la diferencia entre el valor medido y el valor aceptado o verdadero

Ea=Xm-Xv Donde: Xm: valor observado o medido Xv: valor verdadero Este error puede ser por exceso (+) y por defecto (-), razón por la cual tomamos su valor absoluto.


19

Error Relativo Representa el porcentaje de error en una medida determinada y viene dado por la expresión:

%Є = Ex100

Xm CIFRAS SIGNIFICATIVAS Las cifras significativas son los dígitos requeridos para expresar el resultado de una medida con el grado de precisión con que se hizo. Estas cifras incluyen todos los dígitos ciertos más el primer digito incierto. El numero cero se considera cifra significativa excepto cuando se utiliza para localizar cifras decimales. En ciencia hay dos tipos de números: 1) Medidos: obtenidos de medir algo (ejemplo: la temperatura). 2) Definidos: obtenidos de contarlos o definirlos (ejemplo: los lados de un triángulo; el

número de centímetros en un metro). La diferencia entre los números definidos y medidos es que sabemos el valor exacto de los primeros, pero no podemos conocer el valor exacto de los últimos. En todas las mediciones hay errores debido a que no hay instrumento capaz de realizar mediciones exactas (además de los errores humanos siempre presentes). En todas las mediciones hay incertidumbres y estas dependen de los instrumentos que estemos utilizando. Las figuras significativas en un número medido es el número de dígitos escritos, asumiendo que escribimos todo lo que sabemos. Por ejemplo, si pesamos una moneda utilizando una balanza de pesas y una balanza electrónica podemos obtener los siguientes números:

Balanza de pesas: 3.11 g (3 cifras significativas) Balanza electrónica: 3.1134 g (5 cifras significativas)

Reglas para contar correctamente el número de cifras significativas: 1) Todos los dígitos a ambos lados del punto decimal son significativos, si no hay

ceros.

23.742 5 cifras significativas 332 3 cifras significativas 1.4 2 cifras significativas

2) Ceros usados para localizar un punto decimal no son significativos.

0.023 2 cifras significativas 0.23 2 cifras significativas 0.0000023 2 cifras significativas

3) Ceros entre números son significativos.

2.003 4 cifras significativas 1.0008 5 cifras significativas 0.002034 4 cifras significativas


20

4) Ceros a la derecha del último dígito que no es cero y a la derecha del punto decimal son significativos.

0.00000230 3 cifras significativas 0.043000 5 cifras significativas 1.00 3 cifras significativas 10.0 3 cifras significativas

5) Cuando un número íntegro termina en uno o más ceros (esto es, cuando no hay nada escrito después del punto decimal), los ceros que determinan el número íntegro pueden o no pueden ser significativos.

Por ejemplo, en el caso del número 2000 sabemos que el dos es significativo pero sin información adicional acerca de como fue medido el número no sabemos si uno, dos o los tres ceros son significativos. Si hubiera sido dado como 2000.0, 2000.3, etc., sabríamos que todos los cinco dígitos son significativos.

Una manera de evitar confusión en este caso es la de reportar el número en forma exponencial, escribiendo únicamente el número de cifras significativas. Por ejemplo, si solo hubiera dos cifras significativas en 2000, tendría que ser reportado como

2.0x103 (2 cifras significativas) Si tuviera 3 cifras significativas, tendría que ser reportado como

2.00x103 (3 cifras significativas)

etc.

Nótese que en este sistema hay una diferencia entre 21.5, 21.50 y 21.500. Aunque matemáticamente estos números son los mismos, científicamente no lo son. El número 21.5 implica que no conocemos el siguiente lugar después del número 5. El número 21.50 dice que si lo conocemos; es cero, y no 7, 8, 3, o cualquier otro dígito.

Para números que están contados o definidos, ninguna de las reglas precedentes se

aplica. Estos números tienen un número infinito de cifras significativas. Cuando decimos que hay tres lados en un triángulo, sabemos el valor de todos los lugares después del 3. Todos ellos son cero, hasta el infinito (esto es, 3.00000...).

Las reglas para definir el número de cifras significativas para multiplicación y división son diferentes que para suma y resta. Multiplicación y división Para multiplicación y división el número de cifras significativas en el resultado final será igual al número de cifras significativas de la medición menos precisa.


21

Ejemplo: Calcular la energía cinética de un cuerpo con una masa de 5.0 g viajando a la velocidad de 1.15 cm/s. La energía cinética es obtenida de la fórmula

E.C. = ½mv2 Donde: m = masa del cuerpo v = velocidad del objeto La respuesta es

E.C. = ½(5.0 g)(1.15 cm/s)2 =3.3 g-cm2/s2

¿Cuál número es el menos preciso? ½ no es un número medido, es parte de la fórmula y por lo tanto tiene un

número infinito de figuras significativas 5.0 tiene 2 cifras significativas 1.15 tiene 3 cifras significativas El número menos preciso tiene dos cifras significativas, así que la respuesta debe tener dos. Suma y resta En sumas y restas el último dígito que se conserva deberá corresponder a la primera incertidumbre en el lugar decimal. Ejemplo: en la siguiente suma

320.04 +

80.2 +

20.020 +

20.0 =

440.260


22

BALANZA DE LABORATORIO La balanza es un instrumento utilizado para determinar la masa. Tal como la mostrada en la figura 3. En el laboratorio se usaran balanzas del tipo granatorio, que es la balanza de brazos paralelos, con una masa que se desplaza a lo largo de ellos y un brazo rotatorio con una escala de vernier, que representan las pesas de la balanza. Uno de los brazos presenta incrementos de 100 g. El otro de 10 g. Y con un vernier se pueden leer los gramos y las décimas y centésimas de gramos, lo cual permite una apreciación del instrumento de 0,01 g.

Figura 3.- Balanzas granatorias utilizadas en el laboratorio

Al pesar en una balanza se debe tomar en cuenta una serie de precauciones que permitan obtener mediciones confiables, de alta precisión y gran exactitud.

1. No pese reactivo directamente en el platillo de la balanza. 2. Mantenga limpia el área de trabajo. 3. Limpie inmediatamente cualquier derrame. 4. No pese los objetos calientes, déjelos reposar a temperatura ambiente.

Pasos para pesar en este tipo de balanzas:

1. Limpie la balanza. 2. Asegúrese de que esta nivelada y no cargada. 3. Coloque los indicadores en cero. 4. Libere la cruz o el brazo de la misma. 5. Observe la posición de equilibrio, cuando esta coincida con el cero de la escala. 6. Bloquee nuevamente y en esta posición de arresto coloque el objeto a pesar en el platillo dentro del recipiente adecuado para la operación. 7. Manipule las masas a lo largo de los brazos y ajuste el vernier hasta alcanzar nuevamente la posición de equilibrio, obteniendo así la medición del objeto. 8. Anote dicho peso, arreste la balanza, retire el objeto, ponga nuevamente los indicadores en cero. 9. Recuerde de no retirar o colocar objetos en el platillo de la balanza sin haber bloqueado previamente el brazo de la misma.


23

PUNTOS DE INTERES Antes de realizar la práctica el estudiante deberá preparar los siguientes puntos:

1. La balanza: tipos, partes de una balanza, teoría de operación, carga y precisión, sensibilidad y técnicas de pesado. 2. Material volumétrico: manejo y uso, limpieza, calibración, limite de error, apreciación, lectura de escala, menisco.

3. Conceptos básicos: errores determinados e indeterminados, precisión y exactitud, tratamiento estadísticos de los datos, desviación normal y estándar, cifras significativas, densidad.

PARTE EXPERIMENTAL

Preparar el material que se va a utilizar Acondicionar los útiles volumétricos lavándolos adecuadamente hasta que viertan o contengan líquido sin dejar rastros de grasa o gotas adherida a las paredes de los mismos. Material a utilizar:

o Beaker de 100 mL o Pipeta volumétrica de 10 mL o Cilindro graduado de 10mL o Vidrio de reloj

1.- Uso de la balanza granatoria Verifique sus partes Demostración de cómo se pesa Pesar dos o tres veces un material volumétrico siguiendo la técnica adecuada, indicando tipo de objeto a pesar, su uso y el peso obtenido, expresando este con el número de cifras significativas adecuadas. 2.- Calibración del material volumétrico 2.1.- Calibración del cilindro graduado de 10 mL

a) Tomar el cilindro graduado 10 mL, verificar que este limpio, llenarlo de agua hasta el enrase de 10 mL

b) Verter el líquido en un beaker limpio y seco previamente pesado. Pesar la cantidad de agua vertida en el, sin perdida al 0,01 g.

c) Repetir la operación en las mismas condiciones 3 veces mas. ¿Por qué se realiza la operación varias veces?. Explique. d) Con el uso del termómetro determine la temperatura del agua.


24

2.2.- Calibración de la pipeta volumétrica de 10 mL

a) Tomar la pipeta volumétrica 10 mL, verificar que este limpio, llenarlo de agua hasta el enrase de 10 mL

b) Verter el líquido en un beaker limpio y seco previamente pesado. Pesar la cantidad de agua vertida en el, sin perdida al 0,01 g.

c) Repetir la operación en las mismas condiciones 3 veces mas d) Con el uso del termómetro determine la temperatura del agua.

