Guía de Practicas LAB QUÍM BÁS

LABORATORIO DE QUÍMICA BÁSICA I

GUÍA DE PRÁCTICAS

M.C. KARLA FABIOLA CHACÓN VARGAS

FCQ-UACH LABORATORIO DE QUÌMICA BÀSICA I

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INTRODUCCIÓN

Resultado de Aprendizaje

PREGUNTAS GUÍA

¿Qué accidentes has tenido o te ha tocado presenciar en un laboratorio?

¿Qué son las hojas de seguridad y para que sirven?

¿Qué unidades de concentración conoces?

A. ACTIVIDADES PRELIMINARES

Individualmente, resuelve los siguientes cuestionamientos:

¿Cuales son las causas principales que podrían generar accidentes en un laboratorio?

B. ACTIVIDADES DE DESARROLLO

Discute en forma Grupal las Reglas Básicas de Seguridad: firmar al final de la lectura y anota los nombres y teléfonos de personas a las que se les puede avisar en caso de accidente

“Tú eres responsable de tu propia seguridad y la seguridad de los demás”.

1. Sólo debes realizar experimentos autorizados por el maestro 2. Leer antes el caso teórico práctico y/o guión de práctica para poder investigar y contestar

correctamente, elaborar el diagrama de flujo o dibujo y tabla de colección de datos, llenar con anticipación el vale de material y entregarlo antes de la práctica. (de esta manera el equipo tendrá el material listo para iniciar sin contratiempos la sesión de laboratorio) Estudiar además las HOJAS DE SEGURIDAD de los reactivos que utilizaras y de los que se produzcan durante el experimento.

3. El uso de BATA LARGA (abrochada) y LENTES de seguridad son obligatorios durante la realización de la práctica. NO UTILIZAR LENTES DE CONTACTO EN EL LABORATORIO

4. Usar guantes siempre que trabajes con reactivos que sean tóxicos (arsénico, plomo, mercurio etc.) causen irritación o puedan absorberse por la piel.

5. Lavarse las manos con agua y jabón antes y después de la práctica. 6. No debes comer, beber ni fumar en el laboratorio. 7. No juegues ni platiques en el laboratorio. 8. Identifica extinguidotes, ducha, lava ojos y equipó de primeros auxilios 9. En caso de accidente, notifica inmediatamente al maestro 10. Los ácidos y bases fuertes los debes de manejar en la campana de extracción. 11. Todo derrame de ácidos o algún otro reactivo avisa a tu maestro

Identifica los riesgos potenciales y normas de seguridad en el laboratorio.

Identifica hojas de seguridad de reactivos y/o residuos utilizados y/o generados en laboratorio de

Química Básica.


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12. Para la succión de reactivos líquidos utiliza un propipetero 13. Cuando manejes ácidos (sulfúrico etc) debes de agregar muy lentamente y por las paredes el ácido al

agua. “NUNCA AÑADAS AGUA AL ACIDO” Para evitar que te salpique el ácido caliente. En general los ácidos y bases fuertes se reciben siempre en un colchón de agua.

14. Lee las etiquetas de de los reactivos 15. Nunca debes de calentar a fuego directo solventes orgánicos inflamables (alcohol, Cetona Benceno

etc). Utiliza una parrilla eléctrica. 16. El manejo de gases debes hacerlo en presencia de tu maestro. 17. El cabello largo debe de recogerse (quemadura), utilizar Zapato cerrado, NO hUARACHES ni mangas,

ni corbatas sueltas. BATA PERFECTAMENTE ABROCHADA. 18. Si calientas una sustancia en un tubo de ensaye, nuca apuntes la boca del tubo a un compañero. 19. ¿Qué otras reglas de seguridad propondrías?

Firma de Enterado _______________________________________

Teléfonos y personas que se les puede avisar en caso de accidente:

C. ACTIVIDADES DE APLICACIÓN

En las siguientes situaciones indica que hacer o que no hacer inmediatamente, identifica medidas

de prevención del accidente y llena con esta información la tabla que aparece mas adelante.

1. Alumnos ingresan al laboratorio y perciben un fuerte olor a gas

2. Una alumna que ingresa al laboratorio con lentes de contacto se le empiezan a irritar los ojos

3. Un alumno que no ceno ni desayuno se desmaya durante la práctica

4. Un alumna durante la practica sufre un ataque de epilepsia

5. Dos alumnos soplan el platillo de una balanza con la finalidad de limpiarla de un polvo químico

desconocido y les cae en lo ojos.

1. 6. Una alumna de esponjada cabellera y distraída se le empieza a quemar el cabello cuando un

compañero de equipo enciende un mechero que produce una flama muy alta.

6. A un equipo que no reviso el material, de repente se les revienta un vaso de precipitados con agua

hirviendo, el agua derrama por la mesa y cae al piso. Lamentablemente una alumna traía guaraches

y se quemo un pie.

7. Un alumno jugando le quema la bata a un compañero y este empieza a incendiarse

8. Un grupo de alumnos realizan a escondidas del maestro un experimento, causando una explosión

que les produjo quemaduras e incrustación profunda de vidrios en diferentes partes del cuerpo.

9. Alumnos que no revisaron material montaron rápidamente el equipo para realizar la practica de

fórmula empírica, la varilla del soporte estaba floja, el anillo quedaba inclinado provocando que se les

cayera la cápsula de porcelana con hierro y ácido nítrico 8 M hirviendo. Uno de sus integrantes recibió

una quemadura en su mano al tratar de cachar la cápsula y otro se corto.

