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Seguridad e Higiene

en el Laboratorio

Laboratorio de Química Inorgánica Sesión 1 Profra. Eunice Vargas Viveros Ingeniería en Nanotecnología FIAD-UABC

Objetivo

•  Interpretar las reglas de Seguridad e Higiene en el laboratorio de Química Inorgánica, para llevar a cabo prácticas experimentales exitosas, en las cuales se logren los objetivos propuestos y se obtengan los resultados esperados, mediante la aplicación de las reglas de seguridad e higiene que prevengan situaciones de riesgo y eviten conducir a accidentes dentro del Laboratorio, cuidando el medio ambiente y la salud de los seres vivos.

Reconocimiento del Laboratorio

•  Limpieza •  Señalización •  Ventilación •  Áreas de trabajo •  Área de extracción de gases •  Almacén de materiales y reactivos •  Depósito de residuos peligrosos •  Depósito de sólidos •  Área de lavado de material •  Regadera y lavaojos •  Botiquín •  Extintor

Reglas de Seguridad

•  Usar siempre el equipo de protección: bata, guantes, lentes y mascarilla

•  Llevar una bitácora ordenada •  Usar zapatos cerrados y cabello recogido •  No inhalar, probar u oler sustancias

químicas •  Trabajar con orden y limpieza •  Actuar responsablemente •  Etiquetar todas las sustancias •  Poner mucho cuidado y ATENCIÓN a lo

desconocido •  No descuidar el experimento en curso •  Eliminar los residuos de forma adecuada

Reglas de Higiene

•  No comer ni beber en el laboratorio •  No fumar •  Lavarse siempre las manos después de hacer un

experimento •  Lavar el material y DEJAR LIMPIO el

laboratorio

Pictogramas de Sustancias Químicas

Pictogramas de Peligro

Código NFPA 704

•  Código que explica las características de un material peligroso.

•  Establecido por la Asociación Nacional de Protección contra el Fuego (NFPA)

“STANDARD SYSTEM FOR THE IDENTIFICATION OF THE HAZARDS OF MATERIALS FOR EMERGENCY RESPONSE”

Ejercicio: Hoja de seguridad MSDS (Material Safety Data Sheet)

•  Examinar la hoja de seguridad proporcionada por el profesor (a) de la forma siguiente:

a)  Identificar las partes principales de la hoja de seguridad b)  Analizar los riesgos que conlleva usar esa sustancia

química c)  Comentar las características de dicha sustancia frente al

grupo en la primera sesión de Laboratorio

Cuestionario Anexo

•  Definir qué es la seguridad. •  ¿Por qué es importante señalar la seguridad en un laboratorio

químico educacional? •  ¿Cuáles son los tipos de equipo de seguridad que hay?

Menciona cada uno y explica. (Protección de ojos, guantes, respiradores, ropa de seguridad, contendedores de seguridad, escudos de seguridad, control de derrames, etc.)

•  ¿Cuáles son los tipos de fuego que hay? ¿Cuáles son las clases de extintores que hay y cómo se utilizan?

•  ¿Qué es una hoja técnica de seguridad del material o Material Safety Data Sheet (MSDS)? ¿cuál es su importancia?

•  ¿Cuál es el código NFPA 704 de la sustancia que analizaste en la sesión práctica?

Práctica No. 1 Laboratorio de Química Inorgánica

1 FIAD-NANOTECNOLOGÍA

Práctica No. 1 “Determinación de la composición de un compuesto”

Objetivos

Determinar el número de moles y moléculas del agua de un hidrato, como lo es el sulfato

de cobre (II) hidratado (compuesto iónico), para comprobar la Ley de las Proporciones

Definidas.

Fundamento

Los hidratos son compuestos que tienen un número específico de moléculas de agua

unidas a ellos. Por ejemplo, en su estado normal, cada unidad de sulfato de cobre (II) tiene cinco

moléculas de agua asociadas con él. El nombre sistemático para este compuesto es sulfato de

Cobre (II) pentahidratado, y su fórmula se escribe como CuSO4·5H2O. Las moléculas de agua se

pueden eliminar por calentamiento. Cuando esto ocurre, el compuesto resultante es CuS04, que

suele denominarse sulfato de cobre (II) anhidro; la palabra "anhidro" significa que el compuesto ya

no tiene moléculas de agua unidas a él.