Para cada uno de los experimentos, 2.1 y 2.2: Verifique sus medidas en el laboratorio Presente los datos tabulados utilizando el número de cifras significativas correcto Realice los cálculos de errores correspondientes Determine el volumen del agua, considerando la temperatura de la misma y la densidad del agua a esa temperatura

V=

D = densidad del agua a la temperatura del laboratorio.

M = masa de agua contenida en el beaker. V = volumen de agua medida por el cilindro.

Con los datos anteriores calcule el factor de corrección del instrumento utilizado

leidoVolumen

calculadoVolumenfc

Tabla 2.- Densidad del agua en función de la temperatura

T ºC Densidad (g/mL)

20 0,99823

21 0,99802

22 0,99780

23 0,99756

24 0,99732

25 0,99707

26 0,99681

27 0,99654

28 0,99626

29 0,99567

30 0,99567

D

m

V

m D


25

2.3.- Determinación de la densidad de una solución salina

a. Tome 10 m L de la solución problema. Indique que instrumento utilizará para ello y diga porque lo usa.

b. Pese el líquido vertido igual que en los experimentos anteriores. c. Determine la densidad de la solución. Exprese el resultado de la forma

correcta. d. Tome nota de los datos de densidad de los alumnos del curso y realice el

tratamiento estadístico con ellos, tabulando los datos y resultados. e. Compare su resultado con el promedio obtenido y con el valor verdadero que

le dará el instructor


26

PRACTICA III

SEPARACIÓN DE MEZCLAS OBJETIVOS

1. Desarrollar técnicas generales de trabajo en el laboratorio 2. Separar los componentes de una mezcla usando técnicas que se basan en las

diferencias de propiedades físicas INTRODUCCIÓN

Una mezcla es una combinación de dos o mas sustancias en la cual las sustancias conservan sus propiedades características. Algunos ejemplos familiares son el aire, los medicamentos, las bebidas gaseosas, el acero, y el cemento. La composición de las mezclas no es constante por ejemplo las muestras de agua de mar tomadas en diferentes océanos tendrán una composición distintas debido a sus diferencias de temperatura, efectos de contaminación, etc.

Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. Cuando una cucharada de sal o un volumen de alcohol etílico se disuelve en agua observa una mezcla homogénea es decir sus propiedades están distribuidas uniformemente. Si se juntan agua y aceite se observa una mezcla heterogénea, ya sea homogénea o heterogénea, se puede separar en sus componentes puros por medios físicos o mecánicos. En la primera parte de esta práctica va a separar una mezcla de arena y sal usando las técnicas de: lixiviación, decantación, filtración y evaporación.

La mezcla de arena y sal es separada con base a sus diferentas comportamientos en agua. El cloruro de sodio (sal común) es un compuesto iónico soluble en solvente polar como el agua. La arena está formada por compuestos difíciles de disolver y se separa de la disolución lo cual facilita la separación de la mezcla. En la segunda parte se van a separar los componentes de una solución alcohólica utilizando la técnica de destilación simple FUNDAMENTO TEORICO

Los procedimientos de separación de mezclas se clasifican en físicos y mecánicos.

Procedimientos físicos Procedimientos mecánicos

Destilación Filtración

Evaporación Decantación

Cristalización Tamización

Cromatografía Imantación

Extracción Centrifugación

Lixiviación


27

Destilación: Consiste en separar dos líquidos con diferentes puntos de ebullición que luego se condensan al pasar por una tubería fría. El líquido con menor punto de ebullición (más volátil) se evapora y se separa primero. El alumno de investigar los diferentes tipos de destilación: simple fraccionada, al vacío y por arrastre de vapor. Evaporación: Consiste en separar los componentes de una mezcla de un sólido disuelto en un líquido, aprovechando el paso espontáneo o forzado de un líquido a la fase de vapor, quedándose el sólido en el fondo del recipiente. Lixiviación: Es un procedimiento usado para extraer un material de una mezcla en un proceso en el que se disuelve de manera selectiva el material que se encuentra en la mezcla. Si es soluble en agua, ésta se usa como agente de lixiviación. Decantación: Consiste en separar dos líquidos inmiscibles o una mezcla constituida por un sólido insoluble en un líquido el material más denso cae en el fondo del envase, mientras que el mas liviano permanece en la superficie, Para separarlos se puede transvasar el líquido de la parte superior inclinando con cuidado el envase y dejándolo salir. Para el caso en particular de dos líquidos inmiscibles, como gasolina y agua se puede emplear un embudo de separación. Filtración: Es una técnica que consiste en hacer pasar un liquido con partículas en suspensión a través de un material con una porosidad definida; el líquido pasa por los poros del material y las partículas en suspensión de mayor tamaño que los poros son retenidos. Dependiendo del tipo de sólido (fino, granular, otro) en suspensión, se hace la escogencia del papel de filtro de porosidad adecuada para la filtración. Filtración y lavado de precipitados. Las etapas que comprende la filtración de un precipitado analítico son decantación, lavado y transferencia. En la decantación, se pasa a través de un filtro la mayor cantidad de líquido sobrenadante que sea posible, mientras el sólido precipitado permanece en el vaso donde se formo prácticamente sin ser perturbado. Este procedimiento acelera la velocidad total de filtración ya que retarda el momento en que los poros del medio filtrante se obstruyen con el precipitado. Se utiliza una varilla de agitación para dirigir el flujo del líquido (ver figura 1) Cuando el flujo cesa, la gota del líquido que queda en el borde del recipiente se recoge con un agitador y se regresa al recipiente. Enseguida se adiciona al vaso líquido de lavado y se mezcla bien con el precipitado. Se deja asentar el sólido para después decantar este líquido a través del filtro dependiendo del precipitado, pueden requerirse varios lavados. La mayor parte del lavado debe hacerse antes de transferir el sólido, con esto se logra un precipitado mejor lavado y una filtración más rápida. El estudiante debe investigar el resto de los procedimientos de separación.


28

PARTE EXPERIMENTAL 1.- Separación de las componentes de una mezcla que difieren en su solubilidad en agua.

a. En un vidrio de reloj, pese 1 gramo de cloruro de sodio (NaCl) y 1 gramo de arena. Coloque la sal y la arena en un vaso de precipitado (beaker) de 50 mL y mezcle con un agitador de vidrio.

b. Monte un equipo de filtración, pese el papel de filtro a usar y pese una cápsula de porcelana.

c. Añada aproximadamente 3 mL de agua a la mezcla arena-sal y decante la solución sobre el papel de filtro, recogiendo el filtrado en la cápsula de porcelana.

d. Lave la arena con agua hasta, hasta que se elimine toda la sal. Compruebe esto, tomando unas gotas del filtrado (en la punta del embudo) y añada unas gotas de solución de nitrato de plata. Si se forma un precipitado blanco, hay que seguir lavando la arena. El alumno debe investigar la reacción entre la sal y el nitrato de plata.

e. Comprobado que se ha separado toda la sal, añada aproximadamente 2 mL de agua, transfiera la mezcla al papel de filtro.

f. Evapore la solución en la cápsula hasta sequedad (con cuidado), enfríe y pese. g. Seque el papel de filtro con la arena, sobre un vidrio de reloj en la plancha de

calentamiento; evite que el papel se queme, usando una temperatura baja. Enfríe y pese el papel de filtro con la arena.

POST-LABORATORIO

a. Determine la masa de arena y sal al final de la separación b. Compare los resultados del punto anterior y analice las fuentes de error que

justifique esos resultados. c. Determine el error porcentual para la masa de sal y arena obtenida, según la

formula: Masa inicial – Masa final x 100 Masa inicial

d. Determine el porcentaje en masa de cada componente de la mezcla sal-arena, e. Determine el rendimiento del proceso según la formula:

Masa final del componente x 100 Masa inicial del componente


29

2.- Separación de una mezcla liquida por diferencia de los puntos de ebullición. a. Con la ayuda del profesor monte el equipo de destilación (figura 2). b. Mida en un cilindro 50 mL de una solución alcohólica que le indicara el profesor. c. Pase la solución al balón de destilación d. Incorpore el balón al equipo de destilación e Caliente suavemente el balón de destilación y observe constantemente el termómetro. Llene la siguiente tabla con la temperatura correspondiente a los volúmenes de destilado indicados.

V ( mL ) 4 8 12 16 20 24 28 32 36 40

T °C

POST-LABORATORIO

a. una gráfica en papel milimetrado de temperatura en función del volumen de destilado

recogido. Explique

b. Determine a partir del gráfico la temperatura de ebullición del alcohol.


