MANUAL DE PRÁCTICAS

LABORÁTORIO DIDACTICO MÓVIL

EQUIPAMIENTO CIENTÍFICO Y TECNOLÓGICO PARA ESCUELAS.

W W W. D E D U T E L . C O M . M X

RDesarrollo en Educación Tecnológica

QUÍMICA

PRESENTACIÓN

Comprometido con la educación, buscando su formación integral, el Cuerpo Técnico de el Laboratorio Didáctico Móvil, estructuró el Manual, en sus aspectos generales, en relación a los textos y aspectos visuales, con el intuito de estimular al alumno en su capacidad inherente de creatividad, discernimiento, construcción, reconstrucción, organización del conocimiento interno y externo, mas respetando las limitaciones de cada uno. Buscó mantener la coherencia con el modelo educacional vigente, motivando al alumno para la reflexión de su proceso de desarrollo y su formación futura, formando un individuo crítico, comprometido con los cambios, reelaborando sus valores y creencias, respetando a los demás individuos y preservando el medio en el que vive. Para tanto, hizo adaptaciones de las experiencias clásicas para el uso en el Laboratorio Didáctico Móvil, que son de fácil ejecución y seguras, permitiendo al profesor una mayor flexibilidad, de acuerdo con la realidad de cada escuela.

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Práctica 1 NORMAS DE LABORATORIO

Objetivo: El alumno conocerá la manera de comportarse en el laboratorio de química con el fin de evitar accidentes. Material: N/A Introducción: Es de suma importancia que los alumnos cuando trabajen en el laboratorio tengan en cuenta los riesgos que se tienen al trabajar en él; pero también es muy importante conocer el funcionamiento de los diversos materiales para tener al máximo y en lo posible un laboratorio seguro. De la misma forma cuando se trabaja en el laboratorio es requisito indispensable conocer las reglas de seguridad, para evitar accidentes. Desarrollo experimental: Efectuar la lectura que a continuación se presenta. El acontecimiento de accidentes de laboratorio, desafortunadamente, no es tan raro como puede parecer. Para disminuir el número y hasta en lo posible evitarlos, debemos tener en cuenta las siguientes reglas: Seguir rigurosamente las instrucciones del profesor; Saber la localización y el funcionamiento de los extintores de incendio; Usar bata de laboratorio; Queda prohibida la entrada a personas ajenas al laboratorio; Se expulsara del laboratorio a los alumnos que no guarden el comportamiento debido; Queda terminante prohibido ingerir alimentos en el laboratorio; Cuando se calienten tubos de ensayo que contenga cualquier sustancia, no colocar el extremo abierto del tubo para sí mismo o para una persona cercana; Cuando se vaya a hacer una dilución de un ácido concentrado, agregar lentamente y agitarlo en el agua, nunca al contrario; Realizar los experimentos que suelten gases y vapores tóxicos en la campana o utilizar conchas de seguridad; No tirar ningún material sólido en los lavamanos; Al probar un producto químico por el olor, nunca colocar el recipiente directamente en la nariz. Lo correcto es abanicar con la mano en su dirección los vapores que se exhalan del frasco; Evitar el contacto de cualquier sustancia con la piel. Ser muy cuidadoso al manipular sustancias corrosivas como bases y ácidos; No dejar recipientes con sustancias inflamables próximos a la llama; Al manipular sustancias corrosivas, emplear mascarillas y guantes de goma. Solamente toque esas sustancias con varas de vidrio o pinzas; Nunca dejar el mechero abierto sin encenderlo, pues el gas es extremadamente tóxico y explosivo al entrar en contacto directo con la llama o una simple chispa de una descarga eléctrica; Nunca trabaje con sustancias de las cuales no conoce sus propiedades; Nunca llevar cualquiera sustancia a la boca para probar su gusto, porque puede tratarse de algún veneno tal como arsénico o cianuro de potasio; Los recipientes usados en calentamientos no deben estar totalmente cerrados; Evitar pasar la mano sobre los ojos o cerca de los labios mientras esté realizando experimentos Todos los acontecimientos de cualquier experimento deben ser inmediatamente anotados para que, enseguida, sean mencionadas en el informe Al retirarse del laboratorio cerrar todas las llaves del agua y del gas, apagar todos los aparatos, dejar todo el material limpio y lavar bien las manos. Resultados y conclusiones 1.-Explica la importancia de conocer las normas dentro de un laboratorio

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Práctica 2 ACCIDENTES REITERATIVOS EN LOS LABORATORIOS Y LOS PRIMEROS AUXILIOS

Objetivo: El alumno conocerá los principales accidentes a los que esta expuesto al trabajar en un laboratorio y la manera de tratarlos. Material: N/A Introducción: Una enseñanza prácticas de Química deben proponerse formar químicos que puedan manejar sustancias tóxicas, corrosivas, inflamables e incluso, ocasionalmente, explosivas. En la práctica, la mayor parte de las sustancias químicas de uso en el laboratorio caen dentro de una o más de las categorías anteriores, teniendo un grado de riesgo variable. Por tanto, deben manejarse con respeto (no con miedo), y de ahí la insistencia del profesorado en que se utilicen y adquieran buenas técnicas operatorias y medidas de precaución. Mientras que la corrosión, explosión y los incendios son riesgos claramente perceptibles, la toxicidad de un compuesto químico suele resultar menos evidente. El procedimiento más seguro para evitar sus efectos consiste en no permitir que ninguna sustancia extraña a nuestro organismo penetre en él. Merece la pena señalar que el globo ocular es la zona corporal a través de la cual las sustancias químicas se absorben más rápidamente, así como que la mayoría de los disolventes orgánicos, debido a su volatilidad, son particularmente peligrosos y se ha de evitar siempre la inhalación de sus vapores, además del contacto con la piel. Desarrollo experimental: Efectuar la lectura que a continuación se presenta. Cualquier accidente deberá ser comunicado al profesor, para que él tome las medidas necesarias: Quemaduras. Las quemaduras pequeñas producidas por fuego o material caliente deben ser tratadas con pomadas apropiadas, vaselina o ácido pícrico. Las quemaduras por ácido; lavar inmediatamente la zona con bastante agua, por más o menos cinco minutos. Enseguida, lavar con solución saturada de bicarbonato de sodio y nuevamente con agua. Después, secar la piel y aplicar alguna crema contra quemaduras. Las quemaduras con álcalis; lavar inmediatamente la zona con agua abundante por cinco minutos. A continuación, lavar con solución de ácido acético 1% y nuevamente lavar con agua. Después, secar la piel y aplicar algún producto quemaduras. Las quemaduras con fenol deben ser lavadas con alcohol en abundancia Intoxicación. Con sales, tomar leche de magnesio y llamar un médico. Con ácidos, tomar leche de magnesio y llamar un médico. Con gases (vapores), respirar profundamente, ir para un lugar bien aireado y después llamar un médico. Ingestión de sustancias tóxicas. Suministrar una cuchara sopera de “antídoto universal” (dos partes de carbón activado, una de óxido de magnesio y una de ácido tánico). No perder la calma. Resultados y Conclusiones 1) Explica la importancia de saber como tratar cualquier tipo accidente que pueda ocurrir en el laboratorio

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Práctica 3 MATERIALES Y EQUIPO DE LABORATORIO

Objetivo: El alumno se familiarizará con los instrumentos, aparatos y materiales más comunes en el laboratorio de química, para lo cual el profesor mostrará cada uno de los materiales empleados para el trabajo correcto dentro del mismo laboratorio. Material: El de uso común en el Laboratorio de química: Cristalería, porcelana, metal, plástico y otros Introducción: Con la denominación de material de laboratorio se hace alusión al conjunto de enseres o útiles de diversos materiales, instrumentos de precisión y aparatos científicos con los cuales se realizan las prácticas en los laboratorios, por ello quienes trabajamos en el laboratorio, alumnos y maestros, debemos conocer de manera práctica los cambios físicos y químicos de la materia y la energía, par lograrlo es necesario conocer algunos aparatos y materiales que se usan para dicho fin, esto ayudará a efectuar experimentos desarrollando un espíritu de observación, lo que hará del estudio de la química un ejercicio ameno y agradable. Dentro de la amplia gama que constituye el equipo de laboratorio, existen materiales de uso común, esto es materiales de funcionalidad múltiple, vasos, cápsulas, matraces, crisoles, asas de platino, tubos de ensayo etc. los cuales se emplean para realizar ensayos generales. Sin embargo, existen otros que se emplean para realizar determinaciones específicas, como sucede con los densímetros, picnómetros, refrigerantes, entre otros materiales. El laboratorio constituye el primer contacto formal del alumno con la metodología científica de la disciplina y conlleva la finalidad de iniciar al alumno a la práctica experimental. La química requiere de múltiples materiales que día con día se van actualizando y mejorando para proporcionar el mejor servicio y seguridad para realizar las diversas actividades experimentales, por este motivo es de gran importancia conocer la manera de trabajar con estos materiales y así adquirir las habilidades requeridas según el caso y lograr una correcta realización de nuestra experiencia practica, motivo por el cual la seguridad es un factor de gran importancia para lograr un trabajo eficiente dentro del laboratorio Desarrollo experimental: 1.- Se procede a revisar el material de laboratorio de acuerdo a los esquemas que a continuación se presentan.

MATERIALES DE LABORATORIO

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Resultados y Conclusiones 1) Explica la importancia de conocer el uso y manejo del material de laboratorio 2) ¿Qué materiales son de uso común en el laboratorio de química? 3) ¿Cuáles son las características de los materiales de laboratorio? Por ejemplo: exactitud, resistencia a la temperatura, etc. 4) ¿Cuáles son tus observaciones y conclusiones?

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Práctica 4

TÉCNICAS DE LABORATORIO Objetivo: Identificar cada una de las técnicas y operaciones de rutina que se hacen en el laboratorio para lograr desarrollar en el alumno algunas destrezas y habilidades en el trabajo del laboratorio. Material: Pipeta Bureta Matraz aforado Tubo de ensaye Vaso de precipitado Introducción: Es de suma importancia que los alumnos cuando trabajen en el laboratorio tengan en cuenta los riesgos que se tienen al trabajar en él; pero también es muy importante conocer el funcionamiento de los diversos materiales para tener al máximo y en lo posible un laboratorio seguro. De la misma forma cuando se trabaja en el laboratorio es requisito indispensable conocer las reglas de seguridad, para evitar accidentes. La química requiere de múltiples materiales que día con día se van actualizando y mejorando para proporcionar el mejor servicio y seguridad para realizar las diversas actividades experimentales, por este motivo es de gran importancia conocer la manera de trabajar con estos materiales y así adquirir las habilidades requeridas según el caso y lograr una correcta realización de nuestra actividad práctica. Por ser la química una ciencia experimental, quienes trabajamos en el laboratorio debemos conocer de manera práctica los cambios físicos y químicos de la materia y la energía, por ello es necesario conocer algunos aparatos y materiales del laboratorio, a fin de familiarizarse con su manejo, esto ayudara a efectuar experimentos desarrollando un espíritu de observación, lo que hará del estudio de la química un ejercicio ameno y agradable, ya que siempre será indispensable conocer ¿cómo se pesa una sustancia?¿cómo medir los líquidos? etc. Desarrollo experimental: Lectura de volúmenes en aparatos volumétricos La lectura del volumen de líquido en un aparato volumétrico se hace por la parte inferior del menisco, para evitar el error de paralelaje, error que se debe a una falsa lectura, para que eso no ocurra, el observador debe mirar en dirección perpendicular a la columna que contiene el líquido.

Técnica de uso de pipetas Las pipetas son instrumentos volumétricos para el traslado de algunos volúmenes, de modo preciso a determinadas temperatura. Existen dos tipos de pipetas: volumétricas y graduadas.

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Procedimientos Sumergir la pipeta limpia y seca en el líquido a ser medido y aplicar la succión en la parte superior de la misma, con la boca o con la vejiga o pera de succión, que es más utilizado cuando se pipetean sustancias ofensivas a la salud. Aspirar el líquido hasta un poco más arriba de la línea de transferencia y cerrar la extremidad superior de la pipeta con el dedo indicador. Aspirar el líquido hasta un poco más arriba del trazo de referencia. Disminuir levemente la presión del dedo, dejando escurrir el líquido ascendente hasta que la parte inferior de la marca de nivel coincida con la línea de referencia. Dejar el líquido escurrir libremente en el recipiente deseado. La última gota no debe ser soplada. Si la pipeta fuere volumétrica debemos colocar el dedo en la parte superior y la otra mano debe calentar la pera de succión de la misma, y de esta manera, la última gota es expulsada. Técnicas de uso de buretas Las buretas son frascos volumétricos usados para escurrir volúmenes variables de líquidos y empleados generalmente en titulaciones. Procedimientos Bajar la bureta que está fija en el soporte, para poder hacer la lectura correctamente. Con un embudo, colocar el líquido en la bureta hasta arriba del “cero”. Abrir la llave de paso y dejar escurrir una cantidad de líquido, suficiente para llenar la punta de la bureta. Acertar el cero de la bureta y abrir la llave de paso para retirar la cantidad de líquido deseado (en las titulaciones, entiéndase como el volumen gastado).

Importante La manipulación de la bureta será más eficiente si empleamos la mano izquierda para controlar la llave de paso e la mano derecha para girar el frasco receptor, como también, revolver la mezcla de la reacción con la vara de vidrio. Para retirar las burbujas que, por acaso, se vayan a formar junto a la llave de paso, debemos llenar la bureta hasta un determinado volumen y abrir la llave de paso, dejando la solución escurrir con fuerza. Cuando no haya más burbujas debemos cerrar la llave de paso y llenar nuevamente la bureta, hasta el cero. Nunca debemos devolver para su envase original la solución contenida en la bureta y no utilizada. Las buretas deben ser siempre lavadas después de uso, principalmente cuando se haya utilizado solución de NaOH, pues cuando son guardadas impregnadas con esta base, suelen soldar la llave de paso. Debemos nivelar siempre la bureta usando como referencia la parte inferior del menisco del líquido.

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Técnica de uso de matraces volumétricos Son aparatos volumétricos construidos para contener exactamente un determinado volumen de líquido a una determinada temperatura. La línea de aferición es un círculo fino marcado en torno del gollete. Son usados tanto en la preparación de soluciones de concentración conocidas, como también en la dilución de soluciones ya preparadas. Procedimientos Ajustar el menisco del líquido con la marca. Observar el matraz apoyado en una superficie horizontal. Efectuar la lectura perpendicularmente en relación al matraz, para evitar el error de paralelaje Importante El matraz volumétrico, aunque sea de pirex, nunca debe ser calentado. Técnica de calentamiento de tubos de ensayo Son tubos de vidrio fino, cerrados por uno de sus extremos e resistentes al fuego. Debe evitarse calentarlos en seco, es decir, sin algún líquido en su interior, porque eso provocará su ruptura. Procedimientos Colocar el líquido elegido en el tubo de ensayo. Secar el tubo por fuera para evitar que se quiebre y después sujetarlo con la pinza de madera. Colocar el tubo de ensayo sobre la llama (puede ser calentado directamente) con una inclinación de aproximadamente 45º, meneándolo suavemente, para evitar un súper calentamiento del líquido. Mantener la ebullición durante 2 minutos, retirar el tubo del calor y apagar la llama.

Importante: Durante el calentamiento el tubo debe ser volteado para la pared o en una dirección que no haya nadie para evitar accidentes pues puede suceder una proyección del líquido calentado.

Calentamiento de líquidos en el vaso de precipitado Es el vaso de vidrio utilizado para calentar y cristalizar sustancias. Procedimiento Colocar el volumen deseado de líquido en el vaso de precipitado. Colocar el vaso de precipitado sobre la rejilla de amianto, en el sistema preparado para el calentamiento, puesto que el mismo no puede ser calentado directamente sobre la llama. Dejar el líquido en ebullición por cerca de 2 minutos y después apagar la llama Limpieza del material de vidrio Para que los análisis no sufran interferencia por impurezas, suciedad o incluso reactivos diferentes, es importante que el material de vidrio en uso esté perfectamente limpio. A pesar de que el recipiente parezca estar aparentemente limpio, sus paredes podrían estar grasosas, haciendo con que el líquido que va a ser medido no escurra debidamente por las buretas o pipetas, provocando resultados dudosos. Es común la utilización de detergente, jabones líquidos o en polvo para el trabajo de limpieza, sin embargo, esos materiales pueden dejar residuos en el vidrio que podrían interferir, también, en los análisis. Resultados y Conclusiones: 1.- Por que es importante conocer el manejo de los matraces volumétricos. 2.-Describe la importancia de conocer las principales operaciones rutinarias del laboratorio. 3.-Menciona algunas sugerencias para tener un laboratorio seguro.