En este experimento calentamos una cantidad pesada de CuSO4·5H2O, hasta que el agua

de cristalización se elimine quedando un residuo de sal anhidra. Esta transformación puede

representarse por la siguiente ecuación:

4 2 4 25 5

azul blanco

s s vCuSO H O CuSO H O

La diferencia en peso entre el hidrato y la sal anhidra es igual al peso de agua contenida en la sal

hidratada. El porcentaje de agua experimental es fácilmente calculado por medio de la expresión:

Porcentaje de agua experimental 100

Porcentaje de agua experimental 100

Peso de agua perdido

Peso de la muestra original

Peso sal hidratada Peso sal anhidra

Peso de la muestra original

Desarrollo

MATERIAL REACTIVOS

1 parrilla de calentamiento Sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4·5H2O) 1 navecilla para pesar 1 crisol o cápsula de porcelana 1 espátula 1 pinzas para crisol 1 tripie (o base metálica para enfriar) 1 varilla de vidrio

Práctica No. 1 Laboratorio de Química Inorgánica

2 FIAD-NANOTECNOLOGÍA

Procedimiento Experimental

1. Calentar un crisol durante 5 minutos, enfriarlo a temperatura ambiente y pesarlo

cuidadosamente.

2. Colocar en el crisol 3 g de CuSO4·5H2O pulverizado y calentar el crisol hasta que la sal se

transforme en el compuesto anhidro (color blanco).

3. Dejar enfriar a temperatura ambiente y pesar cuidadosamente el crisol.

4. Calentar nuevamente el crisol con la sal anhidra durante 5 minutos y pesarlo nuevamente

después de transcurridos unos minutos.

5. Comparar el resultado con el anterior.

6. Repetir la operación hasta que las pesadas sean coincidentes.

MANEJO DE RESIDUOS: El compuesto anhidro se conserva, ya que puede ser útil para otras

prácticas.

Cálculos

Concepto Masa, g

Peso del crisol, M1

Peso de la muestra, M2

Peso del crisol + la muestra hidratada, M3

Peso del crisol + la muestra anhidra, M4



Peso de la muestra anhidra, M4-M1

Peso del agua de cristalización

Moles de agua

Moles de CuSO4

Fórmula del compuesto CuSO4 ·xH2O

% de Agua en la muestra

Resultados y Discusión

1. Con los datos obtenidos calcular el porcentaje del agua en el compuesto hidratado y

compararlo con el porcentaje teórico. Explica el resultado.

2. Reportar el gráfico masa vs. tiempo.

3. Explicar la tendencia resultante.

Conclusiones

Bibliografía

Cuestionario anexo

1. Si en lugar de 3 g de CuSO4 ·5H2O, se hubiese partido de 12 g del mismo, ¿cuál sería el

porcentaje de agua en el compuesto? ¿Por qué?

Laboratorio de Química Inorgánica Práctica No. 2

1 de 3

Figura 1. La ecuación de Bragg se deriva al tratar a las capas de los átomos como planos reflejantes; los rayos X interfieren de manera constructiva cuando la longitud de la trayectoria adicional 2d sen Ɵ es igual a la longitud de onda λ.

Práctica No. 2 “Caracterización de un compuesto cristalino por DRX”

Objetivo

Utilizar la difracción de rayos X para determinar la estructura de un compuesto cristalino, así como los cambios resultantes después de tratamientos térmicos

Fundamento

La química inorgánica moderna depende de una amplia variedad de técnicas físicas que hacen uso de instrumentos especiales y sofisticados conceptos y teorías.