10. Una alumna distraída que lamentablemente no traía lentes de seguridad fue salpicada en los ojos por

el líquido hirviente del ácido nítrico y hierro de una cápsula de porcelana que desgraciadamente no

fue cubierta con el vidrio de reloj.

11. Un alumno de baja estatura se le salpico una solución de ácido clorhídrico en los ojos al intentar

llenar la bureta sin utilizar embudo, ni lentes de seguridad.

12. Por comodidad una alumna succiona con su boca directamente una solución de tiocianato de potasio

que es altamente tóxica y venenosa.

13. Por descuido de no utilizar el propipetero un alumno ingiere una solución de ácido sulfúrico

concentrado.

14. Una alumna al transportar una botella de un galón llena de ácido sulfúrico d=1.84 g/mL

concentrado se le cae al piso y provoca un derrame.

15. En la tarja una alumna intenta lavar rápidamente material de vidrio y se le quiebra un matraz que le

produce una cortadura leve.


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Elabora a mano con letra de molde la siguiente tabla y contesta las columnas de acuerdo a la

situación del accidente, no olvides anotar tu nombre completo, grupo y número de equipo

S Inmediatamente

¿Qué hacer? Inmediatamente ¿Qué no hacer?

Medias de prevención

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14


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D. ACTIVIDAD INTEGRADORA DEL DESEMPEÑO

1. Realiza una investigación ORIGINAL E INDIVIDUAL, NO copia sobre que hacer o que no hacer en el

caso de quemaduras con fuego y químicas, desmayos, materiales extraños en los ojos,

envenenamiento, heridas leves y profundas, sangrado severo, derrames químicos. Deberá entregarse

un resumen A MANO (EN LIMPIO CON LETRA CLARA Y LEGIBLE) NO EN COMPUTADORA,

indicando al final la referencia o referencias consultadas, nombre del autor, año de la publicación,

nombre del libro u artículo, editorial o nombre de la revista, edición o número de la revista y páginas

consultadas.

En el caso de citas de internet deberás incluir el nombre del autor, año de publicación, nombre del

artículo, universidad o centro de investigación o dependencia de gobierno, cruz roja etc. Y por

supuesto al final la dirección electrónica del sitio. Tiempo de entrega 8 días.

2. Consultar en bancos de datos por equipo las hojas de seguridad de reactivos y sustancias que se

generaran en este laboratorio (ver tabla siguiente) y elaborar para cada sustancia su hoja de

seguridad que incluya los 15 aspectos siguientes. 1. identificación del compuesto y el fabricante, 2.

composición y peligrosidad, 3. identificación y riesgos, 4 . primeros auxilios, 5. principios para

combatir incendios 6. tratamiento en caso de accidente 7. manejo y almacenamiento 8. control de la

exposición y equipo de protección, 9. propiedades físicas y químicas, 10. estabilidad y reactividad. 11.

información toxicológica 12. información ecológica, 13. consideraciones para desechar y tratar

material, 14. información para transporte y 15. información regulatoria. En base a las hojas de

seguridad llenar la siguiente tabla. (Valor 50%)

REACTIVOS

Riesgo (del 0 al 4) Equipo

PROTECCIÓN Medio de

EXTINCION Acciones en caso de

derrame Salud

Incen-dio

Reac-tividad

H2SO4

HNO3

HCl

Na2CO3

Fe

Mg

Mg(OH)2

Pb(NO3)2

KI


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FeSO4

NaOH

H2C2O4

KSCN

FeCl3

Alcohol etílico

KClO3

MnO2

CH3COOH

Fenolftaleína

Anaranjado de Metilo

H2CO3

NO2

NaCl

Fe2O3

KCl

CO

CO2


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PRÁCTICA No. 1




1. ¿Cómo se calcula la composición porcentual de los elementos en un compuesto?

2. Si se conoce la fórmula empírica de un compuesto, ¿qué otra información se requiere para

determinar su fórmula molecular?

3. Resuelve el siguiente ejercicio: Para llevar a cabo una reacción química se requieren 3.20g de Sn,

sin embargo el reactivo tiene una pureza de 98.5%. ¿Cuánto hay que pesar realmente de Sn?

4. Elaborar un diagrama de flujo sobre los pasos a seguir en la práctica.


Materiales Reactivos

Cápsula de evaporación

Vidrio de reloj

Balanza analítica

Vaso pp 250 ml

Soporte y aro con malla de asbesto

Agitador de vidrio

Espátula acanalada

Mechero bunsen

Sn granular

Solución HNO3 8 M

Procedimiento

1. Lavar y secar la cápsula de porcelana y el cristal de reloj. Para secarlos calentar bien durante 2 o 3 minutos. Usar las pinzas o tenazas para manipularlos durante todo el experimento.

2. Pesar el vidrio de reloj y la cápsula de porcelana por separado y después juntos. 3. Agregar alrededor de 2 g de estaño granular en la cápsula (puede ser ligeramente mayor o menor,

registrar el dato). Cubrir con el cristal de reloj y registrar la masa. 4. En la campana extractora o en un lugar bien ventilado añadir lentamente y por las paredes de la

cápsula 5 ml de solución HNO3 8 M, dejar que reaccione hasta que visiblemente no se aprecie liberación de gas. (PRECAUCIÓN: El ácido nítrico quema, evita contacto con piel, ojos, si se derrama, diluye con abundante agua; el NO2 es gas de color ámbar venenoso.).

5. Después de que la reacción haya terminado, cubrir de nuevo con el vidrio de reloj, calentar la cápsula sobre un baño de agua caliente, como se muestra en la figura 1. (Si hay demasiadas burbujas, reducir la llama o temperatura). Calentar lentamente hasta que el contenido esté seco. Eventualmente levantar el vidrio de reloj para eliminar el vapor de agua y dejar escapar el NO2 acumulado.