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Práctica 5 IDENTIFICACIÓN DE MEZCLAS HOMOGÉNEAS Y HETEROGÉNEAS

Objetivo: Identificar y clasificar una mezcla homogénea o heterogénea Material: Cuchara Vaso de precipitado Tubos de ensayo Gradilla Pipeta graduada Agitador de vidrio CaCO3 (carbonato de calcio) NaCl (cloruro de sodio) CH3CH2OH (etanol) Pequeños pedazos de granito Gasolina Agua Introducción: En química, una mezcla es una combinación de dos o más sustancias en tal forma que no ocurre una reacción química y cada sustancia mantiene su identidad y propiedades. Una mezcla puede ser usualmente separada a sus componentes originales por medios físicos: destilación, disolución, separación magnética, flotación, filtración, decantación o centrifugación. Si después de mezclar algunas sustancias, no podemos recuperarlas por medios físicos, entonces ha ocurrido una reacción química y las sustancias han perdido su identidad: han formado sustancias nuevas. Un ejemplo de una mezcla es arena con limaduras de hierro, que a simple vista es fácil ver que la arena y el hierro mantienen sus propiedades. Existen dos tipos de mezclas: mezclas homogéneas y mezclas heterogéneas. Consideramos mezcla homogénea (sistema monofásico, solución) cuando no visualizamos fases, y mezcla heterogénea (sistema polifásico) cuando podemos visualizarlas. Desarrollo experimental: Preparar las mezclas relacionadas en la Tabla 1. Enseguida, tapar, agitar y dejar en reposo por 5 minutos. Analizar cada mezcla, determinando el número de fases. Clasificar, completando la Tabla 1

SISTEMA COMPONENTES FASES CLASIFICACIÓN

1er tubo 3 ml. de agua + 1 ml. de alcohol

2o tubo 3 ml. de agua + 1/8 medida de NaCl

3er tubo 3 ml. de agua + 1 medida de NaCl

4o tubo 3 ml. de agua + 1/2 medida de CaCO3 5o tubo 3 ml. de agua + 1 ml. de gasolina 6o tubo 20 ml. de agua + 1 pedazo de granito

Resultados y conclusiones 1) ¿Qué es una mezcla? 2) Defina fase. 3) En este experimento, ¿qué es lo que usamos para observar y clasificar las mezclas en homogéneas y heterogéneas? 4) ¿Por qué hubo formación de precipitado en el tubo 4? 5) ¿Por qué el agua y la gasolina no se mezclan? En nuestro experimento, estamos usando apenas la observación visual para analizar esas mezclas, en el tubo 1 tenemos una mezcla homogénea (solución) el alcohol y el agua presentan naturaleza molecular semejante y siempre forman mezclas homogéneas; En el tubo 2 tenemos mezcla homogénea de una sola fase (solución); En el tubo 3 tenemos una solución; saturada de sal, el sistema es bifásico (una fase es la sal y la otra es la solución de agua + sal); En el tubo 4 la sal carbonato de calcio (CaCO3) es insoluble en agua y, después de sacudir el sistema habrá formación de precipitado. Hay formación de dos fases (una fase es el precipitado – CaCO3 y la otra es la solución agua + sal). En el tubo 5 tenemos una mezcla bifásica (el agua y la gasolina presentan naturaleza molecular diferente y siempre forman mezclas heterogéneas), por lo tanto, mezcla heterogénea. En el vaso de precipitado tenemos el granito, sistema trifásico constituido por cuarzo (parte blanca), feldespato (parte negra) y mica (parte clara y brillante), y el agua. Esta mezcla presenta cuatro fases por lo tanto es heterogénea.

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Práctica 6 SEPARACIÓN DE UNA MEZCLA HETEROGÉNEA

Objetivo: Al finalizar la práctica, el alumno aplicará las propiedades de las sustancias presentes en una mezcla para lograr la separación física. Material: Soporte universal . Nuez Tela de asbesto. Anillo de fierro 2 Vasos de precipitados 100 ml. Embudo Limaduras de hierro. Sal Mechero de gas propano con cartucho Espátula Matraz Erlenmeyer 125 ml. Varilla agitadora. Imán Papel filtro Azufre Introducción: Las mezclas heterogéneas son mezclas compuestas de sustancias visiblemente diferentes, o de fases diferentes y presentan un aspecto no uniforme. Un ejemplo es agua (liquido) y arena (sólido). Las partes de una mezcla heterogénea pueden ser separadas por filtración, decantación y por separación magnética. Sus sustancias puras se combinan, conservando cada una sus propiedades particulares, de tal manera que podemos distinguir las sustancias que la componen. En las mezclas heterogéneas podemos distinguir cuatro tipos de mezclas: Coloides: son aquellas formadas por dos fases sin la posibilidad de mezclarse los componentes (Fase Sol y Gel). Entre los coloides encontramos la mayonesa, gelatina, humo del tabaco y el detergente disuelto en agua. Sol: Estado diluido de la mezcla, pero no llega a ser líquido, tal es el caso de las cremas, espumas, etc. Gel: Estado con mayor cohesión que la fase Sol, pero esta mezcla no alcanza a ser un estado sólido como por ejemplo la jalea. Suspensiones: Mezclas heterogéneas formadas por un sólido que se dispersan en un medio líquido. Son una clase de materia que contiene dos o más sustancias en cantidades variables Desarrollo experimental: En un vaso de precipitado poner 2 cucharadas de cada material (limaduras de fierro, azufre, y sal) y agitar. Tomar dos cucharadas de la mezcla anterior y se colocar sobre una hoja de papel. Pasar un imán repetidamente por la mezcla. Una vez extraído el hierro, coloca la muestra en un vaso de precipitado, adiciona 50 ml. de agua y agitar hasta disolver la sal. Filtrar la mezcla. Evaporar la disolución obtenida en el paso 5. Resultados y conclusiones 1.- ¿Qué métodos de separación utilizaste? 2.- ¿Cuáles fueron las propiedades de la materia que utilizaste?

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Práctica 7 ¿CAMBIO FÍSICO O QUÍMICO?

Objetivo: Diferenciar los cambios físicos de los químicos que suceden en la materia realizando dichos cambios de una manera experimental, logrando así entender mejor los conceptos de fenómeno y cambio físico o químico. Material: Pinzas Sensor de temperatura Soporte universal o tripíe de hierro Tres vasos de precipitado de 100 ml. Tubos de ensayo Parrilla Imán . Vidrio de reloj Agitador de vidrio. Tela de asbesto Agua del grifo Agua destilada Hielo Acido Clorhídrico diluido al 10% Nitrato de plata en solución al 5% Azúcar común Sensor de temperatura Interfase. Computadora Introducción: A cualquier cambio que sufra la materia, normal o provocado, se le llama fenómeno, la materia puede sufrir varias clases de cambios; físicos, biológicos, nucleares y químicos. En este experimento solo trataremos de dar explicación a los cambios físicos y químicos. Cambio o fenómeno físico es aquel que no altera la composición o la naturaleza íntima de la materia, es decir, la composición química no cambia. Por ejemplo: al calentar una bebida alcohólica preparada se efectúan los siguientes cambios de estado, que son fenómenos físicos; ebullición, evaporación y condensación, al separarse el alcohol, el agua y quedar en el matraz los restos de dicha disolución en forma sólida. Otra clase de cambio o fenómeno que sufre la materia es el cambio químico, durante el cual las sustancias o materias pierden las propiedades originales que la identificaban y se producen nuevas sustancias con nuevas propiedades, por lo tanto en un cambio químico hay cambio de la composición. Por ejemplo; la combustión de gasolina, fermentación de los alimentos, la oxidación del azufre, la digestión etc. Desarrollo experimental ¿Puedes antes de realizar este experimento diferenciar un fenómeno químico de uno físico? Experimento de Fusión: Realiza los procedimientos de Inicio, y conexión de la interfase con la computadora (Software Excel)”, Inicia el Programa Excel para la adquisición de datos con el sensor de Temperatura. Determina el intervalo de tiempo para las mediciones indiferentes de tiempo (0.2 a 0.5 segundos) por determinación. Coloca un trozo de hielo dentro del vaso de precipitado y con el termómetro toma la temperatura y anótala. Coloca el vaso de precipitado que contiene el hielo en una tela de asbesto la cual está colocada en un soporte universal. Enciende el mechero y cuando el hielo se haya derretido, se anota la temperatura del agua en estado líquido. Experimento de Ebullición: Continúa calentando hasta que el agua hierva, toma la temperatura y anota: ¿Es la misma temperatura que en estado sólido? Experimento de Evaporación: Continúa calentando y el agua seguirá hirviendo; toma la temperatura y anota ¿Es la misma temperatura del agua que cuando empezó a hervir? ¿Por qué?

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Experimento de Condensación: Tapa el vaso de precipitado que contiene agua hirviendo con un vidrio de reloj, al cabo de unos minutos apaga el mechero toma el vidrio de reloj y se observa por el lado que tapaba el vaso ¿Qué sucede? El Efecto Magnético: Mezclar en una hoja de papel 5 gramos de azúcar de mesa (sacarosa) con 5 gramos de limaduras de hierro (las cantidades pueden ser aproximadas) dividir la mezcla en dos partes. Coloca una porción de la mezcla preparada en un vidrio de reloj, acercarle un imán por la parte de abajo y observa los resultados. ¿Qué sucede? La Disolución: Coloca en un vaso de precipitados de 100 ml el resto de la mezcla del experimento anterior y agrégale 50 ml de agua destilada y agita con una varilla de vidrio, filtra la solución con la ayuda de un papel filtro común. Ya separada la mezcla, coloca el material que está en el papel filtro en un vidrio de reloj limpio y seco, enseguida procede a acercarle a la mezcla un imán y observa. Del líquido filtrado procede a calentar la mitad hasta ebullición con la ayuda de un mechero, deja enfriar y observa lo que sucede. Experimento de una reacción química: Coloca en un tubo de ensayo 5 ml de una solución de AgNO3 y observa su apariencia física como el color, su estado físico, etc. Agregue 2 ml de HCI al tubo que contiene AgNO3 y observe lo que sucede. ¿Son las sustancias iniciales las mismas? ¿Se formaron sustancias nuevas? Resultados y conclusiones: 1. ¿Es la fusión un cambio físico? 2. ¿En qué consiste el fenómeno del efecto magnético? 3. ¿Qué observaste al evaporarse el agua en ambos experimentos en el hielo y en azúcar? 4. ¿La transformación de sólido a líquido es un cambio físico o químico? 5. ¿La transformación del vapor de agua en líquido, es un cambio físico o químico? ¿Por qué? 6. ¿Qué se formó en el experimento con el nitrato de plata? 7. ¿La reacción HCI + AgNO3 es un cambio químico o físico? 8. ¿Cuál es la ecuación del experimento del nitrato de plata y ácido clorhídrico? 9. Da una lista de 10 fenómenos químicos y 10 fenómenos físicos de la vida diaria

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Práctica 8 ANÁLISIS E IDENTIFICACIÓN DE FENÓMENOS FÍSICOS Y QUÍMICOS

Objetivo: Realizar, identificar y analizar algunos fenómenos Material: Vaso de precipitados Pipeta graduada de 5 ml Fuente de Poder Variable Par de cables de conexión caimán - banana Hornillo Pinza Agitador de vidrio Vidrio reloj Matraz Erlenmeyer Papel filtro Embudo Pipeta graduada (5 ml.) Espátula Rejilla de amianto Piseta (frasco lavador) Yodo Grafito (2 Lápices) Micro-pipeta Fenoftaleína Hidróxido de Calcio Agua Virutilla de acero Envase de refresco limpio y sin fondo Introducción: Se denomina fenómeno físico a cualquier suceso natural observable y posible de ser medido con algún aparato o instrumento, donde las sustancias que intervienen en general no cambian, y si cambian, el cambio se produce a nivel subatómico en el núcleo de los átomos intervinientes (reacciones nucleares). No se transforma la materia; es observable a simple vista; se mantiene la misma porción de materia; no se manifiesta energía; es reversible y cambia a nivel subatómico. Los fenómenos químicos son sucesos observables y posibles de ser medidos en los cuales las sustancias intervinientes 'cambian' al combinarse entre sí. A nivel subatómico las reacciones químicas implican una interacción que se produce a nivel de los electrones de los átomos de las sustancias intervinientes. No conservan la sustancia original, se transforma su materia, manifiesta energía, no se observa a simple vista son irreversibles y no se observa con la misma porción de materia. Algunos ejemplos de estos fenómenos son la digestión, la respiración, la oxidación, combustión, etc. [BH] Distinguimos los fenómenos físicos de los fenómenos químicos, que son también sucesos observables y posibles de ser medidos, pero en los cuales las sustancias intervinientes 'cambian' al combinarse entre sí. A nivel subatómico las reacciones químicas implican una interacción que se produce a nivel de los electrones de los átomos (no a nivel de los núcleos atómicos). Desarrollo experimental: Oxidación de hierro: Colocar un pedazo de virutilla de acero en un vidrio reloj e agregar 20 gotas de agua (con ayuda de la pipeta) Dejar en reposo sobre el LDM por algunas horas, observar y anotar lo que pasó. Sublimación del yodo: Colocar una pequeña cantidad de cristales de yodo en un vaso de precipitados y tapar con un vidrio reloj (figura 1). Colocar algunas gotas de agua sobre el vidrio reloj y calentar sobre la rejilla de amianto durante 10 seg. Dejar enfriar por 5 min., sujetar el vidrio reloj con la pinza y observar los cristales de yodo que se formaron.

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Observar, analizar y clasificar el fenómeno acontecido. Conductibilidad eléctrica: Encienda la unidad de poder de voltaje variable y conecte los cables de conexión por su extremo de conexión tipo banana, conectándolos a la fuente para corriente directa, ajuste el voltaje a 2 Voltios, sea cuidadoso de no mantener los caimanes unidos directamente. Con las puntas tipo caimán sujete cada extremo de un trozo de grafito de 6 m. De longitud de un lápiz común, no toque directamente el grafito ya que es parte descubierta del circuito que se ha formado. Tomar el bastón de grafito y verificar si aún puede ser utilizado para escribir. Explicar este hecho. Observar, analizar y clasificar el fenómeno ocurrido. Color y soplido: Colocar 25 ml. de agua en un vaso de precipitados y agregar una cuchara de Ca(OH)2. y agitar. Colocar el embudo en la boca del matraz Erlenmeyer y filtrar la solución preparada en el vaso de precipitado. Agregar 2 gotas de fenolftaleína al filtrado y agitar. Introducir en el erlenmeyer una bombilla de bebida gasificada. Observar, analizar y clasificar el fenómeno ocurrido. Resultados y conclusiones: 1) ¿Qué tipo de fenómeno ocurrió en la Parte I? 2) ¿Cuál es el estado físico del yodo? 3) ¿Qué es sublimación? 4) ¿Qué es lo que causa la cristalización del yodo? 5) ¿Por qué sucede el fenómeno de conducción de la electricidad en el grafito? 6) En la Parte IV, ¿por qué la solución se queda rosada cuando se agrega fenolftaleína? 7) ¿Qué gas es introducido en el sistema cuando soplamos? 8) ¿Qué es lo que pasa cuando este gas entra en contacto con el agua? 9) Escriba las ecuaciones de las reacciones que ocurrieron en la Parte IV del experimento. Los diferentes tipos de materia no pueden ser destruidos, sin embargo, pasan por transformaciones, que pueden alterar la naturaleza de la materia (fenómenos químicos) o no causar alteraciones (fenómenos físicos). PARTE I Sucedió un fenómeno químico. La virutilla de acero en contacto con el oxígeno del aire y la humedad sufrió oxidación provocando la herrumbre (principal componente Fe2O2) PARTE II Sucedió la sublimación del yodo, cambio de estado físico, directamente del estado sólido para el gaseoso. En la cara externa del vidrio reloj se produjo la cristalización del yodo causada por la baja temperatura. Durante la realización de este experimento evite respirar los vapores de yodo. El yodo mancha mucho la piel y la bata. Para retirar las manchas, lave la solución a 10% de tiosulfato de sodio Para la eliminación del yodo del vaso de precipitados, vierta un poco de cloroformo (benceno u otro solvente) dentro de él, agite y despeje el líquido en otro vaso de precipitados. Repita este procedimiento varias veces para disminuir el consumo del solvente. Haga esto con las ventanas abiertas y lejos del hornillo, pues los solventes son tóxicos e inflamables. PARTE III El grafito (variedad alotrópica del carbono) puede ser utilizado normalmente después de la experiencia, ya que no hubo alteración en su estructura química. El grafito C(n) posee una estructura que presenta una nube de electrones sobre los átomos de carbono que pueden moverse libremente, teniendo, por lo tanto, facilidad en la conducción de la electricidad y del calor.