30

PRACTICA IV

SOLUCIONES OBJETIVOS

1. Conocer las unidades de concentración de soluciones 2. Dominar los cálculos para la preparación de soluciones en diferentes unidades de concentración. 3. Aprender a preparar soluciones en el laboratorio

INTRODUCCIÓN

El agua es una sustancia notable, no solo es uno de los componentes más abundante sobre la tierra, sino que también posee muchas propiedades singulares. Una de sus cualidades más importante es la capacidad de absorber una amplia variedad de sustancias originando las llamadas soluciones. Las soluciones en las cuales el agua es el medio de disolución se denominan soluciones acuosas. Las soluciones acuosas comunes en la naturaleza y de suma importancia en todos los procesos vitales, áreas científicas y diversidad de procesos industriales. Los fluidos corporales de todas las formas de vida son soluciones acuosas, muchísimos fenómenos naturales como corrosiones, oxidaciones, precipitaciones, sedimentaciones, fermentaciones, etc., ocurren mediante la acción de soluciones acuosas; la industria farmacéutica, alimenticia, de refrescos y bebidas alcohólicas, de detergentes, jabones y champú, de disolventes y protectores, etc., hacen uso de soluciones acuosas en algún momento de sus procesos de elaboración, producción, envasado o transporte. El termino solución se utiliza en química para describir una situación en la cual una o mas sustancias están mezcladas homogéneamente (disueltas) en otra sustancia. El caso mas sencillo seria el de la soluciones binarias, formadas por un soluto que es la sustancia que se disuelve hasta un tamaño de magnitud molecular o iónico (10-8 a 10-7 cm) y, es el componente menos abundante de la solución y el solvente o disolvente que es el componente en el cual se realiza la disolución y es el mas abundante en la misma. Cuando el tamaño de las partículas de soluto es del orden de magnitud ya descrito anteriormente, las soluciones así formadas se denominan soluciones verdaderas. Las propiedades de una solución verdadera son las siguientes:

1. Es una mezcla homogénea de una o más sustancias componentes. 2. La composición de la solución es variable. Depende de las cantidades relativas de soluto y de solvente presente. 3. El soluto en solución posee tamaño iónico o molecular. 4. El soluto esta uniforme y permanentemente distribuido en toda solución, es decir no se separa del solvente. 5. Las propiedades de la solución son un conjunto de las propiedades de los componentes de la misma. 6. Pueden ser coloreadas, pero generalmente transparente.


31

7. En términos generales, el soluto puede separarse del solvente por algún tipo de método físico como evaporación, destilación etc. 8. Las soluciones pueden presentarse en los tres estados ordinarios de la materia: sólido, líquido y gaseoso, pudiendo encontrarse el soluto y el solvente en cualquiera de estos tres estados. Las soluciones más comunes son las de sólido disuelto en líquido, sólido en sólido, líquido en líquido y gas en gas.

SOLUBILIDAD La capacidad de un solvente para disolver un soluto en particular esta limitada. Cuando se coloca a un solvente en contacto con un exceso de soluto, aquel alcanza y mantiene una concentración constante de soluto; el soluto y la solución están en equilibrio y se dice que la solución esta saturada. La solubilidad es la máxima cantidad de soluto que puede ser disuelta en una cantidad fija de solvente en la presencia de un soluto puro. Es difícil exagerar la importancia que tiene en química el concepto de solubilidad; es la base de innumerables procesos industriales y de laboratorio para preparar, separar y purificar productos químicos, y es el factor que controla la diversidad de fenómenos geológicos y otros fenómenos naturales. La solubilidad de una sustancia en un solvente particular es determinada principalmente por la naturaleza del solvente y el soluto mismo, y también por las condiciones de temperatura y presión. Cuando un soluto es disuelto en un solvente, se establece un equilibrio entre el soluto puro y el soluto disuelto:

Soluto (puro) Soluto (disuelto) Cuando este equilibrio se establece a una temperatura determinada, que permanece constante, la velocidad a la cual el soluto puro entra en la solución es igual a la velocidad en la cual el soluto disuelto retorna a su estado de soluto puro. El método para preparar una disolución es, en general, añadir progresivamente el soluto al solvente; sin embargo, la cantidad de soluto que se añade para generar y preservar el sistema homogéneo de la disolución, no es arbitraria ni es la misma para cualquier par soluto-solvente. Existe una cantidad máxima de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de solvente, por encima de la cual se pierde la homogeneidad y se presentan dos fases: una de disolución saturada y una de soluto no disuelto. Así, dependiendo de la concentración se tendrán disoluciones n o saturadas, saturadas y sobresaturadas. A una misma concentración, el tipo de disolución depende de la naturaleza del soluto, de la naturaleza del solvente y de la temperatura. Las soluciones no saturadas son aquellas que contienen una cantidad de soluto menor de la máxima que puede disolverse en una cantidad definida de solvente, a una temperatura determinada. Las soluciones saturadas son aquellas que contienen la máxima cantidad de soluto que puede disolverse en una cantidad definida e solvente, a una temperatura dada.


32

Las soluciones sobresaturadas son aquellas que contienen más soluto del que puede ser disuelto para una cantidad dada de solvente a una temperatura dada. CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES Para identificar una solución hay que indicar adema de los componentes de la misma, las cantidades relativas que están presentes de ellos, es decir la cantidad de soluto presente en una cantidad dada de solvente o de solución; esta relación expresa la concentración. Unidades físicas: La relación entre soluto y solvente se expresa generalmente en partes, en peso o volumen, de soluto por cada 100 partes, expresada en peso o en volumen, de solvente o de solución.

a) Porcentaje masa / masa: indica los gramos de soluto por cada 100 g de solución.

100%solución

sto

m

m

mm

b) Porcentaje masa / volumen: indica los gramos de soluto por cada 100 mL de

solución.

100%solución

sto

V

m

Vm

c) Porcentaje volumen / volumen: indica el volumen de soluto por cada 100 mL de

solución

100%solución

sto

V

V

VV

Unidades químicas:

a) Molaridad (M): Es el numero de moles de soluto disueltos por litros de solución

Lsolucióndevolumen

solutodemolesdenúmeroM

b) Normalidad: La normalidad N, se define como el número de equivalentes gramos de

la sustancia de interés contenidos por litros de solución

Lsolucióndevolumen

solutodeesequivalentdenúmeroN

c) Fracción molar (X): Es la razón entre el número de moles de un componente

respecto al número total de moles presentes en la solución.

Fracción Molar de A (XA) = moles de A / moles de A + moles B


33

Fracción Molar de B (XB) = moles de B / moles de A + moles B

d) Molalidad (m): La molalidad se define como el número de moles de la sustancia de

interés disuelta en la cantidad de Kg. de solvente. Para soluciones acuosas diluidas la molalidad y la molaridad son muy similares, pero esto no es cierto para solventes cuya densidad es diferente a 1g/mL.

Kgsolventederamoski

solutodemolesdenúmerom

log

PARTE EXPERIMENTAL

A continuación se recomiendan algunas técnicas a seguir en la preparación de soluciones: 1) Calculo de las cantidades de sustancias que se deben tomar para preparar la cantidad de solución requerida. Leer muy bien la etiqueta del frasco que contiene el soluto Para conocer su formula exacta y su pureza. 2) Preparación de los recipientes e instrumentos necesarios para la preparación de soluciones: balanza, morteros, espátulas, balones etc. 3) Preparación del soluto ya sea este sólido o líquido. 4) Pesada o medición volumétrica del soluto según sea este sólido o líquido. Para ello deberá usarse una balanza o un instrumento volumétrico apropiado. 5) Medición volumétrica del solvente. 6) Disolución del soluto en un recipiente adecuado. 7) Dilución y enrase. La dilución consiste en hacer menos concentrado un sistema determinado por añadido del solvente apropiado. El enrase consiste en llevar el nivel de un líquido contenido en un matraz volumétrico hasta la marca de aforo del mismo. 1.- Preparación de soluciones en porcentajes masa/volumen En esta parte de la práctica el estudiante deberá preparar las siguientes soluciones:

a) Una solución al 20% de azúcar en agua, utilizando un volumen de 100 mL de agua. b) Una solución al 3% de cloruro de sodio en un volumen de 50 mL de agua.

2.- Preparación de soluciones Molares

a) Una solución 0,5 M de azúcar en agua, utilizando un volumen de 100 mL. b) Una solución 0,5 M de hidróxido de sodio en agua, utilizando un volumen de 100 mL.


34

3.- Preparación de soluciones a partir del porcentaje en masa y la densidad

a) Preparar 100 mL de una solución 0,5 M de ácido clorhídrico. ¿Que volumen de ácido clorhídrico concentrado se necesita?. MMHCl = 36,46 g/mol, % m/m= 37%, D = 1,18g/mL.

b) Preparar 50 mL de una solución 1 M de ácido sulfúrico. ¿Que volumen de ácido sulfúrico concentrado se necesita?. MMH2SO4= 98 g/mol, %m/m =97 %, D = 1,8 g/mL.