6. Después de media hora o cuando haya finalizado la vaporización, retirar el vaso de precipitado y seguir calentando la cápsula directamente hasta secar completamente el residuo sólido (figura 2); con la varilla de vidrio pulverizar la costra formada procurando no perder nada del residuo final..

7. Una vez seco el residuo, retirar la cápsula junto con la cubierta de vidrio y dejar enfriar, cuando la cápsula esté fría medir la masa.

Formar un compuesto cristalino de estaño-oxígeno, haciendo reaccionar Sn granular con ácido nítrico.

Determinar la proporción molar de compuesto formado así como su respectiva fórmula empírica.


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8. Recalentar la cápsula de nuevo por 2 o 3 minutos y dejarla enfriar de nuevo; determinar de nuevo su peso junto con el vidrio. Si el valor de la masa no está dentro del intervalo de 0.02g del anterior, se deberá repetir el proceso hasta que dos medidas sucesivas caigan en este intervalo.

Figura1 Figura 2


Llenar la siguiente tabla con los datos que se piden:

Registro de datos

Masa cápsula

Masa vidrio de reloj

Masa cápsula + vidrio de reloj

Masa cápsula + vidrio de reloj + estaño

Masa estaño

Moles de estaño

Masa cápsula + vidrio de reloj + producto Sn - O

Masa de oxigeno

Moles de oxigeno

Proporción molar de estaño – oxígeno

Responde lo siguiente:

1. Los elementos que formarán la fórmula mínima o empírica serán Sn y O, a partir de la proporción

molar calculada, determina la fórmula empírica del compuesto e indica su nombre.

2. ¿Cuál será la composición porcentual en masa de los elementos de este compuesto? 3. Indica cuales son los números de oxidación para el estaño y el oxígeno y escribe las fórmulas más

probables para los compuestos que se pueden formar con estos elementos, finalmente menciona con cual de ellas coincidió tu resultado.

4. Incluye cualquier error experimental que haya podido ocurrir y/o alguna recomendación importante para el desarrollo de la práctica.

5. Integra tu conclusión.


Entrega el reporte de la práctica por equipo

BIBLIOGRAFÍA:

Chang, Raymond. 2007. Química. Novena edición. McGraw-Hill.

Brown, Lemay, Burrsten. 2009. Química la Ciencia Central. decimoprimera edición. Prentice Hall.


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PRÁCTICA No. 2



5. ¿Qué es reactivo limitante y reactivo en exceso?

6. ¿Qué es el rendimiento teórico y rendimiento real de una reacción?

7. Escriba la fórmula empleada para calcular el % de rendimiento de una reacción.

8. Elaborar un diagrama de flujo sobre los pasos a seguir en la práctica.


Materiales Reactivos

Cápsula de evaporación

Vidrio de reloj

Vaso pp 250 ml

Soporte y aro con malla de asbesto

Agitador de vidrio

Espátula acanalada

Mechero bunsen

Fe

Solución HNO3 8 M

Procedimiento

1. Lavar y secar la cápsula de porcelana y el cristal de reloj. Para secarlos calentar bien durante 2 o 3 minutos. Usar las pinzas o tenazas para manipularlos durante todo el experimento.

2. Pesar el vidrio de reloj y la cápsula de porcelana por separado y después juntos. 3. Agregar alrededor de 2 g de fierro en la cápsula (puede ser ligeramente mayor o menor, registrar el

dato). Cubrir con el cristal de reloj y registrar la masa. 4. En la campana extractora o en un lugar bien ventilado añadir lentamente y por las paredes de la

cápsula 15 ml de solución HNO3 8 M, dejar que reaccione hasta que visiblemente no se aprecie liberación de gas. (PRECAUCIÓN: El ácido nítrico quema, evita contacto con piel, ojos, si se derrama, diluye con abundante agua; el NO2 es gas de color ámbar venenoso.).

5. Después de que la reacción haya terminado, cubrir de nuevo con el vidrio de reloj, calentar la cápsula sobre un baño de agua caliente, como se muestra en la figura 1. (Si hay demasiadas burbujas, reducir la llama o temperatura). Calentar lentamente hasta que el contenido esté seco. Eventualmente levantar el vidrio de reloj para eliminar el vapor de agua y dejar escapar el NO2 acumulado.

6. Después de media hora o cuando haya finalizado la vaporización, retirar el vaso de precipitado y seguir calentando la cápsula directamente hasta secar completamente el residuo sólido (figura 2); con la varilla de vidrio pulverizar la costra formada procurando no perder nada del residuo final..

7. Una vez seco el residuo, retirar la cápsula junto con la cubierta de vidrio y dejar enfriar, cuando la cápsula esté fría medir la masa.

8. Recalentar la cápsula de nuevo por 2 o 3 minutos y dejarla enfriar de nuevo; determinar de nuevo su peso junto con el vidrio. Si el valor de la masa no está dentro del intérvalo de 0.02g del anterior, se deberá repetir el proceso hasta que dos medidas sucesivas caigan en este intervalo.

Comprende el concepto de reactivo limitante y de reactivo en exceso en una reacción química.

Determina las cantidades estequiométricas de los reactivos que se requieren para producir una

determinada cantidad de productos. Determinar el rendimiento porcentual de una reacción química.