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PARTE IV La solución presenta color rosado debido al carácter básico (presencia del hidróxido de calcio). Cuando soplamos, estamos liberando CO2 (gas carbónico), que al contacto con el agua forma H2CO3 (ácido carbónico), que va neutralizando el sistema. Si continuamos soplando, después de algunos minutos el sistema se torna levemente ácido, quedando incoloro. El ácido carbónico formado reacciona con el hidróxido de calcio produciendo CaCO2 (carbonato de calcio), insoluble al agua, pero que se disuelve, cuando en suspensión en el agua por la pasada de una corriente de CO2’ debido a la formación de Ca (HCO3)2 (bicarbonato de calcio), el cual es soluble. Entre el hidróxido de calcio e el ácido carbónico, se produce una reacción de neutralización. CO2 + H2O H2CO3 Ca(OH)2 + H2CO3 CaCO3 + H2O (Insoluble) CaCO3 + H2CO3 Ca(HCO3)2 (soluble)

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Práctica 9 MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE SUSTANCIAS

“PURIFICACIÓN DEL AGUA” Objetivo: Purificar una muestra de agua sucia para producir agua limpia como sea posible, utilizando los métodos de separación de sustancias más comunes y con ello reconocer la gran importancia que representa conocer estos métodos de separación y contar siempre con agua limpia. Material: Vasos de precipitado de100 ml (3) . Mechero Soporte universal. . Papel filtro común. Papel filtro fino Embudo tallo largo. Aro metálico. Agitador Sulfato de aluminio y potasio Vainilla (solución comercial) Carbón activado Solución al 2% de azul de metileno Introducción: El agua es una de los recursos más importantes de nuestro planeta por ello también es de gran importancia su tratamiento para poder utilizarla, por ejemplo es de interés que conozcas que se necesitan 120 litros de agua para producir una lata de 1 .3 litros de jugo, dentro del agua existe una gran cantidad de sustancias que podemos separar por métodos sencillos de separación para poder tener este recurso a nuestro alcance, por ejemplo: Filtración, destilación, adsorción, sedimentación, coagulación, extracción, cristalización y cromatografía. A continuación una breve descripción de estos métodos: Decantación: Método utilizado para la separación de un sólido de grano grueso e insoluble, de un líquido por la separación de 2 líquidos no miscibles de diferente densidad. Filtración: Separación de un líquido utilizado un medio poroso llamado filtro. Centrifugación: Método utilizado para separar un sólido de un líquido mediante un aparato llamado centrifuga, por el cual un movimiento de translación acelerado aumenta la fuerza gravitacional provocando un sedimento del sólido o partículas de mayor densidad. Destilación: Método que permite separar mezclas de líquidos miscibles aprovechando sus diferentes puntos de ebullición. Cristalización: consiste en separar un sólido que está disuelto en una solución, finalmente el sólido queda como cristal. Sublimación: Cuando una sustancia pasa del estado sólido al gaseoso por incremento de temperatura, sin pasar por él liquido. Evaporación: Es la operación por la cual se separa un sólido disuelto en un líquido por incremento de temperatura hasta que él líquido hierve, el sólido queda en el recipiente y él líquido se evapora. Cromatografía: Este método consiste en separar mezclas de gases o líquidos por el paso de estos por un medio poroso y adecuarlo con la ayuda de solventes. Adsorción: Es la capacidad que tienen algunas sustancias de retener sobre la superficie algunas partículas que dan olor, sabor, color o una apariencia turbia. Desarrollo experimental: Colocar en un vaso de precipitados agua, tierra, 2 gotas de azul de metileno y vainilla Mide con ayuda de una probeta graduada aproximadamente 80 ml del agua que preparaste y trasfiérelo a un vaso de precipitado ¿Cómo podrías lograr limpiar el agua de una manera natural donde no intervinieran sustancias químicas? Examina sus propiedades olor, color, temperatura, presencia de sólidos y anota tus observaciones. Agrega 3 gramos de sulfato de aluminio y potasio, agita y deja que la muestra se sedimente. Coloca el material de la forma adecuada para filtrar (pide ayuda a tu profesor) coloca el papel filtro común en el embudo. Procede a verter la muestra con un agitador en el embudo recogiendo el filtrado en otro vaso de precipitado. Observa lo que sucede ¿quedó limpio? ¿Tiene olor? ¿Tiene color? Agrega 3g de carbón activado a tu filtrado y agita y procede a calentar suavemente con la ayuda de un mechero durante 5 min. Procede a filtrar nuevamente tu muestra con la ayuda de un papel filtro fino, observa lo que sucede ¿tu muestra tiene olor, color, sabor? ¿Está limpia?

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Resultados y conclusiones: AGUA ANTES DEL TRATAMIENTO AGUA DESPUÉS DEL TRATAMIENTO OLOR: ______________________ ________________________ COLOR: ______________________ ________________________ SABOR: ______________________ ________________________ PARTICULAS: ______________________ ________________________ TRANSPARENCIA: ______________________ ________________________ POLVOS: ______________________ ________________________ 1. ¿En qué industrias se emplean los métodos de separación antes mencionados? 2. ¿De qué depende la velocidad de filtración de la sustancia? 3. ¿Qué entiendes por destilación simple? 4. ¿Qué entiendes por destilación fraccionada? 5. ¿Qué sustancias conoces que sean adsorbentes? 6. ¿Cuáles son tus observaciones y conclusiones de este trabajo práctico?

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Práctica 10 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA

Objetivo: En este experimento explorarás lo que pasa con la masa total del sistema cuando un comprimido se disuelve por completo en agua. Material: Alka Seltzer Agua de Grifo Globos pequeños Frascos pequeños o goteros Balanza digital Cubos de hielo. Introducción: Los dos conceptos masa y volumen, nos informan cuantitativamente de cuanto tenemos de algo. Podríamos decir que «tenemos 10cm3 de aluminio»o que«tenemos 27g. de aluminio», puesto que ambas frases nos informan cuanto aluminio hay. Pero masa y volumen no son la misma cosa. Sus definiciones operacionales son completamente diferentes. La definición de masa implica el uso de una balanza para comparar el objeto medido con objetos estándares. La definición de volumen implica meter cubos unitarios en el objeto medido. La masa de un objeto nos dice cuán pesado es el objeto; el volumen nos dice cuanto espacio ocupa. Como lo hemos visto, la masa se conserva en un sistema cerrado pero el volumen a veces no. Lo que acabamos de hacer es reemplazar un concepto, la cantidad de materia, por dos conceptos diferentes que se definen con precisión: masa y volumen. El concepto de cantidad de materia es demasiado impreciso para ser útil en le ciencia. Debemos siempre especificar de qué estamos hablando, de su masa o su volumen. La frase «tenemos la misma cantidad de agua y de mercurio», no tiene sentido. Podríamos tener el mismo volumen de agua y de mercurio, pero entonces el mercurio sería más pesado. Podríamos tener la misma masa de agua y de mercurio, pero entonces el agua llenaría un recipiente más grande que el mercurio. Desarrollo experimental: Antes de empezar (ideas previas) Considere un experimento en el que se disuelve un comprimido efervescente (por ejemplo, un Alka Seltzer) en agua. Supongamos que inmediatamente después de haber puesto el comprimido en el agua, se cubre el recipiente con un globo que sirve de tapa hermética. El comprimido se disuelve y el globo se infla. Considera el sistema formado por todo lo que se encuentra en el interior del recipiente y del globo. Cuando el comprimido se disuelve, qué pasa con el volumen del sistema: ¿Aumenta, disminuye o se mantiene igual? Explica tu razonamiento. Cuando el comprimido se disuelve, qué pasa con la masa del sistema: ¿Aumenta, disminuye o se mantiene igual? Explica tu razonamiento. Cuando el comprimido se disuelve, que pasa con el volumen del sistema: ¿Aumenta, disminuye o se mantiene igual? Explica tu razonamiento. Cuando el comprimido se disuelve, que pasa con la masa del sistema: ¿Aumenta, disminuye o se mantiene igual? Explica tu razonamiento. ¡ATENCIÓN! Protege tus ojos en este experimento. Toma un recipiente con tapón hermético y un comprimido efervescente. Llena el recipiente con agua a un tercio de su capacidad pero no metas aún el comprimido pon el recipiente, tapón y comprimido en la balanza y mide la masa total del sistema. Atención: Dependiendo del recipiente y del tapón quizás debas usar solo una fracción del comprimido para evitar una explosión. La siguiente etapa debe ser efectuada rápida y correctamente. Pon el comprimido en el recipiente y ciérralo inmediatamente con el tapón. Hay que asegurarse que el recipiente está herméticamente cerrado. Espera que el comprimido se disuelva por completo. Coloca entonces el sistema en la balanza y mida otra vez su masa. ¿Qué puedes concluir sobre el cambio de masa total cuando se disuelve el comprimido? Explica tu razonamiento. Ahora abre con cuidado el recipiente. ¿Qué le indica el sonido que escucha cuando quita el tapón? Cuando ya no se escuche nada, mida otra vez la masa del sistema. Experimento con hielo: Se coloca un trozo de hielo dentro del frasco pequeño del experimento anterior y lo pesamos de manera inmediata, esperamos que se transforme a liquido Se vuelve a pesar con poca exactitud

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3.-¿Qué sucede se conserva el peso, la masa, el volumen? Resultados y conclusiones: 1) ¿Qué puedes concluir sobre el cambio de masa total cuando se abre el recipiente? 2) Con base en este experimento, ¿puede concluir que los gases tienen masa? Si es así ¿cómo determinarla? 3) Escribe tu propia formulación de la Ley de Conservación de la Masa, sin utilizar el verbo conservar 4) ¿Qué concluyes con este experimento?

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Práctica 11

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN Objetivo: Al finalizar la práctica, el alumno aplicará la ley de la conservación de la materia Material: Balanza. Embudo 2 Tubos de ensayo. Gradilla. 2 pipetas graduadas. Pinzas para tubo de ensayo. Disolución de KI (0.1M) Disolución de Pb(NO3)2 Introducción: La ley de conservación de la masa o ley de conservación de la materia es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Fue elaborada por Lavoisier y otros científicos que le sucedieron. Establece un punto muy importante: “En toda reacción química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos”. La combustión, uno de los grandes problemas de la química del siglo XVIII, despertó el interés de Lavoisier porque éste trabajaba en un ensayo sobre la mejora de las técnicas del alumbrado público de París. Comprobó que al calentar metales como el estaño y el plomo en recipientes cerrados con una cantidad limitada de aire, estos se recubrían con una capa de calcinado hasta un momento determinado en que ésta no avanzaba más. Si se pesaba el conjunto (metal, calcinado, aire, etc.) después del calentamiento, el resultado era igual al peso antes de comenzar el proceso. Si el metal había ganado peso al calcinarse, era evidente que algo del recipiente debía haber perdido la misma cantidad de masa. Ese algo era el aire. Por tanto, Lavoisier demostró que la calcinación de un metal no era el resultado de la pérdida del misterioso flogisto, sino la ganancia de algo muy material: una parte de aire. La experiencia anterior y otras más realizadas por Lavoisier pusieron de manifiesto que si se tiene en cuenta todas las sustancias que forman parte en una reacción química y todos los productos formados, nunca varía la masa Desarrollo experimental: Poner los dos tubos de ensayo vacíos dentro del vaso de precipitado y pesar (anotar el peso) Poner 10 ml. de una de las disolución de Ioduro de potasio en un tubo de ensayo y 10 ml. de la disolución de Nitrato de Plomo en el otro tubo de ensayo. Introducir ambos tubos de ensayo en el vaso de precipitado y pesar el conjunto. (anotar el peso, y etiqueta los tubos para su fácil identificación). Verter, con cuidado, el contenido de uno de los tubos en el interior del otro tubo, introducir los dos tubos de ensayo en el vaso de precipitado y pesar. (anotar el peso) Calentar con cuidado el tubo de ensayo que contiene la mezcla de las disoluciones hasta que se disuelva totalmente el precipitado formado. Una vez disuelto, dejar enfriar el tubo y ponerlo después debajo del chorro de agua fría (cuidando que no entre agua dentro). El sólido amarillo cristalino que aparece en suspensión se llama metafóricamente "lluvia de oro". Resultados y conclusiones: Fórmula y ajusta la reacción. ¿Qué producto de los formados en la reacción es el que precipita? ¿Qué cantidad de KI ha reaccionado? Nº moles: ________ Nº g:________ ¿Qué cantidad de PbI2 se obtiene? Nº moles:__________Nº g:________

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Práctica 12 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA

Objetivo: Observar la naturaleza eléctrica de la Materia Materiales: Bastón de vidrio Pedazos de lana Cordel Introducción: La carga eléctrica es una propiedad intrínseca de algunas partículas sub-atómicas que se manifiesta mediante atracciones y repulsiones que determinan las interacciones electromagnéticas entre ellas. La materia cargada eléctricamente es influida por los campos electromagnéticos siendo, a su vez, generadora de ellos. La interacción entre carga y campo eléctrico es la fuente de una de las cuatro fuerzas fundamentales, la fuerza electromagnética. La carga eléctrica es de naturaleza discreta, fenómeno demostrado experimentalmente por Robert Millikan. Por definición, los electrones tienen carga -1, también notada -e. Los protones tienen la carga opuesta, +1 o +e. Los quarks tienen carga fraccionaria −1/3 o +2/3, aunque no se han observado aislados en la naturaleza. En el Sistema Internacional de Unidades la unidad de carga eléctrica se denomina culombio (símbolo C). Se define como la cantidad de carga que pasa por una sección en 1 segundo cuando la corriente eléctrica es de 1 amperio, y se corresponde con la carga de 6,25 × 1018 electrones aproximadamente. Desarrollo experimental: Friccionar un bastón de vidrio con un pedazo de lana, colgándolo con ayuda de un cordel. Aproximar el pedazo de lana al bastón y anotar lo que ocurre (Figura 1) Friccionar otro bastón de vidrio en otro pedazo de lana, aproximarlo del bastón colgado (Figura 2) y anotar lo que ocurre. Figura 1 Figura 2 Resultados experimentales: 1. Explicar lo que pasó. 2. ¿Cómo usted puede concluir que la materia posee naturaleza eléctrica? En el punto 1 notamos que el bastón de vidrio y la lana se atraen y, en el punto 3, el bastón de vidrio colgado irá a repeler el otro. Esto demuestra la presencia de fenómenos eléctricos. Cuando friccionamos los dos materiales, el bastón de vidrio pasa a ser portador de carga eléctrica negativa (en ambos casos por convención) (Figura 3)

El roce electriza la lana negativamente y el vidrio positivamente. Figura 3

La lana (cargada negativamente) es atraída por el bastón de vidrio (cargado positivamente). Sin embargo, los dos bastones de vidrio electrificados, con cargas de la misma polaridad, se repelen. Podemos concluir que las cargas eléctricas de signos diferentes se atraen y del mismo signo se repelen.