35

PRACTICA V

REACCIONES EN MEDIO LÍQUIDO OBJETIVOS

Identificar los reactantes y productos en una reacción química. Conocer los tipos de reacciones químicas. Realizar reacciones químicas en medio líquido y sólido. Reconocer los cambios que evidencian estas reacciones. Representar los cambios químicos que ocurren mediante la ecuación química. INTRODUCCION

REACCIONES QUÍMICAS Una reacción química indica un cambio químico de la materia, donde los reactantes, con un conjunto de propiedades físicas y químicas definidas, cambian a los productos con un conjunto de propiedades físicas y químicas definidas para ellos y diferentes a las de los reactantes. En la reacción química los productos son los mismos átomos de los reactantes, pero en una distribución diferente y la suma de las masas del producto o de los productos que se forman es igual a la suma de las masas de los reactantes (Ley de Conservación de la Masa). La reacción química se expresa mediante una ecuación química de la siguiente forma:

REACTANTES PRODUCTOS Otra manera de expresarla:

A + B C

La función de una ecuación química es describir el proceso químico de forma cualitativa y cuantitativa, de una manera breve y precisa. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS Los químicos han estudiado y clasificado las reacciones químicas para obtener una mayor comprensión de ellas y así poder aplicarlas a gran escala en el laboratorio o en la industria.

Las reacciones químicas se pueden clasificar en reacciones de combinación, de descomposición, de desplazamiento, de doble desplazamiento, de combustión, redox, de neutralización, exotérmicas, endotérmicas, reversibles e irreversibles. Reacciones de combinación Son las reacciones en las cuales dos o más sustancias se combinan para formar una sola sustancia, donde las especies que reaccionan pueden ser de dos elementos o dos compuestos:


36

A + B C

Ejemplo de reacción de combinación cuando dos elementos reaccionan para dar un compuesto:

2S(s) + 3O2(g) 2SO3(g) Trióxido de azufre Ejemplo de reacción de combinación cuando dos compuestos reaccionan para dar un nuevo compuesto:

SO2(g) + H2O(l) H2SO4(acu) Reacciones de Descomposición En estas reacciones los reactivos se dividen en sustancias mas sencillas; el numero de moléculas del producto es mayor que el numero de moléculas de los reactivos. Son ejemplos de reacciones de descomposición:

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)

Reacciones de Desplazamiento Simple Son aquellas en las que un elemento sustituye a otro en una molécula. Son ejemplos de reacciones de desplazamiento simple:

Mg (s) + Zn(NO3)2(acu) Mg(NO3)2(acu) + Zn(s)

Cl2(g) + 2 KBr(s) 2KCl(s) + Br2(g) Reacciones de Doble Desplazamiento Son las reacciones donde ocurre el intercambio de los iones positivos entre dos compuestos. Estas reacciones ocurren entre compuestos iónicos en medio acuoso. Son ejemplos de reacciones de doble desplazamiento: Uno de los productos formados es poco soluble y precipita de la solución, mientras que los otros productos quedan en solución:

Na2S(acu) + Cd(NO3)2(acu) CdS(s) + 2NaNO3(acu) Un producto pasa a estado gaseoso y puede ser observada su formación por la presencia de burbujas de gas en la solución

2NaCN(acu) + H2SO4(acu) 2HCN(g) + Na2SO4(g)


37

Reacciones de Combustión Cuando un elemento o un compuesto reacciona con el oxigeno, produciendo energía en forma de calor o luz. Las reacciones de combustión incluyen las reacciones entre hidrocarburos y el oxígeno.

CH4(g) + 2O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g)

Algunas reacciones de combustión, también son ejemplos de reacciones de combinación:

2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s) Reacciones redox Cuando se introduce una chapa de zinc en una disolución concentrada de sulfato de cobre (II) se observa que, pasados unos días, la chapa se recubre de una capa de cobre. La ecuación química que describe el proceso es:

Zn(s) + CuSO4(acu) Cu(S) + ZnSO4(acu)

Tanto el sulfato de cobre (II) como el sulfato de zinc son compuestos iónicos que fundidos o disueltos en agua, se disocian en iones:

CuSO4(acu) Cu2+(acu) + SO4

2-(acu)

ZnSO4(acu) Zn2+ (acu) + SO4

2- (acu)

Teniendo en cuenta este hecho podemos escribir la anterior ecuación haciendo uso

de los iones:

Zn(s) + Cu2+(acu) + SO4

2-(acu) Cu(S) + Zn2+

(acu) + SO42-

(acu) Sulfato de cobre (II) sulfato de zinc

Como el ion sulfato aparece en ambos miembros de la ecuación, esta se puede escribir de manera más sencilla:

Zn(s) + Cu2+(acu) Cu(S) + Zn2+

(acu)

Esta reacción indica que durante el proceso, el átomo de zinc, eléctricamente neutro,

se ha transformado en un ion Zn2+, para lo cual ha tenido que ceder dos electrones; mientras que el ion Cu2+ se ha transformado en un átomo de cobre, para lo cual ha tenido que aceptar dos electrones:

Zn(s) Zn2+ (acu) +2 e

-

Cu2+(acu) +2e- Cu(S)

La reacción entre el zinc y el sulfato de cobre se puede utilizar para obtener corriente eléctrica.


38

Reacciones de neutralización Son una especie de reacción de desplazamiento. Son reacciones entre ácidos y bases. Son ejemplos de reacciones de neutralización

HCl(acu) + NaOH(acu) NaCl(acu)+ H2O(l)

H2SO4(acu) + Ba(OH)2(acu) BaSO4(s) + H2O(l)

Cambios observables en las reacciones químicas

Cuando realizamos reacciones químicas y de acuerdo a los tipos de reacciones descritas anteriormente, existen una serie de cambios que pueden ser observadas de forma sencilla, como por ejemplo cambios de color, formación de especies en estado sólido (precipitados), formación de especies en estado gaseoso o cambios de temperatura. Reacciones según el intercambio de calor Todas las reacciones químicas se producen por medio de energía con el medio ambiente. La energía que entra en juego en una reacción química es generalmente energía calorífica, aunque en muchos casos viene acompañada de energía lumínica o energía eléctrica. Reacciones Exotérmicas Aquellas donde hay desprendimiento de calor al medio ambiente cuando los reactantes forman los productos.

2K(s) + 2H2O(l) 2KOH(acu) + H2(g) + energia Reacciones Endotérmicas Aquellas donde hay una absorción de calor del medio ambiente cuando los reactantes cambian a productos.

Estos tipos de cambios se pueden observar en las reacciones químicas en medio acuoso.

Por eso en el trabajo de laboratorio, cundo realizamos una reacción química en

medio acuoso, la cual consiste en agregar uno de los reactantes a otro que ya se encuentra en la fase acuosa, podemos detectar estos cambios. Por otra parte, conociendo los reactivos agregados, los cuales representan los reactantes de la reacción podemos observar el cambio químico y escribir la ecuación química que se expresa la reacción que realizamos.


39

PUNTOS DE INTERES Antes de realizar la práctica el estudiante deberá preparar los siguientes puntos: 1. Reacción química. 2. Ecuación química. 3. Balanceo de reacciones químicas. 4. Tipos de reacciones químicas. 5. Oxidación y reducción 6. Balanceo de ecuaciones redox 7. Serie electromotriz de los metales. 8. Nombre y formula de todos los reactivos a utilizar en la práctica. 9. En el cuaderno de laboratorio deben estar escritas las reacciones químicas balanceadas que explican cada uno de los experimentos.

PARTE EXPERIMENTAL 1.-REACCIONES DONDE SE PRODUCE CAMBIO DE COLOR 1.- Cambio de color de la solución por efecto de la dilución 1. Vierta en un tubo de ensayo 5 mL de agua destilada y una gota de una solución 0,01 M de permanganato de potasio. Agite la mezcla. 2. En un segundo tubo de ensayo agregue 4 mL de agua destilada y añada 1 mL de la solución de permanganato de potasio. Agite la mezcla. Compare el color con la solución anterior y con un tercer tubo que solo contiene 5 mL de agua destilada. 3. Tomando tubos sucesivos repita la experiencia anterior hasta que no pueda distinguir el tono rosado de la solución al compararlo con el tubo que tiene el agua destilada. A medida que el color cambia y va desapareciendo observe el tubo frontalmente y desde arriba sobre un fondo blanco. 4. ¿Encuentra alguna relación entre la concentración del reactivo y el color de la solución?. Explique. 2.-Cambio de color de la solución por efecto de una reacción A.- Desaparición del color: 1. Vierta en un tubo 5 mL de una solución de ácido oxálico 0,01 M. Añada dos gotas de solución de ácido sulfúrico 3 M. Agite la mezcla. 2. En un segundo tubo de ensayo agregue 5 mL de agua destilada y añada dos gotas de ácido sulfúrico 3 M. Agite la mezcla. 3. Agregue lentamente 3 a 5 gotas de permanganato de potasio 0,01 M en cada uno de los tubos de ensayo. Caliente suavemente. 4. Anote lo observado en el experimento y explique con la ecuación química que describe el proceso. B.-Aparición de un color:


40

1. Tome 4 tubos de ensayo y agregue en cada uno entre 5 y 10 mL de agua destilada y 2 gotas de ácido clorhídrico 6 M al segundo tubo añada 2 gotas de solución de nitrato ferrico 6 M. Mezcle bien y observe. 2. Tome una gota del segundo tubo y añada al tercer tubo y luego tome una gota del tercer tubo y añada al cuarto tubo. Observe que paso en cada caso. 3. A cada uno de los tubos añada 1 mL de solución de KSCN 1M. Mezcle bien y observe lo que pasa en cada uno. 4. Repita la experiencia en otro tubo añadiendo agua de chorro. Observe y explique sus observaciones con ecuaciones. 2. REACCIONES DONDE SE PRODUCEN PRECIPITADOS A.- Precipitados finamente divididos: 1. En un tubo de ensayo vierta 2 mL de agua destilada y 2 mL de solución de sulfato de amonio 1 M. Mezcle bien. 2. Tome 2 mL de esta solución y mezcle en otro tubo con 2 mL de agua destilada. 3. Añada a cada tubo 2 gotas de ácido clorhídrico 6 M y 1 mL de una solución de cloruro de bario 1 M. Agite y deje reposar. 4. Observe lo que ocurre y describa las características del precipitado formado. 5. Explique con ecuaciones sus observaciones. B.- Precipitados floculentos 1. En un beaker de 50 mL añada 5 gotas de solución de nitrato ferrico 1 M. 2. Añada 5 mL de solución de hidróxido de amonio 6 M, mezcle bien y lleve a ebullición, calentando el envase a todo lo largo y ancho, sin que ebulla la solución (calentar suavemente) 3. Deje enfriar, observe el precipitado formado, descríbalo. 4. Explique con ecuaciones sus observaciones. 3. REACCION DONDE SE GENERA GASES 1. Tome 4 tubos de ensayo y añada a cada uno 5 mL de agua destilada. 2. En el primer tubo añada 1 mL de solución de carbonato de sodio 1 M, 3 gotas de la solución en el segundo tubo y una gota en el tercero. 3. Llene un gotero con ácido clorhídrico 6 M. Coloque el primer tubo de ensayo inclinado y añada gota a gota la solución de HCl 6M, dejándola resbalar lentamente por las paredes del tubo de ensayo y agitando la mezcla de manera de observar lo que ocurre cuando la solución ácida entra en contacto con la muestra. 4. Cuente las gotas que va añadiendo, observando cuantas son necesarias para completar la reacción. 5. Repita la operación con los otros tubos 6. Anote lo observado en el experimento y explique la ecuación que describe la reacción.


41

4. REACCIONES DONDE SE GENERA CALOR 1. En un tubo de ensayo agregue 2 mL de ácido clorhídrico 6 M. 2. Añada una solución de hidróxido de sodio 6 M gota a gota, agitando después de cada adición. Observe el aumento de temperatura en el tubo. 3. Puede introducir un termómetro antes y después de la adición para observar el cambio de temperatura. 4. Anote lo observado en el experimento y explique la ecuación que describe la reacción. 5. REACCIONES DE METALES CON HCL 1. En siete tubos de ensayo limpios coloque pedazos pequeños de aproximadamente el mismo peso de Zn, Sn, Al, Cu, Pb, Mg y Fe. 2. Añada a cada uno de los tubos de ensayo 5 m L de HCl 6 N. 3. Anote en su cuaderno cada observación 4. Caliente suavemente aquellas soluciones que no presentaron reacción en frío. 5. Anote en su cuaderno lo observado.


42

PRACTICA VI

ANALISIS CUALITATIVO DE COMPUESTOS DE USO COMUN EN EL HOGAR. ENSAYO A LA LLAMA

OBJETIVOS

1. Identificar sustancias desconocidas de uso común en el hogar, a través de sus propiedades físicas (solubilidad, color y aspecto) y de sus propiedades químicas (reacción con determinadas sustancias).

2. Comprender la importancia de seguir el procedimiento de laboratorio de forma ordenada, y con criterio siguiendo un esquema para la identificación correcta de las sustancias.

3. Entender la importancia de las reacciones químicas y la solubilidad en agua y de compuestos sólidos con la finalidad de diferenciar un compuesto de uso común en el hogar de otro.

4. Aplicar los conocimientos adquiridos en Química I de nomenclatura de compuestos químicos y estequiometría, escribiendo las ecuaciones balanceadas de cada uno de los experimentos a realizar en la práctica.

INTRODUCCION

ENSAYOS A LA LLAMA Las operaciones del laboratorio como trabajo de vidrio, ebullición y destilación de líquidos, aceleración de reacciones químicas, etc., necesitan una fuente de calor. La llama se emplea en el laboratorio como fuente de energía, se genera por combustión de un gas y se manifiesta a través de emisión luminosa y desprendimiento de calor. ¿Qué es combustión? ¿Cuáles son los reactivos y productos de la combustión? Los componentes mayoritarios del gas combustible son generalmente hidrocarburos saturados de bajo peso molecular e hidrocarburos no saturados en proporciones variables. Así por ejemplo, el gas que se suministra por tuberías a los hogares es gas metano y el de las bombonas es gas propano. La combustión se logra utilizando un mechero que permita la mezcla de dichos gases combustibles y el oxígeno del aire que actúa como comburente. La construcción de los mecheros depende de las características que debe tener la llama y ésta a su vez, está ligada a su uso en la práctica. Para estos fines se utilizan comúnmente en el laboratorio tres tipos de mecheros: Bunsen, Mecker y Tirril

ENSAYOS A LA LLAMA EN LAS MEZCLAS En una mezcla cada elemento exhibe a la llama su propia coloración, independientemente de los demás componentes. Por lo tanto, el color a la llama para una mezcla de elementos estará compuesto por todos los colores de sus componentes. Ciertos colores sin embargo, son más intensos y más brillantes, enmascarando a aquellos de menor intensidad. El color


43

amarillo del sodio, por ejemplo, opacará parcialmente a todos los demás. Por esto un ensayo a la llama ordinario no resulta de mucha utilidad en la identificación de las mezclas. En estos casos es recomendable usar filtros de color, o un espectroscopio. Usualmente, la interferencia del sodio, en una mezcla donde los componentes sean sales de sodio y potasio, puede ser eliminada por medio de un vidrio azul de cobalto, el cual absorbe la luz amarilla pero transmite la luz violeta del potasio. Por medio de ese filtro es posible detectar la llama violeta del potasio aún en presencia del sodio.

IDENTIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS:

El análisis cualitativo se basa en la identificación de sustancias presentes en una muestra, por medio del estudio de sus propiedades físicas (temperatura de fusión, temperatura de ebullición, solubilidad, color, aspecto, etc.) y de sus propiedades químicas mediante reacción con determinadas sustancias.

Todas las sustancias utilizadas como muestras son sólidos blancos y forman parte de la composición de productos que se usan comúnmente en el hogar. De las propiedades físicas, solo utilizaremos la solubilidad como criterio de separación.

Las propiedades químicas se evaluarán por reacción con sustancias comunes como vinagre, tintura de yodo y fenolftaleína. Esta última es el componente activo de algunos medicamentos laxantes. También se usarán reactivos químicos de uso común en el laboratorio como NaOH y AgNO3.

Los reactivos de Fehling y Benedict son utilizados para probar la presencia de azúcares reductores como la fructosa y la glucosa. Los estuches de auto análisis para diabetes, que se venden en las farmacias, se basan en la prueba de Benedict. Con solo 0,1 % de glucosa en la orina se obtiene una prueba positiva.

REACTIVOS Solución acuosa de Ácido Clorhídrico ( HCl) 10% Solución acuosa de Hidróxido de Sodio (NaOH) 3 % Solución acuosa de Nitrato de Plata (AgNO3) diluída Solución de Fehling: A.- Sulfato de Cobre (CuSO4) B.- Tartrato de sodio y potasio (KNaC4H4O6)

Vinagre blanco1

Tintura de yodo Extracto de Repollo Morado2

Muestras problema

1 Sustancia que deberá ser traída por el estudiante

2 Pica finamente medio repollo morado (la parte de arriba, más coloreada) y lo cocinas durante 5 minutos en

un litro de agua. Déjalo enfriar y fíltralo.

http://www.geocities.com/laboratorio_de_quimica_2000/reaccion2.htm


44

REACTIVOS USADOS COMO MUESTRAS DESCONOCIDAS

COMPUESTO FUENTE Ácido bórico Polvo mata cucarachas, agente funguicida

Almidón de maíz Maicena Bicarbonato de sodio Polvo de hornear Borato de sodio

(Bórax) Quita manchas

Carbonato de calcio Tiza blanca o tabletas antiácido Carbonato de sodio Blanqueador de ropa (sin cloro) Cloruro de sodio Sal de mesa

Fructosa C6H10O6 Azúcar de frutas (producto dietético) Hidróxido de sodio Destapador de cañerías

Sacarosa C12H22O11 Azúcar de mesa (blanca refinada) Sulfato de calcio Yeso

Sulfato de magnesio Sal de higuera o sal de Epsom MATERIALES

Gradilla Tubos de ensayo Vidrio de reloj Agitador Espátula Cilindro graduado de 10 ml Beaker de 100 ml Goteros Papel tornasol

PUNTOS DE INTERÉS

Propiedades ácidas y básicas de las sustancias Solubilidad Teoría de Indicadores Formación del complejo almidón – yodo Azúcares reductoras Ensayos a la llama

PARTE EXPERIMENTAL

Se le suministrarán varias muestras desconocidas, las cuales estarán identificadas por un número cada una. Cuando entregue su reporte, hágalo con estos números.