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Figura1 Figura 2


Llenar la siguiente tabla con los datos que se piden:

Registro de datos

Masa cápsula

Masa vidrio de reloj

Masa cápsula + vidrio de reloj

Masa cápsula + vidrio de reloj + fierro

Masa fierro

Moles de fierro

Masa cápsula + vidrio de reloj + producto Fe - O

Masa de oxigeno

Moles de oxigeno

Proporción molar de fierro – oxígeno

Responde lo siguiente:

1. El fierro y el ácido nítirico reaccionan para formar un óxido de fierro, ácido nítrico y agua; escribe y

balancea la ecuación química que se lleva a cabo.

2. A partir de la proporción molar obtenida, determina la fórmula empírica del compuesto, así como la fórmula química e indica su nobre.

3. Indica mediante los cálculos necesarios y la cantidad de reactivos que utilizaste cual es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso.

4. Determina la masa teórica del óxido de fierro que debería obtenerse en la reacción.

5. ¿Cuál fue la masa real del óxido de fierro que se obtuviste?

6. Calcula el rendimiento porcentual del óxido de fierro

7. Integra tu conclusión



BIBLIOGRAFÍA:

Chang, Raymond. 2007. Química. Novena edición. McGraw-Hill.

Brown, Lemay, Burrsten. 2009. Química la Ciencia Central. decimoprimera edición. Prentice Hall.

Silberberg, Martín S. 2000. Química. La naturaleza molecular del cambio y la materia. Segunda edición. McGraw-Hill. Química Básica I


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PRÁCTICA No. 3




9. ¿Qué es una solución empírica?

10.¿Qué tipo de soluciones empíricas hay? Explica cada una de ellas

11.Completa lo siguiente e indica la fórmula correspondiente:

Las soluciones porcentuales expresan la cantidad de soluto en 100 partes de solución, en el laboratorio

de química se emplean los siguientes tipos de soluciones porcentuales:

a. Peso en volumen (p/v) :

b. Volumen en volumen (v/v):

c. Peso en peso (p/p):


Material: 2 Vidrios de reloj 2 Vasos pp 250 mL 4 Vasos pp 100 mL 1 Probeta de 100 mL 1 Tripié y tela de asbesto 1 Agitador de vidrio 1 Espátula acanalada 1 Mechero bunsen 2 Matraz aforados de 100 mL 1 Matraz aforado de 50 mL 1 Picnómetro de 10 mL 1 Pipeta serológica de 10 mL 1 Propipetero

Reactivos:

Azúcar

Cloruro de sodio

Etanol

Ácido clorhídrico

Equipo

Balanza analítica

Preparar soluciones porcentuales realizando cálculos sistemáticos expresando su relación

peso/peso, peso/volumen, volumen/volumen.

Procedimiento: a) Soluciones empíricas

1. Etiqueta los vasos de precipitado con los números 1, 2, 3 y 4. 2. Vierte en cada vaso de precipitado 30 ml de agua. 3. Agrega media cucharada de azúcar al vaso de precipitado No. 1. Agita con la cuchara hasta que se

disuelva totalmente. 5. Agrega 3 cucharadas de azúcar al vaso de precipitado No. 2. Agita con la cuchara hasta que se disuelva

totalmente. 7. Agrega en el vaso de precipitado No. 3 las cucharadas de azúcar que sean necesarias, hasta observar

que el agua ya no pueda disolver más azúcar (contar las cucharadas que se utilizan para saturar la solución) .

8. Al vaso de precipitado No. 4 agrega exactamente las mismas cucharas que en el vaso de

precipitado No. 3

9. Colocar el vaso de precipitado No. 4 sobre la tela de asbesto y ponla a calentar.


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10. Sin dejar de agitar con la cuchara, agregar poco a poco más azúcar a la solución, esperar a que

se disuelva completamente y tome una consistencia viscosa. 11. Apaga el mechero y sigue agitando hasta conseguir que la solución se enfríe. 12. Observar qué tipo de mezcla (homogénea o heterogénea), y qué clase de solución (diluida,

concentrada, saturada o sobresaturada), se formó en cada vaso.

a) Soluciones porcentuales o Prepara las siguientes soluciones:

1. Pesa en la balanza 10 grs. de azúcar, transferir a un matraz aforado de 100 mL y con la pizeta agregar agua hasta la marca de aforo, tapar y agitar hasta que se disuelva completamente. Anota tus observaciones.

2. Pesa en la balanza 10 grs. de cloruro de sodio, aforar a 100 ml y disolver. Anota tus observaciones. o Determina la densidad de la solución recién preparada. Toma un picnómetro limpio y seco y

pésalo. Anota el peso, llénalo con la solución de cloruro sodio que preparaste y pesa de nuevo. La diferencia de ambos pesos determina el de la solución de cloruro de sodio. A partir de los datos obtenidos calcula la densidad de la solución. En caso de no tener picnómetro utilice un matraz volumétrico. (100 a 50 ml.). Anota tus observaciones.

3. Mide 25 ml de etanol con la pipeta y trasferir a un matraz aforado de 100 mL y aforar con agua destilada. Anota tus observaciones.

4. Colocar 50 ml de agua destilada en vaso pp 250 ml. Agregar 2 ml de HCl. (Agregar el ácido al agua gota a gota con agitación). Afora a 100 ml. Anota tus observaciones.

5. Pesar un vaso pp 250 ml seco y limpio, en él pesar 15 g de bicarbonato de sodio y posteriormente agregar agua destilada hasta completar disolución y aforar hasta un peso de 100 g de solución.

6. Preparar una solución de cloruro de sodio al ___% (Realizar los cálculos correspondientes y anotar el procedimiento). Anota tus observaciones.