Las técnicas de difracción, en particular el uso de rayos X, son los métodos disponibles más importantes para determinar estructuras en química inorgánica. A la difracción de rayos X se le ha atribuido establecer la estructura de un cuarto de millón de sustancias distintas, incluidas decenas de miles de compuestos puramente inorgánicos y muchos compuestos organometálicos más.

La difracción es la interferencia entre ondas que ocurre como resultado de la presencia de un objeto en su trayectoria. Los rayos X son dispersados por los electrones de los átomos, y la difracción puede presentarse para un arreglo periódico de centros dispersores separados por distancias similares a la longitud de onda de la radiación (aprox. 100 pm), como las existentes en un cristal.

Si se piensa en dispersión como equivalente a la reflexión de dos planos adyacentes paralelos separados por una distancia d (figura 1), el ángulo al cual se producirá una interferencia constructiva entre ondas con longitud de onda λ estará dado por la ecuación de Bragg:

2d senθ λ=

La intensidad de la difracción depende de los detalles de la estructura cristalina y de las identidades de los átomos. Qué tan bien puede un átomo dispersar los rayos X está en función de la cantidad de electrones que posee y de su ubicación en la celda unitaria. Por consiguiente, la medición de los ángulos e intensidades de la difracción permite trabajar hacia atrás sobre la información estructural.

Hay dos técnicas de rayos X principales: el método de polvos, en el cual los materiales bajo estudio se encuentran en forma policristalina, consistente en miles de cristalitos cuya dimensión es de unos cuántos micrómetros o menos, y la difracción de un monocristal, en la que el compuesto está


2 de 3

disponible como un solo cristal cuyas dimensiones corresponden a varias decenas de micrómetros o más.

Desarrollo

MATERIAL REACTIVOS EQUIPO 1 espátula CuSO4.5H2O Difractómetro de Rayos X Mortero de ágata CuSO4 anhidro Base de datos para compuestos cristalinos 2 portaobjetos

Metodología

1. Preparación de la muestra.

Pesar 300 mg de la muestra y colocarla en un mortero de ágata para su trituración. Es importante que se haga con cuidado, sin utilizar mucha fuerza y procurando que se obtenga un polvo fino homogéneo.

Colocar la muestra que se desea analizar, en el porta-‐muestra del equipo de DRX. Debe asegurarse que se cubra completamente el espacio asignado para la muestra, sin que se derrame. Alisar la superficie sin hacer mucha presión en la misma (puede utilizarse un cubre objetos para ello).

2. Colocación de la muestra en el equipo de DRX.

Una vez que se ha revisado el nivel del refrigerante del equipo y se ha encendido, coloque el porta-‐muestra con el material a analizar, dentro del D2 Phaser. Asegúrese que queda fijo y en la posición correcta.

Con cuidado, cierre la puerta, ya que de otra forma el equipo no le permitirá continuar con el análisis.

3. Fije los parámetros que el profesor le proporcione. Corra el análisis. 4. Saque con cuidado la muestra. Recupere el material y limpie el portamuestra para un

análisis posterior (utilice agua destilada o alcohol isopropílico).


o Obtenga el patrón de difracción de rayos X de la muestra caracterizada (gráfico: Intensidad vs 2Ɵ).

o Identifique los planos utilizando las fichas técnicas proporcionadas por el profesor. o Compare ambos patrones de difracción en el mismo gráfico. Discuta sus observaciones

acerca de las diferencias entre un material y otro.

Conclusiones


3 de 3

Bibliografía

Anexo. Cuestionario.

1. ¿Qué es un cristal? 2. ¿Cuáles son los factores que determinan la formación de los cristales? 3. ¿Existen cristales sintéticos? 4. ¿Cuáles son las aplicaciones en la nanotecnología de los compuestos cristalinos? 5. ¿Se puede hacer un análisis en un ángulo mayor de 90 grados en 2theta? 6. Calcule la longitud de onda asociada con un neutrón que se mueve a 2.20 km s-‐1. ¿Es esta

longitud de onda adecuada para estudios de difracción? (mn = 1.675×10-‐27 kg)

Laboratorio Química Inorgánica Práctica No. 3

1

Práctica No. 3 “Yoduro de Plomo”

Objetivo

Que el alumno se familiarice con las reacciones químicas iónicas, así como con la formación de un precipitado y la variación de la solubilidad con la temperatura. Observará el proceso de cristalización.