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Práctica 13

MONTAJE DE FÓRMULAS Objetivo: Elaborar las fórmulas de compuestos inorgánicos (ácidos, sales y óxidos) Material: Cationes y aniones del simulador de ecuaciones Introducción: Cuando la química era una ciencia joven y el número de compuestos que se conocían era pequeño, era posible memorizar todos los nombres. Muchos nombres se derivaban de su aspecto físico, de sus propiedades, de su origen o de sus aplicaciones. Por ejemplo leche de Magnesia, gas hilarante, piedra caliza, sosa cáustica, lejía, sosa para lavar y polvo de hornear. En la actualidad el número de compuestos conocidos, sobrepasa los 13 millones. Afortunadamente no es necesario memorizar los nombres. A lo largo de los años, los químicos han diseñado un sistema adecuado para nombrar las sustancias químicas. Las reglas propuestas son aceptadas mundialmente, lo que facilita la comunicación entre los químicos y proporciona una forma útil para trabajar con la abrumadora variedad de sustancias. El aprendizaje de estas reglas en este momento proporciona un beneficio casi inmediato y según de avanza en el estudio de la Química. Para iniciar el estudio de la química, la denominación de los compuestos químicos es necesario, primero distinguir entre compuesto inorgánicos de los orgánicos. Los compuestos orgánicos contienen carbono, comúnmente combinado con elementos como el hidrógeno, oxigeno, nitrógeno y azufre. El resto de los compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos. Por conveniencia, algunos compuestos que contiene carbono, como : monóxido de carbono, dióxido de carbono, disulfuro de carbono, compuesto que contiene el grupo cianuro, así como los grupos carbonatos y bicarbonatos se consideran como compuestos inorgánicos. Desarrollo experimental Con el auxilio de la Tabla 1, montar la fórmula de los compuestos presentados en la Tabla indicando a qué función pertenecen.

Tabla 1

Función Catión Anión ácidos H+ Cualquiera, excepto OH+ y O-2 bases Cualquiera, excepto H+ OH- sales Cualquiera, excepto H+ Cualquiera, excepto OH- óxidos iónicos Cualquier mono-elementar,

excepto H+ O-2

Preguntas llene la Tabla 2.

Tabla 2 Nombre Fórmula Función

Ácido fosfórico Sulfato de cobre II Óxido de sodio Fosfito de hierro II Carbonato de amonio Nitrato de amonio Fosfito cúprico Cloruro cúprico Óxido ferroso Ácido carbónico Sulfato de amonio Hidróxido de amonio Óxido cuproso Sulfato férrico Ácido nítrico Óxido cúprico

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Sulfato de aluminio

Ácido clorhídrico Sulfato de calcio Fosfato de calcio Hidróxido ferroso Óxido férrico Ácido fosfórico Carbonato de sodio Hidróxido cuproso Fosfito de hierro II Óxido de aluminio Fosfito de sodio

De las sustancias arriba estudiadas, los ácidos son covalentes (o moleculares) y, consecuentemente, no forman compuestos por iones. La ionización sólo ocurre cuando el ácido es agregado al agua. Para llegar a la fórmula de los compuestos, se puede usar la regla general (posición de los iones y atomicidad) El uso del simulador ayuda al alumno a comprender la necesidad de esos conceptos. Se pueden denominar estos conceptos utilizando el simulador siguiendo las reglas indicadas a continuación. A) Ácidos: cambiar la terminación de los aniones de acuerdo con la Tabla A:

Anión ácido

ETO IDRICO ATO ICO ITO OSO

Tabla A

Ejemplos Anión Ácido HI YodETO Ácido iodIRICO

HNO3 nitrATO Ácido nítrICO HNO2 nitrOSO Ácido nitrOSO

B) Bases: hidróxido de ___________________________ nombre del catión Ejemplo; Ca(OH)2 => Hidróxido de calcio C) Sales: ______________________ de _______________________ nombre del anión nombre del catión Ejemplo: Na2SO4 => sulfato de sodio D) Óxidos: Óxido de _________________________ nombre del catión Ejemplo: CaO => óxido de calcio. El simulador también puede ser usado para enseñar al alumno a montar ecuaciones. Nota: El modelo del simulador de ecuaciones consta en el anexo del manual. Resultados y conclusiones: 1.- ¿Que concluyes de esta experiencia? 2.¿Cual es el componente principal de los ácidos?

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Práctica 14 DETERMINACIÓN DE ACIDEZ EN VINAGRE

Objetivo: Al finalizar la práctica, el alumno realizará cálculos estequiométricos de acuerdo a las leyes pondérales y masas molares de los compuestos para la determinación del porcentaje en masa Material: 1 Pinza para bureta 1 Bureta (10 ml) 1 Soporte universal 1 Abrazadera 1 Vaso de precipitado 1 Embudo 1 Piseta 1 Probeta Matraz erlenmeyer Pipeta graduada Fenoftaleína Vinagre Solución de NaOH 0.1 M Introducción: La concentración es la magnitud química que expresa la cantidad de un elemento o un compuesto por unidad de volumen. En el SI se emplean las unidades mol·m-3. Cada sustancia tiene una solubilidad que es la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una disolución, y depende de condiciones como la temperatura, presión, y otras substancias disueltas o en suspensión. En química, para expresar cuantitativamente la proporción entre un soluto y el disolvente en una disolución se emplean distintas unidades: molaridad, normalidad, molalidad, formalidad, porcentaje en peso, porcentaje en volumen, fracción molar, partes por millón, partes por billón, partes por trillón, etc. También se puede expresar cualitativamente empleando términos como diluido, para bajas concentraciones, o concentrado, para altas. Desarrollo experimental Montar un sistema para hacer una titulación (Figura 1). Pipetear 1 ml. de vinagre en una matraz erlenmeyer de 125 ml. Agregar 15 ml. de agua (medidos en una probeta) y 3 gotas de fenolftaleína. Agitar la mezcla. Llenar la bureta con 10 ml. de solución de NaOH 0,1 M. Añadir gota tras gota la solución de la bureta a el matraz, moviéndola constantemente (Figura 1), cerrar la llave de la bureta tan pronto suceda el vire del indicador. Anotar en la Tabla 1 el volumen de NaOH gastado en la titulación. Realizar esas operaciones tres veces y anotar en la Tabla 1, la cantidad de volumen de solución de NaOH que se gastó en cada titulación.

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Figura 1: Sistema para efectuar una titulación.

Tabla 1: Resultados de la titulación

Valoración Volumen de NaOH gastado (ml) 1º 2º 3º Promedio de los volúmenes

Resultados y conclusiones: 1) ¿Cuál es la función de la fenolftaleína en la titulación del vinagre? 2) Calcular el promedio de los volúmenes obtenidos en la valoración.

Vm= V1+ V2+ V3 3

3) Calcular el número de moles de NaOH para el volumen consumido en la valoración, aplicando el concepto de molaridad, asociado al sistema de regla de tres. 4) Determinar el porcentaje de ácido acético en el vinagre. 5) Citar aplicaciones del ácido acético. El vinagre, muy utilizado en la preparación de carnes y ensaladas, es una solución resultante de la fermentación de algunas bebidas alcohólicas, particularmente del vino. En la fermentación del vino, el alcohol etílico (etanol – CH3CH2CH) es transformado por la acción de microorganismos de la especie Mycoderma aceti, en una mezcla de ácidos carboxílicos, con aproximadamente 4 a 5% de ácido acético y recibe el nombre de vinagre. El Mycoderma aceti actúa como catalizador, pues sin su intervención el oxígeno molecular no transforma el alcohol en ácido acético a no ser en cantidades prácticamente nulas. El tenor de ácido acético en el vinagre puede ser determinado a través de la titulación con una solución patrón de NaOH 0,1 M (*fc = 0,970), usando a fenolftaleína como indicador. Durante el proceso reaccionan el ácido acético (CH3COOH) y el hidróxido de sodio (NaOH), produciendo acetato de sodio (CH3COO Na) y agua. CH3COOH (aq) + NaOH(aq) CH3COONa(aq) + H2O Si se considera que toda la acidez del vinagre se debe apenas al ácido acético, puede calcularse la concentración de ácido acético en el vinagre de la forma indicada a seguir. 1) Cantidad de materia de CH3COOH por litro (moles/l) CH3COOH (aq) + NaOH(aq) CH3COONa(aq) + H2O 0,1 mol de NaOH x 0,970 ___ 1000 ml de solución X mols ___ (promedio de los volúmenes gastados en la valoración) X = ___ moles de NaOH 2) Cantidad de materia de ácido que reacciona con X moles de NaOH: 1 mol de CH3COOH ___ 1 mol de NaOH Y moles___ X moles de NaOH (ítem 1) Y = ___ moles de CH3COOH 3) Concentración de la muestra en cantidad de materia de CH3COOH por litro de solución (por litro de vinagre): Y moles de CH3COOH (ítem 2)___ 1 ml. de vinagre (cantidad de muestra valorada) Z ___ 1000 ml. de vinagre Z = ___ moles/l Z = Y*1000 1 4) Gramos de CH3COOH por litro de solución (gr/l) 1 mol de CH3COOH ___60 gr. de CH3COOH

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Z (ítem 3) ___ W gr. de CH3COOH W = ___ gr. de CH3COOH Por lo tanto, la muestra de vinagre utilizada contiene __________ de ácido acético por litro. 5) Calculo del porcentaje del ácido acético en el vinagre: 1000 gr. de solución de CH3COOH ___ W gr. de CH3COO (ítem 4) 100 gr. de solución de CH3COOH ___ Tg de CH3COOH 1000

T= 100*W 1000 T = ___ % de ácido acético en el vinagre. NOTA: fc = factor de corrección, es un número que expresa la relación entre la concentración real (Cr) de la solución, a través de la titulación y la concentración esperada cuando preparada la solución (Ce).

fc=Cr/Ce El factor de corrección es utilizado para corregir errores cometidos durante la preparación de una solución.

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Práctica 15 PREPARACIÓN Y DISOLUCIÓN DE SOLUCIONES

Objetivo: Preparar una solución de concentración y volúmenes conocidos y una solución diluida. Material: Matraz volumétrico (100 ml.) Probeta (10ml.) Balanza Vidrio reloj Etiquetas Piseta (frasco limpiador) Vara de vidrio Vaso de precipitado Frascos para guardar soluciones Embudo Cloruro de sodio (NaCl) Acido clorhídrico (HCl) 6M Agua destilada Introducción: La concentración es la magnitud química que expresa la cantidad de un elemento o un compuesto por unidad de volumen. En el SI se emplean las unidades mol·m-3. Cada sustancia tiene una solubilidad que es la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en una disolución, y depende de condiciones como la temperatura, presión, y otras substancias disueltas o en suspensión. En química, para expresar cuantitativamente la proporción entre un soluto y el disolvente en una disolución se emplean distintas unidades: molaridad, normalidad, molalidad, formalidad, porcentaje en peso, porcentaje en volumen, fracción molar, partes por millón, partes por billón, partes por trillón, etc. También se puede expresar cualitativamente empleando términos como diluido, para bajas concentraciones, o concentrado, para altas. Desarrollo experimental: Preparación De Una Solución 0,1 M De Cloruro De Sodio Pesar aproximadamente 0,6 gr. de cloruro de sodio, colocar en un matraz volumétrico, agregar 60 ml. de agua destilada y agitar hasta la completa disolución de la sal. Agregar agua destilada hasta la marca de 100 ml. del balón. Pasar para un frasco con la ayuda de un embudo y rotular – Solución de Cloruro de sodio (NaCl) 0,1 M. Disolución De La Solución De Cloruro De Sodio (0,1 M) Medir en una probeta 20 ml. de la solución preparada en la Parte I y transferirlo para un balón volumétrico. Completar el volumen con agua destilada hasta 100 ml. y sacudirlo. Transferir para un frasco y rotular – Solución de Cloruro de Sodio (NaCl) 0,02 M. Preparación De Una Solución Diluida De Ácido Fuerte Colocar 30 ml. de agua en un vaso de precipitado. Medir en una probeta aproximadamente 0,85 ml. de ácido clorhídrico y agregar, cuidadosamente, con auxilio del agitador de vidrio, el agua contenida en el vaso de precipitado. Nota: Siempre agregue el ácido al agua y nunca al contrario. Agitar la solución y pasar este volumen para un balón volumétrico, usando el embudo y con ayuda de la vara de vidrio. Completar el volumen del balón con agua destilada y sacudirlo. Transferir la solución a un frasco y rotular – Ácido Clorhídrico (HCl) – 0,1 M. Resultados y conclusiones: 1) Calcular la masa necesaria para preparar una solución 0,5 M de cloruro de sodio (NaCl). 2) ¿cuántos mililitros de solución 0,5 M de NaCl se necesitan para conseguir 50 ml. de solución 0,05 M se esa sal? 3) ¿Por qué siempre agregamos el ácido al agua y nunca al contrario? Por definición, una solución 1 M de cloruro de sodio contiene 58,5 grs. de esta sal (1 mol) en un litro de solución. Entonces, para calcular la masa necesaria para preparar una solución 0,1 M de cloruro de sodio (NaCl), aplicamos la fórmula de la Molaridad dados:

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Mol del NaCl = 58,5 grs. M= m1 0.1 = m1 ml = 0.585g aproximadamente 0.6 g Mol V 58.5x0.1 Parte 2 Para determinar la nueva molaridad de la solución obtenida después de la dilución, utilizar la fórmula:

Mi . Vi = Mf . Vf Mi = molaridad de la solución inicial Vi = volumen de la solución inicial Mf = molaridad de la solución final (diluida) Vf = volumen de la solución final Entonces: 0,1 . 20 = Mf . 100 Mf = 0,02 M ó 0,02 moles/L Parte 3 Para poder realizar los cálculos de la cantidad de volumen necesaria para la preparación de la solución con la molaridad deseada, necesitamos enseñarle al alumno a saber hacer la interpretación de los datos expresados en el rotulo del reactivo en estudio. Considerar un frasco en cuyo rótulo se lee: HCI 36,5% e d = 1,19 gr./ml. Esto equivale a decir que la concentración de HCI es igual a 35% y que su densidad absoluta es de 1,19 gr./ml. Debemos calcular que el volumen de ese ácido clorhídrico va a ser utilizado en la preparación de 100 ml. de solución 0,1 M del mismo ácido. V = volumen de la solución = 100 ml. = 0,1 l mol de HCl = 36,5 grs. M = molaridad de la solución = 0,1 M 3) Aplicar la fórmula de la molaridad: 0.1= mHcl mHcl = 0.365 g 36.5x0.1 Esa masa es la cantidad de HCl puro, necesaria para la obtención de 100 ml. de solución 0,1 M. 4) No disponemos de HCl puro, nuestra solución contiene 36% de ese ácido (verificar en el rótulo). Debe aplicarse la fórmula del título: T%=100.T 36=T.100 T= m1 0.36= 0.365 m=1.01 g m m T=0,36 5) Como el HCl concentrado es muy volátil y corrosivo se vuelve inconveniente y difícil pesarlo. A través de la fórmula de la densidad, transformar ese pesaje en medición de volumen. d= mHCl(35%). VHCl(36%) VHCl (36%) = mHCl(36%). D 1.01 / 1,9 VHCl (36%) = 0,85 ml. Así, 0,85ml. de HCl a 36% corresponden a 1.01 grs. de HCl a 36%, y contiene 0,365 grs. De HCl puro. Ese volumen diluido hasta 100 ml. suministra la solución 0,1 M.