7. Prepara una solución de etanol al ___% (Realizar los cálculos correspondientes y anotar el procedimiento). Anota tus observaciones.


a) Soluciones empíricas Llenar el siguiente cuadro con los datos que se te piden:

Vaso Cucharadas de azúcar

Tipo de mezcla Clase de solución

Características de la solución

1

2

3

4

b) Soluciones porcentuales Llena el siguiente cuadro con los datos obtenidos de la actividad experimental

Solución Soluto

(cantidad) Solvente

(cantidad) Concentración Relación en: Observaciones

1

2

3

4

5

6

7


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Responde lo siguiente: 1. La solución porcentual con agua y azúcar a ¿cuál de las soluciones empíricas se parece; si ambas

se componen de agua ya azúcar, cuál es la diferencia? 2. La solución porcentual 1 y 2 tienen la misma concentración, ¿su apariencia física es igual? ¿por

qué?

3. ¿Cuál es la densidad de la solución 2 de cloruro de sodio? Incluye los cálculos. 4. ¿Por qué se procede diferente para disolver el HCl y el etanol siendo que ambos son líquidos? 5. Menciona 3 fuentes de error en la preparación de las soluciones 6. Describe tu conclusión en cuanto a la utilidad de soluciones empíricas y porcentuales



BIBLIOGRAFIA

Chang, Raymond. 2009. Química. Décima edición. McGraw-Hill.

Brown, Lemay, Burrsten. 2009. Química la Ciencia Central. Decimoprimera edición. Pearson - Prentice Hall.


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PRÁCTICA No. 4




1. Anota la fórmula de Molaridad (M) y Normalidad (N)

2. ¿Cómo se calcula el peso equivalente para: ácidos, bases y sales?

3. ¿Qué es titulación?, anota el procedimiento para la titulación de soluciones

4. ¿Qué es estándar primario?

5. Realiza los cálculos para preparar 250 ml de HCl aproximadamente 0.1M, y decribe el procedimiento

6. Llevar por equipo 1 frasco de vidrio con tapa perfectamente limpio y seco, en el que quepan

aproximadamente 250 ml.


Material: 1 Soporte universal 1 Vidrio de reloj 3 Matraces erlenmeyer de 250 mL 1 Probeta de 100 mL 1 Vaso pp 50 mL 1 Vaso de pp 250 mL 1 Embudo 1 bureta de 50 mL 1 Pinza para bureta 1 matraz aforado de 250 mL 1 Espátula acanalada 1 Propipetero 1 Embudo 1 Agitador 1 Pipeta serológica de 10 mL

Reactivos:

Ácido clorhídrico

Carbonato de sodio

Solución indicadora naranja de metilo

Equipo

Balanza analítica

Campana de extracción

Procedimiento:

1. Prepara 250 ml de HCl aproximadamente 0.1M realizando los cálculos correspondientes. 2. Enumera 3 matraces erlenmeyer como 1,2 y 3. 3. Pesa por triplicado y con exactitud 0.1500g de carbonato de sodio (estándar primario) y transferir

el total de cada muestra de carbonato de sodio a un matraz erlenmeyer de 250 ml 4. Agrega a cada matraz 60 ml de agua destilada y agita para disolver. 5. Agrega de 2 a 5 gotas de indicador anaranjado de metilo a uno de los matraces con carbonato de

sodio. 6. Carga la bureta con la solución de HCl, sin olvidar impregnar previamente la bureta con la solución

y cuidando que no exista burbuja de aire en la parte inferior que pudiera generar errores (utiliza el vaso de 50 ml y el embudo para cargar la bureta)

Preparar soluciones molares valorar (comprobar) la concentración de las mismas.


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7. Coloca el matraz erlenmeyer con la solución bajo la bureta cuya punta debe situarse en el cuello del matraz. Añade gota a gota la solución del ácido clorhídrico a la solución de bicarbonato de sodio. Aplica movimientos circulares al matraz.

8. El final de la titulación estará marcado cuando líquido amarillo el indicador se tornará rosa canela, lo cual indica que la neutralización se ha completado.

9. Repite el mismo proceso (pasos 5-8) pero con las otras dos soluciones de bicarbonato otra solución. 10.Anota los resultados en el cuadro y realiza los cálculos correspondientes de la Molaridad promedio

de la solución de HCl considerando que la reacción de neutralización es:

2HCl + Na2CO3 H2CO3 + 2NaCl


Llena el siguiente cuadro con los datos obtenidos:

No. de muestra

Peso EXACTO en gramos

mL de HCl consumidos

Molaridad (cuatro dígitos)

1

2

3

Promedio de Molaridad: _________________ Realiza lo siguiente:

1. Indica los cálculos COMPLETOS y de manera ORDENADA que realizaste para conocer cada una de las molaridades y la molariad promedio.

2. ¿Cuál es la normalidad de la solución valorada de HCl? Indica los cálculos 3. ¿Cuál es el %v/v de la solución valorada de HCl? Indica los cálculos 4. ¿Por qué además de preparar una solución 0.1M es importante valorarla? 5. Indica cuales son las posibles fuentes de error durante el desarrollo de la práctica. 6. En el reporte de práctica indica tus conclusiones sobre la misma.



BIBLIOGRAFIA


Brown, Lemay, Burrsten. 2009. Química la Ciencia Central. Decimoprimera edición. Pearson -

Prentice Hall.


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PRÁCTICA No. 5




1. ¿Qué es neutralización?

2. ¿Qué es y para que sirve un indicador?