Trabaje con cada muestra por separado, evitando contaminar unas con las otras.

Las muestras desconocidas son tóxicas (excepto sacarosa, fructosa y NaCl, por lo tanto NO INTENTE IDENTIFICARLAS POR EL SABOR.

Elabore en su cuaderno una tabla de datos experimentales donde usted anotará los resultados de las pruebas, con cada una de las muestras.


45

Para el trabajo experimental debe seguir el esquema que se incluye en esta práctica, trabajando con una muestra cada vez. Cuando la identifique, proceda a trabajar con la segunda muestra y así hasta identificarlas todas.

Si luego de seguir el esquema de análisis tiene dudas acerca de la muestra, puede repetir el análisis.

ESQUEMA DEL PROCEDIMIENTO A SEGUIR

ALMIDÓN DE MAIZ

Azul Oscuro

CaCO3

SI

KHC4H4O6

Soluble

CaSO4

Insoluble

MUESTRA ORIGINAL+

HCl (10 %)

NO

Burbujas

MUESTRA ORIGINAL

+

Vinagre

Marrón

+ Yodo

Insoluble

Na2CO3

SI

NaOH

NO

Burbujas

MUESTRA ORIGINAL

+

Vinagre

Amarillo verdoso

NaHCO3

Azul

Queme una porción de la MUESTRA ORIGINAL en la punta de la espátula

Si detecta un olor a caramelo se confirma la SACAROSA

SACAROSA

No precipita

NaCl

Ppt. Blanco

MUESTRA ORIGINAL

disuelta en agua

+ gotas de AgNO3

Solución

Azul-Verdosa

FRUCTOSA

Ppt. Amarillo-rojizo

+ Fehling

(Espere 10 min)

Solución

MgSO4

Ppt. Blanco

MUESTRA ORIGINAL

+

Agua + gotas de NaOH

Violeta

H3BO3

(Realizar ensayo

a la llama)

Rosado

Na2B4O7

Grisáceo

+

Antocianina

Soluble

NaCl, NaHCO3, CaSO4, SACAROSA,CaCO3, NaON, Na2CO3, ALMIDÓN

FRUCTOSA, GLUCOSA, MgSO4, H3BO3, KHC4H4O6

+

Agua


46

NOTAS IMPORTANTES

1. Cada vez que necesite utilizar la muestra sólida original, tome aproximadamente 1/8 de cucharadita.

2. Un centímetro cúbico (1cc) equivale a 20 gotas 3. Para determinar la solubilidad de una sustancia, utilice 5 cm3 de agua y 1/8 de

cucharadita de muestra sólida en un tubo de ensayo, agite bien y deje reposar. Si la muestra es soluble, la solución quedará transparente.

4. Para observar mejor la formación de burbujas en las reacciones con vinagre, tome una pequeña porción de muestra sólida y colóquela en un vidrio de reloj limpio; luego añada unas gotas de vinagre (aproximadamente 1 cm3) y observe con cuidado.

5. Si tiene una solución transparente y al añadir algún reactivo se torna turbia, eso indica la formación de un precipitado.


47

PRACTICA VII

SÍNTESIS DE SULFATO DE PLOMO OBJETIVOS

1. Sintetizar sulfato de plomo partiendo de nitrato de plomo y sulfato de sodio. 2. Demostrar de manera practica el rendimiento teórico y practico de la síntesis. 3. Formular la ecuación química implicada en la experiencia.

INTRODUCCIÓN

Mediante las ecuaciones químicas balanceadas se pueden establecer las

cantidades mínimas necesarias de reactivos para formar un nuevo compuesto, es decir que no sobre o falte ninguno de estos. Estas proporciones se calculan con los coeficientes estequiometricos de los formulas químicas, y son expresados en moles de las sustancias que intervienen en la síntesis. Al obtener estos valores se puede obtener el proceso sin que falte o sobre alguno de los reactivos (reactivo limite y reactivo limitante). Para la experiencia se procederán preparar sulfato de plomo (PbS04) partiendo de nitrato de plomo y sulfato de sodio. Con los cuales se prepararan disoluciones y estos formaran el sulfato de plomo en forma sólida. La posterior experiencia se realizara de dos modos:

a) Empleando las cantidades exactas de reactivos. b) Teniendo uno de los reactivos en exceso.

EXPERIMENTO 1:

a) Exprese la reacción química que interviene en el experimento.

b) Pese aproximadamente 0,15 - 0,20 gr de Na2S04 y determine el numero de moles del mismo que obtuvo, para esto utilice los datos del rotulo de las botellas que contienen los reactivos.

c) Calcule la masa exacta de Pb(NO3 )2que necesita para realizar la síntesis.

d) Trasvase los reactivos ya pesados a 2 tubos de ensayo previamente rotulados y agregue a cada uno 3 ml de agua destilada. Luego caliente a baño María hasta completar la dilución de los reactivos.

e) Una las dos soluciones en un tercer tubo de ensayo cuidando de trasvasar con carácter analítico ambas soluciones. Deje digerir esta reacción por más o menos 10 minutos.

f) Filtre en papel de filtro previamente pesado, seque y pese este producto y determine para el mismo el rendimiento teórico y practico.


48

EXPERIMENTO 2:

a) Repita la experiencia anterior 2 veces mas, en la primera agregando 1,5gr de sulfato de sodio y la misma cantidad anterior de nitrato de plomo y en la segunda l,5gr de nitrato de plomo y la misma cantidad anterior de sulfato de sodio.


49

PRÁCTICA VIII

CURVA DE SOLUBILIDAD DE NITRATO DE POTASIO

OBJETIVO

Realizar la curva de solubilidad del nitrato de potasio

INTRODUCCION

Las soluciones se definen como mezclas homogéneas de dos o más componentes; estos componentes reciben el nombre de disolvente solvente (el que está presente en mayor proporción o cantidad) y soluto (el que está presente en menor cantidad). El proceso por el cual solvente y soluto se mezclan se llama disolución. El proceso de disolución lleva asociado a él el término solubilidad. La proporción en que un soluto se disuelve en un solvente es a lo que se refiere la solubilidad en general. La misma depende de la naturaleza del soluto, de la naturaleza del solvente, de la presión y de la temperatura. En esta práctica se estudiará la dependencia de la solubilidad con la temperatura. La solubilidad de un soluto en un solvente dado se relaciona con la temperatura por el calor de disolución, es decir, la energía necesaria para disolver una sustancia hasta la saturación. El calor .de disolución dependerá de dos factores principalmente: la energía para separar las partículas del sólido (energía reticular) y la energía con que estas partículas son atraídas por las partículas del solvente (energía, de solvatación). El balance entre estos factores es lo que hará que la solubilidad de un soluto aumente o disminuya con la temperatura.

La variación de la solubilidad se mide mediante una curva de solubilidad, esto es, midiendo una cantidad de soluto que satura una cantidad de solvente a distintas temperaturas. Estas curvas hacen posible saber a simple vista si la solubilidad aumenta o disminuye con la temperatura y poder calcular la cantidad de solvente necesaria para disolver completamente una cantidad de soluto a determinada temperatura.

Las diferencias de solubilidad que presentan diferentes solutos con la temperatura permiten su separación, pues se puede pasa del punto de saturación en la solución con respecto a uno de los solutos y obligarlo a precipitar, dejando el otro soluto en solución. Este proceso se conoce con el nombre general de precipitación selectiva; cuando el soluto que permanece en solución es muy poco (impureza) con respecto, al soluto precipitado, al proceso se le llama recristalización. En esta práctica se obtendrá la curva de solubilidad del nitrato de amonio, a fin de

conocer las condiciones de temperatura y cantidad de solvente necesarias para

separar disolverlo.


50

PARTE EXPERIMENTAL

1. Determinación de la curva de solubilidad del nitrato de potasio. Con ayuda de la balanza granatoria pese 4gr de nitrato de potasio, luego realice 3 pesadas más pero de 1 gr del mismo reactivo. Tener en cuenta rotularlos para no tener confusión. Con una pipeta graduada mida 2 ml de agua destilada y viértala en un tubo de ensayo limpio y seco. Con ayuda de un embudo trasvasar la porción de 4 gr de nitrato de potasio teniendo cuidado que no se quede adherido a las paredes del mismo. Calentar el tubo directamente en la llama del mechero agitando frecuentemente y evitando en lo posible la ebullición de la solución, gasta lograr una disolución completa del reactivo. Introduzca un termómetro en el tubo y deje enfriar hasta observar que comienza a cristalizar la solución. En el mismo tubo agregue 1 gr de nitrato de potasio y unas gotas de agua destilada para compensar la evaporación. Repita los 2 pasos anteriores, hasta utilizar las 2 prociones restantes de nitrato de potasio.

Grafique la curva de solubilidad del KN03 en el papel milimetrado, ponga en la abcisa gramos de soluto/ 10 ml de agua, y en la ordenada: la temperatura. Extrapole su curva hasta 100 °C.