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Práctica 16 REACCIONES DE OXIDO- REDUCCIÓN

Objetivo: Al finalizar la práctica, el alumno aplicará los conceptos de oxidación reducción de acuerdo con la reacción para identificar la acción de los agentes oxidantes y reductores. Material: Tapón con un orificio (2) Pinza para tubo de ensayo Pipeta Dos tubos de ensayo Tubo de vidrio en forma de “L” Piseta (frasco lavador) Solución 6 M de ácido nítrico (HNO3) ¡Cuidado! Pedazos de cobre (Cu) Azul de bromotimol Introducción: Las reacciones de reducción-oxidación (también conocido como reacción redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de especies químicas, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente). Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber una especie que ceda electrones y otra especie que las acepte: El reductor es aquella especie química que tiende a ceder electrones de su estructura química al medio, quedando con una carga mayor a la que tenía. El oxidante es la especie que tiende a captar esos electrones, quedando con carga menor a la que tenía. Cuando una especie química reductora cede electrones al medio se convierte en una especie oxidada, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando una especie capta electrones del medio se convierte en una especie reducida, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido. Desarrollo experimental: Montar el esquema, (Figura 1). Colocar 4,5 ml. de agua en el tubo B y agregue 4 gotas de azul de bromotimol. Agitar el tubo, observar el color de la solución y cerrar el corcho que presenta una ranura. El tubo de vidrio en forma de L debe quedar con la extremidad dentro de la solución (aproximadamente 2 cm.). Sujetar el tubo A con la pinza para tubo de ensayo, adicionar 1 ml. de ácido nítrico (HNO3) y colocar un pedazo pequeño de cobre (Cu) de aproximadamente 0,5 cm. Cerrar el tubo 1 con el corcho y el tubo de polietileno, observar y anotar.

Figura 1 Resultados y conclusiones: 1) ¿Qué es una reacción de óxido-reducción? 2) Defina agente reductor y agente oxidante. 3) El óxido nítrico (NO), incoloro al entrar en contacto con el aire, produce un gas castaño. Complete la ecuación de la reacción y del nombre del producto formado. NO + O2 4) ¿Qué elemento en la reacción arriba expuesta sufrió oxidación? 5) Determine el agente oxidante en esa reacción.

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En las reacciones de óxido-reducción la formación del producto está vinculada a una transferencia de electrones (real o aparente), entre determinados elementos químicos de las sustancias reactivas. El elemento químico que pierde electrones sufre una oxidación y el valor de su NOX aumenta del reactivo para el producto. El elemento químico que gana electrones sufre una reducción y el valor de su NOX disminuye del reactivo para el producto. Cuando un elemento químico pierde electrones, hace con que otro elemento gane esos electrones y viceversa. De esa forma, se puede decir que la sustancia que posee el elemento que sufre oxidación (provoca reducción) es una sustancia reductora (agente reductor). De la misma forma, la sustancia que posee el elemento químico que sufre reducción (provoca oxidación) es una sustancia oxidante (agente oxidante). El ácido nítrico (HNO3) en presencia de metales no sufre reacción de dislocación, comportándose como una fuente oxidante. La reacción que ocurrió en el experimento, puede ser expresada por la ecuación: 3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 2NO + O2 2NO2 NO – monóxido de nitrógeno, óxido nítrico (gas incoloro) NO2 – dióxido de nitrógeno, (gas castaño), posee un olor fuerte e irritante y es altamente tóxico. El monóxido de nitrógeno, gas inicialmente liberado, es incoloro. Al entrar en contacto con el aire sufre oxidación formando el dióxido de nitrógeno (gas castaño). El dióxido de nitrógeno es un anhídrido mixto (óxido ácido), es decir, en contacto con el agua produce los ácidos nítrico (HNO3) y nitroso (HNO2), según la ecuación. NO2 + H2O HNO3 + HNO2 La solución de esos dos ácidos es inestable, sufriendo el ácido nitroso descomposición en ácido nítrico, monóxido de nitrógeno y agua, conforme la ecuación mostrada a seguir. 3HNO2 HNO3 + 2NO + H2

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Práctica 17 TIPOS DE REACCIONES

Objetivo: Analizar tipos de reacciones químicas Material: Frasco de boca ancha Pinza de madera Tubos de ensayo Gradilla Agitador de vidrio Pipeta graduada Gotero Mechero Pinza metálica Vaso de precipitado Termómetro de vidrio Espátula Vinagre (ácido acético – CH3COOH) Bicarbonato de sodio (NaHCO3) Solución 6M de ácido sulfúrico (H2SO4) Solución 6M de ácido clorhídrico (HCl) Hidróxido de sodio (NaOH) Magnesio rapadura (Mg) Fenolftaleína Vela y fósforo Hoja de toalla de papel Pedazo de porcelana Introducción: Reacción química, forma de representar matemáticamente el proceso en el que una o más sustancias —los reactantes— se transforman en otras sustancias diferentes —los productos de la reacción. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro. Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total. Reacciones inorgánica Ácido-base Combustión Disolución Oxidación Precipitación Redox Reducción Neutralización Desarrollo experimental: Parte 1: Reacción Con Desprendimiento De CO2 (Gas Carbónico) Envolver 2 cucharas de medida de bicarbonato de sodio (NaHCO3) en una hoja de papel toalla. Colocar 200 ml. de ácido acético (vinagre) en un frasco de boca ancha Colocar el envoltorio dentro de un frasco, tapar y dejar el vidrio sobre la mesa. Observar y anotar. Parte 2: Reacciones Exotérmicas Y Endotérmicas Reacción Exotérmica: (Este experimento debe ser realizado con el máximo cuidado –los ácidos son corrosivos-)

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Colocar solución de ácido sulfúrico (H2SO4) hasta la mitad de un vaso de precipitado, sumergir un termómetro en la solución, medir la temperatura y anotar. Agregar cuidadosamente, con auxilio de una pinza metálica, 1 pedacito de magnesio (Mg) a esta solución. Observar, medir la temperatura después de la reacción y anotar. Reacciones Endotérmicas. Colocar una pequeña cantidad de carbonato de calcio (CaCO3) en un tubo de ensayo, sujetar con el auxilio de una pinza para tubo de ensaye y calentar en la llama del mechero (cuidadosamente). Una vez terminada la reacción, dejar enfriar y mezclar 2 ml. de agua al compuesto formado. 3) Agitar el sistema, colocar 3 gotas de fenolftaleína, observar y anotar. Parte 3: Reacciones Reversibles E Irreversibles Combustión de una vela. Encender una vela, sujetar durante algún tiempo un pedazo de porcelana sobre la llama, observar y anotar Reacción de Neutralización. Colocar 1 ml. de hidróxido de sodio 0,1 M, 2 gotas de fenolftaleína, en un tubo de ensayo agitar y anotar. Agregar gota a gota, solución de ácido sulfúrico 0,1 M (agitar continuamente mientras se agrega ácido) hasta que haya cambio de coloración en la solución del tubo. Reagregar al sistema gota a gota, solución de hidróxido de sodio de sodio 0,1 M, agitando hasta retornar al color inicial. Parte 4: Reacción De Síntesis (Adición) Sujetar con ayuda de una pinza, un pedazo pequeño de raspadura de magnesio y calentar el hornillo. Observar con cuidado, (evitando fijar la intensa luz producida, pues es perjudicial a los ojos), la formación del óxido de magnesio (MgO – polvo blanco ceniciento) Resultados y conclusiones: 1) En la Parte I, ¿Qué es lo que hace que la tapa del frasco salte? 2) Escriba la ecuación de la reacción. 3) ¿Cómo puede comprobarse la liberación del calor en la reacción exotérmica? 4) ¿Por qué al agregar fenolftaleína, obtuvimos el color rojo (rosáceo)? 5) Escriba las ecuaciones de las reacciones que ocurren en la de la reacción endotérmica. 6) Determine el comburente y el combustible de combustión de una vela. 7) ¿Cómo podemos comprobar la formación del carbono en la parte de combustión de una vela? 8) Escriba la ecuación de la reacción que ocurrió en la parte Reacción de neutralización. 9) ¿Cuál es el nombre de la sal producido en la reacción arriba? PARTE 1 Después de algunos segundos hubo reacción del ácido acético (vinagre – CH3COOH) con el bicarbonato de sodio (NaHCO3), produciendo acetato de sodio (CH3COONa) y ácido carbónico. El ácido carbónico es inestable e inmediatamente se descompone en agua y gas carbónico (CO2) que lanzará lejos la tapa del frasco. CH3COOH + NaHCO3 CH3COONa + H2CO3 H2CO3 H2O + CO2 PARTE 2 En la Parte 2. (Reacción exotérmica) la reacción da origen al sulfato de magnesio y al gas hidrógeno liberando calor (fácilmente observable por el aumento de la temperatura después de la reacción). Este experimento también sirve para ejemplificar una reacción de dislocación o simple intercambio. Al inicio, el magnesio (Mg) se presenta en la forma de sustancia simple y el hidrógeno, combinado con el ion sulfato. Después de la reacción, el hidrógeno se encuentra en forma de sustancia simple – gas hidrógeno (H2) y el magnesio combinado con el ion sulfato. El magnesio siendo más reactivo, dislocó el hidrógeno. Mg + H2SO4 MgSO4 + H2 + calor En la Parte 2(Reacción endotérmica) para que la reacción ocurra es necesario el suministro de calor, por lo tanto la reacción es endotérmica. Los productos de la reacción son el gas carbónico (CO2) óxido de calcio (CaO), que siendo un óxido básico al contacto con el agua forma base (en este caso, el hidróxido de calcio – Ca(OH)2). Para identificar el carácter básico de la solución se coloca la fenolftaleína. Este experimento además sirve para ejemplificar una reacción de descomposición o análisis, pues el único reactivo (CaCO3) originó dos productos (CaO) y (CO2).

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CaCO3 + calor CaO + CO2 CaCO3 + calor CaO + CO2 CaO + H2O + fenolftaleína Ca(OH)2 (medio básico – rojo) PARTE 3 En la Parte 3. En la reacción de combustión de la vela, el O2 (oxígeno) es comburente y no es posible observarlo, pues es un gas incoloro e inodoro. El combustible es la parafina que al sufrir combustión libera CO2 (gas carbónico), agua y carbono (C). Puede observarse el carbono al aproximar el pedazo de porcelana a la llama de la vela, pues habrá formación de una sustancia negra pegada al tubo (tizne – es casi carbono puro, en la vela él está químicamente combinado, la combinación es desecha por la combustión). Esa reacción es irreversible, ya que no es posible obtener la parafina a partir de los productos formados. Además de eso, la vela puede ser totalmente consumida (una de las características de las reacciones irreversibles es que uno o todos los reactivos pueden ser totalmente consumidos). En la Parte 3 En la reacción de neutralización al agregar el ácido sulfúrico (H2SO4) en la solución de hidróxido de sodio (NaOH) que presenta coloración roja debido a la presencia del indicador fenolftaleína, hay una reacción fácilmente notada por la modificación de la coloración de la solución para incolora. En esta reacción, inicialmente el sodio (Na) estaba combinado con el ion hidroxilo (OH) y el hidrógeno (H) con el ion sulfato (SO4

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2). Después de la reacción hubo intercambio de pares. Este tipo de proceso es denominado reacción de doble-enlace. Base OH- Ácido H+ H+ + OH- HOH (neutralización) En la neutralización, además del agua, se forma la sal (sulfato de sodio) 2 NaOH (aq) + H2SO4(aq) Na2SO4(aq) + 2HOH PARTE 4 En esta reacción, el magnesio (Mg) reaccionó con el oxígeno del aire, produciendo óxido de magnesio (MgO). La intensa luz blanca que llega a nuestros ojos, se debe a la energía liberada durante la reacción. Los “flash” fotográficos desechables son fabricados con un filamento de magnesio metálico y reaccionan con el oxígeno del aire en la hora del “clic”. Algunos luces de bengala (utilizados en navíos, aviones, etc. para pedir auxilio) también se basan en este proceso. Reacciones de este tipo, en que dos o más reactivos originan un único producto, son denominadas reacciones de síntesis o adición. La reacción involucrada puede ser escrita de la siguiente forma: 2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)

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Práctica 18 REACCIONES DE COMBUSTIÓN

Objetivo: Analizar reactivos y productos de reacciones de combustión. Material: Pipetas graduadas (2 ml.) Tapas metálicas de cervezas (sin el plástico aislante) Mechero Pinza metálica Vasos de varios tamaños Fósforos Cronómetro Alcohol etílico o alcohol común Magnesio raspadura Vela Introducción: La combustión (conocimiento y dominio del uso del fuego) aparece en la historia de la humanidad desde el inicio del desarrollo tecnológico. Sin embargo, el estudio de la ecuación química de la combustión es muy reciente. La combustión (quema) es una reacción química en cadena de una sustancia con el oxígeno del aire, en la que hay liberación de luz y calor (energía). En la combustión la sustancia quemada (combustible) sufre oxidación y el oxígeno (comburente) sufre reducción. Los combustibles más comunes son: gasolina, alcohol etílico o etanol, alcohol metílico o metanol, gas licuado o gas de cocina y butano, leña, papel, parafina. Las combustiones normales y completas producen compuestos donde participa el elemento oxígeno. Cuando el combustible tuviere el elemento hidrógeno (H), uno de los productos formados es el agua. En los compuestos orgánicos (poseen siempre carbono (C) e hidrógeno H) la mayoría también presenta oxígeno (O) y nitrógeno (N) y hay formación de gas carbónico en el agua. Sucede, por lo tanto, dependiendo de los elementos que constituyen el combustible, la formación de otros gases (por ejemplo, dióxido de azufre o anhídrido sulfuroso). Desarrollo experimental: Combustión Del Alcohol Etílico Colocar 1 ml. de alcohol etílico en dos tapitas y, cuidadosamente, aproximar la llama de un fósforo para que la reacción de combustión del alcohol se inicie. Cubrir una de las tapitas con un vaso. Observar y anotar los hechos acontecidos. Combustión Del Magnesio Con una pinza metálica sujetar un pedazo de magnesio y acercarla a la llama del hornillo, para que se inicie la combustión. Observar la luz producida, cuidadosamente, evitando fijarla, pues es perjudicial para los ojos. Combustión De Una Vela Cortar una vela por la mitad y encenderla. Esperar hasta que el tamaño de la llama se estabilice, tapar la vela con un vaso y determinar el tiempo (en segundos), durante el cual la vela continuará quemándose. Repetir el ítem 2, utilizando vasos de diferentes tamaños. Observar y anotar el tiempo de cada reacción. Resultados y conclusiones: 1) ¿Qué es combustión? 2) ¿Cuál es la diferencia entre combustible y comburente? 3) Indique el combustible y el comburente de cada reacción de combustión realizada en este experimento. 4) Escriba la reacción de combustión del magnesio. 5) ¿Cómo se denomina al polvo blanco producido en la quema de la cinta de magnesio? 6) Cite tres combustibles utilizados día a día. 7) En la combustión de una vela, ¿qué influencia tiene el tamaño del vaso para la combustión de la vela? 8¿por qué?

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Combustión de alcohol etílico Es importante destacar que para que se inicie la combustión es preciso de un poco de energía, proveniente de la llama del palito de fósforo. Después de comenzada la combustión, ocurre liberación de calor. La sustancia que mantiene la combustión (comburente) es el gas oxígeno. Colocar el vaso sobre la tapita, limita la cantidad de oxígeno disponible y cuando todo el gas (oxígeno) sea consumido, la llama se apagará. Por lo tanto, la llama de la tapita cubierta con el vaso se apagará primero, aunque tenga alcohol (combustible) suficiente para continuar la reacción. Reacción: C2H5OH(I) + 3º 2(g) 2CO 2(g) + 3H2O(g) Combustión Del Magnesio La quema del magnesio Mg es una reacción de síntesis que produce oxígeno de magnesio (MgO – polvo blanco). Durante la reacción ocurre la liberación de energía lumínica (luz intensa). El magnesio es usado en lámparas de flash y fuegos artificiales. Reacción: 2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s) (sólido blanco) Combustión De Una Vela En esta reacción de combustión, la parafina (reactivo – principal combustible), llega hasta la región superior de la vela a través del pabilo (por efecto de la capilaridad y de la diferencia de densidad entre la parte inferior (más fría) y la parte superior (más caliente). En la combustión el oxígeno es consumido, soltando otros gases incombustibles. Como la quema depende de la cantidad de oxígeno, mientras menor sea el vaso utilizado para cubrir la vela, menor será la cantidad de oxígeno disponible, por lo tanto, la vela se apagará más rápido (menos tiempo), en el vaso menor.