Fundamento

Las disoluciones de nitrato y yoduro al ponerse en contacto forman inmediatamente un precipitado de color amarillo intenso.

2I-‐ + Pb2+ → ↓PbI2

Este compuesto es mucho más soluble en caliente que en frío. Si se calienta el vaso donde se ha formado la reacción, el precipitado prácticamente se disuelve y al enfriarse vuelve a precipitar en forma de escamas brillantes, llamada “lluvia de oro”, que al iluminarlas dan un brillo intenso.

Desarrollo

MATERIAL REACTIVOS 2 Matraces aforados de 50 mL Yoduro de potasio 1 Probeta de 50 mL Nitrato de Plomo 2 Espátulas 1 parrilla con agitación magnética 1 Matraz Erlenmeyer de 250 mL 1 Vaso de precipitados de 250 mL 1 Agitador magnético Bomba de vacío 1 Embudo para filtración Papel filtro # 5 (grande) Soporte Universal 1 embudo Büchner para filtración a vacío Piceta con agua destilada 1 Pipeta de 10 mL y pipeteador (o propipeta) 1 Navecilla para pesar o papel para pesar 2 viales o frascos para guardar las soluciones preparadas

2 Vasos de precipitados de 50 mL

Metodología

1. Preparación de las soluciones de Nitrato de plomo y Yoduro de potasio.

Realice los cálculos necesarios para preparar:


2

-‐ 50 mL de disolución de nitrato de plomo 0.5 M. -‐ 50 mL de disolución de yoduro de potasio 0.5M.

2. Formación y disolución del precipitado (Yoduro de plomo).

En una probeta se miden 10 mL de disolución de nitrato de plomo y se vierten en un vaso de precipitados. Con la misma probeta se miden 20 mL de agua destilada y se agregan al mismo vaso de precipitados que contiene la solución del nitrato de plomo.

Enseguida, 6 mL de la disolución de yoduro potásico, también se agregan al vaso de precipitados (poner atención): inmediatamente aparece un voluminoso precipitado amarillo.

El compuesto químico resultante, se calienta hasta ebullición con agitación continua, hasta que el precipitado se haya disuelto. En caliente, se filtra en embudo cónico, sobre un matraz Erlenmeyer que ha contenido agua hirviendo. Si se cuenta con bomba de vacío se filtra rápidamente con la ayuda de un embudo Büchner.

Al terminar la filtración, si en el filtrado ha reaparecido el precipitado, entonces se añaden 3 o 4 mL más de agua destilada y se calienta de nuevo hasta redisolución de todo el precipitado.

Luego se deja enfriar y se observa la “lluvia de oro”.


1. Escribe la ecuación molecular de la reacción que tiene lugar, así como la ecuación iónica y la ecuación iónica neta.

2. ¿Cuál es el peso del yoduro de plomo obtenido y el rendimiento del proceso? 3. Describa la apariencia del producto final. ¿Por qué considera que son cristales?

Conclusiones

Bibliografía

Cuestionario anexo

1. ¿Qué es un precipitado? 2. ¿Cuál es el valor de la solubilidad del Yoduro de plomo en solución acuosa? 3. ¿Por qué se añade el doble volumen de un reactivo que del otro? 4. ¿Qué es alotropía? ¿Crees que el PbI2 presenta alotropía?


Práctica No. 4 “El cobre y sus sales. Reacciones químicas en serie”

Objetivo

El alumno experimentará con reacciones en serie, a partir del elemento cobre puro.

Fundamento

La Química estudia las transformaciones de la materia y los cambios de energía durante las mismas. En las siguientes reacciones, podrá apreciarse que la materia no se destruye ni se crea, únicamente se transforma. Es necesario efectuar con cuidado y limpieza todas las reacciones para obtener resultados adecuados.