Modo de Presentar los Datos:

1. Curva de solubilidad de nitrato potásico.

MUESTRA (±0,01) g

TEMPERATURAS (±1°C)

1.- 2,00g de KN03 / 5 ml H20.

2.- 4,00g de KN03 / 5 ml H20.

3.- 6;O0 g deKN03 / 5 ml H20.

4.- 8.00 g de KN03 / 5 ml H20.

CALCULOS Y RESULTADOS:

1. Incluya la curva de solubilidad del nitrato de amonio: titulo, unidades, errores.


51

CONCLUSIONES

Debe incluir como parte de ellas:

1. Según su curva de solubilidad, ¿El proceso de disolución del nitrato de potasio es exotérmico o endotérmico? ¿Por qué?

CUESTIONARIO

1. ¿Qué es una solución saturada y una solución sobresaturada? 2. ¿Qué es sobreenfriamiento de una solución? 3. ¿Cómo se sabría si el proceso de disolución de cualquier sustancia es

exotérmico o endotérmico? 4. Indique como deberá influir en una curva de solubilidad los siguientes

hechos: a. La evaporación de parte del agua, sin que se compense

debidamente esta perdida. b. Un sobreenfriamiento antes de la cristalización.

BIBLIOGRAFIA 1. Sienko, M. Y Plane, R., “química Teorica y Descriptiva”, Editorial Aguilar,

España, 1970, pp. 190-193, 220-227. 2. Brewster, R. Q ., Vanderwerf, C. y McEven, W. “Curso practico de Quimica

Organica”. Editorial Alambra, España, 1970, pp. 26.


52

PRACTICA IX

FORMULA EMPIRICA DEL CLORATO DE POTASIO

OBJETIVO

Determinar la relación más simple, o fórmula empírica, en que se hallan los átomos de una sal inorgánica particular, y posteriormente calcular el porcentaje de dicha sal en una mezcla binaria de sales de potasio.

INTRODUCCION

La masa total de todas las sustancias existentes después de una reacción química, es exactamente igual a la masa total antes de dicha reacción. Esta generalización conocida como: Ley de la Conservación de la Masa, es una de las leyes fundamentales de la química. Esta ley se basa en que durante las reacciones químicas ordinarias: “Los átomos ni se crean ni se destruyen”, los cambios que se presentan durante una reacción comprenden solamente el reacomodo de los átomos iniciales para originar los productos finales.

La estequiometría describe las relaciones cuantitativas entre los elementos en los compuestos (estequiometría de composición) y entre las sustancias cuando experimentan cambios químicos (estequiometría de reacción).

La fórmula definida de un compuesto está expresada en la Ley de las Proporciones Definidas, que establece que un compuesto puro siempre contiene los mismos elementos combinados en una proporción bien definida de sus masas. Por ejemplo, el agua siempre contendrá 11,2 % de hidrógeno y 88,88 % de oxígeno en masa. Esto no significa que el hidrógeno y el oxígeno no puedan combinarse en otra relación, sin embargo, de hacerlo el compuesto formado no será ya agua. El peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) está formada por 2 átomos de hidrógeno y 2 átomos de oxígeno por molécula y contiene 5,9% de hidrógeno y 94,1 % de oxígeno en masa, además sus propiedades físicas y químicas son diferentes del agua.

AGUA PEROXIDO DE HIDROGENO

PORCENTAJE DE H 11,2 5,9

PORCENTAJE DE O 88,8 94,1

COMPOSICION ATÓMICA 2 H + 1 O 2 H + 2 O

La composición porcentual de una sustancia es el por ciento (o porcentaje) de masa de cada elemento en el compuesto; de acuerdo con la Ley de la Proporciones Definidas o de la Composición Constante, la composición porcentual de los elementos en un compuesto debe ser la misma independientemente del tamaño de la muestra que se tome. La composición porcentual de una sustancia se puede

calcular si se conoce la fórmula; o si las masa de los elementos que se hayan


53

combinado entre si, se conocen o se pueden determinar experimentalmente. Así entonces:

Porcentaje del elemento = masa total del elemento x 100

masa molar del compuesto

A las masas puede asignarse cualquier unidad (uma, gr, lb, etc.) pero se deben de utilizar siempre las mismas unidades para realizar el cálculo completo.

FUNDAMENTO TEÓRICO:

La fórmula empírica de un compuesto es aquella que contiene la información sobre la proporción más sencilla entre los átomos presentes en una molécula de un compuesto. Esta información se presenta como números enteros, los más pequeños posibles. Esta fórmula empírica se obtiene sobre la composición porcentual del compuesto, la cual se determina en forma experimental a partir del análisis del compuesto en el laboratorio.

La fórmula molecular del compuesto es la que contiene la cantidad real de los átomos de cada elemento presente en una molécula del compuesto. La fórmula molecular se determina a partir de la fórmula empírica y el peso molecular del compuesto.

Es perfectamente posible que 2 o más sustancias tengan la misma proporción porcentual, pero sean sustancias distintas. Por ejemplo, el acetileno C2H2 es un gas que se usa en soldadura; el benceno C6H6 es un solvente muy utilizado en diferentes síntesis orgánicas.

Tanto el acetileno como el benceno contienen 92,3 % de carbono y 7,7 % de hidrógeno. La misma relación de C y H que corresponde a esos porcentajes es (1:1). Por lo tanto, la fórmula empírica tanto para el acetileno como para el benceno es CH, aun cuando se sabe que sus fórmulas moleculares son C2H2 y C6H6 respectivamente.

No es raro que la fórmula molecular sea la misma que la fórmula empírica, por ejemplo el caso del agua. Si la fórmula molecular no es la misma, será múltiplo entero de la fórmula empírica.

FORMULA COMPOSICION MASA MOLAR

% C % H

CH (empírica) 92.3 7.7 13

C2H2 (acetileno) 92.3 7.7 26

C6H6 (benceno) 92.3 7.7 78


54

Es posible establecer una fórmula empírica porque:

1. los elementos individuales de un compuesto se combinan en relación de números enteros

2. Cada elemento tiene una masa atómica específica

Para obtener la fórmula empírica necesitamos conocer:

1) los elementos que se combinan 2) sus pesos atómicos 3) la relación en peso (o porcentaje) en el cual se han combinado

En la primera parte de esta práctica, se determinará la estequiometría de composición del clorato de potasio KxClyOz (¡Se asume que Ud. no conoce la

fórmula ). Cuando el clorato de potasio se calienta por encima de 400 ºC, se descompone, desprende todo el oxígeno (O2) y deja un residuo sólido de cloruro de potasio (KCl), del cual Ud, si conoce la fórmula.

KxClyOz (s) Calor

KCl (s) + O2 (g)

Para acelerar el ritmo de la descomposición del clorato de potasio se utiliza dióxido de manganeso (MnO2) como catalizador (sustancia que ayuda a acelerar la velocidad con una reacción tiene lugar), cuya masa permanece constante durante la reacción. Conociendo la masa de oxígeno desprendida al descomponerse una masa definida de clorato de potasio, podrá hallarse la relación entre la masa de oxígeno y la del residuo de KCl.

En la segunda parte de la práctica y utilizando los pesos de la fórmula empírica y de la fórmula molecular del clorato de potasio (Peso Molecular = 122.56 gr/mol) podrá determinarse, utilizando la misma técnica anterior, la cantidad de clorato de potasio presente en una mezcla de cloruro y clorato de potasio.

PARTE EXPERIMENTAL

Primera parte: Añada una pizca de dióxido de manganeso (MnO2) en un tubo de ensayo limpio y seco, determine su masa total en la balanza de precisión 0.01 gr. Añada ahora aproximadamente 1 gr de clorato de potasio seco y pese en la misma balanza, mezcle bien ambos compuestos y haga el montaje indicado en la figura 4.


55

Figura 4. Montaje Experimental

Caliente el fondo del tubo de ensayo, de manera suave y directa con la llama del mechero. Cuando el sólido funda, aumente la llama y caliente durante unos 10 minutos asegurándose que no exista evolución de oxígeno. Para comprobar esto último, introduzca en la boca del tubo de ensayo una pequeña astilla de madera que tengas ascuas (esté candente); si las ascuas se abrillantan, es que todavía hay oxígeno presente y entonces tendrá que continuar con el calentamiento hasta asegurarse que cese todo el desprendimiento de oxígeno.

Después de esto último, deje enfriar el tubo de ensayo y pese el tubo y su contenido.

Segunda parte: En un tubo de ensayo limpio y seco añada una pizca de dióxido de manganeso, pese como en el primer caso. Añada 1 gr aproximadamente de la mezcla problema que le será entregado en el laboratorio. Repita con la muestra problema todo el procedimiento que realizó con el clorato de potasio de la 1er parte de esta práctica.


56

CALCULOS

Llamaremos m1 a la masa del tubo de ensayo más el dióxido de manganeso; m2 será la masa anterior más lo que se añadió de clorato de potasio y m3 la masa del conjunto anterior una vez descompuesto el clorato de potasio y eliminado todo el oxígeno del mismo.