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Práctica 19

FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA Objetivo: Estudiar algunos factores que alteran la velocidad de una reacción química. Material: Tubos de ensayo Pipeta Gradilla Mortero Solución 6M de ácido sulfúrico (H2SO4(aq)) Cronómetro Carbonato de calcio sólido en pedazos (CaCO3(s)) Jugo de naranja Pastilla (comprimido) de antiácido Solución 6M de ácido clorhídrico (HCl(aq)) Agitador vidrio Huevo cocido y jugo de piña Introducción: La parte de la química que estudia la velocidad de las reacciones y los factores que en ella influyen, denominase Cinética Química. Son varios los factores que pueden alterar la velocidad de una reacción química, dejándola más lenta o más rápida. Controlando estos factores adecuadamente, puede efectuarse la reacción en el tiempo deseado. Ese procedimiento es muy utilizado en los laboratorios, en las industrias, etc. Desarrollo experimental: Superficie de contacto Numerar dos tubos de ensayo y colocar en la gradilla. Agregar al tubo 1, un pedazo pequeño y entero de carbonato de calcio (CaCO3(s)) (aproximadamente 1 gr.) Agregar al tubo 2, la misma cantidad de polvo de CaCO3(s) en forma de polvo (pulverizado). Utilizar el mortero para realizar la pulverización. Añadir 20 gotas de ácido sulfúrico (H2SO4(aq)) a cada tubo y anotar el tiempo de reacción en la Tabla 1. Temperatura Numerar dos tubos de ensayo, colocar 2 ml. de jugo de naranja a la temperatura ambiente en el tubo 1 y 2 ml. de jugo de naranja helado en el tubo 2. Agregar ¼ de comprimido de antiácido a cada tubo y anotar el tiempo de disolución del comprimido en cada uno en la Tabla 1. Concentración 1) Numerar 2 tubos de ensayo, agregar 2 ml. de agua a cada tubo y colocar en la gradilla. 2) Agregar 1 gota de ácido clorhídrico (HCl(aq)) en el tubo 1, y 4 gotas en el tubo 2, agitando. 3) Colocar cantidades iguales (aproximadamente ¼ de medida) de raspaduras de magnesio (Mg(s)) en dos pedazos de papel y colocarlos simultáneamente en los tubos 1 y 2. 4) Observar en cuál tubo hay mayor producción de gas y anotar en la Tabla 1. Catalizador 1) Numerar dos tubos de ensayo, agregar un pequeño pedazo de clara de huevo cocido a cada uno de ellos en la gradilla. 2) En el tubo 1, agregar 2 ml. de agua y en el tubo 2, agregar 2 ml. de jugo de piña. 3) Esperar 24 horas, verificar el aspecto de la clara del huevo en los dos tubos y anotar en la Tabla 1

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Tabla 1: Resultados

FACTORES TUBO 1 TUBO 2 Superficie de contacto Temperatura Concentración Catalizador

Resultados y Conclusiones: 1) Defina cinética química. 2) Cite algunos factores que influyen en la velocidad de las reacciones químicas. 3) Escriba la ecuación entre el carbonato de calcio (CaCO3) y el ácido sulfúrico (H2SO4). 4) Haga la ecuación de la reacción que ocurrió entre el magnesio (Mg) y el ácido clorhídrico (HCl). 5) ¿Qué gas es liberado en esta reacción? 6) ¿Cuál es la enzima presente en el jugo de piña? 7) ¿Qué tipo de reacción ocurrió en la parte D del experimento? 8) ¿Qué sustancia es producida en esta reacción? Superficie de Contacto La reacción en el tubo 2 es más rápida porque el carbonato de calcio (CaCO3(s)) en polvo presenta mayor superficie de contacto (área efectivamente expuesta al contacto con el otro reactivo), con el ácido sulfúrico (H2SO4(aq)). La velocidad de una reacción es directamente proporcional a la superficie de contacto entre los reactivos. Reacción: CaCO3(s) + H2SO4(aq) CaSO4(aq) + H2O(l) + CO2(g) Temperatura La reacción en el tubo 2 es más lenta porque uno de los reactivos, el jugo de naranja (ácido cítrico) – H3C6H5O7, presenta contenido energético menor (temperatura más baja). Cuanto menor la temperatura, menor es la agitación entre las moléculas de los reactivos, menor es la frecuencia de los choques efectivos. La reacción principal puede ser expresada por la ecuación: NaHCO3 + H3C6H5O7 H2O + CO2 + NaH2C6H5O7 NaHCO3 – bicarbonato de sodio (pastilla antiácida) NaH2C6H5O7 – citrato de sodio (sal de ácido cítrico) Concentración En el tubo 2 hay liberación de mayor cantidad de gas de hidrógeno (H2) porque el reactivo HCl está más concentrado (hay mayor número de partículas de HCl, por unidad de volumen). La mayor concentración de los reactivos provoca una mayor frecuencia en los choques, aumentando la posibilidad de colisiones efectivas que generan los productos. Reacción: Mg(s) + 2HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g) Catalizador En el tubo 2 ocurre la hidrólisis de las proteínas produciendo aminoácidos. Reacción: proteína + agua aminoácidos En nuestro organismo esa reacción es catalizada por las enzimas pepsina (presente en el estómago) y tripsina (presente en el intestino). La piña posee la enzima bromelina, que también cataliza esa reacción.

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Práctica 20

ALCOHOLÍMETRO Objetivo: Estudiar la oxidación del etanol. Material: Ácido sulfúrico concentrado Bicromato de potasio Etanol Agua Placa de reacciones Espátula Pipeta Frasco de plástico con tapa Agitador de vidrio Introducción: La oxidación es una reacción química donde un metal o un no metal cede electrones, y por tanto aumenta su estado de oxidación. La reacción química opuesta a la oxidación se conoce como reducción, es decir cuando una especie química acepta electrones. Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox. La propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor. Desarrollo experimental: Colocar 2 cucharas de K2Cr2O7 en un frasco de plástico y agregar 7 ml. de agua. Tapar el frasco y agitar hasta disolver la sal. Agregar 10 gotas de esa solución en cada pocillo de la placa de reacciones, de acuerdo con la tabla a continuación. Colocar H2SO4 6M en los pocillos, de acuerdo con la tabla a continuación. Agitar cada pocillo con el agitador y observar la coloración en cada celdilla.

Pocillo A1 A2 A3 A4 A5 A6 K2Cr2O7 10 10 10 10 10 10 H2SO4 (en gotas) 1 2 3 4 5 6

Añadir 1 gota de etanol en cada pocillo y observar el cambio de coloración. Humedecer un pedazo de papel en el pocillo, donde la coloración verdosa sea mas intensa y, a través del olfato, identificar el compuesto formado. Resultados y Conclusiones 1) ¿Cuál pocillo es el más indicado para determinar la cantidad de alcohol presente en el organismo de una persona? Justifique. 2) ¿Cuál es producto final de la oxidación del etanol? 3) ¿Qué otro compuesto puede ser encontrado) El Código Civil de Tránsito establece como crimen manejar alcoholizado. Para evaluar el nivel de embriaguez de los conductores la policía utiliza un aparto llamado alcoholímetro. Los alcoholímetros mas básicos son constituidos por un tubo transparente relleno con dicromato de potasio en medio ácido el cual, al ser soplado, cambia de color, y de acuerdo con una escala comparativa, indica el nivel de alcohol ingerido por el conductor. Este cambio de color es resultado de la oxidación del etanol por el dicromato de sodio, en el cual el Cr+6, de color anaranjado, es reducido hasta Cr+3, de color verde. La reacción de oxidación del etanol puede ser representado por: (I) (II) C2H6O + [O] C2H4O + [O] C2H4O2 La concentración ideal en términos generales para el alcoholímetro es la encontrada en el pocillo A6, por haber sido la más rápida. El producto de la oxidación final del etanol es el ácido acético (vinagre), lo que justifica el olor sentido en la solución verdosa que fue analizada en el ítem 7. Todavía podemos encontrar el aldehído acético (etanol), lo que explicaría la falta de pureza del olor analizado.

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Práctica 21 VOLCÁN QUÍMICO

Objetivo: Estudiar y analizar una reacción de descomposición. Materiales: Mechero Vidrio reloj Pinza metálica Dicromato de amonio Raspaduras de magnesio Introducción: Reacciones de descomposición. Aquellas reacciones donde un reactivo se rompe para formar dos o más productos. Puede ser o no redox. Desarrollo experimental: 1) En el vidrio reloj, colocar 2 puntas de espátula de dicromato de amonio y hacer un montoncito. 2) Colocar un pedazo de magnesio en la extremidad de la pinza metálica y calentar sobre la llama del mechero (cuidado con la intensidad de la luz emitida en la quema del magnesio). 3) En cuanto el magnesio comience a quemarse, colocar rápidamente sobre el dicromato de amonio, observar y anotar lo que acontece. Resultados y conclusiones: 1) Explicar lo que aconteció en el experimento. 2) Escribir las reacciones químicas. 3) ¿Por qué ocurre la expansión del material? Inicialmente ocurre la combustión del magnesio de acuerdo con la ecuación: Mg + O2 2MgO El dicromato de amonio (NH4)2Cr2O7 se descompone bajo calentamiento de acuerdo con la ecuación: ((NH4)2Cr2O7 N2 + 4 H2O(g) + Cr2O3 Uno de los productos formados es el óxido de cromo Cr2O3 de color verde. La expansión del material se debe a la formación del gas nitrógeno y al vapor de agua.

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Práctica 22

PRODUCTOS QUÍMICOS COTIDIANOS ¿QUÉ SON Y CÓMO SE IDENTIFICAN?

Objetivo: El alumno observará algunas reacciones de sustancias comunes encontradas en el hogar y su medio ambiente, aprenderá como identificarlas y con ello reconocer de una manera significativa la importancia que tiene la química en su vida diaria. Material: Tubos de ensayo (6) Goteros (3) Vaso de precipitado de 100 ml. . Espátula Varilla de alambre de nicromel. Mechero. . Agitador. Pipeta de 5m1 HCI (2M) HNO3 (3M) AgNO3 (0.1M) Yoduro de potasio NaOH Hipoclorito de sodio (Cloralex) Cloruro de sodio Agua Introducción: Un aspecto importante de la química es la identificación de sustancias. La identificación de minerales, (por ejemplo, la pirita ‘el oro de los tontos” está compuesta de FeS y no contiene Oro) sigue siendo de gran importancia para localizar buenos yacimientos de metales. La rápida identificación de una sustancia ingerida por un infante puede propiciar la pronta recuperación del niño, ó podría ser un factor determinante para salvar una vida. Las sustancias son identificadas por el uso de instrumentos o por reacciones características de la sustancia, o por ambos. Las reacciones que son características de una sustancia son frecuentemente referidas como pruebas. Por ejemplo, una prueba para cloro por adición de nitrato de plata a una solución acidificada da la formación de un precipitado blanco, esto sugiere la presencia de CI- como otras sustancias, también podrían dar un precipitado blanco bajo estas condiciones uno confirma la presencia de CI- al observar que este precipitado se disuelve en hidróxido de amonio. El área de la química dedicada a la identificación de sustancias es llamada ‘Química Analítica”. Precaución: Aún cuando los químicos para el hogar pueden parecer inofensivos NUNCA los mezcles a menos que sepas lo que estás haciendo. Las sustancias químicas inofensivas, cuando son combinadas, pueden algunas veces producir severas explosiones u otras reacciones peligrosas Desarrollo Experimental: • SAL DE MESA (NaCI) Una reacción característica del ion cloruro es la reacción con nitrato de plata, para formar una sustancia blanca, insoluble conocida como cloruro de plata. Diluye una pequeña cantidad de sal y agrega unas gotas de nitrato de plata en un tubo de ensaye y observa. CI- + AgNO3 AgCI + NO3- Los iones de sodio dan un color amarillo a la flama. Cuando se hierven papas sobre una estufa de gas o una fogata aparecen trazas de fuego amarillo debido a la presencia de sodio. Coloca unos cuantos cristales de sal de mesa en la punta de una espátula limpia y colóquela sobre la flama del mechero por un breve momento. Registra tus observaciones. • BLANQUEADOR: (Cl2 en AGUA) El blanqueador comercial es usualmente una solución de hipoclorito de sodio al 5%. Esta solución se comporta como si tan solo el cloro se hubiera disuelto en ella. Como esta solución es concentrada, el contacto directo con la piel y los ojos debe ser evitado. El elemento cloro se comporta muy diferente como el ion cloruro. El cloro es un gas pálido, amarillo-verde, que tiene un olor irritante y es poco soluble en agua, y es tóxico. Es capaz de liberar el yodo de las sales de yodo: Cl2 (aq) + 2I- l2 (aq) + 2Cl-

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El yodo da un color café rojizo al agua, es más soluble en el cloroformo que en el agua y da un color violeta al cloroformo. Por eso el cloro puede ser usado para identificar las sales de yodo. Disuelve una pequeña cantidad de yoduro de sodio en 1 mL de agua destilada en un tubo pequeño; agregue 5 gotas de blanqueador. Note el color, luego agregue varias gotas de cloroformo agite y deje que se estabilice. Registra tus observaciones. Otra reacción característica del yodo es la formación de un precipitado amarillo pálido cuando es tratado con una solución de nitrato de plata: I- + AgNO3 AgI + NO3

- Disuelve una pequeña cantidad de yoduro de potasio en 1 ml de agua destilada y agrega una gota de ácido nítrico 3M, luego agrega tres o cuatro gotas de nitrato de plata 0.01 M. registra tus observaciones. Resultados y Conclusiones: 1. ¿Por qué no se debe mezclar las diversas sustancias químicas que se usan en el hogar?

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Práctica 23 IDENTIFICACION DE ALMIDÓN EN LOS ALIMENTOS

Objetivo: Identificar alimentos que presenten el almidón, utilizados en nuestro cotidiano. Material: 1 Cuchara de arroz blanco cocinado 1 Cuchara de arroz integral cocinado 1 Cuchara de azúcar 1 Cuchara de maicena 1 Cuchara de harina de trigo 1 Cuchara de pasta cocinada 1 Cuchara de sal de cocina 1 Hoja de papel oficio Lugol 17 tubos de ensayo Espátula Pipeta graduada ½ Papa 1 Galleta dulce 1 Rodaja de pan 1 Banana pisada ½ Manzana rallada ½ Vaso de jugo de naranja 1 Filtro de papel ½ Vaso de leche Introducción: El almidón es el material de reserva de los vegetales. En la medida que las moléculas de glucosa son producidas durante la fotosíntesis, pueden ser consumidas con el objetivo de liberar energía, o pueden ser juntarse una a las otras, formando el almidón, que es mantenido como reserva. Químicamente, el almidón o amilo es un glúcido del tipo polisacárido, formado por más de1400 moléculas de glucosa. Es una sustancia altamente energética, que hace parte de la dieta de la mayoría de los seres vivos. En las plantas y en las algas, es un material típico de reserva Desarrollo experimental: Poner las muestras de los alimentos arriba listados, en cada uno de los tubos de ensayo (Utilizar una muestra de ½ espátula de cada alimento). Agregar 3 ml de agua en cada tubo de ensayo. Cubrir cada tubo de ensayo con el dedo indicador, agitando por 10 segundos (lavar el dedo después de cada agitación). Poner 2 gotas de lugol en cada tubo y anotar la coloración adquirida. Resultados y conclusiones: 1. Caracterizar, químicamente, el almidón y explicar la importancia del mismo para los seres vivos. 2. ¿Cuál es la función desempeñada por el lugol durante el experimento? 3. Rellenar correctamente la Tabla 1 de acuerdo con las observaciones hechas.

Alimento Coloración con lugol Presencia de almidón Arroz blanco cocinado Arroz integral cocinado Azúcar Maicena Harina de trigo Pasta cocinada Papa Galleta dulce Pan

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Banana Naranja NaCl (sal de cocina Papel filtro Papel oficio Leche

Tabla 1: Anote los resultados Comentarios Después de preparados los tubos de ensayo, mostrárselos a los alumnos lo que sería una reacción positiva a la presencia del almidón (utilizando la maicena). En el propio paquete del producto ya existe la indicación de que se trata de almidón de maíz. Al agregar lugol (sustancia indicadora de la presencia de almidón) al tubo de ensayo con la maicena, el mismo pasará de blanco al violeta, y esto ocurre debido a la reacción del lugol con el almidón. Así, en los demás tubos de ensayo, todos aquellos que revelen coloración violeta deberán contener almidón en su interior. Verificar en los tubos que contienen banana, manzana y naranja si los mismos están homogeneizados con el agua adicionada.