3. ¿Qué es titulación?, anota el procedimiento para la titulación de soluciones

4. Realiza los cálculos para preparar 250 ml de NaOH 1.2M. Describe el procedimiento


Material: 1 Soporte universal 1 Vidrio de reloj 3 Matraces erlenmeyer de 250 mL 1 Probeta de 100 mL 1 Vaso pp 50 mL 1 Vaso de pp 250 mL 1 Embudo 1 bureta de 50 mL 1 Pinza para bureta 1 matraz aforado de 250 mL 1 Espátula acanalada 1 Propipetero 1 Embudo 1 Agitador 1 Pipeta volumétrica de 25 mL

Reactivos:

Solución valorada de HCl

Fenolftaleína 1%

Hidóxido de sodio

Equipo

Balanza analítica


Procedimiento: 1. Prepara 250 ml de solución de NaOH aproximadamente 0.12M. 2. Coloca 25 ml de la solución de NaOH preparada en el paso anterior con una pipeta volumétrica en

cada uno de los 3 matraces Erlenmeyer de 250 ml. Etiquetar cada uno con números del 1 al 3. 3. Adiciona a cada matraz 5 gotas de solución del indicador de fenoftaleína al 1%. Observa el color de

las soluciones. 4. Añade a la bureta graduada una pequeña cantidad de la solución HCl valorada, abre la llave para

el desalojo de las burbujas de aire. A continuación llenar la bureta con la misma solución de HCl, y aforar a la marca de cero.

5. Coloca el matraz erlenmeyer con la solución bajo la bureta cuya punta debe situarse en el cuello del matraz. Añade gota a gota la solución del ácido clorhídrico. Agita el matraz con movimientos circulares.

6. Observa el punto final de la titulación cuando, por adición de una gota de solución de HCl, toda la solución del matraz pierda su color (punto de neutralización) cuando menos por un tiempo no

El alumno debe ser capaz de realizar la determinación de concentración de una solución básica

mediante una solución ácida de concentración conocida, midiendo los mililitros necesarios de

ácido para neutralizar la reacción básica


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menor de 15 segundos (la solución vuelve a ser alcalina por disolución del dióxido de carbono atmosférico).

7. Leer en la bureta los mililitros de solución de HCl gastados en la neutralización y anotarlos. 8. Repetir el procedimiento en los matraces etiquetados con los números 2 y 3. Registrar las lecturas

de mililitros de solución de HCl utilizados en cada una de las muestras y calcular el volumen

promedio.


Llena el siguiente cuadro con los datos obtenidos:

No. de muestra

Vol gastado de e HCl ____M

1

2

3

Promedio de volumen: _________________ Realiza lo siguiente:

1. Escribe la reacción química completa y balanceada que se llevó a cabo entre el NaOH y HCl. 2. ¿Cuál fue el punto de equivalencia en la neutralización? 3. A partir de los datos obtenidos calcula la Molaridad exacta de la solución de NaOH. Indica los

cálculos COMPLETOS y de manera ORDENADA. 4. Realiza los cálculos siguientes: (cálculos COMPLETOS y de manera ORDENADA).

a. ¿Calcula la Normalidad de la solución de NaOH? b. ¿Cuántos moles de HCl se consumieron en promedio por matraz? c. ¿Cuántos moles de NaOH había en promedio por matraz? d. ¿Cuántos gramos de NaCl se obtuvieron? e. ¿Cuántas moléculas de agua se generaron?

5. Indica cuales son las posibles fuentes de error durante el desarrollo de la práctica 6. En el reporte de práctica indica tus conclusiones sobre la misma.



BIBLIOGRAFIA


Brown, Lemay, Burrsten. 2009. Química la Ciencia Central. Decimoprimera edición. Pearson - Prentice Hall.


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PRÁCTICA No. 6




1. ¿Qué es una reacción química?

2. ¿Cuáles son las reacciones de síntesis? Agrega un ejemplo

3. ¿Cuáles son las reacciones de descomposición? Agrega un ejemplo

4. ¿Cuáles son las reacciones de simple sustitución o desplazamiento? Agrega un ejemplo

5. ¿Cuáles son las reacciones de doble sustitución? Agrega un ejemplo

6. Realiza un diagrama de flujo del procedimiento


Material: 1 Mechero de Bunsen 1 Cápsula de porcelana 1 Pinzas para tubo de ensaye 1 Pinzas para crisol 1 Vidrio de reloj

1 Tripié 1 Tela de asbesto Astilla de madera 5 tubos de ensayo de 13 x 150 mm 1 Cápsula de porcelana 1 Espátula 1 Tripié 1 Gradilla 1 Pipeta de 10 ml 1 Propitero

Reactivos:

Cinta de magnesio

Alambre de cobre

Fenolftaleína al 1%

Óxido de mercurio II

Azufre

Papel tornasol

Bicarbonato de sodio

Zinc

Ácido sulfúrico 1:1

Cloruro de sodio

Cloruro de sodio al 10%

Nitrato de plata al 1%

Ácido nítrico concentrado

Equipo

Balanza analítica


El alumno debe ser capaz de realizar las diferentes reacciones que ocurren al interaccionar

dos o más sustancias diferentes, así mismo reconocer los diferentes productos que se forman.


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Procedimiento:

Experimento 1 1. Cortar 3 cm de cinta de magnesio y tomarla con las pinzas para cápsula de porcelana, quemarla

con la llama del mechero. Figura 1

2. Colocar sobre un vidrio de reloj las cenizas de la cinta de magnesio. Anotar observaciones. 3. Colocar 8 ml de agua destilada en un tubo de ensayo de 13 x 150 mm. 4. Colocar en el tubo de ensayo las cenizas de la cinta de magnesio. Agitar y observar. Anotar lo que

sucedió. 5. Introducir en el tubo de ensayo con agua y cenizas, una tira de papel tornasol azul. Observar y

anotar lo sucedido. 6. Agregar 3 gotas de solución de fenolftaleína al 1%. Observar y anotar lo sucedido.