Primera parte: Recuerde que usted no conoce la fórmula del clorato de potasio, pero sí, la del cloruro de potasio (KCl) y la del oxígeno (O2). La única información que tiene el clorato de potasio es que es un compuesto de potasio (K), cloro (Cl) y oxígeno (O), de fórmula KxClyOz, usted tiene que calcular los coeficientes x, y, z.

Si se conoce ya la masa de O2 desprendido y la masa de KCl formada, entonces con los pesos atómicos del oxígeno, potasio y cloro (16,00, 39,10 y 35,45 respectivamente) podrá hallarse el número de moles de átomos de cada uno de ellos, y determinarse la fórmula empírica.

Segunda parte: A partir de la fórmula empírica y el peso molecular del clorato de potasio (122,56 gr/mol); la fórmula molecular, debe obtenerse fácilmente. Llamaremos m4 la masa del tubo de ensayo más el catalizador, m5 será la masa del conjunto: (tubo de ensayo + catalizador + mezcla problema), antes de la reacción y m6 la masa del conjunto anterior después de la reacción.

ANOTACIONES

El estudiante deberá llevar un registro de las siguientes anotaciones y determinaciones experimentales realizadas en la práctica.

1) la masa en gramos del tubo de ensayo más dióxido de manganeso (MnO2) en la primera determinación

2) masa en gramos del conjunto anterior más el clorato de potasio añadido 3) masa en gramos del clorato de potasio 4) masa en gramos del oxígeno desprendido en la primera determinación 5) número de moles de oxígeno desprendidos en la primera determinación 6) masa en gramos del cloruro de potasio (KCl) producidos en la primera

determinación

m2 – m1 = masa del clorato de potasio

m2 – m3 = masa del oxígeno desprendido (mO2)

m3 – m1 = masa del cloruro de potasio (mKCl)


57

7) número de moles de KCl producidos en la primera determinación 8) número de moles de potasio (K) y cloro (Cl) 9) masa en gramos del tubo de ensayo más dióxido de manganeso en la

segunda determinación 10) masa en gramos del conjunto anterior más mezcla problema añadida 11) masa en gramos del oxígeno desprendido en la segunda determinación 12) número de moles de oxígeno desprendidos en la primera de la mezcla

problema 13) número de moles del clorato de potasio presentes en la mezcla problema 14) masa en gramos del clorato de potasio presente en la mezcla problema 15) porcentaje en peso (%) del clorato de potasio presente en la mezcla

problema 16) observaciones, discusión de resultados y conclusiones


58

PRACTICA X

DESCENSO DEL PUNTO DE CONGELACIÓN DE UN SOLVENTE

OBJETIVO

Calcular el peso molecular de un soluto desconocido, por medio del descenso crioscópico.

Determinar los factores que influyen en el descenso del punto de congelación de un solvente.

Determinar la constante crioscópica Kf de un solvente.

Definir el punto de congelación de una solución.

Observar la influencia del peso molecular de un solvente en la determinación de su constante crioscópica.

Reconocer la importancia de las propiedades coligativas tanto a nivel químico, como a nivel industrial.

Observar como varía el punto de congelación de un solvente puro a medida que se le agrega un soluto.

Conocer la constante crioscópica del fenol a partir de su calor de fusión a su temperatura de fusión.

Investigar que expresa la i en la ecuación para el descenso crioscópico para electrolitos disociables.

INTRODUCCION

PROPIEDADES COLIGATIVAS Las propiedades coligativas de una solución son aquellas que dependen solamente de la concentración de soluto. Estas son: disminución de la presión de vapor del solvente, disminución del punto de congelación, aumento del punto de ebullición y la presión osmótica de la solución.


59

LEY DE RAOULT

La disminución relativa de la presión de vapor de un líquido volátil, al disolver en él un soluto no salino es igual a la fracción molar de ese soluto. Equivale a decir que la presión de vapor parcial de un líquido volátil ( p ) en una solución, es igual a su fracción molar (X) multiplicada por la presión de vapor de ese líquido puro ( p o ) . p = X p o Las soluciones que cumplen esta ley se denominan soluciones ideales. Generalmente son soluciones diluidas. DISMINUCION DEL PUNTO DE CONGELACION La disminución del punto de congelación de una solución ( D T c ) , con respecto al punto de congelación del solvente puro, al disolver en él un soluto no salino, está dada por: D T c = m K c Donde: m es la molalidad y D T c es la constante crioscópica del solvente. También se le denomina constante molal del punto de congelación. AUMENTO DEL PUNTO DE EBULLICION El aumento del punto de ebullición de una solución ( D T e ) , con respecto al punto de ebullición del solvente puro, al disolver en él un soluto no salino y no volátil, está dado por: D T e = m K e Donde: m es la molalidad y T e es la constante ebulloscópica del solvente. También se le denomina constante molal del punto de ebullición. PRESION OSMOTICA Si una solución y su solvente puro están separados por una membrana semipermeable que deja pasar solamente a las moléculas de solvente, el resultado neto es el paso de solvente a la solución. Este fenómeno se denomina ósmosis. La presión osmótica, es la presión que se debe aplicar a la solución para que no ocurra la ósmosis. Es decir, el resultado neto no indique paso del solvente a través de la membrana semipermeable. Van't Hoff determinó que para soluciones diluídas, la presión osmótica (p), Satisface la siguiente relación: p V = n R T


60

Donde: V es el volumen de la solución [ l ] n es el número de moles de soluto R es la constante universal de los gases ideales ( = 0,082 [ atm–l/mol–°K ] ) T temperatura absoluta [ °K ] ELECTROLITO Hay soluciones que presentan valores para sus propiedades coligativas, muy diferentes a lo calculado teóricamente y además son conductoras de la electricidad. A estas soluciones se les denomina electrolitos y a las otras no electrolitos. Sus solutos también reciben estas denominaciones. Los electrolitos son generalmente soluciones de ácidos, bases o sales. Van't Hoff introdujo el factor i (factor de Van't Hoff ) para mantener las relaciones ya estudiadas: D T c = i m K c D T e = i m K e p V = i n R T A medida que las soluciones se hacen más diluídas, el factor i tiende a tomar valores enteros positivos (2, 3, 4, etc. ). PARTE EXPERIMENTAL

1. En un tubo de ensayo, se vierten 10 ml de ácido acético, medidos con la pipeta volumétrica. Se introduce un termómetro y un agitador, luego se calienta con un mechero hasta que alcance una temperatura de 30ºC.

2. Se sumerge el tubo de ensayo en un beaker con agua y hielo. Se espera a que la temperatura del ácido acético baje a 28 ó 29ºC, y desde ese momento se comienza a medir la temperatura cada 15 segundos agitando continuamente tanto el ácido acético como el agua con hielo, hasta observar la formación de los primeros cristales del ácido acético. Se continúa midiendo la temperatura hasta obtener el punto de congelación del ácido acético.

3. El ácido acético del procedimiento anterior se calienta para aumentar su temperatura hasta 28ºC. Luego se le adiciona 0.5 gramos de ácido benzóico y se espera a que su temperatura baje a 24ºC para repetir el procedimiento anterior.

4. Luego del procedimiento anterior se lava el tubo de ensayo y se le agrega nuevamente 10 ml de ácido acético y se le adicionan 0.5 gr. de muestra problema, pesados en balanza analítica. Se diluye sin que la temperatura pase de los 28ºC. Luego de esto se espera a que la temperatura baje a unos 25ºC y se repiten los procedimientos anteriores.


61

CALCULOS

Realizar un Gráfico de T vs Tiempo para el solvente puro y las dos soluciones y calcular el descenso del punto de congelación de éstas últimas:

1) solvente puro 2) solvente con ácido benzóico. 3) solvente con muestra problema. 4) evaluar la constante crioscópica del solvente: 5) calcular el porcentaje de error en la evaluación de la constante crioscópica.


62

BIBLIOGRAFIA

1) BROWN, LeMAY, BURSTEIN: QUÍMICA (La Ciencia Central).5ta. edic. Edit. Prentice Hall Hispanoamericana

2) SKOOG and West: Fundamentos de Química Analítica, Editorial Rinehart Winston

3) Goncalves, J, Machado, F, De Sola, V y Pardey, A 2000. Laboratorio de Principios de Química. Facultad de Ciencias. Escuela de Química. 54 p.

4) López L 2000, Practicas de Laboratorio Química general I. Facultad de Ciencias. Instituto de Ciencias de la Tierra.

5) Monografías de Química. 1992. Editorial Miro. D. Marcano (Ed): Estequiometria y Disoluciones

6) Sienko, M, Plane, R, 1961. Experimental Chemistry.Second Edition. Mc Graw- Hill Book Company, INC.269 p.

7) Whittten,K, Davis, R, Peck Larry, (1998) Quimica General. Quinta Edición. Editorial McGraw Hill.1121p.


1

manual_de_laboratorio i_umc (ing. ambiental) (1)

Documents

trabajo de laboratorio

equipos de laboratorio

cuaderno de laboratorio

curso de laboratorio

manual laboratorio de

umc manual de laboratorio

normas mnimas de seguridad

ndice normas de seguridad