Alimento Coloración con lugol Presencia de almidón Arroz blanco cocinado violeta presente Arroz integral cocinado violeta presente Azúcar Marrón ausente Maicena Violeta presente Harina de trigo Violeta presente Pasta cocinada Violeta presente Papa Violeta presente Galleta dulce Marrón ausente Pan Violeta presente Banana Violeta presente Naranja Violeta presente NaCl (sal de cocina Marrón ausente Papel filtro Marrón ausente Papel oficio Violeta presente Leche Marrón ausente

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Práctica 24 ANÁLISIS DE CATIONES POR VÍA SECA

Objetivo: Identificar la presencia de un determinado catión en una muestra, a través del color que la llama presenta al contacto con la referida muestra. Material: Filamento níquel-cromo Vara de vidrio Corcho Vidrio reloj Vasos desechables Hornillo Fósforo Cloruro de sodio (NaCl) Cloruro de potasio (KCl) Cloruro de calcio (CaCl2) Sulfato de litio (Li2SO4) Sulfato de cobre II (CuSO4) Solución de ácido clorhídrico 6 M Porta asa Introducción: Durante siglos el hombre ha estudiado la energía y la luz y ha propuesto varios modelos para explicar como la energía pasa de un lugar a otro. Una de las formas en que la energía viaja por el espacio es la radiación electromagnética. La luz es una forma de radiación electromagnética, que se caracteriza por su longitud de onda, por ejemplo las brazas calientes de un brasero, trasmiten la radiación electromagnética que asa la carne, un horno de microondas calienta los alimentos etc. también se sabe que un rayo de luz se comporta como paquetes de energía llamados fotones. El método de coloración a la flama solamente asegura resultados en el caso de que la muestra contenga un solo elemento, el cual da precisamente el color de la flama, lo que podemos pensar es que el calentar la muestra libera energía que puede excitar los electrones y proporcionarnos el color característico de cada elemento. A continuación se da una lista de la coloración de la flama con diferentes elementos: LITIO ______________ROJO INTENSO SODIO_____________ AMARILLO POTASIO __________ VIOLETA CALCIO_____________ROJO AMARILLENTO ESTRONCIO_________ ROJO COBRE_____________ VERDE Antes de iniciar: ¿Porqué los metales dan coloración al someterlos a la flama de mechero? Desarrollo experimental: Montar el asa sujetando el filamento de platino (o níquel-cromo) en el porta asa, curvando la punta del filamento para que pueda retener los cristales de la muestras. Colocar en un vaso de precipitado pequeño un poco de ácido clorhídrico 6 M y tapar con un vidrio reloj (con cuidado porque este ácido es volátil y tóxico). Colocar las muestras en vasitos y rotular. Limpiar el alambre de platino (niquel-cromo) y se introduce a la flama del mechero, humedecido en forma previa en ácido clorhídrico diluido. El calentamiento del alambre no debe dar ninguna coloración sino hasta que tenga muestra. Ya limpio el alambre se humedece con ácido clorhídrico. Se toma la primera muestra del metal. Se introduce el alambre a la flama y se anota la coloración que proporciona al ser calentado ya con la muestra (evitar contaminaciones con otras muestras). Se limpia nuevamente el alambre como se indico y se repite el experimento anterior con las sustancias problema. Es necesario que este bien limpio el alambre para tener resultados confiables. Al terminar limpia perfectamente tu alambre de platino para evitar contaminaciones.

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Para eliminar problemas de interferencia de impurezas del catión sodio en las muestras (la llama del catión disfraza la de otros cationes. Si no se tiene alambre de platino se puede realizar esta práctica colocando en cápsulas de porcelana cada una de las sales junto con metanol y someterlas a la fama del mismo alcohol o de una manera demostrativa al iniciar su práctica para todo el grupo Resultados y Conclusiones: 1. Completa la siguiente tabla con los datos encontrados

Cuadro 1: Resultado del análisis de los cationes en la llama. 1) ¿Qué sucede cuando se suministra calor, a través de la llama, al elemento químico (en este experimento, el catión de sal)? 2) ¿Por qué se utiliza la zona oxidante de la llama para hacer el análisis de los cationes? 3) ¿Cómo se identifica el catión presente en la muestra en este tipo de experiencia? 4) ¿Dónde se utiliza este tipo de experiencia? 5) ¿Por qué es necesario limpiar la varilla a cada experiencia? 6) ¿A qué se le llama electrones de valencia? 7) ¿Qué es el espectro de emisión? 8) ¿La propiedad de la coloración a la flama se utiliza para fabricar juegos pirotécnicos? 9) ¿Qué nombre recibe la energía requerida para que un átomo pierda un electrón? 10) ¿Debido a la configuración del ultimo nivel energético, como se comportan los metales, respecto a sus electrones de valencia? 11) ¿Por qué los metales para poder colorear la flama deben estar en forma de cloruros? Comentarios Las sustancias cuando son activadas por una fuente de energía, emiten radiaciones en longitudes de onda que son característicos de los elementos que las componen. La energía producida en la zona oxidante de la llama del hornillo es suficiente para activar los electrones de ciertos cationes, haciendo-los saltar para niveles más energéticos. Los cationes al tener sus electrones activados se mueven en dirección a la zona reductora o a la zona neutra de la llama. Esto hace con que los electrones vuelvan a los niveles de energía que ocupaban antes, devolviendo la energía recibida en la zona oxidante bajo la forma de luz visible, cuya longitud de onda corresponde a un determinado color, y esa es la característica de la especie e catión. Entonces, se puede identificar la presencia de un determinado catión en una muestra por el color que la llama adquiere al contacto con la misma. Ese tipo de análisis es denominado de espectroscopia, que posibilita la identificación de un cierto número de elementos, por medio de ensayos por la coloración de la llama. Ese ensayo no es conclusivo, pero sirve como indicio y orientación de la investigación que posteriormente se vaya a emplear. La experiencia de la llama es una de las más rápidas y simples para identificar la presencia de determinados cationes. Es muy eficaz para iones metálicos como sodio, potasio, cobre, bario y otros. De esa forma, se hace fácil determinar evidencias de sulfato de cobre en frutas, pues éste es identificado por la coloración verde-intensa producida en la llama; sodio y potasio en la sandía, que trasmitirán a la llama coloración amarilla y violeta, respectivamente. El color de los fuegos artificiales se debe a la presencia de los elementos sodio (amarillo), estroncio (rojo), bario (verde) y cobre (verde azulado), agregados durante su fabricación. La prueba de identificación de cada elemento será positiva, si los colores concordasen con los del cuadro 2. Para obtener un material simple que substituya el vidrio de cobalto, sobreponga dos pedazos de papel celofán, de acuerdo con el esquema 01. Cuadro 2. Resultado positivo de la experiencia de la llama. ESQUEMA 1 1) Recortar dos pedazos de cartulina de 5x5 cm.

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2) Hacer una ventana a aproximadamente 1 cm., del margen, en cada cartulina (Figura 3) 3) Recortar dos pedazos de papel celofán de 4,5x4,5 cm. Uno azul y otro rojo. 4) Pegar los pedazos de celofán en las ventanas de cada cartulina (Figura 4) e sobreponer los dos

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Práctica 25 PERIODICIDAD QUÍMICA

Objetivo: Demostrar que los elementos que pertenecen a un mismo grupo poseen propiedades semejantes, razón por la cual se agrupan en familias, reconocer lo útil que es conocer la posición en que se encuentran los elementos en la tabla periódica ya que esto nos permite predecir el tipo de reacciones en las que participaran y las propiedades de los compuestos que se formen a partir de estas combinaciones de estos elementos. Material: Tubos de ensayo Sensor de pH Interfase Computadora Balanza Mechero bunsen Pinzas metálicas p/crisol Cerillos Oxido de calcio Oxido de magnesio Tira de magnesio Fenolftaleína Agua Introducción: Todas las aplicaciones de los elementos químicos y de sus compuestos dependen de sus propiedades físicas y químicas y estas tienen variaciones periódicas según sea la localización de los elementos en la Tabla Periódica. Los tamaños atómicos disminuyen al aumentar el número atómico a través de los períodos de los elementos representativos y esto da lugar a que hacia la derecha de la Tabla Periódica disminuya el carácter metálico, en consecuencia aumentan los potenciales de ionización y aumenta la afinidad electrónica, de tal forma que se puede generalizar que los elementos metálicos están en la región izquierda y se comportan como agentes reductores, mientras que los elementos a la derecha son cada vez menos metálicos; más no metales y se comportan como agentes oxidantes. En los grupos, los tamaños atómicos aumentan al aumentar el número atómico y aumenta también el carácter metálico. El poder oxidante o reductor de un elemento es una función periódica y ésta está en función de la posición de este en la Tabla periódica, el poder oxidante aumenta en un período de izquierda a derecha mientras que el poder reductor en un período aumenta de derecha a izquierda. El comportamiento de los compuestos químicos está determinado principalmente por los enlaces químicos que los constituyen, y estos dependen de las posiciones en la Tabla Periódica de los elementos combinados. Desarrollo Experimental: Preparación para determinación de pH Realiza los procedimientos de Inicio, y conexión de la interfase con la computadora (Software Excel)”, Inicia el Programa Excel para la adquisición de datos con el sensor de pH. Determina el intervalo de tiempo para las mediciones indiferentes de tiempo (0.2 a 0.5 segundos) por determinación. Pesa medio gramo de oxido de calcio, viértelo en un tubo de ensayo y observa su aspecto. Adiciona agua hasta la mitad del el tubo que contiene el óxido de calcio, agítalo y observa si se disuelve. Una vez hecha la disolución, mide el pH y observa. Agrega unas gotas de fenolftaleina y observa que sucede. Realiza las anteriores operaciones, pero ahora con oxido de magnesio en otro tubo. Toma con unas pinzas un poco de magnesio, y acércala a la flama del mechero y observa que sucede. Adiciona las cenizas obtenidas en el experimento anterior en una cápsula de porcelana y agrégale agua hasta la mitad, mide su pH, adiciónale fenolftaleína tres gotas y observa lo que sucede. Resultados y Conclusiones: 1. Explica los aspectos físicos que presentaron cada uno de los óxidos 2. ¿Qué sucedió con ambos óxidos al adicionar el agua? 3. ¿Cuál fue el pH que presentaron cada una de las soluciones? 4. Describe lo sucedido al adicionar dos gotas de fenolftaleína a cada sustancia 5. Menciona si hubo semejanzas en las propiedades de los óxidos de calcio y del magnesio.

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6. Describe las propiedades de esta familia de elementos 7. ¿Qué sucedió al poner el magnesio en la flama del mechero y cual fue su reacción con la fenolftaleína? 8. ¿Qué propiedades físico-químicas se pueden encontrar en la tabla periódica? 9. ¿Encontraste algunas semejanzas entre él oxido de magnesio y las cenizas del último experimento? 10. ¿Qué conclusiones tienes después de realizar tu práctica?

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Práctica 26 PROPIEDADES DE LOS METALES

“EL SUEÑO DORADO” Objetivo: Modificar las propiedades del metal de las monedas de cobre calentándolas con Zinc (Zn) en una disolución de hidróxido de sodio (NaOH), se puede utilizar láminas de cobre o tubo en lugar de monedas. Material: Agua Destilada. Mechero Bunsen. Soporte con Aro Metálico Vasos de Precipitado Pinzas para Crisol. Tela de asbesto Hidróxido de sodio al 20% Limaduras de zinc Láminas de cobre Introducción: Muchos de los metales que conocemos no son puros son aleaciones, una aleación es una disolución sólida que se prepara disolviendo un metal en otro, generalmente cuando ambos están en estado liquido. La aleación tiene propiedades físico-químicas diferentes de las propiedades originales. Por ejemplo, el oro puro (denominado de 24 quilates) es demasiado blando para usarlo en joyería. Para hacerlo más fuerte sé alea con cobre y plata, lo que en una porción de 25% da lugar a una aleación conocida como oro de 18 quilates. Artículos metálicos como: el peltre es una aleación (87% Sn, 7.3% Cu, 6% Bi, 1.75% Sb.)muy empleada en utensilios de cocina. El latón (67%Cu, 33% Zn) se utiliza en la fabricación de diversos artículos de ferretería. Las hojas de rasurar tienen aleaciones de Cr-Pt. Los audífonos de los equipos de música emplean un imán permanente de Co-Sn. Las aleaciones de mercurio se llaman amalgamas. Las de plata y Zinc son muy utilizadas por los dentistas para rellenar las cavidades dentales. El mercurio, que solo es muy venenoso, cuando se encuentra en esta amalgama no presenta mayor riesgo para la salud. Desarrollo experimental: Utiliza tres láminas de cobre de un mismo tamaño de una lámina entera. ¿Cómo los podrás convertir en oro? Prepara un soporte con una pinza de anillo y una tela de alambre, coloca un vaso de precipitado de 100 ml sobre la tela de alambre Pesa 0.5 g de limaduras o lámina delgada de Zinc, colócala en el vaso de precipitado. Con precaución vierte 15 ml de disolución de hidróxido de sodio al 20 % en el vaso y cubre esté con un vidrio de reloj. La disolución de hidróxido de sodio es muy cáustica: daña la piel. Si llegara a caer sobre tu piel, lava de inmediato con agua fría de la llave, da aviso a tu profesor. Calienta el vaso suavemente en el mechero hasta que la disolución comience a burbujear. Enseguida reduce la llama del mechero para mantener un burbujeo moderado. PRECAUCION: Evita la inhalación del vapor que sale del vaso. No permitas que la disolución hierva vigorosamente o que evapore a sequedad. Usa pinzas de crisol o tenazas para agregar con cuidado dos láminas de cobre, tubos de cobre o monedas a la disolución caliente de hidróxido de sodio. No dejes caer las láminas en la disolución; evita salpicar. Separa la tercera lámina como control, es decir, como muestra no tratada que puede compararse con las láminas tratadas. Observa y anota cualquier cambio en la apariencia de las láminas. Continúa hasta que ya no observes más cambios. Llena 2 vasos de precipitado con 250 ml de agua destilada. Con pinzas de crisol o tenazas retira las 2 láminas de la disolución. Coloca ambas en un vaso de agua destilada. Retira la llama del vaso con hidróxido de sodio pero no deseches la solución. Usa pinzas de crisol o tenazas para retirar las laminas del vaso con agua. Enjuágalas bajo el agua de la llave y sécalas con cuidado con una toalla de papel, separa una de las láminas para comparación posterior. Calienta por un momento la otra lámina tratada y seca en el cono exterior de la llama del mechero sosteniéndola en forma vertical con las pinzas de crisol o las tenazas, calienta la lamina solo hasta que observes un cambio, lo que tomara unos segundos. No calientes demás. De inmediato sumerge la lámina en el segundo vaso de agua destilada. Anota tus observaciones. Retira la lámina del vaso de agua. Sécala con cuidado con una toalla de papel.

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Observa la apariencia de las 3 láminas. Anota tus observaciones. Al terminar desecha la disolución de hidróxido de sodio y el Zinc ya usado, sigue las indicaciones de tu profesor. Puedes realizar una reacción de este tipo con varios materiales metálicos Lava tus manos perfectamente al terminar la práctica. Resultados y Conclusiones: 1. Lámina de cobre sin tratamiento. 2. Lámina de cobre tratada con Zn + NaOH. 3. Lámina de cobre tratada con Zn + NaOH y calentada con la flama del mechero 4. Compara los colores de las tres láminas (sin tratamiento, calentándolo solo en la disolución de hidróxido de sodio y en la llama del mechero). 5. ¿Te recuerda otros metales la apariencia de las láminas tratadas? De ser así explica. 6. Si alguien te dijera hiciste oro en esta actividad ¿cómo podrías decir que es verdad? 7. ¿Se te ocurren usos prácticos para los cambios metálicos que observaste en esta actividad? 8. ¿Qué le sucedió a los átomos de cobre presentes originalmente en las láminas tratadas? 9. ¿Crees que podrás convertir de nuevo las láminas tratadas en cobre normal?