Desarrollo

MATERIAL REACTIVOS 1 Cápsula de porcelana Cobre, en forma de alambre 1 Probeta de 100 mL Ácido nítrico concentrado 1 Vidrio de reloj Bicarbonato de sodio 1 parrilla con agitación magnética Ácido sulfúrico concentrado 3 Vasos de precipitados de 100 mL Zinc 1 Vaso de precipitados de 250 mL 1 varilla de vidrio 1 Embudo para filtración rápida Papel filtro Soporte Universal 1 Aro de metal y nuez 1 agitador magnético Piceta con agua destilada 1 Bomba de vacío para filtración 1 Pipeta de 5 mL Papel Lija Pinzas para cortar el alambre

Metodología

1. Conversión del cobre en una solución de nitrato cúprico.

Pese en la balanza 1 g de alambres de cobre; enróllelos y póngalos en una cápsula de porcelana.

Prepare una solución de 5 mL de ácido nítrico concentrado en 8 mL de agua. Lleve su cápsula a la campana (para evitar la inhalación de vapores tóxicos), añádale ácido nítrico diluido y deje reposar la mezcla. Asegúrese que el alambre de cobre queda completamente sumergido en la solución.


Observe la reacción, los vapores desprendidos y el cambio de color. Cuando se haya disuelto todo el cobre (20-‐30 minutos), tendrá una solución de nitrato cúprico. (Si quedara algún trozo de metal, descártelo).

2. Conversión del nitrato cúprico en carbonato cúprico

Comience a hervir 50 mL de agua en un vaso de precipitados de 400 mL.

Mientras hierve el agua, ponga 50 mL de una solución saturada de bicarbonato de sodio en un vaso de precipitados de 250 mL. Luego añada lentamente (hay formación de espuma) y agitando, la solución de nitrato cúprico previamente obtenida.

Terminada la adición, agite de nuevo vigorosamente, para acabar con la efervescencia. Añada unos 2 mL de agua destilada a la cápsula; disuelva todo lo que pueda del residuo y agregue ésta solución al contenido de la mezcla de carbonato.

Repita la agitación, y cuando no haya efervescencia, introduzca este vaso de precipitados en el primero (con cuidado) y caliéntelo en este baño maría durante unos 10 minutos, hasta que la mezcla azulosa adquiera un color amarillo verdoso.

Enseguida, quite el vaso de precipitados del baño maría improvisado y déjelo enfriar en reposo. La pasta amarilla verdosa es el carbonato cúprico.

Cuando la mezcla esté fría, fíltrela con un embudo de separación rápida. Lave el precipitado con un poco de agua destilada, empleando otro vaso de precipitados de 100 mL. Lave también el precipitado residual en el vaso de precipitados.

Deje escurrir todo el líquido; luego pase el precipitado, con todo y papel filtro a un vidrio de reloj; guárdelo en su gaveta y déjelo secar hasta la siguiente sesión de laboratorio.

3. Conversión del carbonato cúprico en sulfato cúprico.

Con precaución, pase el carbonato cúprico obtenido a un vaso de precipitados de 150 mL (¡El polvo es tóxico, no lo aspire!). Luego añádele una solución previamente preparada de, 3 mL de ácido sulfúrico concentrado en 15 mL de agua. Al mezclarse se produce efervescencia, evite que se derrame, haciendo la adición lenta y agitando constantemente.

Al terminar la reacción, la solución será clara y de color azul oscuro. A la solución formada, añádale 60 mL de etanol (en su reporte explique por qué) y agite vigorosamente. La solución se enturbiará y pronto aparecerán cristales de sulfato cúprico. Observe la liberación de calor.

Continúe agitando vigorosamente; luego deje reposar y enfriar la mezcla (unos 20 minutos). Mientras tanto prepare su embudo de filtración rápida para recoger los cristales que se han formado.


Recoja el precipitado contenido. Lave el precipitado con un poco de filtrado. Si el filtrado aún está azul, guárdelo unos tres días y observe si hay depósito de otra porción de cristales de sulfato cúprico.