Experimento 2

1. Pesar en una balanza granataria 3 grs. de bicarbonato de sodio 2. Colocarlo en un tubo de ensayo. 3. Tomar con las pinzas el tubo de ensayo y calentarlo con ayuda del mechero. 4. Observar el cambio ocurrido y anota lo que sucede

Experimento 3

1. Pesar en la balanza granataria 0.2 grs. de óxido de mercurio (II), cuya fórmula es HgO. Colocarla en un tubo de ensayo de 13 x 150 mm.

2. Calentar directamente a la llama del mechero, utilizando unas pinzas para tubo de ensayo. 3. Calentar al mismo tiempo hasta su punto de ignición una astilla de madera en el mechero.

Acercar la astilla hasta la boca del tubo. Anotar lo que sucede. 4. Raspar las paredes del tubo de ensayo utilizando un alambre de cobre. 5. Anotar lo que sucede

Experimento 4 1. En una balanza granataria pesar 0.5 grs. de zinc y colocarlos en un tubo de ensayo de 13 x

150mm 2. Tomar el tubo con las pinzas para tubo de ensayo y agregarle con una pipeta de 5 ml, gota a gota

resbalando por las paredes 2 ml de solución de ácido nítrico concentrado. Figura 3. 3. Anotar lo que sucede.

Figura 1

Figura 2

Figura 3


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Experimento 5 1. Colocar en un tubo de ensayo de 13 x 150 mm, 10 gotas de nitrato de plata al 1% 2. Agregar al mismo tubo de ensayo 3 gotas de cloruro de sodio al 10 %, agitar. Figura 4 3. Anotar lo que sucede.

Experimento 6

1. Pesar en una balanza granataria 0.5 grs. de cloruro de sodio y colocarlos en una cápsula de porcelana.

2. Agregar 10 gotas de ácido sulfúrico 1:1, y agitar. Figura 5a 3. Anotar lo que sucede. 4. Calentar con el mechero de Bunsen hasta que se seque el contenido de la cápsula, obteniendo un

sólido. Figura 5b. 5. Observar y anotar las características del sólido.


1. De cada una de las reacciones escribe lo siguiente: a. Ecuación química completa y balanceada b. Tipo de reacción c. Observaciones del experimento

d. Características iniciales de reactivos y características finales de los productos

2. En el reporte de práctica indica tus conclusiones sobre la misma.



BIBLIOGRAFIA


Figura 4

Figura 5a Figura 5a Figura 5b


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PRÁCTICA No. 7



Individualmente, resuelve los siguientes cuestionamientos: 1. En una imagen indica cuales son las temperaturas en la flama de un mechero. 2. ¿Qué es el gas oxígeno y cual es su importancia? 3. Lee detenidamente el procedimiento y haz la lista de material, reactivos y equipo correspondiente

para poder llevar a cabo la práctica. 4. Realiza el diagrama de flujo correspondiente a la práctica 5. Escribe y balancea la ecuación química que se llevará a cabo durante este experimento. 6. Calcula la cantidad de clorato de potasio al 99.67% que requiere pesar exactamente para

producir 200 mL de oxígeno; para ello es necesario investigar o medir en un barómetro la presión

atmosférica (ejm. 720 mmHg), además hay que tener en cuenta que la temperatura del agua que se ajustara a 40°C para poder consultar su presión de vapor (55.32 mmHg). (Incluir los cálculos en el reporte)


Material: Reactivos:

Equipo:

Obtiene gas oxígeno como producto de la reacción

Aplica la Ley de Dalton, Leyes de los Gases y la Ley de Conservación de la Materia

Calcula la masa necesaria de reactivo para producir un volumen de oxigeno en el laboratorio

aplicando las leyes de los gases.

Calcula a partir de datos experimentales el rendimiento de la reacción.


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Procedimiento: 1. Llena tres cuartas partes del baño automatizado y enciende al máximo la resistencia para ajustar la

temperatura a 40°C, la cual debe ser constante durante todo el experimento. 2. Sumerge la probeta en el baño y voltéala sin que queden burbujas, sostenla con una pinza de 3 dedos

3. Introduce con cuidado la manguera por el costado y el fondo hasta que llegue a una tercera parte de la probeta. (para que puedas ver siempre las burbujas de oxigeno y saber hasta cuando finaliza la reacción).

4. Monta el equipo de manera similar a como se muestra en la Figura 1 y asegura bien las mangueras.

Figura 1: Esquema de montaje de material para la recolección de gas

5. Pesar con exactitud los gramos calculados del clorato de potasio 6. Colocar con cuidado el reactivo en el tubo de ensaye SECO y cerrar perfectamente con el tapón, introducir

la varilla de vidrio por el agujero y ensamblar la manguera (evitar fugas). Si el tubo tiene agua, la mezcla se

queda en la parte superior y no reacciona. 7. Calentar con flama muy suave la mezcla, para que empiece a burbujear el gas formado. 8. Una vez que deje de burbujear, registre el volumen de gas producido.