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Práctica 27 CONDUCTIVIDAD Y SOLUBILIDAD DE LOS COMPUESTOS

Objetivo: Comprobar el comportamiento de los compuestos de acuerdo al paso de la corriente eléctrica y su solubilidad en sus diferentes disolventes para identificar el tipo de enlace iónico, covalente o metálico. Material: Interfase Computadora Sensor de conductividad Gradilla para tubos de ensaye Vaso de precipitado Tubos de ensayo Varilla agitadora Vidrios de reloj. Bombilla o foco Embudos Cables. Espátula Fuente de poder Variable Cloruro de sodio NaCl Sultato de potasio (K2SO4) Azufré en polvo Aluminio. Zinc Cobre Nitrato de plomo (II) Pb(NO3)2 Sulfato de cobre (II) CuSO42 Etanol Tetracloruro de carbono Agua destilada Electrodos de cobre Introducción: Los átomos se combinan para formar los compuestos y moléculas. A las fuerzas atractivas entre dos átomos se le llama enlace químico, en el cual intervienen los electrones de valencia. La mayoría de los enlaces son mixtos y se describen según sus características predominantes; uno de los tipos más común es el enlace iónico. La formación de los enlaces se puede presentar entre átomos de igual o diferente electronegatividad. Se puede obtener una clasificación de los enlaces al establecer la diferencia de electronegatividad entre los elementos involucrados en el enlace. Para encontrar la diferencia de electronegatividad entre dos elementos, se resta el menor valor del mayor. Cuando el enlace se presenta entre elementos de igual electronegatividad, la diferencia es cero y se da un enlace covalente puro. Estas moléculas son de carácter no polar; no hay formación de dipolos. Los enlaces covalentes y los enlaces iónicos son casos extremos de valores de electronegatividad. Como regla general se tiene que, cuando la diferencia de electronegatividad entre elementos es mayor que 1 .7 el enlace es de carácter iónico. Todo enlace que se presenta entre átomos de diferentes elementos, necesariamente ha de tener algún carácter polar. Los metales sólidos como el hierro, el oro, la plata, el potasio o cualquier otro metal, están formados en su totalidad por átomos del mismo tipo. El modelo de un sólido metálico se entiende como una formación tridimensional de iones positivos, que permanecen fijos mientras. Desarrollo experimental: Montar un circuito eléctrico sencillo

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Comprobar la conductividad de los productos sólidos. Se apoyan los electrodos sobre el sólido correspondiente y se observa si se enciende la bombilla. Comprobar la conductividad de los productos líquidos. Se colocan 10 mL del líquido correspondiente en el crisol y se introducen los electrodos (evitando que se toquen). Utilizar un crisol para el agua y el otro para el resto de los disolventes. Una vez comprobada la conductividad de cada compuesto verter dicho líquido en el vaso de precipitado. Conductividad Productos NaCl K2SO4 Azufre Al Cu Zn Agua Alcohol CCl4

Conductor Si / No

Comprobar la solubilidad de una sustancia. Coloca en 6 tubos de ensayo una pequeña cantidad de los sólidos (NaCl, K2SO4, CuSO4, Al, Cu y S) y añade unos 10 ml. de agua en cada uno de ellos, observa la solubilidad de cada producto. Utiliza los otros dos tubos de ensayo, para comprobar la solubilidad del S en alcohol y en CCl4. Comprobar la conductividad de las disoluciones del paso anterior. Realiza los procedimientos de Inicio, y conexión de la interfase (Software Excel)”, Inicia el Programa Excel para la adquisición de datos con el sensor de Conductividad. Determina el intervalo de tiempo para las mediciones indiferentes de tiempo (0.2 a 0.5 segundos) por determinación.

Vierte el contenido del tubo de ensayo en el crisol y comprueba su conductividad.

Productos Propiedades S NaCl K2SO4 CuSO4 Al Cu Solubilidad Agua

Conductividad

¿Es soluble el azufre en Alcohol? ¿Conduce la corriente eléctrica? ¿Es soluble el azufre en CCl4? ¿Conduce la corriente eléctrica?

Resultados y conclusiones:

A partir de la conductividad y solubilidad observada para cada compuesto, deduce el tipo de enlace que presentan las diferentes sustancias estudiadas. Productos

NaCl KNO3 Al Cu Zn CuSO4 Agua Alcohol CCl4

Tipo de Enlace

¿Por qué los metales son tan buenos conductores?

¿Por qué los compuestos iónicos no conducen la corriente eléctrica en estado sólido y si la conducen cuando están disueltos?

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Práctica 28 CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA DE LOS SUELOS

Objetivo: Verificación de la conductividad eléctrica de los suelos. Material: Agua destilada Muestra de suelo (recolectar el suelo en un recipiente limpio y seco, evitando un suelo recién fertilizado) Espátula Hornillo Rejilla de asbesto Vaso de precipitado de 100 ml. Sensor de conductividad Interfase Computadora Introducción: La conductividad en medios líquidos (Disolución) está relacionada con la presencia de sales en solución, cuya disociación genera iones positivos y negativos capaces de transportar la energía eléctrica si se somete el líquido a un campo eléctrico. Estos conductores iónicos se denominan electrolitos o conductores electrolíticos. Las determinaciones de la conductividad reciben el nombre de determinaciones conductométricas y tienen muchas aplicaciones como, por ejemplo: En la electrólisis, ya que el consumo de energía eléctrica en este proceso depende en gran medida de ella. En los estudios de laboratorio para determinar el contenido de sal de varias soluciones durante la evaporación del agua (por ejemplo en el agua de calderas o en la producción de leche condensada. En el estudio de las basicidades de los ácidos, puesto que pueden ser determinadas por mediciones de la conductividad. Para determinar las solubilidades de electrólitos escasamente solubles y para hallar concentraciones de electrólitos en soluciones por titulación. La base de las determinaciones de la solubilidad es que las soluciones saturadas de electrólitos escasamente solubles pueden ser consideradas como infinitamente diluidas. Midiendo la conductividad específica de semejante solución y calculando la conductividad equivalente según ella, se halla la concentración del electrolito, es decir, su solubilidad. Un método práctico sumamente importante es el de la titulación conductométrica, o sea la determinación de la concentración de un electrolito en solución por la medición de su conductividad durante la titulación. Este método resulta especialmente valioso para las soluciones turbias o fuertemente coloreadas que con frecuencia no pueden ser tituladas con el empleo de indicadores. La conductividad eléctrica se utiliza para determinar la salinidad (contenido de sales) de suelos y substratos de cultivo, ya que se disuelven éstos en agua y se mide la conductividad del medio líquido resultante. Suele estar referenciada a 25 °C y el valor obtenido debe corregirse en función de la temperatura. Coexisten muchas unidades de expresión de la conductividad para este fin, aunque las más utilizadas son dS/m (deciSiemens por metro), mmhos/cm (milimhos por centímetro) y según los organismos de normalización europeos mS/m (miliSiemens por metro). El contenido de sales de un suelo o substrato también se puede expresar por la resistividad (se solía expresar así en Francia antes de la aplicación de las normas INEN). El agua existente no sólo disuelve los minerales solubles y de este modo los torna disponibles para las plantas. Podemos demostrar la presencia de minerales solubles al agua no sólo por medio de la medición de la conductividad eléctrica. Desarrollo experimental: Realiza los procedimientos de Inicio, y conexión de la interfase con la computadora descritos en “Guía Para Experimentación Con Interfase, Sensores Y Computadora (Software Excel)”, Inicia el Programa Excel para la adquisición de datos con el sensor de Conductividad. Determina el intervalo de tiempo para las mediciones indiferentes de tiempo (0.2 a 0.5 segundos) por determinación. 1) Colocar agua en el vaso de precipitado hasta la mitad de su capacidad (en torno de 50 ml.) y utilizando el sensor de conductividad, medir la conductividad eléctrica, introduciendo los punteros del aparato en el agua. 2) Calentar el agua hasta su punto próximo de ebullición y medir la conductividad del agua calentada. 3) Añadir cuatro cucharas de la muestra de suelo y mezclar bien. Calentar por 2 min. más. 4) Determinar nuevamente la conductividad de la solución preparada. Preguntas

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1) ¿Cómo es posible demostrar la presencia de minerales en el suelo? 2) ¿Por qué la ampolleta eléctrica encendió con mayor intensidad en el agua con suelo? Comentarios El agua existente no sólo disuelve los minerales solubles y de este modo la torna disponibles para las plantas. Podemos demostrar la presencia de minerales solubles al agua no sólo por medio de la medición de la conductividad eléctrica.

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Práctica 29 PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN SOBRESATURADA

Objetivo: Preparar una solución sobresaturada de sodio y observar su inestabilidad. Material: Tubos de ensayo Soporte para tubos (gradilla) Vaso de precipitado Soporte universal Abrazadera y argolla Tela de asbesto Mechero Pinza para tubo de ensaye Espátula Agua Acetato de sodio Embudo Introducción: En química una solución saturada es aquella que tiene un equilibrio entre el solvente y el soluto a la temperatura dada. Si se eleva la temperatura habrá mayor capacidad del solvente de disolver el soluto. Cuando una solución está saturada, ésta ya no es capaz de disolver más soluto y si se agrega más de éste, éste aparecerá como un precipitado, es decir aparecerá como sólido. Cuando una solución contiene "disuelto" más soluto del que puede disolver se dice que esta solución es una solución sobresaturada, la cual no es estable. Cuando una solución contiene disuelto menos soluto del que puede disolver el solvente, se dice que esta solución es no saturada. Desarrollo experimental: Colocar 5 cucharas de cloruro de sodio en un tubo de ensayo seco, con ayuda de un embudo. Agregar 10 gotas de agua destilada y sacudir hasta disolver el máximo posible la sal. Colocar 20 ml. de agua en el vaso de precipitado y calentarla. Sujetar el tubo de ensayo con una pinza y colocarlo a baño maría en el vaso de precipitado hasta disolver completamente la sal. Dejar el sistema en reposo hasta alcanzar la temperatura ambiente. Observar que la sal aún está disuelta. Humedecer el palillo de madera y tocar, con él, los cristales secos de sal. Sumergir el agitador en la solución, observar y anotar lo que pase. Resultados y conclusiones: 1) ¿Qué ocurrió cuando el agitador conteniendo los cristales cuando fue colocado en la solución? Solución supersaturada es aquella que posee una cantidad de soluto superior al coeficiente de solubilidad, sin cuerpo de fondo. Se consigue enfriando, en reposo absoluto, una solución saturada a temperatura más alta. Es una solución inestable. Cualquier agitación mínima puede transformarla en saturada con cuerpo de fondo. En el experimento, al calentar la solución aumentamos su solubilidad. El enfriamiento en reposo, sin agitación, disminuye la solubilidad hasta que ella se torna supersaturada. Cuando colocamos el palito conteniendo los cristales de sal ocurre la precipitación inmediata demostrando la inestabilidad de la solución.

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Práctica 30 DETECCIÓN DE CARBONO Y DE HIDRÓGENO

Objetivo: Identificar la presencia de carbono y de hidrógeno en una muestra, a través de procesos simples. Material: Capsula de porcelana Embudo de vidrio Fósforos Vela Introducción: Los compuestos orgánicos son sustancias químicas basadas en cadenas de carbono e hidrógeno. En muchos casos contienen oxígeno, y también nitrógeno, azufre, fósforo, boro y halógenos. No son moléculas orgánicas los carburos, los carbonatos y los óxidos de carbono. Las moléculas orgánicas pueden ser de dos tipos: Moléculas orgánicas naturales: Son las sintetizadas por los seres vivos, y se llaman biomoléculas, las cuales son estudiadas por la bioquímica. Moléculas orgánicas artificiales: Son sustancias que no existen en la naturaleza y han sido fabricadas por el hombre como los plásticos Desarrollo experimental: Encender una vela y colocar sobre la llama una cápsula de porcelana, observar y anotar. Encender una vela y colocar un embudo de vidrio invertido, a una cierta distancia de la llama, observar y anotar. Resultados y Conclusiones: 1) ¿Cómo usted puede detectar la presencia de carbono? 2) ¿Qué es lo que indica la presencia de hidrógeno en la muestra? Los compuestos orgánicos queman con mayor o menor facilidad y, analizando la llama resultante de la combustión, podemos deducir las siguientes conclusiones al respecto del experimento realizado. Parte 1 Ocurre formación de tizne (mancha oscura) en la cápsula de porcelana, indicando la presencia de carbono en el material que constituye la vela. Parte 2 Ocurre la aparición de gotitas de agua en el cuello del embudo, indicando la presencia del hidrógeno en el material que constituye la vela. 2 H2 + O2 H2O

ANEXO

SIMULADOR DE ECUACIONES

0O

2-

OXIDO

0O

2-

OXIDO

0O

2-

OXIDO

SO2-

SO

O O

O

SULFATO

4 SO2-

SO

O O

O

SULFATO

4

SO2-

SO

O O

O

SULFATO

4

CO

OO

2-

3

CO

OO

2-

3

CO

OO

2-

3

FOSFITO

2-

O O

OP

H

HPO3

FOSFITO

2-

O O

OP

H

HPO3

FOSFITO

2-

O O

OP

H

HPO3

+NH4

+

NHH

HH+

NH4+

NHH

HH+

NH4+

NHH

HH

+Cu+

Cu +Cu+

Cu +Cu+

Cu

+

+H

HIDROGENION

+

+H

HIDROGENION

+

+H

HIDROGENION

+

+H

HIDROGENION

+

+H

HIDROGENION

+

+H

HIDROGENION

-

- Cl

CLORURO

-

- Cl

CLORURO

-

- Cl

CLORURO

-

- OH

HDROXILO

-

- OH

HDROXILO

-

- OH

HDROXILO

-

- OH

HDROXILO

-

- OH

HDROXILO

-

- OH

HDROXILO

-

N03-

NO

OO

-

N03-

NO

OO

-

N03-

NO

OO

- PO

OH

- PO

OH

- PO

OH

AlAl 3

+

+

+

+

ALUMINIO

AlAl 3

+

+

+

+

ALUMINIO

AlAl 3

+

+

+

+

ALUMINIO

FeFe3

+

+

+

+

(FERRICO)

FeFe3

+

+

+

+

(FERRICO)

FeFe3

+

+

+

+

(FERRICO)

P

PO-34

O

OO

O-

-

-

P

PO-34

O

OO

O-

-

-

FeFe

FIERRO II(FERROSO)

FeFe

FIERRO II(FERROSO)

FeFe

FIERRO II(FERROSO)

CuCu

COBRE II(CUPRICO)

CuCu

COBRE II(CUPRICO)

CuCu

COBRE II(CUPRICO)

CaCa

CALCIOCaCa

CALCIO

CaCa

CALCIO

S

SULFURO

S

SULFURO

S

SULFURO

Na

SODIO

+Na

SODIO

+Na

SODIO

+

BIBLIOGRAFIA

AMSHOGI, Angélica; VERSALATO, Elena F. e LISBOA, Júlio César Foschini. Unidades modulares de química. São Paulo: Gráfica Ed. Hamburg, [s/d.]. BELTRAN, Nelson Orlando e CISCATO, Carlos Alberto Mattoso. Química. São Paulo: Cortez, 1991. (Coleção Magistério 2º Grau – Série Formação Geral). CARVALHO, Geraldo Camargo de. Química moderna São Paulo: Ed. Saprone, 1995. CRISPINO, Álvaro. Manual de química experimental. São Paulo: Ática, 1994. CRUZ, Roque. Experimentos de química en micro-escala – físico-química. 2. ed. São Paulo: Scipione, 1995. FELTER, Ricardo. Química. São Paulo: Ed. Moderna, 1994. FERRÉ, Juan. Química para 2º . São Paulo: Scipione, 1990. FONSECA, Martha Reis Marques da. Química integral. São Paulo: Ed. Saprone 1993. GALLO NETO, Carmo. Química básica. São Paulo: Ed. Saprone, 1990. LEMBO, Antônio e SARDELLA, Antônio. Química. São Paulo: Ática, 1990. MATSUI, Ana Nemoto; LINGUENOTO, Marie e UTIMARA, Teruko Y. Química. São Paulo: Ed. FTD, 1990.