4. Obtención de cobre a partir del sulfato cúprico.

Pase los cristales del sulfato cúprico obtenidos antes, a un vaso de 250 mL. Disuélvalos con 100 mL de agua. Añada a esta solución 5 mL de ácido sulfúrico concentrado y mezcle totalmente. Deje enfriar la solución.

Mientras tanto, pese 1.5 g de zinc granulado (siempre debe de haber un exceso de zinc para favorecer el desplazamiento). Agregue este zinc a la solución acidulada del sulfato cúprico. Habrá efervescencia, la cual durará algún rato (en su reporte, explique por qué).

A medida que transcurra la reacción desaparece el color azul de la solución y empieza a formarse una masa esponjosa de color rojo. Al cabo de unos 20 minutos se habrá detenido el desprendimiento de gas; examine la solución, si aún está azulosa agregue otro medio gramo de zinc y espere otros 20 minutos. Si entonces quedara zinc, agregue otros 3 mL de ácido sulfúrico concentrado y aguarde hasta que se disuelva el exceso de zinc.

Terminada la reacción recoja por filtración el cobre precipitado. Lave el cobre con agua en abundancia, para eliminar el sulfúrico. Ponga el precipitado en un vidrio de reloj y déjelo secar.


o Pese el cobre obtenido. ¿Cuál es el rendimiento del proceso? o Anote todas las reacciones efectuadas en cada etapa del proceso. o Indique tres elementos con los que podrían hacerse experimentos análogos, usando zinc

para la regeneración del elemento. o Indique todos los cálculos realizados. o Saque sus conclusiones sobre el experimento.

Conclusiones

Bibliografía

Anexo. Cuestionario.

1. ¿Qué son las propiedades físicas y químicas? ¿Cuál es la diferencia entre ellas? 2. ¿Cuál es la concentración de la solución del ácido nítrico en la etapa 1? Tome el tiempo

que tarda en disolverse el cobre. 3. ¿Qué es y cuáles son las características de una solución saturada? 4. ¿Cuál es la finalidad de un baño maría? 5. ¿Cuál es la diferencia de una separación rápida a una ordinaria? ¿Se ve afectada la

muestra?


6. ¿Cuál es la concentración de la solución del ácido sulfúrico en la etapa 3? 7. ¿A qué se debe la velocidad de formación de los cristales de sulfato cúprico? 8. ¿Por qué se usa zinc en la última etapa del proceso (etapa 4)?


Práctica No. 5 “Factores que afectan a la solubilidad”

Objetivo

El Alumno observará el comportamiento de la solubilidad de un soluto en un solvente, con relación a factores como: (1) Naturaleza de los componentes de una solución y (2) Temperatura de la solución.

Fundamento

La solubilidad es una medida de la capacidad de disolverse una determinada sustancia (soluto) en un determinado medio (solvente); implícitamente se corresponde con la máxima cantidad de soluto disuelto en una dada cantidad de solvente a una temperatura fija y en dicho caso se establece que la solución está saturada. Su concentración puede expresarse en moles por litro, en gramos por litro, o también en porcentaje de soluto (m(g)/100 mL) . El método preferido para hacer que el soluto se disuelva en esta clase de soluciones es calentar la muestra y enfriar hasta temperatura ambiente (normalmente 25 C). En algunas condiciones la solubilidad se puede sobrepasar de ese máximo y pasan a denominarse como 'soluciones sobresaturadas'.

No todas las sustancias se disuelven en un mismo solvente. Por ejemplo, en el agua, se disuelve el alcohol y la sal, en tanto que el aceite y la gasolina no se disuelven. En la solubilidad, el carácter polar o apolar de la sustancia influye mucho, ya que, debido a este carácter, la sustancia será más o menos soluble; por ejemplo, los compuestos con más de un grupo funcional presentan gran polaridad por lo que no son solubles en éter etílico.

Entonces para que un compuesto sea soluble en éter etílico ha de tener escasa polaridad; es decir, tal compuesto no ha de tener más de un grupo polar. Los compuestos con menor solubilidad son los que presentan menor reactividad como son: las parafinas, compuestos aromáticos y los halogenuros.