Utilizando cálculos CLAROS y COMPLETOS, resuelve lo siguiente: 1. ¿Cuál fue el volumen real obtenido de oxígeno? 2. Calcula el rendimiento de reacción con el volumen teórico y el volumen experimental de oxígeno 3. Empleando la ley de los gases ideales, calcula la masa de oxígeno obtenido




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PRÁCTICA No. 8



Individualmente, resuelve los siguientes cuestionamientos: 7. ¿Qué información proporciona la constante de equilibrio químico? 8. ¿Qué establece el principio de Le Chatelier? 9. Menciones cuatro factores que puedan desplazar la posición de un equilibrio. Sólo uno de estos 10. factores puede modificar el valor de la constante de equilibrio. ¿Cuál es?Realiza el diagrama de

flujo correspondiente a la práctica

INTRODUCCIÓN

La mayoría de las reacciones químicas son reversibles, al menos en cierto grado. Al inicio de una reacción reversible, los reactivos reaccionan y se forman los productos (reacción directa, que se lee de izquierda a derecha en la ecuación química). Después de un cierto tiempo, las moléculas de los productos reaccionan a su vez para formar de nuevo moléculas de los reactivos. A esta reacción se le llama inversa. El Equilibrio Químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes, es decir, ya no cambian con el transcurso del tiempo. En base a lo anterior se debe entender el equilibrio químico como un equilibrio dinámico. En forma general, representamos una reacción reversible de la siguiente manera:

aA + bB c C + dD (1) donde: a,b,c y d = coeficientes estequiométricos de la ecuación.

A,B,C y D= fórmulas o símbolos de las especies químicas que están en equilibrio. La condición de equilibrio para la reacción anterior se representa como:

ba

dc

BA

DCKc

][][

][][ (2)

La ecuación (2) expresa la condición de equilibrio referida a la constante de equilibrio en términos de concentración (Kc). Los corchetes [ ], indican concentración en Molaridad (M), que es la relación del número de moles por litro de solución. Otra forma de expresar el equilibrio es en términos de presión, de la siguiente manera:

ba

dc

pBpA

pDpCKp

)()(

)()( (3)

Nótese que en la expresión (3), no se usan corchetes sino paréntesis. El término “p” indica la presión parcial de cada especie química, elevada al coeficiente estequiométrico respectivo. Ambas constantes, Kc y Kp, se relacionan mediante la siguiente expresión:

ngRTKcKp )( (4)

donde: R = constante de los gases, 0.0821 atmósferas-litro/molK T = temperatura absoluta en grados Kelvin.

ng = diferencia entre el número de moles entre productos y reactivos en estado gaseoso. Principio de LeChatelier. Establece que si un sistema en equilibrio se perturba por un cambio de temperatura, presión, volumen o concentración; el sistema se desplazará a una nueva posición de equilibrio de modo que contrarreste el efecto de la perturbación.En esta práctica vamos a aplicar este principio, observando cómo afectan los cambios de concentración a la posición de equilibrio en una reacción química. Cabe señalar que el único factor que afecta el valor de la constante de equilibrio es la temperatura.

Estudia un sistema en equilibrio.

Aplica esfuerzos al sistema en equilibrio, modificando la concentración de una o más especies químicas.

Explica los desplazamientos del equilibrio según el Principio de LeChatelier.Calcula a partir de datos

experimentales el rendimiento de la reacción.


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Material: Reactivos:

1 Vaso pp 250 ml NaOH 2.0 M 6 tubos de ensayo 13 x 100 mm HCl 0.1M 1 Gradilla KSCN 0.1M 1 Pipeta 10 ml FeCl3 0.1M 1 Varilla de vidrio Ac. Oxálico 0.1 M Procedimiento: 1. PRECAUCIÓN: Usar lentes de seguridad y bata 2. PRECAUCIÓN: El KSCN es venenoso. Úsalo con cuidado. 3. PRECAUCIÓN: Los ácidos y bases causan quemaduras. Evita el contacto con la piel. 4. En un vaso de precipitado de 250 ml adiciona 1 ml de una disolución de cloruro férrico 0.1M, 1 ml de

solución de KSCN 0.1M y 50 ml de agua destilada. 5. El ión SCN- y el ión Fe+3 reaccionan dando lugar al ión

Fe(SCN)2+ hidratado, de color rojo, estableciéndose el siguiente Equilibrio:

Fe+3(ac) + SCN-(ac) [Fe(SCN)]2+(ac) rojo 6. La intensidad del color rojo nos indicará cualitativamente, la cantidad presente de este ión en la

solución. 7. La disolución formada se dividirá en 5 partes iguales que se colocarán en igual número de tubos de

ensaye, el primer tubo servirá como referencia (contol). 8. Al segundo tubo se ensayo se le añade gota a gota, una solución de cloruro férrico. Anotar los cambios

que ocurran. 9. Al tercer tubo se le agrega, también gota a gota, disolución de KSCN. Anotar los cambios que ocurran. 10. Al cuarto tubo, se agrega gota a gota, una disolución de NaOH 2.0 M. Anotar los cambios que ocurran. 11. Al quinto tubo agregar gota a gota una disolución de ácido oxálico, anota los cambios que ocurran.


1. Escribe la reacción molecular 2. Escribe la expresión de la constante de equilibrio correspondiente a la reacción iónica 3. Color inicial de la solución: 4. Explica, según el principio de LeChatelier los cambios cualitativos que se producen en la

composición de la mezcla en equilibrio al añadir los diferentes reactivos: a. Adición del FeCl3 b. Adición del KSCN c. Adición del NaOH d. Adición de C2H2O4

5. Explica y escribe qué reacción tiene lugar al añadir la disolución de NaOH 2.0 M. 6. Explica y escribe que reacción tiene lugar al añadir la disolución de ácido oxálico. Recuerda que el

ácido oxálico H2C2O4 se ioniza en agua y forma el ión oxalato C2O42-, el cual se une fuertemente a los iones Fe+3. Estos iones se consumen a medida que se forma el ión Fe(C2O4)33- estable de color amarillo.

7. Conclusión.



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Guía de Practicas LAB QUÍM BÁS