El término solubilidad se utiliza tanto para designar al fenómeno cualitativo del proceso de disolución como para expresar cuantitativamente la concentración de las soluciones. La solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del disolvente y del soluto, así como de la temperatura y la presión del sistema, es decir, de la tendencia del sistema a alcanzar el valor máximo de entropía. Al proceso de interacción entre las moléculas del disolvente y las partículas del soluto para formar agregados se le llama solvatación y si el solvente es agua, hidratación.


Desarrollo

MATERIAL REACTIVOS 1 Tripié NaCl 1 Malla de asbesto I2 1 Mechero CuSO4 1 Vaso de precipitados de 250 mL CCl4 6 Tubos de ensayo 1 Pipeta de 5 mL 1 Termómetro 1 Propipeta 1 Pizeta 1 Espátula

Metodología

1. NATURALEZA DE LOS COMPONENTES DE UNA SOLUCIÓN a. En un tubo de ensayo poner una pequeña cantidad de NaCl(s). En otro, 1.0 ml de CCl4 y

en un tercer tubo, unos cristales de yodo (I2). Ahora, a cada tubo, adicionar 2.0 ml de agua destilada, agitar con cuidado y anotar las observaciones respecto de la capacidad que tiene cada soluto de disolverse.

b. Repetir el procedimiento anterior, pero esta vez utilizando CCl4 como solvente de los solutos I2 y NaCl. Anotar las observaciones respecto de la capacidad de formar solución.

c. Mezclar los tubos que contienen (CCl4, NaCl) y (I2, H2O). Observar y concluir al respecto.

2. EFECTO DE LA TEMPERATURA a. En un tubo de ensayo limpio y seco colocar 2.0 g de CuSO4(s), mezclarlos con 3.5 ml de

agua destilada. b. Introducir un termómetro en dicho tubo. Montar un baño de agua (hasta ¾ del volumen

total) y colocar el tubo en el baño y calentar hasta disolución total de CuSO4, agitando suavemente y sin llegar a ebullición.

c. Suspender el calentamiento y colocar el tubo con el termómetro en un vaso de precipitados de 250 ml con agua fría y agitación.

d. Registrar la temperatura a la cual aparecen los primeros cristales de CuSO4. e. Repetir el procedimiento anterior unas diez veces, añadiendo cada vez a la solución

resultante, 0.5 ml más de agua destilada. f. Registrar la temperatura de aparición de los cristales para cada una de las soluciones.


• Ordenar en forma descendente por capacidad para formar solución, las sustancias probadas en H2O y CCl4.


• Consultar los valores de solubilidad de cada uno de los solutos probados en los correspondientes solventes a la temperatura ambiente de trabajo. ¿Cómo puede relacionarse la capacidad observada de formar solución, con los valores de solubilidad consultados? Explicar.

• Construir un gráfico de % concentración contra temperatura y concluir la relación existente entre la solubilidad del CuSO4 en agua y la temperatura de la solución, a partir de las variables estudiadas, % de concentración y temperatura de aparición de los cristales.

• Consultar el gráfico teórico de la variación de la solubilidad con la temperatura para el CuSO4 y compararlo con el obtenido experimentalmente. Explicar.

• Explicar las posibles razones de los comportamientos de solubilidad.

Conclusiones

Bibliografía

Cuestionario anexo

1. Explicar el término de solubilidad. 2. Mostrar el análisis dimensional de la equivalencia de unidades de mol/dm3 y g de

soluto/100 g de agua. 3. Explicar el significado de una ecuación iónica. 4. ¿Qué es una disolución amortiguadora? 5. ¿Cómo se puede predecir si se formará un precipitado si se mezclan dos disoluciones? 6. ¿Cómo influye el efecto del ion común en los equilibrios de solubilidad? Utilice el principio

de Le Châtelier para explicar la disminución de la solubilidad de CaCO3 en una disolución de Na2CO3.

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